Definición: Rama de las ciencias que estudia la materia, su composición, transformaciones y estructura interna
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| QUIMICA Definición: Rama de las ciencias que estudia la materia, su composición, transformaciones y estructura interna. Materia: Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio, se puede captar con los sentidos y posee inercia. Ley de Lavoisier (Conservación de la materia y la energía): La materia y la energía no se crea ni se destruye, solamente se transforma. Isótopo: Átomos del mismo elemento que tienen las mismas propiedades químicas, pero diferente número de masa (Hidrogeno, Deuterio y Tirito). CLASIFICACION DE LA MATERIA Elemento: Son las substancias simples que no pueden escindirse o descomponerse en otras más sencillas, por ningún cambio físico. Para representarles fácilmente se utilizan sus abreviaturas, principalmente con su nombre en latín, alemán o español. Ejemplo: Cobre cuprum (L) Cu Cadmio Cd Cloro Cl Oro Aurum(L) Au Hierro Ferrum(L) Fe Plata Argentum(L) Ag Sodio Natrium(A) Na Estaño Stannum(L) Sn Cromo Cr Cobalto Co Materia Heterogénea: Son aquellas donde las sustancias no se unen completamente y puedes ser separadas por medios físicos. Se dividen en solvente y soluto. Pueden ser de tres tipos: Coloides, Suspensiones o Emulsiones. Métodos de Separación Física: Decantación: Los sólidos quedan en el fondo por efecto de la gravedad cuando se dejan en reposo. Filtración: Es cuando por medio de alguna capa se dejan las partículas más pequeñas adheridas. Destilación: Se usa cuando dos o más substancias tienen diferentes puntos de ebullición y se les somete a una evaporación y sublimación bruscas pero controladas. Centrifugación: Se hacen girar a grandes velocidades de manera que los componentes más densos queden en el fondo y los menos densos en la superficie. Destilación Fraccionada: Al igual que la destilación, se utilizan cuando se tienen dos o más elementos, pero la diferencia se establece pues solo se evapora y sublima de modo que se obtiene un compuesto de dos elementos y otro de un elemento puro. Cromatografía: Es por medio de los colores que dan los elementos mismos, de forma que se pueden separar por Adsorción (Se adhiere), Solubilidad y tamaño. Coloide: Algunas combinaciones de disolvente y soluto aparecen como soluciones, pero, de hecho no son verdaderas dispersiones moleculares. El tamaño de sus partículas es, realmente bastante grande en comparación. Tienen un conjunto de propiedades muy diferentes a las de verdaderas soluciones. Suspensión: La diferencia con los coloides es que no tienen un color uniforme o semitranslucido. Emulsiones: Unión de dos o más coloides de consistencia gelatinosa. Materia Homogénea: Se llaman así a las uniones de elementos en donde no se aprecia una separación real entre ellos. Tienen la apariencia de substancias puras; las mezclas homogéneas, se tienen que observar los cambios en las propiedades físicas. (Punto de ebullición más alto, no se descomponen por métodos físicos). Compuestos: Está formada por dos o más elementos combinados de manera que solo la acción química puede separlos, los elementos que componen cada sustancia no puede ser ya identificados por sus propiedades individuales. ESTRUCTURA ATOMICA Átomo: En un principio se definió como la partícula indivisible y más pequeña que existía; en la actualidad sabemos que es la relación electromagnética entre los electrones (-), que giran en órbitas alrededor de un centro constituido por protones (+), más grandes (Masa), que los electrones y en la misma proporción y de neutrones (Elementos neutros electromagnéticamente hablando). Modelo de Rutherford: En 1909, el primero en plantear una teoría completa que explique la forma y relaciones de los componentes del átomo: Núcleos muy pequeños. Los electrones circulan en niveles de energía Un protón es igual a 1.814 e- Átomo colapsante: Aquel que tiene electrones que cambian de nivel de energía. A la teoría de Rutherford se la complementa con otras: Bohr: El átomo tiene 7 orbitales: K, L, M, N, O, P, Q. En cada orbital se tienen 2,8,18,32,18,8,2 e- Para que un átomo sea estable debe de tener 8e- en él ultimo nivel. Rydber: Da todas las ideas en una sola teoría y la aplica a los niveles de energía de la teoría atómica: n1=1,2,… n2= 2,3,… Somerfil y Plantón: Los niveles de energía tienen subniveles que se llaman n, l, m, s. n: Numero principal; define el nivel de energía. L: Numero cuántico secundario; define el subnivel de energía donde se encuentran la e- (s2, p6, d10) M: Numero magnético, la inclinación de la nube de e- (-l o +l). S: Numero de giro o spink de e- (+1/2) o (-1/2) Ejemplo: n=1; l=s; m=2. 1s2 Configuración Electrónica: Es la representación por medio de los subniveles de energía que posee cada uno de los elementos basando en su número atómico. Ejemplos: H1 1s1 Hidrogeno He2 1s2 Helio Li3 1s2 2s1 Litio Be4 1s2 2s2 Berilio B5 1s2 2s2 2p1 Boro C6 1s2 2s2 2p2 Carbono N7 1s2 2s2 2p3 Nitrógeno O8 1s2 2s2 2p4 Oxigeno F9 1s2 2s2 2p5 Flúor Ne10 1s2 2s2 2p6 Neón (gas noble) Cr24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Cromo Fe26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Fierro Co27 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 Cobalto Cu29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 Cobre  1s 2  s 2p 3  s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 6s Configuración electrónica de los gases nobles: 2  He 1s21  0Ne 1s2 2s2 2p61 8Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63  6Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65 4Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6CONFIGURACION ELECTRONICA Ley de Periodicidad: Las propiedades de los elementos y sus compuestos son funciones periódicas del número atómico de los elementos. Valencia: Es el exceso o carencia de electrones en él ultimo nivel; Si sobran la valencia es negativa, si faltan es positiva. El número de electrones en él ultimo nivel es menor que cuatro la valencia es igual al número de electrones; si los electrones en el último nivel es mayor que cuatro la valencia es igual a ocho menos el número de electrones. Grupo o Familia: Hay patrones o características que existen en grupos de los elementos; como los gases nobles, los alógenos y mentales alcalinos, todos muestran la existencia d regularidades y similitudes. Metales: Son todos aquellos elementos que presentan una serie de características semejantes: Conducen bien la electricidad, tienen valencia positiva, casi todos son sólidos. En la tabla periódica los grupos IA, IIA, I, II, III, IV, V, VI, VII, B son metales y en una diagonal por debajo del Al, Ge, Sb, Po (Aluminio, Germanio, Antimonio y Polonio). No Metales: Son conductores muy deficientes de la electricidad a temperatura ambiente. La mayoría de ellos son gases. Metaloides: Son los que quedan en la línea imaginaria de los metales y no metales, compartiendo características (Carbono, Silicio, Teluro). ENLACES Definición: Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos se llaman enlaces o uniones químicas. Regla del Octeto (Ley de Lewis): Para estructuras apropiadas y estables, se debe rodear a cada átomo de ocho puntos electrón (cuatro pares de electrones). El hidrogeno (Dos puntos) y los átomos metálicos son excepciones notables. TIPOS DE ENLACES: Enlace Iónico: Es aquel en que se comparten solo un e- para cumplir la ley del octeto. Na+1 Cl-1 NA CL Enlace Covalente: Es aquel en donde se comparten dos o más enlaces iónicos al mismo tiempo para cumplir la ley del octeto. C-4O2+2 C O O Enlace Covalente Coordinado: Es cuando se dan los dos anteriores en un solo compuesto +2Na2S+6O4-8 O Na O S O Na O NOMENCLATURA Se le llama así al darle el nombre correcto a la unión de varios elementos, así como las relaciones correctas de estos y los productos que se obtienen. Terminaciones: (+)Cuando el elemento tiene do o más valencias usaremos las siguientes terminaciones: 2 valencias Menor terminación “oso” Mayor terminación “ico” 3 o más valencias Menor inicia con “Hipo” terminación “oso” Media terminación “oso” Intermedia terminación “ico” Mayor inicia con “Per’ terminación “ico” (#)Cuando se unen al mismo tiempo metales y no metales se usan las terminaciones: 2 valencias Menor “ito” Mayor “ato” 3 o más valencias Menor inicia con “Hipo terminación “ito” Media terminación “ito” Intermedia “ato” Mayor inicia con “Per” terminación “ato” Nomenclatura: Hidrogeno + Metal = “Acido + nombre del metal + terminación “hídrico” HCl = Ácido clorhídrico Oxigeno + Metal = “Oxido + nombre del metal + terminación (+) CrO3 = Oxido Crómico // Acido de Crómo VI Oxigeno + No Metal = Óxidos no metálicos = Anhídrido + nombre del no-metal + terminación (+) Cl2O3 = Anhídrido Cloroso Metal + No Metal = Sales binarias o halhidricas = No Metal + uro + Metal = terminación (+) K6P = Fosfuro de Potasio MnCl7 = Cloruro Permanganico Hidrogeno +Oxigeno + Metal = Álcalis o bases = Hidróxido + nombre del metal + terminación (+) Fe(OH)3 = Hidróxido Férrico // Hidróxido de Fiero III Hidrogeno + Oxigeno + No Metal = Acido + nombre de No Metal + terminación (+) HClO = Acido Hipoclorito Oxigeno + Metal + No Metal = nombre del No Metal + terminación (#) + nombre del Metal + terminación (+) Mn(ClO)7 = Hipoclorito Permanganico // Hipoclorito de manganeso VII Existen radicales (compuestos) que se pueden mezclar como si fueran elementos y varían según la valencia misma que ellos poseen y se les llaman ANIONES. Monovalentes(-1) Divalentes(-2) Trivalentes(-3) Hidróxido (OH) Sulfato (SO4) Fosfato (PO4) Perclorato (ClO4) Sulfuro (SO3) Fosfito (PO3) Clorato (ClO3) Sulfuro(S2O3) Borato (BO3) Clorito (ClO2) Cromato (CrO4) Asenato (AsO4) Hipoclorito (ClO) Dicromato (Cr2O7) Bicarbonato (HCO3) Bisulfato ((HSO4) Bisulfito (HSO3) Acetato (C2H3O2) Nitrato (NO3) Nitrito (NO2) REACCIONES QUIMICAS Se llaman así al hecho de nivelar el número de moléculas de un elemento al unirse con uno o más compuestos distintos. Hay varias. Síntesis: De dos elementos se produce solo uno  H2 + Cl2 2HClDescomposición: De un compuesto se obtienen dos elementos  H2O H2 + 1/2O2H2CO3 CO2 + H2OSubstitución (Simple): Un elemento o compuesto cambio su lugar con otro con el mismo valor Na + H2O Na2O + H2Doble sustitución: Se intercambian los elementos y compuestos. N aOH + HCL NaCL + H2OReacción Acido Base: Cada uno tiene características propias y al unirse tienen una reacción especial. Acido: Liberan gas H2 cuando reaccionan con ciertos metales. Neutralizan las acciones de las soluciones básicas. Hacen que el tornasol azul se vuelva rojo. Tienen un sabor amargo como el vinagre. Base: Neutraliza las acciones de las soluciones ácidas. Hacen que el tornasol rojo se vuelva azul. Tiene un sabor amargo como el jabón. Se sienten untuosas al tacto. A cido + Base Sal + AguaACIDOS BASES HClO4 ClO4 HCl Cl HNO3 (NO3)-1 H2SO4 (HSO4)-1 H2SO3 (HSO3)-1 (HSO4)-1 (SO3)-2 H3PO4 (H2PO4)-1 H2S HS H2O (OH)-1 Oxido – Reducción o Redox: La pérdida de un electro (o más), sufrida por una partícula, se llama oxidación. La ganancia de un electrón (o más) sufrida por una partícula, se llama Reducción. Balanceo: Se llama así al hecho de que él número de moléculas de un elemento sea igual antes y después de una reacción; Hay varios métodos como el tanteo y oxido – reducción también llamado Redox.  Mn + HCl MnCl2 + H2O xidación: Mn0 Mn+2 (2)R educción H+1 H20 (1)Mn + 2HCl MnCl2 + H2Tanteo Mn + HCl MnCl2 + H21 Mn 1 2 1 Cl 2 2 1 H 2 KClO3 KCL + O2 K+1Cl+5O3-2 K+1Cl-1 + O20Oxidación: O-2 O20 +4e- 6O-2 3O2 +12e- Reducción: Cl+5 Cl-1 +6e- 2Cl+5 2Cl-1 +12e- 2KclO3 2KCL + 3O2 Tanteo: KClO3 KCl + O22 1 K 1 2 2 1 Cl 1 2 6 3 O 2 6 2KClO3 2KCl + 3O2ESTEQUIOMETRIA Peso Atómico: Es el peso de uno de los átomos de ese elemento en relación con el peso de un átomo de C12, pero cuyo peso es, por convención, 12,000 unidades de masa atómica unificada (UMA). Peso Molecular: Es el peso de una molécula de ese compuesto en relación con el peso de un átomo de C12. Mol: Es él número de átomos que están contenidos en exactamente doce gramos de 612C puro (Experimentalmente esto es 6.02252x1023 átomos). Calculo de Peso Atómico: En una muestra promedio de 10,000(104) átomos de cloro deberíamos de encontrar 75.53% o 7553 de estos átomos, que pesan cada uno 34.98u. (34.98u/átomo)(7553 átomos)= 26.42x104 El 24.47% restante o 2447 de esos 10,000 átomos con un peso de 36.98 cada uno. (36.98u/átomo)(2447atomos)= 9.049x104u Peso total 26.42x104 +9.049x104 35.47x104 El promedio de peso atómico relativo para el cloro 35.47x104u/104atomos = 35.47u/átomo Calcular el peso molecular de Ca(NO3)2 Ca 1x40gr/mol 40 Na 2x14gr/mol 28 O 6x16gr/mol 96 Total 164gr/mol Calcular el número de moles en 656gr de Ca(NO3)2 656gr/164gr/mol= 4 moles de Ca(NO3)2 Cuantos gramos son 8 moles de Ca(NO3)2 W=nxM W=(8moles)(164gr/mol)= 1312gr Composición centesimal (Peso del elemento x Peso del compuesto) x 10 Ejemplo: Porcentaje de cada elemento en 300gr de H2O H= 1.00797 H2=2.01594 O= 15.9994 O= 15.994 18.00994u O 300gr-----18.099 H 300gr---------18.009 x ------15.99 x ---------- 2.015 %H= 2.015/18.009 %O= 15.99/18.009 %H= 2.015/300 %O= 15.99/300 Calcular la concentración en porcentaje de una solución en cual se han disuelto 10gr de NaCl y se disuelve en 100gr de agua. %= 10gr/(10gr +100gr)x100= (10/110)x100= 9% Concentración Molar= moles de Soluto/ Volumen de solución (Litros) Cuál es la Molaridad de una solución en la cual se han disuelto 115gr de NaCl en 1 L de agua N= W/M W= 23+34.5=57.5gr/mol n= 115gr/57.5gr/mol = 2 mol de NaCl. M= 2 mol/ 1 L= 2 molar o 2M SOLUCIONES Se le llama solución a la mezcla de dos o más substancias o elementos donde uno es el Soluto y otro el solvente. Soluto: Es la sustancia que se disuelve. Solvente: Es la substancia que disuelve a otras. Molaridad: Es él número de moles de Soluto disuelto en cada litro de solución. Ejemplo: Se disuelve una muestra de 10gr de un compuesto recientemente preparado en 100gr de agua. La solución se congela a –4ºC ¿Cuál es el peso molecular del compuesto? a) La solución molal se congela a –1.86ºC y el efecto es directamente proporcional a la cantidad de moléculas de Soluto, se puede decir -1.86ºC/-4ºC= 1 mol/x x=2015 molal o 2.15 moles de Soluto / 1,000gr de H2O b) Calcular el peso molecular del Soluto: La solución original de 2.15 molal contiene 10gra de Soluto en 100gr de agua (Solvente) o 0.215 mol/100gr H2O. Entonces, para este compuesto en particular 0.215= 10gr y peso en gramos 10/0.215mol= 46.5gr/mol Peso Molecular 46.5 gr/mol. Normalidad: Es la relación de el peso equivalente y los litros de la solución. Ejemplo: Una solución de 1.5M de KmnO4 empleada en la reacción dada: 16HCl + 2KMnO4 5Cl + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2OCuando Mn+7 en MnO4 se transforma en Mn+2 intervienen en el cambio cinco moles de electrones, es igual a un quinto de peso molar, o sea, que una solución de 1.5M de KmnO4 es igual a una solución 7.5 N de KmnO4 en esta reacción. |
