Resumen Quimica General e Inorganica - MOS PDF

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definición, materia, propiedades, sustancias, temperaturas...

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UNIDAD I: FUNDAMENOS. NOMENCLATURA. ESTEQUIOMETRIA. Definición química: ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de los sistemas materiales así como las interacciones entre las sustancias y los efectos provocados sobre ellas cuando se les suministra o se les quita energía en cualquiera de sus formas. Materia: todo lo que es percibido por nuestros sentidos es de origen material. Materia es todo lo susceptible a adquirir distintas formas. Propiedades químicas: las propiedades químicas de los cuerpos se ponen de manifiesto cuando se transforman en otros distintos. Propiedades físicas: las distintas formas de la materia se diferencias Propiedades físicas mediante ciertas cualidades que afectan directa o indirectamente a nuestros sentidos, las cuales se denominan propiedades físicas y no Se pueden medir y observar, sin afectan la naturaleza interna de la que cambie la composición de la sustancia materia. Transformaciones físicas y químicas: los cambios que experimentan las sustancias pueden ser químicos o Extensivas. dependen de la Intensivas: no dependen de la físicos. Un cambio físico modifica Específicas: color, olor, dureza, cantidad de la materia. Peso, cantidad de la materia. Densidad, punto de fusión. volumen, capacidad calorifíca. calor específico, temperatura. algunas propiedades de la substancia pero no hay motivos para suponer que se ha formado una nueva. En cambio, en los cambios químicos conocidos como reacciones se produce una modificación profunda de todas las propiedades del cuerpo, hecho que nos obliga a suponer que se ha formado una nueva substancia. Diferencias entre cambios físicos y químicos: 1. Los cambios químicos van acompañados de una modificación profunda de las propiedades del cuerpo o cuerpos reaccionantes; los cambios físicos dan lugar a una alteración muy pequeña y muchas veces parcial de las propiedades del cuerpo. 2. Los cambios químicos son casi siempre de carácter permanente mientras que, por lo general, los cambios físicos persisten mientras actúa la causa que los origina. 3. Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de energía mientras que los cambios físicos van unidos a una variación de energía relativamente pequeña. Estados de agregación de la materia: o Líquido: fuerzas de cohesión predominan levemente respecto de las de repulsión.  Volumen propio y forma indefinida.  Poca compresibilidad.  Media densidad.  Fluyen formando capas. o Solido: fuerza de cohesión superior a la de repulsión.  Forma y volumen definidos.  Incompresibles.  Alta densidad. o Gaseoso: fuerza de repulsión mayor que la de cohesión. Partículas en desorden.  Forma y volumen indefinidos.  Compresibilidad.  Expansión.

Baja densidad. Se mezclan en forma homogénea. Difunden rápidamente. Sistema material: la materia varía en función de su composición. Como desde el punto de vista químico, interesa la constitución de la materia para estudiar la composición o cualquier propiedad de la materia es necesario tomar y aislar una porción limitada de la misma. Esa porción de materia se denomina sistema material. Las propiedades que caracterizan a los sistemas materiales son extensión e inercia. Los sistemas materiales poseen una determinada cantidad de materia denominada masa. Una manera de medir la cantidad de masa de un sistema material es midiendo su peso. El peso es la fuerza con la que un cuerpo es atraído por el centro de gravedad de la tierra. De esto deducimos que: Masa es una magnitud constante mientras que el peso es una magnitud variable. Clasificación de los sistemas materiales: o De acuerdo al intercambio de materia y energía con el medio que los rodea.  Abierto: permite el intercambio de materia y energía con el medio circundante.  Cerrado: sólo permite el intercambio de energía con el medio.  Aislado: no hay intercambio de energía ni de materia con el medio. o De acuerdo a las propiedades intensivas.  Homogéneos: son todos aquellos que poseen las mismas propiedades intensivas en toda su masa. Ejemplo: azúcar común, sal de mesa disuelto en agua, bicarbonato de sodio.  Heterogéneos: aquellos que presentan variaciones de por lo menos una propiedad intensiva en algún punto de su masa. Ejemplo: la sangre; aceite y agua; benceno y agua. Las porciones homogéneas que constituyen un sistema heterogéneo se denomina fase. Los sistemas heterogéneos presentan dos o más fases mientras que los homogéneos son monofásicos. Sustancias simples: son aquellas formadas por una sola clase de átomos. Sustancias compuestas: son aquellas en cuya composición encontramos varios tipos de sustancias en proporciones constantes. Energía: es una propiedad que almacenan los cuerpos y que se puede aprovechar para producir trabajo. Todos los cuerpos tienen distintos tipos de energía que puede pasar de un cuerpo a otro sin que nunca desaparezca.

 

Clases de energía: a pesar de que todos los cuerpos tienen energía, no toda es igual. Existen distintos tipos. o Energía potencial.

Energía cinética. Energía radiante. Energía térmica: asociada al movimiento aleatorio de átomos y moléculas. Energía química: se almacena dentro de las unidades estructurales de las sustancias. Todas las formas de energía se pueden interconvertir: cuando desaparece una, debe aparecer otra. Éste principio enuncia la ley de conservación de la energía, “la energía total del universo, permanece constante”.

o o o o

Leyes gravimétricas o ponderales: o Ley de conservación de la masa o de Lavoisier: “la masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra en él, es decir, la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la de los productos”. o Ley de proporciones indefinidas o de Proust: “cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo”. Encarado desde otro punto de vista sería: “para cualquier muestra pura de determinado compuesto los elementos que lo forman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante”. o Ley de proporciones recíprocas o de Ritcher: “los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos y submúltiplos de estos pesos”. En criollo: si para formar 18 gramos de agua necesito 2 gramos de hidrogeno y 16 gramos de oxígeno entonce s tengo una relación de 1:8 (1 gramo de H y 8 gramos de O). Y si a su vez tengo 71 gramos de cloro y 16 gramos de oxígeno para formar 87 gramos de una sustancia tengo una relación de 8:35,5. Luego, si quiero formar 71 gramos de una sustancia con 2 gramos de H y 71 gramos de Cl tengo una relación de 1:35,5. Nótese que en cada relación el número correspondiente a cada elemento en las relaciones no varía. o Ley de proporciones múltiples o de Dalton: “las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos”. Estados de oxidación: el estado de oxidación de un elemento se considera a la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. El átomo tiende a cumplir la regla del octeto para obtener así una configuración eléctrica similar a la de los gases nobles, los cuales son eléctricamente estables. Esta regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía externo. EJEMPLO: cuando un átomo -A- necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de 3−. Por otro lado, cuando un átomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto

depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos). Fórmula química: se usa para expresar la composición de las sustancias. Hay dos tipos, fórmulas moleculares y fórmulas empíricas. • Fórmula molecular: se usa para expresar la unión de sustancias covalentes, es decir, aquellas sustancias en que todos los átomos se encuentran unidos mediante sustancias covalentes (sustancias simples y compuestos covalentes) y siempre expresa el número real de átomos que forman la molécula. • Fórmula empírica: es una expresión que representa la porción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto. Por ende, es la representación más sencilla de un compuesto por eso, a veces, también se la llama fórmula mínima. Reacción química: es el proceso en que, mediante una redistribución de átomos de una o más sustancias en un sistema material, llamadas reactivos o reactantes, se producen una o más sustancias con propiedades físicas y químicas diferentes llamadas productos. Ecuación química: es la representación de una reacción química en la que se indican la clase y cantidad de cada una de las sustancias que participan en ella y el sentido de la reacción. De ser necesario también se coloca el estado de agregación de cada una de las sustancias participantes. Nomenclatura química inorgánica: • Nomenclatura sistemática: se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La forma de nombrar los elementos es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico. • Nomenclatura stock: se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final con números romanos la valencia atómica con la que actúa el elemento con nombre específico. Se nombra: nombre genérico + nombre específico + N° de valencia. • Nomenclatura tradicional: en este sistema se indica la valencia del elemento específico usando prefijos y sufijos. Las reglas generales son: o Si el elemento posee una sola valencia se utilizará el sufijo –ico o simple mente el nombre del elemento. o Si el elemento posee dos valencias se utilizarán los sufijos –oso e –ico para la menos y mayor valencia respectivamente. o Si tiene tres se nombra al elemento como hipo-nombre del elemento-oso, nombre del elemento-oso y nombre del elemento-ico para la menor valencia, la intermedia y la mayor respectivamente. o Si el elemento cuenta con cuatro o más valencias se nombrará al elemento como:  Hipo-nombre-oso para la valencia 1 y 2.  Nombre-oso para la valencia 3 y 4.  Nombre-ico para la valencia 5 y 6.  Per-nombre-ico para la valencia 7.

Clasificación

de

compuestos:

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Anhídridos: son compuestos binarios con bajo punto de fusión que se forman como consecuencia de la reacción de un no metal con oxígeno. También se denominan anhídridos. Ejemplo: Carbono + Oxígeno Dióxido de carbono

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Óxidos básicos: son compuestos binarios con alto punto de fusión que se forman como consecuencia de la reacción de un mental con oxígeno. Ejemplo: Hierro + Oxígeno Óxido férrico

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Hidruros metálicos: son compuestos binarios formados cuando reaccionan un metal y el hidrogeno. El hidrogeno toma el electrón que cede el metal. Ejemplo: Hierro + Hidrogeno Hidruro férrico

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Hidruros no metálicos: compuestos binarios que resultan de la reacción de un no metal y el hidrogeno. El no metal siempre actúa con su menor valencia por lo cual cada hidruro es único. Por lo general se encuentran en estado gaseoso a temperatura ambiente y muchos de ellos registran propiedades ácidas. Se forma escribiendo el símbolo químico del hidrógeno seguido del símbolo del no metal y se intercambian valencias. Se nombran añadiendo la terminación –uro a la raíz del nombre del elemento y colocando después “... hidrógeno”. Ejemplo: Yodo + Hidrógeno Yoduro de hidrógeno

Hidrácidos: son hidruros no metálicos que cuando se disuelven en agua adquieren propiedades ácidas. • Oxácidos (o ácido): son compuestos ternarios que se obtienen por reacción de un óxido ácido con agua. Fórmula general: HxNOy donde N es un no metal. La cantidad de H y O depende del estado de oxidación del no metal por cuanto la suma debe ser 0. Ejemplo: Dióxido sulfúrico + Agua Ácido sulfúrico

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Bases o hidróxidos: son compuestos ternarios que se obtienen por reacción de un óxido básico con agua. Fórmula general: M(OH)x donde M es un metal y x es la valencia de éste.

Por ejemplo:

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Sales neutras: si reaccionamos una base y un ácido obtenemos como productos una sal neutra más agua. Por ejemplo:

Teoría atómica de Dalton: en el siglo v a.C., el filósofo griego Demócrito planteó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos. En 1808, el inglés, Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos. Las leyes ponderales de las combinaciones químicas encontraron una explicación satisfactoria en la teoría formulada por Dalton. El químico reinterpretó las leyes ponderales basándose en el concepto del átomo y establece las siguientes hipótesis partiendo del supuesto de que la materia es discontinua. 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presente es siempre un número entero o una fracción sencilla. 4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos. Ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac: “en cualquier reacción química los volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos”. Esta relación coincide con el número de moléculas que intervienen, a su vez éstas son iguales al coeficiente de cada elemento. Ejemplo: 2H2 + O 2H2O. Dos moléculas de hidrogeno reaccionan con una de oxígeno para formar dos moléculas de agua, es decir que dos volúmenes de hidrogeno más uno de oxígeno da lugar a dos volúmenes de agua. Hipótesis de Avogadro y el volumen molar: se ha encontrado experimentalmente que en las reacciones entre gases a la misma temperatura y presión, los volúmenes de los diferentes gases reaccionantes están siempre en una relación de números enteros sencillos. Esta generalización se conoce como Ley de Gay-Lussac, de los volúmenes de combinación. Avogadro propuso una explicación para esta, que se conoce como Principio de Avogadro, el cual establece que volúmenes iguales de todos los gases en las mismas condiciones de temperatura y presión tienen el mismo número de moléculas. De este modo, la relación que existe entre los volúmenes de los gases debe ser la misma que hay entre las moléculas. Así un litro de oxígeno contiene el mismo número de moléculas que un litro de nitrógeno o de cualquier otro gas. Por medio de la experimentación se ha encontrado que a condiciones normales (0 °C y 1 atm), un mol de cualquier gas ocupa aproximadamente 22,4 litros. Este valor, 22,4 litros, por mol, se denomina volumen molar de un gas ideal a condiciones normales. Obsérvese que este valor se cumple únicamente para un gas medido en condiciones normales. Un mol de cualquier gas contiene un número de Avogadro de moléculas. A condiciones normales el volumen ocupado por estas moléculas es igual a 22, 4 litros, sin importar su tipo, siempre que su comportamiento sea ideal. Estructura de la materia: la materia está formada por partículas microscópicas como los átomos, moléculas e inoes; y subatómicas como el electrón, protón y neutrón. o Átomo: es la menor porción de materia eléctricamente neutra que puede reaccionar químicamente y que es la unidad básica de los elementos químicos. o Protón: es una partícula subatómica que tiene una unidad de masa atómica y una unidad de carga eléctrica positiva. Se simboliza con +1p1.

Electrón: es una partícula subatómica que tiene una masa aproximadamente 1840 veces menor a la del protón, por eso su aporte a la masa del átomo es despreciable, y posee una unidad de carga eléctrica negativa. Se denota con -1e1. o Neutrón: partícula subatómica que tiene una UMA y una unidad de carga neutra. Se simboliza con 0n1. Elemento químico: se define así al material formado por átomos o iones que tienen el mismo número atómico, es decir, la misma cantidad de protones en su núcleo. Cada elemento tiene un número atómico Z único que permite identificarlo inequívocamente. Los isótopos son elementos de un mismo elemento que tienen el mismo número de protones pero distinta cantidad de neutrones. Cada isótopo se caracteriza por el símbolo del elemento químico al que pertenece al que se le agrega un superíndice numérico (A) que indica su número másico (suma de protones y neutrones) y un subíndice numérico que indica su número atómico (Z). Molécula: se define molécula como la menor porción de una sustancia química que mantiene todas las propiedades de la misma y que es eléctricamente neutra. Cada clase de molécula se identifica por el nombre que se le da a la sustancia y por su fórmula química. Ion: es una especie cargada eléctricamente que proviene de un átomo, conjunto de átomos o molécula, que ha perdido electrones. La carga eléctrica puede ser positiva, por perdida de electrones, o negativa, por ganancia de electrones. Si es positiva se trata de cationes, de lo contrario son aniones. Mol: una cantidad de muestra macroscópica equivalente ampliamente usada por los químicos es el mol al cual se lo define como la cantidad de materia o masa, expresada en gramos, que contiene el número de Avogadro en partículas. Número de Avogadro: equivale a partículas y surge de determinar experimentalmente el número de átomos contenidos en 12g del isótopo de . Dentro de estas partículas, además de moléculas, átomos e iones, también se encuentran las partículas subatómicas. Por este motivo es ambiguo decir un mol sin especificar si se trata de un mol de moléculas, mol de átomos, etcétera. Masa molar: es el peso atómico relativo al que se le asigna la unidad gramo. Esta masa corresponde a un mol de átomos por lo que debe ser expresada en g/mol. Atomicidad: es el número de átomos que tiene una molécula, es decir, la forma en la que existe cada elemento en la naturaleza. Masa atómica relativa o peso relativo: expresa cuántas veces mayor es la masa real del átomo respecto a la UMA, unidad tomada como referencia. La masa atómica relativa de un elemento es el promedio de las masas relativas de los isótopos naturales que forman un elemento teniendo en cuenta su abundancia relativa. Unidad de masa atómica: UMA es la sigla de la unidad de masa atómica y se define como la doceava parte de la masa real del isótopo . Se toma éste por ser un isótopo natural estable y abundante en la naturaleza. Masa molecular real o peso molecular real: es la masa de una molécula expresada en gramos. La masa molecular real es la suma de las masas reales de los átomos que forman la molécula. Masa molecular relativa o peso molecular relativo: es un número adimensional que expresa cuántas veces mayor es la masa de la molécula respete de la UMA y es igual a la suma de todas las masas atómicas relativas de los elementos que la componen. Mol de átomo: un mol de átomos de determinado elemento es la masa, en gramos, es átomos de un elemento. Está masa corresponde al peso atómico gramo de dicho elemento. Peso atómico gramo: es la masa de un mol de átomos de un elemento y contiene el número de Avogadro de átomos de ese elemento. Mol de moléculas: es la masa de una sustancia, expresada en gramos, de moléculas de esa sustancia. Corresponde al peso molecular gramo de esas sustancia. Peso molecular gramo: es la masa...