Quimica I y II

P a g e  | 1

2009

Quí mica mica 1, 2 y 3 Recopilado de distintos libros Este documento es una recopilaci ón de informaci ón considerada importante por el autor para una preparaci ón para Olimpiadas de Quí mica mica

Rubén Eduardo Canales Callejas CBTis 114 7/26/2009

R e c o p i l a c i ó n d e Q u í  m i c a  | 2

Por Rubén Eduardo Canales Callejas

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Índice Quí mica 1 .................................................................................................... ............................................ 7 Leyes de la l a conservación de la Materia ............................................ .................... ............................... ....... ............................................. 7 Propiedades de la materia materia ............................................... ........................ .............................................. ....................... ............................................. 7 Estados Estados y Formas de Energ í a.................................................................... a.................................................................... ............................................ 8 Fen Fenómenos Fí sicos sicos y Quí micos micos............................................. ...................... ........................................... .................... ............................................ 8 Estados Estados de Agregaci ón de la materia ....................................................... ............................................ 8 Moléculas y átomos ................................................................................ ............................................. 9 Radioactividad ........................................................................................ ............................................. 9 Partí culas culas Subatómicas ........................................................................... ............................................. 9 Modelos atómicos .................................................................................. ............................................. 9 Radioactividad Radioactividad Natural ............................................................................ .......................................... 12 Modelo Atómico de la mec ánica cuántica ondulatoria ............................. ..................... ........ .......................................... 12 Fundamentos de la teor í a cuántica ..................................................... ........................................... 12 La naturaleza naturaleza de la materia .............................................. ....................... .......................................... ................... ........................................... 12 Números Cuánticos ................................................................................ ........................................... 13 Configuraciones Configuraciones electrónicas .................................................................. ........................................... 14 Regla de las diagonales diagonales ............................................ ..................... ............................................... ............................... ....... ........................................... 14 Tabla Peri ódica ....................................................................................... ........................................... 15 Tabla Peri ódica larga............................................ ..................... ............................................... ............................... ....... ........................................... 15 Propiedades Peri ódicas de los Elementos ........................................... ........................................... 16 Propiedades Atómicas ........................................................................ ........................................... 16 Antecedentes Antecedentes de la Tabla Peri ódica ........................................................ ........................................... 16 Enlace Quí mico mico ....................................................................................... ........................................... 18 Regla del Octeto ................................................................................ ............................................ 19 Interacciones Interacciones Intermoleculares............................................ ..................... .............................................. ............................................... ....................................... ............... 19 Nomenclatura en Qu í mica mica Inorg ánica ................................................................................................ 19 Reglas para escribir las formulas de los compuestos ............................................... ........................ .............................................. ........................... .... 19 Nomenclatura de los Anh í dridos dridos .................................................................................................... 20

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R e c o p i l a c i ó n d e Q u í  m i c a  | 4 Nomenclatura de los Óxidos ................................................................ .......................................... 20 Nomenclatura Nomenclatura de los Hidróxidos ......................................................... ........................................... 20 Nomenclatura de los Ácidos................................................................. .......................................... 20 Q uí m mica ica II ................................................................................................... ........................................... 22 Clasificación de las reacciones ................................................................ ........................................... 22 Balanceo Balanceo de ecuaciones ecuaciones ........................................... .................... ............................................... ................................ ........ .......................................... 23 Condiciones de una ecuaci ón quí mica mica correcta: ................................... ....................... ............ .......................................... 23 Método de Tanteo Tanteo ............................................ .................... ............................................... ....................................... ................ .......................................... 23 Balanceo por m étodo de oxido- reducci ón .............................................. ....................... ....................... ........................................... 24 Reglas para balancear por Oxido- Reducci ón. ...................................... ....................... ............... ........................................... 24 Balanceo por m étodo algebraico. ........................................................... ........................................... 24 Unidades Quí micas micas ................................................................................. ........................................... 25 Cálculos Quí micos micos ............................................................................... ........................................... 25 Leyes Leyes Ponderales ..................................................................................... .......................................... 26 Composici Composición centesimal centesimal de un compuesto .......................................... .... .......................................... 26 Determinaci ón de la f órmula de un compuesto compuesto ...................................... ............................... ....... ........................................... 26 Soluciones .............................................................................................. ........................................... 27 Soluciones Empí ricas........................................................................... ricas........................................................................... ........................................... 27 Soluciones Valoradas Valoradas ........................................... .................... ............................................... ............................... ....... ........................................... 28

Ácidos y Bases ......................................................................................... .......................................... 29 PH y POH ................................................................................................ ........................................... 30 Clasificación de Ácidos y Bases................................................................ ........................................... 30 Neutralizaci Neutralizaci ón ......................................................................................... .......................................... 31 Termoqu í mica mica ........................................................................................ ........................................... 32 Leyes y variables de la termodinámica ................................................ ........................................... 32 Primera ley de la termodin ámica ......................................................... .......................................... 32 Segunda ley de la termodinámica ....................................................... ........................................... 32 Cantidad de calor.................................................................................... ........................................... 32 Reacciones Termoqu í micas micas.............................................. ....................... ............................................. ...................... ............................................ 32 Ley de Hess .......................................................................................... .......................................... 33 Cin Cinética Quí mica mica ...................................................................................... .......................................... 34 Principio de Le Chatelier ...................................................................... .......................................... 34

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R e c o p i l a c i ó n d e Q u í  m i c a  | 5 Teorí a de las Colisiones............................................ ..................... ............................................... ............................................... .............................................. ....................... 34 Equilibrio Quí m mico ico ............................................................................................................................. 35 Gases................................................................................................................................................. 36 Teorí a Cinética Molecular .............................................................................................................. 36 Leyes de los Gases ............................................................................................................................. 37 Quí m mica ica III ............................................................................................................................................. 39 Reacciones y Métodos de Obtenci ón de Compuestos Org ánicos............................................. ..................... ....................................... ............... 42

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Química 1 Materia: · Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa · Todos los cuerpos están constituidos por partí culas · La masa experimenta cambios por lo que requiere energ í a   : Capacidad que tiene un cuerpo para realizar un trabajo. Energí a

Leyes de la conservaci ón de la Materia a) Ley de la conservación de la masa: Lavoisier:” la masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma”  b) Ley de la conservación de la energí a   : Mayer:” La energ í a no puede ser creada ni destruida, pero es susceptible a ser transformada” 

  : c) Ley de la conservación de la masa-energí a Einstein: “ La masa cuando presenta una velocidad cercana a la de la luz, sufre un incremento y este aumento es directamente proporcional a la energ í a cinética”  E=mc ² ,  donde E  es la energ í a en Ergios o Joules, m es la masa en kg o g y c  es la velocidad de la luz

que su valor es de 300, 000 km/s

Propiedades de la materia ·

Volumen: Todo cuerpo ocupa un lugar en el

espacio, es decir tiene volumen. Generales

·

Masa: Cantidad de materia que tiene un cuerpo

·

Inercia: Oposición que presentan los cuerpos para

variar su estado de reposo a movimiento ·

Peso: La atracci ón que ejerce la tierra hacia su

centro sobre los cuerpos en la superficie. ·

Elasticidad: Propiedad de los cuerpos de regresar a

su estado original despu és de aplicarle una fuerza. ·

Propiedades de la

Impenetrabilidad: Dos cuerpos no pueden ocupar

al mismo tiempo el mismo lugar en el espacio

materia ·

Porosidad: Todos los cuerpos presentan espacios

entre sus partí culas ·

Especí ficas

·

Divisibilidad: Los cuerpos pueden ser reducidos

Fí s  icas: Son las que manifiestan sin cambio en la

composici ón de la masa como: Edo. De agregaci ón, olor, sabor, color, densidad, etc. ·

  icas: Son las que se refieren al Quí m comportamiento de una sustancia frente a otra.

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Estados y Formas de Energ ía

Potencial

O almacenada que es la energia que tiene un cuerpo segun su posicion o estado

Cinetica

O de movimiento es la que tiene un cuerpo debido a la velocidad de sus moleculas

Energia

Fenómenos Físicos y Químicos Fenómeno: Todo cambio que ocurre en el universo. Fenómeno Fí s  ico: Cuando NO se modifica la composici ón de la materia   ico: Cuando se modifica la composici ón de la materia Fenómeno Quí m

Estados de Agregación de la materia Los estados de agregaci ón de la materia dependen de los espacios entre las part í culas de sus cuerpos. Estado Sólido

Descripción · · · ·

Lí q   uido

· · ·

Gaseoso

· · ·

Forma y volumen definido Movilidad de las part í culas casi nula Alta cohesi ón entre las part í culas Sus partí culas presentan movimientos vibratorios Volumen definido Adoptan la forma del recipiente que los contiene Energí a cinética y la fuerza de cohesi ón entre sus partí culas, media.

No tienen forma ni volumen definido Poseen gran energí a cinética Sus partí culas presentan movimientos de traslaci ón

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Imagen

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Moléculas y átomos Las sustancias están formadas por mol éculas y éstas a su vez por átomos. Molécula: Partí cula mas pequeña de una sustancia que podemos separar de un cuerpo sin alterar su composici ón quí mica. Las propiedades de una molécula están determinadas de por el número, tipo y arreglo de los átomos que la forman. Átomos iguales Moléculas de elementos Moléculas de compuestos Átomos de 2 o m ás clases

Radioactividad Radioactividad: Consiste en la desintegraci ón espontanea de ciertos átomos. 3 tipos: α (alfa), β (beta) y γ(gama). Tipo de Radioactividad

Naturaleza

Masa (uma)

carga

Velocidad de propagación

Poder de penetración

Poder de ionización

1/10 de la velocidad de la luz 250, 000 km/s 300, 000 km/s (vel. De la luz)

Pequeño

Muy grande

Medio

Medio

Muy Elevado

Muy Bajo

α

Iones de Helio

4

+2

β

Electrones

0.00055

-1

γ

Ondas electromagn éticas

0

0

Part ículas Subat ómicas Caracter í sticas fundamentales de las partí culas subatómicas: Sí m   bolo

Carga

Carga eléctrica (C)

Masa

uma

Descubierto por:

Se encuentra en:

Protón

p⁺

+1

+1.6 x 10⁻¹⁹

1.673 x 10⁻²⁴

1.00759

Núcleo

Neutrón Electrón

n e⁻

0 -1

0

1.675 x 10⁻²⁴ 9.11 x 10⁻²⁸

1.00866 0.00054

Goldstein/ Rutherford Chadwin Thomson

Nombre

-1.6 x 10⁻¹⁹

Núcleo Corteza del núcleo

Modelos at ómicos Átomo: Es la mí nima partí cula de un elemento que interviene en un fenómeno quí mico. Elementos: Es una sustancia que no puede descomponerse quí micamente en otras mas simples formadas de átomos iguales. Mezcla: Unión f í sica de dos o mas sustancias que conservan sus propiedades. Compuesto: Son sustancias formadas por mol éculas de 2 o m ás clases de átomos, siempre en la misma proporción.

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Empédocles Aristóteles Demócrito Modelo Atómico de:

John Dalton (1766-1844)

Joseph John Thomson(1856- 1940)

Jean-Baptiste Perrin(1870-1942)

Ernest Rutherford(18711937)

Siglo V a.C.

Toda la materia esta formada por 4 elementos: Aire, Agua, Tierra y Fuego Añadió un quinto elemento: el éter, un fluido intangible e invisible que lo empapa todo. La materia es una sola, formada por diminutas motitas a las que denomin ó átomos Descripción

a) La materia esta constituida por átomos, los cuales son part í culas indestructibles (muy pequeñas, de forma esf érica, solidas y de peso fijo) b) Los átomos de un elemento son todos iguales entre s í  c) Los átomos de un elemento son diferentes de los de otros elementos d) Al combinarse los átomos lo hacen en proporciones definidas y con números enteros Sugirió un modelo at ómico semejante a un “budí n de pasas”, donde el átomo era una esfera de electrificaci ón positiva en la que se encontraban incrustados los electrones Modificó el modelo de Thomson sugiriendo por primera vez que las cargas negativas son negativas al “budí n” Ideó un modelo atómico con las siguientes caracterí sticas: a) El Átomo está formado por un núcleo donde se localiza toda su carga positiva y la mayor parte de su masa b) Alrededor del núcleo giran los electrones formando una nube electrónica c) Los átomos son neutros porque el numero de electrones y protones es igual El modelo de Rutherford representaba el átomo como un sistema solar en miniatura en el que los electrones se moví an como planetas alrededor del núcleo.

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Ilustración

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Niels Bohr(1885-1962)

Arnold Sommerfeld (1868-1951)

Erwin Schrödinger (1887-1961)

Paul Dirac (1902-1984) y Pascual Jordan (19021980)

Propuso un modelo at ómico para explicar la estructura at ómica, fundamentando su teorí a en la teor í a cuántica propuesta por Max Planck(1858-1947) El modelo de Bohr “Cuantizaba ” las orbitas para explicar la estabilidad del átomo

Con ayuda de la teor í a de relatividad de Einstein (1879-1955), hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr: a) Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o elí pticas b) A partir del segundo nivel energ ético existen dos o mas subniveles en el mismo nivel c) El electrón es una corriente el éctrica minúscula Para describir los nuevos subniveles, Sommerfeld introdujo un par ámetro llamado número cuántico acimutal, que designo con la letra “l”. Desarrollo un modelo matem ático en donde aparecen 3 par ámetros: n, l, y m, no fijo trayectorias determinadas para los electrones, solo la probabilidad de que se hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisi ón de todos los elementos

Basándose en la mec ánica cuántica ondulatoria, ampliaron los conocimientos anteriores, lograron una descripción cuántico-relativista del electr ón, prediciendo la existencia de la antimateria. En sus ecuaciones aparece el cuarto parámetro con caracter í stica cuántica, denominado s, adem ás de los ya conocidos n, l y m.

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Radioactividad Natural Demócrito y Leúcipo: “La materia esta formada por part í culas indivisibles llamadas átomos” John Dalton: - Postulados: · La material esta formada por átomos · Los átomos del mismo elemento son iguales entre s í  · Los átomos de distintos elementos difieren entre s í  · Al combinarse los átomos lo har án en proporciones m últiples… Thomson: Sugiri ó un modelo at ómico donde el átomo era una esfera cargada positivamente y los e ⁻ estaban distribuidos uniformemente. Becquerel: 1896, descubrió el fenómeno de la radioactividad (con rayos X)

Modelo At ómico de la mecánica cuántica ondulatoria Erwin Schrödinger: 1926, proporcion ó las bases para el nuevo modelo at ómico.

Fundamentos de la teor ía cuántica I. Estados estacionarios de la energ í a del e⁻ propuestos por Bohr: a. Los e⁻ de los átomos se mueven alrededor del n úcleo en orbitales circulares b. Mientras los e ⁻ se mueven en los orbitales o niveles de energí a, no absorben ni desprenden energí a. c.

Los e⁻ pueden pasar de un nivel a otro de menor a mayor energ í a y viceversa. Siempre y cuando absorban o desprendan energ í a.

d. Cuando los e ⁻ absorben o desprenden energí a lo hacen en can dades unitarias llamadas cuántos.

II.

Los e⁻ que están en orbitales en estados estacionarios o basal no absorben ni emiten energ í a

III.

Un e⁻ puede absorber energí a pasando a un nivel superior (estado excitado), pero es inestable así  que cuando regresa a su nivel original emite la energ í a absorbida en forma de radiaci ón electromagn ética.

La naturaleza de la materia De Broglie: “la materia como la luz, presentan un comportamiento dual de Onda y part í cula” Principio de Incertidumbre Werner Heisenberg: 1926, “es imposible conocer simult áneamente con exactitud la posici ón y la velocidad del e⁻”

La teor ía   moderna Supone que el núcleo del átomo esta rodeado por una nube tenue de e ⁻, re ene el concepto de niveles estacionarios de energ í a de Bohr.

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Números Cuánticos Schrödinger: Dedujo una ecuaci ón matemática en donde el e ⁻ era tratado en funci ón de su movimiento

ondulatorio. 4 parámetros llamados n úmeros cuánticos: n, l, m, ms(o tambi én conocido como s)

“n” numero cuántico, principal, determina el nivel principal donde se encuentra el e ⁻, se relaciona con la distancia promedio del e ⁻ al núcleo. Sus valores pueden ser cualquiera del 1, 2, 3, 4 , … Nivel Letra Max e⁻

1 K 2

2 L 8

3 M 18

4 N 32

5 O 32

6 P 18

7 Q 8

“l” Es el numero cu ántico secundario, indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un e ⁻ y se relaciona con la forma del orbital (nube electr ónica) Letra Valor del # cu ántico

s 0

p 1

d 2

f 3

“m” Magnético orbital, se relaciona con las orientaciones espaciales de los orbitales que resultan cuando un átomo es sometido a un campo magn ético. Sus valores son de  –l… 0 … +l “l”  s=0 p=1 d=2 f=3

Valores “m” 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Forma de Orbitales: A los orbitales “s” se les asigna una forma

esf érica, los orbitales “p” tienen una forma parecida.

“s” o “ms” Es el número cuántico spin y se relaciona con el giro del e ⁻ solo ene dos valores: +½↑,↓-½ Nombre del # Cuántico Principal Secundario Magn ético Spin

Sí m   bolo

Valores

Representa a:

Aportado por:

“n”  “l” “m” “ms” o “s”

1,2,3,4,… 0…n-1 -l…0…l +½ ó -½

Nivel energético Subnivel Orbital Giro del e ⁻

Bohr Sommerfield Schrödinger Dyrac y Jordan

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Configuraciones electrónicas Principio de exclusi ón de Paulie “En un orbital atómico, solo puede haber un m áximo de 2 e⁻ de spin opuesto” es decir ning ún electrón diferencial puede tener sus 4 n úmeros cuánticos iguales a otro. Regla de Hund o de M á xima multiplicidad “En orbitales de igual energí a, primero se acomodan los e ⁻ de spin “+” y después los de spin “–““ Principio de edificaci ón Progresiva o Regla de Aufbau “Cada nuevo electr ón añadido a un átomo, entrar á en el orbital disponible de m í nima energí a”

Regla de las diagonales

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Tabla Periódica Clasificaci ón de los elementos en base a su electr ón diferencial Los elementos pueden clasificarse de acuerdo al tipo de orbital en que se encuentra el electr ón diferencial. “s” y “p” Representativos ·

Electrones de valencia Son los electrones de los subniveles energ éticos,

·

Transición

·

Transición Interna

“d” “f ”

incompletos que pueden participar en los enlaces qu í micos.

Tabla Periódica larga A Mendeleiev se le atribuye la clasificaci ón de los elementos en la tabla peri ódica, ordenó 63 elementos por su peso atómico y la repetici ón de ciertas propiedades; la tabla periódica larga es la clasificación de los elementos quí micos conocidos actualmente (109) por orden de n úmero atómico y fue propuesta por Alfred Werner. Henry Moseley: Propuso el orden de los elementos de acuerdo a su # at ómico. Grupos: Columnas verticales : A: Elementos Representativos B: Elementos de Transici ón y Transici ón Interna El grupo es igual al n úmero de e⁻ de valencia Familias: Elementos que se encuentran en el mismo grupo y presentan propiedades f í sicas y quí micas

semejantes. IA Metales Alcalinos IIA Metales Alcalino térreos

IV A Fam del carbono V A Fam del Nitrógeno

IIIA Fam del Boro

VI A Fam del Oxigeno o Calcógenos

VIIA Fam de los Hal ógenos VIIIA Gases Nobles Raros o Inertes

Periodos: Son lí neas horizontales de la tabla peri ódica 1…7, Cada periodo representa un nivel energético.

Metales y No Metales Izquierda metales representativos, centro metales de transici ón interna y transici ón.

Metaloides Son los elementos que est án al limite de los metales y no metales y se les llama as í  por que presentan propiedades de M y NM. B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At

N úmero At ómico (z) Indica el numero de protones que tiene el átomo. N úmero de masa (A) Es la suma de neutrones y protones en el n úcleo del átomo (tambi én llamados nucleones)

Isótopos Átomos con el mismo n úmero atómico pero diferente numero de masa

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Peso At ómico El peso o masa at ómica es el peso promedio de los átomos de un elemento con respecto al C

Propiedades Periódicas de los Elementos Fí s  icas: Punto de fusi ón, Punto de ebullici ón, etc.. Quí m   icas: Carácter Metálico, Actividad Met álica, poder oxidante, reductor, combustibilidad, etc.. Atómicas: Radio Atómico, Energí a de Ionizaci ón, Afinidad electrónica, etc. … Las propiedades at ómicas determinan el comportamiento f í sico y quí mico delos elementos   El átomo es eléctricamente neutro Ión: Cuando un átomo pierde electrones se convierte en un i ón positivo, y cuando gana electrones en un ión negativo. Ley Peri ódica “El comportamiento de los elementos es una funci ón periódica de sus configuraciones electr ónicas.” Propiedades At ómicas Propiedad

Definición

Radio Atómico

La distancia entre el centro del n úcleo al nivel mas externo del átomo Capacidad que tiene un átomo de combinarse con oros y formar compuestos La energí a necesaria para desprender un electr ón de un átomo en estado gaseoso neutro Es la energí a que desprende un átomo cuando capta un electr ón La carga asignada a un átomo cuando se combina con otro Fuerza necesaria para atraer y retener un electr ón

Valencia Potencial o Energí a   de Ionización Afinidad Electrónica No. De Oxidación Electronegatividad

 Antecedentes de la Tabla Periódica Cientí f  ico Jöns Jakob Berzelius (1779-1848)

Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849)

Alexandre-Émile Beguyer de Chancourtois (18201886)

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Aportación o descripción de su tabla periódica Aportó la diferenciaci ón entre metales y No metales Tomando en consideraci ón las propiedades atómicas, observó la existencia de una relaci ón éntrelos pesos atómicos de los elementos quí micamente análogos. Al presentarse elementos semejantes en grupos de 3, observ ó que la masa atómica del elemento intermedio era igual a la media aritmética de las masas de los elementos   das. extremos; a esto llam ó ley de las tr ía Tituló su trabajo Tornillo Tel úrico: Clasificaci ón natural de los cuerpos simples o radicales obtenida  por medio de un sistema de clasificaci ón helicoidal y numérica, cuya importantí sima conclusión es: “las propiedades de los elementos son las propiedades de los números”

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John Alexander Reina Newlands (1838-1898)

Karl Hendrich (1868)

Julius Lothar Meyer (1830-1895)

Dimitri Ivánovich Mendeleiev (1834-1907)

Alfred Werner (1866-1919)

Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-1915)

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Al disponer los elementos en orden de acuerdo con sus pesos at ómicos, observo que 8 de los elementos retirados de un elemento ten í an propiedades f í sicas y quí micas similares. Como esta disposición de los elementos era an áloga a la escala musical, enunci ó la ley conocida como Ley de las octavas. Concluyó que las propiedades de los elementos quí micos eran funci ón de sus pesos at ómicos y que la unidad de materia es tan real como la unidad de fuerza basada en las determinaciones de Pluker Ditscheiner sobra la longitud de onda de distintos espectros de los metales Elaboró un trabajo al que denomino la naturaleza de los elementos qu í micos como una funci ón de los  pesos at ómicos. En el Meyer demostr ó que se podí a obtener un sistema natural de los elementos de acuerdo con la magnitud de sus pesos at ómicos en una serie sencilla. Adem ás completó su tabla con la famosa grafica de vol úmenes atómicos, la cual es una manifestación de la repetici ón periódica de propiedades tales como la fusibilidad, la volatilidad, la maleabilidad, la fragilidad, entre otras. La clasificaci ón de Mendeleiev se basó principalmente en las propiedades qu í micas de los elementos, mientras que la de Meyer se bas ó principalmente en las propiedades f í sicas. Ambos indicaron la periodicidad o repetici ón periódica regular de las propiedades de los elementos al incrementarse su peso at ómico. Esta tabla peri ódica ha sido una de las mas utilizadas , incluso actualmente, aunque con unas adaptaciones, sus ventajas son principalmente que fue con una estructura larga que separaba los grupos A y B, y hace coincidir la estructura electr ónica de los elementos con su colocaci ón dentro de la tabla Designó un numero at ómico para cada elemento, que correspondí a a la posici ón del elemento en el orden numérico que habí a deducido. Ésta tabla esta basada en los n úmeros atómicos eliminó ciertas dificultades que se hab í an presentado en la tabla periódica basada en los peso at ómicos

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Enlace Químico Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Los tipos de enlaces determinan las propiedades de las sustancias.

Iónico

Metálico

O electrovalente: Fuerza de atracci ón electrost ática existente entre iones de cargas opuestas. Metal y No metal; 1.7 Paulings o m ás · Solubles en agua · Buenos conductores de electricidad · Puntos de Fusión y Ebullición elevados

Metal y Metal. · Altos puntos de fusión y Ebullición · Tienen Brillo · Maleabilidad · Ductibilidad · Dureza · Tenacidad · Buenos conductores de electricidad

calor

Enlaces interatómicos

Covalente

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Fuerza de atracci ón entre los núcleos de 2 átomos no metálicos, y el par de electrones compartidos. Polar:  0.4-1.7 Paulings de diferencia Cuando se unen dos átomos NM de diferente electronegatividad la nube se deforma. · Solubles en solventes polares · Puntos de Fusión y Ebullición relativamente altos · 3 estados de Agregaci ón · Ligeramente conductores de la electricidad No Polar o Puro: 0-0.4 Paulings · Moléculas diatómicas · Puntos de Fusión y Ebullición Bajos · No son buenos conductores · Baja solubilidad · Gas y liquido Coordinado o Dativo: Cuando un átomo comparte sus electrones

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Regla del Octeto Los átomos tienden a completar 8 electrones en su capa de valencia para adquirir la estructura del gas noble más cercano, cediendo, ganando o compartiendo electrones.

Formula Desarrollada Nos indica la estructura de la mol écula, indicando los enlaces existentes entre sus átomos

Formula condensada o molecular: Nos indica el numero y la clase de átomos que forma la mol écula Formula electr ónica o de Lewis: Indica la distribuci ón de los electrones perif éricos en los átomos.

Interacciones Intermoleculares Interacción Puente de Hidrogeno

Descripción Interacci ón entre el núcleo del átomo con el Hidrógeno, HF, H₂0, NH₃

Ion dipolo Dipolo-Dipolo Dipolo-Dipolo Inducido Fuerzas de dispersión de Vander Walls

Nomenclatura en Química Inorgánica Reglas para escribir las formulas de los compuestos 1. La suma algebraica de las cargas debe ser igual a 0 2. Combinar solo Aniones y Cationes 3. En covalente se considera “+” al menos electronegativo y negativo al mas electronegativo 4. El número de átomos se indica con un sub í ndice 5. Si un radical aparece m ás de una vez se encierra en par éntesis y se anota el subí ndice fuera.

Formula

Nombre

Formula

Nombre

Formula

Nombre

Formula

Nombre

Br⁻ Cl⁻ ClO⁻ ClO₂⁻ ClO₃⁻ ClO₄⁻ SO₃²⁻ SO₄²⁻ O²⁻ S₂O₃²⁻ O₂⁻

Bromuro Cloruro Hipoclorito Clorito Clorato Perclorato Sulfito Sulfato Óxido Tiosulfato Peróxido

C₂O₄⁻ BO₃³⁻ CH₃COO⁻ HPO₄²⁻ H₂PO₄⁻ SiO₃²⁻ HSO₄⁻ HSO₃⁻ HCO₃⁻ HS⁻ F⁻

Oxalato Borato Acetato *1 *2 Silicato *3 *4 *5 Bisulfuro Floruro

OH⁻ NO₂⁻ NO₃⁻ CN⁻ SCN⁻ N⁻ CrO₄²⁻ Cr₂O₇²⁻ PO₃³⁻ PO₄³⁻ AsO₄³⁻

Hidróxido Nitrito Nitrato Cianuro Tiocianato Nitruro Cromato Dicromato Fosfito Fosfato Arseniato

Carbonato CO₃²⁻ Hidruro H⁻ Permanganato MnO₄⁻ Sulfuro S²⁻ Antimoniato SbO₄³⁻ Yoduro I⁻ *1 Hidr ógeno Fosfato *2 Di hidr ógeno Fosfato *3 Hidrogeno Sulfato *4 Hidrogeno Sulfito *5 Hidr ógeno Carbonato

Los aniones con un solo hidr ógeno pueden ser nombrados con un prefijo de Bi- ejemplo: Bicarbonato Por Rubén Eduardo Canales Callejas

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Nomenclatura de los Anhídridos Se le llama as í  a la combinaci ón de un NM (No Metal) con el Ox í geno. (Óxidos No metálicos) Iupac o stock Ginebra o Tradicional a) Oxido con prefijo de Mono, Di, Tetra … a) Anteponer anhí drido y terminar seg ún b) Nombre del Metal y su valencia en No. Romano Valencia con Hipo…oso, …oso, …ico, Per…ico a) Dióxido de Azufre SO₂ a) Anhí drido Clórico Cl₂O₅ b) Óxido de Fósforo III P₂O₃

Nomenclatura de los Óxidos Combinaci ón de metal con ox í geno Iupac o stock c) La palabra “Óxido” seguido de la palabra “de” d) Nombre del Metal y su valencia en No. Romano c) Óxido de Fierro II FeO d) Óxido de Fierro III Fe₂O₃

Ginebra o Tradicional b) La palabra Oxido c) Metal: oso-menor ico-mayor e) Óxido Ferroso FeO b) Óxido Férrico Fe₂O₃

Nomenclatura de los Hidróxidos En solución acuosa contienen (OH ⁻) Oxhidrilos, Hidroxí los Nomenclatura igual a los Óxidos solo sustituir la palabra óxido por Hidróxido Nomenclatura de los  Ácidos Toda sustancia que forma iones H ⁺, recibe el nombre de ácido: Hay 2 dis ntos pos de ácidos: Hidrácidos y Oxiácidos.

Hidr ácidos H + NM à HNM a) La palabra “Ácido”

HCl(ac)= Ácido Clorhí drico

b) Nombre del No metal contra í do. c) Terminaci ón …hí drico

Oxi ácidos Contiene H y O en su molécula además del No metal ( Anh í drido en Agua) a) La palabra “Ácido”

H₂SO₄(ac)= Ácido Sulf úrico

b) Nombre del No metal contra í do. c) Terminaci ón: Si el metal solo tiene una valencia …ico; si son 2: …ico- mayor, …oso- menor Principales Reacciones de Metales (M) y No Metales (NM) a) M + H₂ à MH b) MO + H₂O à MOH c) NM + H₂ à HNM d) NMO + H₂O à HNMO e) M + O₂ à MO f) M + NM à M-NM g) NM + O₂ à NMO h) M + HNMO à MNMO + H₂ i) M + H₂O à MOH + H j) MOH + HNM à MNM + H₂O

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Química II Clasificación de las reacciones Reacción quí m   ica: Proceso en el cual 2 o mas sustancias, al interaccionar, forman otras, como

consecuencia de la ruptura de algunos y enlaces y formaci ón de nuevos.

Reacciones quimicas

Modelo Matematico

Ecuacion Quimica

Mediante literales AB -- > A + B

Generalmente se usan para describir el edo. inicial y el final del proceso

Reactivos

Usan simbolos y formulas quimicas

Productos

Sustancias a usar

Sustancias formadas

  bolos auxiliares Sí m (à) (↔) (∆) (s) (l) (Z)

Indica el sentido de la reacción La reacci ón se da en ambos sentidos Solo se da si se suministra calor Sustancia solida Liquido Electrolisis

Coeficientes: Numero de átomos,

moléculas o moles que intervienen en el proceso.

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(g) (ac) (↑) (↓) (λν)

Gaseoso Medio acuoso (en agua) Indica que se desprende un gas Indica que un solido precipita Luz ultravioleta

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Tipos de reacció n

Sintesis

Analisis o descomposici ó n

Doble descomposici ó n o doble sustituci ó n

Simple sustitució n o desplazamiento

Union de 2 o mas sustancias para formar una mas compleja

Inversa a la sintesis, una sustancia compleja mediante energia se divide en 2 o mas sust. sencillas

El intercambio de los iones presentes

Aquella que los atomos de un elemento se desplazan en un compuesto a los atomos de otro elemento

A + B --> AB

AB --> A + B

A⁺B⁻ +C⁺D⁻-> A⁺D⁻+C⁺B⁻

A + BC -- > AC + B

Balanceo de ecuaciones Condiciones de una ecuación química correcta: ·

Sí mbolos y formulas deben estar correctamente escritas.

·

Deben aparecer mol éculas de los elementos y no átomos libres o

·

Gases y halógenos diatómicos: H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂

La ecuación debe cumplir con la ley de la conservaci ón de la masa, es decir balanceada.

Método de Tanteo 1. Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayor í a de las sustancias que intervienen. 2. Asignar a la formula del compuesto un coeficiente que logre igualar el numero de átomos del elemento en reactantes y productos. Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos, incluso sub í ndices. 3. Repetir hasta que la ecuaci ón este balanceada

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Balanceo por método de oxido- reducción En una reacci ón redox la oxidaci ón y reducción ocurren al mismo tiempo; depende una de la otra y el número total de electrones perdidos por una especie qu í mica en la oxidaci ón debe ser igual al n úmero de electrones ganados por la otra especie en la reducci ón; es decir en una reacci ón redox no hay exceso ni deficiencia de electrones. El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida.

La oxidaci ón es un cambio quí mico en el que un átomo o grupo at ómico pierde electrones. La reducci ón es un cambio quí mico en el que un átomo o grupo at ómico gana electrones.

Reglas para balancear por Oxido- Reducci ón. 1. Se escribe la ecuaci ón 2. Se escriben los numero de oxidaci ón de todos lo átomos participantes en la reacci ón 3. Se identifican los elementos que cambien su numero de oxidaci ón al efectuarse la reacción, y se determinan el numero de oxidaci ón del oxidado y reducidos. 4. Indican el numero total de electrones cedidos o aceptados. 5. Establecer la ecuaci ón electrónica. 6. Se balancea las ecuaciones electr ónicas, igualando el numero de electrones cedidos por el reductor con el numero de electrones aceptados por el oxidante, multiplicado por un factor que iguale la cantidad de electrones cedidos y aceptados. 7. Se escriben los coeficientes de las ecuaciones electr ónicas igual. 8. Se termina el ajuste de la ecuación, determinando el valor de los otros coeficientes por tanteo.

Balanceo por método algebraico. 1. Coloca una literal a cada compuesto o átomo en la ecuaci ón quí mica 2. Después se comienza a hacer ecuaciones tomando en cuenta la repetitividad que tiene cada elemento en los reactivos y productos 3. Se elabora una tabla y se asigna a la literal que resuelva mas valores un valor cualesquiera 4. Se realizan los despejes y operaciones necesarias hasta obtener los coeficientes de los compuestos, es decir los valores de las literales 5. Si aparecen fracciones se multiplica todo por un numero que haga enteros 6. Se anotan los coeficientes en la reacci ón.

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Unidades Químicas

Peso atomico

Masa Molar

•Es el peso promedio de los atomos de un elemento en relacion con el peso de un atomo de carbono 12

•Es el peso atomico de un elemento expresado en gramos

Mol

•Es una unidad de cantidad de particulas. El numero de particulas

Peso Molecular

•Es la suma de los pesos atomicos que conforman a la molecula

Volumen Molar

•El volumen que ocupa un mol de un gas a CNTP (273 k y 1 atm)

que lo constituyen se le conoce como numero de Avogadro

es de 22.4 l

Cálculos Químicos Número de Moles por gramo n= moles m= masa en gramos PM= peso molecular del compuesto Número de átomos o moléculas por gramos de sustancias # á ∗ n= moles Na= Número de Avogadro= 6.02 x10 ²³ Volumen ocupado por N moles de un gas a CNTP CNTP= Condiciones Normales de Temperatura y Presi ón = 273K, 1 atm o 760 mmHg VT= n * 22.4 l/mol n= moles

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Leyes Ponderales Ley de la conservaci ón de la masa: Lavoisier:” La materia no se crea ni se destruye solo se transforma ” Ley de las proporciones constantes Proust:” Cuando 2 o mas elementos se combinan para formar siempre el mismo compuesto, lo hacen en la misma proporci ón constante y definida”

Ley de las proporciones m últiples Dalton: ” Cuando 2 elementos reaccionan y uno de ellos da mas de un compuesto el otro permanece constante y reaccionara en diferencia de n úmeros enteros. ” (CO, CO₂)

Ley de las proporciones rec í procas.   Richter-Wenzel: “ Cuando 2 sustancias reaccionan por separado con un 3ro al reaccionar entre si lo har án en la misma proporci ón” 

Composición centesimal de un compuesto Las formulas para determinar el % de un elemento en un compuesto son: . .∗ ∗ 100% % = . .

Determinaci ón de la f órmula de un compuesto Elemento

%

P.A.

Fe O

77.7 22.3

56 16

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77.7/56 22.3/16

mol

Relaci ón

  dice Subí n

Formula   ima mí n

1.38 1.39

1.38/1.38 1.39/1.38

1 1

FeO

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Soluciones Soluciones Empíricas

Solució n Soluto Solvente

• Es una mezcla homogenea cuyas particulas son menores a 10 Å formadas por:

• Es la sustancia dispersa y es la que esta en menor proporcion

• Es el medio dispersor, por lo general H₂O y se encuentra en mayor proporcion

Si la solución la forman cantidad iguales de 2 sustancias pueden asignarse soluto y solvente indistintamente a otro Soluciones Empí r  icas: Son las que no se toman en cuenta cantidades exactas de soluto y de solvente.

Soluciones Empí ricas

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Diluida: Cuando la cantidad de soluto es muy peque ña en relaci ón al solvente Concentrada: Cuando la cantidad de soluto ya es muy grande comparada con la cantidad de solvente Saturada: Cuando hay demasiado soluto formando una soluci ón mas y mas concentrada hasta que llega al punto donde el solvente ya no disuelve al soluto. Sobresaturada: Es cuando esta tan concentrada que se debe calentar para que siga disolviendo.

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Soluciones Valoradas Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relaci ón del soluto y el solvente en una soluci ón o concentraci ón de la misma.

Porcentuales: %

%

ó

100% ó

=

=

Normalidad:

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∗ 100%

=

Molaridad:

Molalidad:

%

ó

=

%

Soluciones Valoradas

∗

=

=

#

=

#

.

=

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 Ácidos y Bases

En agua sabor amargo

En agua sabro agrio

Reacciona con metales activos

Acidos

Ti ñe de rojo al tornasol azul

Tiene aspecto  jabonoso

Tiñe de azul al tornasol rojo

Bases

Neutraliza acidos

Neutraliza bases

Disociación: Separaci ón de Iones que existen

Ionización: Es la formaci ón de iones de las

en una sustancia que presenta enlace i ónico

sustancias que presentan enlaces covalentes,

cuando se encuentra en soluci ón acuosa.

al encontrarse en soluci ón acuosa.

K⁺Cl⁻(ac)à K⁺ + Cl⁻

Teorí a   Arrenhius

Brönsted-Lowry* Lewis

HCl(ac) à H⁺ + Cl⁻

Teorí a   s ácido-base más importantes Base Ácido Es toda sustancia que en Base es toda sustancia soluci ón acuosa produce que en solución acuosa [H3O⁺] o iones [H⁺] produce iones hidroxilo [OH⁻] Es toda sustancia que Es toda sustancia que dona un protón [H⁺] acepta una protón [H⁺] Especie quí mica capaz de Especie quí mica capaz de aceptar un par de donar un par de electrones electrones

Ejemplo

HCl(ac) à H⁺ + Cl⁻ NaOH(ac)àNa⁺ + OH⁻

H2O + NH3 à OH⁻+ NH4⁺ BF3 + F à BF4⁻

*: También conocida como intercambio prot ónico. Se llaman par Ácido-Base conjugado a aquel cuyos elementos están relacionados entre si por una transferencia de un prot ón: Acido1 + Base2 à Base1 + Acido2

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PH y POH Kw= [H⁺] [OH⁻] a 25° Kw= 1x10¹⁴ Esta constante tiene el mismo valor para todos las soluciones acuosas, as í  sean acidas o b ásicas por lo que, al aumentar la concentraci ón de iones hidrónio, disminuye la de [OH⁻] o viceversa. [H⁺] = [OH ⁻] = Soluciones neutras PH + POH = 14 PH= -log [H⁺] [H⁺=an log (-PH) POH= -log [OH⁺] [OH⁺] =an log (-POH)

Clasificación de  Ácidos y Bases

Acido Fuerte Es aquel que en solucion acuosa se encuentra altamente ionizacion por lo que su concentracion de iones [H] es elevada H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HClO₄

Base Fuerte Es aquella que en solucion acuosa se encuentra altamente ionizacion por lo que su concentracion de iones [OH] es elevada

KOH, NaOH, Ba(OH)₂

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Acido debil Es un acido que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentracion de iones [H] de la sol. relativamente baja

CH₃-COOH, H₂CO₃, H₂S, HNO₂

Base debil Es una base que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentracion de iones [OH] de la sol. relativamente baja NH ₄OH, Fe(OH)₂, Al(OH)₃

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Neutralizaci ón Arrenhius: Cuando se combinan cantidades equivalentes de un ácido y una base para formar sal y agua. Esta solución no es ácida ni básica, sino neutra. HA + MOH à MA + H₂O HCl + NaOHà NaCl + H₂O Titulación o Valoración Este método sirve para determinar volum étricamente la concentraci ón de una sustancia especí fica en una soluci ón, añadiendo una soluci ón de concentraci ón conocida hasta que la reacci ón sea completa; esto se indica usualmente por un cambio de color en un indicador o por mediciones eléctricas. En las titulaciones ácido-base se mide una soluci ón de un acido y se agrega gota a gota una soluci ón de una base hasta que se neutraliza exactamente. #peq.g. ac=#peq.g.base #

∴ N*V = #peq.g

NacVac = NbVb Hidrólisis Es una reacci ón quí mica donde el agua act úa sobre una sustancia para romperla, formando sustancias nuevas. Algunas sales se hidrolizan para formar el ácido y la base que los formo. Esto es, la hidrólisis es la reacci ón contraria a la neutralizaci ón. Para que una sal pueda hidrolizarse, es necesario que sea producto de la reacción un acido fuerte y base fuerte, o acido débil y base débil para dar reacciones neutras. AF + BF à solución neutra AD + BD à solución neutra AD + BF à solución básica AF + BD à solución ácida

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Termoquímica Leyes y variables de la termodinámica Termoquí m   ica: Es la rama de la qu í mica que trata de la energ í a calorí fica que interviene en una reacci ón y constituye parte de la termodin ámica. Calor:  Es una forma de energ í a y se define como la energ í a cinética total de las part í culas de un cuerpo. Temperatura: Es la medida de la energ í a de la energí a cinética media de las part í culas que constituyen un cuerpo. Termodinámica: Es la rama de la fisicoqu í mica que estudia los cambios energ éticos de un sistema y se basa en 2 principios. Primera ley de la termodin ámica La energí a no puede ser creada ni destruida ni destruida sino solo es susceptible de ser transformada. Segunda ley de la termodin ámica Establece que de un proceso natural que comienza en un estado de equilibrio y termina en otro, se desarrollara en el sentido que haga que aumente la entrop í a en el universo.

  . Las principales variables de la termodinámica son: Presión, volumen, temperatura y energ í a 1 Cal = 4.184 Joules 1 kCal = 1000 Cal

Cantidad de calor Capacidad calorí f  ica: Es la cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de un cuerpo en un grado centí grado.   : Es la unidad calor y se define como la cantidad de calor requerido para elevar un grado Calorí a centí grado la temperatura de un gramo de agua. Calor especí f  ico: (Ce) es la cantidad de calorí as necesarias para aumentar un grado cent í grado la temperatura de un gramo de una sustancia C= mCe Capacidad calorí f  ica molar (Cm): Se define como el numero de calor í as necesarias para aumentar la temperatura de una mol de una sustancia en un grado cent í grado. Cm = PM*Ce Calor cedido o absorbido: El calor cedido o absorbido por un cuerpo al experimentar una variaci ón por la temperatura, esta dado por: Q = m*Ce*∆T Calor de reacción: Es la cantidad de calor transferido durante una reacci ón

∆H= ∆Hprod - ∆Hreact

Reacciones Termoquímicas Dependiendo de que el signo sea positivo o negativo las reacciones termoqu í micas se clasifican en reacciones de 2 tipos:

Reacciones Exotermicas

• Son las reacciones que liberan energia calorifica y su calor de reaccion es " -"

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Reacciones Endotermicas

• Son aquellos que para verificarse deben absorver energia calorifica y su calor de reaccion es "+"

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Ley de Hess El calor liberado o absorbido en cualquier cambio qu í mico es igual si se realiza en un solo paso que si se realiza en varios pasos solo depende de los estados final e inicial. ∆

=

¿Cómo calcular los calores de reacción? ·

· ·

·

Utilizar reacciones termoquí micas Balancear las ecuaciones Indicar la cantidad de calor absorbido o cedido durante la reacci ón, mediante los calores de formaci ón determinados a 25°c Indicar el estado f í sico de los reactantes y los productos.

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∆

˚

−

∆

˚

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Cinética Química Es la rama de la qu í mica que trata del estudio de la velocidad con la que se realizan las reacciones quí micas. Las reacciones entre sustancias que presentan enlaces no covalentes son rápidas y las que presentan enlaces covalentes son lentas. Existen reacciones Irreversibles y reversibles (cuando los productos reaccionan entre si para formar las sustancias originales).

Ley de acción de masas:  A temperatura constante, la velocidad de una reacción quí mica es proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactantes.

Principio de Le Chatelier Cuando un sistema esta en equilibrio, un cambio en las propiedades del sistema dar á lugar a que se desplace (el equilibrio) en la direcci ón que tienda a contrarrestar el efecto. Velocidad de Reacción: La cantidad de sustancias reaccionantes que se convierten en productos en la unidad de tiempo. Tiempo de Reacción: Es el tiempo trascurrido desde el inicio de la reacci ón hasta la terminaci ón de la misma.

Teoría de las Colisiones Para que una reacci ón quí mica se realice, se supone que chocan entre si las mol éculas, estos choques producen la formaci ón de otros nuevos enlaces por el rompimiento de unos. Durante la colisi ón hay transferencia de energ í a, pero no toda colisi ón produce una reacci ón. Los factores que afectan una reacci ón son:

Concentracion de los reactivos

Temperatura

Naturaleza de los reactivos

Catalizadores

Concentraci ón de los reactivos Si los reactivos son diluidos o de baja concentraci ón tienen una velocidad lenta en l a formación de loas productos y si la concentración de los reactivos es moderada o alta, la formaci ón de los productos será mas rápida. Si aumenta la concentraci ón de los reactantes, la velocidad de la reacci ón aumentara. Temperatura Si en un sistema de equilibrio se aumenta la temperatura siendo el volumen constante, el sistema de desplazara hacia el sentido que absorba mas calor. Por lo tanto al aumentar la temperatura de un sistema, la velocidad de una reacci ón aumentará ( a favor de la reacci ón endotérmica). Naturaleza de los Reactivos El tipo de enlace y el tama ño de las partí culas influye en la velocidad de la reacci ón, y ésta última será mayor si el tama ño de las partí culas esta finamente dividido, ya que la reacci ón sucede en la superficie de contacto; si las part í culas son más pequeñas, habrá mas superficie de contacto. Catalizadores Son sustancias que modifican la velocidad de una reacci ón, sin sufrir cambio aparente en su composici ón o en su peso. Un catalizador modifica la energ í a de activaci ón, ya sea por formaci ón de complejos inestables o proporcionando una superficie de absorci ón. Existen catalizadores positivos y negativos: Los primeros son los que aceleran la reacci ón y los últimos retardan la velocidad de la misma. Los catalizadores son muy importantes ya que sin ellos algunas reacciones serian imposibles de aprovechar.

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Equilibrio Químico Algunos procesos quí micos reversibles alcanzan un estado de equilibrio cuando se efect úan en un sistema cerrado a temperatura constante. Un estado de equilibrio se define como la condici ón de un sistema donde la velocidad de los procesos opuestos es igual. Cualquier cambio que experimente una especie quí mica en equilibrio que afecte la velocidad de reacci ón, va a modificar la constante de equilibrio. Una constante de equilibrio es la relaci ón que se establece entre la constante de la velocidad de reacción a la derecha y la constante de velocidad de la reacci ón a la izquierda, para un sistema dado en equilibrio. En la expresión matemática de la ley de equilibrio qu í mico el numerador es el producto de las concentraciones de las sustancias en equilibrio, cada una elevada a una potencia igual a su coeficiente; el denominador es el producto de las concentraciones en equilibrio de los reactantes, cada uno elevado a una potencia igual a su coeficiente:

aA (g) + bB (g) à cC (g)  + dD (g) Entonces la constante de equilibrio es igual a: ^ ∗ ^

^ ∗ ^ c Donde: “^” es elevado a la … = [C] Experimentalmente se a observado que los principales factores que afectan el equilibrio qu í mico son:

Temperatura

Concentració n

Presion

Temperatura Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazara en sentido de la reacci ón endotérmica, ya que, al absorber ésta calor, el incremento de temperatura aplicado se contrarrestar á en parte. Concentraci ón Al aumentar la concentraci ón de algunas sustancias de un sistema en equilibrio, éste se desplazará hacia la reacci ón que tienda a disminuir dicho aumento, esto es, predominara la reacci ón que consuma la sustancia añadida, hasta que se restablezca nuevamente el equilibrio. Presi ón Si se aumenta la presi ón de un sistema gaseoso en equilibrio, éste se desplazara en sentido que tienda a disminuir la presión, es decir, seg ún la reacci ón en que se formen menor numero de mol éculas, ocupando en consecuencia las sustancias producidas un menor volumen. Obviamente una disminución en cualquiera de los factores antes mencionados en un sistema en equilibrio provocara un cambio opuesto. ES CONVENIENTE ACLARAR QUE LOS CATALIZADORES NO AFECTAN EL EQUILIBRIO QU Í M   ICO, pero si las velocidades de las dos reacciones opuestas.

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Gases Teoría Cinética Molecular El AIRE es una mezcla de gases de Nitr ógeno (77%), Ox í geno (21%), Arg ón (1%), Hidrógeno, Dióxido de Carbono, Neón, Kriptón, Helio, Ozono y Xen ón. En 1738, Bernoulli propuso una teor í a, conocida como Teor í a Cinético Molecular, para explicar el comportamiento del estado gaseoso. Los principales postulados de esta teor í a son: 1. Los gases están formados por part í culas muy pequeñas (moléculas), que tienden a ocupar todo el recipiente que los contiene. 2. El tamaño de las mol éculas es tan pequeño que se puede considerar despreciable si se compara con la distancia que hay entre ellas. 3. Prácticamente no hay fuerza de atracci ón entre las mol éculas de un gas. 4. Las moléculas de un gas están en continuo movimiento desordenado, siempre en l í nea recta. 5. Las colisiones entre las mol éculas son el ásticas; cuando chocan entre si o contra las paredes que las contienen, no causan perdida de energ í a. 6. El promedio de la energ í a cinética de las mol éculas de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Cualquier gas cuyo comportamiento pueda explicarse con los postulados de la teor í a cinética molecular recibe el nombre de gas ideal. El comportamiento de un gas esta determinado por 3 variables, que dependen una de otra, y son:

• Unidades : • 1atm=760mmHg • 1atm= 1.013 bar

Presion

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• Unidades: • 1L= 1000ml • 1ml=1cm3

• Unidades: • k= co+ 273

Volumen

Temperatura

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Leyes de los Gases Las leyes de los gases predicen las propiedades de vol úmen, temperatura y presi ón de los gases. Estas propiedades se relacionan mediante la siguiente formula:

=

ß Ley general del

estado gaseoso donde:

P=Presi ón V=Volúmen n=Moles de gas R=Constante universal de los gases ideales = 0.082 (atm*L)/ (mol*k) T=Temperatura Las leyes de Boyle, Gay-Lussac y Charles son fragmentos de esta ley: } Boyle: P1V1 = P2V2 }

Gay-Lussac:

}

Charles:

= =

 (El numero a la derecha es un sub í ndice tal como en la de Boyle) (Lo mismo del anterior)

En cada una de las leyes postulados la falta de una variable (P, V o T) se debe a que para que esa relaci ón se lleve a cabo se necesita que la misma sea constante es decir: para que la ley de Boyle se de requiere de que la temperatura sea constante, y asi con cada una de ellas seg ún la propiedad faltante. Por lo que se puede llegar a esta conclusi ón:

= Donde la K se refiere a que es una constante. Por lo que tenemos que (P1V1)/T1 =(P2V2)/T2 *en todos los casos los sub í ndices hacen referencia a la propiedad pero en un distinto momento es decir con un cambio. ** La temperatura siempre es usada en unidades absolutas, es decir, en kelvin

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Química III Por: Ing. Carlos Rafael Villar Nava Ligera introducci ón a Quí mica Orgánica

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Reacciones y Métodos de Obtención de Compuestos Org ánicos

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Bibliograf ía Quí mica I, Mar í a Cortés Gómez-Esmeralda Cortez Monroy-Mar í a de Consuelo Hernández Martí nezMartí n López Caballo-Reyna Moreno Mercado-Eugenia Rivera Villagr án, Ed. Dgeti Quí mica II, Esperanza Cisneros Montes de Oca, Ed. Dgeti, M éxico DF Quí mica III, Esperanza Cisneros Montes de Oca, Ed. Dgeti, M éxico DF Clases Impartidas por L. Qu í mico René Escobar en el Verano del a ño 2007

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Olimpiada Mexicana de Qu í mica http://www.amc.unam.mx/ http://depa.pquim.unam.mx/olimpiada/ La Olimpiada Mexicana de Qu í mica se lleva acabo cada a ño en una diferente entidad federativa en México. El dia de registro los participantes se registren al nivel A o al nivel B dependiendo de su nivel de experiencia y conocimiento. Usualmente los estudiantes registrados en el nivel A son aquellos que ya han participado anteriormente en la Olimpiada Mexicana de Qu í mica. SIn embargo en algunos estados es opcional si el estudiante est á en el último año de su preparatoria. Los estudiantes de nivel A reciben preguntas acerca de qu í mica org ánica en sus exámenes teóricos y prácticos. Los estudiantes del nivel B reciben preguntas relacionadas con qu í mica inorgánica, analí tica y fisicoqu í mica. Es mejor prepararse para el nivel A puesto que en el examen para obtener la preselección de México existen muchas preguntas relacionadas a org ánica, además de las áreas normales para el nivel B. El concurso nacional se realiza en tres d í as de exámenes. El primer dí a se aplican 3 ex ámenes teóricos a los participantes. En base a los resultados de estos ex ámenes se seleccionan a los primeros 60 lugares en nivel A, y en Nivel B. Estos estudiantes participan el segundo d í a de la Olimpiada en la etapa experimental, que consiste en 3 pr ácticas en las áreas de quí mica org ánica, analí tica e inorg ánica, dependiendo del nivel de los concursantes. En el tercer d í a, se aplica el examen de nivel internacional a todos los participantes, que tiene como objetivo únicamente elegir a la preselección nacional, conformada por los 15 mejores estudiantes. Los resultados de este examen no interviene con la distribución de las medallas ol í mpicas nacionales. Una vez obtenida la preselecci ón nacional reciben 2 o 3 semanas de capacitaci ón en la UNAM y les aplican mas exámenes para elegir a los primeros 6 lugares, 4 titulares y 2 suplentes que representaran a M éxico en la Olimpiada Internacional y en la Iberoamericana, que se celebran en diferentes paí ses cada año. Esta preselección se vuelve a reunir para elegir a los cuatro integrantes que participar án en la olimpiada iberoamericana de Qu í mica. Es borrón y cuenta nueva para los 15 participantes. A veces a los delegados nacionales se les ocurre que si vas a una internacional no puedes ir a la Iberoamericana para dar oportunidad a m ás personas, pero se discute cada a ño Algo curioso de la Olimpiada de Qu í mica es precisamente esta divisi ón entre medallistas nacionales y la preselección internacional. Es posible ser medallista de oro en la Olimpiada Mexicana de Qu í mica y no ser preseleccionado para la Olimpiada internacional. As í  mismo existe tambi én la posibilidad de que algún participante asista a la Olimpiada Internacional de Qu í mica sin ser medallista nacional.

De ex olí m   pico a nuevo olí m   pico El objetivo de estos tips es pasar información de gente que paso por esto, son propuestas que han sido probadas que sirven. Algunas pueden sonar demasiado coloquiales pero repito si las tomas en serio, verás que te ayudar án tremendamente. 1. No hay mejor preparaci ón que estudiar por cuenta propia y resolver los problemas del libro que se haya elegido. Algunos estados tienen la fortuna que tener un asesor como un profesor de una universidad o un ex olí mpico. En otros estados todo se tiene que hacer por cuenta propia. 2. La parte experimental es muy importante en las olimpiadas nacionales e internacionales, si puedes hacer una estancia en un laboratorio en la universidad estatal ayudará mucho. No hay nada como practicar para este tipo de situaciones. Generalmente cada delegado estatal trabaja en una universidad del estado, por lo que puedes solicitar

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R e c o p i l a c i ó n d e Q u í  m i c a  | 56 prácticas extras. Otra opción es pedir unirte a clases de laboratorio de nivel Licenciatura. Esta una pr áctica muy común para los preseleccionados del DF o Morelos que van a tomar clases a la UNAM. Otra opción es hablar con profesores de alguna universidad cercana, aunque no esté relacionado(a) con la del delegado estatal, para que te dejen unirte a las clases de l aboratorio. 3. Revisar y resolver problemas tipos que encuentres en la red. Algunos no tienen solución pero la importante es familiarizarte con el tipo de preguntas que se hacen. Proponemos algunos links más adelante que a nuestro criterio son importantes. 4. Si puedes apégate al temario. Para cada Olimpiada Internacional el temario var í a un poco, es importante cubrir todos los temas y tratar de enfocarte en los temas de los problemas tipo, hay muchos temas interesantes para aprender algo pero el tiempo es limitado para prepararte, especialmente si tienes otr as obligaciones. 5. Elegir un horario para dedicarse de lleno a leer l os temas y/o explorar problemas tipo. 6. Mentalizarte de que todo es posible. Algunos estados nunca han ido a las internacionales pero eso no implica que tú tampoco puedas. A pesar de que esto se escuche trillado en verdad tiene que tomarse en cuenta, la mentalidad es esencial. 7. Trata por todos lo medios aprender inglés debido a que muchos problemas en la red se encuentran solamente en ese idioma 8. Termina un libro de quí mica general y uno de org ánica de pasta a pasta, con cada problema resuelto, si haces esto tienes la mitad del paso asegurado a la i nternacional o a medalla. La otra mitad es saber hacer experimentos y leer libros más avanzados.

Finalmente: 9. Las olimpiadas no son un trabajo f ácil y no te decimos esto con la intenci ón de asustarte si no de ser francos contigo. Hay que leer mucho y prepararse. En algunos paí ses lo único que hacen en todo el a ño es prepararse para esta competición, un ejemplo claro es China. Pero no hay que olvidar que con trabajo duro vienen las recompensas, una de ellas es que pr ácticamente en cualquier universidad te aceptar án si obtienes una medalla en la internacional.

Temario para la Olimpiada Nacional Este es un temario reducido pero cubre lo que debes saber. En principio puedes construir todo a partir de estos temas. En el área de qu í mica orgánica es importante comprender los conceptos pero tambi én ¡¡¡es importante memorizar las reacciones!!!. En el nivel internacional deber ás estudiar mucho espectroscop í a (IR, NMR, UV), regularmente es 20% del total. Nivel A y B Propiedades básicas atómicas (número atómico, masa atómica, etc.) Números cuánticos para elementos quí micos Isotopos y radioactividad Estructuras electrónicas de compuestos, regla del octeto Propiedades periódicas de los elementos(electronegatividad, afinidad electrónica, energí a de ionizaci ón, tamaño atómico, etc.) Nomenclatura común y IUPAC de compuestos inorgánicos (ácidos, bases, sales, hidrácidos, manganatos, etc.) Reacciones inorgánicas Balanceo de ecuaciones Estequiometrí a Problemas de reactante limitante Concentraciones en soluciones Gases ideales Problemas sobre pH Problemas sobre Pka, Pkb, Pks

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R e c o p i l a c i ó n d e Q u í  m i c a  | 57 Propiedades analí ticas de elementos (color a l a flama, solubilidad en agua, reactividad qu í mica, etc.). Nivel A Reacciones, sí ntesis y nomenclatura de: Alcanos. Alquenos. Alquinos Halogenuros de alquilo. Alcoholes y fenoles.. Aldehí dos y cetonas. Ácidos carboxí licos. Aminas. Propiedades y nomenclatura: Aminoácidos. Proteí nas. Ácidos grasos y grasas. Carbohidratos. Glucosa y fructosa. El temario m ás detallado lo encontraras en el siguiente link: Temario de

Olimpiada de Quí mica

  Bibliograf ía Se recomienda leer al menos el Chang de qu í mica general y el Wade de Qu í mica orgánica. Si quieres ser candidato a medalla en la nacional o en la internacional tendr ás que leer al menos un libro de cada columna. Si quieres ser candidato a medalla en la internacional tendr ás que consultar al menos dos libros, y no se te olvide buscar un laboratorio donde hacer experimentos. Las olimpiadas no son un trabajo f ácil, lo sentimos, hay que trabajar duro y leer mucho. La intenci ón no es asustarte pero hacerte saber que hay mucho pa í ses en el mundo que lo único que hacen en todo el año es prepararse para esto, un ejemplo claro es China.  A continuaci ón te presentamos una tabla con columnas correspondientes a cada área de la qu í mica y la correspondiente sugerencia del libro adecuado para cada nivel de la competencia. No es necesario que abarques todo, pero es una buena gu í a para saber qué consultar. Notas: 1 Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Regional 2 Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Estatal 3 Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Nacional 4 Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Preselecci ón, Internacional o Iberoamericano Se recomiendan como material de consulta para temas espec í ficos o para la carrera jajajaja 5 :) * No es necesario leer todos para cada nivel, s ólo son los recomendados para consultar. ** Si en una categor í a vienen más de 1 es para que se tengan opciones Son libros que se recomiendan

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