Q U Í M I C A

QUÍMICA
Es la ciencia experimental que estudia a la materia, su composición, sus transformaciones y sus relaciones con
la energía. También se define como la ciencia que estudia los fenómenos que alteran la composición de los
cuerpos.
Energía.− Es el principio de actividad interna de la masa ó de los cuerpos, que en ciertas
condiciones permite desarrollar trabajo.
MATERIA.− Es una manifestación de la energía, en forma de partículas, que obviamente ocupa
un lugar en el espacio y por lo tanto están definidas por volumen y masa.
MASA.− Es la cuantificación de la materia contenida en un cuerpo.
fenómeno físico.− Es aquel suceso que afecta o modifica a los cuerpos o a las sustancias
externamente, es decir, sin alterar su composición interna.
FENÓMENO QUÍMICO.− Se presenta cuando los cuerpos o sustancias modifican su
composición y estructura interna, para dar paso a otro tipo de sustancias.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Extensivas o generales.− las presentan todas las sustancias y dependen de la masa que posea el cuerpo.
•
• Inercia
• Longitud
• Volumen
• Indivisibilidad
Intensivas o especificas.− Diferencian una sustancia de otra y no dependen de la cantidad de masa que posea
un cuerpo.
•
• Temperatura
• Densidad
• Color
• Acidez
• Dureza
• Punto de Fusión
• Punto de Ebullición
• Elasticidad
1
• Fragilidad
• Porosidad
• Maleabilidad
• Ductilidad
CAMBIOS DE ESTADO
La fusión, evaporación y sublimación (sólido−gas) para llevarse a cabo requieren forzosamente incremento en
la temperatura.
La solidificación, condensación y sublimación (gas−sólido) requieren disminución de temperatura para
efectuarse.
La gasificación puede llevarse a cabo teniendo solamente variaciones de presión; mientras que la licuefacción
además de requerir disminución de temperatura requiere incrementos en la presión.
ELEMENTO.− Es un conjunto de átomos que poseen las mismas características cualitativas y cuantitativas.
Se conocen 118 elementos, los cuales están agrupados en la tabla periódica en términos de renglones
(periodos) y columnas (grupos o familias).
MODELO ATOMICO
La conceptualización del átomo ha sufrido una evolución a lo largo de la historia. DEMOCRITO Y
EPICURO lo definían como la partícula más pequeña e indivisible que compone un cuerpo; JHON DALTON
lo definió como una esfera diminuta y sólida; THOMPSON plantea al átomo como una esfera de carga
positiva que tiene incrustadas cargas negativas, después del descubrimiento del fenómeno de la radioactividad
se plantea la existencia de tres partículas como formadoras de un cuerpo y no una sola como se pensaba, es
RUTHERFORD el cual comprueba la existencia de tres partículas a las cuales denomina como: (alfa),
(beta) y (gamma), a partir de esto denomina al átomo como una nube de partículas formada por partícula
positivas, negativas y neutras. Es NIELS BOHR el que describe al átomo como una partícula en donde los
electrones (e−) se mueven en trayectorias circulares o elípticas estables y no emiten energía mientras están en
esta. Este modelo plantea siete de estas regiones, niveles o bandas de energía las cuales están representadas
por K, L, M, N, O, P y Q; el número de e− por cada uno de estos niveles es de 2, 8, 18, 32, 32, 18 y 8
respectivamente. A partir de estos conceptos el átomo esta definido como: Es la partícula que representa la
mínima cantidad de un elemento, se encuentra formado por un núcleo, en el cual se encuentran los
PROTONES (p+) y los neutrones (n± ), alrededor del cual se encuentran en regiones bien definidas llamadas
orbitales los ELECTRONES (e− ). El átomo es eléctricamente neutro, no puede dividirse por medios
químicos pero sí por medios físicos, además puede combinarse con otros átomos por medio de enlaces
químicos.
PARTICULA
MASA EN GRAMOS
MASA EN U.M.A.
ELECTRÓN
9.1091 x 10−28
0.000 549
PROTÓN
1.67252 x 10−24
1.007 277
NEUTRÓN
1.67482 x 10−24
1.008 665
No. ATOMICO.− Es la cantidad de protones (igual al número de electrones) que posee el núcleo de un átomo.
Este número define a que elemento pertenece un átomo.
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No. DE MASA.− Es la suma de la masa de los protones y neutrones que se encuentran en el núcleo de un
átomo.
MASA ATOMICA.− Son números abstractos proporcionales a los promedios de masa de los isótopos de un
elemento con respecto a la masa atómica patrón, la cual corresponde a la del isótopo 12 del carbono y cuyo
valor es de 12 u.m.a
Isótopo.− Es el átomo de un elemento con diferente número de masa.
No. DE OXIDACIÓN.− Es la cantidad de e− que el átomo de un elemento puede ceder o absorber cuando
interactúa con algún tipo de energía o con otro átomo. Las reglas para establecer el número de oxidación son:
• Toda sustancia pura o sin combinar tiene un no. de oxidación de cero.
• La suma de los números de oxidación de los elementos que forman un compuesto deber ser cero.
• Por definición el no. de oxidación del HIDROGENO es de +1 ó 1+; excepto en los hidruros en los cuales es
de −1 ó 1−.
• Por definición el no. de oxidación del OXIGENO es de −2 ó 2−; excepto en los peróxidos en los cuales es
de −1 ó 1−.
• Los elementos Metálicos poseen no. de oxidación positivo y los elementos No Metálicos poseen no. de
oxidación negativo.
• El grupo o familia al cual pertenece un elemento, proporciona su número de oxidación.
• En el proceso de oxidación (pérdida de e−) el no. de oxidación crece y en el proceso de reducción (ganancia
de e−) el no. de oxidación decrece.
VALENCIA.− Es la capacidad o poder de combinación que tiene el átomo de un elemento con átomos de
hidrógeno.
IÓN.− Es el átomo de un elemento que ha modificado su número de e− quedando cargado positivamente
(CATIÓN) o negativamente (ANIÓN).
Modelo ATOMICO CUÁNTICO
Fue propuesto por Erwin Shöedinger, Max Planck, Lois D' Broglie y Heinsenberg, entre otros. Este modelo
plantea cuatro números llamados cuánticos, estos números son: n, l, m y s.
n = Es el número cuántico principal. El cual expresa el nivel de energía u orbital ocupado por él
e−, puede tomar los valores de 1. 2. 3. 4. 5. 6 y 7.
l = Es el número cuántico secundario ó azimutal, expresa el subnivel de energía que ocupa él e−,
también indica el tipo de orbital [s(sharp), p(principal), d(diffuse) y f(fundamental)] ó región en el espacio en
la que se encuentran los e−. Los valores que toma son de n − 1, es decir, 0, 1, 2, 3, 4, 5 y 6.
m = Es el número cuántico magnético que proporciona la orientación permitida de los niveles en
un campo magnético que se forma alrededor de cada e− y cuyos valores son de 2l + 1.
s = Es el número cuántico del giro o spin que realiza él e− sobre su propio eje. Puede tomar sólo dos valores el
de + y el de −.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI.
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Actúa para restringir la cantidad de e− dentro de un subnivel e indica que: Dos e− dentro de un átomo dado no
pueden tener los cuatro números cuánticos idénticos, por lo menos uno debe ser diferente.
REGLA DE HUND DE MULTIPLICIDAD MÁXIMA.
Se aplica cuando se debe decidir cómo llenar subniveles degenerados, dice Cuando hay e− que entran a un
nivel de valor n y l fijos, cada uno de ellos ocupa uno de los orbitales disponibles; en tanto no se ocupan en
esa forma todos los orbitales disponibles, no se produce el apareamiento de e−
Con estos principios se pueden establecer tres representaciones de la distribución de los e− en un átomo, por
medio de la configuración electrónica, la CONFIGURACIÓN ENERGÉTICA y la configuración espacial.
Periodicidad química
la tabla periódica está ordenada en periodos y grupos o familias, en ella se ordenan los 118 elementos
conocidos en la actualidad.
GRUPOS O FAMILIAS.− Los grupos se representan con las letras A y B, siendo el grupo A el de los
llamados representativos y el grupo B el de los elementos metálicos de transición.
GRUPO I A: Llamado de los metales alcalinos.
• Son elementos de color blanco como la plata, blandos y ligeros, se funden a bajas temperaturas,
ocasionan quemaduras al tocarlos y reaccionan con el aire, además no se encuentran libres en la
naturaleza.
• Son llamados alcalinos por su reacción con el agua formando bases.
• Son agentes reductores fuertes.
• Presentan un e− en su último nivel de energía.
GRUPO II A: Llamados metales alcalino − térreos.
• Entran en la composición de las rocas corrientes, todos sus isótopos son radioactivos.
• Todos se pueden separar por electrólisis de sus sales fundidas.
• El berilio es utilizado en la fabricación de transmisiones, muelles y otras partes de maquinaria.
GRUPO III y IV A: Grupos del Boro y del Carbono.
• Poseen elementos metálicos y No metálicos.
• Presentan tres y cuatro e− en su último nivel de energía.
• El Boro es considerado elemento puente.
GRUPO V y VI A
• Los elementos sólidos y gaseosos existen en la naturaleza en más de una forma (alotropía).
• Presenta 5 o 6 e− en su último nivel de energía.
GRUPO VII A: Halógenos.
• El hidrógeno es único entre los elementos. Su núcleo consiste en un p+ alrededor del cual gira un e−,
se le agrupa con los metales alcalinos por su número atómico. Además es un gas activo.
• Tienen siete e− en su último nivel de energía, el término halógeno significa que producen sales.
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GRUPO VIII A ó grupo cero. Gases nobles o inertes.
• Son constituyentes de la atmósfera en menos del 1%.
• Su configuración electrónica está totalmente saturada. No ceden ni absorben e−, debido a ésta
característica.
SERIE DEL LANTANO (TIERRAS RARAS)
• Son metales blandos y maleables, no son escasos.
• Tiene dos e− externos y 8 ó 9 e− en la segunda capa interna.
• Difieren por los e− en la tercera capa interna.
SERIE DEL ACTINIO
• Comprenden los átomos más pesados de todos los elementos.
• Elementos artificiales o sintéticos en su mayoría.
PERIODOS.− Son siete, están representados horizontalmente, describen la periodicidad del no. atómico de los
elementos. Para describir los periodos Henry Moseley se basó en el espectro de emisión que producen los
elementos al incidir una fuente luminosa sobre ellos. A través de esto Moseley dice que: Las propiedades de
los elementos son una función periódica de sus números atómicos.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATOMICO.− Es la distancia aproximada del centro del núcleo de un átomo a la capa externa de e−
del mismo.
ELECTRONEGATIVIDAD.− Es la capacidad que posee el átomo de un elemento para atraer pares de e− de
otro átomo, esta propiedad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla periódica.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN.− Es la cantidad total de energía que se requiere para separar totalmente un e−
de un átomo gaseoso en su estado basal.
AFINIDAD ELECTRÓNICA.− Es la cantidad de energía que se desprende cuando un átomo gaseoso gana un
e−.
En términos generales la tabla periódica divide a los elementos en: METALES Y NOMETALES.
CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES.
• Son sólidos, exceptuando al mercurio (Hg) que es líquido.
• Presentan brillo y color característico.
• Presentan Maleabilidad y ductilidad.
• Son buenos conductores de calor y electricidad.
• Tienden a ceder e− cuando se combinan con No metales, lo que implica un bajo valor de
electronegatividad.
CARACTERÍSTICAS DE LOS NO METALES.
• Presentan los tres estados de agregación.
• No poseen brillo ni color característico.
5
• No presentan maleabilidad ni ductilidad.
• Son malos conductores de calor y de electricidad.
• Tienden a aceptar e− cuando se combinan con metales, por lo tanto poseen alto valor de
electronegatividad.
ENLACE QUÍMICO
Es la interacción de dos átomos a través de sus e−, provocando con esto la unión de los mismos. Esta
interacción se presenta siempre y cuando se cumpla la REGLA DEL OCTETO de Lewis.
REGLA DEL OCTETO
En un enlace químico, los átomos de los elementos participantes tienden a quedar rodeados con ocho e− en su
último nivel de energía, es decir, tienden a adquirir la configuración electrónica de un gas noble o inerte.
COMPUESTO.− Es la unión de dos o más elementos.
MOLÉCULA.− Es la partícula formada por la unión de dos o más átomos del mismo o de diferentes
elementos.
Los compuestos que se conocen en la actualidad se pueden dividir en dos grandes grupos: Compuestos
Inórganicos y Compuestos del Carbono (también llamados Órganicos). La manera de formular y denotar a
cada uno de estos compuestos la establece la IUPAC (INTERNATIONAL UNION OF PURE AND
APPLIED CHEMISTRY ó UNIÓN INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA).
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS.
COMPUESTOS
NOMBRE
4 Se considera que el número de oxidación del H2 para estos compuestos es de −1.
Esta es la forma en la cual se denotan los principales compuestos inorgánicos, la nomenclatura de los
compuestos orgánicos se verá más adelante.
Reacciones químicas
REACCIÓN QUÍMICA.− Es la forma en la cual se relacionan los elementos y/o compuestos entre sí, es decir,
describen los acontecimientos químicos.
ECUACIÓN QUÍMICA.− Representa una reacción química por medio símbolos que indican la relación más
simple de los componentes de una reacción (reactivos) y el resultado de la misma (productos).
TIPOS DE REACCIONES
Reacciones de combinación o síntesis.− Comprenden la formación de un compuesto a partir de la unión de
dos o más elementos y/o compuestos.
Ejemplos:
Reacciones de DESCOMPOSICIÓN.− involucran la descomposición de un compuesto en sustancias más
sencillas. (Proceso inverso de la síntesis).
6
Ejemplos:
En algunas de estas reacciones se utilizan sustancias químicas y la corriente eléctrica como catalizadores. Este
tipo de reacciones generalmente endotérmicas. Para producirse requieren la adición de energía calorífica o
eléctrica.
Reacciones de SIMPLE SUSTITUCIÓN Ó SIMPLE DESPLAZAMIENTO.− En este tipo de reacciones un
elemento toma el lugar de otro en un compuesto.
Ejemplo:
Reacciones de DOBLE SUSTITUCIÓN Ó DOBLE DESPLAZAMIENTO.− Dos elementos o radicales de
dos compuestos se intercambian.
Ejemplo:
BALANCEO DE ECUACIONES
El balancear una ecuación química es el procurar que ésta cumpla con el principio de conservación de la
materia, para lograrlo se manejan comúnmente dos métodos (aunque existen otros dos), el Método de Prueba
y Error (tanteo) y el Método de Oxido − Reducción (REDOX).
Para balancear ecuaciones químicas por el Método de Prueba y Error (tanteo) se deben seguir los siguientes
pasos, haciendo la aclaración que el orden es inalterable, de lo contrario el balanceo se haría más complicado.
• Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de todos los elementos diferentes a hidrógeno y
oxigeno.
• Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de hidrógeno.
• Igualar en reactivos y productos la cantidad de átomos de oxigeno.
Ejemplo:
Se observa que la reacción no está balanceada (cantidad de átomos de Fe, Cl, S y O) por lo que se aplica el 1er
paso.
Se igualan Fe.
Se igualan S.
Se igualan Ba.
Se observa que la cantidad de Cl, queda igualada automáticamente, por lo tanto se realiza el paso dos.
Vemos que la ecuación no contiene átomos de H2 por lo que este paso se da por hecho.
Obsérvese que al igualar la cantidad de Fe, S, Ba y Cl, se igualan al mismo tiempo la cantidad de átomos de
oxigeno, y por lo tanto el paso tres se cumple al haber cumplido el primero.
Método de Oxido − Reducción (REDOX)
En este método se toma en cuenta el grado de oxidación que poseen los elementos participantes en una
reacción. Para este método podemos enumerar los siguientes pasos:
7
• Establecer los números o estados de oxidación para cada uno de los elementos participantes en la reacción.
• Identificar aquellos elementos que modifiquen su número de oxidación al pasar de reactivos a productos.
• Establecer cuál de los elementos cede y cuál absorbe e−, así como cuántos e− se ceden y cuantos se
absorben.
• Igualar la cantidad de e− cedidos y ganados.
• Colocar los coeficientes de las semi − reacciones en la ecuación original.
Nota: Si al colocar los coeficientes en la ecuación original, ésta queda balanceada el proceso se da por
terminado; de no ser así, a partir de los coeficientes colocados continua el balanceo por el método de prueba y
error.
Ejemplo:
Aplicando el 1er paso:
Aplicando el 2º y 3er paso:
Pérdida de e− (Oxidación)
Ganancia de e− (Reducción)
Aplicando el 4º paso:
Aplicando el 5º paso:
observando ésta ecuación, nos damos cuenta que no se encuentra balanceada por lo tanto se recurrió a la nota
del 5º paso, quedando la ecuación balanceada como:
ESTEQUIOMETRIA
Es la parte de la química que estudia las relaciones de masa, peso y volumen entre los reactivos y productos
de una reacción. Para entender mejor ésta parte de la química debemos conocer los siguientes conceptos:
• Mol.− Es la cantidad de una sustancia numéricamente igual a la masa molecular, peso molecular o
peso fórmula de la misma.
1 mol = 6.023 * 1023 moléculas No. de Avogadro
El número de mol en determinada cantidad de sustancia se calcula:
Donde:
m: masa de la sustancia en grs.
P.M. : Peso molecular de la sustancia.
• Molécula − gramo.− Es el peso molecular relativo de un elemento o compuesto expresado en gramos.
• Átomo − gramo.− Es la masa o peso atómico de un elemento expresado en gramos.
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• Volumen molecular gramo.− Es el espacio que ocupa un mol de cualquier gas en condiciones
normales de temperatura y presión (TPN) y cuyo valor es de 22.4 l.
• Masa Molecular.− Es la suma de la masa de la cantidad de átomos de cada elemento que forman un
compuesto, expresada en unidades de masa atómica (u.m.a).
• Peso molecular.− Es la masa molecular de un compuesto expresada en gramos.
• Peso Formula.− Es la suma de la masa de la cantidad de átomos de determinados elementos que
intervienen en la fórmula de una sustancia.
Ejemplos:
• Calcular la masa molecular del sulfato férrico Fe2(SO4)3
El sulfato férrico contiene:
Elemento
Fe
S
O
No. átomos
2
3
12
Masa atómica
56 uma
32 uma
16 uma
Masa Molecular
Peso Molecular
Total
112 uma
96 uma
192 uma
400 uma
400 grs.
En este caso el peso formula coincide numéricamente con el peso molecular pero no siempre se presenta ésta
coincidencia.
• ¿Cuántos mol hay en 300 grs. de HCl?
La masa (m) es de 300 grs.
El peso molecular del HCl es:
Elemento
H
Cl
No. átomos
1
1
Masa atómica
1 uma
35 uma
Peso Molecular
Total
1 uma
35 uma
36 grs.
Por lo tanto:
n = 8.33 mol
• ¿Cuál es la masa de 0.75 mol de etano C2H6?
El no. de mol (n) es de 0.75 mol.
El peso molecular de C2H6 es:
Elemento
C
H
No. átomos
2
6
Masa atómica
12 uma
1 uma
Peso Molecular
Total
24 uma
6 uma
30 grs.
9
Por lo tanto si:
entonces:
m = (0.75 mol) (30 grs.) = 22.5 grs.
m = 22.5 grs.
LEYES DE LA ESTEQUIOMETRÍA
1ª Ley de la Estequiometría o Ley de conservación de masa de Lavoisier.
En toda reacción química las cantidades en masa de los reactivos son iguales a las cantidades en masa de lo
productos.
2ª Ley de las proporciones constantes de Proust.
Cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, siempre lo hacen en una relación
ponderal constante.
3ª Ley de las proporciones múltiples de Dalton.
Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos
permanece constante y el otro varía, las cantidades de este son múltiplos enteros de la menor de ellas.
4ª Ley de las Proporciones Recíprocas o Equivalentes de Richter − Wenztel.
Cuando dos elementos se combinan separadamente con un peso fijo de un tercer elemento, los pesos relativos
de aquellos son los mismos que sí se combinan entre sí.
PESO EQUIVALENTE O EQUIVALENTE QUÍMICO.− Se define como los gramos de una sustancia que se
combinan o pueden ser desplazados por 1.008 grs. de H2 o con 16 grs. de O2.
EÁCIDO =
EBASE =
ESAL =
MEZCLA.− Es la unión de dos sustancias, en donde sus componentes conservan sus propiedades, y además
estos se pueden separar por medios físicos (filtración, decantación, evaporación, etcétera).
MEZCLA HOMOGÉNEA.− Son aquellas en donde sus componentes no se pueden distinguir a simple vista, y
además presentan una densidad uniforme.
10
MEZCLA HETEROGÉNEA.− Sus componentes se pueden distinguir a simple vista y su densidad no es
uniforme.
SOLUCIONES
Son la mezcla de dos sustancias, una llamada soluto y otra llamada solvente.
Soluto.− Es la sustancia que se disipa, dispersa o disuelve, es la que presenta normalmente mayor densidad y
la que se encuentra en menor cantidad.
Solvente.− Es la sustancia que disipa dispersa o disuelve, es la que presenta normalmente menor densidad y la
que se encuentra en mayor cantidad.
SOLUCIONES EMPÍRICAS.− Son aquellas en donde la cantidad de soluto y solvente no se cuantifican de
manera precisa ni exacta.
• Diluidas
• Saturadas
• Sobresaturadas.
SOLUCIONES TÉCNICAS O VALORADAS.− Son aquellas en donde las cantidades de soluto y solvente
son cuantificadas en forma precisa y exacta.
•
• % Peso =
• % Volumen =
• Molar =
• Formal =
• Molal =
• Normal =
CINÉTICA QUÍMICA
Es la parte de la química que estudia la velocidad con la que se efectúan las reacciones. La velocidad de una
reacción matemáticamente se expresa:
Donde:
v: Velocidad de la reacción.
V: Volumen del recipiente.
dn: Número de mol transformados.
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dt: Tiempo transcurrido.
De acuerdo con la teoría de las colisiones los factores que influyen con mayor frecuencia en la velocidad de
una reacción son:
• Concentración de los reactivos.− La ley de acción de las masas enuncia: A temperatura constante la
velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones molares de
los reactivos.
• Temperatura.− A mayor temperatura la velocidad de una reacción aumenta.
• Naturaleza de los reactivos.− Se refiere al tipo de enlace químico y la estructura de las sustancias
participantes en la reacción.
• Catalizadores.− Son aquellas sustancias que no participan en la reacción pero modifican su velocidad
aumentándola o disminuyéndola.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Es un estado dinámico en el cual dos reacciones se verifican a la misma velocidad.
Constante de Equilibrio Químico
Se define como: El producto de las concentraciones molares de los productos, entre el producto de las
concentraciones molares de los reactivos, elevados al número de moles correspondientes.
Los factores que afectan el equilibrio químico son:
• Concentración de reactivos y productos.
• Temperatura
• Presión
ACIDEZ Y BASICIDAD (ÁCIDOS Y BASES)
ÁCIDO.− Es aquella sustancia que en solución acuosa posee un sabor agrio, tiñe de rojo el papel tornasol
azul, reacciona con los metales activos (grupos IA y IIA), con desprendimiento de H2 y neutraliza a las bases.
BASE.− Es aquella sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo o salobre, tiñe de azul el papel
tornasol rojo, tiene consistencia jabonosa y neutraliza a los ácidos.
TEORÍA DE ARRHENIUS
ÁCIDO.− Es aquella sustancia que en solución acuosa produce iones H+ e iones hidronio (H3O)+.
BASE.− Es aquella sustancia que en solución acuosa produce iones hidróxido u oxidrilo OH−.
Ácido General de Arrhenius:
Base General de Arrhenius:
TEORÍA DE BRÖNSTED − LOWRY
ÁCIDO.− Es aquella sustancia donadora de protones (p+).
12
BASE.− Es aquella sustancia aceptora de protones (p+).
Pares Conjugados de Brönsted − Lowry.
TEORÍA DE LEWIS
ÁCIDO de LEWIS.− Es aquella sustancia que contiene un átomo capaz de absorber un par de e−.
BASE de LEWIS.− Es aquella sustancia que contiene un átomo capaz de ceder un par de e−.
Cuando un ácido y una base de Lewis se combinan, el producto es una sal y la producción de cierta cantidad
de agua. En este caso se habla de neutralización.
Potencial de Hidrógeno
Se define como el logaritmo negativo de la concentración de ión hidronio o hidrógeno. Este valor define una
escala en la cual se puede observar el grado de acidez o basicidad de una sustancia determinada.
ELECTROQUÍMICA
ELECTRÓLITOS.− Son aquellas sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica.
NO ELECTRÓLITOS.− Son las sustancias que no son descompuestas por la electricidad.
CELDA GALVANICA O VOLTAICA.− Es un dispositivo utilizado para transformar la energía química en
eléctrica, consta de dos electrodos que se sumergen en las soluciones de sus iones, de tal modo que las
soluciones estén en contacto y debido a la reacción o ataque del electrolito, sobre uno de los electrodos, se
produce una diferencia de potencial entre las dos placas y cuando se conectan exteriormente dichos electrodos
o terminales mediante un alambre, se mueven e− a lo largo del mismo, originando así una corriente eléctrica.
ELECTROLISIS.− Consiste en la descomposición de una sustancia por el paso de la corriente eléctrica. En
este proceso ocurre una transformación de energía eléctrica en energía química. Una celda electrolítica
contiene dos conductores llamados electrodos y un electrolito fundido o en solución acuosa y se opera
mediante el paso de una corriente eléctrica directa. Los iones positivos o cationes se dirigen al electrodo
negativo (cátodo), donde aceptan e− (reducción) y los iones negativos o aniones se dirigen al polo positivo
(ánodo), al que ceden e− (oxidación); los e− se dirigen a la batería y al cátodo completando así el circuito.
LEYES DE Faraday
1era Ley de Faraday: La cantidad de una sustancia liberada o depositada en un electrodo es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa a través de un electrolito.
Donde:
M: Masa
e: Equivalente electroquímico
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E: Peso Equivalente
Q: Cantidad de electricidad (Coulomb).
I: Intensidad de corriente (Ampere).
2da Ley de Faraday: Las masas de distintos elementos liberados en los electrodos por una misma cantidad de
electricidad son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos.
QUÍMICA DEL CARBONO (ORGÁNICA)
Es aquélla parte de la química que estudia a todos los compuestos formados por carbono, se le llamaba
orgánica porque estudiaba a las sustancias que intervenían en los procesos vitales de los organismos, tanto
vegetales como animales. Estos compuestos tienen como características principales:
• Todos contienen carbono en sus moléculas.
• Presentan cadenas de enlaces de átomos de carbono que pueden ser muy grandes.
• La mayoría son combustibles.
• No son estables a altas temperaturas.
• Muchos de ellos son no electrolitos.
• No son solubles en agua.
• Presentan el fenómeno de isomería.
Los principales elementos que forman estos compuestos son el C, H, O, N, P y S, aunque también contienen
entre otros metales, halógenos y arsénico.
En ésta parte de la química se presentan dos fenómenos, la hibridación y la isomería. La hibridación consiste
en la combinación de los orbitales tipo s y p de los átomos de carbono, para dar paso a orbitales tipo sp, sp2 y
sp3. Con respecto a la isomería, consiste en las diferentes propiedades y características que poseen dos
compuestos con la misma fórmula condensada pero con diferente fórmula semi desarrollada; la isomería
puede ser:
• De cadena o estructural (Alcanos).
• De posición o lugar (Alquenos).
• Geométrica o Cis − Trans.
• Óptica.
• Funcional.
Alcanos o parafinas
Son hidrocarburos de cadena abierta, cuyos átomos de carbono están unidos por enlaces sencillos. Reciben el
nombre de parafinas debido a su poca afinidad. Los alcanos poseen la fórmula general:
CnH2n+2
En ésta fórmula la letra n representa el número de átomos de carbono, los alcanos pueden ser lineales (cadena
de carbonos recta) o arborescentes (ramificaciones en la cadena). La IUPAC menciona que para los alcanos
normales su nombre deriva del número de átomos que contenga la cadena seguido de la terminación ANO,
dicha terminación indica que los enlaces entre átomos de carbono son simples. Los nombres de los primeros
alcanos son:
•
14
• CH4 Metano
• C2H6 Etano
• C3H8 Propano
• C4H10 Butano
• C5H12 Pentano
• C6H14 Hexano
• C7H16 Heptano
• C8H18 Octano
• C9H20 Nonano
• C10H22 Decano
Nomenclatura (IUPAC) de los alcanos arborescentes.
• Busque la cadena más larga posible de átomos de carbono, la cual dará origen al nombre básico del
compuesto y será la estructura principal.
• Numere la cadena principal empezando por el extremo que tenga las arborescencias o ramificaciones más
próximas.
• Nombre cada sustituyente o arborescencia indicando su posición con el número que corresponda al átomo
de carbono al cual se encuentre unido.
• Nombre el compuesto con una sola palabra, y separe los nombres de los números con guiones y los
números entre sí con comas. Agregue los nombres de los sustituyentes o arborescencias como prefijos del
nombre básico.
• Si en una molécula se encuentra presente el mismo radical alquil o sustituyente dos o más veces, se indica
con los prefijos di, tri, tetra, penta, etcétera. Unido al nombre del sustituyente.
• Nombre los radicales por orden alfabético o por su complejidad estructural.
Ejemplo:
2,3,3,10−tetrametil−8−etil−7terbutil−undecano
ALQUENOS U OLEFINAS
Son hidrocarburos que contienen uno o más enlaces dobles entre átomos de carbono. Debido a esto se les
llaman hidrocarburos no saturados, la terminación de estos hidrocarburos es ENO y su fórmula general es:
CnH2n
Los nombres de los primeros alquenos son:
•
• C2H4 Eteno
• C3H6 Propeno
• C4H8 Buteno
• C5H10 Penteno
• C6H12 Hexeno
• C7H14 Hepteno
• C8H16 Octeno
• C9H18 Noneno
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• C10H20 Decaeno
Si existiera dos o tres dobles ligaduras, se cambia la terminación eno por la terminación dieno o trieno según
sea el caso, indicando además con números la posición de la doble ligadura.
Para los alquenos arborescentes se siguen las mismas reglas que para los alcanos; además, la cadena principal
siempre contendrá la(s) doble(s) ligadura(s), indicando la posición de ella(s) dentro de la cadena principal (la
de mayor número de átomos de carbono que contenga los dobles enlaces). Cuando en un alqueno se presenta
una arborescencia y una doble ligadura a la misma distancia de los extremos, tiene preferencia la doble
ligadura.
2,7−dimetil−2,4,6−octatrieno
ALQUINOS O ACETILENICOS
Son hidrocarburos no saturados de cadena abierta y tienen como fórmula general:
CnH2n−2
Su nomenclatura es similar a la de los alquenos pero se cambia la terminación eno por la terminación INO. A
veces se denominan como derivados del acetileno o etino, que es el más simple de estos hidrocarburos.
Los nombres de los primeros alquinos son:
• C2H2 Etino
• C3H4 Propino
• C4H6 Butino
• C5H8 Pentino
• C6H10 Hexino
• C7H12 Heptino
• C8H14 Octino
• C9H16 Nonino
• C10H20 Decaino
En el caso de los alquinos arborescentes se siguen las mismas reglas que para los alquenos.
SUBLIMACIÓN
CONDENSACIÓN
Y
LICUEFACCIÓN
EVAPORACIÓN
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Y
GASIFICACIÓN
SOLIDIFICACIÓN
FUSIÓN
LÍQUIDO
SÓLIDO
GAS
POR PUENTE DE HIDRÓGENO
• POLAR
• NO POLAR
• COORDINADO
METÁLICO
COVALENTE
IÓNICO O ELECTROVALENTE
TIPOS DE ENLACE
OXIDOS
METÁLICOS M + O2 ! M O
• OXIDO DE NOMBRE METAL
NO METALICOS Nm + O2 ! Nm O
• No. DE O2 OXIDO DE NOMBRE Nm1
• OXIDO DE Nm ( No. DE OX.)2
• ANHÍDRIDO Nm (OSO, ICO)3
1 El número de oxígenos se expresa con los prefijos griegos o latinos: mono, bi, tri, tetra, penta, etcétera.
2 El número de oxidación se expresa en romano (I, II, III, etcétera).
3 La terminación depende del estado de oxidación(no. de oxidación) del elemento, utilizando también los
prefijos hipo y per.
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HIDRUROS4 M + H ! M H
• HIDRURO DE NOMBRE METAL
hidroxidos mo + h2o ! m (oh)
(bases)
• HIDROXIDO DE NOMBRE METAL
• ÁCIDO Nm HIDRICO
HIDRACIDOS Nm + H2 ! H Nm O
• ÁCIDO Nm (OSO, ICO)5
ÁCIDOS
OXIÁCIDOS Nm O + H2O ! HNm O
5 La terminación depende del estado de oxidación(no. de oxidación) del elemento, utilizando también los
prefijos hipo y per.
• Nm URO DE NOMBRE METAL
BINARIAS M + Nm ! M Nm
• Nm (ITO, ATO) DE NOMBRE METAL6
SALES
OXISALES M + H Nm O ! M Nm O
6 La terminación No metal se coloca sustituyendo correspondientemente las terminaciones OSO e ICO del
oxiácido por ITO y ATO se utilizan también los prefijos hipo y per.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
ÁCIDOS
BASES
Ácidos
Fuertes
Ácidos
Débiles
Bases
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Débiles
Bases
Fuertes
NEUTRO
CH3
CH3 CH3 − C − CH3 CH3
3 4 5 6 7 8 9 10 11
CH3 − C − CH2 − CH2 − CH2 − CH − CH − CH2− CH − CH3
CH CH2 − CH3
CH3 CH3
1
2
12345678
CH3 − C = CH − CH = CH − CH = C − CH3
CH3 CH3
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