GUIA DE QUIMICA I CENEVAL 286

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GUIA DE QUIMICA I

QUIMICA  I.

MATER IA

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

DE LA MATER IA

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, compresibilidad, elasticidad, elasticidad, densidad.

Propidades Propidades de la materia FISICAS INTENSIVAS

QUIMICAS

EXTENSIVAS

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 MATER IA

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 formada por dos o más fases fa ses físicamente distintas

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ESTADOS FISICOS DE LA MATER IA 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 MATER IA

2. ATOMO Y TEOR IAS ATÓMICAS THOMSON: propuso un modelo atómico, en el cual la carga positiva se parecía a un ³budín´ con las cargas negativas uniformemente distribuidas, como lo están las pasas en el pan

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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, otras 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 gira n los electrones, las órbita órbitass son circulares, circula res, 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 Electrón eProtón p+  

Carga (Coulomb) (Coulomb) -1.6x10-19 1.6x10-19 Neutrón nº

Masa (g) 9.1x10-28 1.67x10-24 -24

Localización Orbital Núcleo 1.67x10 Núcleo

Descubrió Thompson Goldstein 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 principal (n): determina el tamaño de las las órbitas, por tanto, la distancia 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. energía. Su valor depende del número 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. correspondiente.

K:

2

2 6

2 6

1

1s 2s p 3s p 4s

4.

2

2 6

2 6 10

2 5

Br: 1s 2s p 3s p d 4s p

PROPIEDADES PER IODICAS

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

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Cl2 es un gas, Br 2 es líquido, I2 es sólido. Son malos conductores del calor y electricidad. electricidad. Muchos de 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 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.  ASES   NOBLES: G ASES  NOBLES:

PROPIEDADES PERIODICAS:  Potencial  d e 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 la energía que liberará un átomo, átomo, en estado gaseoso, cuando  Afinid ad  electrónica: se define como la captura un electrón y se convierte en un ion negativo o anión.  Electronegativi d ad : mide la tendencia de un átomo a atraer los electrones de otros átomos a los que

está enlazado

 Potencial  d e ionización

 Afinid ad electrónica

 Electronegativi d ad 

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. electronegatividad. Se distinguen distinguen tres tipos de enlaces principales:  ENLACE  IONICO  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 for man tienen un carácter iónico. Usando la tabla de electronegatividades de Pauling, para el NaCl: NaC l: Electronegatividad Electronegatividad sodio 0.9 0. 9 Electronegatividad Electronegatividad cloro 3.0 3. 0

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Diferencia 2.1 Como la diferencia de electronegatividades es mayor de 1.7, se deduce que el enlace es iónico.  ENLACE COVALENTE   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 H 2O: Electronegatividad Electronegatividad hidrógeno 2.1 Electronegatividad Electronegatividad oxígeno 3.5 Diferencia 1.4 Como 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 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. hidrógeno.

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

HaNM  NM representa a no metal, H es el hidrógeno

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a carga del no metal.

Otros hidruros no no metálicos, son los que que no presentan propiedades 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). (B ).

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

Óxidos metálicos u óxidos básicos.: son compuestos binarios formados por un metal y el oxígeno. La fórmula general de los óxidos metálicos es M2Oa M 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 NM2Oa  NM representa a un no metal, O es el oxígeno a carga del no metal

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 Sales

binari as o sales hidrácid as: 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 e cciones 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  AB

 R a

2Ca + O2 2CaO

e cciones de descomposición: descomposición: a partir de una sola sustancia, es decir, una única sustancia da lugar a otras diferentes AB  A + B

 R a

BaCO3(s)BaO(s)+CO2(g)

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

 R a

A + BC B + AC CuSO4 + Zn  ZnSO4 + Cu

e cciones de despl aza azamiento doble: también se conocen con el nombre de doble descomposición o metátesis, consisten en el intercambio entre los iones de las sustancias presentes

 R a

AB + CD AD + CB

 AgNO3 + NaCl   AgCl + NaNO3

e cción de neutr ali  zación: Cuando la solución de un ácido se mezcla con la solución de una base,  produciendo una sal y agua; se efectúa una reacción r eacción de neutralización neutralización Ácido + BaseSal + Agua HCl + NaOH  NaCl + H2O  R a

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REGLAS 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, 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.= +2 8. 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 H2CO3 HClO3 H3PO4 HNO3

Acido sulfúrico Acido carbónico Acido clórico Acido fosfórico Acido nítrico

S04-2 CO3-2 ClO3-1 PO4-3 NO3-1

Sulfato Carbonato Clorato Fosfato Nitrato

-2 -2 -1 -3 -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 2H20 Se 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= número de moles (mol) m= masa (g) PM = peso molecular (g/mol)





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El peso molecular se determina conociendo la fórmula fór mula 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 (H 20) Elemento Peso molecular Moléculas Átomos H 1 1 2 O 16 1 1 PM

Total 2 16 18 g/mol

Luego se sustituyen los valores: 



 

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

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





10. COMPUESTOS DEL CARBONO

La química orgánica estudia los compuestos del carbono, car bono, provenientes principalmente 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 1 2 3 4

Formula

CH4 CH3-CH3 CH3-CH2-CH3 CH3-CH2-CH2-CH3

Nombre Metano Etano Propano 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 2 3 4

Formula

CH2=CH2 CH2=CH-CH3 CH2=CH-CH2-CH3

Nombre Eteno Propeno Buteno

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ALQUINOS: Hidrocarburos insaturados y el más simple es el etino, tienen la fórmula C nH2n-2, son cadenas sencillas de C e H unidas por enlace simple y la aparición de triples enlaces C=C

2 3 4

Número de Carbonos

Formula

CH=CH CH=C-CH3 CH=C-CH2-CH3

Nombre Etino Propino Butino

REFERENCIAS Moreno Esparza, Rafael. QUIMICA GENERAL. UNAM-México McMurry, John. ORGANIC CHEMISTRY. 5th edition. BrooksCole.1999 BrooksCole.1999 Chang, Raymond. QUIMICA. 7ma. Edición. Edición. Mc. GrawHill. GrawHill. 2002 VISITA Y DEJA TU COMENTARIO C OMENTARIO EN:

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