QUÍMICA - UBA/CBC
Cátedra Bruno - Di Risio
GUÍAS DE ESTUDIO
Serie 2:
Materia, átomos y moléculas.
Estados de agregación de la materia → sólido, líquido y gaseoso.
Teoría Cinética de la Materia: cualquier sistema material está formado por partículas
microscópicas. Lo que diferencia los distintos estados de agregación es la mayor o
menor capacidad de movimiento que presentan esas partículas constituyentes.
SÓLIDO
LÍQUIDO
GASEOSO
Posiciones fijas
Unidas por intensas
fuerzas de cohesión.
Las fuerzas de cohesión
son menos intensas pero
suficientes para que las
partículas no pierdan el
contacto.
Pueden moverse.
Las fuerzas de cohesión son
muy débiles.
Las partículas se mueven
independientemente unas
de otras, con total libertad y
en cualquier dirección.
Los procesos en los que una sustancia cambia de estado son:
Del estado sólido al estado gaseoso
también se lo conoce como
Volatilización.
Propiedad intensiva: no dependen de la cantidad de materia que posee un cuerpo y
permiten diferenciar sustancias.
➔ Solubilidad, dureza, pto de fusión, pto de ebullición, densidad y elasticidad.
Propiedad extensiva:son aquellas que sí dependen de la masa y que al mismo tiempo no
permiten diferenciar sustancias.
➔ Masa, peso y volumen.
Sistema heterogéneo:presentan distintas propiedades en las diferentes partes
del sistema. Ej: agua y aceite.
Sistema homogéneo: tienen la misma composición y las mismas propiedades en
cualquier porción del sistema. Ej: agua y alcohol
El S. homogéneo tiene una fase y puede ser:
Solución:
son sistemas que pueden fraccionarse en componentes más sencillos.
Sustancia pura: es un componente con una composición constante y definida.
➔ Sustancia simple:formada por átomos o moléculas de un solo elemento químico.(C )2
➔ Sustancia compuesta:Los elementos químicos de la tabla periódica se pueden
combinar entre sí. (H2O)
Porcentaje en masa: expresa los gramos de soluto en 100 gramos de disolución.
Composición centesimal de una mezcla: Esté indica el porcentaje en masa, de cada
elemento que forma parte de un compuesto.
Teoría Atómico-Molecular:explica que las sustancias que existen en la naturaleza se
forman de átomos y que unas sustancias se transforman en otras. Como resultados de
reacciones químicas, o sea, a causa del movimiento de los átomos.
➔ Átomo:unidad más pequeña de la materia,tiene propiedades de un elemento químico
➔ Molécula:agrupación definida y ordenada de átomos
Fórmula empírica (o mínima): representación más sencilla de un compuesto, representa
los átomos que forman un compuesto químico sin atender a su estructura
Fórmula molecular: fórmula química que expresa el número real de átomos que forman
una molécula . (C6H6 → CH)
Serie 3:
Estructura Atómica:
Partículas subatómicas:
➔ Protones: carga positiva, masa 1 uma (1,661 x 10^-24 g)
➔ Neutrones: carga neutra, masa 1 uma (1,661 x 10^-24 g)
➔ Electrones: carga negativa, masa 0 uma (
9,109 x 10^-28 g)
El átomo se compone en su mayor parte de vacío, con un núcleo en el que
se concentra el mayor porcentaje de su masa (protones y neutrones), y otras
partículas más (los electrones) girando a su alrededor en órbitas.
Relación aproximada entre el tamaño del núcleo y el tamaño del átomo:
El núcleo es unas 10000 veces más pequeño que el átomo:
𝑇 Á𝑇𝑂𝑀𝑂
𝑇 𝑁Ú𝐶𝐿𝐸𝑂
=
10
5
1
La densidad del núcleo comparada con la densidad del átomo:
La densidad del núcleo es unas veces mayor que la de su entorno de electrones.10
21
→ los electrones tienen una masa “despreciable”
𝑚𝑝+
𝑚𝑒−
= 1835
Número atómico (Z):número total de protones que tiene cada átomo 𝑥
𝑧
Número másico (A): suma de protones y de neutrones del núcleo de un átomo. 𝑥
𝐴
Nucleido (Z AM): átomos que poseen el mismo número atómico y el mismo número másico.
¿Cuándo dos o más nucleidos son isótopos entre sí? ¿Cuándo son isóbaros?
➔ isótopos:átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente
de neutrones (difieren en número másico)
➔ isóbaros: átomos con el mismo número másico, pero diferente número atómico.
Ion:partículas que tienen una carga eléctrica (un átomo gana o pierde electrones)
➔ Catión: 1 carga positiva (se pierde un electrón)
➔ Anión: 1 carga negativa (se gana 1 electrón)
Unidad para expresar la masa atómica (ma):
1 Uma → 1,661 x gramos → 1,661 x Kilogramos10
−24
10
−27
Masa promedio de los átomos de un elemento:
𝑀𝑎 =
(𝑚𝑎𝑡 1 𝑥 % 𝑑𝑒 𝑎𝑏𝑢𝑛𝑑𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 1) + (𝑚𝑎𝑡 2 𝑥 % 𝑑𝑒 𝑎𝑏𝑢𝑛𝑑𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 2)
100
Estructura Electrónica:
Modelo de Bohr:
1. Los protones se encuentran en un volumen muy pequeño comparado con el tamaño
del átomo y contienen la mayor parte de la masa del átomo.
2. Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo en órbitas
circulares.
3. Los electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño y energía
establecidos. Por lo tanto, no existen en un estado intermedio entre las órbitas.
4. La energía de la órbita está relacionada con su tamaño. La energía más baja se
encuentra en la órbita más pequeña. Cuanto más lejos esté el nivel de energía del
núcleo, mayor será la energía que tiene.
5. Los niveles de energía tienen diferentes números de electrones. Cuanto menor sea
el nivel de energía, menor será la cantidad de electrones que contenga, por ejemplo,
el nivel 1 contiene hasta 2 electrones, el nivel 2 contiene hasta 8 electrones…
6. La energía se absorbe o se emite cuando un electrón se mueve de una órbita a otra.
Modelo orbital:. Se denomina orbital a una zona del espacio donde hay una gran
probabilidad de encontrar al electrón.
Números cuánticos →valores numéricos que indican las características de los electrones.
Nivel electrónico: el nivel de energía que posee cada capa de electrones en un átomo
Orbitales atómicos:son las 7 órbitas en
donde pueden situarse los electrones
(con subniveles s,p,d,f), cada una de ella
cuenta con un nivel de energía
determinado:
Orden creciente de energía orbital: 1s - 2s, 2p - 3s, 3p, 3d - 4s, 4p, 4d - 5s, 5p - 6s ….
➔ Configuración electrónica (CE):manera en la cual los electrones se estructuran en un
átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas. (Na(11)= 1s, 2s, 2p, 3s)
➔ Configuración electrónica externa (CEE): en base a la CE es la siguiente:
● s o p (representativos): e del último nivel
● d (de transición): último s y d del nivel anterior.
● f (de transición interna): el s de mayor e y todos los niveles anteriores sig.
Orden de “ocupación” de los diferentes orbitales:
¿se efectúa siempre en sentido creciente de la energía orbital?
No se efectúa en orden creciente ya que sigue el modelo de las
diagonales. Es decir que:
1s - 2s, 2p - 3s, 3p,4s - 3d, 4p, 5s - 4d, 5p - 6s ….
Tabla Periódica:
1 Casillero de la Tabla Periódica:
Puedo obtener: El nombre del elemento, el símbolo, el N° atómico, la masa atómica, la
electronegatividad, el estado de oxidación, la E de ionización y la configuración electrónica.
La masa atómica se informa como el promedio entre todos los
átomos de este elemento en la naturaleza.
Las configuraciones electrónicas se presentan como el gas
noble anterior + los e restantes: N: [He] ,2𝑠
2
2𝑝
3
Al escribirla de esta forma la CE no coincide necesariamente
con la regla de las diagonales ya que se ordenan por nivel de
energía. (1,2,3…)
Relación entre la configuración electrónica y la ubicación de un
elemento en la Tabla Periódica.: la CEE presenta las propiedades
químicas de un elemento así como el grupo y el periodo.
● Grupo 1 y 2 (s): CEE coincide con con los e.
● Grupo 3 a 12 (d): CEE coincide con los e.
● Grupo 13 a 18 (p): coincide con los e de la CEE +10
GRUPO:Las 18 columnas verticales conforman los conocidos como grupos de la tabla
periódica y son elementos que tienden a tener propiedades químicas similares.
Grupos principales:
➔ Grupo 1: metales alcalinos
➔ Grupo 2: metales alcalinotérreos
➔ Grupo 17: halógenos
➔ Grupo 18: gases nobles
PERÍODO: 7 filas - los periodos que vienen dados por las 7 capas o niveles de energía K, L,
M, N, O, P, Q. El periodo que ocupa un elemento coincide con su última capa electrónica.
Los elementos situados en un mismo periodo tienen propiedades diferentes, pero masas
atómicas parecidas.
Metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.
Metales alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
Grupo del nitrógeno (pnictógenos): N, P, As, Sb, Bi.
Grupo de los calcógenos: O, S, Se, Te, Po.
Grupo de los halógenos: F, Cl, Br, I, At.
Grupo de los gases nobles:He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
El carácter metálico de los elementos se refiere a su
capacidad para perder electrones, es decir, para oxidarse,
formando así cationes. (cuanto mayor sea el radio, menos
atraídos van a estar los electrones).
Carga nuclear efectiva (Efecto pantalla): es la carga positiva neta experimentada por un
electrón en un átomo polielectrónico. El término "efectiva" se usa porque el efecto pantalla
de los electrones más cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitales superiores
experimenten la carga nuclear completa.
Período: Grupo:
Li: 2-1 Li: 2-1
Na: 2-8-1 Be: 2-2
K: 2-8-8-1 B: 2-3
En un mismo nivel hay + atracción, el radio se achica
(-posibilidad de perder e)
Energía de primera ionización:es la energía que hay que
suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado
fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido.
Radio atómico: identifica la distancia media entre dos núcleos, de un mismo elemento
enlazados entre sí. Por medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomo
Rat= d/2
¿Por qué la energía de primera ionización y el radio atómico son, entre muchas otras,
propiedades periódicas de los átomos de los elementos?
Al aumentar el número atómico de los elementos de un mismo período, se incrementa la
atracción nuclear sobre el electrón más externo, ya que disminuye el radio atómico y
aumenta la carga nuclear efectiva sobre él. Por ello en un período, al aumentar el número
atómico, se hace mayor la energía de ionización.
Serie 4
Enlaces y compuestos químicos, estructura tridimensional e interacciones
intermoleculares
Electronegatividad:es la fuerza, el poder de un átomo de
atraer a los electrones hacia sí.
Enlace iónico: Es un tipo de enlace químico que ocurre cuando un
átomo cede un electrón al otro, a fin de que ambos alcancen
estabilidad electrónica. Normalmente se produce entre elementos
metales y no metales con diferente electronegatividad, lo que significa
que los elementos tienen diferente capacidad para atraer electrones.
En general, los elementos metales están dispuestos a donar un electrón mientras que los no
metales están dispuestos a tomarlo.
Enlace covalente: Es una fuerza que une a dos átomos de elementos
no metálicos para formar una molécula. Lo fundamental en esa unión
es el hecho de que los átomos comparten pares de electrones de su
capa más superficial para lograr la estabilidad de la molécula que se
ha formado con el enlace.
Pueden ser simples, dobles o triples, según la cantidad de electrones
que comparten.
Enlace metálico:Es un enlace químico que mantiene unidos los
átomos de los metales entre sí.Estos átomos se agrupan de forma
muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy
compactas.
● Polaridad de enlace:se da cuando existe una distribución asimétrica de la nube
electrónica del enlace ya que ambos átomos tienen distinta electronegatividad.
Ej: HBr → densidad de carga negativa sobre el Br delta(-),
densidad de carga positiva sobre el hidrógeno delta(+)
● Momento dipolar de enlace: es el producto de delta (densidad de carga) por la
distancia que separa los núcleos atómicos de los dos átomos del
enlace. Este sirve para caracterizar el dipolo eléctrico que se genera
en el enlace (dos polos de signo contrario)
Modelo de enlace de Lewis: Se trata de una representación donde
de manera gráfica se indican cuáles son los enlaces que hay en una
molécula entre sus átomos y los pares de electrones solitarios que la
componen también para llegar a una estabilidad.
➔ regla del octeto:los elementos del sistema periódico tienen la
tendencia a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8
electrones, de tal forma que adquieren una configuración muy estable
Estado de oxidación:es un indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte
de un compuesto u otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que
el átomo tendría si todos sus enlaces con elementos distintos fueran 100 % iónicos.
Representación:
Compuestos Binarios
ÓXIDO: el oxígeno con estado de oxidacion -2
● óxidos covalentes (con un no metal) → → ej: Na 2 O (óxido de sodio)
𝑋
𝑎
𝑂
𝑏
● óxidos iónicos (con un metal) → → ej: FeO (óxido de hierro II)𝑀𝑒
𝑎
𝑂
𝑏
HIDRÓGENO:
● HIDRUROS METÁLICOS: Hidrógeno (-1) → Me → forman uniones iónicas𝐻
𝑎
ej: FeH2 (hidruro de hierro II) - uro porque no tiene oxígeno y menor estado de ox.
● NO METALUROS DE HIDRÓGENO: Hidrogeno (+1) → X → uniones covalentes.𝐻
𝑎
(G15: -3 ) hidracidos: (G16: -2 - G17: -1)
ej: H2S (Sulfuro de hidrógeno) - NH3 (amoniaco)
SALES BINARIAS: metal + no metal → forman uniones iónicas → (el estado de𝑀𝑒
𝑎
𝑋
𝑏
oxidación del no metal es -) ej: Fe2S3 (sulfuro de hierro III)
Compuestos Ternarios:
HIDRÓXIDOS: Me → uniones iónicas (Me: cation , OH: anion (-1)) a:coincide con el(𝑂𝐻)
𝑎
estado de oxidación del metal. ej: Na(OH) → hidróxido de sodio
OXOÁCIDOS: → uniones covalentes (si X es impar a:1 - si X es par a:2)
𝐻
𝑎
𝑋𝑂
𝑏
(G14: +4 - G 15:+3 +5 - G 16: +4 +6 - G17: +1 (hipo-oso) +3 (oso) +5 (ico) +7 (per-ico)
ej: HNO3 (ácido nítrico) - H2SO3 (ácido sulfuroso)
Forman OXOANIONES : y𝑋𝑂
𝑏
1−
𝑋𝑂
𝑏
2−
Estado de oxidación de X → menor (ITO) mayor (ATO).ej: (CLO4) Anión perclorato.
1−
OXOSALES: → uniones iónicas (Me: catión , XO: anión)𝑀𝑒
𝑐
(𝑋𝑂
𝑏
)
𝑎
ej: Fe → nitrito de hierro III (menor oxidación del no metal y oxidación del metal)
(𝑁𝑂
2
)
3
HIDROGENOSALES: Me → uniones iónicas (a: coincide con la oxidación del metal)
(𝐻𝑋)
𝑎
ej: Na(HS) → hidrogenosulfuro de sodio (HS vale -1 y Na +1)
Compuestos Cuaternarios:
HIDRÓGENO OXOSALES: 𝑀𝑒
𝑎
(𝐻
𝑐
𝑋𝑂
𝑏
)
𝑓
ej: Cu (HSO3)2 → hidrógeno sulfito de cobre II
Teoría De Repulsión entre Pares de Electrones de Valencia (TRePEV):es un modelo
usado en química para predecir la forma de las moléculas o iones poliatómicos.
❖ La geometría molecular depende de los pares electrónicos de valencia que rodean al
átomo central.
❖ La distribución espacial de dichos pares de electrones es aquella
que corresponde a la mayor distancia para que la repulsión sea
mínima.
❖ De los pares de electrones que rodean al átomo central aquellos
que no están involucrados directamente en el enlace ejercen
mayor repulsión que los correspondientes o involucrados en el
enlace.
❖ Desde el punto de vista de la geometría molecular se considera equivalente a un par
de electrones a cualquier enlace covalente.
Geometría molecular: lineal, angular, triangular, piramidal o tetraédrica.
Polaridad de una molécula:Cada enlace compuesto por átomos diferentes genera un vector
dipolo, el cual apunta hacia el átomo más electronegativo. Una molécula
tendrá tantos vectores como enlaces covalentes tenga. Si los vectores no
se anulan, entonces la molécula será polar.
Interacciones intermoleculares: fuerzas atractivas y repulsivas que se dan entre las
moléculas de la materia debido, por lo general, a la presencia y distribución de sus
electrones (polaridad).
➔ Fuerza de London: se generan cuando un dipolo induce
un dipolo en una molécula apolar, por lo que son
interacciones que ocurren entre moléculas polares y
apolares. Luego este dipolo inducido podrá interactuar
con otro dipolo.
El dipolo instantáneo depende de el numero de
electrones y el numero de atomos- polarizabilidad
➔ Dipolo- dipolo: fuerzas entre dos dipolos permanentes,
conocidas como fuerzas de Keesom. Estas interacciones
ocurren entre moléculas polares, que tienen un polo
positivo (densidad de carga 𝛿+) y uno negativo (densidad
de carga 𝛿–), por lo que el polo positivo interactúa con el
negativo
➔ Puentes de hidrógeno:cuando en un compuesto químico
un átomo de hidrógeno se enlaza con otro fuertemente
electronegativo, como nitrógeno, oxígeno o flúor.
Esto le deja al hidrógeno una leve carga electropositiva
parcial, lo suficiente como para interactuar nuevamente
con otros átomos electronegativos (los mismos N, O y F)
de otra molécula, haciendo de puente o enlace entre las dos.
Estos enlaces serán más fuertes mientras más electronegativo sea el átomo
enlazado con hidrógeno.
El punto de ebullición: Depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las
fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es
covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente
—dipolo inducido o puentes de hidrógeno).
Este se incrementa para moléculas polares de masa similar, cuando se incrementa el
momento dipolar.
Solubilidad
● Mutua:Afinidad entre los dipolos de las moleculas.La polaridad
determina si una sustancia es soluble o no es soluble en agua. Las
sustancias que no contienen ningún polo se llaman sustancias no
polares. El aceite es no polar y no se disuelven en agua.
● De compuestos iónicos en agua:Un compuesto iónico será soluble
en agua solo si el proceso global es favorable, es decir, si la
solvatación de los iones compensa la energía necesaria para separar
los iones del cristal. Cuanto más estable sea el compuesto (mayor
sea su energía de red) más difícil será disolverlo.
Ej: NaCl → afinidad entre los dipolos de las moléculas.
Propiedades de las sustancias
❖ Enlaces iónicos:
➢ Altos puntos de fusión y ebullición. Son sólidos a temperatura ambiente.
➢ Solubles en disolventes polares, al estar formados por iones.
➢ No conducen la electricidad en estado sólido, ya que sus cargas están fijas en la red
cristalina, pero sí lo hacen en disolución o fundidos debido a que en estos casos los
iones sí se pueden mover.
➢ Son duros, al ser fuerte la atracción entre iones, y frágiles, debido a las repulsiones
que aparecen al desplazarse una capa sobre otra.
❖ Enlaces covalentes:
➢ Tienen puntos de fusión y ebullición bajos debido a que las fuerzas entre las
moléculas son débiles, siendo mayores cuando aumenta la polaridad.
➢ No conducen la electricidad ya que no hay cargas ni electrones libres.
➢ Se disuelven en sustancias con su misma polaridad, es decir, si es apolar en
disolventes apolares y en polares cuando sea polar
❖ Enlaces metálicos:
➢ Tienen altos puntos de fusión y ebullición siendo sólidos a temperatura ambiente, a
excepción del mercurio.
➢ Presentan un brillo metálico.
➢ No se disuelven con facilidad .
➢ Conducen muy bien la electricidad y el calor, gracias a los electrones libres.
➢ Son dúctiles y maleables. A diferencia de los compuestos iónicos el desplazamiento
de una capa sobre otra no provoca repulsiones, aunque será necesaria una cierta
fuerza para desplazar las capas.
Serie 5
Magnitudes atomico-moleculares
Unidad de cantidad de sustancia (n):El mol o molécula gramo es la unidad básica del
Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de sustancia (no es su masa ni su
peso) se representa con el símbolo mol.
Los moles miden el número de átomos o moléculas que existen en realidad en un objeto. El
nombre alternativo molécula gramo se debe a que un mol de un compuesto químico es el
mismo número en gramos que el peso molecular del compuesto medido en unidades de
masa atómica. n=masa/masa molar
Principio de Avogadro: Gases distintos con un volumen igual , medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura contienen el
mismo número de moléculas.
Numero de Avogadro:Un mol de una sustancia es
igual a 6.022 × 10²³ unidades de esa sustancia (tal
como átomos, moléculas, o iones). El número
6.022 × 10²³ se conoce como número de Avogadro
o constante de Avogadro. El concepto de mol se
puede usar para convertir entre la masa y el
número de partículas..
Masa molar (M):La masa molar de un elemento es la masa de un mol de sus átomos. Se
expresa en g/mol. Numéricamente la masa molar de un elemento (en gramos) es igual a la
masa atómica (en u.m.a.). La masa molar de un compuesto es la masa de un mol de sus
moléculas.
Volumen molar (Vm):Volumen ocupado por un mol de una sustancia, utilizándose como
unidad de referencia al metro cúbico por mol.
Serie 6
Gases
Propiedades físicas que determinan el estado de un gas:
➔ Presión: expresada en atm, hpa, torr o mmHg (1Atm=1013hpa=760Torr=760mmHg)
➔ Volumen: expresado en cm3 o dm3
➔ Temperatura: expresada en Kelvin
➔ Cantidad del gas: moles
Relación entre las escalas de temperatura Kelvin y Celsius:
1K= t(°C)+273
Postulados de la Teoría Cinética de los Gases:
1. Las partículas en un gas están en movimiento aleatorio constante.
2. El volumen combinado de partículas es despreciable.
3. Las partículas no ejercen fuerzas unas sobre otras.
4. Cualquier colisión entre las partículas es completamente elástica.
5. La energía cinética promedio de las partículas es proporcional a la temperatura en k.
Hipótesis de Avogadro:”volúmenes iguales de todos los gases, a la misma temperatura y
presión, tienen el mismo número de moléculas ”. Para una masa dada de un gas ideal, el
volumen y la cantidad (moles) del gas son directamente proporcionales si la temperatura y
la presión son constantes.
Todos los gases a cierta temperatura y presión tienen un valor ideal.
➔ Ecuación de estado de los gases ideales: =
𝑃1*𝑉1
𝑇1
𝑃2*𝑉2
𝑇2
➔ Para 1 mol de gas - ecuación general del gas ideal: PV=nRT → PMo= RTρ
Presión parcial de un gas:En una mezcla de gases, cada gas constituyente tiene una
presión parcial que es la presión teórica de ese gas constituyente si ocupase por sí solo el
volumen completo de la mezcla original, a la misma temperatura. 𝑃𝑎 = 𝑛𝑎
𝑅*𝑇
𝑉
Ley de presiones parciales de Dalton: “la presión total de una mezcla de gases es igual a
la suma de las presiones parciales de los gases que componen la mezcla”
Ptotal = Pgas1 + Pgas2 + Pgas3..
Fracción Molar: 𝑋𝑎 =
𝑛𝑎
𝑛𝑡
=
𝑛𝑎
𝑛𝑎+𝑛𝑏..
𝑃𝑎
𝑃𝑡
=
𝑛𝑎
𝑛𝑡
Serie 7
Soluciones
● Sustancia iónica: el soluto al disolverse en el solvente se descompone o disocia en
iones ( positivos o cationes y negativos o aniones) Una de las características de
estas soluciones es su capacidad para conducir la corriente eléctrica.(electrolitos).
● Sustancia covalente: la solubilidad va a depender de la afinidad entre los dipolos de
las moléculas y su capacidad para crear puentes de hidrógeno.
Concentraciones de soluciones acuosas:
● %m/m : gramos de soluto en 100 g de solución.
● %m/v: gramos de soluto en 100cm3 de solución.
● %v/v: cm3 de soluto en 100 cm3 de solución.
● ppm: partes de soluto en 10^[6] partes de solución
● M (molaridad): cantidad de soluto en 1000cm3 de solución.
● m (molalidad): cantidad de soluto en 1000 g de solvente.
● X (fm): 𝑋𝑠𝑡 =
𝑛𝑠𝑡
𝑛𝑠𝑡 + 𝑛𝑠𝑣
concentración molar (molaridad) en :
a) %m/v: necesito la Mo (para pasar de mol a g)
b) %m/m: necesito la Mo y la densidad (para pasar de cm3 a g)
c) molalidad: necesito la cantidad de solvente en g
“ppm” : Partes por millón es una unidad de medida con la que se mide la concentración.
Determina un rango de tolerancia. Se refiere a la cantidad de unidades de una determinada
sustancia (agente, etc.) que hay por cada millón de unidades del conjunto.
El uso de ppm como unidad agiliza la comunicación, entre una señal determinada con cierto
porcentaje. Por ejemplo, en un millón de granos de arroz, si se pintara uno de negro, este
grano representaría una (1) parte por millón la cual se abrevia como «ppm»
Electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la
formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. Estas
sustancias son buenas conductoras de la electricidad ya sea fundida o en solución.
KNO3 -> K+ + NO-
NaOH -> Na+ + OH-
H2SO4 -> 2H+ + SO4-2
Molaridad: 1 mol CaCl2 → 1 mol Ca (2+) y 2 mol Cl (-)
Disolución: Una disolución es una mezcla homogénea a
nivel molecular o iónico de dos o más sustancias puras que
no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran
en proporciones variables. También se puede definir como
una mezcla homogénea formada por un disolvente y por
uno o varios solutos.
➢ Factor de dilución: = →
𝑀𝑐
𝑀𝑑
𝑉𝑑
𝑉𝑐
𝑀 =
𝑛
𝑉
Serie 8
Reacciones Químicas
Cambio físico: cambio que hace que algo sea diferente sin cambiar la composición del
material. Una sustancia se mueve, se le aplica una fuerza o se deforma.
Cambio químico:Son aquellos en los que unas sustancias se transforman en otras
sustancias diferentes, con naturaleza y propiedades distintas.
Por ejemplo cuando una sustancia arde, se oxida o se descompone.
Ecuación química:Una ecuación química es una descripción simbólica de
una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas
reactivos) y las sustancias que se originan (llamadas productos).
➔ Coeficientes estequiométricos:los coeficientes estequiométricos
indican en qué proporción intervienen en la reacción las cantidades (número de
moles) de reactivos y de productos de la reacción para que esta esté balanceada.
Reacción de combustión de un hidrocarburo:
➢ Completa:La combustión de hidrocarburos se refiere a la
reacción química en la que un hidrocarburo reacciona con
oxígeno para crear dióxido de carbono, agua y calor. Los
hidrocarburos son moléculas que constan de hidrógeno y
carbono.
➢ Incompleta:Se produce cuando parte del combustible no
reacciona completamente. En este caso los productos de la combustión incluyen
también hidrocarburos no quemados, como C, H y CO.
Reacción redox: reacciones químicas en las que ocurre un intercambio de electrones entre
los átomos o moléculas involucradas. Ese intercambio se refleja en el cambio de estado de
oxidación de los reactivos. El reactivo que cede electrones experimenta oxidación y el que
los recibe, reducción.
● Agente reductor:Es el átomo que cede los electrones y
aumenta su estado de oxidación inicial, experimentando una
oxidación. De esta forma, aumenta su carga eléctrica positiva al
ceder electrones.
● Agente oxidante: Es el átomo que capta los electrones. En
este sentido, disminuye su estado de oxidación inicial, y se
experimenta una reducción. De esta forma, aumenta su carga
eléctrica negativa al ganar electrones.
Método del ion- electrón (pasos)
1. Escritura de la reacción en forma iónica. (nº de oxidación)
2. Escribo la ecuación ionizada (ácidos, hidróxidos y sales)
3.Escribir las hemirreacciones (de reducción y oxidación)
4. Balanceo en masas y cargas
5. Sumar miembro a miembro las ecuaciones
6. Subir los coeficientes a la ecuación original.
Medio Ácido → H+/H2O para balancear.
Medio Básico → OH-/H2O
Reactivo limitante: cuando se produce una reacción química en laboratorio, puede ocurrir
que uno de los reactivos no se consuma totalmente y el otro, en cambio, sí. Al reactivo que
se consume primero en una reacción química se lo llama REACTIVO LIMITANTE, ya que la
máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad que había de este
reactivo originalmente. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más
producto. El REACTIVO EN EXCESO es aquel que está presente en mayor cantidad que la
necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante.
Pureza:Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por
ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre corresponden a
cobre puro, siendo el resto impurezas inertes.
Rendimiento de una reacción: En una reacción química puede suceder que los reactivos
no reaccionen totalmente o bien que su interacción genere otros productos. Estos factores
disminuyen el rendimiento de la reacción. A este rendimiento, se lo conoce con el nombre
de RENDIMIENTO REAL y siempre será menor al RENDIMIENTO TEÓRICO, que
corresponde a la cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo
limitante. Este sería el rendimiento máximo que se puede obtener, el cual se calcula a partir
de la ecuación química balanceada.
➔ Porcentaje de rendimiento: indica que cantidad de un producto de una reacción
química se obtiene realmente al llevar a cabo dicha reacción por cada 100 partes
que se esperaba obtener del producto en base a los cálculos estequiométricos.
Ej: rendimiento 85% - cada 100 g de producto esperado en realidad se obtienen 85g
Reacción química
❖ Endotérmica:reacción química que absorbe
energía en forma de luz o calor.
❖ Exotérmica:reacción química que desprende
energía en forma de luz o calor.
Serie 9
Cinetica Quimica
Cinética química:Cinética es el estudio de la velocidad a la que tienen lugar las reacciones
químicas. Los resultados sólo pueden obtenerse por vía experimental y de ellos puede
predecirse el camino por el que transcurren dichas reacciones, esto es, el mecanismo.
➔ Velocidad de cambio de concentración - Vx: (para reactivos -, para productos +)
∆(𝑥)
∆𝑡
➔ Velocidad de reacción - V:
−1
𝑎
∆𝐴
∆𝑡
=
−1
𝑏
∆𝐵
∆𝑡
=
1
𝑐
∆𝐶
∆𝑡
=
1
𝑑
∆𝐷
∆𝑡
Unidades de la velocidad de una reacción: mol .dm−3·s−1 o M/s
Factores que modifican la velocidad: temperatura, concentración de reactivos, grado de
división de reactivos y catalizadores.
Ecuación de velocidad: es una ecuación que vincula la velocidad de reacción inicial o
directa con las concentraciones o presiones de los reactivos y los parámetros constantes.
𝑉 = 𝑘 (𝐴)
α
(𝐵)
β
● Orden respecto de un reactivo: exponente al que se halla elevada la concentración
de un reactivo en particular ( para A) en la ecuación de velocidad.α
● Orden total de una reacción: suma de los exponentes de la ecuación ( )α + β
● Constante de velocidad: es una constante de proporcionalidad que establece la
relación entre la concentración molar de los reactivos y la velocidad de reacción (k)
● Energía de activación:es la energía mínima que necesita un sistema antes de poder
iniciar un determinado proceso.
La constante de velocidad de reacción aumenta con el
aumento de la temperatura.
Catalizador:Un catalizador es una sustancia que sin ser
modificada o consumida durante el proceso, cambia la
velocidad de una reacción química.
Serie 10
Equilibrio Químico
Equilibrio químico:estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los
reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto.Se produce cuando una reacción
reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa.La
velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero por lo
tanto es un equilibrio dinámico y no estático.
Constante de equilibrio aA + eE ↔ qQ + xX.
Kc:
(𝑄)
𝑞
(𝑋)
𝑥
(𝐴)
𝑎
(𝐸)
𝑒
La constante de equilibrio nos ayuda a entender si una
reacción tiende a mostrar una concentración más alta de
productos o de reactivos en el equilibrio y depende
principalmente de la temperatura.
Constante de equilibrio basada en las presiones parciales:
𝐾𝑝 =
𝑝 𝐶
𝑐
𝑝 𝐷
𝑑
𝑝 𝐴
𝑎
𝑝 𝐵
𝑏
Relación entre Kp y Kc –
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)
∆𝑛
Cocientes de reacción:
Qc: determina hacia dónde se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio
● Qc = Kc – reacción en equilibrio.
● Qc > Kc – evoluciona hacia los Reactivos.
● Qc < Kc – evoluciona hacia los Productos.
Principio de Le Chatelier: si un sistema en equilibrio es perturbado, el sistema evoluciona
para contrarrestar dicha perturbación, llegando a un nuevo estado de equilibrio
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