Masa: 9 10-28 Orbita Carga






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fecha de publicación26.10.2015
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FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA
TEORIA ATOMICA
Electrones (-) Masa: 9,1.10-28

Orbita Carga: -1,6022.10-19

Protones (+) Masa: 1,677262.10-24

Núcleo Carga: 1,6022.10-19

Electrón (0) Masa: 1,67483.10-24

Núcleo Carga: neutro
Electrones y Protones: Igual carga pero opuesta

P
Protones = Z

Electrones = Z

Neutrones = A-Z
rotones y Neutrones: Igual masa.


X = Elemento Atómico

Z = Número Atómico  Nro. de protones en el núcleo. Nro. de electrones en la órbita

A = Número de Masa  Nro. de protones + neutrones en el núcleo.
UNIDAD DE MASA ATOMICA (u.m.a.)
1/12 de la Masa del 612C  1 átomo de 12C = 12 uma
A = MASA ATOMICA PROMEDIO
2963Cu : 62,93 uma. Ab. Is.: 69,09%

2965Cu: 64,93 uma. Ab. Is.: 30,91%

Ab. Is. = Abundancia Isotópica = Abundancia en la naturaleza.
Ab.Is.%1 x A1 + Ab.Is.%2 x A2 = Ar (Masa Atómica Relativa)  ArCu = 63,55

  1. 100


IONES
Un Ion es un átomo con carga.

Anión: Carga Negativa  átomo gana electrones

Catión: Carga Positiva  átomo pierde electrones

1735Clanión 1735Cl- 816Oanión 816O2- 1123Na catión 1123Na+

p = 17 p = 17 p = 8 p = 8 p = 11 p = 11

n = 18 n = 18 n = 8 n = 8 n = 12 n = 12

e = 17 e = 18 e = 8 e = 10 e = 11 e = 10
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE

Es imposible establecer en un momento dado la posición y velocidad de un electrón.

Orbitales: zonas donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima
NUMEROS CUANTICOS

n = Nro. Cuántico Principal (niveles de energía)  1,2,3,4,...

L = Nro. Cuántico Azimutal (forma del orbital-subnivel)  0,...,(n-1)

ml = Nro. Cuántico Magnético (orientación en el espacio)  -L,...,0,...,L

ms = Nro. de Spin  ½ o -½
L = 0 : 1 orbital “s”. 2 electrones. Esférico

L = 1 : 3 orbitales “p”. 6 electrones. Lóbulo. (8)

L = 2 : 5 orbitales “d”. 10 electrones.

L = 3: 7 orbitales “f”. 14 electrones.
Principio de Exclusión de Pauli

Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener la misma combinación de números cuánticos (n, L, ml y ms)
Regla de Hund

Antes de ocuparse totalmente un orbital se semiocupan todos los orbitales de un mismo subnivel con spines de signos iguales.




p = 3 orbitales


REGLA DE LAS DIAGONALES




16X = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ___ __ ___
2+ 2+6+2+4=16

CONFIGURACION ELECTRONICA EXTERNA (CEE)
Se elige a partir del ultimo nivel de energía incompleto
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 CEE

1s2 2s2 2p5 CEE
La tabla periódica tiene:

7
Bloque “s”  2 grupos

Bloque “p”  6 grupos

Bloque “d”  10 grupos

Bloque “f”  14 grupos
Filas  Periodos


Elementos Representativos
Elementos de Transición

18 Columnas  Grupos


CONF. ELEC. EXT.

GRUPO

ns1

I Representativos (Met. Alcalinos)

ns2

II Representativos (Met. Alcalino-térreos)

ns2 np1

III Representativos

ns2 np2

IV Representativos

ns2 np3

V Representativos

ns2 np4

VI Representativos

ns2 np5

VII Representativos (Halógenos)

ns2 np5

VIII Representativos (Gases Nobles)


33As = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3  CEE  Per. 4 – Gr. V

completo
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4 Per. 5 – Gr. VI
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1  CEE  Per. 4 – Gr. I Trans
PROPIEDADES PERIODICAS
1) Radio Atómico
Distancia




+ Ce

- Ne
+ Electrones = +Radio


2) Radio Iónico
Distancia







+ Electrones = + Radio
3) Energía de Ionización

Energía que hay que entregarle a un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental de energía para arrancarle el electrón mas débilmente unido.




 + Energía necesaria para arrancar un electrón




M(g)  M(g)+ + 1e-


4) Afinidad Electrónica
La energía involucrada, generalmente negativa (-) cuando un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental de energía recibe un electrón.




X(g) + 1e-  X-(g)

ΔE < 0 (generalmente) (ΔE = Energía que libera)

 Libera Energía

9F = 1s2 2s2 2p5  Quiere 1e para completar el nivel!


5) Electronegatividad
Capacidad que tienen los átomos de atraer el par electrónico de una unión covalente
+ Afinidad Electrónica = + Electronegatividad

+ F  - Cs

Electronegatividad Flúor (F) = 4
ESTRUCTURA DE LEWIS

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1  Gr. I

20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2  Gr. II

20Ca2- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0  [Ca]2+

8O = 1s2 2s2 2p4  Gr. VI

17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5  Gr. VII

17Cl - = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6


UNIONES QUIMICAS

a) Uniones Iónicas

b) Uniones Covalentes

c) Uniones Metálicas
a) Uniones Iónicas

12Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2  Mg 2+

8O = 1s2 2s2 2p4  O 2-

Na + + O 2 –
Metal + No Metal




Energía de Energía de

ionización baja ionización alta




Cationes Aniones

b) Unión Covalente
No Metal + No Metal
Compartimiento de Pares Electrónicos




Cl2   Comparte un solo par = Covalente Simple




O2   Comparte dos pares = Covalente Doble




N2   Comparte tres pares = Covalente Triple



SO2   Unión Covalente Doble + Unión Dativa
Hidrógeno terminal, el más Electronegativo va las puntas : H  F  O  Cl
FORMULAS QUIMICAS
NUMERO DE OXIDACION

Es la carga que tendría el átomo si los electrones de la unión son transferidos totalmente

Grupo I = +1

Grupo II = +2

Grupo III = +3
La suma de los Números de Oxidación de los compuestos debe ser neutral
H2+1 S+4 O3-2  2x(+1)+1x(+4)+3x(-2)=0
COMPUESTOS BINARIOS

Moléculas compuestas por dos átomos distintos.


  1. Óxidos Iónicos = M + o

  2. Óxidos Covalentes = NM + O

  3. Hidrácidos = H + NM

  4. Sales de Hidrácidos = M + NM


a) Óxidos Iónicos

M + O

óxido de [metal] (X)  X = Nro. de oxidación

óxido [metal]oso / ico  oso =chico, ico =grande
Ejemplos:

Grupo I: Na(+1): Na2+1 O-2 : óxido de sodio Grupo II: Ca(+2): Ca+2 O-2 : óxido de calcio

Cu(+1/+2): Cu+2 O-2 : óxido de cobre (II) Fe(+2/+3): Fe2+3 O3-2 : óxido férrico
b) Oxido Covalente

NM + O

[mono/di/tri]oxido de [di/tri][no metal]

Ejemplos:

I2+5 O5-2 : pentóxido de diyodo S+6 O3-2 : trióxido de azufre

N+2 O-2 : monóxido de nitrógeno. C+2 O-2 : monóxido de carbono
c) Hidrácidos

H + NM  H actúa con +1 y el NM con su estado de oxidación negativo (-)
[no metal]uro de hidrogeno  si es gaseoso

ácido [no metal]hídrico  si es acuoso

Ejemplos:

H+1Cl-1(ac) : ácido clorhídrico H2+1S-2(g) : sulfuro de hidrógeno
d) Sales de hidrácidos

M + NM  el NM actúa con su estado de oxidación negativo (-)

[no metal]uro de [metal] (X)  X = Estado de oxidación

[no metal]uro [metal]oso / ico  oso =chico, ico =grande

Ejemplos:

Na(+1)+Cl(-1): NaCl: cloruro de sodio Fe(+2/+3)+S(-2): Fe2+3S3-2: sulfuro ferroso

Pb(+2/+4)+F(-1): Pb+4F4-1: fluoruro plúmbico Fe(+2/+3)+S(-2): Fe+2S-2: sulfuro de hierro (II)
COMPUESTOS TERNARIOS

Moléculas formadas por tres tipos de átomos distintos

a) Hidróxidos

b) Oxácidos

c) Oxosales

d) Sales hidrogenadas
a) Hidróxidos

M (OH)-x  OH = hidroxilo

hidróxido de [metal] (X)  X = Nro. de oxidación

hidróxido [metal]oso / ico  oso =chico, ico =grande

Ejemplos:

Co(+2/+3): Ca+2(OH)2: hidróxido de cobalto (II) Cu(+1/+2): Cu+2(OH)2: hidróxido cúprico
b) Oxácidos

Hx+1 NM O-2x  el Oxígeno tiene que superar al NM  C+4O3-2  H2CO3 (neutra)

Ácido [no metal]oso / ico  oso = chico / ico = grande

Ejemplos:

N(+3/+5): HN+5O2: ácido nítrico S(+4/+6): H2S+4O3: ácido sulfuroso

Cl(+1/+3/+5/+7): HCl+1O: ácido hipocloroso HCl+7O: ácido percloroso
+1 = hipo...oso +3 = ...oso +5 = ...ico +7 = per...ico
c) Oxosales

Mx NM Ox

Cambia oso  ito, ico  ato (“Oso osito, pico de pato)

[no metal]ito / ato de [metal] (X)  ito = chico / ato = grande

[no metal]ito / ato [metal]oso / ico  oso = chico / ico = grande

Derivan de los Oxoácidos pero se le saca el Hidrógeno  H2CO3CO3 (-2) = carbonato

Ejemplos:

Cu(+1/+2) + C(+2/+4): Cu2+1CO3: carbonato cuproso / de cobre (I)

Na(+1) + N(+3/+5): NaN+3O2: nitrito de sodio

Co(+2/+3) + Cl (+1/+3/+5/+7): Co+2(Cl+7O4)-2: perclorato cobáltico / de cobalto (II)
b) Sales Hidrogenadas:

Se le saca un Hidrógeno (o más, en casos especiales) a los Hidrácidos o a los Oxoácidos

Hidrácidos: M (H NM)X

hidrógeno [no metal]uro de [metal] (X)

hidrógeno [no metal]uro [metal]oso / ico

H2S (HS)- hidrógeno sulfuro  + Fe(+2/+3)  Fe+2(HS)2: hidógeno sulfuro de hierro (II) / férrico
Oxoácidos: M (H NM O)X / M (NM O)X

hidrógeno [no metal]ito / ato de [metal] (X)

hidrógeno [no metal]ito / ato [metal]oso / ico

H2S+4O3(HSO­3)- hidrógeno sulfito  + Fe(+2/+3)  Fe+2(HSO3)2: hidrógeno sulfito de hierro (II) / férrico
ESPECIALES
PO4 = fosfato HPO4 = hidrógeno fosfato H2PO4 = dihidrógeno fosfato

CrO4 = cromato Cr2O7 = dicromato MnO4 = permanganato

ESTEQUIOMETRIA

Masa Molecular Relativa [Mr(x)] = Masa promedio de una molecula de X

1/12 masa de atomo 12C

Mr(H2O)= 2xArH + ArO = 2x1g + 16g = 18 (sin unidad)  Ar = Masa atomica relativa
Mol: cantidad de materia que contiene un Número de Avogadro de unidades fundamentales.

Unidad de cantidad de materia

Número de Avogadro: número de átomos de 12C que hay en 12g de 12C (6,02x1023)

Masa Molar (M): masa de un mol de elemento

M(H2O) = Mr (H2O) = 18  M(H2O) = 18g
H2SO4  Mr = 98

 M = 98 g

 1 mol de H2SO4 = 6,02x1023 moleculas de H2SO4

2 x 6,02x1023 atomos de H

6,02x1023 atomos de S

4 x 6,02x1023 atomos de O
ESTEQUIOMETRIA estudia las reacciones quimicas y sus proposiciones

Reactivos  Productos

Se rige bajo la Ley de la Conservacion de Masa: en una reaccion quimica la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

Es decir:

H2 + O2  H2O se balancea formando : 2H2 + O22H2O donde 2 se llama coeficiente estequimétrico.

Se dice entonces que 2 moles de H2 + 1 mol de O2 forman 2 moles de H2O y siempre se mantiene esa proporción!
Existen otros conceptos como:

Reactivo Limitante: el reactivo que esta en menor proporcion y condiciona la reaccion ya que se acaba antes y se trabaja tomando ese numero como referencia.
Rendimiento: el producto de la reaccion tiene un rendimiento menor por eso:

R% = Masa de producto real (se desea averiguar)x100

Masa de producto teorica (con R% = 100%)
Pureza: a veces el reactivo no tiene el material con una pureza total:




P% = Masa compuesto puro (se desea avergiuar) x100

Masa compuesto impuro (total)
GASES

  • Toma la forma del recipiente

  • Baja densidad

  • Movimiento de particulas

  • Particulas no tienen interaccion




    • Presion = fuerza  [P] = N = Pascal
      superficie m2
      atm: 1, hPa: 1013, mmHg: 760, Torr: 760

    • Temperatura = oC (Celsius), K (Kelvin)  0oC = 273 K

    • Volumen: m3, dm3, cm3, L, mL.  1L=1dm3=1000cm3


Ley de Boyle-Mariotte

Si Masa y Temperatura son constantes, la Presión varía proporcionalmente al Volumen
V = k/P  k es una constante
Ley de Charles (Gay-Loussac)

  • A Masa y Presion constantes  Volumen varia proporcionalmente a la Temperatura

  • A Masa y Volumen constantes  Volumen varia proporcionalmente a la Temperatura


V = k.T P =k.T V1 = V2

T1 T2
Ley de Avogrado

A mayor numero de moles, mayor volumen
V = k.n




A masa constante  Ecuacion de Estado 
A masa no constante  P.V = K.n

T

CNPT : Condiciones Normales de Presión y Temperatura

P = 1atm

V = 22,4 dm3 K = R = 0,082 dm3atm

T = 273 K s K.mol
ECUACION GENERAL DE LOS GASES
P.V = n.T.R  P.V = T.R.m/M  P = T.R.δ/M
LEY DE DALTON PARA PRESIONES PARCIALES

La presion total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas dentro del recipiente

PT = PA + PB + PC
Ec 1) PA = (R.T/V).nA PB = (R.T/V). nB

Ec 2) PT = (R.T/V). (nA + nB)  PT = (R.T/V). nT
Ec 1) / Ec 2)  nA / nT = XA  Fraccion Molar

PA = XA . P­T
GASES IDEALES

Un gas es ideal cuando:

  • Altas temperaturas

  • Bajas presiones

  • No interactúan sus partículas

  • Volumen despreciable

ECUACION DE VAN DER WAALS
 a y b = constantes que dependen de cada gas

 P y V son corregidos
PIdeal > PReal  las particulas se ven, se atraen y chocan menos contra las paredes
VIdeal > VReal
SOLUCIONES
Solucion (SN): Mezcla homogenea de dos o mas componentes

2 Componentes  mayor cantidad = Solvente (SV)

 menor cantidad = Soluto (ST)
Liquido de liquido  solucion liquida (alcohol en agua)

Solido en liquido  solucion liquida (agua con sal)
UNIDADES
1) Porcentaje de masa en masa (%m/m)

Masa de ST (g) por cada 100g de SN

%m/m = mST (g) x 100

mSN (g)
2) Porcentaje de masa en volumen (%m/v)

Masa de ST (g) por cada 100mL de SN

%m/v = mST (g) x 100

vSN (mL)
3) Porcentaje de volumen en volumen (%v/v)

Volumen del ST (mL) por cada 100mL de SN

%v/v = vST (mL) x 100

vSN (mL)
4) Molaridad (M)

Numero de moles de ST por cada litro de SN

M = nST .

V (L) (ST)
5) Molalidad (m)

Numero de moles de ST por cada Kg de SV

m = nST .

mSV (Kg)

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