CAPÍTULO 1

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA SINÓPSIS CONCEPTUAL La Química es la ciencia central que a partir de las bases teóricas y experimentales de la Matemática, la Física y la Biología, trata de comprender la composición, la estructura, el comportamiento y las transformaciones de la materia. RAMAS DE LA QUÍMICA Para la interpretación de los proceso químicos se ha subdividido esta ciencia en ramas específicas que se encargan básicamente de brindar conocimiento científico a través de sus experimentos, análisis y postulados, que ayudan a enriquecer esta amplia disciplina científica, que cada vez trata de acercarnos más al entendimiento de todo lo que nos rodea, conociendo así su composición y comportamiento. Por esta razón se hace necesario que mencionemos algunas de las disciplinas en las que se subdivide la Química, entre muchas otras más. Química Inorgánica Se dedica al estudio de las moléculas que no poseen carbono dentro de su estructura molecular, y en el caso que aparezca el carbono (C6), este estaría en su estado fundamental o basal (1S2, 2S2, 2Px0 2Py0 2Pz0) y no en su estado de excitación o de hibridación, como ocurre con los compuestos orgánicos, que permitiría la formación de cuatro enlaces de hidrógeno y otros elementos. También se encarga de estudiar los minerales, la estructura, conformación y comportamiento de la materia. Algunos ejemplos son: Dióxido de carbono (CO2), monóxido de carbono (CO), ácido carbónico (H2 CO3).

Ilustración 2: (A) Molécula inorgánica de Agua. (B) Moléculas orgánicas.

http://jolvd-quim61.blogspot.com/2009/10/la-molecula-del-agua.html/http://cta2bi.blogspot.com/2007/12/quimica-organica. Html Química Orgánica Se dedica al estudio de las estructuras químicas que tienen como base las cadenas formadas por carbono y los enlaces con hidrógeno, caso en el que el Carbono (C6), aparecería en su estado de excitación o de hibridación (1S2, 2S1, 2Px1 2Py1 y 2Pz1), lo que permite realizar cuatro enlaces o la denominada regla de la Tetravalencia. También en estos compuestos pueden aparecer otros elementos como el nitrógeno, oxígeno, azufre, halógenos, entre otros, los cuáles permitirían la formación de los grupos funcionales. Bioquímica Estudia las reacciones químicas que ocurren en los seres vivos. También estudia el comportamiento, formación y efectos de las proteínas, carbohidratos, ácidos nucleicos, lípidos, vitaminas, entre otras moléculas que hacen parte y son necesarias para el funcionamiento de los seres vivos.

Química Física o Fisicoquímica

Estudia la materia empleando conceptos físicos y tangibles, al estudiar los fenómenos comunes a estas dos ciencias. Química Farmacéutica Se dedica al estudio, diseño y preparación de los compuestos químicos que conforman los fármacos utilizados en la medicina y áreas afines. Geoquímica Se especializa en el estudio de la composición y la dinámica de los elementos químicos de la corteza terrestre y su comportamiento. Química Ambiental Estudia la influencia de todos los componentes químicos que hay en la tierra, tanto en su forma natural como antrópica (originadas por el hombre). Química Nuclear Estudia las transformaciones de los elementos y sustancias con características radiactivas, sus propiedades como radioisótopos, los métodos para su obtención y purificación, sus usos en la investigación química y los efectos químicos de las transformaciones nucleares. La Energía se puede definir como la capacidad de un sistema para ejercer influencia sobre el otro o sobre sí mismo, ya sea moviéndolo, iluminándolo, calentándolo etc. Algunas formas de energía, incluyen a la energía mecánica, cinética, solar, eléctrica, calórica, eólica, hídrica y luminosa, entre muchas otras. Se plantea que: “En las interacciones entre un sistema y sus alrededores, la energía total permanece constante, la energía ni se crea ni se destruye” (Petrucci, Harwood, Herring, 2003, pp. 225). La Materia es un concepto que aún no posee una definición precisa y única, pero se ha definido materia desde las propiedades como: “La materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio (volumen), tiene una propiedad llamada masa y posee inercia.” (Petrucci, Harwood, Herring, 2003, pp. 4).

LEYES Y TEORÍAS Ley: Planteamiento teórico verdadero para todo tiempo y espacio. Ejemplo: Ley de Daltón, Ley de gravitación universal.

Teoría: Proposición verdadera comprobada por medio de la experimentación y que sólo es válida para un tiempo y un esp acio determinados. Ejemplo: Teoría atómica, esta ha evolucionado en el tiempo a través de la ruptura de paradigmas.

TEORÍA ATÓMICA Planteamientos teóricos que han descrito la naturaleza de la materia a partir de unidades discretas llamadas átomos, durante diferentes períodos históricos. Átomo y partículas subatómicas: El átomo, es la unidad o sistema fundamental que constituye a la materia en términos de constitución y estructura. Los Electrones, son partículas elementales con carga eléctrica negativa y su masa es

9,11 x 10−31𝐾𝑔.

Los Protones, son partículas subatómicas con carga eléctrica positiva y una masa libre de

1836 superior a la de los electrones (masa de 1, 67 x 10−27𝐾𝑔). También constituido por Quarks Los Neutrones, son partículas subatómicas sin carga neta, tienen una masa libre de 1839 veces la masa de los electrones; presente en casi todos los núcleos de los átomos. También constituido por Quarks

Los Isótopos, son átomos de un mismo elemento pero con diferente masa atómica, en donde, la variación se encuentra en el núcleo por la cantidad de neutrones. Ejemplo: los

isótopos del carbono son 𝐶69 𝐶6

10 𝐶611 𝐶6

12 𝐶613 𝐶6

14 𝐶615 𝑦 𝐶6

16 .

MOLÉCULAS Las Moléculas, son la unión de dos o más átomos por medio de enlaces que mantiene las propiedades químicas de la materia que compone. Un Compuesto Diatómico es aquel que en la naturaleza se encuentra como una unión de

dos átomos del mismo elemento (Cl2, I2, Br2, F2, N2, O2, H2 ).

MOL El MOL, es la unidad que cuantifica a la materia, es indispensable relacionar cantidades tan pequeñas como átomos o moléculas con unidades cotidianas como gramo, kilogramo, entre otros.

𝟏𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒄𝒖𝒂𝒍𝒒𝒖𝒊𝒆𝒓 𝒔𝒖𝒔𝒕𝒂𝒏𝒄𝒊𝒂 = 𝒂 𝒔𝒖 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓

= 𝟔, 𝟎𝟐 × 𝟏𝟎𝟐𝟑 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔, 𝒎𝒐𝒍é𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔, 𝒑𝒂𝒓𝒕í𝒄𝒖𝒍𝒂𝒔, 𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔(𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝑨𝒗𝒐𝒈𝒂𝒅𝒓𝒐)

Las Sustancias Puras son aquellas con propiedades únicas y definidas, que no varían al mezclarse con otras. Ejemplo: elemento y compuesto. Los Elementos son sustancias puras que se caracterizan por tener átomos idénticos. Ejemplo: Oro, Hidrógeno, Mercurio, Neón (constituyen la tabla periódica). Compuesto: sustancia pura estructurada por dos o más clases de átomos. Ejemplo: Agua, Oxígeno, Amoniaco, Ácido acético.

MEZCLAS

Las Mezclas son sustancias que contienen varios componentes; estas se dividen en heterogéneas y homogéneas. Las mezclas homogéneas son aquellas en donde no se logran distinguir los componentes de la mezcla y presentan una misma fase; por el contrario las heterogéneas se pueden diferenciar los componentes que la constituyen. Métodos de Separación de mezclas: los componentes que constituyen a las mezclas se pueden obtener puros utilizando las siguientes técnicas:

Extracción: utiliza un disolvente selectivo para solubilizar uno de los componentes de la mezcla sólida insoluble. Decantación: separa un líquido de los sedimentos sólidos insolubles por acción de la gravedad. Filtración: proceso para separar un sólido de un líquido a través de un material poroso, como un filtro.

Evaporación: usa el calor para retirar un líquido volátil del sólido. Destilación: basado en la diferencia entre los puntos de ebullición de las sustancias presentes en la mezcla líquida. Cromatografía: el componente afín con la fase estacionaria no es transportado por la fase móvil, que arrastra el componente de polaridad semejante. Centrifugación: involucra la fuerza centrífuga en la separación de mezclas. Electroforesis: las sustancias emigran por acción del campo eléctrico.

REPRESENTACIÓN VISUAL

CAPÍTULO 2

LA MATERIA SINÓPSIS CONCEPTUAL

CONCEPTOS DE MATERIA La Materia es todo cuerpo físico compuesto de partículas características que tienen masa y ocupan un lugar en el espacio.

PROPIEDADES DE LA MATERIA La materia se caracteriza por tener propiedades que la describen, pueden clasificarse en Extensivas (generales) que se relacionan y varían directamente con la cantidad de materia e Intensivas (específicas) en donde no hay variación de la medida pues no dependen de la cantidad de materia presente. Existen propiedades llamadas Organolépticas, son aquellas que se pueden medir con los sentidos, color, olor, sabor, etc. Las Magnitudes y unidades, son relaciones de medida a través de la cuantificación. Medir es comparar una magnitud con otra que se considere un patrón aceptado. La medida asocia la magnitud, la unidad y la precisión. Descripción de algunas propiedades extensivas e intensivas de la materia.

Propiedades extensivas

Propiedades intensivas

Definición Unidades Definición Unidades

Masa: cantidad de materia contenida en un cuerpo.

Kg, g, Lb, Oz.

Densidad: relación entre la masa y el volumen de un cuerpo.

g/mL= Kg/L=g/cm3

Peso: fuerza resultante de la acción del campo gravitacional sobre la materia.

N, LbF

Punto de ebullición: temperatura en la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica.

C, F, K

Volumen: espacio que ocupa un cuerpo

L, mL, m3, ft3, galón

Punto de fusión: rango de temperatura en el cual cambia un cuerpo de estado sólido a líquido.

C, F, K

Inercia: fuerza de resistencia de todo cuerpo a mantener su estado actual.

N, LbF

Dureza: resistencia de un material a ser rayado. Escala de Mohs

(1 – 10)

Fuerza: acción que causa que toda masa se acelere.

N, LbF

Solubilidad: es la masa máxima de un compuesto o elemento que se disuelve en 100 g de agua a una determinada temperatura.

𝑔 soluto

100𝑔 de agua

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA La energía cinética y potencial presente en las moléculas establecen diferencias en las formas o estados que exhibe la materia. Los cinco estados reconocidos son sólido, líquido, gaseoso, plasma y los condensados de Bose – Einstein. La materia cambia de un estado a otro, a través de procesos endotérmicos y exotérmicos, es decir, cuando el sistema absorbe o libera energía; a continuación son descritos esos procesos físicos.

https://sites.google.com/site/cienciasprofesorramondiaz/bloque-3-modelos-modelo-cinetico-de-

particulas-cambios-de-estado

http://www.taringa.net/post/info/2674705/Los-cambios-de-estado.html

El punto de fusión es la temperatura a la cual se encuentran en equilibrio moléculas en

estado sólido y líquido de determinada sustancia. El punto de ebullición es la temperatura a la cual se encuentran en equilibrio moléculas en

estado líquido y gaseoso de una sustancia específica. El punto de congelación es la temperatura a la cual se encuentran en equilibrio moléculas en

estado líquido y sólido de determinada sustancia. El cambio de estado de la materia de una fase a otra puede asociarse al intercambio energético, interpretando las gráficas de cambio de estado de temperatura contra tiempo.

Curva de calentamiento del H2O

Las curvas de calentamiento son las representaciones gráficas, que permiten entender los procesos físicos y cambios de estado de determinada sustancias, al liberar o absorber energía. Estos cambios se dan en términos de temperatura en función del tiempo.

Diagramas de Fase

https://es.wikipedia.org/wiki/Diagrama_de_fase#/media/File:Phase-diag_es.svg Los diagramas de fase, también son representaciones que nos permiten comprender los cambios de fase de una sustancia específica pero en función de la temperatura y la presión. Este tipo de diagramas se constituyen por regiones en donde se determina el estado, puntos de fusión y ebullición de manera precisa y algunos puntos que describen cierta naturaleza de las sustancias bajo condiciones de presión y temperatura específicas. El punto triple representa la coexistencia de moléculas en los tres estados sólido, líquido y gaseoso de una sustancia bajo el valor de una presión y temperatura determinada. Por encima del punto crítico la materia se presenta como fluido supercrítico, es decir, la sustancia es altamente energética y no se diferencia si se encuentra en estado líquido o gaseoso.

ENERGÍA, CALOR Y TEMPERATURA

La Energía es una propiedad física escalar de la materia que se conserva en la naturaleza, se clasifica entre otras en cinética, interna, potencial, térmica, eléctrica, eólica, electromagnética, química y nuclear. El principio de conservación de energía se expresa como “la energía se transforma no se destruye”. El Calor es la cantidad de energía que posee un cuerpo y depende del movimiento vibratorio de los átomos de este. Los cuerpos más energéticos direccionan el flujo de energía hacia los menos energéticos en búsqueda de un equilibrio térmico. Temperatura: es el promedio de energía de los movimientos microscópicos de las partículas dentro de un sistema.

ESCALAS DE TEMPERATURA

Uno de los principales parámetros de la termodinámica es la temperatura, definida como el promedio de los movimientos de las moléculas en un sistema, se mide con termómetros calibrados en escalas de temperatura específicas entre las que se encuentran Celsius, Fahrenheit y Kelvin.

Las temperaturas se pueden expresar en las tres escalas teniendo en cuenta las siguientes relaciones:

C = 5/9 (F – 32)

F = 9/5 C + 32

K = 273,15 + C REPRESENTACIÓN VISUAL

CAPÍTULO 3

QUÍMICA ATÓMICA

SINÓPSIS CONCEPTUAL

ESPECTROSCOPÍA La Espectroscopia estudia la interacción entre la radiación y la materia, que produce un espectro específico y distinguible para cada átomo de acuerdo a la energía emitida o absorbida.

Espectro de emisión para el átomo de Hidrógeno Los electrones al ser excitados (absorben energía) saltan de un nivel a otro de mayor energía, registrando un espectro de absorción, al quitar la fuente de radiación el electrón vuelve a caer a un nivel más bajo de energía; proceso que se representa en un espectro de emisión. Dichos espectros pueden ser usados para determinar la composición de la materia como las estrellas mediante el análisis de la luz recibida.

MODELOS ATÓMICOS

Los modelos atómicos son las representaciones que históricamente se han construido, con el fin de entender en ciertos períodos de tiempo la estructura de la materia. Los más representativos son los JJ Thomson, E Rutherford, Niels Börh-E. Sommerfield, Modelo actual. El Modelo atómico de J.J. Thomson nos plantea a partir del descubrimiento del electrón, que el átomo es una masa positiva esférica y que adherida a esta se encuentran los electrones. Le introduce al átomo la naturaleza eléctrica.

En 1911 E. Rutherford llega a una concepción del átomo muy diferente a las anteriores, a través del análisis y experimentación del fenómeno radioactivo. Describe que el átomo no puede ser macizo y que en el centro (núcleo) de este, se encuentran los protones (p+) y los neutrones aún desconocidos. Concluye también que el átomo es espacio vacío en su mayoría y en donde orbitan los electrones a grandes distancias del núcleo.

El Modelo atómico de N. Böhr – A. Sommerfeld trata de explicar el movimiento de los electrones en el átomo y describir los espectros atómicos. Los electrones con carga negativa están confinados en capas atómicas con movimientos circulares alrededor de un pequeño núcleo de carga positiva. El salto del electrón de una órbita a otra requiere de la absorción o emisión de una cantidad específica de energía

electromagnética (h) o quantum.

El Modelo atómico actual surge a partir de los planteamientos de diversos científicos como: A. Einstein, M. Born, P. Dirac, M. Planck, L. De Brogie, W. Heisenberg, E. Schrödinger. Varios principios desarrollados por estos pensadores como la dualidad del electrón, el Principio de Incertidumbre (Heisenberg) y la Ecuación de Onda (Schrödinger) son las bases teóricas que fundamentan el modelo actual del átomo, un modelo matemático basado en la probabilidad, en donde los protones y los neutrones

constituyen el núcleo, los electrones habitan regiones rodeando el núcleo denominadas nubes electrónicas. Se logra determinar que el átomo es 99,9% espacio vacío y que existe una probabilidad del 99% de encontrar al electrón en el espacio del orbital. La Notación Espectral o Configuración Electrónica es el sistema que nos permite describir la ubicación de los electrones dentro del átomo. Al determinar a los números cuánticos y relacionarlos con la configuración electrónica se tiene más claridad de las regiones que habitan los electrones en el espacio.

http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/07-distribucion-electronica-y-tabla-periodica/

Los Números Cuánticos, son un conjunto de números que determinan las magnitudes físicas de los estados cuánticos de un sistema. Cada número especifica un estado de energía particular y se representan con valores numéricos discretos.

Número Cuántico Principal (n). Representa el nivel de energía del electrón, es decir la distancia entre este y el núcleo. Los valores que puede tomar son números enteros de 1 a 7.

Número Cuántico Azimutal (l). Describe la forma de los orbitales o subniveles de energía atómicos presentes en el nivel de energía. El valor que se le asigna es de acuerdo al orbital en que se encuentre el electrón y van desde 0 hasta 𝑛 − 1.

Número Cuántico Magnético (m). Este número cuántico describe la orientación del orbital en el espacio, es decir, la Proyección del momento angular orbital a lo largo de un eje;

puede tomar valores entre 𝑙 y – 𝑙. Número Cuántico spin (s). Este número representa el sentido del giro del electrón,

movimiento de rotación en su propio eje, por esto los valores que puede adoptar son dos

+1

2 𝑦 −

1

2 .

Para determinar la configuración electrónica de un átomo y los números cuánticos de los electrones, se deben tener en cuenta los principios de exclusión de Pauli y la regla Hund. REPRESENTACIÓN VISUAL

TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

Desarrollo de la tabla periódica. El descubrimiento de nuevos elementos químicos ha sido un proceso continuo desde tiempos antiguos. Al aumentar el número de elementos conocidos, los científicos comenzaron a investigar la posibilidad de clasificarlos de acuerdo a su utilidad. Dmitri Mendeleev y Lothar Meyer hacia 1869, publicaron esquemas de clasificación muy similares, en donde señalaron que las propiedades físicas y químicas variaban periódicamente de acuerdo al aumento del peso atómico de los elementos. Su configuración se describe a partir de las propiedades periódicas tanto químicas como físicas, que agrupan o diferencian los elementos en grupos o familias y periodos o niveles de energía, de este modo se define la “Ley periódica”. Para entender las propiedades de los átomos, debemos no solo conocer las configuraciones electrónicas, sino también la fuerza de atracción entre los electrones exteriores y el núcleo. Los elementos químicos son sustancias puras que se caracterizan por tener átomos iguales. Los define su número atómico y una masa atómica entre otras propiedades periódicas.

http://quimicag1p2.blogspot.com/2011/01/unidad-tres.html

Tabla periódica de los elementos

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Revisemos las propiedades periódicas de los elementos químicos que se establecen a partir de los electrones de valencia, electrones del último nivel o cargas remanentes. Número atómico (Z): representa el número de protones que se encuentran en el núcleo atómico. Masa atómica (A): es la suma del número de protones y neutrones presentes en el núcleo atómico. Grupo o familia: columna vertical de la tabla periódica de los elementos. Periodo: fila horizontal en la tabla periódica y representa el tamaño del átomo de los elementos. Radio atómico: Es la distancia que existe entre el centro del núcleo del átomo, hasta el último nivel de energía con presencia de un electrón estable. Potencial de ionización: es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo neutro. Electronegatividad: capacidad o tendencia que tienen los átomos para atraer electrones de otros átomos cuando se están combinando. Afinidad electrónica: es la energía liberada al captar un electrón a un átomo neutro. Valencia: número de electrones que el átomo involucra para formar el enlace. Número de oxidación: carga remanente sobre un átomo en los enlaces.

http://elfisicoloco.blogspot.com/2012/11/tendencias-periodicas-de-las.html Comportamiento de las propiedades periódicas dentro de la tabla periódica de los elementos.

CAPÍTULO 4

ENLACE QUÍMICO El enlace químico son las fuerzas intermoleculares que permiten mantener unidos a los átomos cuando se combinan. En la naturaleza existen dos tipos de elementos, los metales y los no metales, es por esto que se pueden definir tres tipos de interacciones moleculares: metal + metal, metal + no metal y no metal + no metal.

Clasificación de los enlaces Enlace Iónico Se presenta entre átomos metálicos y no metálicos, tienen como característica principal la de ceder o donar electrones, la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo

contrario. Ejemplo: 𝑵𝒂+ 𝑪𝒍−, 𝑪𝒂𝟐+ 𝑪𝒍𝟐−

http://itcindustrial.blogspot.com/2012/06/enlace-quimico.html

Enlace Covalente Se constituye a partir de la combinación entre átomos no metálicos. Se caracterizan por compartir electrones. Tienen naturaleza polar, apolar o coordinada y se representan con enlaces sencillos, dobles o triples. Ejemplo: 𝐻𝐶𝑙, 𝑂2

http://blog.educastur.es/eureka/4%C2%BA-fyq/enlace-quimico/

Enlace metálico La red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

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CAPÍTULO 5

QUÍMICA INORGÁNICA

SINOPSIS CONCEPTUAL

NÚMERO DE OXIDACIÓN Es la carga remanente sobre el átomo cuando todos los ligados involucrados en enlace son retirados. Reglas para hallar el número de oxidación.

La convención es que los cationes se escriben primero de una fórmula, seguida de la de aniones. Ej. Por ejemplo, en el 𝑁𝑎𝐻, el 𝐻 es 𝐻− ; en el 𝐻𝐶𝑙 el 𝐻 es 𝐻+.

El número de oxidación de un elemento libre es siempre 0. Por ejemplo: los átomos como 𝐻𝑒, 𝑆, 𝐻𝑔 y moléculas como 𝑁2, 𝑂2, 𝐶𝑙2, tienen número de oxidación de 0.

El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga del ión. Por ejemplo: el número de oxidación de 𝑁𝑎+ es +1; el número de oxidación de 𝑁𝑎−3 es −3.

El número habitual de oxidación del hidrógeno es +1. Excepto en los hidruros metálicos (𝑀𝑔𝐻2, 𝑁𝑎𝐻) donde el número de oxidación es −1.

El número de oxidación de compuestos de oxígeno es normalmente −2. Entre las excepciones se incluyen 𝑂𝐹2, ya que 𝐹 es más electronegativo que 𝑂, y 𝐶𝑎𝑂2, debido a la estructura del

peróxido de iones, que es [𝑂𝑂] 2 -.

El número de oxidación de un elemento del grupo IA en los compuestos es +1.

El número de oxidación de un elemento del Grupo VII A en un compuesto es −1, excepto cuando ese elemento se combina con uno que tenga mayor electronegatividad.

El número de oxidación Cl es -1 en el 𝐻𝐶𝑙, pero el número de oxidación Cl es +1 en 𝐻𝐶𝑙𝑂.

La suma de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto neutro es 0. Ejemplo: los números de oxidación del hierro, azufre y oxígeno en la molécula de sulfato férrico (𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3) se hallan teniendo como referente que el Oxígeno tiene número de oxidación -2, el

hierro se halla con 3 (los subíndices se intercambian (𝐹𝑒23+(𝑆𝑂4)3

2−) y es positivo por ser metal

(+3), el azufre se halla por diferencia con los demás, así, (𝐹𝑒23+𝑆3

𝑥𝑂122−), donde Fe aporta +6 y

el O aporta -24, por tanto el S aporta las cargas positivas faltantes, +18, divididas en tres átomos, +6.

La suma de los números de oxidación en un sistema poliatómico de iones es igual a la carga del ión. Por ejemplo: la suma de los números de oxidación de los átomos en el ión 𝑆𝑂4

2− es -2; donde el S aporta 6 cargas positivas y el oxígeno 8 cargas negativas.

FUNCIONES INORGÁNICAS Óxido

Compuesto binario que contiene oxígeno. Ejemplo: 𝐶𝑎𝑂, 𝑁𝑎2𝑂, 𝐹𝑒2𝑂3, 𝐶𝑂2

Oxido Básico: compuesto binario que contiene un metal y oxígeno. Oxido Ácido: compuesto binario que contiene un no metal y oxígeno.

Hidróxido Compuesto que contiene un metal y un grupo hidróxilo (𝑂𝐻−), mantienen el pH mayor a 7.0.

Ejemplo: 𝑁𝑎𝑂𝐻, 𝐹𝑒(𝑂𝐻)2 Ácido Compuesto químico que puede ceder protones (𝐻+), mantienen el pH menor de 7.0. Ejemplo:𝐻𝐶𝑙, 𝐻𝑁𝑂3 , 𝐻3𝑃𝑂4 𝑦 , 𝐻2𝑆𝑂4 Sal Compuesto formado por la unión de un ión positivo, catión y un ión negativo, anión; es decir,

moléculas iónicas. Ejemplo: 𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝐶𝑎𝐶𝑙2 CaCl2, 𝐹𝑒2(𝑃𝑂4)3. Peróxido

Compuesto expresado por X2O2, donde 𝑋 es un elemento químico y 𝑂, oxígeno, se identifica por contener enlaces 𝑂 − 𝑂. Ej. 𝐻2𝑂2, 𝑁𝑎2𝑂2 Hidruro

Compuesto binario que contienen un metal o no metal unido con hidrógeno. Ejemplo:𝑁𝑎𝐻, 𝐴𝑙𝐻3, 𝑁𝐻3𝑦 𝑃𝐻3.

NOMENCLATURA INORGÁNICA Nombramiento sistemático de los compuestos químicos de acuerdo a normas específicas. Los números de oxidación se ubican al final del nombre dentro de un paréntesis en número romano. Ejemplo: 𝐹𝑒2𝑂3, Oxido de Hierro (III).

Nomenclatura IUPAC Desarrollada por la unión internacional de química pura y aplicada. Requiere del conocimiento de la función química y del número de oxidación. Nomenclatura común Indica el número de elementos presentes en el compuesto. Se requiere el uso de prefijos griegos de cantidad.

Prefijos Número

Mono- 1

Di- o Bi- 2

Tri- 3

Tetra- 4

Penta- 5

Hexa- 6

Hepta- 7

Nomenclatura tradicional Hace referencia a la valencia de los átomos en las moléculas del compuesto. Para identificar el elemento se hace referencia a la raíz de su nombre, así, Azufre – sulfur, Hierro – Ferr, Cobre – Cupr, entre otros. Los números de oxidación indican los prefijos y sufijos que se deben usar de acuerdo al siguiente esquema

Si el elemento sólo presenta un estado de oxidación no requiere la utilización de los prefijos y sufijos. Ejemplo: Na1+; NaO se nombra como óxido de sodio y no sodioso o sódico.

PESO MOLECULAR

Es la suma de las masas atómicas de los elementos que componen las moléculas.

Ejemplo 1: El peso molecular del 𝐹𝑒2𝑂3 es (𝐹𝑒: 56 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝑂: 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙). La molécula contiene: 2 mol-átomos de 𝐹𝑒 = 2 𝑥 56 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 112 𝑔 y 3 mol-átomos 𝑑𝑒 𝑂 = 3 𝑥 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 48 𝑔 Entonces la suma es 112 𝑔 + 48 𝑔 = 160 𝑔

Ejemplo 2: Determinar el peso molecular del 𝐶𝑟3(𝑃𝑂4)2 (𝐶𝑟: 52 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝑃: 31 𝑢. 𝑚. 𝑎, 𝑂: 16 𝑢. 𝑚. 𝑎. )

La molécula contiene 3 mol- átomo de 𝐶𝑟, 2 mol-átomo de 𝑃 y 8 mol-átomo de 𝑂, así el peso de

una mol-molécula de fosfato cromoso es de 346𝑔. Composición porcentual Partes de un elemento presentes en la molécula asumiendo el peso de ésta como la totalidad (100%), se determina usando

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 𝒅𝒆𝒍 𝒆𝒍𝒆𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓 𝒙 𝟏𝟎𝟎%

Ejemplo: Un veneno conocido como cinabrio (𝐻𝑔𝑆), contiene _____% de mercurio (𝐻𝑔: 200 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝑆: 32 𝑢. 𝑚. 𝑎. )

El peso molecular del cinabrio es de 232𝑔 de los cuales 200 son de mercurio, así, 200 𝑔 𝐻𝑔

232 𝑔 𝐻𝑔𝑆 𝑥 100% = 86.2 %

REPRESENTACIÓN VISUAL

CAPÍTULO 6

ESTEQUIOMETRÍA

SINOPSIS CONCEPTUAL

ECUACIÓN QUÍMICA

Modelo matemático que representa la reacción química. Ejemplo:

Los compuestos antes de la flecha se reconocen como reactivos y los que se encuentran después de la flecha, productos.

Los subíndices g (gas), l (líquido), s (sólido) y ac (acuoso) describen el estado en que se encuentran los compuestos. Reacción Química Proceso en el que una sustancia cambia su estructura molecular transformándose en un nuevo compuesto. Ejemplo: la combustión de la gasolina. Tipos de Reacción Química Las reacciones químicas pueden clasificarse de acuerdo a las sustancias reaccionantes, o a la energía que involucra el proceso.

Reacciones de síntesis: dos reactivos generan un solo producto. 𝟐𝑭𝒆(𝒔) + 𝑶𝟐 (𝒈) 𝟐 𝑭𝒆𝑶(𝒔)

Reacciones de descomposición: un reactivo genera dos productos.

𝑲𝑪𝒍𝑶𝟒 (𝒔)

∆→ 𝑲𝑪𝒍(𝒔) + 𝟐𝑶𝟐 (𝒈)

Reacciones de sustitución o desplazamiento: sustitución de un elemento componente de los reactivos.

𝟐 𝑵𝒂(𝒔) + 𝟐 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄) 𝟐 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒔) + 𝑯𝟐 (𝒈)

Reacciones de doble sustitución o doble desplazamiento: intercambio de dos elementos componentes de los reactivos.

𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄) + 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄) 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍)

Reacciones reversibles: al cambiar las condiciones los productos pueden transformarse en

reactivos. Se simbolizan con una flecha en dos direcciones (). 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) 𝑯𝟐𝑪𝑶𝟑 (𝒂𝒄)

Reacciones irreversibles: bajo ninguna circunstancia los productos pueden retornar como reactivos. Se indica con una flecha en un solo sentido ().

𝟒 𝑵𝒂(𝒔) + 𝑶𝟐 (𝒈) 𝟐 𝑵𝒂𝟐𝑶(𝒔)

Reacciones endotérmicas: Son todas aquellas que absorben calor. 𝑭𝒆(𝒔) + 𝑺(𝒔) + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 𝑭𝒆𝑺(𝒔)

Reacciones exotérmicas: Son todas aquellas que liberan calor.

𝒁𝒏(𝒔) + 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 (𝒂𝒄) 𝒁𝒏𝑺𝑶𝟒 (𝒔) + 𝑯𝟐 (𝒈) + 𝟑𝟒, 𝟐 𝑲𝑪𝒂𝒍

REACCIONES REDOX En las reacciones redox ocurre un cambio en el número de oxidación de los elementos, implicando la transferencia completa de electrones para formar enlaces iónicos, o sólo una transferencia parcial de electrones para formar enlaces covalentes. Ocurren dos procesos simultáneos importantes que son:

1. Oxidación: es la pérdida de electrones de un elemento y se reconoce a partir de la variación de su número de oxidación; si este pasa de un estado negativo, positivo o neutro a uno mayor, podemos afirmar que se está oxidando y por lo tanto cumplirá la función de agente reductor.

2. Reducción: se define como la ganancia de electrones y se reconoce cuando el estado o número de oxidación pasa de un estado positivo, neutro o negativo a un estado menor, cumpliendo la función de agente reductor.

http://blogs.elsufragio.com.co/9/quimica/

REPRESENTACIÓN VISUAL

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Operaciones matemáticas que relacionan las cantidades de los reactivos y los productos de una reacción química. Relaciones entre reactivos

Cálculos mol – mol Teniendo en cuenta la siguiente reacción, identifique el número de moles de óxido de calcio reaccionan con 10 moles de agua.

𝑪𝒂𝑶 + 𝑯𝟐𝑶 𝑪𝒂 (𝑶𝑯)𝟐

Según la ecuación se da la relación: 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝒂𝑶

𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶 x =

𝟏𝟎 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝑯𝟐𝑶 10 moles de 𝐶𝑎𝑂

Cálculos mol – gramo

Teniendo en cuenta la siguiente reacción, establezca la cantidad de óxido de calcio (𝐶𝑎𝑂) que reacciona con 10 moles de agua. (𝐶𝑎: 40 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝑂: 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙)

𝑪𝒂𝑶 + 𝑯𝟐𝑶 𝑪𝒂 (𝑶𝑯)𝟐

Según la ecuación se da la relación: 𝟓𝟔 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒂𝑶

𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶 x =

𝟏𝟎 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝑯𝟐𝑶 560 g de 𝐶𝑎𝑂

Cálculos gramo – gramo

Teniendo en cuenta la siguiente reacción, determine la cantidad de óxido de calcio (𝐶𝑎𝑂) que

reaccionan con 90 gramos de agua. (𝐶𝑎: 40 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝑂: 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙)

𝑪𝒂𝑶 + 𝑯𝟐𝑶 𝑪𝒂 (𝑶𝑯)𝟐

Según la ecuación se da la relación: 𝟓𝟔 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒂𝑶

𝟏𝟖 𝒈 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶 x =

𝟗𝟎 𝐠 𝐝𝐞 𝑯𝟐𝑶 280 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑂

Relaciones entre reactivos y productos

Cálculos mol – mol Teniendo en cuenta la siguiente reacción, establezca el número de moles de nitrato de plata (𝐴𝑔𝑁𝑂3) necesarias para reaccionan y producir 5 moles de ácido nítrico (𝐴𝑔: 108 𝑔/𝑚𝑜𝑙 , 𝑁: 14 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝑂: 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝐻: 1.0 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝐶𝑙: 35.5 𝑔/𝑚𝑜𝑙).

AgNO𝟑 + 𝑯𝑪𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍 + 𝑯𝑵𝑶𝟑

Según la ecuación se da la relación: 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑨𝒈𝑵𝑶𝟑

𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑯𝑵𝑶𝟑 x =

𝟓 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐞 𝐇𝐍𝐎𝟑 5 moles de 𝐴𝑔𝑁𝑂3

Cálculos mol – gramo Teniendo en cuenta la siguiente reacción, determine el número de moles de ácido clorhídrico (𝐻𝐶𝑙) que reaccionan para producir 287 gramos de cloruro de plata (𝐴𝑔: 108 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝑁: 14 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝑂: 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝐻: 1.0 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝐶𝑙: 35.5 𝑔/𝑚𝑜𝑙).

AgNO𝟑 + 𝑯𝑪𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍 + 𝑯𝑵𝑶𝟑

Según la ecuación se da la relación: 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝑪𝒍

𝟏𝟒𝟑,𝟓𝒈 𝒅𝒆 𝑨𝒈𝑪𝒍 x =

𝟐𝟖𝟕 𝐠 𝐝𝐞 𝐀𝐠𝐂𝐥 2 moles de 𝐻𝑁𝑂3

Cálculos gramo – gramo

Teniendo en cuenta la siguiente reacción identifique la cantidad de nitrato de plata (𝐴𝑔𝑁𝑂3) que

reacciona para producir 717,5 gramos de cloruro de plata (𝐴𝑔: 108 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝑁: 14 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝑂: 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝐻: 1.0 𝑔/𝑚𝑜𝑙, 𝐶𝑙: 35.5 𝑔/𝑚𝑜𝑙).

AgNO𝟑 + 𝑯𝑪𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍 + 𝑯𝑵𝑶𝟑

Según la ecuación se da la relación: 𝟏𝟕𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝑨𝒈𝑵𝑶𝟑

𝟏𝟒𝟑,𝟓 𝒈 𝒅𝒆 𝑨𝒈𝑪𝒍 x =

𝟕𝟏𝟕,𝟓 𝐠 𝐝𝐞 𝐀𝐠𝐂𝐥 850 g de 𝐻𝑁𝑂3

Relaciones entre productos De acuerdo con la siguiente ecuación se establecen las relaciones matemáticas.

𝐊𝟐𝐂𝐫𝟐𝐎𝟕(𝐠) + 𝟑𝐍𝐚𝟐𝐂𝟐𝐎𝟒 + 𝟕𝐇𝟐𝑺𝐎𝟒 𝟔𝑪𝐎𝟐 + 𝑪𝒓𝟐(𝑺𝑶𝟒)𝟑 + 𝟑 𝐍𝐚𝟐𝐒𝐎𝟒 + 𝐊𝟐𝐒𝐎𝟒 + 𝟕𝐇𝟐𝑶

Cálculos mol – mol Establezca cuál es la cantidad de moles de sulfato de cromo (III) que se producen al tiempo con 9 moles de dióxido de carbono.

Según la ecuación se da la relación: 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝒓𝟐(𝑺𝑶𝟒)𝟑

𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐 x =

𝟗𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐞 𝐂𝐎𝟐 𝟑

𝟐 moles de 𝐶𝑟2(𝑆𝑂4)3

Cálculos mol – gramo Determine la cantidad de moles de sulfato de sodio que se obtienen junto con 98 gramos de 𝐶𝑟2(𝑆𝑂4)3

(𝐶𝑟: 52 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝐾: 39𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝑂: 16 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝐻: 1.0 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝑆: 32 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝐶: 12 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝑁𝑎: 23 𝑢. 𝑚. 𝑎. ).

Según la ecuación se da la relación: 𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑵𝒂.𝟐𝑺𝑶𝟒

𝟑𝟗𝟐 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒓𝟐(𝑺𝑶𝟒)𝟑 x =

𝟗𝟖 𝐠 𝐝𝐞 𝐀𝐠𝐂𝐥 0,75 moles de Na2SO4

Cálculos gramo – gramo

Establezca cuál es la cantidad de agua que se obtienen junto con 490 gramos de 𝐶𝑟2(𝑆𝑂4)3

(𝐶𝑟: 52 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝐾: 39𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝑂: 16 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝐻: 1.0 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝑆: 32 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝐶: 12 𝑢. 𝑚. 𝑎. , 𝑁𝑎: 23 𝑢. 𝑚. 𝑎.).

Según la ecuación se da la relación: 𝟏𝟐𝟔 𝒈 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶

𝟑𝟗𝟐 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒓𝟐(𝑺𝑶𝟒)𝟑 x =

𝟒𝟗𝟎 𝐠 𝐝𝐞 𝐀𝐠𝐂𝐥 157,5 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 H2𝑂

Reactivo limitante Es el elemento o compuesto reactivo que se termina primero durante la reacción y limita la formación de los productos. Ejemplo: para la producción de emparedados de jamón se necesitan 2 tajadas de pan por cada tajada de jamón, entonces ¿Con 7 tajadas de pan y tres de jamón, cuál será la cantidad de emparedados que se obtiene? Si la producción se denota como

2 𝑡𝑎𝑗𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑛 + 1 𝑡𝑎𝑗𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑒 𝑗𝑎𝑚ó𝑛 → 1 𝑠𝑎𝑛𝑑𝑤𝑖𝑐ℎ 𝑑𝑒 𝑗𝑎𝑚ó𝑛

7 𝑡𝑎𝑗𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑛 + 3 𝑡𝑎𝑗𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑒 𝑗𝑎𝑚ó𝑛 → 𝑋 𝑠𝑎𝑛𝑑𝑤𝑖𝑐ℎ 𝑑𝑒 𝑗𝑎𝑚ó𝑛

La relación usando las tajadas de pan 1 𝑠𝑎𝑛𝑑𝑤𝑖𝑐ℎ 𝑑𝑒 𝑗𝑎𝑚ó𝑛

2 𝑡𝑎𝑗𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑛𝑥

7 𝑡𝑎𝑗𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑛 = 3,5 emparedados

La relación usando las tajadas de jamón 1 𝑠𝑎𝑛𝑑𝑤𝑖𝑐ℎ 𝑑𝑒 𝑗𝑎𝑚ó𝑛

1 𝑡𝑎𝑗𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑒 𝑗𝑎𝑚ó𝑛𝑥

3 𝑡𝑎𝑗𝑎𝑑𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑗𝑎𝑚ó𝑛 = 3,0 emparedados

La cantidad de emparedados que se producen son 3. El reactivo limitante (importante en estequiometria) es el jamón puesto que limita la producción de emparedados (resultado menor) y de acuerdo a los resultados en la relación que involucra el pan se obtienen 3,5 emparedados, así es que el pan es el reactivo en exceso (este no es relevante en los cálculos estequiométricos).

CAPÍTULO 7

SOLUCIONES SINOPSIS CONCEPTUAL

SOLUCIÓN El componente de una solución que se encuentra en mayor cantidad, generalmente se denomina disolvente o solvente, y los otros componentes se llaman solutos. Esta terminología es en muchos casos arbitraria, a veces es conveniente designar un componente como el disolvente aunque esté presente en pequeñas cantidades. Otra veces la asignación de los términos soluto y disolvente tiene poca importancia (por ejemplo, en la descripción de soluciones gaseosas).

Unidades de concentración de las soluciones La composición de una solución puede variar en cada muestra, por eso las soluciones químicas tiene una composición variable. Esto nos lleva a deducir que en las soluciones pueden darse diferentes relaciones entre el soluto y el solvente. En términos cuantitativos la relación soluto-solvente o soluto-solución se conoce con el término de concentración. Para conocer la cantidad de soluto y de solvente se utilizan unidades de concentración.

Porcentaje en masa

Porcentaje en volumen

Porcentaje masa-volumen

Partes por millón (ppm)

Molaridad

Molalidad

Normalidad

Se denomina equivalente gramo de una sustancia a la masa en gramos de esta sustancia que reacciona o que reemplaza a 1𝑔 de hidrogeno. En los ácidos, el equivalente químico se determina dividiendo la masa molecular del ácido entre el número de hidrógenos que tenga su fórmula. Por ejemplo, para el 𝐻𝐶𝑙 el equivalente se calcula así: En las bases, el equivalente gramo se calcula dividiendo la masa molecular de la base entre el número de OH- que tiene, ya que cada OH- reacciona con un H+ para formar agua. Por ejemplo, para el hidróxido de sodio: Para el hidróxido de aluminio: Las sales provienen de reemplazar los hidrógenos del ácido por metales. Por lo tanto, el equivalente químico de la sal se encuentra dividiendo la masa molecular de la sal entre el número de hidrógenos reemplazados. Por ejemplo: Dilución de soluciones En el laboratorio se encuentran reactivos sólidos o en soluciones comerciales muy concentradas, que se deben diluir para diversos fines, lo cual exige disminuir la concentración. Al diluir el volumen del solvente, aumenta el de la solución, mientras que el número total de moles o de moléculas del soluto permanece igual. Esto significa que el número de moléculas o de moles del soluto al principio y al final, es el mismo. pH El pH es una medida que indica el grado de acidez de las sustancias.

Como las concentraciones de los iones 𝐻+𝑦 𝑂𝐻− en las disoluciones son tan pequeños y hay inconvenientes para el cálculo con potencias, se ha optado por el uso de una escala de pH que resulta al aplicar el logaritmo negativo de la concentración de los iones 𝐻+. La expresión establecida para calcular el pH de una disolución es la siguiente: pH = - log [𝐻+] Donde pH es el logaritmo negativo y [𝐻+] corresponde a la concentración de iones 𝐻+, expresada en moles/litros (M). Escala de pH

Al aplicar el logaritmo del inverso de [𝐻+] en una solución el grado de acidez puede expresarse con números enteros sencillos. Una solución neutra tendrá un pH = 7, una solución ácida tendrá un pH menor que 7 y una solución básica tendrá un pH mayor que 7.

Una solución con [𝐻+] 10-7 y pH 7, es ácida

Una solución con [𝐻+] = 10-7 y pH = 7, es neutra

Una solución con [𝐻+] 10-7 y pH 7, es básica. Indicadores de pH Para medir el pH de una solución se pueden utilizar muchas sustancias que cambian de color dependiendo del medio en el cual se encuentre (ácido o básico), o simplemente utilizar un papel indicador de pH, una cinta de papel que al impregnarse de diferentes ácidos o bases débiles, cambia de color frente a una variación de [𝐻+]. El pH puede medirse también con un pH-metro, instrumento que posee un electrodo sensible a los [𝐻+] que permite medirlo con gran exactitud en una escala graduada. Soluciones Amortiguadoras La posibilidad de medir el pH no solo tiene valor en soluciones de laboratorio, el pH en los sistemas biológicos es clave para su funcionamiento. El pH de la sangre es, aproximadamente 7,3, bajo determinadas condiciones como, por ejemplo, el mal funcionamiento de un órgano. El pH de la sangre puede verse afectado: Si el pH es menor que 7,3, se produce acidosis metabólica, una enfermedad que puede afectar el sistema nerviosos central y conducir a una estado de coma. Si, por el contrario, el pH de la sangre aumenta, bien sea por perdida de jugo gástrico en

vómitos recurrentes, por la ingestión de fármacos antiácidos o por afección al riñón, puede producirse la alcalosis metabólica, afección que causa una disminución en el ritmo respiratorio, espasmos musculares y convulsiones. Estas dos alteraciones del pH, cuando son severas, pueden causar la muerte, sin embargo existe

en el organismo el ión bicarbonato (𝐻𝐶𝑂−3), sustancia química encargadas de regular esas posibles variaciones de pH llamada sustancia Buffer, tampón ó amortiguador.

Una solución buffer, se prepara muy frecuentemente con un ácido débil y la sal iónica soluble del ácido débil, por ejemplo el 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 (acido acético) y el 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 (Acetato de sodio) o una base

débil con una sal iónica soluble de la base débil, por ejemplo el 𝑁𝐻3(Amoniaco) y el 𝑁𝐻3𝐶𝑙 (Cloruro de amonio).

Curvas de solubilidad Para una solución dada, la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de disolvente, es la concentración del soluto. Las soluciones que contienen una concentración relativamente alta de soluto, se llaman soluciones concentradas. Cuando la concentración del soluto es baja, se llaman soluciones diluidas. Para la mayoría de los materiales hay una cantidad máxima de sustancia que se disolverá en un disolvente dado. La solubilidad de una sustancia en un determinado disolvente a una temperatura específica, es la cantidad máxima de soluto que se disolverá en una cantidad definida de disolvente y que producirá un sistema estable, este equilibrio genera una solución saturada. Una solución no saturada o insaturada tiene una concentración de soluto menor que una solución saturada. Por otra parte, a veces se puede preparar una solución muy saturada o sobresaturada, en la cual la concentración de soluto es mayor que la de la solución saturada. Sin embargo, una solución sobresaturada es muy poco estable y si se le agrega una pequeña cantidad de soluto puro, se precipitara el soluto en exceso requerido para saturar la solución.

REPRESENTACIÓN VISUAL

CAPÍTULO 8

QUÍMICA ORGÁNICA SINOPSIS CONCEPTUAL

EL CARBONO Elemento no metálico, primer representante de la familia VI A, el isótopo más abundante es el

carbono 12 (6 protones y 6 neutrones), su configuración electrónica es 1𝑠22𝑠22𝑝2. Su principal característica es formar cadenas o estructuras cíclicas entre átomos de carbono. En la naturaleza se encuentra como diamante, grafito o carbono amorfo.

HIBRIDACIÓN DEL CARBONO Los electrones de los átomos de carbono presentes en el nivel 2 se reorganizan combinando sus orbitales 𝑠 𝑦 𝑝, así

NOMENCLATURA ORGÁNICA El nombre de un compuesto orgánico depende del número de carbonos que posea la estructura, a la cual se le asigna un prefijo particular del grupo funcional que lo caracteriza. A continuación se señalan algunas características muy generales que permitan una pronta identificación del compuesto.

Característica Función Grupo

funcional Ejemplo Nombre

Alcanos 𝐶 − 𝐶 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 Butano

Hidrocarburos Alquenos 𝐶 = 𝐶

Propeno

Alifáticos Alquinos 𝐶 𝐶 𝐶𝐻 𝐶 − 𝐶𝐻3 Propino

Hidrocarburos Aromáticos

Aromáticos

Benceno

Derivados Halogenados (X = F, Cl, Br, I)

Halogenuros 𝐶 − 𝑋 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑙

1-cloroetano

Derivado alifático Alcoholes 𝐶 − 𝑂𝐻 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 Etanol

Derivado aromático

Fenoles

Fenol

Compuesto Azufrado

Tioles 𝐶 − 𝑆𝐻 𝐶𝐻3𝐶 − 𝑆𝐻 Etanotiol

Éteres 𝐶 − 𝑂 − 𝐶 𝐶𝐻3 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 Metil. Etil Eter

Compuestos oxigenados

Cetonas

Propanona

Aldehídos

Propanal

Ácidos orgánicos

Ácido Propanoico

Anhídridos

Anhidrido acético

Esteres

Etanoato de metilo

Sal de acido

Propanoato de sodio

Haluros

Yoduro de ciclohexanocarboxioilo

Compuestos con Nitrógeno

Aminas C- NH2 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑁𝐻2 Etilamina

Amidas

Propanamida

Nitrilos C N 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶 ≡ 𝑁 Propanonitrilo

ISOMERÍA Se presenta en moléculas que tienen la misma fórmula molecular pero con diferente estructura que conlleva a diferencias en sus propiedades. La isomería se clasifica en dos grupos:

Isomería Estructural: dos más moléculas difieren en la posición de sus átomos.

Isomería de cadena: la fórmula mínima o condensada es igual, pero la distribución de los átomos son diferentes. Es el caso del 𝐶4𝐻10.

Isomería de posición: la fórmula mínima es igual, pero la posición de uno de los radicales o grupos funcionales es diferente. Por ejemplo para la fórmula 𝐶5𝐻10𝑂.

Isomería de función: la fórmula mínima es igual, pero la función química de cada uno de los compuestos es diferente. Un ejemplo es el 𝐶3𝐻8𝑂.

Isomería espacial: este tipo de isomería es más compleja que la plana; para su estudio existen programas en computador que muestran la distribución real de los átomos en el espacio, sin embargo se hace referencia a un tipo particular de términos que le pueden permitir al estudiante un acercamiento con esta isomería.

Estereoisomería Moléculas de igual estructura difieren en la distribución espacial de sus átomos. Se distinguen dos tipos particulares de Estereoisómeros, los conformacionales y los configuracionales.

Estereoisómeros conformacionales El término conformación denota el giro existente que pueden tener los átomos de carbono cuando su centro principal es un enlace sencillo.

Esteroisómeros configuracionales Un tipo particular de isomería conformacional está dada por los compuestos CIS y TRANS, identificable en los compuestos que presentan un doble enlace, si los radicales o sustituyentes se encuentran sobre el mismo plano corresponderá a una isomería CIS, si se encuentran en planos opuestos corresponderá a la isomería TRANS.

REACCIONES ORGÁNICAS Aunque son muchos los tipos de reacciones orgánicas, se mencionan algunas de ellas con el fin de tener un acercamiento hacia la forma de reacción de compuestos orgánicos

Reacciones de Adición

Reacciones de Eliminación

Reacciones de Desplazamiento o Sustitución

Reacciones de Reordenamiento o Transposición

Reacciones de Oxidación-Reducción

CAPÍTULO 9

GASES SINOPSIS CONCEPTUAL

LOS GASES Tienen forma y volumen indefinidos, se difunden y comprimen con facilidad, presentan baja densidad, su fuerza de cohesión molecular es casi nula, y sus moléculas están muy separadas unas con otras presentando gran movilidad.

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES Incluye los siguientes postulados:

Los gases están conformados de moléculas muy separadas en el espacio.

Las moléculas de los gases están en constante y rápido movimiento rectilíneo, chocan entre sí y con las paredes del recipiente. Aunque la energía se puede transmitir de una molécula a otra en estos choques, no se pierde energía cinética.

El promedio de la energía cinética de las moléculas de un gas depende de la temperatura y aumenta con ésta.

Las fuerzas de atracción entre las moléculas de los gases son despreciables.

Un gas puede ser definido en magnitudes de presión, volumen, temperatura y cantidad de materia.

PRESIÓN Fuerza por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente que lo contiene, 𝑃 = 𝐹/𝐴. Se expresa en milímetros de mercurio o en atmósferas; 1𝑎𝑡𝑚 = 760 𝑚𝑚𝐻𝑔.

LEYES DE LOS GASES Principios que relacionan los comportamientos y cambios en las condiciones a las que se somete un gas, vincula las variables de temperatura, presión, volumen, moles y densidad.

Ley de Boyle y Mariotte: a temperatura constante (𝑇), el volumen (𝑉) de una masa determinada de gas es inversamente proporcional a la presión (𝑃). 𝑉 𝑎 1/𝑃 (𝑇 = 𝑐𝑡𝑒).

http://fisica-gases.blogspot.com/2012/06/leyes-de-los-gases-boyle-y-mariotte.html

Ley de Charles: el volumen de una determinada masa de gas, a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta (𝐾). 𝑉 𝑎 𝑇 (𝑃 = 𝑐𝑡𝑒).

http://quimicacolguanenta.es.tl/Gases.htm

Ley de Gay-Lussac: la presión de una determinada masa de gas, a volumen constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta. 𝑃 𝑎 𝑇 (𝑉 = 𝑐𝑡𝑒).

http://cienciasdejoseleg.blogspot.com/2012/01/ley-de-gay-lussac-o-segunda-ley-

de.html

Ley combinada de los gases: el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión y directamente proporcional a la temperatura absoluta. 𝑉1𝑃1/𝑇1 = 𝑉2𝑃2/𝑇2.

Ley de Dalton o de las presiones parciales: a temperatura y volúmenes constantes, la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de la presión parcial ejercida por cada gas. 𝑃𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 = 𝑃1 + 𝑃2 + 𝑃3 + ⋯ . + 𝑃𝑛 .

http://es.slideshare.net/LOPEZSMILCIADES/mezcla-de-gases-y-cinetica-de-los-gases

Principio de Avogadro: a condiciones normales de presión y temperatura (𝐶𝑁), volúmenes iguales de cualquier gas contienen el mismo número de moléculas. Las condiciones normales de un gas son 1 𝑎𝑡𝑚 de presión y 273 𝐾, bajo estas condiciones, una mol de cualquier gas ocupa un

volumen de 22,4 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠.

http://www.alcaste.com/departamentos/ciencias/actividades_multimedia/fqeso/actividades_qeso/ma

sa_quimica/volumen_molar.htm

Ecuación de Estado El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión y directamente proporcional a la temperatura absoluta y al número de moles del gas. 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇, donde 𝑅 = 0.082 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝑙 / 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾.

La relación entre la densidad (𝑑) y la masa molecular conlleva a 𝑑 = 𝑃 ∗ 𝑀 / 𝑅 ∗ 𝑇 REPRESENTACIÓN VISUAL

CAPÍTULO 10

ELECTROQUÍMICA Y CINÉTICA QUÍMICA

SINOPSIS CONCEPTUAL Electroquímica Generación de electricidad a partir de reacciones químicas. Electrolitos Sustancia que produce iones en disolución.

Electrolitos fuertes Completamente disociados

Electrólitos débiles Parcialmente disociados

No Electrolitos No disociados Ánodo Electrodo positivo que captura electrones y atrae aniones para generar su oxidación. Cátodo Electrodo negativo en el que ocurre la reducción con la emisión de electrones, atrae los cationes. Conductividad Propiedad de la materia a conducir un flujo de electrones (electricidad). Pilas o baterías Sistemas correlacionados que permiten la transformación de compuestos químicos en energía eléctrica.

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Esquema_Pila_Daniell.svg

Esquema pila de Daniell

Cinética química Estudio de las velocidades de las reacciones; es decir, el tiempo que se tardan los reactivos en volverse productos y los factores que influyen en determinada reacción. Factores que afectan la velocidad de reacción

Naturaleza de los reactivo: diferencias por la estructura electrónica y el ordenamiento espacial de los átomos que conforman la molécula así como al tipo de enlace.

Concentración: a mayor concentración, mayor será la cantidad de moléculas por unidad de volumen y, por lo mismo, la velocidad de reacción también aumentará.

Temperatura: al aumenta la temperatura, hay un mayor número de moléculas reaccionantes que alcanzan la energía de activación (energía suficiente como para romper o debilitar sus enlaces) necesaria para formar productos.

Catalizador: son sustancias que al ser adicionadas aceleran o reducen una reacción química sin consumirse o pertenecer a los reactivos.

Equilibrio Químico Aunque es posible suponer que la mayoría de reacciones químicas evolucionan hacia la formación de los productos, esto sólo sucede en un número reducido de reacciones, la mayoría de ellas no terminan y pueden desplazarse hacia cualquier dirección, este último tipo de reacciones químicas se denominan reacciones reversibles. En este tipo de reacciones se llega a un equilibrio químico cuando la cantidad de productos y reactivos son formados a la misma velocidad. Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:

Sólo puede existir equilibrio en un sistema cerrado (un sistema en el que ni la energía, ni las sustancias entren o salgan continuamente).

Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar, temperatura), no varían con el tiempo.

Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original.

Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante. Experimentalmente se comprueba que las concentraciones de las sustancias implicadas en un sistema de equilibrio se encuentran relacionadas por la siguiente expresión matemática: 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷

En esta expresión el numerador es el producto de las concentraciones de equilibrio de los productos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número de moles de cada producto que aparece en la ecuación química. El denominador es el producto de las concentraciones de equilibrio de los reactivos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número de moles de cada reactivo que aparece en la ecuación química. La razón, K, entre el numerador y el denominador es la constante de equilibrio de la reacción. Si el valor de K es muy pequeño, mucho menor que 1, la reacción directa sólo ocurre en una pequeña extensión antes de alcanzar el equilibrio. Es decir, los reactivos no reaccionan del todo. En cambio, si el valor de K es grande, mucho mayor que 1, la reacción directa está ampliamente favorecida; esto es, los reactivos originales se transforman en productos en una gran amplitud. Si K < 1, se favorece la formación de reactivos Si K > 1, se favorece la formación de productos Principio de le Chatelier A fines del siglo XIX, el químico francés Henry Le Chatelier postulo que si sobre un sistema de equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química, dicho sistema evolucionara en la dirección que contrarreste el efecto del cambio. Los cambios de cualquiera de los factores: presión, temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o productos, pueden hacer que una reacción química evolucione en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. Todos los cambios que afectan el estado de equilibrio son predecibles según el principio de Le Chatelier.