Quimica

Química

1. Temas básicos

1.1 Sustancias químicas

1.1.1 Sustancias puras: elemento y compuesto

*Elemento: Aquella que no se puede descomponer por métodos quimos (Representada en la Tabla Periódica mediante símbolos) Ej.: H, Ni, Fe, C, O.

*Compuesto: Al descomponerse por métodos quimios da lugar a 2 ó más elementos unidos químicamente (tiene propiedades especificas) Ej.: H2O: Incolora, inodora e insípida.

1.1.2 Mezclas: homogéneas y heterogéneas

*Homogéneas: Es la unión de 2 ó más sustancias donde no hay reacción química y solo se observa una sola fase. Por ejemplo: la leche, el refresco, el vino, etc.

*Heterogéneas: Es la unión de 2 ó más sustancias donde no existe reacción química y se observa más de una fase. Por ejemplo: el agua, el aceite, la gasolina, etc.

1.2 Estructura atómica

1.2.1 Conceptos de átomo, protón, electrón, neutrón, número atómico y masa atómica

*Átomo: La partícula mas pequeña de universo y fundamental de la materia.

*Protón: partícula subatómica con una carga eléctrica positiva.

*Electrón: Los electrones de un átomo giran en torno a su núcleo y tiene carga negativa.

*Neutrón: El neutrón es una partícula subatómica sin carga neta, presente en el núcleo atómico de prácticamente todos los átomos.

*Numero atómico: es el número total de protones en el núcleo del átomo.

*Masa atómica: considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo.

1.2.2 Orbitales atómicos:

*Ayuda a mover al electrón de un lugar a otro..

1.2.3 Configuraciones electrónicas:

*Consiste en la

distribución electrónica de los electrones en los diferentes niveles de energía de un átomo.

1.3 Tabla periódica:

*Es una forma ordenada de agrupar y clasificar a los elementos, en la que se resumen las propiedades físicas y químicas de todos ellos.

1.3.1 Clasificación de elementos: metales, no metales y metaloides

*Metales: Es aquel elemento que tiende a ceder fácilmente sus electrones de valencia, los del últimos nivel energético.

*No metales: Aquel que carece de todas o la mayoría de las propiedades metálicas.

*Metaloide: Sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales, se encuentran en línea diagonal desde el boro al polonio. (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po).

1.3.2 Regla del octeto de Lewis

Que los gases nobles o inertes sus niveles energéticos están completos

1.3.3 Propiedades periódicas

*Las propiedades periódicas son las que poseen los elementos por su ubicación en la tabla periodica. Dichas propiedades son: Radio atomico, Electronegatividad, Afinidad eléctrica, Energia de ionización o potencial de ionización.

*Radio atomico: Se define como la mitad de la distancia entre los nucleos de los atomos en una molecula diatomica.

*Afinidad atómica: energía que se libera cuando un atomo gaseoso capta un electron.

* Electronegatividad: Es la capacidad de un atomo para atraer electrones de valencia de otro atomo que se encuentre cercano a fin de formar un enlace covalente.

* Energia de ionización o potencial de ionización: La energía necesaria que hay que suministrarle a un atomo(neutro) en estado gaseoso para arrancarle un

electron.

1.3.3.1 Electronegatividad y tipos de enlace: iónico y covalente:

*Ionico: Se genera cuando se transfiere un electron de un elemento metalico hacia un elemento no metalico El metal adquiere carga positiva (ion positivo o cation) y el no metal, carga negativa (ion negativo o anion)

* Covalente: Este se clasifica en no polar (homopolar), polar (heteropolar) y coordinado. Un par de electrones de valencia se comparten entre dos atomos.

1.3.3.2 Energía de ionización

* La energía necesaria que hay que suministrarle a un atomo(neutro) en estado gaseoso para arrancarle un electron.

1.3.3.3 Afinidad electrónica

* Energía que se libera cuando un atomo gaseoso capta un electron.

1.4 Clasificación de los compuestos en óxidos básicos, óxidos ácidos (anhídridos), ácidos, bases y sales.

*Acido Binario: Hidrogeno + No metal.

*Acido Ternario: Hidrogeno + No metal + oxigeno.

*Bases (Hidruros): Metal + Radical (OH).

*Sal Binaria: Metal + No Metal.

*Sal Ternaria: Metal + No Metal + Oxigeno.

*Óxidos Metálicos: Metal + Oxigeno.

*Óxidos No Metálicos: No Metal + Oxigeno.

1.5 Mol:

* Estándar: Unidades básicas del Sistema InternacionalMagnitud: Cantidad de sustanciaSímbolo: molExpresada en: 1 mol =Cantidad: 6,022 141 79 (30) × 1023 |

1.5.1 Concepto

* El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia.

1.5.2 Cálculo de masa molar:

La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula.

2. Agua

2.1 Composición del agua y estructura molecular

* Consiste en 2

átomos de hidrógeno y uno de oxígeno y cada átomo de hidrógeno está fijado al oxígeno con un enlace covalente sencillo.

* La longitud entre los dos núcleos de hidrógeno es muy pequeña y la molécula no es lineal, tiene forma de casi un tetraedro con un ángulo de 105° entre los H.

* Esta estructura la hace polar o sea que tiene mucha carga negativa acumulada en un extremo y poca carga negativa en el otro extremo o polo positivo.

* Tiene gran estabilidad ante el calor, sólo el 1% se descompone a temperaturas mayores de 1100°C.

* Si está pura no conduce la electricidad, pero si le agregamos un ácido o una base conduce fácilmente la corriente eléctrica.

2.1.1 Polaridad y puentes de hidrógeno

*Polaridad: Es cuando una molécula presenta centros de carga opuestos pero separados y esta propiedad nos sirve para clasificar a los solventes orgánicos: A mayor polaridad, mayor poder de disolución.

* Puentes de hidrogeno: Es No es un verdadero enlace sino una atracción electrostática entre un protón y un par de electrones de un átomo pequeño como: O, N u P y esto le da un comportamiento especial a la sustancia que lo presenta la cual es soluble en agua pues forma puentes de hidrógeno con la molécula de agua.

2.2 Propiedades físicas: puntos de ebullición y de fusión, capacidad calorífica específica

*Punto de ebullición: Es la temperatura a la que el agua pasa de líquido a vapor y es de 100°C, a una presión de 760 mm de mercurio (nivel del mar).

*Punto de fusión: Es de 0°C. Es la temperatura a la que el agua pasa de líquido a sólido y es de 100°C, a una presión

de 760 mm de mercurio (nivel del mar).

*Capacidad calorífica especifica: Es la cantidad de calor requerido pare levar la temperatura de un gramo de agua en un grado centígrado y es de 1 caloría.

Material | Calor específico | Densidad | Capacidad calorífica |

| kcal/kg °C | kg/m³ | kcal/m³ °C |

Agua | 1 | 1000 | 1000 |

2.3 Propiedades químicas: tipo de enlace, capacidad (poder) disolvente del agua

* Las moléculas de agua (las, es decir MUCHAS) presentan enlaces de tipo puente de hidrógeno(enlaces intermoleculares), lo que le confiere a la sustancias propiedades particulares. Este enlace, favorece la orientación de las cargas por lo que se forman los llamados dipolos (zonas de carga electrica) permanentes.

2.4 Ácidos y bases

*Acidos: Es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7.

*Bases: cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH:

KOH → OH− + K+ (en disolución acuosa)

2.4.1 Teorías ácido-base: Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis

* Arrhenius: Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

H+

+ OH- H2O

* Las definiciones de Bronsted - Lorwy son:

-Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+

-Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-

*Lewis: Dio una definición acerca del comportamiento de la base, en donde se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el acido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones. []En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases

Ejemplos

Ejemplo de la teoría de Arrhenius:

* El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.

2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)

Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:

* En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras

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