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Universidad Nacional de Santiago del Estero
Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología
Cátedra de Química
I. PRINCIPIOS DE LA QUÍMICA

Introducción a la química. Ciencia, técnica y tecnología. Método científico. La
química como ciencia.

Materia. Propiedades físicas y químicas. Transformaciones físicas y químicas.
Sistemas materiales: clasificación. Sustancias puras: simples y compuestas.
Elementos químicos. Nomenclatura de las sustancias químicas.
EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS
1.
En la siguiente lectura, destaque a su entender las ideas que tienen relación con
la química.
Calidad del medio ambiente y la química
Pimentel G. C., Coonrod J. A.. Oportunidades en la Química. Capítulo II.
Cada sociedad se provee a sí misma de alimento, de un refugio adecuado y de un
ambiente saludable. Cuando estas necesidades elementales están aseguradas, la
atención se vuelve hacia la búsqueda de la comodidad y el bienestar. El grado de
satisfacción de cada una estas necesidades determina la calidad de vida. Sin embargo,
algunas veces será necesario seleccionar las rutas de desarrollo debido a que una u
otra de estas calidades se alcanza con mayor facilidad a expensas de otras. Hoy,
nuestros deseos de que haya bienes de consumo más abundantes, mayor energía y
movilidad, está en conflicto con un medio más saludable.
La degradación del medio ambiente con la consiguiente amenaza a la salud y a los
ecosistemas no es un fenómeno nuevo. Las perturbaciones humanas al ambiente han
sido notadas desde los primeros hechos históricos. El consumo de energía por persona
se incrementa día a día y los problemas de contaminación se hacen cada vez más
obvios, a diario reconocemos relaciones sutiles en el mundo que nos rodea y
descubrimos efectos secundarios que antes pasaban inadvertidos. Cierto número de
perturbaciones han comenzado a aparecer a escala global.
El lado positivo de todo esto es que hay una mayor conciencia en el público acerca
de la importancia de mantener la calidad del ambiente.
Con el fin de que las estrategias para salvaguardar nuestro ambiente sean eficaces
es necesario tener un conocimiento y entendimiento adecuados. Así debemos ser
capaces de contestar las siguientes preguntas:

¿Cuáles sustancias indeseables están presentes en el aire, agua, suelo y
alimentos?

¿De donde vienen estas sustancias?

¿Cuáles opciones tenemos –tanto en productos como en procesos- para
aminorar o eliminar los problemas conocidos?
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
¿En qué medida los peligroso de una sustancia depende del tiempo de
exposición?

¿Con qué criterio debemos escoger entre las diversas opciones que ofrecen
las acciones correctivas?
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En la siguiente lectura, destaque a su entender las ideas que relacionan la ciencia
y la sociedad.
2.
El conocimiento científico
Díaz E., Heler M. El Conocimiento Científico. Capítulo I
Cuando se habla de ciencia se hace referencia a un conocimiento, es decir a un
cuerpo de ideas. Es necesario distinguir los conceptos de investigación científica de
conocimiento científico. Y también lo es, la ciencia de sus aplicaciones. El hecho de que
el conocimiento científico pueda ser aplicado a la realidad también distingue a la
ciencia.
Se denomina técnica a los procedimientos para dominar los fenómenos. Cuando
tales procedimientos se originan en la aplicación de los conocimientos científicos se
habla de tecnología.
La tecnología toma entonces teorías científicas y las adapta para determinados
fines.
Al abarcar en su totalidad lo que se denomina ciencia, se observa como una tarea
teórica, como la producción de conocimiento científico, tiene connotaciones prácticas
mediante la tecnología.
De este modo la ciencia contribuye al bienestar de la humanidad como también
causa perjuicios. El desarrollo científico influye sobre la sociedad.
3.
En la siguiente lectura, destaque a su entender las ideas que tienen relación con
las características del conocimiento científico:
Las características del conocimiento científico
Díaz E.,Heler M. El Conocimiento Científico. Capítulo VIII
No todo conocimiento es científico. Para serlo debe cumplir con ciertos requisitos.
Desde Grecia a nuestros días, tales requisitos no han sido siempre los mismos, aunque
algunas características han perdurado, especialmente aquellas que definen a la ciencia
como un saber crítico, es decir por justificar sus conocimientos, por dar prueba de su
verdad.
Hoy la tarea de la ciencia es tratar de describir la realidad para comprenderla en
sus relaciones invariantes. Le preocupa “descubrir” las conexiones que se presentan
entre los fenómenos. Las leyes científicas expresan esas relaciones. Dicho de otra
manera, la tarea científica es buscar las leyes que regulan la realidad.
El avance de la investigación científica ha modificado y reemplazado teorías. Las
leyes y teorías científicas son hipótesis de explicación, cuya verdad podrá ser
confirmada y considerada ley, pero solamente lo serán si no son refutadas o surgen
nuevas hipótesis que las superen. El conocimiento científico es provisorio. La búsqueda
de la verdad en la ciencia es entonces una tarea abierta.
Las leyes científicas son universales y explican los hechos particulares. También
permiten adelantarse a los sucesos, o sea que permiten la predicción de los fenómenos.
Las mismas leyes pueden permitir comprender hechos ya ocurridos, a esto se llama
retrodicción.
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La posibilidad de explicar y predecir proporcionada por las leyes científicas permite
entender las aplicaciones de la ciencia.
El conocimiento científico es sistemático. Por serlo constituye una unidad
ordenada: los nuevos conocimientos se integran al sistema, relacionándose con los ya
establecidos.
El conocimiento científico es fundamentado. La justificación de su verdad supone
poder mostrar la pruebas de su verdad.
Las características señaladas, manifiestan que el conocimiento científico no se
obtiene azarosamente, por el contrario el investigador sigue procedimientos, desarrolla
su tarea en base a un plan previo. Los conocimientos se obtienen por aplicación de
métodos científicos, es decir que el conocimiento científico es metódico.
Reflexione acerca de las siguientes preguntas:

¿Por qué se secan los charcos si el sol no hace hervir el agua?

¿Porqué y cómo funcionan los desinfectantes?

¿Qué transformaciones ocurren al cocinar los alimentos?

¿Qué es el fuego?

¿Cuán grave es la contaminación y cómo podemos todos colaborar contra
ella?
4.
Cite ejemplos de las relaciones posibles de la química con la carrera que Ud.
eligió.
5.
Defina los siguientes términos: Química; Materia y Sistema material.
6.
En una tabla donde indique las características macroscópicas y microscópicas
fundamentales de los estados de la materia. Cite ejemplos.
7.
En un cuadro sinóptico (o mapa conceptual) clasifique los sistemas materiales.
8.
Explique y ejemplifique la diferencia entre sustancia pura y solución.
9.
Describa e ejemplifique los tipos de cambios que sufre la materia.
10.
Defina y ejemplifique las propiedades extensivas e intensivas.
11.
Clasifique los siguientes sistemas materiales como homogéneos o heterogéneos,
e Indique si son soluciones o sustancias puras

Un piedra de granito

Un vaso de agua potable

2 g de cloruro de sodio

Una solución salina

Un pedazo de hierro

Un litro de nafta

Un pedazo de papel

Una burbuja de aire
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
100 mililitros de agua destilada

20 kg de oro
11.
La madera de quebracho colorado (es una especie nativa de la región chaqueña)
tiene las siguientes propiedades: es muy dura, muy resistente a la acción de los
hongos, muy difícil de clavar, es frágil (tiene escasa resistencia a choque), cuando
se quema genera mucho calor. Discierna cuáles de las propiedades mencionadas
se refieren a propiedades físicas y cuáles se refieren a propiedades químicas.
12.
Los siguientes datos se refieren al elemento carbono. Clasifique cada una de las
propiedades en físicas o químicas:
13.

Reacciona con el oxígeno para dar óxidos.

Prácticamente no se disuelve en agua.

Existe en distintas forma alotrópicass, por ejemplo diamante y grafito.

A 25 ºC y 1 atm es sólido.
Teniendo en cuenta los distintos métodos de separación y fraccionamiento de
sistemas materiales, sugiera el o los métodos que permitan separar las siguientes
muestras y obtener (por separado) cada uno de los componentes.

Permanganato de potasio disuelto en agua (mezcla homogénea)

Yodo con impurezas de azufre

Mezcla de combustible y agua
14. Indique la naturaleza química o física de los hechos que se indican en la siguiente
tabla.
 La deformación de un puente
 El calentamiento de un horno
 El horneado de una torta
 La corrosión una chapa
 El endulzado del té
 La cocción de un huevo
 La combustión del carbón
 La fusión del hielo
 El fraguado de la cal viva
 La
 Formación de sarro en un caldera
 Licuación del propano para envasado
dilatación
termómetro
del
alcohol
en
15.
Dados los siguientes elementos: yodo, azufre, potasio, hierro, cobalto, níquel,
fluor, hidrógeno, silicio. Escriba los símbolos y clasifíquelos en metales,
metaloides y no metales.
16.
Dados los siguientes símbolos químicos: Al, Na, Cl, Zn, Mg, Br, O, Hg, N, P. Escriba
sus nombres y clasífiquelos en metales, metaloides y no metales.
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un
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17.
Teniendo presentes las valencias de los elementos de la tabla periódica,
agruparlos por valencias o grupos de valencias ( es decir todos los elementos con
valencia 1, todos los elementos con valencias 1, 3, 5 y 7, todos los elementos con
valencia 2, 3, etc).
18.
Teniendo en cuenta la valencia de los elementos sodio, cloro, aluminio, hierro,
yodo, manganeso, potasio, azufre, litio, cobre, escriba las fórmulas y los nombres
de todos los óxidos que pueden formar estos elementos. Clasifíquelos como
ácidos, básicos o neutros.
19.
Teniendo en cuenta la valencia de los elementos fósforo, azufre, sodio, oxígeno,
calcio, arsénico, escriba las fórmulas y los nombres de todos los hidruros que
pueden formar estos elementos.
20.
Teniendo en cuenta la valencia de los elementos cloro, litio, manganeso, bromo,
azufre, auminio, mercurio, escriba la fórmula y el nombre de todos las sales de
hidrácido posibles que pueden formar estos elemetos.
21.
Escriba y nombre todos los hidróxidos posibles de los metales que se dan a
continuación: litio, manganeso, aluminio, mercurio, cobre, hierro, calcio,
magnesio, oro, plomo.
22.
Escriba y nombre todos oxoácidos posibles de los no metales enunciados:
bromo, carbono, cloro, azufre, yodo.
23.
Escriba y nombre todas las oxosales posibles por combinación de los siguientes
grupos de elementos: N, O, Sn; S, O, Pb; N, O, Al; P, O, Cr; I, O Sr; Cl, O, Ca; Br, O,
Fe; C, O, Na; S, O, Co; As, O, Mg.
24.
Complete los factores de conversión de unidades:
A) Unidades de longitud
1m
1 cm
1 mm
1 micrón
1 amstrong (Å)
1 nanómetro
(nm)
m
cm
mm
1
1 x 102
1 x 103
micrón
amstrong (Å)
nanometro
(nm)
1 x 10-9
1
1
1 x 103
1 x 107
1
1
1
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B) Unidades de volumen
1 m3
1 cm3
1L
1 mL
m3
cm3
L
1
1 x 106
1 x 103
mL
1
1
1 x 103
1
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C) Unidades de masa
1g
g
kg
Mg
1
1 x 10-3
1 x 103
1 kg
1
1 mg
1
D) Unidades de densidad
mg/L
1 mg/L
1 g/cm3
1 kg/m3
g/cm3
kg/m3
1
1
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II. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

Leyes fundamentales de la química. Teoría atómica de Dalton. Leyes de Gay-Lussac
y Avogadro.

Ecuaciones químicas. Estequiometria de los compuestos químicos y de las
reacciones químicas.
EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS
1. Explique las ley de la conservación de la materia. Analice las consecuencias en el
contexto de la ingeniería
2. Explique la ley de las proporciones constantes y su importancia.
3. Explique la ley de las proporciones múltiples y su importancia
4. Mencione los postulados de la teoría atómica de Dalton y su relación conlas leyes
fundamentales de la química.
5. A partir de 0,8755 g, 1,3601 g y 1,9736 g de aluminio se forman 1,654 g, 2,5699 g y
3,7290 g de oxido de aluminio, respectivamente. Comprobar que se cumple la ley
de las proporciones definidas.
6. A partir de 0,8755 g, 1,3601 g y 1,9736 g de aluminio se forman 1,654 g, 2,5699 g y
3,7290 g de oxido de aluminio, respectivamente. Comprobar que se cumple la ley
de las proporciones definidas.
7. El estaño forma dos cloruros cuyos contenidos en estaño son 88,12 % y 78,76%.
¿Qué ley ponderal se cumple? Enúnciela.
8. El estaño forma dos cloruros cuyos contenidos en estaño son 88,12 % y 78,76%.
¿Qué ley ponderal se cumple? Enúnciela.
9. Determine la masa atómica relativa y la masa de cada átomo de los elementos
dados en la tabla
10. Calcule: A) la masa molecular relativa y B) la composición centesimal de las
siguientes sustancias:
FeSO4
KI
H2SiO3
CoO
Al4(As2O5)3
KMnO4
Ca(OH)2
Au(OH)3
Mg3(PO4)2
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11. Complete la siguiente tabla:
Moles
Cloruro de sodio (s)
Masa [g]
Volumen [L]
(C.N.P.T)
15
12,04 x
1023
Agua(l)
Hidróxido de calcio (s)
2,50
Nitrógeno (g)
52,1
Dióxido de carbono (g)
1000.0
12.04 x
1025
Oxido de cobre (II)
Oxígeno (g)
Permanganato
sodio
0,25
de
Pentaóxido de arsénico
Oxido de aluminio
Nº Molec.
1500000
1,2 x 105
25,0 x 1030
12.
Considere dos minerales, cuyas formulas mas sencillas son Cu 5FeS4 y Cu2S. ¿Cuál
de los dos es más rico en cobre?
13.
¿Qué cantidad de Hierro habrá en 150 g de oxido de hierro (III) puro? Fe = 55.85
g, O = 16.00 g.
14.
Un compuesto contiene 26,5 % de Potasio, 35,4 % de Cromo y 39,1 % de
Oxígeno. Calcule su fórmula mínima y molecular, sabiendo que su masa
molecular es 294.
15.
Se pretende saber si un cierto azúcar tiene la formula C6H12O6 o C12H22O11. Se
procede, para ello, a la combustión total de 3,6 g del compuesto, obteniéndose
como resultado 2,83 L de CO2 en condiciones normales. ¿Cuál es la fórmula de la
sustancia problema?
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25.
Se presentan reacciones químicas y la cantidad expresada en moles, masa o
volumen (C.N.P.T.) de algún reactivo o producto. Complete según corresponda.
___NaOH + ___H2SO4  ___Na2SO4 + ___H2O
2,5 moles
x moles
x moles
x moles
___SO2 + ___H2O  ___H2 SO3
xL
xL
100 L
___CuSO4 + ___NaOH  ___Cu(OH)2 + ___Na2SO4
xg
xg
1000 g
xg
___HNO3 + ___NH3  ___NH4NO3
x moles
x moles
952 moles
___PbCl2 + ___H4P2O7  ___Pb2 P2O7 + ___HCl
xg
45,5 g
xg
xg
26.
¿Qué volumen de dióxido de carbono en C.N.P.T. y qué masa de sal se formará al
tratar 250 g de piedra caliza con 80 % de pureza en carbonato de calcio, con
exceso de ácido clorhídrico?
27.
Al tratar 32 g de azufre con exceso de oxígeno, se forman 40,3 L de trióxido de
azufre. Determine el rendimiento del proceso.
28.
En un experimento de laboratorio se hace reaccionar carbonato de sodio con
ácido clorhídrico, generándose como productos cloruro de sodio, dióxido de
carbono y agua. Calcule el volumen de dióxido de carbono que se produce a
C.N.P.T. a partir de las siguientes situaciones:

20,0 g de carbonato de sodio puro

20,0 g de carbonato de sodio al 65 % de pureza

20,0 g de ácido clorhídrico puro

20,0 g de ácido clorhídrico al 36.5 % de pureza (como se comercializa
habitualmente)
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29.
¿Qué cantidad de ácido nítrico se necesita para reaccionar completamente con
200 g de hidróxido de aluminio al 87 % de pureza, qué masa de sal neutra se
formará si el rendimiento es del 80 %?
30.
¿Qué volumen de gas carbónico se liberará en C.N.P.T. y qué masa de sal se
formará al tratar 300 g de Soda Solvay con una riqueza del 76 % de carbonato de
sodio, con exceso de ácido sulfúrico?
31.
Determine la cantidad de agua formada con un rendimiento del 78 % al
reaccionar 30 l de O2 en C.N.P.T. con 3,4 mol de H2.
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TEORICO PRACTICO N° 2
III. MODELOS ATOMICOS CLASICOS

Naturaleza eléctrica de la materia. Experimento del tubo de descarga.
Experimento de Millikan.

Modelo atómico de Thomson, Modelo atómico de Rutherford. Componentes
fundamentales del átomo. Número atómico. Número de masa. Isótopos
EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS
1.
Relacione la teoría atómica de Dalton con los fenómenos eléctricos observados
de la materia. ¿Puede este modelo explicarlos?
2.
Cite por los menos cinco ejemplos donde se evidencia la naturaleza eléctrica de
la materia.
3.
Explique en detalle el experimento del tubo de descarga y los resultados
fundamentales.
4.
Explique en detalle el experimento de Millikan y los resultados fundamentales.
5.
Explique y haga un esquema del modelo atómico que explica los experimentos
anteriores.
6.
Explique en detalle el experimento de Rutherford y los resultados fundamentales.
7.
¿Cómo se describe el átomo según el modelo de Rutherford?
8.
Teniendo en cuenta la relación de volúmenes entre el núcleo y el átomo.
Suponiendo átomos esféricos, calcule el radio que tendría que tener un átomo, si
se tuviera un núcleo de 1,0 cm.
9.
Teniendo en cuenta el modelo mencionado, defina ahora número atómico y
número másico.
10.
Demuestre que la masa atómica relativa es igual al número másico.
11.
Complete la siguiente tabla (considere a los elementos en estado neutro):
Z
A
6
12
N° electrones
N° protones
17
18
3
40
55
N° Neutrones
4
20
26
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12.
¿Qué con isótopos? Cite por lo menos cinco ejemplos.
13.
¿Cuáles fueron los inconvenientes principales que tuvo este modelo? Determine
el número de protones, neutrones y electrones presentes en cada uno
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IV. MODELOS ATOMICOS MODERNOS.

Radiación electromagnética. Teoría de Planck. Espectros. Modelo atómico de
Bohr.

Teoría de De Broglie. Principio de incertidumbre de Heisenberg. Modelo
mecánico-cuántico. Números cuánticos.
Escriba la configuración electrónica de los siguientes átomos: Z = 1; Z = 13; Z = 6; Z =
26; Z = 35
14. Para cada uno de los átomos del ejercicio anterior indique su ubicación en la
tabla periódica, mencionando grupo y período correspondiente.
15. Teniendo en cuenta las electronegatividades de los distintos elementos,
indicar qué tipo de enlace predomina en los siguientes compuestos: BaF2 ; CS2
; H2S ; KBr ; HCl
16. Analice la siguiente tabla, e indique si cada una de las consignas son
verdaderas o falsas. Justifique su respuesta.
D
J
A
C
M
F
E
H
G
La unión de C y M es de carácter covalente
J es mas electronegativo que D
G se combina químicamente con A
C y E son elementos de transición
H se combina con J para dar compuesto de formula H2M3
D es un átomo mas grande que C
A tiene tendencia a formar compuestos iónicos
17. Dibuje las estructuras de Lewis de los siguientes iones y moléculas: H 2SO4;,
HCN; NaCl, CaF2; CO32-.
Actividad II. Repaso y fijación
1.
A) Enumere las características básicas de las ondas electromagnéticas. B) Dibuje un
esquema de espectro electromagnético, indicando las distintas regiones.
2. Liste los siguientes tipos de radiación electromagnética según el orden creciente de
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su longitud de onda:
Radiación de una estufa a cuarzo
Radiación de una radio FM
La luz verde de un semáforo
Rayos X, que se emplean en el diagnóstico médico
Radiación cósmica del espacio exterior
3. Indique si cada uno de los enunciados es verdadero o falso. Cuando sea falso,
corrígelo.
10 A = 1 nm
La energía de un fotón es inversamente proporcional a su longitud de onda.
La longitud de onda de un fotón es proporcional a su frecuencia.
4. ¿Qué es el efecto fotoeléctrico? ¿Cuál fue su conclusión más importante?
5.
A) ¿Cuáles son los postulados básicos del modelo atómico de Bohr? B) ¿Cuál fue el
aporte importante de De Broglie? C) ¿Qué es el principio de incertidumbre de
Heisenberg? D) ¿Qué consecuencias importantes tuvo este principio?
6.
A) Describa el modelo atómico moderno. B) ¿Qué significan los números cuánticos?
C) ¿Qué valores posibles pueden tomar cada uno de ellos? C) Enuncie el Principio
de Exclusión de Pauli D) ¿Qué proponen las reglas de Hund?
7. Escriba la configuración electrónica de los siguientes átomos:
Z=3
Z=5
Z=7
Z = 10
Z = 13 Z = 18 Z = 22 Z = 28
Z =32 Z = 36 Z = 40 Z = 42
Z = 47 Z = 50 Z = 54 Z = 60
8.
A) Esquematice una tabla periódica. B) Señale los grupos y períodos. Señale la
frontera entre metales y no-metales. Indique los sólidos, líquidos y gases. C)
Indique los elementos representativos, de transición, de transición interna y gases
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nobles.
9. Para cada uno de los átomos del ejercicio 11 indique su ubicación en la tabla
periódica, mencionando grupo y período correspondiente.
10. Defina con precisión los siguientes términos: A) Energía de ionización, B) Afinidad
electrónica,C) Radio atómico y D) Electronegatividad.
11. Esquematizar una tabla periódica e indicar con flechas como es la tendencia de
aumento de las propiedades periódicas indicadas en el ejercicio anterior.
A) ¿Por qué se forman los enlaces químicos? B) Explique en detalle la
formación de: a) Los enlaces iónicos. b) Los enlaces covalentes. c) La
teoría del mar de electrones y de las bandas.
12. Teniendo en cuenta las electronegatividades de los distintos elementos,
indicar qué tipo de enlace predomina en los siguientes compuestos: CaF2, PH3,
CO2, Na2S, H2O, KCl, BrCl.
13. Dibuje las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas: H 2SO3; HClO3,
KCN, H2O; CH4, NaI, CaCl2.
14. En una tabla relacione las propiedades físicas de las sustancias con el tipo de
enlace.
15.
A) ¿Qué son las fuerzas intermoleculares? B) ¿Cómo se generan? C) Explique en
detalle el “puente hidrógeno”? D) ¿Cuál es su importancia?
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V. SISTEMA PERIODICO

Tabla periódica. Relación entre el sistema periódico y la estructura electrónica.

Propiedades periódicas: potencial de ionización, electroafinidad, radio atómico
y electronegatividad.
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VI. UNIONES QUÍMICAS

Uniones químicas. Conceptos generales.

Enlaces interatómicos. Enlace iónico. Enlace covalente: clasificación y
propiedades. Enlace metálico: modelos del mar de electrones y de las bandas de
energía. Relación entre las propiedades macroscópicas y los tipos de enlaces.

Atracciones intermoleculares: enlace puente de hidrógeno y fuerzas de Van der
Waals.
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VII. ESTADOS DE LA MATERIA
 Estado gaseoso. Propiedades macroscópicas. Leyes de los gases ideales. Ecuación
general de estado. Ley de Dalton de las presiones parciales. Teoría cinética de los
gases.
 Desviación del comportamiento ideal. Ecuación de Van der Waals. Diagramas de
fase: Fenómenos críticos e isotermas de Andrews. Licuación de gases.
 Estado líquido. Propiedades macroscópicas. Diagramas de fase. Equilibrio
líquido-vapor: presión de vapor y punto de ebullición. Estado sólido. Propiedades
macroscópicas. Sólidos cristalinos y amorfos. Sistemas cristalinos. Tipos de
cristales. Redes cristalinas de empaquetamiento compacto.
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VIII. DISOLUCIONES
 Soluciones: Componentes. Unidades de concentración Clasificación de soluciones..
Solubilidad: factores que influyen. Saturación y sobresaturación.
 Propiedades coligativas: descenso de la presión de vapor, aumento ebulloscópico,
descenso crioscópico y presión osmótica.
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