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Química

Ciencia que tiene por objeto el estudio de la materia teniendo en cuenta su composición, sus

reacciones, sus propiedades, y sus transformaciones.

Divisiones:

Química inorgánica: Estudia los elementos excluyendo al carbono.

Química orgánica: Estudia el carbono y sus compuestos.

Fisicoquímica: Estudia la relación materia-energía en función del comportamiento y propiedades de

las moléculas.

Química analítica: Estudia la composición de la materia.

Bioquímica: Estudia las transformaciones químicas que ocurren en los seres vivos (metabolismo).

Química nuclear: Estudia las transformaciones químicas del núcleo atómico.

Materia:

TEORÍA

PROPUESTA POR

PLANTEAMIENTO

FATA: (500-430

A.C)

EMPEDOCLES El principio u origen de la naturaleza de la materia son 4

elementos: Fuego, Aire, Tierra, Agua.

ATOMISTA (460-

370 A.C)

DEMOCRITO Y LEUCIPO La materia está formada por partículas indivisibles llamadas

ÁTOMOS.

ALQUIMISTA VII-

XIII

GEBER BACON, ST

TOMAS DE AQUINO

La naturaleza de la materia la forman 3 elementos: Mercurio,

Azufre, Sal.

FLOGISTO XVII

(sublime teoría)

STAHL (fundador) Toda sustancia combustible contiene un principio inflamable

llamado flogisto: Metal + Calos � Ceniza (residuo) +

FLOGISTO.










Es todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.

Clases:

- Elementos: Sustancias simples formadas por una sola clase de átomos.

- Mezclas: Combinación de dos o más sustancias de propiedades similares o diferentes.

- Compuestos: Sustancias formadas por varias clases de átomos en determinadas proporciones.

Estructura de la materia

LA MATERIA:

Sobre la estructura o naturaleza de la materia existen varias teorías :

MODELOS ATÓMICOS:

Son representaciones ideales de la composición o estructura íntima del átomo. En el siguiente

cuadro se resumen los modelos propuestos:

MODELO AÑO ESQUEMA GRAF PLANTEAMIENTO

JOHN DALTON 1803

Los átomos son

esferas en su

mayor parte

vacías. Átomos de

un mismo

elemento tienen

propiedades

similares. Los

átomos se

combinan en

relación de

números enteros.










JOSEPH J.

THOMSON

1904

El átomo es una

esfera cargada

positivamente

donde se incrustan

partículas

negativas en igual

número que las

positivas.

ERNEST

RUTHERFORD

1911

Existe una región

central (núcleo)

donde se encuentra

el total de la carga

positiva y la mayor

parte de la masa.

En determinadas

órbitas se localizan

las partículas

negativas.

NIELS BOHR 1913 Los electrones

pueden saltar de

un nivel a otro

ganando o

perdiendo energía

en términos de

fotones.

fea = fuerza electroestática de atracción fc = fuerza centrífuga










MODELO CUÁNTICO: se basa en los números cuánticos que identifican distintas regiones del

espacio atómico permitiendo establecer el estado de cualquier electrón en el átomo. Los números

cuánticos son:

- NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL: indica el nivel de energía, se representa por la letra n.

- NUMERO CUÁNTICO AZIMUTAL: indica el subnivel de energía en que se localiza el e-. Se

representa por la letra l.

- NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO: indica la orientación del subnivel en el espacio (orbital). Se

representa por ms.

- NUMERO CUÁNTICO DE SPIN: indica el giro del e- sobre su eje. Se representa por me.

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO Son:










PARTÍCULA SIMB NATURALEZA MASA CARGA LOCALIZACIÓN

ELECTRÓN e- Llamados

rayos

catódicos

debido a su

carácter

negativo

9.11*10-28

gr.

-1.6*10-19

coul

En los orbitales

PROTÓN p+ Llamados

rayos

anódicos

debido a su

carácter

positivo

1.62*10-24

gr.

+1.6*10-19

coul

NÚCLEO

NEUTRÓN n0 Se consideran

como la

combinación e

y p

1.63*10-24

gr.

0 NÚCLEO

NUMERO ATÓMICO Y MASICO:

Números que hacen referencia a las partículas presentes en el átomo. El número atómico

indica el número de protones o de electrones, se representa por (Z). El másico hace

referencia a las partículas presentes en el núcleo atómico, es decir , protones y neutrones,

se simboliza por A.

ELEMENTO #ATÓMICO

(Z)

#MASICO

(A)

# DE

e-

# DE

p+

# DE no

Na ( Sodio) 11 23 11 11 12










Al (Aluminio) 13 27 13 13 14

O (Oxígeno) 8 16 8 8 8

ISOTOPOS:

Son variedades de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones. Es decir,

tienen algún número atómico y distinto número másico.

ISÓTOPO # ATÓMICO (Z) #MASICO

(A)

# DE e- # DE p+ # DE no

PROTIO 1 1 1 1 0

DEUTERIO 1 2 1 1 1

TRITIO 1 3 1 1 2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

Corresponde a la distribución de los electrones e- en los distintos niveles y subniveles de

energía. Se realiza con base en el siguiente esquema. Con base en la configuración










electrónica es posible determinar el periodo y grupo al que pertenece el elemento de la

tabla períodica.

El periodo se determina por el mayor nivel de energía y el grupo por el número de

electrones en dicho nivel. Ej:

ELEMENTO # ATOM. CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA

PERIODO GRUPO

Nitrógeno 1 1s1 1 I A

O 8 1s2 2s2 2p4 2 VI A

Flúor 9 1s2 2s2 2p5 2 VII A

K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 4 I A

Aluminio 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 3 III A

Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 4 VIII B

C 6 1s2 2s2 2p2 2 IV A

Cromo 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 4 VI B

S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3 VI B










Tabla periódica

Concepto:

Es un sistema rectangular que consta de filas llamadas periodos y columnas denominadas grupos

donde se organizan o clasifican los elementos químicos.

Sistemas de clasificación: Estos se resumen en:

SISTEMA

PLANTEAMIENTO

DE ANTOINE

LAVOISIER

Clasificó los elementos en metales y no metales teniendo

en cuenta algunas propiedades

Metales: brillo, maleables, buenos conductores,

formadores de bases. No metales: opacos, quebradizos,

malos conductores, formadores de ácidos.

TRIADAS DE

WOLFANG

DOBEREINER

clasificó los elementos en grupos de 3 elementos, donde el

peso atómico del elemento intermedio era aprox. Igual al

promedio de los pesos atómicos de los elementos

extremos de la triada.

OCTAVAS DE JOHN

NEWLANDS

Las propiedades de los elementos se repiten cada ocho

(8).

TABLA CORTA L.

clasificó los elementos químicos en 8 grupos y 7 periodos










MEYER teniendo en cuenta sus propiedades y el orden creciente

de los números atómicos.

TABLA LARGA HENRY

MOSELEY

clasificó los elementos químicos en 8 grupos mayores, 8

subgrupos y en 7 periodos con base en el orden creciente

de los números atómicos.

SERIES DE ELEMENTOS:

Teniendo en cuenta la actual tabla períodica, los elementos pueden dividirse en tres

grandes series:

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Se caracterizan por llenar los subniveles s (máximo 2e-)

y p (máximo 6 e-), formado por los grupos mayores identificados con la letra A con las

siguientes características:

I: elementos alcalinos (formadores de comp. Básicos) : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

II: elementos alcanotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

III: elementos térreos: B, Al, Ga, In, Tl

IV: familia del carbono: C, Si, Ge, Sn, Pb

V: familia del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi

VI: elementos anfígenos: O, S, Se, Te, Po

VII: elementos halógenos: F, Cl, Br, I, At (formadores de sales)

VIII: gases nobles o inertes: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos ubicados en el centro de la tabla periódica, llenan

el subnivel d (máximo 10 e-). Está formado por 8 subgrupos.

TIERRAS RARAS: llamados elementos de Transición Interna, se caracterizan por llenar el

subnivel f (máximo 14 e-). Se dividen en dos subseries:

-LANTANIDOS: desde La (lantano) hasta Lu (Lutecio).










-ACTINIDOS: desde Ac (actinio) hasta Lw (laurencio).

PROPIEDADES: Se resumen en:

PROPIEDAD DEFINICIÓN VARIACIÓN

NUMERO ATÓMICO

Indica el número de

electrones o de

protones presentes

en el átomo

ELECTRONEGATIVIDAD

Es la tendencia que

presentan los

átomos a ganar

electrones

POTENCIAL DE

IONIZACIÓN

Energía requerida

para liberar o

remover un electrón

de un átomo

LEY PERIÓDICA:

Es una consecuencia de la base de ordenación propuesta por Moseley: esta ley plantea que las

propiedades de los elementos químicos son función periódica del número atómico, es decir, que las

propiedades de los elementos que forman un grupo son similares. El grupo indica el número de

electrones del elemento en su último nivel llamados electrones de valencia.

Enlace químico










Concepto:

Es la fuerza de unión existente entre dos átomos que forman una molécula, cualquiera que

sea su naturaleza.

Ley del octeto y dos:

Los elementos (átomos) tienden a combinarse unos con otros para adquirir la configuración

electrónica del gas noble correspondiente, es decir, que en su último nivel de energía

tengan 8 electrones o 2 electrones.

Clases de enlace:

Para que los átomos de los elementos sean isoelectrónicos con los correspondientes a los

gases nobles, deben ganar, perder o compartir electrones, por lo tanto se distinguen las

siguientes clases de enlace químico

ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE:

CARACTERÍSTICA CONDICIÓN EJEMPLO REPRESENTACIÓN

NaF F

4.0

Na 0.9

3.1

Transferencia de

electrones de un

átomo a otro

formándose iones

positivos

(cationes) y

negativos

(aniones)

Un compuesto

presenta enlace

iónico si la

diferencia de las

electronegatividades

de los átomos es

mayor a 1.7

CaO O

3.5

Ca 1.0

2.5

ENLACE COVALENTE:










Se caracteriza porque los átomos comparten electrones desapareados.

TIPO DE

ENLACE

CONDICIÓN EJEMPLO FORMULA

ELECTRÓNICA

FORMULA

ESTRUCTURAL

H2 H-H PURO SIMPLE

Cada átomo aporta

un electrón

Cl2

Cl-Cl

PURO DOBLE Cada átomo aporta 2

electrones

O2

O=O

PURO TRIPLE Cada átomo aporta 3

electrones

N2

H2O O

3.5

H 2.1

1.4

POLAR Se establece entre

átomos que

presentan

electronegatividades

diferentes

estableciéndose un

dípolo

HCl Cl

3.0

H 2.1

0.9

SO3

COORDINADO Uno solo de los

átomos aporta el par

de electrónico

requerido para la

formación del enlace HNO3










Nomenclatura química CONCEPTO:

Se encarga de asignar al nombre a cada uno de los distintos tipos de compuestos con base

en: El estado de oxidación y el grupo funcional al que pertenece.

ESTADO DE OXIDACIÓN:

El estado de oxidación es un número positivo o negativo, que indica el número de

electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo cuando forma una molécula.

Para determinar el estado de oxidación de un elemento en un compuesto, se deben tener

en cuenta las siguientes pautas:

- El estado de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos que trabaja como con

–1

- El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros donde trabaja con –1

- La suma de los estados de oxidación de los átomos (elementos) en:

una molécula igual a cero.

Una molécula iónica es igual a la carga del ión.

El estado de oxidación de los elementos está en función del grupo al que pertenece según:

GRUPO

(REPRESENT) I II III IV V VI VII

ESTADOS DE

OXIDACIÓN

+1 +2 +1

+3

+2

+4

- 4

+1

+3

+5

-3

+2

+4

+6

-2

+1

+3

+5

+7

-1










GRUPO FUNCIONAL:

Es la agrupación o disposición de los átomos en una molécula, que le confiere a una serie de

compuestos propiedades específicas. Las funciones químicas se resumen en el siguiente cuadro

ilustrativo:

M = Representa un elemento metálico

FUNCIÓN HIDRURO

Combinación del metal con el hidrógeno

Se identifica por la fórmula MH-1.

Se nombran con la palabra Hidruro seguida del nombre del metal; Ej:

- 2Na + H2 = 2Na+1 H-1 (hidruro de sodio)

- Be + H2 = Be+2 H2-1 (hidruro de berilio)

FUNCIÓN OXIDO

Combinación de cualquier elemento excepto el Flúor con el Oxígeno










OXIDO BÁSICO

- Se identifica por la fórmula MO-2

- Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del metal sujeto al estado de oxidación así:

Si el elemento trabaja con un estado de oxidación su terminación será "ico". Ej:

4K + O2 = 2K2+1 O-2 (óxido potásico) – (óxido de potasio (I))

Si el elemento trabaja con dos estados de oxidación su terminación será:

"oso" para el menor estado de oxidación

"ico" para el mayor estado de oxidación

Los siguientes elementos trabajan con dos estados de oxidación:

Fe, Co, Ni (+2, +3) Cu, Hg (+1, +2) Au,Tl (+1, +3)

Pb, Pt, Pd (+2, +4) Sb, Bi (+3, +5)

Ejemplo:

ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA STOCK

2Fe + O2 = 2FeO Oxido Ferroso oxido de Hierro (II)

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 oxido Férrico oxido de Hierro (III)

4Au + O2 = 2Au+12O

-2 oxido Auroso oxido de Oro (I)

4Au + 3O2 = 2Au2O3 oxido Aúrico oxido de Oro (III)

Pt + O2 = Pt O2 oxido Platínico oxido de Platino (IV)

2Cu + O2 = 2CuO oxido Cúprico oxido de Cobre (II)

OXIDO ACIDO.

Se identifica por la fórmula MO-2

Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del no metal dependiendo del estado de

oxidación así:










ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA.

SISTEMAT.

2Cl2 + O2 = 2Cl2O oxido Hipocloroso Monóxido de Cloro

2Cl2 + 3O2 = 2Cl2O3 oxido Cloroso Trióxido de Cloro

2Cl2 + 5O2 = 2Cl2O5 oxido clórico Pentóxido de Cloro

2Cl2 + 7O2 = 2Cl2O7 oxido perclórico Heptóxido de Cloro

FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO

(Combinación de óxido básico con el agua).

Se identifica por la fórmula M(OH)-

Se nombran por la palabra Hidróxido seguida del nombre del elemento metálico teniendo

en cuenta su estado de oxidación. Ej:

ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA STOCK

NiO + H2O = ni (OH)2 Hidróxido Niqueloso Hidróxido de Níquel (II)

Ni2O3 + 3H2O = 2Ni (OH)3 Hidróxido Niquélico Hidróxido de Níquel (III)

PbO2 + 2H2O = Pb (OH)4 Hidróxido Plúmbico Hidróxido de Plomo (IV)

Na2O + H2O = 2NaOH Hidróxido Sódico Hidróxido de Sodio (I)

ÁCIDOS: los ácidos se clasifican en hidrácidos y oxácidos.

HIDRACIDOS (ÁCIDOS BINARIOS)

Se identifican por la fórmula HM

Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del elemento no metálico terminado en

"hídrico".










ECUACIÓN

QUÍMICA

NOMBRE ECUACIÓN

QUÍMICA

NOMBRE

F2 + H2 = 2Hf Ácido Fluorhídrico S + H2 = H2S Ácido Sulfhídrico

Cl2 + H2 = 2HCl Ácido Clorhídrico Se + H2 = H2Se Ácido Selenhídrico

OXACIDOS (ÁCIDOS TERCIARIOS)

Se identifican por la fórmula HMO

Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del no metal de acuerdo a su estado de

oxidación.

ECUACIÓN

QUÍMICA

NOMBRE ECUACIÓN

QUÍMICA

NOMBRE

Cl2 + H2O= 2HClO Ácido Hipocloroso SeO2 + H2O =

H2SeO2

Ácido Selenioso

Cl2 O3 + H2O=

2HclO2

Ácido Cloroso SO + H2O = H2SO2 Ácido Hiposulfuroso

SALES (COMBINACION ENTRE UN Ácido Y UNA BASE O HIDRÓXIDO)

Se nombran dependiendo del ácido del cual se obtenga según el cuadro:

Ácido SAL QUE

ORIGINA

Sin oxígeno HÍDRICO URO sin oxígeno

Con oxígeno OSO ITO con oxígeno










con oxígeno ICO con oxígeno

Para nombrar una sal, se nombra la parte no metálica con la terminación correspondiente y

luego el metal según el estado de oxidación. En las sales ácidas se interpone la palabra

"ácido" y para las sales básicas la palabra "básico"

BASE O HIDRÓXIDO Ácido SAL NEUTRA AGUA

2K+ OH + H2 S-2 = K2

+1 S-2 + 2H2O

hidróxido potásico ácido

sulfhídrico sulfuro potásico

Na+ OH + NCl-1 = NaCl + H2O

hidróxido sódico ácido

clorhídrico cloruro sódico


Na+ OH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O

Hidróxido de sodio ácido

carbónico

carbonato ácido de

sodio

KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

hidróxido potásico ácido sulfúrico sulfato ácido de

potasio


Mg (OH)2 + HCl-1 = MgOHCl + H2O










Hidróxido de

magnesio

ácido

clorhídrico

cloruro básico de

magnesio

Zn (OH)2 + HBr = ZnOHBr + H2O

hidróxido sódico ácido

clorhídrico cloruro sódico

Estequiometría

CÁLCULOS BÁSICOS:

Son aquellos cálculos que se realizan con base en las sustancias, dentro de estas se

encuentran:

ÁTOMO GRAMO (at-gr): 1 at-gr equivale a:

El peso atómico del elemento expresado en gramos.

El número de avogadro (6.023*1023 átomos) de átomos del elemento. Ej:

1 at-gr de S = 32gr S = 6.023*1023 átomos de S

1 at-gr de C = 12gr C = 6.023*1023 átomos de C

CANTIDAD

DE

SUSTANCIA

# AT- GR # DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO

8gr S

CANTIDAD DE SUSTANCIA # AT- GR # DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO










1.5 at-gr C

PESO MOLECULAR:

Es el peso fórmula de una sustancia molecular. Se obtiene al sumar los pesos atómicos de los

elementos que forman la sustancia en gramos.

MOL: es la cantidad de sustancia que contiene el número de avogadro de moléculas. 1 mol es

equivalente a:

El peso molecular de la sustancia expresado en gramos.

El número de avogadro (6.023*1023 moléculas) de moléculas de la sustancia.

1mol NaOH = 40gr NaOH = 6.023*1023 moléculas NaOH

1mol H3PO4 = 98gr H3PO4= 6.023*1023 moléculas H3PO4

CANTIDAD DE SUSTANCIA 30grC4H8O4

PESO MOLECULAR

NUMERO DE MOLES










NUMERO DE MOLÉCULAS

Pesos atómicos: C (12), H (1), O (16)

REACCIONES QUÍMICAS:

Es el resultado de combinar dos o más sustancias para originar otras de propiedades distintas. Se

representan mediante ecuaciones químicas, donde a la izquierda aparecen los reactivos o

reactantes y a la derecha los productos.

CLASES DE REACCIONES EJEMPLOS

REACCIÓN DE SÍNTESIS O DE

FORMACIÓN

4Fe + 3O2 = 2Fe2 O3

REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN 2KClO3 2KCl + 3O2

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN O DE

DESPLAZAMIENTO

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

REACCIÓN DE DOBLE SUSTITUCIÓN O

DE INTERCAMBIO IONICO

Ag2 Cl- + Na+ NO3- = NaCl + AgNO3

Reacciones Redox: Son aquellas en las cuales se verifica los procesos de reducción (ganancia de

electrones) y oxidación (pérdida de electrones). Estos procesos se detrerminan con base en la

variación del estado de oxidación que experimentan los átomos así:










En toda reacción Redox se distinguen dos agentes: el oxidante (corresponde a la sustancia

reducida) y el reductor (sustancia oxidada)

REACCIÓN QUÍMICA SUSTANCIA

OXIDADA

SUSTANCIA

REDUCIDA

AGENTE

OXIDANTE

AGENTE

REDUCTOR

H+1Cl-1 + Mn+4º2-2 = Mn+2Cl2

-1 +

Cl20 + H+1

2 O-2

Cl-1 = Cl02 Mn+4=Mn+2 MnO2 HCl

CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS: Cálculos matemáticos que se realizan con base en las

sustancias que participan de las reacciones químicas. Para realizar un cálculo estequimétrico se

deben tener en cuentan las siguientes pautas:

Plantear la ecuación química que representa al proceso de reacción. Balancear la ecuación química.

Interpretar la ecuación química teniendo en cuenta las sustancias que interesan. Se interpreta en

términos de las unidades planteadas por el problema (gramos o moles en relaciones de masa).

plantear y resolver la regla de tres simple y directa, con referencia a las sustancias interpretadas

de la ecuación química.

LEYES PONDERALES: son las que rigen el comportamiento de la materia en cuanto a las

cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química.

LEY PONDERAL DEFINICIÓN EJEMPLO

CONSERVACIÓN

DE LA MATERIA-

LAVOISIER

El total de la

materia de las

sustancias que

actúan como

reactivos en una










reacción química

es igual al total

de la materia de

las sustancias

que se obtiene.

PROPORCIONES

DEFINIDAS –

PROUST

Cuando una

sustancia se

combina con otra

para formar un

compuesto lo

hace en relación

de peso

invariable.

PROPORCIONES

MÚLTIPLES –

DALTON

Cuando dos

elementos se

combinan para

originar más de

un compuesto, lo

hacen en relación

de números

enteros sencillos.

RELACIONES MASA A MASA: son aquellos cálculos estequiométricos que se realizan en términos

de moles o gramos. Pueden ser:

REACTIVO A PRODUCTO: es aquel en el cual se desea calcular la cantidad de producto obtenido a

partir de una cantidad dada de reactivo. Ej:

Cuántos gramos de sulfato sódico se obtienen al hacer reaccionar 20 gramos de hidróxido sódico

según la ecuación química: NaOH + HS2O4 = Na2 SO4 + H2O

- Balanceamos la ecuación química:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O










Interpretamos la ecuación en gramos , para la cual calculamos los pesos moleculares de las

sustancias hidróxido sódico y sulfato sódico.

2NaOH = Na2 SO4

2 ( 40gr NaOH) = 142 gr Na2 SO 4

80 gr NaOH = 142 gr Na2SO 4

Planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa

80 gr NaOH -----> 142 gr Na2SO4

20 gr NaOH -----> X

PRODUCTO A REACTIVO:

Es aquel en el que se desea averiguar la cantidad de reactivo para producir una cantidad dada el

producto. Ej:

Cuántos gramos de hidróxido cálcico se requiere para producir 16.4 gr de nitrato cálcico según la

ecuación química:

Ca (OH)2 + HNO3 = CA(NO3)2 + H2O

PESOS AT: C = 40, H = 1, N = 14, 0 = 16

- balanceamos la ecuación:

CA (OH)2 + 2HNO3 = CA(NO3)2 + 2H2O

- interpretamos la ecuación en gramos:

CA (OH)2 = CA(NO3) 2

74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3)2

- planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:

74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3) 2

X = = 16,4 gr CA(NO3)2 = X = 7.4gr CA (OH) 2

REACTIVO A REACTIVO:










Se desea conocer la cantidad de una sustancia para que reaccione con una determinada cantidad

de otra sustancia. Ej:

Cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione 11 gr de propano según la ecuación

química:

C3H8 + O2 = CO2 + H2O PESOS ATÓMICOS : C = 12, H = 1, O = 16

balanceamos la ecuación:

C3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O

interpretamos la ecuación en gramos:

C3H8 ----> 5O 2

44gr C3H8 ----> 5(32gr O2)

44gr C3H8 ----> 160gr O 2

planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:

44gr C3H8 ----> 160gr O 2

11gr C3H8 ----> X

X = 40gr O 2

Estado gaseoso

GENERALIDADES:

FORMA VOLUMEN MOVIMIENTO

MOLECULAR DIFUSION FUERA DE

COHESION COMPRESI-

BILIDAD DENSIDAD

Es variable

dependiendo

del

recipiente

que lo

contiene.

Variable

dependiendo del

recipiente

donde se

encuentre

Libre y aumenta

con la

temperatura

Se difunden

rápidamente Prácticamente

es nula Fácil debido

al espacio

entre las

particulas

Baja comparada

con los sólidos y

líquidos










FACTORES:

Los siguientes factores influyen en el comportamiento de los gases:

FACTOR DEFINICION UNIDADES DE

MEDIDA

FORMULAS DE

CONVERSION

TEMPERATURA

(T)

Propiedad que permite

determinar el grado o

intensidad de calor de un

grupo o sustancia.

°C (centígrados

o celsius)

° K (Kelvin o

absolutos)

°K = °C + 273

°C = °K - 273

PRESION (P) Fuerza ejercida por las

moléculas del gas sobre las

paredes del recipiente.

Atmósfera

(atm),

centímetros,

milímetros

(mmHg),

torricellis (torr)

76cmHg

1atm = 760mmHg

760torr

CANTIDAD DE

SUSTANCIA

Número de moléculas del

gas presentes en una

cantidad determinada de

masa.

MOLES

GRAMOS

Moles = gr

SUSTANCIA/peso

molec. Gr SUST =

moles/ peso

molecular

LEYES DE LOS GASES:

Leyes que rigen el comportamiento de los gases teniendo en cuenta las condiciones de presión (P),

temperatura (T), cantidad de sustancia (n) y volumen (V). Aquí se resumen las principales leyes:










LEY

ENUNCIADO

EXPRESION

ELEMENTAL

CONDICIONES

MODELO Y

REPRESENTACIÓN

GRAFICA

BOYLE Y

MARIOTTE

El volumen de un

gas varía

inversamente con

la presión, si la

temperatura es

constante

Pi/Po=Vo/Vi PiVi = PoVo Pv = es const. T = es const.

P = V 2P = V/2 4P = V/4 P/2 = 2V

CHARLES El volumen de un

gas directamente

con la temperatura,

si la presión es

constante

Vi/Ti = Vo/To ViTo = VotI V/T = const P = const.

T(°K) = V T/2 = 2P T/4 = V/4 2T = 2V

GAY –

LUSSAC

La presión ejercida

por un gas varía

directamente con la

temperatura, si el

volumen es

Pi/Po = Ti/To PiTo = PoTi V = const.

T(°K) = P 2T = 2P T/4 = P/4 3T = 3P










constante.

COMBINADA El volumen de una

determinada

cantidad de gas

varía

conjuntamente con

la presión y la

temperatura,

inversa con la

presión y directa

con la temperatura

PiVi/Ti =

PoVo/To PiViTo = PoVoTi

T(°K) – V – P 2T – 4V – P/2 T/2 – V/4 - 2P T/2 – 2V – P/4

DALTON La presión ejercida

por una mezcla de

gases es igual a la

suma de las

presiones parciales

de los componentes

Pi = Pr * Xi P = presión

parcial Pr = presión

total de la

mezcla Xi = fracción

molar del

component

P --- X P/2 --- X/2 P/3 --- X/3 P/4 --- X/4










AVOGADRO A las mismas

condiciones de P y

T volúmenes

iguales de distintos

gases tienen

número de

moléculas. El

volumen ocupado

por un gas varía

directamente con la

cantidad de

sustancia

Vi/Vo = ni/no Vino = Voni Aq°C y 1atm 1 mol de cualquier

gas ocupa un

volumen de 22.4LT

V --- n V/2 --- n/2 3V --- 3n 2V --- 2n

GENERAL

(ECUACION

DE

ESTADO)

El volumen de un

gas varía

directamente al

producto del

número de moles

por la constante R y

por la temperatura

e inversamente con

la presión

P*V/N*T =

R(cons Uni) R = 0.082 atm*Lt/mol* °K P*V = n*R*T Ecuación de

estado

Si P y T constantes

se tiene que V varía

directamente con n. V--- n

Soluciones

CONCEPTO: Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias en proporciones variables, dentro

de unos límites definidos.

COMPONENTES: En toda solución se distinguen dos componentes que se designan como soluto y

solvente.










SOLUTO: Es aquella sustancia que en la solución se disuelve o que está en menor proporción.

SOLVENTE: corresponde a la sustancia que en la solución se disuelve o que está en mayor

proporción; el solvente universal por naturaleza es el agua.

CLASES DE SOLUCIONES: Normalmente se clasifican de acuerdo con el estado físico en que se

presenten los componentes de las mismas en:

SOLVENTE SOLUTO EJEMPLO

GAS Aire (N2, O2, H2, He, CO2...

LIQUIDO Agua en el aire (aire húmedo)

GAS

SOLIDO Partículas de polvo en el aire

GAS Gas carbónico en agua

LIQUIDO Alcohol y agua

LIQUIDO

SOLIDO Azúcar y agua

GAS Hidrógeno en paladio

LIQUIDO Mercurio en Cinc (amalgamas)

SOLIDO

SOLIDO Aleaciones (Cu y Sn : bronce) (Au y

Ag)

MEDIDAS DE COMPOSICION: Expresan la concentración de la solución al relacionar el soluto con

el solvente, o en la mayoría de los casos son la solución en total. Esta concentración puede

expresarse en unidades físicas o químicas.

MEDIDAS FISICAS: Se expresan en términos de porcentaje, teniendo como relación la cantidad

de cada componente (en peso o volumen) en 100 partes de la solución. El siguiente cuadro resume

las medidas de composición físicas.

MEDIDA

FISICA

EXPRESION MATEMATICA EJEMPLO CONCENTRACION










PORCENTAJE

PESO A

PESO

Solución

formada

por 5gr

de azúcar

y 20 de

agua

PORCENTAJE

PESO-

VOLUMEN

200ml de

solución

preparada

al tomar

10 gr de

hidróxido

sódico

NaOH

PORCENTAJE

VOLUMEN-

VOLUMEN

Solución

preparada

al

combinar

10ml de

alcohol y

30ml de

agua

MEDIDAS QUIMICAS: Se expresan en términos de moles o equivalentes gramo. El siguiente

cuadro resume las principales medidas de composición química:

MEDIDA

QUIMICA

EXPRESION

MATEMATICA

EJEMPLO CONCENTRACION

FRACCION A = soluto Se presenta 28gr KOH * (1mol










MOLAR (X) B = Solvente

nA = Moles

de Soluto

nB = Moles

de solvente

nA + nB =

Moles

solucion

XA =

nA/nA+nB

XB=

nB/nA+nB

XA +XB = 1

una solución

combinando

28gr de

hidróxido

potásico KOH

con 81gr de

agua. Hallar

la fracción

molar del

soluto y

solvente.

KOH/56gr KOH) = 0.5mol

KHO

81gr H2O * (1mol H2O/18gr

H2O) =4.5 mol H2O/5mol

solución

XKOH = (nKOH/nsolución)

= 0.5mol / 5 mol = 0.1

X H2O = 1-XKOH = 1-0.1=0.9

MOLALIDAD

(m)

m = Moles

soluto/Kg

solvente

Se combinan

20gr de

carbonato

cálcico CACO3

con 200gr de

agua. Hallar

la molalidad

(m) de la

solución.

20gr CaCO3 * (1mol CaCO3

/100gr CaCO3)=0.2 mol

CaCO3

200gr H2O * (1Kg

H2O/100gr H2O)=0.2Kg

H2O

m=0.2mol/0.2Kg =1mol/

Kg = 1m

MOLARIDAD

(M)

M= Moles

soluto/Lt

solución

Se preparan

400ml de

solución

tomando 17gr

de nitrato de

sodio

(NaNO3).

17gr NaNO3*(1 mol NaNO3

/ 85gr NaNO3)= 0.2 mol

NaNO3

400ml solución = 1Lt

soluicion/1000ml solución

= 0.4 Lt solución

M=0.2mol/0.4Lt=0.5mol/Lt










Calcular la

molaridad (M)

de la solución.

= 0.5M

NORMALIDAD

(N)

N =

equivalente

gramo soluto

/ Lt de

solución

Eq – gr *

cantidad

soluto * (a /

masa

muscular)

#H(Acido)

a =

#OH(Base),

carga,

catión(sal)

Se combinan

9.8gr de ácido

fosfórico

H3PO4 con

agua hasta un

volumen de

100ml.

Determinar la

normalidad

(N) de la

solución

preparada.

9.8gr H3PO4 * ((3Eq-gr

H3PO4/mol)/98gr

H3PO4/mol)=0.3Eq-gr

100ml solución * (1 Lt

solución/1000ml solución)

= 0.1Lt solución

N = (0.3Eq-gr/0.1Lt) =

3(Eq-gr/Lt)=3N

PESOS ATOMICOS: K(39) H(1) O(16) Ca(40) C(12) Na(14) P(31)

DILUCIÓN: Es el fenómeno por el cual a partir de soluciones concentradas se preparan otras

diluidas al agregar a la solución de partida una cantidad dada de solvente. El número de

equivalentes gramo (Eq-gr) del soluto en ambas soluciones es el mismo.










Por lo tanto:

# Eq-gr = N*V #Eq-gr1 = N1*V1 #Eq-gr2 = N2*V2

de donde resulta que: N1*V1 = N2*V2

EJ: Qué volumen de solución de Acido Sulfúrico 6N y de agua se debe tomar para preparar 1000ml

de solución del mismo ácido 1.5N

N1= 6N

V1= ?

N2 = 1.5N

V2 = 1000ml

V1 = (N2 * V2 / N1) = (1.5N * 1000ml / 6n) = V1 = 250ml = volumen del Acido Sulfúrico 6N

V agua = V2 – V1 = 1000ml – 250ml = V agua = 750ml

Equilibrio químico e iónico

CONCEPTO: El equilibrio químico corresponde a todos aquellos procesos en los cuales, coexisten

reactivo y productos siendo las velocidades de reacción directa e inversa iguales:

CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Es el cociente entre las velocidades de reacción, definida

por la concentración de los productos sobre la concentración de los reactivos elevados a un

exponente que equivale al coeficiente que balancea la sustancia en la ecuación química. Ej:










ECUACION QUIMICA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Keq

ELECTROLITOS: Son sustancias que en solución conducen en mayor o menos grado la

corriente eléctrica se clasifican en ácidos, bases y sales pudiendo ser fuertes o débiles. Ej:

- ACIDOS = HCl (clorhídrico) H2SO4 (sulfúrico) HNO3 (nítrico)

- BASES O = NaOH (sódico) KOH (potásico) Ca(OH) 2 (cálcico)

HIDROXIDOS

SALES = NaCl (cloruro sódico) CaSO4 (sulfato cálcico) KNO3 (nit. potásico)

TEORIAS ACIDO-BASE: para definir los conceptos de Acido y Base se formularon las

siguientes teorías:

SUSTANCIA

TEORIA DE

ARRHENIUS

TEORIA DE

BRONSTED-

LOWRY

TEORIA DE

LEWIS

ACIDO Sustancias que en

solución liberan

protones H+.

Toda sustancia que

libera o cede

protones H+.

Toda sustancia

molecular o iónica

que acepta un par

electrónico.

BASE Sustancias que en

solución liberan

Toda sustancia que

puede aceptar

Toda sustancia

molecular o iónica










iones Hidróxilo (-

OH).

protones H+. que cede un par

electrónico

AUTOPROTOLISIS DEL AGUA: el agua es un compuesto que se comporta como ácido y

como base. El agua pura presenta el doble carácter y se ioniza o disocia según la ecuación:

Donde Kw = [H3O+]*[-OH] siendo Kw = producto ionico del agua

Kw = 1*10-14M2. Por lo tanto [H3O+]*[-OH]=1*10-7M

Tomando como base el valor 1*10-7 para la concentración de los iones las soluciones

pueden ser:

SOLUCION NEUTRA = [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M

SOLUCION ACIDA = [H3O+] > [-OH] > 1*10-7M

SOLUCION BASICA = [H3O+] < [-OH] < 1*10-7M

ESCALA LOGARITMICA DE LAS CONCENTRACIONES: Establecida por Sörem sörensen

define:

PH (potencial de hidrogeno)

PH=log 1/[H3O+] = -log[H3O

+]

PH(potencial de hidroXILO)

POH =log 1/[-OH] = -log[-OH]

Nota: –log (a*10-b) = -log a + b log 1 = 0 log 10 = 1

Para el agua se tiene que [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M. De donde :

Poh = -log [H3O+] = -log (1*107) = -log 1 + 7 = -0 + 7 Ph = 7

Poh = -log [-OH] = -log (1*10-7) = -log 1 +7 = -0 + 7 Poh = 7

Por lo tanto Ph + Poh = 14










CALCULOS DE PH Y POH: Teniendo en cuenta que para los electrolitos fuertes la

concentración de los iones originados del proceso de disociación es prácticamente igual a la

concentración de la solución, los cálculos de PH y POH) pueden ser, por ejemplo:

- Calcular el PH y el POH de ácido clorhídrico 0.002 M

Como es un ácido, el ion que origina es [H3O+] cuya concentración es 2*10-3 M

= PH = - log [H3O+] = -log (2*10-3) = log 2 + 3

= PH = -0.3 + 3 PH = 2,7

como PH y POH = 14 = POH =14 - PH POH = 11.3

- Calcular el PH y el POH de hidróxido sódico 0.0003 M

Como corresponde a una base, el ion originado es [-OH] de concentración es

3*10-4 M.

Entonces se calcula primero el POH

= POH = -log [-OH] = -log (3*10-4) = -log 3 + 4 log 3 = 0.47

= POH = 3,53 como PH + POH = 14

= PH = 10,47

Átomos de carbono y compuestos orgánicos

ÁTOMO DE CARBONO

GENERALIDADES:

SÍMBOLO #

ATÓMICO #

MASICO CONSTITUC.

DEL ÁTOMO CONFIGURAC.

ELECTRÓNICA ELECTRONES

DE VALENCIA NIVELES

DE

ENERGÍA

ISÓTOPO

RADIOACTIVO CONS.

DEL

ISÓTOPO

CLASE DE

ELEMENTO

C 6 12 6e-, 6p+ ,

6no

1s2 2s2

2p2

4e- 2 14

6

6e-, 6p+

, 8no

No

metálico










ESTADO NATURAL: El carbono se presenta en la naturaleza bajo dos formas: elemental y

combinado.

TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN: Se basa en la combinación de orbitales atómicos (COA)

permitiendo la explicación de distintos compuestos como alcanos, alquenos y alquinos.










En el siguiente cuadro se resumen las características de lo distintos tipos de hibridación.

TIPO DE

HIBRIDACIÓN

COMBINACIÓN

DE ORBITALES

FIGURA

GEOMÉTRICA

ÁNGULO DE

ENLACE

ORBITALES

REMANENTES

EJEMPLO

TETRAGONAL Sp3 Tetraedro

regular

109.5° 0 Alcanos

TRIGONAL Sp2 Triangular

planar

120° 1 Alquenos

DIAGONAL Sp Lineal 180° 2 Alquinos

ORBITALES MOLECULARES: Resultan de la combinación de los orbitales atómicos, se clasifican

en orbital molecular Sigma y orbital molecular Pi.










ORBITAL MOLECULAR Sigma: Resulta del solapamiento frontal de los orbitales atómicos,

por lo tanto, el enlace tomado será fuerte.

ORBITAL MOLECULAR PI: se origina del solapamiento lateral de los orbitales atómicos,

con lo cual el enlace formado es débil.

COMPUESTOS ORGÁNICOS.

GENERALIDADES:

ELEMENTO

BASE

TIPO DE

ENLACE

SOLUBILIDAD REACCIONES PTOS. DE

EBULLICIÓN

PRINCIPAL

FUENTE

EL

CARBONO

Covalente

puro y

covalente

polar

Insoluble en

H2O soluble

en éter,

benceno

Ocurren a

bajas

temperaturas

Son

relativamente

bajos

El petróleo

CLASIFICACIÓN: se clasifican en Alifáticos y Aromáticos, así:

ALIFÁTICOS

- ACICLICOS (de cadena abierta)

- ALICICLICOS (de cadena cerrada)










CADENAS CARBONADAS: un cadena carbonada es una secuencia de átomos de carbono

según la disposición de los átomos se clasifican en:

Cadenas lineales:

Cadenas ramificadas:










Cadenas cerradas:

RADICALES: Son átomos o grupos de átomos que presentan un electrón libre. Los

radicales orgánicos se derivan de los hidrocarburos. Los radicales se nombran según el

número de átomos de carbono que lo constituye y el sufijo (IL o ILO). se representan los

radicales por la letra R. Aquí se resumen los principales:

FORMULA

MOLECULAR

CnH2n+1 n =>1

FORMULA ESTRUCTURAL NOMBRE

CH3- CH3- METIL

C2H5- CH3- CH2- ETIL

CH3- CH2- CH2- PROPIL C3H7-

ISIPROPIL

CH3- CH2- CH2- CH2- BUTIL

CH3- CH- CH2- CH3- SEC-BUTIL

ISOBUTIL

C4H9-

TER-BUTIL










PREFIJOS: Para nombrar compuestos orgánicos se utilizan prefijos que denotan el número

de carbonos así:

# CARBONOS 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

PREFIJOS MET ET PROP BUT PENT HEX HEPT OCT NON DEC UNDEC DODEC TRIDEC TETRADEC

GRUPOS FUNCIONALES: El grupo funcional corresponde a la disposición que adoptan los

átomos en una molécula. Confiriéndole propiedades específicas a una serie de compuestos

que determinan una función química; Aquí se presentan las principales:

FUNCIÓN

QUÍMICA

ESTRUCTURA GRUP.

FUNCIONAL

SUFIJO EJEMPLO NOMBRE

ALCANO R-C-C-R C-C ANO CH3- CH2- CH3 PROPANO

ALQUENO R-C=C-R C=C ENO CH2= CH2 ETENO

ALQUINO INO BUTINO

ÉTER R-O-R -O- ÉTER CH3-O-CH3 DIMETIL-ETER

EMINA R-NH2 - NH2 AMINA CH3-CH2-NH2 ETIL-AMINA

HALURO

DE

ALQUILO

R-X -X URO

ILO

CH3-CH2-Br BROMURO DE

ETILO

TIOL R-SH -SH TIOL CH3- CH2-CH2-SH PROPANOTIOL

ALCOHOL R-OH -OH OL

2-BUTANOL

CETONA

ONA

PROPANONA

ALDEHIDO

AL

ETANOL










NITRILO NITRILO PROPANONITRI-

LO

AMIDA

AMIDA

BUTANAMIDA

REACCIONES ORGÁNICAS: Las reacciones orgánicas se verifican por la ruptura o

formación de enlaces. Las principales clases de reacciones orgánicas son:

REACCIONES DE SUSTITUCIÓN: Un átomo o grupo de átomos es reemplazado por otro átomo o

grupos de átomos.

REACCIONES DE ADICIÓN: Un grupo de átomos se adiciona a una molécula, este tipo de

reacción involucra una ruptura de enlace Pi.

REACCIONES DE ELIMINACIÓN: Son inversas a las de adición.

Hidrocarburos alifáticos

Hidrocarburos: Los hidrocarburos alifáticos son compuestos formados únicamente por carbono

(C) e hidrógeno (H). Se consideran como esqueletos carbonados, base de las distintas funciones

orgánicas que se obtienen al sustituir los átomos de hidrógeno por grupos funcionales.

Clasificación: Los hidrocarburos alifáticos se pueden clasificar dependiendo de su estructura

carbonada en:










Hidrocarburos Alifáticos acíclicos: Centraremos el estudio de los hidrocarburos alifáticos en los

de cadena abierta (saturados e insaturados).

Alcanos:

- Reciben el nombre de parafinas debido a su baja reactividad química.

- Presentan hibridación tetragonal cuya combinación de orbitales es Sp3.

- Se identifican por el enlace sencillo entre carbonos (C-C).

- El sufijo para nombralos es ANO.

- Presentan isomeria conformacional y estructural.

- Los alcanos de cadena recta normal obedecen a la fórmula general CnH2n+2 con n >= 1.

Serie homóloga: Es aquella serie en la cual, los compuestos difieren del inmediatamente anterior.

Posterior en un grupo Metileno (CH2).

Fórmula molecular Fórmula estructural Nombre

CH4 CH4 Metano

C2H6 CH3-CH3 Etano

C3H8 CH3-CH2-CH3 Propano

CH3-CH2-CH2-CH3 Butano

C4H10

Isobutano










CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 Pentano

Isopentano

C5H12

Neopentano

(2,2-dimetil-propano)

Propiedades físicas:

Estado físico:

- Gaseosos del C1 al C4

- Líquidos del C5 al C17

- Sólidos del C18...

Solubilidad:

- Insolubles en agua, solubles en CCl4, CS2, Éter, Benceno

Densidad:

- Menor que la del agua y aumenta con el peso molecular.

Puntos de ebullición:

- Aumentan con el peso molecular y disminuyen con el número de ramificaciones.

Nomenclatura: Para nombrar un alcano se deben tener en cuenta las siguientes pautas:

- Se selecciona como estructura principal la cadena más larga de átomos de carbono.

- Se numera la cadena de tal forma que a los radicales o sustituyentes se les asigne la posición

más baja posible.

- Se nombran los radicales en orden creciente de tamaño, o alfabéticamente indicando la posición

que ocupa dentro de la cadena.

- En caso de existir radicales iguales, se escriben las posiciones de los mismos en la cadena

separadas por comas y se utilizan prefijos que indican el número de ellos, así: Di(2), Tri(3), Tetra

(4), Penta (5) etc.

- Se nombra la cadena principal escribiendo el prefijo que denota el número de carbonos y el sufijo

ANO.

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