Cuaderno Quimica

UNIDAD 1: CIENCIA, QUÍMICA Y NATURALEZA

1.1. MODELO DE UN PROCESO DE INVESTIGACIÓN

Quien se ocupa por saber el ¿por qué? de las cosas o de los fenómenos que ocurren en el universo se le conoce como técnico.

Quien se ocupa por saber el ¿cómo? del ¿por qué? suceden las cosas o los fenómenos en el universo se le conoce como experto. Ejemplo: Ante un PH metro dañado el técnico lo reparará cambiándole sus partes y el experto construye sus partes y sabe porqué se daña.

Quien se ocupa por saber el ¿cómo? del ¿cómo? del ¿por qué? se le conoce como científico. . Ejemplo: El científico es quien inventa un instrumento capaz de medir la concentración de iones hidrogeno de una solución.

Quien se ocupa por saber el ¿cómo? del ¿cómo? del ¿cómo? del ¿por qué? se conoce como epistemología de la ciencia. Ejemplo: Mediante investigaciones se sabe que el instrumento capaz de medir el grado de acidez o basicidad de una solución es el PH metro.

Del Del¿Por qué? ¿Cómo? ¿Cómo? ¿Cómo?

Suceden las cosas o fenómenos naturales en el universo.

Se le conoce como

Técnico Experto Científico Epistemología de la ciencia.

Quien se ocupa por saber

¿Para qué nos sirve la ciencia?

Para conocer mejor el mundo en que vivimos

Para explicarnos por qué los fenómenos ocurren como ocurren.

Para explicarnos por qué las cosas son como son.

A estos fenómenos se les conoce como investigación.

Formas de investigación

Por casualidad: Ej: el 28 de febrero de 1896, Henry Becquerer impregnó placas de plomo con sales de uranio al observar la oxidación de las mismas una vez están expuestas al sol. Como no hubo sol las envolvió y las guardó en un lugar oscuro. Al cabo de 2 días las destapó y observó que éstas estaban veladas descubriendo de esta manera la radiactividad del uranio.

Por curiosidad: Ej: a partir una manzana al cabo de cierto tiempo ésta se oscurece por la oxidación de las enzimas en el aire. Una forma de evitarlo es adicionando unas gotas de limón o envolviéndola en una bolsa.

Por interés o estímulo personal: Ej: los trabajos realizados por los profesores como producto de su investigación, los trabajos de grado realizados por los estudiantes.

QUÍMICA

BIOLOGÍA FÍSICA

GEOLOGÍA

Bioquímica Fisicoquímica

GeoquímicaGeofísicaPaleontología

Biofísica

Ingeniería civilCiencias de la salud

Ciencias agropecuarias

Oceanografía Minería

Electrónica

1.2. FORMAS DE INVESTIGACIÓN:

1.3. LA QUÍMICA Y SU RELACIÓN CON OTRAS CIENCIAS: la química es considerada una ciencia central por las siguientes razones:

MATERIA

Mezcla heterogénea Mezcla homogénea

Soluciones Sustancias puras

Compuestos químicos Elementos

Se conocen 118 elementosConforman el sistema periódicoOrganizado en una tabla periódica

1.4. ESQUEMA GENERAL DE LA MATERIA:

Formada

Por medio de procesos físicos

Formada

Por medio de procesos fisicoquímicos Formadas

Por medio de reacciones químicas

1.5. CLASES DE MATERIA:La química es la parte de las ciencias naturales que tratan de las sustancias que constituyen el universo. Estudia la composición, estructura y transformación de la materia, la cual es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. Tiene masa y ocupa un volumen, como un árbol, un lápiz, etc. Existen 2 clases de materia: homogénea y heterogénea.La homogénea posee un solo estado y una sola fase (como el O2, CO2, O3, N2, etc.) y está formada por soluciones que tienen composición variable y sustancias puras con composición constante. Las sustancias puras a su vez se dividen en compuestos, formados por 2 o más clases de átomos de diferente elemento (como CO2, C12H22O11) y elementos, formados por uno o dos átomos del mismo elemento (como K, O2, Na, etc.).La materia heterogénea posee 2 o más fases (como agua y arena con 2 fases y 2 estados, agua y aceite con 2 fases y 1 estado o agua, aceite y arena con 3 fases y 2 estados) y está formada por mezclas heterogéneas (que por medio de procesos físicos se descomponen en mezclas homogéneas) que están formadas por 2 o más sustancias puras, por ejemplo el agua de mar, formada por óxidos, bases y sales.

MATERIA

Es todo aquello que tiene densidad

Propiedades

QuímicasFísicas

Son todas aquellas características que no están asociadas con el comportamiento de una sustancia frente a otra.Ejemplo: color, olor, densidad, peso especifico, punto de ebullición, etc.

Son todas aquellas características que sí están asociadas con el comportamiento de una sustancia frente a otra.Ej1: gasolina + fuegoarde

Ej2: levadura + azúcaralcoholEj3: hierro + oxígenooxida

Tipos de propiedades físicas

Intensivas Extensivas

Son todas aquellas propiedades cuyo valor no depende de la cantidad de materia utilizada para su determinación.Ejemplo: para determinar la densidad del agua de mar sólo se requiere de una pequeña cantidad.

Son todas aquellas propiedades cuyo valor sí depende de la cantidad de materia para su determinación.Ejemplo: para calcular la masa de 5 monedas de cobre es necesario pesarlas todas.

1.6. PROPIEDADES DE LA MATERIA:

1.7. LA TEORÍA DEL MÉTODO CIENTÍFICO: el método científico relaciona un conjunto de etapas que se deben desarrollar una tras otra con el propósito de lograr el proceso de la investigación científica.

Etapas para desarrollar el método científico:

Etapa 1: la observación: es el principio fundamental de todo proceso de investigación científica

Fenómenos que implica la observación:

1). Fenómeno de entender: proceso en el cual se busca una conceptualización teórica acerca del fenómeno observado.

Ejemplo: La vela es una parafina compuesta de: 25 átomos de carbono. La mecha de la vela es de algodón. La vela es de un material.

2). Fenómeno de comprender: Proceso en el cual ser internaliza la conceptualización teorica, es apropiarse del conocimiento.

Ejemplo: Entre más gruesa sea la mecha de la vela más rápidamente se

consume. La mecha de la vela arde en presencia de oxigeno del aire. La parafina de la vela se consume en presencia del calor.

3). Fenómeno de interpretar: proceso en el cual se analiza detalladamente el fenómeno observado.

Ejemplo: La mecha de la vela en presencia total de oxigeno produce dióxido de carbono, Suficiente luz y calor y en presencia mínima de oxigeno del aire produce negro de humo, escasa luz y calor.

4). Fenómeno de predecir: proceso en el cual se toman decisiones certeras acerca del fenómeno observado.

Ejemplo: Si se desea suficiente luz se debe encender la mecha de la vela en presencia total de oxigeno.

Etapa 2: formulación del problema: Fomular un problema no es más que enunciarlo en forma clara y detallada. Por lo general se hace en forma de pregunta.

Ejemplo: ¿Las diferentes soluciones saladas hierven a diferentes grados de temperatura?.

Etapa 3: investigar el problema: se trata de buscar información que lo instruya acerca del problema de investigación.

Ejemplo:

ELEMENTO CARACTERISTICA

SODIO Elemento metálico que pertenece al

grupo I-A en la tabla periódica.

CLORO Elemento no metálico que

pertenece al grupo VII-A.

HIDROGENO Elemento gaseoso que pertenece al

grupo I-A.

OXIGENO Elemento gaseoso imprescindible

para los seres vivos.

Etapa 4: formulación de la hipótesis: una hipótesis no es más que una conjetura acerca de la respuesta a nuestro problema de investigación.

Ejemplo:

¿Hierve el agua a menor o mayor grado de temperatura con o sin sal?

Explicación: ¿Hierve el agua a menor grado de temperatura con sal? ¿Hierve el agua a menor grado de temperatura son sal?

Etapa 5: comprobación de la hipótesis: Probar una hipótesis es lo que los científicos denominan etapa de la experimentación.

Ejemplo: Se tienen varias soluciones con diferente cantidad de sal y una solución patronum (sin sal). Se someten a ebullición y se registran las temperaturas.

Etapa 6: recolección de la información: Todo proceso de investigación genera una serie de datos que deben ser tabulados en tablas o en graficas.

TIPOS DE DATOS:

Cualitativos: Aquellos que relacionan enunciados. Ejemplo: por cada minuto asciende la temperatura en 5°c.

Cuantitativos: Aquellos que relacionan valores numéricos y que deben ser tabulados.

Ejemplo:

RELACION DE TEMPERATURA DE LAS SOLUCIONES.

TIPO SE SOLUCION TEMPERATURA DE EBULLICION °C

A 99

B 98,5

C 98

D 97,5

E 97

Etapa 7: formulación de conclusiones: Las conclusiones se deducen de las tablas o graficas y se comparan con las hipótesis enunciada. Si no hay concordancia se debe formular una nueva hipótesis.

Ejemplo: El agua sin sal hierve a mayor grado de temperatura.

Etapa 8: comprobación: Si al realizar una y otra vez el proceso de experimentación se arrojan los mismos resultados entonces se genera una teoría.

Ejemplo: Las soluciones saladas hierven a menor grado de temperatura.

Si al realizar una y otra vez la teoría se dan los mismos resultados entonces se genera una ley o principio.

Ejemplo: “Todas las soluciones saladas hierven a menor grado de temperatura”.

RESUMEN GENERAL:

SISTEMA ANTIGUO DE UNIDADES

Fue creado en 1870 y denominado “sistema métrico decimal”

Múltiplos del sistema Submúltiplos del sistema

Son las denominadas unidades mayores del sistemaSon las denominadas unidades menores del sistema

Se conoce como sistema MKS Se conoce como sistema CGS

SISTEMA ACTUAL DE UNIDADES

Fue creado en 1960 por la conferencia Internacional de pesas y medidas. Se conoce como “Sistema Internacional de Unidades” SI

Unidades básicas del SI Unidades derivadas del SIMúltiplos del SI Submúltiplos del SI

UNIDAD 2: EL SISTEMA DE MEDICIÓN DE LA MATERIA

2.1. EL SISTEMA ANTIGUO DE MEDIDAS: Este sistema de medidas fue creado el 20 de mayo de 1875 por la conferencia general de pesas y medidas y fue denominado Sistema Métrico Decimal (SMD).

Este sistema comprendía los múltiplos del SMD y submúltiplos del SMD.

Conformado

Magnitud

física

Nombre de

la unidad

Símbolo

Sistema

Magnitud

física

Nombre de

la unidad

Símbolo

Sistema

LongitudMasaTiempo

MetroKilogramoSegundo

mtkgrseg

MKSLongitudMasaTiempo

CentímetroGramoSegundo

cmgrseg

c.g.s.

2.2. EL SISTEMA ACTUAL DE MEDIDAS: Es el sistema de medidas que fue creado en 1960 por la conferencia general de pesas y medidas de París y fue denominado SISTEMA INTERNACIONAL DE MEDIDAS, simbolizado como SI.

El sistema comprende unidades básicas del SI, múltiplos del SI, submúltiplos del SI y unidades derivadas.

2.3. UNIDADES BÁSICAS DEL SI: son las denominadas unidades fundamentales del SI

Magnitud físicaNombre unidad

Símbolo

Longitud Metro mMasa Kilogramo kgTiempo Segundo sTemperatura Kelvin KCantidad de materia Mole molIntensidad de corriente eléctrica Ampere AIntensidad lumínica Candela Cd

Dado que en química se usan cantidades muy pequeñas de materia, se usa el gramo en vez del kg para medir las sustancias.

2.4. LOS MÚLTIPLOS DEL SI: son todas las unidades mayores del sistema.

PREFIJOSÍMBOL

OMÚLTIPLO EQUIVALENCIA

Yotta Y 1024=1000000000000000000000000 1 Y=1024 ub y 1 ub=10-24 YZetta Z 1021=1000000000000000000000 1 Y=103 Z y 1 Z=10-3 YExa E 1018=1000000000000000000 1 Z=103 E y 1 E=10-3 ZPeta P 1015=1000000000000000 1 E=103 P y 1 P=10-3 ETera T 1012=1000000000000 1 P=103 T y 1 T=10-3 PGiga G 109=1000000000 1 T=103 G y 1 G=10-3 TMega M 106=1000000 1 G=103 M y 1 M=10-3 Gkilo k 103=1000 1 M=103 k y 1 k=10-3 Mhecto h 102=100 1 k=101 h y 1 h=10-1 kdeca da 101=10 1 h=101 da y 1 da=10-1 hunidad básica

u.b. 100=1 1 da=101ub y 1ub=10-1da

2.5. LOS SUBMÚLTIPLOS DEL SI: son todas las unidades menores del SI

PREFIJOSÍMBOL

OSUBMÚLTIPLO EQUIVALENCIA

deci d 10-1=0,1 1 ub=101 d y 1 d=10-1 ubcenti c 10-2=0,01 1 d=101 c y 1 c=10-1 dmili m 10-3=0,001 1 c=103 m y 1 m=10-3 cmicro µ 10-6=0,000001 1 m=103 µ y 1 µ=10-3 mnano n 10-9=0,000000001 1 µ=103 n y 1 n=10-3 µpico p 10-12=0,000000000001 1 n=103 p y 1 p=10-3 nfenmto f 10-15=0,000000000000001 1 p=103 f y 1 f=10-3 patto a 10-18=0,000000000000000001 1 f=103 a y 1 a=10-3 fzepto z 10-21=0,000000000000000000001 1 a=103 z y 1 z=10-3 ayocto y 10-24=0,000000000000000000000001 1 z=103 y y 1 y=10-3 z

2.6. UNIDADES DERIVADAS DEL SI: son todas las unidades que resultan de las unidades fundamentales del S.I.

Unidades de energía y trabajo:Nombre de la unidad: julio o

jouleSímbolo: JEquivalencia:

Unidades de fuerza:Nombre de la unidad:

NewtonSímbolo: NEquivalencia:

Unidades de frecuencia:Nombre de la unidad: HertzSímbolo: HzEquivalencia:

Unidades de presión:Nombre de la unidad: PascalSímbolo: PaEquivalencia:

2.7. EL CONCEPTO DE JULIO (JOULE)=J: un julio es la cantidad de energía cinética que libera un cuerpo de 2 kg de masa que viaja a una velocidad de 1 m/s.

Unidades: Símbolo Magnitud física Unidades1 J Ec

12

masa ∙ velocidad2

12∗2 kg∗1m2

1 s2

12

masa ∙longitud2

tiempo2∴ kg ∙m2

s2

Deducción del Newton:

Símbolo

Magnitud física Unidades

1 JMasa∗velocidad2

Masa∗longitud2

tiempo2

kg∗m2

s2

1 NMasa∗longitud

tiempo2kg ∙m

s2

1 Hz

Tiempo−1

1Tiempo

s−1

1s

1 Pa

FuerzaÁrea

⇒ Newton

Longitud2

⇒ Masa∙ Longitud

Tiempo2 ∙ Longitud2

⇒ Masa

Longitud ∙Tiempo2

kg

m∙ s2

Como1J= kg ∙m2

s2= kg ∙m

s2∙m donde1N=kg ∙m

s2

∴1J=N ∙m

2.8. EL CONCEPTO DE ERGIO=ERG: 1 Erg es la cantidad de energía mecánica necesaria para desplazar un cuerpo de 1 g de masa a una velocidad de 1 cm/s.

Unidades: Símbolo Magnitud física Unidades

1 J

masa ∙ veloc idad2

masa ∙longitud2

tiempo2

1g∗1cm2

1 s2

∴ g ∙ cm2

s2

Deducción de una dina:

Como1 Erg=g ∙ c m2

s2=g ∙ cm

s2∙ cm

y como1Dina=g ∙ cm

s2

∴1 Erg=Dina ∙ cm

2.9. EL MÉTODO DEL FACTOR DE CONVERSIÓN DE UNIDADES: un factor de conversión no es más que una relación exacta entre 2 cantidades que se escribe como una fracción donde la línea de la fracción se lee “POR”.

Una cantidad está formada por un valor numérico seguido del símbolo de la unidad.

Cada vez que se use un factor de conversión las operaciones se deben cancelar en el mismo factor y no en forma separada.

Expresión de un factor de conversión: factor de conversión

cantidaddada∗cantidaddeseada

cantidad dada=¿

Ejemplo: Utilizando una variable (magnitud física)

Convierta, utilizando factores de conversión, paso a paso, 1 Ym en mm.

R/

1 Ym * 10 3 Zm * 10 3 Em * 10 3 Pm * 10 3 Tm * 10 3 Gm * 10 3 Mm * 10 3 Km * 10 1 hm 1 Ym 1 Zm 1 Em 1 Pm 1 Tm 1 Gm 1 Mm 1 Km

10 1 dam * 10 1 m * 10 1 dm * 10 1 cm * 10 1 mm = 1027 mm 1 hm 1 dam 1 m 1 dm 1 cm

UNIDAD 3: MATERIA Y ENERGÍA

3.1. LA RELACIÓN MASA Y VOLUMEN: Una de las propiedades físicas intensivas de la materia es la densidad, que relaciona de una forma directamente proporcional a la masa de una sustancia con el volumen que esta ocupa.

Ejemplo:

Al mezclar agua mas aceite, el aceite flota porque es menos denso.

Al mezclar agua más piedras, las piedras van al fondo porque son más densas.

Al mezclar agua mas hielo, el hielo flota porque es menos denso.

Expresión: por definiciónm∝ vresolviendo :m=K ∙v

despejandoa K :K=mv

∴ ρ=mm⇒ecuación general .

Donde: m=masa de la sustanciaV=volumen de la sustancia∝=constante de proporcionalidad

Unidades:

Símbolo

Magnitud física Unidades

ρ

MasaVolumen

g

cm3= g

ml¿)

gL

para gases

Masa

Longitud3

m ρ × volumen

masavolumen

×volumen

g

masa

longitud3×longitud3

v

masaρ

masamasa

volumen

ml o cm3

Cálculo de la pendiente o densidad en una gráfica: Para determinar la densidad de la sustancia, es preciso tener la misma sustancia, pero en diferentes tamaños, con el propósito de construir un grafico, del cual se pueda determinar su pendiente con la siguiente expresión.

P= ρ=m2−m1

v2−v1

m2=masa de la muestra mayor

m1=masa de la muestra menorv2=volumen de la muestra mayorv1=volumen de la muestra menor

3.2. EL CONCEPTO DE PESO ESPECÍFICO: el peso específico es un valor numérico, sin unidades, que relaciona de una manera directamente proporcional la densidad de una sustancia con la densidad de una sustancia patrón. La densidad de la sustancia patrón para líquidos y sólidos es el agua que a 4℃ posee su mayor densidad que equivale a 1,00 g/cm3 y para gases es el aire.

Expresión:

Por definición ρ s∝ ρsp donde: ρ s=densidad de la sustanciaρ sp=densidad de la sustancia patrón∝=constante de proporcionalidad

resolviendo : ρ s=K ∙ ρsp

despejando K :K=ρs

ρ sp

donde K=p . e .=pesoespecífico

∴ pe=ρ s

ρsp

⇒ ecuación general

Unidades:Símbol

oMagnitud física Unidades

P.e. ρ s

ρsp

g∗mlg∗ml

La pelota con Energía Potencial y sin Energía Cinética

La pelota con Energía Potencial y Energía Cinética

La pelota sin Energía Potencial y Energía Cinética

No tieneunidades

masa sustanciavolumensustancia

masa sustancia patr .volumensust . patr .

masa sust∗vol sust patmasa sust pat∗vol sust

ρs

P .e . ∙ ρ sp g

cm3ρ s

ρsp

∗ρ sp=ρs

ρsp

ρs

p . e .=

ρ s∗ρ sp

ρs

g

cm3

3.3. EL EQUIVALENTE MECÁNICO DEL CALOR: una caloría es la cantidad de calor que hay que suministrarle a 1 g de agua para elevar su temperatura en 1℃

Unidades: dado que una caloría es una unidad de medida de calor muy pequeña se usa la kilocaloría o caloría con C mayúscula. 1 caloría es igual a 4,184 J

1caloría=4,184 J ∴1cal ×4,184 J1cal

×1kJ

103 J=4,184×10−3 kJ

La unidad térmica británica=BTU: una BTU es una unidad de calor muy usada en los Estados Unidos y en algunos países de América.

Una BTU es la cantidad de calor que hay que suministrarle a 1 lb de agua para elevar su temperatura en 1℉.1 BTU=EUA-1 lb H2O1℉∴1 BTU=252 calorías

Tipos básicos de alimentos: Tipos de alimento Factor energéticoLípidos 9 kcal/gCarbohidratos 4 kcal/gProteínas 4 kcal/g

3.4. EL CONCEPTO DE ENERGÍA CINÉTICA: la energía cinética es la cantidad de energía liberada o desprendida por un cuerpo en virtud de su movimiento.

Unidades: la energía cinética relaciona de una manera inversamente proporcional la mitad de la masa del cuerpo con el cuadrado de la velocidad del mismo.

Expresión: por definición:12

m1∝

v2 donde: m=masa del cuerpo

resolvemos :12

m=K

v2 V=velocidad del cuerpo

despejamos K :K=12

m v2 donde K=Ec∴Ec=12

m v2⇒ecuación g eneral

Símbolo Magnitud física Unidades

Ec

12

m v2kg ∙m2

s2=J

masa∗lon2

t 2

m

2Ec ∙T 2

lonkg

J ∙ t 2

lon= kg ∙m2∙ s2

s2 ∙m2

lon2

2Ec ∙T 2

masam2=m

J ∙ t2

masa=masa∙m2∙ T2

T 2 ∙masa2

T2

masa∙ lon2

Ecs

masa∙m2

J=masa∙m2∙ t2

masa ∙m2

3.5. LAS ESCALAS TERMOMÉTRICAS: Se reconocen las siguientes escalas de temperatura: Celsius, kelvin, Fahrenheit, Rankine, Reamur. Estas escalas presentan 3 puntos críticos de temperatura:

TEMPERATURA DE EBULLICION (T.E): Es la temperatura a la cual ebullen las sustancias.

TEMPERATURA DE CONGELACION: Temperatura en la cual se congelan las sustancias.

CERO ABSOLUTO (C.A): Temperatura a la cual, según la teoría cinético-molecular e los gases las moléculas de un gas dejarían de moverse, es la temperatura más baja obtenible.

EscalaSímbol

oImportancia

ReferenciaEquivalencia

TE TC 0A

Centígrados o Celsius ℃ Escala muy usada a

nivel científico100 0 -273,5

Dividida en 100. 1 grado=1/100 entre te y tc

Kelvin o absoluto

K

Escala usada a nivel científico. U.b. del S.I. se lee kelvin más no grados kelvin.

373,15 273,15 0

Dividida en 100 partes. 1 grado=1/100 parte entre te y tc

Fahrenheit ℉ Muy usada en USA y en países anglosajones.

212 32 -460


Rankine °REscala muy poco usada. Muy apreciada por los ingenieros.

672 492 0


Esquema general:

Interconversiones termométricas: ecuación nemotécnica.ET 1−TC 1TE1−TC 1

= ET 2−TC 2TE2−TC 2

Donde: ET1: escala de temperatura 1ET2: escala de temperatura 2TE1: temperatura de ebullición 1TE2: temperatura de ebullición 2TC1: temperatura de congelación 1

TC2: temperatura de congelación 2

3.6. LA RELACIÓN MASA-PESO: según la segunda ley de Newton “la masa de un cuerpo está relacionada en forma inversamente proporcional con la fuerza gravitacional”.

Expresión: por ley:

m1∝

g

resolviendo :m= Kg

despejandoa K :K=mgcomo K=p=peso

∴ p=mg⇒ ecuación generalDonde:

m=masa del cuerpog=fuerza gravitacional=9,8 m/s2

1/∝=inverso de la constante de proporcionalidad

Unidades: Símbol


P

m·g kg ∙m

s2∗1N ∙ s2

kg ∙m=N

masa∗longitud

t 2

m

pg kg ∙m∙ s2

s2 ∙m=kg

masa∙ long∙ t 2

t 2 ∙ long

g

pm kg ∙m

s2 ∙ kg=m

s2masa∙ long

t2 ∙masa

3.7. LA RELACIÓN MATERIA-ENERGÍA: en 1905, Albert Einstein postuló que: “la materia se transforma en energía y la energía se transforma en materia”. Por lo tanto, pequeñas cantidades de materia producen enormes cantidades de energía en razón al valor tan enorme de la velocidad de la luz que es equivalente a 3*108 m/s.

Expresión: E=m c2 donde: E=energíam=masac=constante velocidad de la luz=3×108 m/s

Unidades: Símbol


E m c2

kg ∙m2

s2∗1J ∙ s2

kg ∙m2 =Jmasa∙ long2

t 2

m

E

c2 kg ∙m2 ∙ s2

s2 ∙m2 =kgmasa∙ long2 ∙ t 2

t 2 ∙ long2

c2

Em kg ∙m2

s2 ∙ kg=m2

s2masa∙ long2

t2 ∙masa2

c m/s

3.8. EL CONCEPTO DE ENERGÍA POTENCIAL: la energía potencial es la cantidad de energía almacenada por un cuerpo.

Tipos De Energía Potencial: 1). Energía potencial según su composición: Aquella energía que depende de

la constitución de la sustancia.Ejemplo: TNT (Trinitrotolueno), nitroglicerina, etc.

2). Energía potencial según su condición: Aquella energía almacenada dada el estado en que se encuentra el cuerpo.

Ejemplo: Un resorte comprimido posee energía potencial que al descomprimirse libera energía cinética.

3). Energía potencial según su posición: Aquella energía que depende de la posición en la que se halle el cuerpo.

Ejemplo: Una roca en lo alto de una montaña.

Expresión: la Energía potencial relaciona de una manera inversamente proporcional la masa de un cuerpo con la fuerza gravitacional e inversamente proporcional la masa del cuerpo con la altura en que éste se encuentra.

Por definición: m1∝

g y m1∝

h

Resolviendo: m1∝

g ∙h

Despejando a m: m= Kg∙h

Despejando a K: K=m∙g ∙hComo K=Ep=Energía potencial

Donde: m=masa del cuerpo.g=constante

gravitacional=9,8 m/s2

h=altura.

∴Ep=m∙ g ∙h⇒ ecuación general

Unidades: Símbolo Magnitud física Unidades

Ep

m∙g∙h kg ∙m ∙m

s2∗1J ∙ s2

kg ∙m2 =Jmasa∙ long∙ long

t2

m

Epg ∙h kg ∙m∙m∙ s2

s2 ∙m∙m=kg

masa∙ long∙ long∙ t 2

t 2 ∙ long∙ long

h

Epm∙ g kg ∙m2 ∙ s2

s2 ∙ kg ∙m=m

masa∙ long∙ long∙ t 2

t2 ∙masa ∙ long

3.9. EL CONCEPTO DE CALOR ESPECÍFICO: eEs definido como la cantidad de calor necesaria para elevar a 1 °C (Desde 14,5 °C hasta 15,5 °C) un gramo de una sustancia.

Entre menor sea el valor del calor especifico de la sustancia mayor será la cantidad de calor desprendida.Ejemplo:

Calor especifico del aluminio: 0,900 J/g * °C Calor especifico el cobre 0,38 J/ g * °C Calor especifico del oro: 0,13 J/g * °C

∴ el orodespre ndemqyor cantidad decalor

Expresión: el calor específico relaciona de una forma directamente proporcional la cantidad de calor transferida a la masa de la sustancia y directamente proporcional la cantidad de calor con la variación de temperatura.

Por definición: q∝m y q∝ ΔtDonde Δt=T2−T1Resolviendo: q∝m∙ ΔtDespejando a q: q=K ∙m∙ Δt

Despejando a K: K= qm ∙ Δt

Como K=cp=calor específico

Donde: q=calor. m=masa de la sustancia. Δt=variación de temperatura. T2=temperatura mayor del sistema T1= temperatura menor del sistema

∴ cp= qm ∙Δt

⇒ecuación general

Unidades: Símbol


cp

qm∙ Δt J

g ∙℃Jmasa∙ temperatura

3.10. EL CONCEPTO DE CALOR: el calor es una forma de energía cinética que al ser transferido a un cuerpo, éste aumenta su temperatura sin que ocurra un cambio de estado. La cantidad de calor emitida por un cuerpo debe ser igual a la cantidad de vapor recibida por otro.

∴calor perdido=calor ganadoCalor transferido=calor recibido

Expresión: el calor relaciona de una manera inversamente proporcional la masa de la sustancia por el calor específico de la misma y de una forma inversamente proporcional la masa de la sustancia con la variación de temperatura.

Por definición: m1∝

cp y m1∝

Δt

Resolviendo: m1∝

cp ∙ Δt

Despejando a m: m= Kcp ∙ Δt

Despejando a K: K=m∙cp ∙ ΔtDonde K=q=calor

∴q=m∙cp ∙ Δt⇒ ecuación general

Donde: m=masa del cuerpo.cp=calor específicoΔt=variación de

temperatura.

Unidades: Símbol


q

m ∙cp ∙ Δt

g ∙ kg ∙m2 ∙℃s2∙℃ ∙ g

=Jmasa∙ J ∙temperaturamasa ∙tempera tura

masa∙masa ∙long2 ∙tempt 2 ∙ temperatura ∙masa

m qcp ∙ Δt

g ∙ kg ∙m2 ∙℃ ∙ g ∙ s2 ∙℃g∙℃ ∙ kg ∙m2 ∙℃ ∙ s2

=g

masa∙ J ∙temp ∙masa ∙ tempmasa∙ temp ∙ J ∙ temp

Protón:-Símbolo: p+-Carga eléctrica: positiva-Masa relativa: 1,675×10-27 kg=1,0073 uma-es 1836 veces más que el electrón

Neutrón:-Símbolo: n0-Carga eléctrica: neutra-Masa relativa: 1,673×10-27 kg=1,0087 uma-es 0,125% más grande que la masa de un protón-Descubierto en 1932 por Chadwick

Electrón: -Símbolo: e--Carga eléctrica: negativa-Masa relativa: 9,101×10-31 kg=0,00055 uma-Descubierto por: J. J. Thompson

mas a ∙masa∙ long2 ∙ temp ∙masa ∙ temp ∙t 2

masa∙ temp ∙masa∙ long2 ∙ temp ∙ t2

Δt

qm∙cp

g ∙ kg ∙m2 ∙℃ ∙ g ∙ s2 ∙℃g ∙℃ ∙ kg ∙m2 ∙ g ∙ s2

=℃masa∙ J ∙temp ∙masa ∙ temp

masa ∙temp ∙m asa ∙ Jmasa∙masa ∙long2 ∙temp ∙masa ∙temp ∙ t 2

masa ∙temp ∙masa ∙masa∙ long2∙ t2

cp

qm∙ Δt

g ∙ kg ∙m2∙℃g ∙℃ ∙ s2 ∙ g ∙℃

= Jg ∙℃

masa ∙ J ∙temp ∙masa∙ temp ∙masa ∙tempmasa∙masa ∙long2 ∙temp ∙

masa∙ temp ∙masa ∙temp ∙ t 2

UNIDAD 4: ÁTOMOS, ELEMENTOS Y TABLA PERIÓDICA

4.1. EL NÚCLEO ATÓMICO: es definido como el lugar en el átomo donde se encuentran los nucleoides, esto es, los protones y los neutrones y a su alrededor giran los electrones.

4.2. EL NÚMERO ATÓMICO: este número nos indica la cantidad de protones que se encuentran en el núcleo del átomo. Es representado con la letra Z.

Todos los átomos de un mismo elemento poseen igual número de protones en el núcleo e igual número de electrones que giran alrededor del mismo. Por lo tanto:

¿

Ejemplo: complete la siguiente tabla

ATOMO Z P+ e-

SODIO 11NITROGENO 7

P+= 11, porque Z= P+

e-= 11, porque P+= e-

4.3. LA MASA ATÓMICA: es también conocida como número másico. Esta masa nos indica la sumatoria de protones y neutrones que se encuentran en el núcleo del átomo. Se representa con la letra A.

Expresión A=∑p+ y n0

A= p++n0

De donde: p+=A-n0

n0=A-p+

Ejemplo: complete el siguiente cuadro:

Complete el siguiente cuadro:

Átomo Z p+ e- n0 A

Azufre 16 32

Cloro 17 35

Solución

Z = p+ Azufre = 16 = 16 Cloro = 17 = 17

p+ = e- Azufre 16 = 16 Cloro= 17 = 17

n0 = A – p+ Azufre= 32 – 16 = 16 Cloro = 35 – 17= 18

Átomo Z p+ e- n0 A

Azufre 16 16 16 16 32

Cloro 17 17 17 18 35

4.4. REPRESENTACIÓN ATÓMICA: para representar un átomo cualquiera (X) se escribe como superíndice la masa atómica del elemento, por lo general al lado izquierdo del mismo, y como subíndice el número atómico del elemento al lado izquierdo del mismo.

XZA → X A

Z❑

A=masa atómicaX=elemento cualquieraZ=número atómico

Ejemplo: el átomo de carbono posee 3 isotopos. Complete el siguiente cuadro.

ISOTOPO Z P+ n0 e- A REPRESENTACION ATOMICA

C-12 6 6 6 6 12 C612 C6

❑ 12

C-13 6 6 7 6 13 C613 C6

❑ 13

C-14 6 6 8 6 14 C614 C6

❑ 14

4.5. EL CONCEPTO DE ISÓTOPO:

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que difieren ligeramente en su masa.Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual número de protones pero diferente número de neutrones.

Ejemplo: el átomo de hidrogeno posee tres isotopos

Z P+ n0 e- A REPRESENTACION ATOMICA

1 1 1 0 1 H11 H1

❑ 1

1 1 1 1 2 H12 H1

❑ 2

1 1 1 2 3 H13 H1

❑ 3

Núcleo inestable: emite partículas radioactivas de tipo

Átomo radiactivo

4.6. EL CONCEPTO DE ÁTOMO RADIACTIVO:

La radiactividad o radioactividad es la emisión espontánea de partículas electromagnéticas provenientes de núcleos atómicos inestables.

Tipos de partículas radiactivas:

Tipo NombreCarga

eléctricaComposición

Partículas radiactivas detenidas por

Provienen

α Alfa Positiva Zp++Zn0 Una hoja de papel Material radiactivo

β Beta Negativa Electrones Una lámina de maderaDescomposición de 1 n0: 1 n0→1 p++1 e-

γ Gamma Neutra

Fotones (corpúsculos responsables de la luz visible)

Un bloque de hormigón de 1 m de espesor

Material radiactivo

Hoja de papel

Lámina de madera o aluminio

Bloque de hormigón o plomo

Rayos αRayos βRayos γ

4.7. EL PERIODO DE SEMIDESINTEGRACIÓN DE IN ISÓTOPO RADIACTIVO: es el tiempo en años que demora un isótopo radiactivo para desintegrarse a su mitad.

Ejemplo: el isotopo radiactivo de Cerio (Ce-137) se desintegra a su mitad en 30 años El isotopo radiactivo del carbono ( C-14) se desintegra a su mitad en 5.730 años

Ejemplo 2: Calcule el tiempo en años que demora en desintegrase 40g de C-14 hasta 1.25g Solución: 40g C-14 5730 años 20g C-14 5730 años10g C-14 5730 años5g C-14 5730 años2,5g 5730 años 1,25g C-14 = 28650 años

4.8. LA TEORÍA ATÓMICA MODERNA:

4.8.1. Los Niveles De Energía: el nivel de energía es conocido también como número cuántico principal. Se representa con la letra n.

Se distinguen 7 niveles de energía:

Para determinar el número máximo de electrones en un nivel de energía se emplea la siguiente expresión:

K (n=1)

L (n=2)

M (n=3)

N (n=4)

O (n=5)

P (n=6)

Q (n=7)

Número máximo de electrones por nivel= 2n2 donde n =nivel de energía.

Ejemplo: determine el número máximo de electrones para cada uno de los niveles de energía

Para n=1

1. Número máximo de electrones: 2n2 = 2 x 1 = 2 e-

2. Distribución electrónica en la tabla periódica = Esta dada por N° máximo de electrones =2e-

3. Distribución electrónica por subniveles de energía=Existen 2 e- en el nivel S por lo tanto =

1S2 electrones Subnivel de energía Nivel de energía

Para n=2


2. Distribución electrónica en la tabla periódica = Esta dada por N° máximo de electrones =8e-

3. Distribución electrónica por subniveles de energía=Existen 2 e- en el subnivel S = 2S2

Existen 6 e- en el subnivel P = 2P6 ∴ 2S2 2P6

Para n=3


2. Distribución electrónica en la tabla periódica = Esta dada por N° máximo de electrones – número total de electrones del subnivel d (10 e-) = 18 e- - 10 e- = 8e-


Existen 6 e- en el subnivel P = 2P6 ∴ 3S2 3P6

Para n=4


2. Distribución electrónica en la tabla periódica = Esta dada por N° máximo de electrones – número total de electrones del subnivel f (14 e-) = 32 e- - 14 e- = 18e-


Existen 6 e- en el subnivel P = 4P6 Existen 10 e- en el subnivel d = 3d10 ∴ 4S2 3d104P6

Para n=5


2. Distribución electrónica en la tabla periódica = Esta dada por N° máximo de electrones – número total de electrones del subnivel f (14 e-) - número total de electrones del subnivel g (18 e-) = 50 e- - 14 e- - 18e- = 18e-


Existen 6 e- en el subnivel P = 5P6 Existen 10 e- en el subnivel d = 4d10 ∴ 5S2 4d105P6

Para n= 6


2. Distribución electrónica en la tabla periódica = Esta dada por N° máximo de electrones – número total de electrones del subnivel g (18 e-) - número total de electrones del subnivel h (22 e-) = 72 e- - 18 e- - 22e- = 32e-


Existen 14 e- en el subnivel F = 4F14

Existen 10 e- en el subnivel d = 5d10

Existen 6 e- en el subnivel P = 6P6 ∴ 6S2 4F14 5d106P6

Para n=7


2. Distribución electrónica en la tabla periódica = Esta dada por N° máximo de electrones – número total de electrones del subnivel g (18 e-) - número total de electrones del subnivel h (22 e-) - número total de electrones del subnivel j (26 e -) = 98 e- - 18 e- - 22e- - 26 e- = 32e-


Existen 14 e- en el subnivel F = 5F14

Existen 10 e- en el subnivel d = 6d10

Existen 6 e- en el subnivel P = 7P6 ∴ 7S2 5F14 6d107P6

Resumen total de electrones: n=1: 2 e-.n=2: 8 e-.n=3: 8 e-.n=4: 18 e-.n=5: 18 e-.n=6: 32 e-.n=7: 32 e-. ∑=118 e-

Los Subniveles De Energía: es conocido también como número cuántico acimutal y se representa con la letra i minúscula. Los científicos de la IUPAC acordaron asignar la primera letra en minúscula de la línea espectral proveniente del espectro de emisión atómica a los 4 primeros subniveles exceptuando las vocales

Subniveles SímboloValor del subnivel

1. Línea espectral aguda (Sharp en inglés) s 02. Línea espectral profunda o principal. p 13. Línea espectral difusa. d 24. Línea espectral fundamental. f 35. Subnivel g g 46. Subnivel h h 57. Subnivel j j 6

Para calcular el número máximo de electrones en un subnivel de energía se usa la siguiente expresión: l=2 (2 l+1 ) donde l toma el valor del subnivel.

Ejemplo: determine el número máximo de electrones presente en cada subnivel de energía

Para el subnivel S1. Valor del subnivel = 02. Número máximo de electrones= L= 2(2L+ 1) = 2(2x0 +1) = 2 e-

3. Distribución electrónica= 1S2

4. Representación electrónica por caja de orbitales

La forma del orbital:

Forma esférica

Máxima probabilidad de encontrar un electrón (90%)

1s2

1S2

Para subnivel P:1. Valor del subnivel = 12. Número máximo de electrones= L= 2(2L+ 1) = 2(2x1 +1) = 6 e-

3. Distribución electrónica:


2Px2 2Py2 2Pz2

Forma del orbital

2P6

2Px2 2Py2 2Pz2

2Px11 2Px2

1 2Py11

2Py21 2Pz1

12Px2

1

Para el subnivel d :1. Valor del subnivel = 22. Número máximo de electrones= L= 2(2L+ 1) = 2(2x2 +1) = 10 e-



3dz 2 3dx

2 – y 2 3dxy 3dxz 3dyz

Forma del orbital:

3d10

3dz 2 3dx

2 – y 2 3dxy 3dxz 3dyz

Para el subnivel f :1. Valor del subnivel = 32. Número máximo de electrones= L= 2(2L+ 1) = 2(2x3 +1) = 14 e-



4fz 3 4fxz

2 4fyz2 4fxyz 4f z(x

2-y

2) 4f z(x

2- 3y

2) 4f z(3x

2-y

2)

Forma del orbital:

4fxz2 4fyz

2 4fxyz 4f z(x 2

-y2

) 4f z(x 2

- 3y2

) 4f z(3x 2

-y2

)4fz 3

4f14

El valor de los subniveles de energía:

Para determinar el valor de un subnivel de energía por nivel de energía se debe desarrollar la siguiente expresión 0 hasta (n-1) donde: n=nivel de energía.

Ejemplo: determine el valor de los subniveles para cada valor de energía

Para n=11. Expresión: 0 hasta (n-1)2. Desarrollando: 0 (1 -1) 0,03. Explicación: cuando n=1 posee un solo subnivel= 0= Sharp = S

Para n=2

1. Expresión: 0 hasta (n-1)2. Desarrollando: 0 (2 -1) 0,13. Explicación: cuando n=2 posee dos subniveles de energía

0= Sharp = S 1= Principiante= P

Para n=3

1. Expresión: 0 hasta (n-1)2. Desarrollando: 0 (3 -1) 0,2 0,1,2

3. Explicación: cuando n=3 posee dos subniveles de energía llenos y un subnivel vacio

0= Sharp = S 1= Principiante= P 2= difuso= d= vacio

Para n=4

1. Expresión: 0 hasta (n-1)2. Desarrollando: 0 (4 -1) 0,3 0,1,2,33. Explicación: cuando n=4 posee tres subniveles de energía llenos y un subnivel

vacio

0= Sharp = S 1= Principiante= P 2= difuso= d 3= fundamental=f = vacio

Para n=5

1. Expresión: 0 hasta (n-1)2. Desarrollando: 0 (5 -1) 0,4 0,1,2,3,43. Explicación: cuando n=5 posee tres subniveles de energía llenos y dos subniveles

vacios

0= Sharp = S 1= Principiante= P 2= difuso= d 3= fundamental=f = vacio 4= g= vacio

Para n=6

1. Expresión: 0 hasta (n-1)2. Desarrollando: 0 (6 -1) 0,5 0,1,2,3,4,53. Explicación: cuando n=6 posee cuatro subniveles de energía llenos y dos

subniveles vacios

0= Sharp = S 1= Principiante= P 2= difuso= d 3= fundamental=f

4= g= vacio 5=h = vacio

Para n=7

1. Expresión: 0 hasta (n-1)2. Desarrollando: 0 (7 -1) 0,6 0,1,2,3,4,5,63. Explicación: cuando n=7 posee cuatro subniveles de energía llenos y tres

subniveles vacios

0= Sharp = S 1= Principiante= P 2= difuso= d 3= fundamental=f 4= g= vacio 5=h = vacio 6= j= vacio

4.8.2. Los Orbitales: un orbital es una región del espacio donde se halla la máxima probabilidad de encontrar a un electrón.

Tipos De Orbitales: 1). Orbitales llenos: son aquellos en los cuales existen 2 electrones en su última

distribución electrónica.Ejemplo:

ATOMO Z P+ n0 e- A REPRESENTACION ATOMICA

D.E RECO

HELIO 2 2 2 2 4 He24 He2

❑ 4 1S2

D.E: Distribución electrónica RECO: representación electrónica por caja de orbitales

2). Orbitales semillenos: aquellos que contienen un solo electrón en su última distribución electrónica.

Ejemplo: ATOMO Z P+ n0 e- A REPRESENTACION

ATOMICAD.E RECO

LITIO 3 3 3 4 7 Li37 He3

❑ 7 1s2

2s

Región que no posee electrones en la tabla periódica

3). Orbitales vacíos: aquellos en los cuales no existen electrones en su última distribución electrónica.

Ejemplo:ATOMO Z P+ n0 e- A REPRESENTACION

ATOMICAD.E RECO

BORO 5 5 5 6 11 B511 B5

❑ 11 1s2

2s 2p1

Cuadro resumen:Nivel

de energí

a

Número de subniveles

Número total de orbitales por subniveles

Número total de electrones

Número total de electrones en la tabla periódica

K (n=1) s 1 2 2L (n=2) s, p 1, 3 2, 6 8M (n=3) s, p, d 1, 3, 5 2, 6, 10 8N (n=4) s, p, d, f 1, 3, 5, 7 2, 6, 10, 14 18O (n=5) s, p, d, f, g 1, 3, 5, 7, 9 2, 6, 10, 14, 18 18P (n=6) s, p, d, f, g, h 1, 3, 5, 7, 9, 11 2, 6, 10, 14, 18, 22 32Q (n=7) s, p, d, f, g, h, j 1, 3, 5, 7, 9, 11, 13 2, 6, 10, 14, 18, 22, 26 32

Total:118 electrones=118 elementos

Símil entre dirección y un átomo:DIRECCIÓN ÁTOMO

Departamento. Ej: Quindío Nivel energía. Ej: n=1Ciudad. Ej: Armenia Subnivel energía. Ej: sDirección. Ej: Av. Bolívar Cl 12 N Orbital. Ej: Conclusión: Uniquindío Conclusión: hidrógeno

Notación espectral:

La configuración electrónica: esta configuración nos indica el orden creciente de niveles y subniveles de energía.

1). El triángulo de Linus Pauli:n

1 1s

2 2s 2p

Región que no posee electrones en la tabla periódica

3 3s 3p 3d

4 4s 4p 4d 4f

5 5s 5p 5d 5f 5g

6 6s 6p 6d 6f 6g 6h

7 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7j

Distribución electrónica según Linus Pauli:Nivel de energía

Distribución electrónica

No total electrones

No total elementos tabla periódica

Representación

1 1s2 2 2 H → He2 2s22p6 8 8 Li → Ne3 3s23p6 8 8 Na → Ar4 4s23d104p6 18 18 K → Kr5 5s24d105p6 18 18 Rb → Xe6 6s24f145d106p6 32 32 Cs → Rn7 7s25f146d107p6 32 32 Fr → Hs

2). Distribución electrónica de Auf–Bau:

K (n=1) 1sL (n=2) 2s 2pM (n=3)

3s 3p 3d

N (n=4) 4s 4p 4d 4f

O (n=5) 5s 5p 5d 5f 5gP (n=6) 6s 6p 6d 6f 6g 6hQ (n=7) 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7j

No de subniveles utilizados No de orbitales utilizados No de electrones utilizados1 (1s) 1 (1s) 22 (2s, 2p) 4 (1s, 3p) 82 (3s, 3p) 4 (1s, 3p) 83 (4s, 4p, 3d) 9 (1s, 3p, 5d) 183 (5s, 5p, 4d) 9 (1s, 3p, 5d) 184 (6s, 6p, 5d, 4f) 16 (1s, 3p, 5d, 7f) 324 (7s, 7p, 6d, 5f) 16 (1s, 3p, 5d, 7f) 32

118

Átomo

Eje del giro Los electrones giran en sentido a las manecillas del reloj generando un campo electromagnético.

S

Átomo

Eje del giro Los electrones giran en sentido contrario a las manecillas del reloj generando un campo electromagnético.

El polo norte del imán se dirige hacia el átomo.N

El grupo está dado por la sumatoria de los electrones del último nivel de energía.El periodo está dado por el número máximo del nivel de energía.

4.9. EL LLENADO DE LOS ORBITALES: los principios que rigen el llenado de los orbitales:

4.9.1. Principio De “Auf–Bau” O De La Construcción: todos los orbitales deberán llenarse en orden creciente aplicando la regla del diagrama energético de Pauli.Ejemplo: escriba la distribución electrónica para el elemento Na11

23

Solución:1. Aplicando el principio: 1s2 2s2 2p6 3s1

2. No aplicando el principio: 1s2 3s2 2p6 3s1

4.9.2 Principio De Exclusión de Linus Pauli: “no más de dos electrones podrán ocupar un orbital y deberán hacerlo con sus espines opuestos o antiparalelos”.Ejemplo: escriba la distribución electrónica y representación electrónica para el elemento Ne10

20

Solución: 1. Aplicando el principio

D.E: 1s2 2s2 2p6

R.E.C.O:

2. No aplicando el principio

R.E.C.O:

4.9.3 Regla De Hund O De La Máxima Multiplicidad: los electrones deberán

ocupar el número máximo de orbitales y lo deberán hacer con sus espines paralelos.

Ejemplo: escriba la distribución electrónica para el elemento N714

Solución: 1. Aplicando el principio

D.E: 1s2 2s2 2p3

R.E.C.O:

2. No aplicando el principioD.E: 1s2 2s2 2p6

R.E.C.O:

4.10 LA TEORÍA ELECTROMAGNÉTICA: un átomo cuando gira, genera un campo electromagnético haciendo que el átomo se convierta como un imán.

NS

NS

SN

NS

Características:1). Los espines de los electrones están

desapareados.2). Los espines de los electrones son

paralelos.3). El campo magnético se fortalece.4). ∴ el átomo es paramagnético.

Características:1). Los espines de los electrones están

apareados.2). Los espines de los electrones son

antiparalelos.3). El campo magnético se debilita.4). ∴ el átomo es diamagnético.

Ejemplo: prediga el campo magnético para los elementos

N714 Ne10

20

Para N714

D.E: 1s2 2s2 2p3

R.E.C.O: Como los espines de los electrones son paralelos y están desapareados el átomo es paramagnético Para Ne10

20

D.E: 1s2 2s2 2p6

R.E.C.O: Como los espines de los electrones son antiparalelos y están apareados, el átomo es diamagnético.

4.11 LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS: se denomina tabla periódica porque cada cierto número de elementos sus propiedades químicas se repiten haciendo que uno se ubique bajo el otro de tal manera que se forme un grupo o familia.

La tabla periódica está constituida por 18 grupos y 7 periodos (n=1 hasta n=7).

Para construirla se emplea el diagrama energético de niveles de Pauli.

Nombres principales de los grupos: Sistema

Nombre del grupoIUPAC Europeo U.S.A.1 I – A I – A Alcalinos2 II – A II – A Alcalinotérreos3 III – A III – B

Elementos de transición y transición interna

4 IV – A IV – B5 V – A V – B6 VI – A VI – B7 VII – A VII – B

8 VIII – AVIII – B

Triadas9 VIII – A

VIII – B

10 VIII – A VIII - B11 I – B I – B12 II – B II – B13 III – B III – A Térreos14 IV – B IV – A Carbonoideos – grupo del carbono15 V – B V – A Nitrogenoideos – grupo del nitrógeno16 VI – B VI – A Anfígenos – grupo del oxígeno17 VII – B VII – A Halógenos18 VIII – B VIII – A Gases nobles

Caracterís:-Básico-Metálico-Electropos-Reductor

G↓

P→

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Caracterís:-Ácido-No metálico-Electroneg-Oxidante

IA IIA IIIB IVB VBVIB

VIIB VIIIB IB IIB IIIAIVA

VA VIAVIIA

VIIIA

Alc

alin

os

Alc

alin

otér

reo

s Elementos de transición

Tér

reos

Ca

rbo

noid

eos

Nitr

oge

noid

eos

Anf

ígen

os

Ha

lóge

nos

Ga

ses

nobl

es

Tri

ad

as:

por

que

los

elem

ent

os ti

enen

si

mila

res

prop

ieda

des

quím

icas

en

form

a

horiz

ont

al

Met

aloi

des

PE

RIO

DO

S

1 1s1 1s2

2 2s1 2s2 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6

3 3s1 3s2 3p1 3p2 3p3 3p4 3p5 3p6

4 4s1 4s2 3d1 3d2 3d3 3d4 3d5 3d6 3d7 3d8 3d9 3d10 4p1 4p2 4p3 4p4 4p5 4p6

5 5s1 5s2 4d1 4d2 4d3 4d4 4d5 4d6 4d7 4d8 4d9 4d10 5p1 5p2 5p3 5p4 5p5 5p6

6 6s1 6s2’ 5d1 5d2 5d3 5d4 5d5 5d6 5d7 5d8 5d9 5d10 6p1 6p2 6p3 6p4 6p5 6p6

7 7s1 7s2* 6d1 6d2 6d3 6d4 6d5 6d6 6d7 6d8 6d9 6d10 7p1 7p2 7p3 7p4 7p5 7p6

Elementos de transición interna

Serie lantánidos ’4f1 4f2 4f3 4f4 4f5 4f6 4f7 4f8 4f9 4f10 4f11 4f12 4f13 4f14

Serie actínidos *5f1 5f2 5f3 5f4 5f5 5f6 5f7 5f8 5f9 5f10 5f11 5f12 5f13 5f14

+EI-

-EI+

4.12 UBICACIÓN DE UN ELEMENTO EN LA TABLA PERIÓDICA:

4.12.2 Elementos Representativos: son todos aquellos que en su última distribución electrónica contienen electrones en el subnivel s y/o p. Se representan con la letra A (mayúscula).

4.12.3 Elementos No Representativos: son los que contienen electrones en el subnivel d en su última distribución electrónica.

Consideraciones: 1). Si el número total de electrones en el subnivel d es igual a 1 entonces el

elemento pertenece al grupo III-B.2). Si el número total de electrones en el subnivel d es igual a 2 entonces el

elemento pertenece al grupo IV-B.3). Si el número total de electrones en el subnivel d es igual a 3 entonces el

elemento pertenece al grupo V-B.4). Si el número total de electrones en el subnivel d es igual a 4 entonces el

elemento pertenece al grupo VI-B.5). Si el número total de electrones en el subnivel d es igual a 5 entonces el

elemento pertenece al grupo VII-B.6). Si el número total de electrones en el subnivel d es igual a 6 entonces el

elemento pertenece al grupo VIII-B.7). Si el número total de electrones en el subnivel d es igual a 7 entonces el



elemento pertenece al grupo I-B.10). Si el número total de electrones en el subnivel d es igual a 10 entonces el

elemento pertenece al grupo II-B.

4.13 LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS:

4.13.2 La Energía De Ionización. La Formación De Cationes: la energía de ionización es la mínima energía que se le suministra a un átomo neutro gaseoso para arrancarle el electrón. Esta energía está dada en electronvoltios donde:

1 ev=1,69×10-19 culombios/átomo.Ecuación general: Átomo neutro (g) + Energía ionización → catión + 1 electrónM0

(g) + EI1 → M+ + 1 e-

Representación en la tabla periódica: la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en los periodos y de abajo hacia arriba en los grupos.

+AE-

-AE+

4.13.3 La Afinidad Electrónica. La Formación De Aniones: la afinidad electrónica es la mínima cantidad de energía que libera un átomo cuando acepta un electrón.

Ecuación general: Átomo neutro (g) + 1 electrón → anión + E (e--v)A0 (g) + 1 e- → A- + E (e--v)Representación en la tabla periódica: la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha en periodos y de abajo hacia arriba en grupos.

UNIDAD 5: MOLÉCULAS, COMPUESTOS Y ENLACE QUÍMICO

5.1. EL ENLACE QUÍMICO: es la fuerza que ejercen los átomos de una molécula para mantenerse unidos.

5.2. LA COMBINACIÓN QUÍMICA: en 1916 G. N. Lewis mostró que los elementos representativos (grupo A) se deben encontrar en un proceso que implique:

1). Pérdida de electrones: EI=X0 + E → X+ + 1 e-. En la formación de enlaces iónicos2). Ganancia de electrones: AE=X0 + 1 e- →X- + E.3). Compartición de electrones: en la formación de enlaces covalentes.

En estos procesos los átomos son isoelectrónicos con el gas noble más cercano de tal manera que cumplan con la ley de los gases nobles.

Ley de los gases nobles { Ley del2→Grupo ILey del8→Grupo II−IIILey del18→Grupo IV−VLey del32→Grupo VI−VII

5.3. EL CONCEPTO DE VALENCIA Y NÚMERO DE OXIDACIÓN:

Valencia: es la capacidad de combinación de un átomo. En la última distribución electrónica se encuentran ubicados los electrones de valencia. La valencia es el enlace o unión que forma el átomo.—X— → ·X·

Número de oxidación: es la carga relativa o eléctrica del átomo.X-2

+E. covalente- -E. iónico+

El valor numérico de la valencia y el número de oxidación es similar, la diferencia radica en que la valencia no posee signo y el número de oxidación sí.

Valencias más probables: No

grupoValencia dada por Valencia

Representación

Ejemplo

I – A El número del grupo 1 X– (X·) Alcalinos: Na–, K–, Rb–II – A El número del grupo 2 –X– (·X·) Alcalinotérreos: –Ca–, –Mg–

III – A El número del grupo 3–X– (·X

·)Térreos

IV – AEl número del grupo y el número par que le antecede

4, 2–X– (·X

·)Carbonoideos

V – AEl número del grupo y los impares que le anteceden

5, 3, 1–X– (·X·)

Nitrogenoideos

VI – AEl número del grupo y los pares que le anteceden

6, 4, 2–X– (·X·)

Anfígenos

VII – AEl número del grupo y los impares que le anteceden

7, 5, 3, 1 ∶X– (∶X ·) Halógenos

VIII – A8 menos el número del grupo

0 ∶X∶ Gases nobles

5.4. CLASES DE ENLACES QUÍMICOS: se distinguen 3 clases de enlaces químicos: enlace iónico, covalente y metálico.

5.4.1. El Enlace Iónico O Electrovalente: se presenta cuando ocurre una transferencia de electrones entre los átomos.

Tabla de carácter iónico: Diferencia de

EN0,7 0,9 1,1 1,3 1,5 1,7 1,9 2,1 2,3 2,5 2,7 2,9 3,1 3,2

% de carácter iónico

12 19 26 34 43 51 59 67 74 79 84 88 91 92

Consideraciones: 1). Entre mayo sea la diferencia de electronegatividad, mayor será el carácter iónico del

elemento (mayor es el enlace iónico.2). Un porcentaje de carácter iónico mayor a un 50% es un enlace iónico.3). Por lo general, un enlace iónico se forma entre los grupos I–A y VII–A; y II–A y VI–A.

5.4.2. Enlace Covalente: se forma cuando dos átomos comparten sus electrones.Clases de enlaces covalentes:

1). Enlace covalente simple o saturado: se forma cuando los átomos a enlazar comparten 2 electrones.2). Enlace covalente doble o insaturado: se forma cuando los átomos a enlazar comparten 4 electrones.3). Enlace covalente triple: se forma cuando los átomos enlazantes comparten 6 electrones.4). Enlace covalente polar: se forma cuando la diferencia de electronegatividad es diferente a 0 (cero).

5). Enlace covalente no polar: se presenta cuando los átomos presentan diferencia de electronegatividad 0, la diferencia de electronegatividad es igual a cero.6). Enlace covalente normal: se forma cuando los átomos comparten igual número de electrones.7). Enlace covalente coordinado: se presenta cuando un átomo es quien aporta su par electrónico. Este enlace se indica mediante una flecha que va dirigida al átomo que recibe los electrones.

5.5. SELECCIÓN DE LA MEJOR ESTRUCTURA: para seleccionar la mejor estructura para un compuesto, según Lewis, se deben aplicar una a una las siguientes reglas:

Regla 1: determinar el número total de enlaces presentes en el ion o compuesto.a). Número de enlaces para un catión:

No enlaces=2 ( H )+8 ( A )−¿¿

b). Número de enlaces para un anión:No enlaces=2 ( H )+8 ( A )−¿¿

c). Número de enlaces para un compuesto:No enlaces=2 ( H )+8 ( A )−¿¿

De donde: H=átomo de hidrógenoA=átomos diferentes al hidrógenoe--tv=electrones totales de valencia

Regla 2: proponer todas las posibles estructuras para el compuesto.

Regla 3: seleccionar el átomo central. Para seleccionarlo se deberá elegir aquel que posea el menor número de electronegatividad. Exceptuando al átomo de hidrógeno.

Regla 4: escribir las estructuras de Lewis o electrón-punto.

Regla 5: determinar las cargas formales para cada uno de los átomos en el compuesto. Se recomienda numerar cada átomo.

Expresión: Cf =cov−covnDonde: Cf =¿ carga formal

cov=¿ Covalencia del átomo (ver tabla 5.3)covn=¿ Covalencia normal del átomo en cuestión (enlaces

que forma el átomo en la estructura)

5.6. EL CONCEPTO DE RESONANCIA E HIBRIDACIÓN: la resonancia se presenta cuando no existe una única fórmula electrónica que represente todas las propiedades físico-químicas de un compuesto.El término resonancia es conocido normalmente como híbrido de resonancia.

5.7. TIPOS DE HIBRIDACIÓN: LOS ENLACES SIGMA (σ) Y PI (π): Expresión: X=E+p de donde: X= tipo de hibridación.

E=enlace simple o sigma

Línea de propagación de la onda

ν

A

λ

p=nube electrónica o enlace π (pares electrónicos libres que posee el elemento.

Esquema general: Valor de

XTipo de

HibridaciónTipo deEnlace

Ejemplo

1 s σ CH4: posee 4 enlaces σ2 sp σ, π C2H2: posee 3 enlaces σ y 2 enlaces π3 sp2 σ, π C2H4: posee 5 enlaces σ y 1 enlace π4 sp3 σ C2H6: posee 7 enlaces σ

5.8. LAS NUBES ELECTRÓNICAS Y LAS PROBABILIDADES:

5.8.1. La Teoría De Planck: a finales del siglo XIX, Max Planck postuló que “todos los átomos y moléculas absorben o emiten energía radiante y lo hacen en forma muy discreta llamados paquetes de fotones. En estos procesos su constante es inversamente proporcional a la frecuencia.

Expresión: h1∝

ν donde: h=constante de Planck=6,63×10-34 JHz

ν=ni=frecuencia=Hz (1 Hz=1s

)

Resolviendo: h=Kν

Despejando a K: K=h∙ ν como K=E → E=h ∙ ν

Como ν=cλ

reemplazando:

E=h∗cλ

→ Ecuación de Planck donde: c=velocidad de la luz=3×108 ms

λ=lambda=longitud de onda=nm

Unidades:

E=h∗cλ

= J∗cmHz∗s∗nm

×nmcm

×Hz∗s1

=J

5.8.2. La Velocidad De Onda:

Amplitud de Onda (A): es la distancia vertical entre la cresta y la línea media de propagación de la onda.

Longitud de onda (λ): distancia entre dos puntos sucesivos de onda. Frecuencia (ν): es el número de ondas que pasa a través de un segundo.

Onda: es una perturbación vibracional que produce energía.

Expresión:

ν=Vλ

→V =ν ∙ λ donde: V=velocidad de la onda=cms

ν=frecuencia=Hzλ=longitud de onda=nm

Unidades:

V=ν ∙ λ=Hz ×nm×cmnm

×1

Hz ∙ s=cm

s

5.8.3. La Teoría De Maxwell. La Radiación Electromagnética: en 1873, James Maxwell postuló que: “la luz visible está compuesta por un campo electromagnético conformado por una onda eléctrica y una onda magnética con igual longitud de onda, frecuencia y velocidad de onda que vibran en dos planos perpendiculares”.

Plano electromagnético:

Expresión: ν=cλ

de donde: ν=frecuencia=Hz

c=constante de velocidad de la luzλ=longitud de onda

Unidades:

ν= cλ= m

s∙nm×

Hz ∙ s1

×nmm

=Hz

Tipos De Radiaciones Electromagnéticas:

Especie química

Reactivos o reactantes Productos

5.8.4. La Hipótesis De Broglie: en 1924, Louis de Broglie postuló que: “tanto la luz como la materia exhiben un comportamiento dual, esto es, se comportan tanto como onda y como partícula. Esto indica que es posible determinar la velocidad y la posición de un electrón.

Expresión: de Broglie se apoyó en las ecuaciones de energía de Albert Einstein y de Max Planck:A. Einstein: E=m c2

M. Planck: E=h ∙ cλ

=h ∙ ν

Igualando las ecuaciones: m c2=h∙ cλ

Haciendo igual c=V: m V 2=h∙Vλ

Reorganizando: λmV 2=hV

Despejando λ: λ=hV

mV 2∴ λ= h

mVDonde: λ=longitud de onda=nm

m=masa del electrón=g

V=velocidad de onda=cms

Unidades:

λ= hmV

= J ∙ sHz ∙g ∙ cm

×kg ∙m2

1J ∙ s2×

gkg

×(cm )2

m2 ×nmcm

×1Hz ∙ s1

=nm

UNIDAD 6: ECUACIONES Y REACCIONES QUÍMICAS

6.1. CONCEPTUALIZACIÓN: Reacción química: es un proceso en el cual una o más especias químicas reaccionan

entre sí para formar una o más especies químicas nuevas. Reactivos o Reactantes: es una especie química que inicia la reacción y se consume

a lo largo de la misma. Productos: es una nueva especie química que resulta como producto de la reacción.

Na(s )+Cl( g )⟶2NaCl (s )

Convenciones utilizadas en las reacciones químicas:Operación Convención Explicación Ejemplo

Adición o combinación

+ Se lee “mas” o “y”. NaOH(l) + HCl(l)→NaCl(s) + H2O(l)

Reacción irreversible

→ o ⇁

Indica que la reacción tiene lugar en los productos y se lee “forman”, “producen”, “reaccionan para dar”.

2Na(s) + Cl2 (g) ⟶ 2NaCl(s)

Estado físico(l)=líquido(s)=sólido(g)=gaseoso

Indica la naturaleza física del reactivo. Se indica con letra minúscula y entre paréntesis escrita al lado derecho de la especie química en forma de subíndice.

H2O(s) → H2O(l) → H2O(g)

Estado acuoso

(ac) o (aq)Indica que la especie química está en presencia de agua.

NaCl(s) + H2O(l) → NaCl(ac)

Producción de gas

↑Indica el desprendimiento de un gas como producto de la reacción.

2KClO3 (s) temp→

2KCl(s) + 3O2↑Producción de precipitado

↓Indica la producción de un precipitado como producto de la reacción.

K2CrO4+Pb(NO3)2→PbCrO4↓+2KNO3

Calentar ∆Indica que hay que suministrarle calor a la reacción.

KClO4 (s) ∆→

KCl(s) + 2O2↑

Reacción reversible ↔ o ⇋ Indica que la reacción se da

tanto en reactivos como en productos.

2H2 (g) + O(g) ⥊ 2H2O(l)

6.2. TIPOS DE REACCIONES: 6.2.1. Reacción De Síntesis: se presenta cuando dos o más especies químicas

reaccionan entre sí para producir una nueva especia química.A+B⟶C

6.2.2. Reacción De Descomposición: ocurre cuando una especie química se descompone en don o más especies químicas simples.

A⟶B+C6.2.3. Reacción De Sustitución: ocurre cuando una especie química desplaza un

elemento de otra especie química.

Aσ+¿B σ−¿+C⟶CB+ A¿ ¿

6.2.4. Reacción De Intercambio Iónico: ocurre cuando las especies químicas intercambian sus iones.

Aσ+¿B σ−¿+Cσ+ ¿Dσ−¿⟶ A

σ+¿D σ−¿+Cσ+ ¿B

σ−¿¿¿¿ ¿ ¿ ¿¿ ¿

6.2.5. Reacción De Combustión: se presenta cuando un hidrocarburo saturado reacciona con el oxígeno del aire produciendo luz y calor.

6.2.5.1. Reacción de combustión total: ocurre cuando el hidrocarburo saturado reacciona en presencia abundante de oxígeno produciendo CO2, vapor de agua y suficiente luz y calor.

Cn H 2n+2+(3n+1 )2

O2⟶nC O2+(n+1) H 2O

6.2.5.2. Reacción de combustión parcial: ocurre cuando el hidrocarburo saturado reacciona en presencia parcial de oxígeno produciendo CO, vapor de agua y poca luz y calor.

Coeficientes

Subíndices

+4 +3 +2 El elemento se oxida +1 0 -1 -2 El elemento se reduce-3 -4

Cn H 2n+2+(2n+1 )2

O2⟶nCO+(n+1)H 2O

6.2.5.3. Reacción de combustión mínima: cuando el hidrocarburo saturado reacciona en presencia mínima de oxígeno produciendo negro de humo, vapor de agua y escasa luz y calor.

Cn H 2n+2+(n+1 )2

O2⟶nC+(n+1)H 2O

6.3. BALANCEO DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA: para balancear una ecuación química se debe igualar cada elemento en ambos lados de la ecuación anteponiendo un número denominado coeficiente.

Características del coeficiente: 1). En una ecuación química el coeficiente es el único que se puede modificar más

no los subíndices que son intocables.

2H 2(g )+1O2(g)⟶2H 2O1(l)

2). Los coeficientes multiplican a cada uno de los subíndices de una especie química.

3). Los coeficientes deben cumplir con la ley de las proporciones múltiples, esto es, deben ser números enteros y pequeños.

6.4. MÉTODOS DE BALANCEAR UNA ECUACIÓN QUÍMICA:

6.4.1. Método De Tanteo: reglas:1). Balancear los elementos metálicos.2). Balancear los elementos no metálicos.3). Balancear los átomos de hidrógeno.4). Balancear los átomos de oxígeno.5). Simplificar la ecuación.

6.4.2. Método De Oxidación – Reducción O Redox:

Elemento oxidado (E.O.): aquel que cede o pierde electrones.Elemento reducido (E.R.): aquel que acepta o gana electrones.Esquema general:

Reglas: 1). Asignar los números de oxidación.2). Indicar mediante flecha dirigida hacia arriba el elemento que se reduce.3). Indicar mediante flecha dirigida hacia abajo el elemento que se oxida.4). Indicar el número de electrones perdidos y ganados en la ecuación por átomo.5). Indicar el número total de electrones perdidos y ganados por molécula.6). Igualar el número de electrones perdidos a los ganados.

Nota: Este número se escribe dentro de un paréntesis.7). Escribir este número a la especie química correspondiente el cual será

inmodificable8). Terminar el balanceo por tanteo.

6.4.3. Método De Ion – Electrón Para Soluciones Ácidas Y/O Alcalinas: Reglas:

1). Asignar los números de oxidación.2). Escribir las semirreacciones para el agente oxidante y el agente reductor (agente

oxidante: es la sustancia que se reduce. Agente reductor: es la sustancia que se oxida).

3). Escribir el número de electrones de elementos oxidados y reducidos.Nota: Cuando el elemento se reduce los electrones se escriben al lado de los reactivos. Cuando se oxidan al lado de los productos.

4). Igualar los átomos de oxígeno e hidrógeno adicionando moléculas de H2O y iones H+ de la siguiente manera:

a). Por cada átomo de oxígeno en exceso se escribe una molécula de H2O al lado contrario.

b). Para igualar los átomos de hidrógeno se escriben todos los que sean necesarios.

5). Igualar el número de electrones perdidos a los ganados escribiendo este número dentro de un paréntesis.

6). Sumar las semirreacciones.7). Simplificar la ecuación.8). Terminar el balanceo por tanteo.

6.4.4. Método Del Ion – Electrón Para Soluciones Alcalinas O Básicas: Reglas:

1). Se siguen todas las reglas anteriores a excepción de la regla número 4 que quedará de la siguiente manera:

4).a). Por cada átomo de oxígeno en exceso se escribe una molécula de H2O al mismo

lado y el doble de iones OH- al lado contrario.b). Por cada átomo de hidrógeno en exceso se escribe 1 mol de iones OH- al mismo

lado y una molécula de agua al lado contrario.Nota: dado que los iones H+ son de naturaleza ácida éstos se pueden adicionar a una especie química ácida en la cantidad que se desee.

6.4.5. Método De Igualación De Coeficientes Indeterminados:Reglas:

1). Asignar una letra del alfabeto a cada especie química.2). Escribir las ecuaciones para cada uno de los elementos de la especie química.3). Asignar un valor numérico arbitrario a una letra.4). Resolver las ecuaciones químicas.

5). Asignar el valor a la especie química correspondiente.

UNIDAD 7: ESTEQUIOMETRIA

7.1. LA RELACIÓN ESTEQUIOMÉTRICA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA: la estequiometria es la parte de la química que trata de las leyes y de los principios que nos permiten calcular la cantidad de reactivos y productos que inician y terminan una reacción química.

7.2. LA UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u) O (u.m.a.): 1 uma. es una duodécima parte de la masa del isótopo 12 del átomo de carbono puro.

Expresión:

1u= 112

masa isótopoC−12

Donde: masa isótopo C-12=2,0×10-23 g=2,0×10-26 kg.

∴ peso de lau :1u×1 ∙2,0∙10−23 g12 ∙1u

=1,67×10−24 g

7.3. LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL DEL COMPUESTO: una vez conocida la fórmula molecular de un compuesto es posible conocer el porcentaje de masa de cada uno de los elementos para ese compuesto.

Expresión:

%masa elemento= masa del elementomasa molecular del compuesto

×100%

7.4. FÓRMULA EMPÍRICA O MÍNIMA DE UN COMPUESTO: la fórmula empírica (FE) nos indica el número relativo de átomos de un elemento presentes en un compuesto.

Consideraciones: 1). Determinar la masa en gramos a partir del porcentaje de pureza del elemento.2). Calcular el número total de moles para cada uno de los elementos.3). Hallar la relación molar más simple. Esto se logra dividiendo por el número menor

de moles.Nota: este número se escribe como subíndice del elemento.

4). Organizar la fórmula empírica.

7.5. FÓRMULA MOLECULAR DE UN COMPUESTO: la fórmula molecular (FM) nos indica el número real de átomos de los elementos de un compuesto.

Expresión:

X=PMcPFE

⟹ Ecuación1

FM=X ( FE )⟹ Ecuación2

Donde: X=número entero que multiplica a cada uno de los subíndices de la fórmula empírica.PMc=masa molecular del compuesto.PFE=masa de la fórmula empírica.

7.6. EL CONCEPTO DE MOL: 1 mol es una de las 7 unidades básicas del SI que nos indica la cantidad de sustancia. Un mol es la cantidad de sustancia contenida en el NA de partículas. Donde: N A=número de Avogadro=6,02×1023 partículas

∴1mol=N A de átomos=6,02×1023átomos

Un mol de un elemento

Peso atómico del elementoNA de átomos del elemento

Un mol de un compuesto

Peso atómico del compuestoNA de átomos del compuesto

1mol=N A demoléculas=6,02×1023moléculas

Dimensión del NA: Ejemplo 1: la cantidad de pelotas de 15 cm de diámetro que se obtendrían del globo terrestre equivaldrían al NA.Ejemplo 2: la cantidad de pelotas de 10 mm de radio que se obtendrían de la luna equivaldría al NA.

Calculador estequiométrico:

UNIDAD 8: LA TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR DE LOS GASES

8.1. CONCEPTUALIZACIÓN: Difusión de un gas: es la dispersión espontánea de una sustancia frente a otra. Compresibilidad: cuando se ejerce una presión a un gas éste se comprime

disminuyendo su volumen. Gas: estado en el cual las moléculas se mueven libremente y ocupan todo el espacio. Presión: es la fuerza por unidad de área. Está dada en atmósferas. Donde:

1atm=76 cmHg=760mmHg=760Torr=1033 g

cm2=101,3kpascal

Sistema inglés: 1atm=14,7 p . s .i . ( punds per square inch)= libras

pulg2

Presión atmosférica: es la que ejerce el aire sobre una superficie. Manómetro: instrumento que mide la presión de los gases confinados en un recipiente

cerrado. Proceso isocórico (Isócoro): proceso en el cual el volumen de un gas permanece

constante. Proceso isobárico (Isóbaro): aquel en el cual la presión del gas permanece

constante. Proceso isotérmico (Isotermo: en el cual la temperatura de un gas permanece

constante. Presión de Torricelli: Evangelista Torricelli determinó que a nivel del mar la columna

de mercurio siempre descendía 4 cm descubriendo así la presión atmosférica.

8.2. LEYES DE LOS GASES:

5). Ley De Los Gases Ideales: esta ley relaciona las leyes de:

a). A. Avogadro: K=Vn

b). R. Boyle: K=VP

c). J. Carles: K=VT

Relacionando las K:

K=VPnT

Donde K=R

∴R=VPnT

Reorganizando, tenemos: PV=RnT

Donde:

P=presión del gas a CN=1 atmósferaV=volumen del gas a CN=22,4 Ln=No moles del gas a CN=1 molT=temperatura del gas a CN=273,15 K

Unidades de R (constante universal de los gases):

R=VPnT

= 22,4 L ∙1atm1mol ∙273,15K

=0,082 L ∙atmmol ∙K

V= RnTP

=0,082 L∙atm ∙1mol ∙273,15Kmol ∙K ∙1atm

=22,4 L

6). La Densidad De Un Gas: como:

K= PVnT

→R= PVnT

∴PV=nR T

Como:

n= masa sustanciamasamolecular compuesto

= wPM

Reemplazando en la ecuación:

PV= wPM

RT

Reorganizando: P ∙PM ∙V=wRT

Reorganizando: P ∙PM=wV

RT

Como ρ=wV

reemplazando:

P ∙PM=ρ RT donde ρ=P ∙PMRT

Unidades:

ρ=atm ∙g ∙mol ∙Kmol ∙ atm ∙ L∙ K

= gL

R=P ∙PMρ∙T

= atm ∙ g ∙Lmol ∙ g ∙ K

= atm ∙ Lmol ∙K

7). Masa Molecular De Un Gas: como

K= PVnT

→R= PVnT

∴PV=nRT

Como:

n= wPM

Reemplazando: PV= wPM

RT

Reorganizando: P ∙PM ∙V=wRT →PM=wRTPV

Unidades:

PM= g ∙atm ∙L ∙Kmol ∙K ∙atm ∙L

= gmol

8). La Ley Combinada De Los Gases: esta ley relaciona las leyes de Boyle: K=VP y

Charles: K=VT

de la siguiente manera:

K=VPT

∴Pi ∙V i

T i

=Po ∙V o

T o

→Pi V iT o=PoV oT i

Pi=

Po∗V o

V i

∗T i

To

V i=

V o∗Po

P i

∗T i

To

T o=

T i∗Po

P i

∗V o

V i

Po=

Pi∗V i

V o

∗T o

T i

V o=

V i∗Pi

Po

∗T o

T i

T i=

T o∗Pi

Po

∗V i

V o

9). La Ley De Dalton O De Las Presiones Parciales: en 1801, John Dalton postulo que: “La presión total de un gas o mezcla de gases, que no reaccionan entre sí, es equivalente a la sumatoria de las presiones parciales de los gases.

Expresión: Ecuación 1: PTotal gas=∑ presiones parc iales de los gases

∴PT=PGas A+PGas B+PGas C+…+PGas n

Ecuación 2: nT=nGas A+nGas B+nGas C+…+nGas n

Ecuación 3: PGas

PTotal

=nGas

nTota l

10). La Ley De Graham O De La Difusión: “A determinadas condiciones de temperatura la energía cinética de un gas es siempre constante”.

Expresión:

Ec gas=cte∴ Ec gas A=Ec gasB. Como: Ec=12

Reemplazando, tenemos:12

mA V A2=12

mBV B2

Reorganizando: 2mA V A2=2mB V B

2⇒mA V A2=mB V B

2⇒V A

2

V B2=

mB

mA

Sacando raíz cuadrada: √V A2

V B2=√ mB

mA

⇒V A

V B

=√ mB

mA

→Ecuación Graham

Donde: VA=velocidad gas AVB=velocidad gas BmA=masa gas AmB=masa gas B

UNIDAD 9: SOLUCIONES

9.1. CONCEPTUALIZACIÓN: una solución es una mezcla homogénea formada por dos o más componentes, siendo las más comunes las soluciones binarias que están formadas por dos componentes, uno llamado soluto (sto) que es aquella sustancia que se encuentra en menor proporción o aquella sustancia que se disuelve en el seno del disolvente y por un solvente (ste) que es aquella sustancia que se encuentra en mayor proporción o aquella sustancia que disuelve al soluto.Nota: para las soluciones binarias el solvente es el agua.

9.2. CARACTERÍSTICAS DEL SOLUTO EN UNA SOLUCIÓN: dependiendo de la cantidad de soluto en una solución, éstas pueden ser:

1). Solución Insaturada: se presenta cuando la cantidad de soluto se encuentra en menor proporción que la que puede disolver el solvente.

2). Solución Saturada: se presenta cuando la cantidad de soluto es la máxima posible que puede disolver el solvente.

3). Solución Sobresaturada: ocurre cuando la cantidad de soluto es la está en mayor proporción que la que puede disolver el solvente.

9.3. CLASES Y TIPOS DE SOLUCIONES: normalmente existen 3 clases de solución: 1). Solución sólida → Ejemplo: amalgama dental – aleaciones.2). Solución líquida → Ejemplo: agua de mar.3). Solución gaseosa → Ejemplo: aire.

Tipos más comunes de soluciones:

Soluto SolventeTipo de

solución

Ejemplo

NombreComposición

Soluto Solvente

Sólido Sólido Sólida

AleacionesCarbono Hierro

AceroBronce Cu SnLatón Zn CuOro 14 k Oro 24 k Ag

Sólido Líquido Líquida Agua de mar NaCl(s) H2O(l)

Líquido Líquido LíquidaVinagre Ac acético AguaVino Etanol Agua

Líquido Sólido Sólida Amalgama dental Hg(l) Ag(s)

Gas Gas Gaseosa Aire O2 (g) N2 (g)

Gas Líquido LíquidaRefrescos carbonatados: soda

CO2 (g) H2O(l)

Gas Sólido Sólido Complejos H2 (g) Pd

9.4. PROPIEDADES ELECTROLÍTICAS DE LAS SOLUCIONES: cuando una sustancia (soluto) se disuelve en agua (solvente) se producen dos tipos de sustancias.

1). Sustancias Electrolíticas: aquellas que conducen muy bien la corriente eléctrica porque se disocian completamente.

2). Sustancias No Electrolíticas: aquellas que no conducen la corriente eléctrica porque no se disocian completamente.

Tipos de sustancias electrolíticas: 1). Electrolitos fuertes: aquellas sustancias que conducen muy bien la corriente

eléctrica.

¿

2). Electrolitos débiles: son aquellos que conducen muy poco la corriente eléctrica.

9.5. EXPRESIONES PARA CALCULAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN:

9.5.1. La Molaridad O Concentración Molar: Expresión:

M= No molesstoVol sln ( L )

= nV

=molL⇒ unidades

Donde:n=MV=molL

× L=mol

V= nM

=mol ∙Lmol

=L

Consideraciones: 1). Preparación de una solución a partir de un reactivo sólido: Expresión:

M= nV

como :n=masa ( g ) sto

masamolecular compuesto= w

PMReemplazando en la ecuación tenemos:

M= wPM ∙V

Despejando a w: w=M ∙PM ∙VDonde: w=masa del reactivo

M=concentración molarPM=masa molecularV=volumen solución.

Unidades:

w=molL

×g

mol× L=gsto

2). Determinación de la concentración molar de un reactivo concentrado: para determinar la concentración molar de un reactivo puro se deben seguir las siguientes reglas:R1: determinar la masa en gramos por litro de solución presente en la densidad del reactivo.

Agua salada

Lámina cobre Lámina aluminio (-)

14

2

Campo acción f.f.Punto equilibrio (neutralización)Rosado pálido

R2: determinar la masa en gramos por litro de solución presentes en el porcentaje de pureza del reactivo.R3: hallar la concentración molar del reactivo puro.

3). Preparación de soluciones de un reactivo líquido concentrado:

La dilución: la dilución es un proceso en el cual a un reactivo de mayor concentración o concentrado se le adiciona agua hasta obtener otro reactivo de menor concentración o diluido.Expresión:

M= nV

→ parauna sln oractivoconcentrado :M c=nc

V c

paraunasln oreactivo diluido :M d=nd

V d

nc=M cV c

nd=M d V d

Igualando: nc=nd → M cV c=M d V d →ecuación dilución

Donde: V c=V d∗M d

M c

De donde: Mc=sustancia concentradaMd=sustancia diluidaVc=volumen concentradoVd=volumen diluido

La titulación o valoración ácido – base: titular es un proceso en el cual a una solución de volumen y concentración conocida se le adiciona gradualmente una solución de concentración desconocida, hasta lograr el punto de equilibrio.

Procedimiento: se le adiciona a un matraz Erlenmeyer un volumen conocido de una solución ácida de concentración conocida y unas gotas de un indicador ácido-base (fenolftaleína). Se deja caer desde una bureta, gota a gota una solución básica de concentración desconocida, hasta que ocurra un viraje en su coloración (incoloro a rosado pálido).

Expresión: 1.) Para un ácido prótico:

M= nV

Sln ácidaIndicador (ácido-

Vol. conocidoConc. conocida

Paraunasln ácida; tenemos :M a=na

V a

→na=M a V a

Paraunasln básica; tenemos :M b=nb

V b

→nb=M b V b

∴haciendona=nb , tenemos

M cV c=M dV d →ecuación de neutralización

De donde: M b=M a∗V a

V b

Donde: Mb=concentración molar de la base.Ma=concentración molar del ácido.Vb=volumen de la base.Va=volumen del ácido.

2.) Determinación del volumen de una base para la neutralización de un ácido di y poliprótico:

R1: escribir y balancear la es de neutralización.R2: escribir la relación estequiométrica de los reactivos.R3: calcular el número total de moles para el ácido.R4: calcular el número total de moles estequiométricas para la base.R5: hallar el volumen de la base gastada en la neutralización.

9.5.2. El Porcentaje En Peso De Una Solución (% En Masa): Expresión:

%PP

=masa (g ) stomasa (g ) sln

×100

masa sln=masa sto+masa steDonde:

w sto=%P/ P∙w sln100

w sln= w sto%P /P

×100

9.5.3. El Porcentaje En Volumen (% Volumen-Volumen): Expresión:

%VV

=V stoV sln

×100

Donde: V sln=Vsto+V ste

9.5.4. El Porcentaje Peso A Volumen: Expresión:

%PV

=masa stoVol sln

×100

Donde:

w sto=%P/V ∙Vol sln100

Vol sln=Vol sto+Vol ste

9.5.5. La Concentración En Partes Por Millón:

Expresión: 1). Para soluciones sólidas:

ppm=masa (mg ) st omasa (kg ) sln

, o , ppm=masa ( g ) stomasa ( g ) sln

×106

2). Para soluciones líquidas:

ppm=masa (mg ) sto

Vol ( L ) sln3). Para soluciones gaseosas:

ppm=masa (mg ) stoVol (m3 ) sln

9.5.6. La Concentración En Partes Por Billón: Expresión: 1). Para soluciones sólidas:

ppb=masa ( μg ) stomasa (kg ) sln

, o , ppb=masa ( g ) stomasa (g ) sln

×109

2). Para soluciones líquidas:

ppb=masa ( μg ) sto

Vol ( L ) sln

9.5.7. La Formalidad O Concentración Formal: Expresión:

F=No pesos−fórmula−gramo destoVol ( L ) sln

→F= No pfg stoVol sln

= pfgL

Donde:

No pfg= masa stoPM sustancia

= wPM

∴F= wPM ∙Vol sln

= g ∙ pfgg ∙ L

= pfgL

9.5.8. La Molalidad O Concentración Molal: Expresión:

m= No molesstokgdste

= wPM ∙kgdste

=g ∙molg ∙ kg

=molkg

9.5.9. La Fracción Molar: Expresión:

Ecuación 1: X=XA+XB donde: X=fracción molar=1XA=fracción molar del solutoXB=fracción molar del solvente

Ecuación 2:

X A=nA

nA+nB+…nn

Donde: nA=número de moles de solutoEcuación 3:

X B=nB

nA+nB+…nn

Donde: nB=número de moles de solvente

Ecuación 4: nT=nA +nB+…nn Donde: nT=número total de moles

9.5.10. La Presión Osmótica: Expresión:

como :PV ∝nT → PV=KnT ∴PV=nRTSea P=π reemplazando: πV=nRT reorganizando:

π=nRTV

Como M= nV

reemplazando:

π=MRT=molL

×L ∙atmmol ∙ K

× K ×mmHg

atm=mmHg

9.5.11. La Normalidad O Concentración Normal: Expresión:

N= No equivalen tes−gramo stoVol ( L ) sln

= No eq−g stoVol ( L ) sln

Donde: No eq−gsto=w ∙ EPM

donde: E=equivalentes del ácido, base o sal.

∴N= w ∙ EPM ∙Vol

=g ∙ eq−g ∙molg∙mol ∙ L

= eq−gL

9.5.12. Los Equivalentes-Gramo De Una Sustancia: 1). Para sustancias ácidas: equivale al número de hidrógenos que presenta la

sustancia.2). Para sustancias básicas: equivale al número de iones OH- que presenta la

sustancia.3). Para sales: son los equivalentes del ion o radical presentes en la sal.

9.5.13. El Pesoequivalente De Un Compuesto: 1). Para sustancias ácidas: el pesoequivalente es igual a la masa molecular dividida

entre el número de iones H+ reemplazables.

PEqÁcidos=PM compuesto

Noiones H+¿ reemplazables ¿

2). Para sustancias básicas: equivale a la masa molecular del compuesto dividida entre el número de iones OH- reemplazables.

PEqBases=PM compuesto

Noiones OH−¿reemplazables ¿

9.5.14. La Relación Normalidad Y Molaridad:

Velocidad directa

Velocidad indirecta

N=No eq−gsto

Vol ( L ) sln⇒N=

w . EPM ∙Vol

M=Nomoles stoVol ( L ) sln

⇒ M=w

PM ∙Vol]∴ N=M ∙E

Donde: N=concentración normalM= concentración molarE=equivalentes del ácido, base, sal

UNIDAD 10: EQUILIBRIO QUÍMICO

10.1. LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS O LEY DEL EQUILIBRIO: Postulado: “el producto de las concentraciones molares de las especies químicas de los productos dividido entre el producto de las concentraciones molares de las especies químicas de los reactantes estando éstas elevadas a la potencia de sus coeficientes es igual, en un proceso isotérmico a una constante denominada constante de equilibrio”.Explicación: sea la reacción:

aA+bBV 1

⇌V 2

cC+dD

Donde: V 1=K1 [ A ]a∙ [B ]b

V 2=K 2 [C ]c ∙ [ D ]d

Haciendo: V 1=V 2

K1 [ A ]a ∙ [B ]b=K2 [C ]c ∙ [D ]d Reorganizando:

K1

K2

=[C ]c ∙ [D ]d

[ A ]a ∙ [ B ]b

Como K1

K2

=Ke reemplazando tenemos:

Ke=[C ]c ∙ [D ]d

[ A ]a ∙ [ B ]bDonde Ke=constante de equilibrio.

10.2. LA CONSTANTE DE DISOCIACIÓN PARA UN ÁCIDO DÉBIL: sea la siguiente reacción:

HA+H 2O⥊H 3O+¿+A−¿¿ ¿

HAV 1

⥊V 2

H+¿+A−¿¿ ¿

V 1=K1 ∙ [HA ]¿

K1 ∙ [ HA ]=K2 ∙¿ Reorganizamos:

K1

K2

=¿¿

ComoK1

K2

=Ke

Ke=¿¿Ke ∙ [HA ]=¿ Como Ke [ HA ]=Kd

Kd=¿Donde: Kd=constante de disociación

10.3. EL PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA: sea la reacción:

H2O+H 2OV 1

⇌V 2

H3O+¿+OH−¿¿ ¿

H 2OV 1

⇌V 2

H+¿+OH−¿¿ ¿

V 1=K1 ∙ [H 2O ]¿

K1 [ H 2O ]=K 2¿

Donde :K1

K 2

=¿¿

Ke=¿¿Ke [ H 2O ]=¿

Como :Ke [ H 2O ]=KwKw=¿

Donde: Kw=constante del producto iónico del agua.

Calcular la concentración molar para el agua:De ec1: Ke [ H 2O ]=¿

Donde : [ H 2O ]= w sto1 Lsln∙ PM sto

→ [H 2O ]=1000g H 2O∗mol

1 L∙18g=55,5M

Nota: KeH 2O=1,8×10−16

∴Ke [ H 2O ]=¿

Consideraciones: 1). Para soluciones neutras a 25℃ ¿Como: Ec2

Kw=¿Kw=¿Kw=¿

√Kw=√¿¿¿¿

2). Para soluciones ácidas: ¿ y ¿.3). Para soluciones básicas: ¿ y ¿.

++ Sln ácida Sln básicaSln neutra

10-1410010-7

10.4. EL POTENCIAL DE HIDRÓGENO pH: p indica “menos logaritmo de”. En 1909, PETER SÖREN SÖRENSER, ideó un aparato para medir la concentración de iones H+ de una sustancia ácida o básica de tal manera que se puedan suprimir los números negativos de las concentraciones creando la escala de pH que mide el grado de acidez o basicidad de la sustancia.

Expresión: pH=log¿¿

pOH=log ¿¿

Consideraciones: 1). Para soluciones neutras: pH=pOH ∴ pH+ pOH=142). Para soluciones ácidas: pH<73). Para soluciones básicas: pH>7

Sustancia pH [H+] pOH [OH-]

Neutra

0 100 14 10-14

1 10-1 13 10-13

2 10-2 12 10-12

3 10-3 11 10-11

4 10-4 10 10-10

5 10-5 9 10-9

6 10-6 8 10-8

7 10-7 7 10-7

8 10-8 6 10-6

9 10-9 5 10-5

10 10-10 4 10-4

11 10-11 3 10-3

12 10-12 2 10-2

13 10-13 1 10-1

14 10-14 0 100

+

Ácida

-

Básica

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