Resumen Química Raymond Chang PDF

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Breve resumen de cada capítulo del libro de Raymond Chang, titulado "Química", ideal para que estudiantes universitarios se adentren en los conocimientos de esta materia....

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QUÍMICA Taller Nº1 – Sistemas Materiales Materia.

Química: estudio de la materia y los cambios que experimenta. Materia: cual quier cosa que ocupa espacio y tiene masa, se puede ver y tocar. Se puede clasificar y distinguir subtipos según su composición y propiedades.

Sistemas matecriales. Clasificación.

El sistema material es la porción de materia que se selecciona para analizarla o estudiarla experimentalmente. Se pueden clasificar en: homogéneos (composición química y estado físico uniforme, presenta una fase y con 1 o + componentes) y heterogéneos (composición química y estado físico NO uniforme, presenta 2 o + fases y con 1 o + componentes con diferentes propiedades y distinguibles a simple vista, con una proporción variable)

Sustancias y mezclas. Elementos y compuestos. Coloides. Sustancias puras.

Sustancia pura: forma de materia que tiene una composición constante definida que no varía de una muestra a otra y propiedades características (olor, apariencia, sabor, otras). Ej.: agua, oro… Las sustancias pueden ser:  Elementos: sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos, se identificaron 115, se representan por símbolos de 1 ó 2 letras, primera mayúscula y segunda en minúscula. Se componen de un solo átomo.  Compuestos: sustancia formada por átomos de 2 o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas, que tienen propiedades muy diferentes de los elementos que lo forman y no cambia. Sólo pueden separarse en sus componentes puros por medios químicos. Tiene la misma composición y propiedades sea cual sea su origen (ley de la composición constante) Mezcla: combinación de 2 o más sustancias en la cual conservan sus propiedades características, no tienen composición constante. Son combinaciones físicas pero no químicas. Pueden estar en proporciones variables. Ej.: muestras de aire de diferentes ciudades. Pueden ser homogéneas (disoluciones) en la cual la composición de la mezcla es la misma en toda la disolución (soluciones, aleaciones) o heterogéneas en la cual la composición no es uniforme (aceite y agua, suspensiones). Éstas últimas incluyen a las dispersiones y las dispersiones coloidales o coloides que son dispersiones de partículas de una sustancia (fase dispersa) entre un medio dispersor formado por otra sustancia. Sus partículas son más grandes que las moléculas de solutos comunes. Ej.: aerosol, emulsión, sol, espuma, sol sólido, gel. Una forma de distinguir una solución de un coloide es mediante el efecto Tyndall (cuando un rayo de luz pasa a través de un coloide, es dispersado por el medio) En las disoluciones comunes no se observa porque sus moléculas son pequeñas para interactuar con la luz visible. Entre los que el medio dispersor es el agua se encuentran los hidrofílicos (con atracción por el agua) y los hidrofóbicos (sienten repulsión por el agua, no estables en ella y sus partículas forman conglomerados. Pueden estabilizarse por adsorción de iones en su superficie o por la presencia de otros grupos hidrofílicos en su superficie). Las mezclas pueden volver a separar componentes puros, por medios físicos sin cambiar los originales. Luego de la separación no hay cambios de propiedades de los mismos.

Separación de mezclas.

Se lleva a cabo utilizando métodos físicos, basados en los cambios de estado de las sustancias y no afectan la constitución ni las propiedades de los componentes de las mezclas: FILTRACIÓN: separa los componentes de una heterogénea de sólido y líquido, basada en el tamaño de las partículas de la mezcla, las de mayor dimensión quedan sobre el filtro. DESTILACIÓN: separa los líquidos volátiles hirviendo la mezcla y recolectando el vapor condensado, basado en la diferencia de punto de ebullición de los componentes. CRISTALIZACIÓN: purifica sustancias sólidas, fundamentado en que la mayoría de sólidos son solubles en un disolvente caliente. Entonces el sólido a purificar se disuelve en el disolvente caliente, se filtra para eliminar impurezas y luego la mezcla se enfría para cristalizarlo. CENTRIFUACIÓN: coloca la mezcla de una centrifugadora logrando separar partículas de mayor densidad de las más ligeras, las primeras al fondo y las segundas a la parte superior. TAMIZACIÓN: separa partículas sólidas de distintos tamaños mediante un tamiz (malla que deja entre sus hilos una luz constante y conocida) de forma manual/mecánica. IMANTACIÓN: aplicado para separar material magnético con otro no magnético.

CROMATOGRAFÍA: separa componentes de una mezcla líquida basada en las diferencias de velocidades con las que se movilizan por superficie porosa del papel de cromatografía (usando previamente un disolvente). DECANTACIÓN: basado en la diferencia de densidad de los cuerpos.

Estados de la materia. Existen 4 estados: sólido, líquido, gaseoso y plasma. Difieren en la distancia de separación de las moléculas, en el 1ro se mantienen unidas y organizadas, con poca libertad de movimiento, en el 2do están unidas pero pueden moverse libremente entre ellas y no tienen forma y el último las moléculas están separadas con libertad de movimiento, distancias “grandes”. Se pueden convertir de uno a otro sin cambiar la composición de la sustancia. Punto de fusión: temperatura a la que se pasa de sólido a líquido y viceversa. Punto de ebullición: temperatura a la que se convierte el líquido en gas y viceversa.

Propiedades físicas y químicas.

Las físicas se pueden medir y apreciar sin cambiar la composición o identidad de la sustancia. Por ejemplo: el color, punto de ebullición, color, elasticidad, sabor, olor, conductibilidad eléctrica, dureza, volatilidad, viscosidad, fusión, etc .Las propiedades que se pueden medir de la materia pueden ser:  Extensivas: dependen de la cantidad de materia considerada. Los valores de una misma propiedad se pueden sumar. Por ejemplo: la masa (cantidad de materia en una cierta muestra, el volumen, la longitud, etc. Depende de la materia  Intensivas: no depende de la cantidad de materia y no son aditivas. Por ejemplo: la densidad (cociente de la masa por su volumen, en sólidos se mide en g/cm 3 y en líquidos g/mLmililitros), temperatura. En cambio con las químicas, es necesario efectuar un cambio químico para poder observarlas. Se relacionan con el modo como cambia la composición de una sustancia o cómo interactúa ésta con otras. Por ejemplo: la combustión, digestión, arde en el aire, inflamable, tóxico, se fermenta, oxida, reacciona con ciertos ácidos

Cambios físicos y químicos. Durante los primeros, las sustancias varían su apariencia físicas pero no su composición (cambios de estado) y durante los segundos también llamados reacciones químicas, las sustancias se transforman en sustancias químicamente diferentes.

Mediciones. Se utilizan en cálculos para obtener otras cantidades relacionadas por medio de instrumentos (como cinta métrica, bureta, pipeta, probeta graduada, matraz, balanza, termómetro). Esos permiten medir propiedades macroscópicas (se pueden determinar directamente). Las microscópicas se determinan por un método indirecto.

Tabla Periódica. Tabla en la que se agrupan los elementos que tiene propiedades físicas y químicas semejantes, acomodados por su número atómico en grupos o familias (columnas, semejanza en las prop. Químicas) y períodos (filas). Se dividen en metales (buenos conductores de calor y electricidad), no metales (gral. malos conductores del calor y electricidad) y metaloides (propiedades intermedias de anteriores). Las propiedades cambian gradualmente de izquierda a derecha de metálicas a no metálicas (a lo largo del período). Se agrupan por número de grupo y algunos tienen nombres especiales (como metales alcalinos, alcalinotérreos, halógenos, gases nobles).

Reacciones químicas. Ecuaciones químicas.

Una reacción química es un proceso en el que una/s sustancia/s cambia para formar una o más sustancias nuevas. Consiste en la ruptura de enlaces químicos para la formación de nuevos enlaces con liberación o absorción de energía. Se evidencian por: formación de un precipitado, desprendimiento de gases, cambio de color, desprendimiento o absorción de energía, apercibimiento de olor, etc. Las ecuaciones químicas son la representación abreviada y simbólica de una reacción química. Una ecuación química balancead es aquella en la que la cantidad de átomos de cada uno de los elementos que aparecen en los reactivos (sustancias iniciales de una reacción) es igual a la cantidad de átomos de cada uno de los elementos en los producto (formada como resultado de una reacción química). Se debe cumplir la ley de conservación de la masa. Para balancear se utilizan también los coeficientes estequiométricos (estequiometría=estudio cuantitativo de reactivos y productos) que indican el número de moles o moléculas de cada una de las sustancias que forman parte de la reacción. Los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha: reactivos  productos. Con las letras g, s, l se indican los estados de las sustancias.

La flecha indica el sentido de la reacción, si existe una indica que es irreversible y si existen dos en sentido contrario significa que es reversible. Los subíndices indican la cantidad de átomos de un elemento presente en un compuesto. Para calcular la cantidad de producto formado se utilizan moles (método del mol) los coeficientes se pueden interpretar como el número de moles.

Taller Nº2 – Estructura Atómica Teoría Atómica. Toda la materia está formada por partículas pequeñas llamadas átomos. Dalton estableció: - Los átomos de un mismo elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos, - Los compuestos están formados por átomos de más de un elementos y siempre la relación entre el número de átomos de los elementos presentes es un número entero o fracción sencilla, - Una reacción química nunca implica la creación o destrucción de átomos (si su separación, combinación o reordenamiento). Ley de las proporciones definidas: muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masa. Ley de las proporciones múltiples: diferente compuestos formados por los mismo elementos difieren en el número de átomos de cada clase. Ley de la conservación de la masa: la materia no se crea ni se destruye, la masa se conserva.

Estructura del átomo. Electrón. Protón. Neutrón.

Un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química y está formado por partículas subatómicas: Electrones: Son partículas con carga negativa. Su carga es de -1.6022 x 10 -19 C y su masa es de 9.10 x 10-28g. Se simboliza como e-. Se encuentran a una cierta distancia del núcleo en constante movimiento. Protones: Son las partículas del núcleo con carga positiva y que poseen la misma cantidad de carga que los electrones. Su masa es de 1.67262 x 10 -24g casi 1840 veces la masa de los e-. Están confinados en el núcleo del átomo y junto con los neutrones constituyen la mayor parte de masa del total del átomo. Su carga es de +1.6022 x 10-19 C. Se simboliza como p+. Neutrones: Son las partículas del núcleo eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. Su masa es de 1.67493 x 10-24g. Se simboliza como n0.

Radiactividad. Concepto utilizado para describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación. La desintegración o descomposición de las sustancias radiactivas produce tres tipos de rayos diferentes: alfa que consta de protones, beta con electrones y gamma que constan de neutrones por lo que no tienen carga y no son atraídos por un campo externo.

Número Atómico. Número Másico. Isótopos

El número atómico (Z) es el número de p+ en el núcleo de un átomo de un elemento, en un átomo neutro el número de p+ es igual al número de e-. Este número determina la identidad química de cada elemento, es decir, cada elemento tiene su propio número atómico. El número másico o de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo de un elemento. Está dado por la suma del número de p+ y n0. En consecuencia, el número de n0 de un átomo es igual a la diferencia entre A y Z. La forma de denotar el número atómico y másico de un elemento es: ZA X No todos los átomos de un elemento determinado tienen la misma masa. La mayoría tienen dos o más isótopos, que son átomos de un mismo elemento con un número másico diferente pero igual número atómico. Los isótopos de los elementos se identifican por su A. Las propiedades químicas de un elemento están determinadas por los p+ y e-, los n0 no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos de un mismo elemento van a tener propiedades químicas, comportamiento similar, formación de iguales compuestos, igual radiactividad, etc.

Moléculas e Iones.

Una molécula es un agregado de lo por lo menos dos átomos (de un mismo o diferente elemento) en una colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas. Las moléculas son eléctricamente neutras. Se dice que una molécula es diatómica cuando contiene solo dos átomos. Aquellas que contienen más de dos átomos reciben el nombre de poliatómicas. Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. El número de protones del núcleo de un átomo permanece igual durante cambios químicos comunes pero se pueden perder o ganar e-, cargados negativamente. La pérdida de uno o más de estos, a partir de átomo neutro forma un catión con carga neta positiva y el incremento de uno o más, forma un anión cuya carga neta es negativa. Un átomo puede perder o ganar más de un e-. Salvo excepciones, los metales tienden a formar

cationes y los no metales, aniones. Es posible, combinar dos o más átomos y formar un ion que tenga una carga neta positiva o negativa.

Masa atómica. Masa atómica promedio. Masa molar y número de Avogadro. La masa de un átomo depende de sus p+, e- y n0. La masa atómica es la masa de un átomo en uma (unidades de masa atómica). Una uma se define como la masa igual a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Al fijar la masa del átomo de carbono-12 como 12 uma se tiene el átomo que se utiliza como referencia para los demás elementos. Los elementos al tener más de un isótopo naturalmente, se debe obtener la masa atómica promedio para poder medir la masa del elemento. La forma de obtenerla es: %1.A1 %2 A 2 MasaAtómica Pr omedio Siendo %(el porcentaje de abundancia de uno de los 100 isótopos del elemento) y A (la masa del elemento). Hay que tener en cuenta que: %1 %2 100% . Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, partículas, etc.) como átomos hay exactamente 12g del isótopo de carbono 12. Este número denominado como número de Avogadro (NA)= 6.0022 x 1023. Un mol está contenido en la masa molecular relativa expresada en gramos. Un mol de átomos de carbono-12 tiene un masa exactamente de 12g y contiene 6.0022 x 10 23. Esta cantidad de carbono-12 es su masa molar (M) y se define como la masa en gramos o kilogramos de 1 mol de unidades (átomos, moléculas, partículas, etc.) de una sustancia.

Masa Molecular La masa molecular es la suma de las masas atómicas en uma en una molécula. En general, es necesario multiplicar la masa atómica de cada elemento por el número de átomos de ese elemento presente en la molécula y sumar todos los elementos. A partir de esta se puede determinar la masa molecular de una molécula o un compuesto. La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular (en uma).

Composición porcentual de los compuestos Es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto. Se obtiene al dividir la masa de cada elemento contenida en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicando por 100%. Procedimiento para calcular la fórmula empírica de un compuesto a partir de su composición porcentual Porcentaje de masaconvertir a gramos y dividir entre la masa molar Moles de cada elemento dividir  cambiar a subíndices entre el número de moles más pequeño Proporciones de moles de elemento enterosFórmula empírica

Determinación de fórmulas moleculares y experimental de fórmulas empíricas

La fórmula empírica es aquella que está basada sólo en la observación y en mediciones, a partir del análisis del compuesto en función de los elementos que lo forman, calculada de la composición porcentual en masa. En cambio la fórmula molecular o real, para calcularla es necesario conocer la masa molar aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica. La masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica.

Mecánica Cuántica. Números cuánticos. Como es imposible determinar la posición exacta de un e - debido a que se extiende en el espacio Werner Heisenberg formuló una teoría conocida como principio de incertidumbre de Heisenberg que establece que es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente. Aunque no se puede saber en qué parte del átomo se localiza un e-, si se puede definir la región en que puede encontrarse en un momento dado, de esta manera se define el concepto de densidad electrónica que da la probabilidad de encontrar un e- en una cierta región del átomo. El orbital atómico es la zona donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón en el espacio. No tienen forma definida. Están descriptos por los números cuánticos que además, identifican a los electrones que están dentro. Un orbital carece de forma definida porque la función de onda que lo distingue se extiende desde el núcleo hasta el infinito. Los números cuánticos son 4: El número cuántico principal (n): Éste puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, etc. y está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo de un determinado orbital. Cuanto más grande es más grande es el orbital y menos estable.

El número cuántico del momento angular (l): expresa la “forma” de los orbitales. Dependen del valor asignado a n. Para un cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n-1). El valor de l se designa con las letras s, p, d,… l 0 1 2 3 4 5 Nombre del Orbital s p d f g h El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce como nivel o capa. Los orbitales que tienen los mismos valores de n y l se llaman como subnivel o subcapa. El número cuántico magnético (m l): describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, depende del valor que tenga el valor de l. Para cierto valor de l existen (2l+1) valores enteros de ml: -L, (-L+1),…..0…..,(+L-1),+L. El número de valores que tenga ml, indica el número de orbitales presentes en un subnivel con un cierto valor de l. El número cuántico de espín (ms): suponiendo que los electrones se comportan como pequeños imanes, giran sobre su propio eje lo cual hace factible la explicación de sus propiedades magnéticas. Cuando gira una carga se genera un campo magnético y este movimiento es el responsable de que el electrón se comporte como un imán. Existen dos posibles giros: sentido horario y anti-horario. Puede 1 1 tomar valor de o . 2 2

Orbitales Atómicos. Las energías de los orbitales Cuando L=0, (2l+1)=1existe un valor para m l, hay un orbital s. Cuando l=1,(2l+1)=3, por lo que hay tres orbitales p: px, py, pz. Cuando l=2,(2l+1)=5, existen 5 orbitales d expresados con subíndices más complejos. Orbitales s: Se sabe que un electrón esta la mayor parte del tiempo cerca del núcleo. La densidad electrónica decae con el aumento de la distancia. Existe una probabilidad de un 90% de encontrar al electrón dentro de una esfera de 100 pm de radio alrededor del núcleo. Es posible representar el orbital 1s con un diagrama de contorno de superficie que abarque alrededor del 90% de la densidad electrónica total de un orbital (esfera). Todos los orbitales s son esféricos pero varían de tamaño, éste aumenta con el incremento de n. Orbita...