Clasificación de la materia

Sustancias Puras

Elementos Compuestos

Mezclas

Homogenea Heterogenea

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QUIMICA

I. MATERIA

MATERIA: Todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masaMASA: Medida de la cantidad de materia que un objeto tienePESO: Efecto producido por la gravedad al interactuar con la materia (w=mg)GRAVEDAD: Fuerza con la que son atraídos los objetos

PROPIEDADES DE LA MATERIA

A) PROPIEDADES FISICAS: Son las que pueden evaluarse sin que ocurran cambios en su composición. EJEMPLO: color, olor, sabor, tacto, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, viscosidad, tensión superficial, compresibilidad, elasticidad, densidad.

PROPIEDADES EXTENSIVAS: Son aditivas y se encuentran presentes en todas las sustancias y dependen de la cantidad de masa que poseen

PROPIEDADES INTENSIVAS: Sirven para diferenciar una sustancia de otra. Su valor es específico y no depende de la cantidad de masa

B) PROPIEDADES QUIMICAS: cambio en la composición de la materia por alguna reacción química. EJEMPLO: Combustión, Fermentación, Digestión

CLASIFICACION DE LA MATERIA

ELEMENTOS: sustancia fundamental que no se puede descomponer para formar sustancias más simples, usando medios químicos

COMPUESTO: Unión química de dos o más elementos

MEZCLA HOMOGENEA: tiene aspecto uniforme y tiene las mismas propiedades en toda ella.

MEZCLA HETEROGENEA: formada por dos o más fases físicamente distintas

Propidades de la materia

FISICAS

INTENSIVAS EXTENSIVAS

QUIMICAS

www.rubriaedithabril.blogspot.com GUIA DE QUIMICA IESTADOS FISICOS DE LA MATERIA

SOLIDO: tiene forma y volumen bien definidos y sus partículas se conservan rígidamente una junto a otra. La forma de un sólido no depende del recipiente que lo contenga

LIQUIDO: tiene volumen definido, pero no tiene forma definida, sus partículas están unidas entre sí, firme pero no rígidamente. Aunque las partículas se mantienen unidas a causa de intensas fuerzas de atracción y están en contacto estrecho entre sí, pueden moverse con libertad. La movilidad de sus partículas comunica fluidez a un líquido, y es la causa de que tome la forma del recipiente donde se almacena

GAS: tiene volumen indefinido y no tiene forma fija; sus partículas se mueven en forma independiente una de otra. Las partículas del estado gaseoso tienen la energía suficiente para contrarrestar las fuerzas de atracción que las mantenían unidas en el estado líquido o sólido. Un gas empuja constantemente en todas direcciones a las paredes de cualquier recipiente. Por esta propiedad, los gases llenan por completo los recipientes que ocupan

CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

2. ATOMO Y TEORIAS ATÓMICAS

THOMSON: propuso un modelo atómico, en el cual la carga positiva se parecía a un “budín” con las cargas negativas uniformemente distribuidas, como lo están las pasas en el pan

RUTHERFORD: propuso un modelo atómico, según su experimento, que consistió en bombardear una lámina delgada de oro con partículas alfa, donde observó que algunas atravesaban fácilmente,

www.rubriaedithabril.blogspot.com GUIA DE QUIMICA Iotras rebotaban y el resto se desviaban, lo que permitió suponer que el átomo tiene un núcleo macizo y un espacio vacío. En el espacio vacío se encuentran los electrones.

BOHR: En el átomo existen órbitas en las cuales giran los electrones, las órbitas son circulares, concéntricas, de radios diferentes y bien definidas. A cada órbita se le asignó un número consecutivo a partir de la órbita más cercana al núcleo.

PARTÍCULAS SUBATOMICAS

Partícula Carga (Coulomb) Masa (g) Localización DescubrióElectrón e- -1.6x10-19 9.1x10-28 Orbital ThompsonProtón p+ 1.6x10-19 1.67x10-24 Núcleo GoldsteinNeutrón nº 1.67x10-24 Núcleo Chadwick

3. CONFIGURACION ELECTRONICA

Para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y los demás átomos, la mecánica cuántica precisa de cuatro números cuánticos:

número cuántico principal (n): determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...)

número cuántico secundario ( l ): Es el número que representa el tipo de orbital. Cada uno de estos orbitales representa una nube electrónica con forma determinada. El conjunto de orbitales que forman un subnivel poseen todos igual energía. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta n-1

Tipos de orbitales

número cuántico magnético ( m ): determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0.

número cuántico del spin (s): tiene dos valores posibles para cada orbital en particular +1/2 = giro del electrón a la derecha. y -1/2 = giro del electrón a la izquierda. Puesto que se ha encontrado que cualquier orbital puede alojar un máximo de dos electrones con espines opuestos

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Principio de Auf-Bau: La configuración electrónica de los elementos debe seguirse con el principio de Auf-Bau con ayuda de la siguiente tabla. Los electrones deben colocarse de acuerdo a su nivel de energía correspondiente.

K: 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 Br: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5

4. PROPIEDADES PERIODICAS

La clasificación de Mendeleiev es la más conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica. Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge), al que Mendeleiev llamó ekasilicio. En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Por lo que ahora se utiliza este criterio para la tabla periódica actual.

CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS:

NO-METALES: pueden presentar todos los estados físicos a temperatura y presión normales. El

www.rubriaedithabril.blogspot.com GUIA DE QUIMICA ICl2 es un gas, Br2 es líquido, I2 es sólido. Son malos conductores del calor y electricidad. Muchos de ellos existen como moléculas diatómicas, al reaccionar con los elementos metálicos ganan electrones, al reaccionar con elementos no-metálicos comparten electrones

METALES: son duros, lustrosos, buenos conductores de calor y electricidad , todos excepto el Hg son sólidos a temperatura ambiente. Al hacerlos reaccionar con no metales pierden electrones, tienen pocos electrones en su capa externa

METALOIDES: tienen propiedades, tanto de metal como de no-metal. Actúan como no metales cuando reaccionan con metales, actúan como metales cuando reaccionan con los no metales. Algunos de ellos presentan la propiedad eléctrica de ser semiconductores

GASES NOBLES: En general, estos elementos no reaccionan con casi nadie. Todos son gases monoatómicos en condiciones normales. Son muy poco reactivos, de hecho He, Ne y Ar no reaccionan con nada, Kr y Xe reaccionan con O y F y forman algunos compuestos. El Rn es radiactivo.

PROPIEDADES PERIODICAS:

Potencial de ionización: es la energía necesaria suministrar a un átomo para arrancarle un electrón de su capa de valencia, convirtiendo el átomo en un ion positivo o catión

Afinidad electrónica: se define como la energía que liberará un átomo, en estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ion negativo o anión.

Electronegatividad: mide la tendencia de un átomo a atraer los electrones de otros átomos a los que está enlazado

Potencial de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad

5. ENLACE QUIMICO

A las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas en un compuesto se denomina enlace químico. Una de la formas para predecir el tipo de enlace que se forma es utilizando los valores de electronegatividad. Se distinguen tres tipos de enlaces principales:

ENLACE IONICO: Formados por la transferencia de uno o más electrones de un átomo metal y un no metal. Cuando dos átomos tienen una diferencia de electronegatividades mayor de 1.7 unidades, los enlaces que se forman tienen un carácter iónico.

Usando la tabla de electronegatividades de Pauling, para el NaCl:Electronegatividad sodio 0.9Electronegatividad cloro 3.0

www.rubriaedithabril.blogspot.com GUIA DE QUIMICA IDiferencia 2.1Como la diferencia de electronegatividades es mayor de 1.7, se deduce que el enlace es iónico.

ENLACE COVALENTE: Se forman cuando se comparten uno o más electrones entre los átomos de dos no metales.

Usando la tabla de electronegatividades de Pauling, para el H2O:Electronegatividad hidrógeno 2.1Electronegatividad oxígeno 3.5Diferencia 1.4Como la diferencia de electronegatividades es menor a 1.7, se deduce que el enlace es covalente

ENLACE METALICO: Se da entre dos metales, generalmente para producir aleaciones.

6. NOMENCLATURA

Hidruros metálicos: compuestos binarios formados por un metal y el hidrógeno. MHa

M representa a un metal, H es el hidrógeno a carga del metal.

La nomenclatura tradicional consiste en escribir la palabra hidruro seguida del nombre del metal, con sufijos o la palabra de

En la nomenclatura de Stock se anteponen las palabras hidruro de al nombre del metal con la valencia.La nomenclatura sistemática consiste en escribir las palabras hidruro de, con prefijo, a continuación el nombre del metal. La palabra hidruro representa al hidrógeno.

Hidruros no metálicos: son compuestos binarios formados por un no metal y el hidrógeno.

Ácidos hidrácidos.: Los hidruros de los elementos flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), azufre (S), selenio (Se) y teluro (Te) al disolverse en agua dan soluciones ácidas y reciben el nombre genérico de ácidos hidrácidos.

HaNMNM representa a no metal, H es el hidrógeno

www.rubriaedithabril.blogspot.com GUIA DE QUIMICA Ia carga del no metal.

Otros hidruros no metálicos, son los que no presentan propiedades ácidas disueltos en agua. Se forman con los no metales: oxígeno (O), nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb), carbono (C), silicio (Si) o boro (B).

NMHaNM representa a un no metal, H es el hidrógeno a carga del no metal.

Óxidos metálicos u óxidos básicos.: son compuestos binarios formados por un metal y el oxígeno.La fórmula general de los óxidos metálicos es M2OaM representa a un metal, O es el oxígeno a carga del metal

Óxidos no metálicos u óxidos ácidos: compuestos binarios formados por un no metal y el oxígeno.La fórmula general de los óxidos metálicos es NM2OaNM representa a un no metal, O es el oxígeno a carga del no metal

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Sales binarias o sales hidrácidas: compuestos binarios formados por un metal y un no metal.Se obtienen a partir de los ácidos hidrácidos, substituyendo el hidrógeno por un metal

7. TIPOS DE REACCIONES

Reacciones de síntesis o combinación: se basan en la obtención de un compuesto a partir de las sustancias simples que poseen sus mismos elementos.

A + B AB2Ca + O2 2CaO

Reacciones de descomposición: a partir de una sola sustancia, es decir, una única sustancia da lugar a otras diferentes

AB A + BBaCO3(s)BaO(s)+CO2(g)

Reacción de sustitución simple: uno de los elementos o radicales de una sustancia reactante es desplazado o sustituido por otro de la otra sustancia reaccionante

A + BC B + ACCuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu

Reacciones de desplazamiento doble: también se conocen con el nombre de doble descomposición o metátesis, consisten en el intercambio entre los iones de las sustancias presentes

AB + CD AD + CBAgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

Reacción de neutralización: Cuando la solución de un ácido se mezcla con la solución de una base, produciendo una sal y agua; se efectúa una reacción de neutralización

Ácido + BaseSal + AguaHCl + NaOH NaCl + H2O

www.rubriaedithabril.blogspot.com GUIA DE QUIMICA IREGLAS GENERALES PARA ASIGNAR LOS ESTADOS DE OXIDACIÓN

1. El estado de oxidación (e.o) de un elemento libre o en estado no combinado (Ca metálico, P, Cl2, O2, S3, etc.) es siempre cero.2. La suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos que forman una molécula es cero.3. El e.o. de un ion es igual a la carga del ion.4. La suma de los e.o. de los átomos de un ion poliatómico debe ser igual a la carga del ion.5. El e.o. de los alcalinos es +1 y el de los metales alcalinotérreos +2.6. El e.o. del hidrógeno en sus compuestos es +1 en todos los casos excepto en los hidruros metálicos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), en los que e.o= -1.7. El e.o. del oxigeno en sus compuestos es siempre –2, excepto en los peróxido en los que e.o.= +28. El e.o. de los iones elementales equivale a su carga y el de los átomos que compone un ion molecular equivale a la carga del ion.

Lista de ácidos comunes, iones que producen con su estado de oxidación

H2SO4 Acido sulfúrico S04-2 Sulfato -2

H2CO3 Acido carbónico CO3-2 Carbonato -2

HClO3 Acido clórico ClO3-1 Clorato -1

H3PO4 Acido fosfórico PO4-3 Fosfato -3

HNO3 Acido nítrico NO3-1 Nitrato -1

8. BALANCEO DE REACCIONES

Balanceo por tanteo:

Para que una reacción esté correctamente balanceada debe de tener el mismo número de átomos por elemento, tanto en reactivos, como en productos.

EJEMPLO: balancear la siguiente reacción

H2 + O2 H20

La cantidad de átomos de hidrógeno es igual en reactivos y productos pero no pasa lo mismo con el oxígeno por lo que se debe buscar un número que quede igual. Si se coloca un 2 en la molécula de agua y otro 2 en la molécula de hidrógeno la ecuación queda balanceada

2H2 + O2 2H20Se tienen 4 átomos de hidrógeno en reactivos y productos y 2 de oxígeno en reactivos y productos.

9. CALCULOS QUIMICOS

Concepto de mol: es la cantidad de sustancia que contiene un compuesto químico. Se define como:

n= mPM

n= número de moles (mol)m= masa (g)PM = peso molecular (g/mol)

www.rubriaedithabril.blogspot.com GUIA DE QUIMICA IEl peso molecular se determina conociendo la fórmula del compuesto, cuantas moléculas tiene y en la tabla periódica se busca el peso de cada uno de los elementos que lo componen, se multiplica por las moléculas y los átomos y al final se suman.

EJEMPLO

1. ¿Cuántos moles existen en 3 g de de masa de agua?

Primero se necesita calcular el peso molecular del agua (H20)Elemento Peso molecular Moléculas Átomos TotalH 1 1 2 2O 16 1 1 16PM 18 g/mol

Luego se sustituyen los valores:

n= 3 g18 g/mol

Concentración molar: es el número de moles de soluto disueltos en cada litro de solución

M= nV

M = molaridad (mol/L)n=moles (mol)V=volumen (L)

10. COMPUESTOS DEL CARBONO

La química orgánica estudia los compuestos del carbono, provenientes principalmente del petróleo. El carbono puede formar hasta 4 enlaces lo que hace que se formen diferentes compuestos como los alcanos, alquenos, alquinos, esteres, cetonas, etc.

ALCANOS: La principal fuente es el gas natural y el más simple es el metano CH4, tienen la fórmula CnH2n+2, son cadenas sencillas de C e H unidas por un enlace simple C-C.

Número de Carbonos

Formula Nombre

1 CH4 Metano2 CH3-CH3 Etano3 CH3-CH2-CH3 Propano4 CH3-CH2-CH2-CH3 Butano

ALQUENOS: Hidrocarburos insaturados y el más simple es el eteno, tienen la fórmula C nH2n, son cadenas sencillas de C e H unidas por enlace simple y la aparición de dobles enlaces C=C

Número de Carbonos

Formula Nombre

2 CH2=CH2 Eteno3 CH2=CH-CH3 Propeno4 CH2=CH-CH2-CH3 Buteno

www.rubriaedithabril.blogspot.com GUIA DE QUIMICA IALQUINOS: Hidrocarburos insaturados y el más simple es el etino, tienen la fórmula CnH2n-2, son cadenas sencillas de C e H unidas por enlace simple y la aparición de triples enlaces C=C

Número de Carbonos

Formula Nombre

2 CH=CH Etino3 CH=C-CH3 Propino4 CH=C-CH2-CH3 Butino

REFERENCIAS

Moreno Esparza, Rafael. QUIMICA GENERAL. UNAM-MéxicoMcMurry, John. ORGANIC CHEMISTRY. 5th edition. BrooksCole.1999Chang, Raymond. QUIMICA. 7ma. Edición. Mc. GrawHill. 2002

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