Química FINAL UBAXXI

Química: UBA XXI

Primer parcial        [pic 1]

Molécula: 2 o más átomos que se mantienen unidos a través de fuerzas intermoleculares

• No siempre es un compuesto: H2(g) 🡪 elemento puro
• Molécula diatómica🡪dos átomos
• Compuesto molecular🡪 molécula poliatómica (más de 2 átomos)

Iones: átomo o conjunto de átomos que tienen una carga neta + o –

• Nº de p+ igual
• Nº e- cambia[pic 2][pic 3]

• Anión: gana e-
• Catión: pierde e-

Composición atómica

Átomo: unidad básica de un elemento formando distintas composiciones químicas

• Formado por partículas: p+ y neutrones en el núcleo y e- en la nube electrónica

Número atómico (Z) 🡪 Nº p+: identificar al átomo (mismo nº de e- estado neutral)[pic 4]

Número másico (A)🡪 suma Nº p+ y e- contenidos en el núcleo de un átomo

Isótopos🡪 átomos que poseen en mismo número atómico (mismo elemento) pero distinto Nº másico

Especies isoelectrónicas🡪 mismo nº de e-

[pic 5]

Modelo orbital: no es posible definir la trayectoria de un e- (posición y velocidad simultáneamente). Hay distintos orbitales atómicos (tienen una energía y distribución característica)

S: 2e- como máximo (1 subnivel) [pic 6][pic 7]

P: 6e- como máximo (3 subniveles)[pic 8]

D: 10e- como máximo (5 subniveles) 🡪 Elementos de transición

F: 14e- como máximo (7 subniveles)🡪 Elementos de transición interna

Último e- con el que se llena el orbital: e- diferenciador

Configuración electrónica externa: distribución de los e- que podrían intervenir en las uniones químicas 🡪 e- externos

Número cuánticos

-n: nivel

-l: tipo de orbital (s=0, p=1, d=2, f=3)

-m: subnivel  -3   -2   -1   0  +1 +2 +3

-s: spin I I (-1/2 y + 1/2)        

jssjjsjsjsj[pic 9]

Las propiedades de los elementos son una función periódica de su número atómico

Período: cada hilera horizontal (7)

Grupo: cada columna vertical (18)

Los metales: brillo propio, son buenos conductores de calor y electricidad y la mayoría son sólidos a Tº ambiente

Los no metales: malos conductores de calor y electricidad, a Tº ambiente: sólidos, líquidos o gaseosos

Gases inertes: gases a Tº ambiente, se caracterizan por su casi toral inactividad química

Propiedades de la tabla periódica

Radio atómico: distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos

• Elementos diatómicos: la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos
• Mayor🡪 aumento nº atómico: mayores niveles en los grupos
• Menor🡪 aumento carga nuclear efectiva (atracción que ejerce el núcleo)[pic 10]

Energía de ionización: energía que se requiere para arrancar un e- de un átomo en estado gaseoso

• Mayor🡪 más difícil quitar un e-
• Primera energía🡪 energía para quitar un e- de un átomo: A(g)🡪A+(g) + e-
• Segunda energía🡪 energía para arrancar un e- de un catión monovalente en fase gaseosa. Más difícil: A+(g)🡪A2+(g) + e-

Electronegatividad: capacidad de un átomo de atraer hacia sí los e- de un enlace covalente

• Átomo con mayor afinidad electrónica (energía p/ ganar e-) y mayor energía de ionización

• Más electronegatividad[pic 11]

FF[pic 12]

Formula mínima/empírica: indica cuales elementos están presenten y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos.

• No necesariamente indica el nº real de átomos en una molécula determinada

Formula molecular: indica el Nº exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.[pic 13]

• [pic 14]
• [pic 15]

Número de oxidación🡪 número de cargas que tendría un átomo si los e- fueran transferidos por completo al átomo más electronegativo.

Atomicidad: indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula

Numeral stock: nombrar los compuestos escribiendo al final del nombre con Nº romanos el Nº de oxidación del elemento.

Tradicional: se indica el Nº de oxidación del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos

Óxidos

Compuestos binarios que surgen de la combinación de oxígeno con un elemento-

a) Óxidos básicos: O2 + Metal

F2O3: trióxido de hierro – óxido de hierro (III) – óxido ferroso

b) Óxidos ácidos: O2 + NoMetal

SO2: dióxido de azufre – óxido de azufre (IV) – óxido sulfuroso

• Los átomos de N2 se nombran mediante atomicidad
• Excepciones del oxígeno

• Peróxidos: Nº de oxidación del O2= -1

Solo los grupos 1A y 2A (alcalinos y alcalinos térreos)

Ejemplo:  CaO2🡪 peróxido de calcio

• Superóxidos: Nº de oxidación del O2= -1/2

Ejemplo: K2O2= superóxido de potasio

c) Hidruros: elemento + H2

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