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2009

Química 1, 2 y 3 Recopilado de distintos libros Este documento es una recopilación de información considerada importante por el autor para una preparación para Olimpiadas de Química

Rubén Eduardo Canales Callejas CBTis 114 7/26/2009

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Por Rubén Eduardo Canales Callejas

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Índice Química 1 ................................................................................................................................................ 7 Leyes de la conservación de la Materia ................................................................................................ 7 Propiedades de la materia ................................................................................................................... 7 Estados y Formas de Energía................................................................................................................ 8 Fenómenos Físicos y Químicos............................................................................................................. 8 Estados de Agregación de la materia ................................................................................................... 8 Moléculas y átomos ............................................................................................................................. 9 Radioactividad ..................................................................................................................................... 9 Partículas Subatómicas ........................................................................................................................ 9 Modelos atómicos ............................................................................................................................... 9 Radioactividad Natural ...................................................................................................................... 12 Modelo Atómico de la mecánica cuántica ondulatoria ....................................................................... 12 Fundamentos de la teoría cuántica ................................................................................................ 12 La naturaleza de la materia ............................................................................................................ 12 Números Cuánticos ........................................................................................................................... 13 Configuraciones electrónicas ............................................................................................................. 14 Regla de las diagonales ...................................................................................................................... 14 Tabla Periódica .................................................................................................................................. 15 Tabla Periódica larga...................................................................................................................... 15 Propiedades Periódicas de los Elementos ...................................................................................... 16 Propiedades Atómicas ................................................................................................................... 16 Antecedentes de la Tabla Periódica ................................................................................................... 16 Enlace Químico .................................................................................................................................. 18 Regla del Octeto ............................................................................................................................ 19 Interacciones Intermoleculares.......................................................................................................... 19 Nomenclatura en Química Inorgánica ................................................................................................ 19 Reglas para escribir las formulas de los compuestos .......................................................................... 19 Nomenclatura de los Anhídridos .................................................................................................... 20

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R e copila ci ón de Q uími ca |4 Nomenclatura de los Óxidos .......................................................................................................... 20 Nomenclatura de los Hidróxidos .................................................................................................... 20 Nomenclatura de los Ácidos........................................................................................................... 20 Química II .............................................................................................................................................. 22 Clasificación de las reacciones ........................................................................................................... 22 Balanceo de ecuaciones ..................................................................................................................... 23 Condiciones de una ecuación química correcta: ............................................................................. 23 Método de Tanteo ............................................................................................................................. 23 Balanceo por método de oxido- reducción ......................................................................................... 24 Reglas para balancear por Oxido- Reducción. ................................................................................. 24 Balanceo por método algebraico. ...................................................................................................... 24 Unidades Químicas ............................................................................................................................ 25 Cálculos Químicos .......................................................................................................................... 25 Leyes Ponderales ............................................................................................................................... 26 Composición centesimal de un compuesto ........................................................................................ 26 Determinación de la fórmula de un compuesto ................................................................................. 26 Soluciones ......................................................................................................................................... 27 Soluciones Empíricas...................................................................................................................... 27 Soluciones Valoradas ..................................................................................................................... 28 Ácidos y Bases ................................................................................................................................... 29 PH y POH ........................................................................................................................................... 30 Clasificación de Ácidos y Bases........................................................................................................... 30 Neutralización ................................................................................................................................... 31 Termoquímica ................................................................................................................................... 32 Leyes y variables de la termodinámica ........................................................................................... 32 Primera ley de la termodinámica ................................................................................................... 32 Segunda ley de la termodinámica .................................................................................................. 32 Cantidad de calor............................................................................................................................... 32 Reacciones Termoquímicas................................................................................................................ 32 Ley de Hess .................................................................................................................................... 33 Cinética Química................................................................................................................................ 34 Principio de Le Chatelier ................................................................................................................ 34 Por Rubén Eduardo Canales Callejas

R e copila ci ón de Q uími ca |5 Teoría de las Colisiones .................................................................................................................. 34 Equilibrio Químico ............................................................................................................................. 35 Gases................................................................................................................................................. 36 Teoría Cinética Molecular .............................................................................................................. 36 Leyes de los Gases ............................................................................................................................. 37 Química III ............................................................................................................................................. 39 Reacciones y Métodos de Obtención de Compuestos Orgánicos............................................................ 42

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Química 1 Materia: · Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa · Todos los cuerpos están constituidos por partículas · La masa experimenta cambios por lo que requiere energía Energía: Capacidad que tiene un cuerpo para realizar un trabajo.

Leyes de la conservación de la Materia a) Ley de la conservación de la masa: Lavoisier:”la masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma” b) Ley de la conservación de la energía: Mayer:”La energía no puede ser creada ni destruida, pero es susceptible a ser transformada” c) Ley de la conservación de la masa-energía: Einstein: “La masa cuando presenta una velocidad cercana a la de la luz, sufre un incremento y este aumento es directamente proporcional a la energía cinética” E=mc², donde E es la energía en Ergios o Joules, m es la masa en kg o g y c es la velocidad de la luz que su valor es de 300, 000 km/s

Propiedades de la materia · · ·

Generales

· · ·

Propiedades de la materia

· ·

Específicas

·

· Por Rubén Eduardo Canales Callejas

Volumen: Todo cuerpo ocupa un lugar en el espacio, es decir tiene volumen. Masa: Cantidad de materia que tiene un cuerpo Inercia: Oposición que presentan los cuerpos para variar su estado de reposo a movimiento Peso: La atracción que ejerce la tierra hacia su centro sobre los cuerpos en la superficie. Elasticidad: Propiedad de los cuerpos de regresar a su estado original después de aplicarle una fuerza. Impenetrabilidad: Dos cuerpos no pueden ocupar al mismo tiempo el mismo lugar en el espacio Porosidad: Todos los cuerpos presentan espacios entre sus partículas Divisibilidad: Los cuerpos pueden ser reducidos

Físicas: Son las que manifiestan sin cambio en la composición de la masa como: Edo. De agregación, olor, sabor, color, densidad, etc. Químicas: Son las que se refieren al comportamiento de una sustancia frente a otra.

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Estados y Formas de Energía

Potencial

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

Cinetica

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

Energia

Fenómenos Físicos y Químicos Fenómeno: Todo cambio que ocurre en el universo. Fenómeno Físico: Cuando NO se modifica la composición de la materia Fenómeno Químico: Cuando se modifica la composición de la materia

Estados de Agregación de la materia Los estados de agregación de la materia dependen de los espacios entre las partículas de sus cuerpos. Estado Sólido

Líquido

Gaseoso

· · · · · · ·

Descripción Forma y volumen definido Movilidad de las partículas casi nula Alta cohesión entre las partículas Sus partículas presentan movimientos vibratorios Volumen definido Adoptan la forma del recipiente que los contiene Energía cinética y la fuerza de cohesión entre sus partículas, media.

· · ·

No tienen forma ni volumen definido Poseen gran energía cinética Sus partículas presentan movimientos de traslación

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Imagen

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Moléculas y átomos Las sustancias están formadas por moléculas y éstas a su vez por átomos. Molécula: Partícula mas pequeña de una sustancia que podemos separar de un cuerpo sin alterar su composición química. Las propiedades de una molécula están determinadas de por el número, tipo y arreglo de los átomos que la forman. Moléculas de elementos Átomos iguales Moléculas de compuestos Átomos de 2 o más clases

Radioactividad Radioactividad: Consiste en la desintegración espontanea de ciertos átomos. 3 tipos: α (alfa), β (beta) y γ(gama). Tipo de Masa Velocidad Naturaleza carga Radioactividad (uma) de propagación Iones de Helio 4 +2 1/10 de la α velocidad de la luz Electrones 0.00055 -1 250, 000 β km/s Ondas 0 300, 000 0 γ electromagnéticas km/s (vel. De la luz)

Poder de penetración

Poder de ionización

Pequeño

Muy grande

Medio

Medio

Muy Elevado

Muy Bajo

Partículas Subatómicas Características fundamentales de las partículas subatómicas: Nombre

Símbolo

Carga Carga eléctrica (C)

Masa

uma

Protón

p⁺

+1

+1.6 x 10⁻¹⁹

1.673 x 10⁻²⁴

Neutrón Electrón

n e⁻

0 -1

0

1.675 x 10⁻²⁴ 9.11 x 10⁻²⁸

1.00759 Goldstein/ Rutherford 1.00866 Chadwin 0.00054 Thomson

-1.6 x 10⁻¹⁹

Descubierto por:

Se encuentra en: Núcleo Núcleo Corteza del núcleo

Modelos atómicos Átomo: Es la mínima partícula de un elemento que interviene en un fenómeno químico. Elementos: Es una sustancia que no puede descomponerse químicamente en otras mas simples formadas de átomos iguales. Mezcla: Unión física de dos o mas sustancias que conservan sus propiedades. Compuesto: Son sustancias formadas por moléculas de 2 o más clases de átomos, siempre en la misma proporción.

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Empédocles Aristóteles Demócrito Modelo Atómico de:

John Dalton (1766-1844)

Joseph John Thomson(1856- 1940)

Jean-Baptiste Perrin(1870-1942)

Ernest Rutherford(18711937)

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

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

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Ilustración

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Niels Bohr(1885-1962)

Arnold Sommerfeld (1868-1951)

Erwin Schrödinger (1887-1961)

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

Propuso un modelo atómico para explicar la estructura atómica, fundamentando su teoría en la teoría cuántica propuesta por Max Planck(1858-1947) El modelo de Bohr “Cuantizaba” las orbitas para explicar la estabilidad del átomo

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

Basándose en la mecánica cuántica ondulatoria, ampliaron los conocimientos anteriores, lograron una descripción cuántico-relativista del electrón, prediciendo la existencia de la antimateria. En sus ecuaciones aparece el cuarto parámetro con característica cuántica, denominado s, además de los ya conocidos n, l y m.

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Radioactividad Natural Demócrito y Leúcipo: “La materia esta formada por partículas indivisibles llamadas átomos” John Dalton: - Postulados: · La material esta formada por átomos · Los átomos del mismo elemento son iguales entre sí · Los átomos de distintos elementos difieren entre sí · Al combinarse los átomos lo harán en proporciones múltiples… Thomson: Sugirió un modelo atómico donde el átomo era una esfera cargada positivamente y los e⁻ estaban distribuidos uniformemente. Becquerel: 1896, descubrió el fenómeno de la radioactividad (con rayos X)

Modelo Atómico de la mecánica cuántica ondulatoria Erwin Schrödinger: 1926, proporcionó las bases para el nuevo modelo atómico. Fundamentos de la teoría cuántica I. Estados estacionarios de la energía del e⁻ propuestos por Bohr: a. Los e⁻ de los átomos se mueven alrededor del núcleo en orbitales circulares b. Mientras los e⁻ se mueven en los orbitales o niveles de energía, no absorben ni desprenden energía. c. Los e⁻ pueden pasar de un nivel a otro de menor a mayor energía y viceversa. Siempre y cuando absorban o desprendan energía. d. Cuando los e⁻ absorben o desprenden energía lo hacen en can dades unitarias llamadas cuántos. II. Los e⁻ que están en orbitales en estados estacionarios o basal no absorben ni emiten energía III. Un e⁻ puede absorber energía pasando a un nivel superior (estado excitado), pero es inestable así que cuando regresa a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación electromagnética. La naturaleza de la materia De Broglie: “la materia como la luz, presentan un comportamiento dual de Onda y partícula” Principio de Incertidumbre Werner Heisenberg: 1926, “es imposible conocer simultáneamente con exactitud la posición y la velocidad del e⁻” La teoría moderna Supone que el núcleo del átomo esta rodeado por una nube tenue de e⁻, re ene el concepto de niveles estacionarios de energía de Bohr.

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Números Cuánticos Schrödinger: Dedujo una ecuación matemática en donde el e⁻ era tratado en función de su movimiento ondulatorio. 4 parámetros llamados números cuánticos: n, l, m, ms(o también conocido como s) “n” numero cuántico, principal, determina el nivel principal donde se encuentra el e⁻, se relaciona con la distancia promedio del e⁻ al núcleo. Sus valores pueden ser cualquiera del 1, 2, 3, 4, … Nivel Letra Max e⁻

1 K 2

2 L 8

3 M 18

4 N 32

5 O 32

6 P 18

7 Q 8

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

s 0

p 1

d 2

f 3

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

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

Forma de Orbitales: A los orbitales “s” se les asigna una forma esférica, los orbitales “p” tienen una forma parecida.

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

Símbolo

Valores

Representa a:

Aportado por:

“n” “l” “m” “ms” o “s”

1,2,3,4,… 0…n-1 -l…0…l +½ ó -½

Nivel energético Subnivel Orbital Giro del e⁻

Bohr Sommerfield Schrödinger Dyrac y Jordan

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Configuraciones electrónicas Principio de exclusión de Paulie “En un orbital atómico, solo puede haber un máximo de 2 e⁻ de spin opuesto” es decir ningún electrón diferencial puede tener sus 4 números cuánticos iguales a otro. Regla de Hund o de Máxima multiplicidad “En orbitales de igual energía, primero se acomodan los e⁻ de spin “+” y después los de spin “–““ Principio de edificación Progresiva o Regla de Aufbau “Cada nuevo electrón añadido a un átomo, entrará en el orbital disponible de mínima energía”

Regla de las diagonales

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Tabla Periódica Clasificación de los elementos en base a su electrón diferencial Los elementos pueden clasificarse de acuerdo al tipo de orbital en que se encuentra el electrón diferencial. “s” y “p” · Representativos · Transición “d” Electrones de valencia · Transición Interna “f” Son los electrones de los subniveles energéticos, incompletos que pueden participar en los enlaces químicos. Tabla Periódica larga A Mendeleiev se le atribuye la clasificación de los elementos en la tabla periódica, ordenó 63 elementos por su peso atómico y la repetición de ciertas propiedades; la tabla periódica larga es la clasificación de los elementos químicos conocidos actualmente (109) por orden de número atómico y fue propuesta por Alfred Werner. Henry Moseley: Propuso el orden de los elementos de acuerdo a su # atómico. Grupos: Columnas verticales : A: Elementos Representativos B: Elementos de Transición y Transición Interna El grupo es igual al número de e⁻ de valencia Familias: Elementos que se encuentran en el mismo grupo y presentan propiedades físicas y químicas semejantes. IA Metales Alcalinos IIA Metales Alcalino térreos

IV A Fam del carbono V A Fam del Nitrógeno

VIIA Fam de los Halógenos VIIIA Gases Nobles Raros o Inertes

IIIA Fam del Boro

VI A Fam del Oxigeno o Calcógenos Periodos: Son líneas horizontales de la tabla periódica 1…7, Cada periodo representa un nivel energético.

Metales y No Metales Izquierda metales representativos, centro metales de transición interna y transición. Metaloides Son los elementos que están al limite de los metales y no metales y se les llama así por que presentan propiedades de M y NM. B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At Número Atómico (z) Indica el numero de protones que tiene el átomo. Número de masa (A) Es la suma de neutrones y protones en el núcleo del átomo (también llamados nucleones) Isótopos Átomos con el mismo número atómico pero diferente numero de masa

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R e c o p i l a c i ó n d e Q u í m i c a | 16 Peso Atómico El peso o masa atómica es el peso promedio de los átomos de un elemento con respecto al C Propiedades Periódicas de los Elementos Físicas: Punto de fusión, Punto de ebullición, etc.. Químicas: Carácter Metálico, Actividad Metálica, poder oxidante, reductor, combustibilidad, etc.. Atómicas: Radio Atómico, Energía de Ionización, Afinidad electrónica, etc.… Las propiedades atómicas determinan el comportamiento físico y químico delos elementos El átomo es eléctricamente neutro Ión: Cuando un átomo pierde electrones se convierte en un ión positivo, y cuando gana electrones en un ión negativo. Ley Periódica “El comportamiento de los elementos es una función periódica de sus configuraciones electrónicas.” Propiedades Atómicas Propiedad Radio Atómico Valencia Potencial o Energía de Ionización Afinidad Electrónica No. De Oxidación Electronegatividad

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

Antecedentes de la Tabla Periódica Científico Jöns Jakob Berzelius (1779-1848)

Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849)

Alexandre-Émile Beguyer de Chancourtois (18201886)

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Aportación o descripción de su tabla periódica Aportó la diferenciación entre metales y No metales Tomando en consideración las propiedades atómicas, observó la existencia de una relación éntrelos pesos atómicos de los elementos químicamente análogos. Al presentarse elementos semejantes en grupos de 3, observó que la masa atómica del elemento intermedio era igual a la media aritmética de las masas de los elementos extremos; a esto llamó ley de las tríadas. Tituló su trabajo Tornillo Telúrico: Clasificación natural de los cuerpos simples o radicales obtenida por medio de un sistema de clasificación helicoidal y numérica, cuya importantísima conclusión es: “las propiedades de los elementos son las propiedades de los números”

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John Alexander Reina Newlands (1838-1898)

Karl Hendrich (1868)

Julius Lothar Meyer (1830-1895)

Dimitri Ivánovich Mendeleiev (1834-1907)

Alfred Werner (1866-1919)

Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-1915)

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Al disponer los elementos en orden de acuerdo con sus pesos atómicos, observo que 8 de los elementos retirados de un elemento tenían propiedades físicas y químicas similares. Como esta disposición de los elementos era análoga a la escala musical, enunció la ley conocida como Ley de las octavas. Concluyó que las propiedades de los elementos químicos eran función de sus pesos atómicos y que la unidad de materia es tan real como la unidad de fuerza basada en las determinaciones de Pluker Ditscheiner sobra la longitud de onda de distintos espectros de los metales Elaboró un trabajo al que denomino la naturaleza de los elementos químicos como una función de los pesos atómicos. En el Meyer demostró que se podía obtener un sistema natural de los elementos de acuerdo con la magnitud de sus pesos atómicos en una serie sencilla. Además completó su tabla con la famosa grafica de volúmenes atómicos, la cual es una manifestación de la repetición periódica de propiedades tales como la fusibilidad, la volatilidad, la maleabilidad, la fragilidad, entre otras. La clasificación de Mendeleiev se basó principalmente en las propiedades químicas de los elementos, mientras que la de Meyer se basó principalmente en las propiedades físicas. Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de las propiedades de los elementos al incrementarse su peso atómico. Esta tabla periódica ha sido una de las mas utilizadas , incluso actualmente, aunque con unas adaptaciones, sus ventajas son principalmente que fue con una estructura larga que separaba los grupos A y B, y hace coincidir la estructura electrónica de los elementos con su colocación dentro de la tabla Designó un numero atómico para cada elemento, que correspondía a la posición del elemento en el orden numérico que había deducido. Ésta tabla esta basada en los números atómicos eliminó ciertas dificultades que se habían presentado en la tabla periódica basada en los peso atómicos

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

Iónico

Metálico

O electrovalente: Fuerza de atracción electrostática existente entre iones de cargas opuestas. Metal y No metal; 1.7 Paulings o más · Solubles en agua · Buenos conductores de electricidad · Puntos de Fusión y Ebullición elevados Metal y Metal. · Altos puntos de fusión y Ebullición · Tienen Brillo · Maleabilidad · Ductibilidad · Dureza · Tenacidad · Buenos conductores de electricidad y calor

Enlaces interatómicos

Covalente

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

R e c o p i l a c i ó n d e Q u í m i c a | 19 Regla del Octeto Los átomos tienden a completar 8 electrones en su capa de valencia para adquirir la estructura del gas noble más cercano, cediendo, ganando o compartiendo electrones. Formula Desarrollada Nos indica la estructura de la molécula, indicando los enlaces existentes entre sus átomos Formula condensada o molecular: Nos indica el numero y la clase de átomos que forma la molécula Formula electrónica o de Lewis: Indica la distribución de los electrones periféricos en los átomos.

Interacciones Intermoleculares Interacción Puente de Hidrogeno

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

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

Nomenclatura en Química Inorgánica Reglas para escribir las formulas de los compuestos 1. 2. 3. 4. 5.

La suma algebraica de las cargas debe ser igual a 0 Combinar solo Aniones y Cationes En covalente se considera “+” al menos electronegativo y negativo al mas electronegativo El número de átomos se indica con un subíndice Si un radical aparece más de una vez se encierra en paréntesis y se anota el subíndice fuera.

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

Nombre Bromuro Cloruro Hipoclorito Clorito Clorato Perclorato Sulfito Sulfato Óxido Tiosulfato Peróxido

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

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

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

Nombre Hidróxido Nitrito Nitrato Cianuro Tiocianato Nitruro Cromato Dicromato Fosfito Fosfato Arseniato

Nombre Carbonato Hidruro Permanganato Sulfuro Antimoniato Yoduro *1 Hidrógeno Fosfato *2 Di hidrógeno Fosfato *3 Hidrogeno Sulfato *4 Hidrogeno Sulfito *5 Hidrógeno Carbonato

Formula CO₃²⁻ H⁻ MnO₄⁻ S²⁻ SbO₄³⁻ I⁻

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

R e c o p i l a c i ó n d e Q u í m i c a | 20 Nomenclatura de los Anhídridos Se le llama así a la combinación de un NM (No Metal) con el Oxígeno. (Óxidos No metálicos) Iupac o stock Ginebra o Tradicional a) Oxido con prefijo de Mono, Di, Tetra… a) Anteponer anhídrido y terminar según b) Nombre del Metal y su valencia en No. Romano Valencia con Hipo…oso, …oso, …ico, Per…ico a) Dióxido de Azufre SO₂ a) Anhídrido Clórico Cl₂O₅ b) Óxido de Fósforo III P₂O₃ Nomenclatura de los Óxidos Combinación de metal con oxígeno Iupac o stock c) La palabra “Óxido” seguido de la palabra “de” d) Nombre del Metal y su valencia en No. Romano c) Óxido de Fierro II FeO d) Óxido de Fierro III Fe₂O₃

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

Nomenclatura de los Hidróxidos En solución acuosa contienen (OH⁻) Oxhidrilos, Hidroxílos Nomenclatura igual a los Óxidos solo sustituir la palabra óxido por Hidróxido Nomenclatura de los Ácidos Toda sustancia que forma iones H⁺, recibe el nombre de ácido: Hay 2 dis ntos pos de ácidos: Hidrácidos y Oxiácidos. Hidrácidos H + NM à HNM a) La palabra “Ácido” b) Nombre del No metal contraído. c) Terminación …hídrico

HCl(ac)= Ácido Clorhídrico

Oxiácidos Contiene H y O en su molécula además del No metal ( Anhídrido en Agua)

H₂SO₄(ac)= Ácido Sulfúrico a) La palabra “Ácido” b) Nombre del No metal contraído. c) Terminación: Si el metal solo tiene una valencia …ico; si son 2: …ico- mayor, …oso- menor Principales Reacciones de Metales (M) y No Metales (NM) a) M + H₂ à MH b) MO + H₂O à MOH c) NM + H₂ à HNM d) NMO + H₂O à HNMO e) M + O₂ à MO f) M + NM à M-NM g) NM + O₂ à NMO h) M + HNMO à MNMO + H₂ i) M + H₂O à MOH + H j) MOH + HNM à MNM + H₂O

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Química II Clasificación de las reacciones Reacción química: Proceso en el cual 2 o mas sustancias, al interaccionar, forman otras, como consecuencia de la ruptura de algunos y enlaces y formación de nuevos.

Reacciones quimicas

Ecuacion Quimica

Modelo Matematico

Mediante literales AB --> A + B

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

Reactivos

Sustancias a usar

à) (à (↔) (∆) (s) (l) (Z)

Usan simbolos y formulas quimicas

Productos

Sustancias formadas

Símbolos auxiliares Indica el sentido de la reacción (g) Gaseoso La reacción se da en ambos sentidos (ac) Medio acuoso (en agua) Solo se da si se suministra calor (↑) Indica que se desprende un gas Sustancia solida (↓) Indica que un solido precipita Liquido (λν) Luz ultravioleta Electrolisis

Coeficientes: Numero de átomos, moléculas o moles que intervienen en el proceso.

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Tipos de reacción

Sintesis

Analisis o descomposición

Doble descomposición o doble sustitución

Simple sustitución o desplazamiento

Union de 2 o mas sustancias para formar una mas compleja

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

El intercambio de los iones presentes

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

A + B --> AB

AB --> A + B

A⁺B⁻+C⁺D⁻-> A⁺D⁻+C⁺B⁻

A + BC --> AC + B

Balanceo de ecuaciones Condiciones de una ecuación química correcta: · Símbolos y formulas deben estar correctamente escritas. · Deben aparecer moléculas de los elementos y no átomos libres o Gases y halógenos diatómicos: H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂ · La ecuación debe cumplir con la ley de la conservación de la masa, es decir balanceada.

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

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Balanceo por método de oxido- reducción En una reacción redox la oxidación y reducción ocurren al mismo tiempo; depende una de la otra y el número total de electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados por la otra especie en la reducción; es decir en una reacción redox no hay exceso ni deficiencia de electrones. El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida. La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico pierde electrones. La reducción es un cambio químico en el que un átomo o grupo atómico gana electrones. Reglas para balancear por Oxido- Reducción. 1. Se escribe la ecuación 2. Se escriben los numero de oxidación de todos lo átomos participantes en la reacción 3. Se identifican los elementos que cambien su numero de oxidación al efectuarse la reacción, y se determinan el numero de oxidación del oxidado y reducidos. 4. Indican el numero total de electrones cedidos o aceptados. 5. Establecer la ecuación electrónica. 6. Se balancea las ecuaciones electrónicas, igualando el numero de electrones cedidos por el reductor con el numero de electrones aceptados por el oxidante, multiplicado por un factor que iguale la cantidad de electrones cedidos y aceptados. 7. Se escriben los coeficientes de las ecuaciones electrónicas igual. 8. Se termina el ajuste de la ecuación, determinando el valor de los otros coeficientes por tanteo.

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

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Unidades Químicas

Peso atomico Masa Molar

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

•Es el peso atomico de un elemento expresado en gramos

Mol

•Es una unidad de cantidad de particulas. El numero de particulas que lo constituyen se le conoce como numero de Avogadro

Peso Molecular

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

Volumen Molar

•El volumen que ocupa un mol de un gas a CNTP (273 k y 1 atm) es de 22.4 l

Cálculos Químicos Número de Moles por gramo n= moles m= masa en gramos PM= peso molecular del compuesto Número de átomos o moléculas por gramos de sustancias # á ∗ n= moles Na= Número de Avogadro= 6.02 x10²³ Volumen ocupado por N moles de un gas a CNTP CNTP= Condiciones Normales de Temperatura y Presión = 273K, 1 atm o 760 mmHg VT= n * 22.4 l/mol n= moles

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Leyes Ponderales Ley de la conservación de la masa: Lavoisier:”La materia no se crea ni se destruye solo se transforma” Ley de las proporciones constantes Proust:”Cuando 2 o mas elementos se combinan para formar siempre el mismo compuesto, lo hacen en la misma proporción constante y definida” Ley de las proporciones múltiples Dalton: ” Cuando 2 elementos reaccionan y uno de ellos da mas de un compuesto el otro permanece constante y reaccionara en diferencia de números enteros.” (CO, CO₂) Ley de las proporciones recíprocas. Richter-Wenzel: “Cuando 2 sustancias reaccionan por separado con un 3ro al reaccionar entre si lo harán en la misma proporción”

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

Determinación de la fórmula de un compuesto Elemento

%

P.A.

Fe O

77.7 22.3

56 16

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77.7/56 22.3/16

mol

Relación

Subíndice

1.38 1.39

1.38/1.38 1.39/1.38

1 1

Formula mínima FeO

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Soluciones Soluciones Empíricas

Solución Soluto Solvente

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

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

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

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

Soluciones Empíricas

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

R e c o p i l a c i ó n d e Q u í m i c a | 28 Soluciones Valoradas Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación del soluto y el solvente en una solución o concentración de la misma.

Porcentuales: %

%

100% ó

=

=

Normalidad:

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∗ 100% ó =

Molaridad:

Molalidad:

%

ó

=

%

Soluciones Valoradas

∗

=

=

#

=

#

.

=

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Ácidos y Bases

En agua sabor amargo

En agua sabro agrio

Reacciona con metales activos

Acidos

Tiñe de rojo al tornasol azul

Tiene aspecto jabonoso

Bases

Neutraliza acidos

Neutraliza bases

Disociación: Separación de Iones que existen en una sustancia que presenta enlace iónico cuando se encuentra en solución acuosa. K⁺Cl⁻(ac)à K⁺ + Cl⁻

Teoría Arrenhius

Brönsted-Lowry* Lewis

Tiñe de azul al tornasol rojo

Ionización: Es la formación de iones de las sustancias que presentan enlaces covalentes, al encontrarse en solución acuosa. HCl(ac) à H⁺ + Cl⁻

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

Ejemplo HCl(ac) à H⁺ + Cl⁻ NaOH(ac)àNa⁺ + OH⁻

H2O + NH3 à OH⁻+ NH4⁺ BF3 + F à BF4⁻

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

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

Clasificación de Ácidos y Bases

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

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

KOH, NaOH, Ba(OH)₂

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Acido debil Es un acido que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentracion de iones [H] de la sol. relativamente baja CH₃-COOH, H₂CO₃, H₂S, HNO₂

Base debil Es una base que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentracion de iones [OH] de la sol. relativamente baja NH₄OH, Fe(OH)₂, Al(OH)₃

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Neutralización Arrenhius: Cuando se combinan cantidades equivalentes de un ácido y una base para formar sal y agua. Esta solución no es ácida ni básica, sino neutra. HA + MOH à MA + H₂O HCl + NaOHà NaCl + H₂O Titulación o Valoración Este método sirve para determinar volumétricamente la concentración de una sustancia específica en una solución, añadiendo una solución de concentración conocida hasta que la reacción sea completa; esto se indica usualmente por un cambio de color en un indicador o por mediciones eléctricas. En las titulaciones ácido-base se mide una solución de un acido y se agrega gota a gota una solución de una base hasta que se neutraliza exactamente. #peq.g.ac=#peq.g.base # ∴ N*V = #peq.g NacVac = NbVb Hidrólisis Es una reacción química donde el agua actúa sobre una sustancia para romperla, formando sustancias nuevas. Algunas sales se hidrolizan para formar el ácido y la base que los formo. Esto es, la hidrólisis es la reacción contraria a la neutralización. Para que una sal pueda hidrolizarse, es necesario que sea producto de la reacción un acido fuerte y base fuerte, o acido débil y base débil para dar reacciones neutras. AF + BF à solución neutra AD + BD à solución neutra AD + BF à solución básica AF + BD à solución ácida

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Termoquímica Leyes y variables de la termodinámica Termoquímica: Es la rama de la química que trata de la energía calorífica que interviene en una reacción y constituye parte de la termodinámica. Calor: Es una forma de energía y se define como la energía cinética total de las partículas de un cuerpo. Temperatura: Es la medida de la energía de la energía cinética media de las partículas que constituyen un cuerpo. Termodinámica: Es la rama de la fisicoquímica que estudia los cambios energéticos de un sistema y se basa en 2 principios. Primera ley de la termodinámica La energía no puede ser creada ni destruida ni destruida sino solo es susceptible de ser transformada. Segunda ley de la termodinámica Establece que de un proceso natural que comienza en un estado de equilibrio y termina en otro, se desarrollara en el sentido que haga que aumente la entropía en el universo. Las principales variables de la termodinámica son: Presión, volumen, temperatura y energía. 1 Cal = 4.184 Joules 1 kCal = 1000 Cal

Cantidad de calor Capacidad calorífica: Es la cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de un cuerpo en un grado centígrado. Caloría: Es la unidad calor y se define como la cantidad de calor requerido para elevar un grado centígrado la temperatura de un gramo de agua. Calor específico: (Ce) es la cantidad de calorías necesarias para aumentar un grado centígrado la temperatura de un gramo de una sustancia C= mCe Capacidad calorífica molar (Cm): Se define como el numero de calorías necesarias para aumentar la temperatura de una mol de una sustancia en un grado centígrado. Cm = PM*Ce Calor cedido o absorbido: El calor cedido o absorbido por un cuerpo al experimentar una variación por la temperatura, esta dado por: Q = m*Ce*∆T Calor de reacción: Es la cantidad de calor transferido durante una reacción

∆H= ∆Hprod - ∆Hreact

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

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

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

R e c o p i l a c i ó n d e Q u í m i c a | 33 Ley de Hess El calor liberado o absorbido en cualquier cambio químico es igual si se realiza en un solo paso que si se realiza en varios pasos solo depende de los estados final e inicial. ∆

=

¿Cómo calcular los calores de reacción? · Utilizar reacciones termoquímicas · Balancear las ecuaciones · Indicar la cantidad de calor absorbido o cedido durante la reacción, mediante los calores de formación determinados a 25°c · Indicar el estado físico de los reactantes y los productos.

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∆

˚

−

∆

˚

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

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

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

Teoría de las Colisiones Para que una reacción química se realice, se supone que chocan entre si las moléculas, estos choques producen la formación de otros nuevos enlaces por el rompimiento de unos. Durante la colisión hay transferencia de energía, pero no toda colisión produce una reacción. Los factores que afectan una reacción son:

Concentracion de los reactivos

Temperatura

Naturaleza de los reactivos

Catalizadores

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

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Equilibrio Químico Algunos procesos químicos reversibles alcanzan un estado de equilibrio cuando se efectúan en un sistema cerrado a temperatura constante. Un estado de equilibrio se define como la condición de un sistema donde la velocidad de los procesos opuestos es igual. Cualquier cambio que experimente una especie química en equilibrio que afecte la velocidad de reacción, va a modificar la constante de equilibrio. Una constante de equilibrio es la relación que se establece entre la constante de la velocidad de reacción a la derecha y la constante de velocidad de la reacción a la izquierda, para un sistema dado en equilibrio. En la expresión matemática de la ley de equilibrio químico el numerador es el producto de las concentraciones de las sustancias en equilibrio, cada una elevada a una potencia igual a su coeficiente; el denominador es el producto de las concentraciones en equilibrio de los reactantes, cada uno elevado a una potencia igual a su coeficiente:

aA (g) + bB (g) à cC (g) + dD (g) Entonces la constante de equilibrio es igual a: ^ ∗ ^ ^ ∗ ^ Donde: “^” es elevado a la … = [C]c Experimentalmente se a observado que los principales factores que afectan el equilibrio químico son:

Temperatura

Concentración

Presion

Temperatura Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazara en sentido de la reacción endotérmica, ya que, al absorber ésta calor, el incremento de temperatura aplicado se contrarrestará en parte. Concentración Al aumentar la concentración de algunas sustancias de un sistema en equilibrio, éste se desplazará hacia la reacción que tienda a disminuir dicho aumento, esto es, predominara la reacción que consuma la sustancia añadida, hasta que se restablezca nuevamente el equilibrio. Presión Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, éste se desplazara en sentido que tienda a disminuir la presión, es decir, según la reacción en que se formen menor numero de moléculas, ocupando en consecuencia las sustancias producidas un menor volumen. Obviamente una disminución en cualquiera de los factores antes mencionados en un sistema en equilibrio provocara un cambio opuesto. ES CONVENIENTE ACLARAR QUE LOS CATALIZADORES NO AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO, pero si las velocidades de las dos reacciones opuestas.

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

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

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• Unidades: • 1L= 1000ml • 1ml=1cm3

• Unidades: • k= co+ 273

Volumen

Temperatura

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Leyes de los Gases Las leyes de los gases predicen las propiedades de volúmen, temperatura y presión de los gases. Estas propiedades se relacionan mediante la siguiente formula: =

ß Ley general del estado gaseoso donde:

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

Gay-Lussac:

}

Charles:

= =

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

En cada una de las leyes postulados la falta de una variable (P, V o T) se debe a que para que esa relación se lleve a cabo se necesita que la misma sea constante es decir: para que la ley de Boyle se de requiere de que la temperatura sea constante, y asi con cada una de ellas según la propiedad faltante. Por lo que se puede llegar a esta conclusión: = Donde la K se refiere a que es una constante. Por lo que tenemos que (P1V1)/T1 =(P2V2)/T2 *en todos los casos los subíndices hacen referencia a la propiedad pero en un distinto momento es decir con un cambio. ** La temperatura siempre es usada en unidades absolutas, es decir, en kelvin

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Química III Por: Ing. Carlos Rafael Villar Nava Ligera introducción a Química Orgánica

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Reacciones y Métodos de Obtención de Compuestos Orgánicos

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Bibliografía Química I, María Cortés Gómez-Esmeralda Cortez Monroy-María de Consuelo Hernández MartínezMartín López Caballo-Reyna Moreno Mercado-Eugenia Rivera Villagrán, Ed. Dgeti Química II, Esperanza Cisneros Montes de Oca, Ed. Dgeti, México DF Química III, Esperanza Cisneros Montes de Oca, Ed. Dgeti, México DF Clases Impartidas por L. Químico René Escobar en el Verano del año 2007

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Olimpiada Mexicana de Química http://www.amc.unam.mx/ http://depa.pquim.unam.mx/olimpiada/ La Olimpiada Mexicana de Química se lleva acabo cada año en una diferente entidad federativa en México. El dia de registro los participantes se registren al nivel A o al nivel B dependiendo de su nivel de experiencia y conocimiento. Usualmente los estudiantes registrados en el nivel A son aquellos que ya han participado anteriormente en la Olimpiada Mexicana de Química. SIn embargo en algunos estados es opcional si el estudiante está en el último año de su preparatoria. Los estudiantes de nivel A reciben preguntas acerca de química orgánica en sus exámenes teóricos y prácticos. Los estudiantes del nivel B reciben preguntas relacionadas con química inorgánica, analítica y fisicoquímica. Es mejor prepararse para el nivel A puesto que en el examen para obtener la preselección de México existen muchas preguntas relacionadas a orgánica, además de las áreas normales para el nivel B. El concurso nacional se realiza en tres días de exámenes. El primer día se aplican 3 exámenes teóricos a los participantes. En base a los resultados de estos exámenes se seleccionan a los primeros 60 lugares en nivel A, y en Nivel B. Estos estudiantes participan el segundo día de la Olimpiada en la etapa experimental, que consiste en 3 prácticas en las áreas de química orgánica, analítica e inorgánica, dependiendo del nivel de los concursantes. En el tercer día, se aplica el examen de nivel internacional a todos los participantes, que tiene como objetivo únicamente elegir a la preselección nacional, conformada por los 15 mejores estudiantes. Los resultados de este examen no interviene con la distribución de las medallas olímpicas nacionales. Una vez obtenida la preselección nacional reciben 2 o 3 semanas de capacitación en la UNAM y les aplican mas exámenes para elegir a los primeros 6 lugares, 4 titulares y 2 suplentes que representaran a México en la Olimpiada Internacional y en la Iberoamericana, que se celebran en diferentes países cada año. Esta preselección se vuelve a reunir para elegir a los cuatro integrantes que participarán en la olimpiada iberoamericana de Química. Es borrón y cuenta nueva para los 15 participantes. A veces a los delegados nacionales se les ocurre que si vas a una internacional no puedes ir a la Iberoamericana para dar oportunidad a más personas, pero se discute cada año Algo curioso de la Olimpiada de Química es precisamente esta división entre medallistas nacionales y la preselección internacional. Es posible ser medallista de oro en la Olimpiada Mexicana de Química y no ser preseleccionado para la Olimpiada internacional. Así mismo existe también la posibilidad de que algún participante asista a la Olimpiada Internacional de Química sin ser medallista nacional.

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

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

Finalmente: 9. Las olimpiadas no son un trabajo fácil y no te decimos esto con la intención de asustarte si no de ser francos contigo. Hay que leer mucho y prepararse. En algunos países lo único que hacen en todo el año es prepararse para esta competición, un ejemplo claro es China. Pero no hay que olvidar que con trabajo duro vienen las recompensas, una de ellas es que prácticamente en cualquier universidad te aceptarán si obtienes una medalla en la internacional.

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

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R e c o p i l a c i ó n d e Q u í m i c a | 57 Propiedades analíticas de elementos (color a la flama, solubilidad en agua, reactividad química, etc.).

Nivel A Reacciones, síntesis y nomenclatura de: Alcanos. Alquenos. Alquinos Halogenuros de alquilo. Alcoholes y fenoles.. Aldehídos y cetonas. Ácidos carboxílicos. Aminas. Propiedades y nomenclatura: Aminoácidos. Proteínas. Ácidos grasos y grasas. Carbohidratos. Glucosa y fructosa. El temario más detallado lo encontraras en el siguiente link: Temario de

Olimpiada de Química

Bibliografía Se recomienda leer al menos el Chang de química general y el Wade de Química orgánica. Si quieres ser candidato a medalla en la nacional o en la internacional tendrás que leer al menos un libro de cada columna. Si quieres ser candidato a medalla en la internacional tendrás que consultar al menos dos libros, y no se te olvide buscar un laboratorio donde hacer experimentos. Las olimpiadas no son un trabajo fácil, lo sentimos, hay que trabajar duro y leer mucho. La intención no es asustarte pero hacerte saber que hay mucho países en el mundo que lo único que hacen en todo el año es prepararse para esto, un ejemplo claro es China. A continuación te presentamos una tabla con columnas correspondientes a cada área de la química y la correspondiente sugerencia del libro adecuado para cada nivel de la competencia. No es necesario que abarques todo, pero es una buena guía para saber qué consultar. Notas: 1 2 3 4

Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Regional Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Estatal Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Nacional Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Preselección, Internacional o Iberoamericano Se recomiendan como material de consulta para temas específicos o para la carrera jajajaja 5 :) * No es necesario leer todos para cada nivel, sólo son los recomendados para consultar. ** Si en una categoría vienen más de 1 es para que se tengan opciones Son libros que se recomiendan

Por Rubén Eduardo Canales Callejas

R e c o p i l a c i ó n d e Q u í m i c a | 58

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Química General

Problemas

Química Organica

Química Inorganica

Química Analitica

Fisicoquímica

Bioquímica

1 Química Orgánica. Solomons. Editorial Limusa

Química General. Chang,R. Mc Graw Hill 2

Química General. Whitten, KW. Mc Graw Hill

Problemas en Química. Lopez Cancio, JA. Pritence Hall

Química Orgánica. Wade. Editorial Limusa Química Orgánica. Mcmurry. Mc Graw Hill

3

Química Inorgánica Descriptiva. RaynerCanham. Pretince Hall

Fisicoquímica. Levine, Ira. Mc Graw Hill. (2 tomos) Soluciones Biochemistry. Acuosas y no Physical Voet & Acuosas. Chemistry. Voet. Charlot, Gaston. Atkins, Peter. John Wiley & Torasy Masson, Oxford. Sons Inc s. a.

4 Problemas preparatorios de las ICHOs

Inorganic Chemistry. Miessler GL. Pearson Education Fisicoquímica. Castellan. Wiley Bioquimica. Stryer, L. Editorial Reverte.

5 Química Analítica. Skoog Westh. Mc Graw Hill

De: http://groups.google.com.mx/group/olimpiadas_ciencia_mexico/web/olimpiada-de-qumica

Por Rubén Eduardo Canales Callejas