galuf
15/12/2008, 18:36
Amen de que no sea el subforo adecuado no queda otra más que postearlo aquí.
El popular nico (zagarth) rinde química mañana y hace 2 horas aproximadamente, a pedido mío, me pasó los temas que rinde. Sé que dejé de lado varios detalles pero traté de ser conciso a fin de marearlo lo menos posible.
Errores es probable que se encuentren. Fué escrito velozmente y a medida que iba recordando. Cualquier cosa avisen.
Cuando regrese en un rato sigo con los otros temas.
A fin de que podamos ayudarlo entre todos posteo aquí lo que escribí hasta el momento.
Los temas son los siguientes:
Concepto de materia:
Sustancia simple/compuesta
Estados de agregación de la materia
Cambios físicos y químicos
Ley de conservación de la masa
Ley de las proporciones multiples
Leyes de los gases y número de Avogadro
Masa molecular relativa y masa molar
Formula molecular y fórmula empírica
Soluciones:
Composición
Solubilidad
Propiedades coligativas y soluciones gaseosas.
Leyes de los gases, ecuación de estado del gas ideal y ecuación general de los gases
Tabla periódica:
Nº Atómico
Nº Másico
Isotopos
Radioisotopos
Grupos y periodos
Nº cuantico y la configuración electrónica
Radio atómico, energía de ionización, carácter metalico
Predicción y comparación de las propiedades atómicas
Química Básica (por Galuf)
Química: ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de las sustancias. Los fenómenos que tienen lugar en ellas y los principios que rigen estas transformaciones.
Materia: todos los cuerpos están formados por materia, cualquiera sea su forma, tamaño o estado. Pero no todas por el mismo tipo de materia. Están compuestos de sustancias diferentes que pueden ser simples o compuestas dependiendo del tipo de moléculas de las que está formada.
La materia se clasifica en Mezclas y Sustancias Puras.
Las Mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las sustancias puras comprenden los compuestos y los elementos.
Los compuestos están formados por una combinación de elementos en una proporción definida.
Las mezclas se clasifican en Homogéneas (Soluciones) heterogéneas. En éstas últimas pueden distinguirse las diferentes fases que forman la mezcla, mientras que en la primera no hay distinción.
Toda la materia está conformada por átomos y moléculas. Recordemos que átomo es la menor cantidad de un elemento químico que tiene existencia propia y que no puede ser dividido mediante procesos químicos. Las moléculas pueden dividirse en los elementos simples que la forman (los átomos). El tipo más simple de molécula que tiene 2 átomos se llama molécula biatómica (ejemplo: en condiciones atmosféricas ambientales tenemos el hidrógeno (H2), el nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2)
Propiedades de la materia
Hay 2 tipos:
-Propiedades extensivas (dependen de la cantidad de materia, por ejemplo: peso, volumen, longitud, calor, etc).
-Propiedades intensivas (no dependen de la cantidad de materia, es decir que no interesa si tenemos mucha u poca cantidad de sustancia, por ejemplo: temperatura, punto de fusión, punto de ebullición, Calor Especifico, dureza, densidad, etc).
Todos los cuerpos tienen masa ya que están compuestos por materia. También tienen peso ya que son atraídos por la fuerza de gravedad. Con esto quiero decir que es importante saber que masa no es lo mismo que peso.
Otra propiedad de la materia es el volumen, porque todo cuerpo ocupa un lugar en el espacio
Las transformaciones que pueden producirse son de dos tipos:
Físicas: son aquellas en las que se mantienen las propiedades originales de la sustancia ya que sus moléculas no se modifican. Ej: destilación,
Químicas: son aquellas en las que las sustancias se transforman en otras, debido a que los átomos que componen las moléculas se separan y se reagrupan formando nuevas moléculas de nuevas sustancias ^_^.
Estados de la materia.
La forma en que las partículas constituyen una sustancia se organizan (“juntan”) determina gran parte de sus propiedades físicas, y entre ellas, su estado de agregación.
En nuestro planeta la materia se presenta esencialmente en tres estados:
Sólido, líquido y gaseoso.
Estado sólido:
Características:
Las partículas que lo forman se encuentran ordenadas espacialmente ocupando posiciones fijas, dando lugar a una estructura interna cristalina.
-Si las partículas son átomos, los mismos están unidos por enlaces covalentes (enlaces muy fuertes). Estos sólidos son muy duros pero frágiles y presentan PF (punto de fusión) y PE (punto de ebullición) elevando. Ejemplo: el diamante.
-Si las partículas son moléculas, las mismas se encuentran unidas por las fuerzas de van der waals (nunca me acuerdo bien como se escribe el apellido T_T), que son débiles. Estos sólidos son blandos y presentan PF y PE bajos. Ejemplo: el azúcar.
-Si las partículas son iones: pueden ser compuestos iónicos debido a la fuerte atracción electrostática entre los iones opuestos. Son sólidos duros y frágiles. No conducen la corriente eléctrica (estando en estado sólido).
Los sólidos tiene forma propia, volumen propio, no pueden comprimirse y las fuerzas intermoleculares que predominan son las de atracción.
Estado líquido:
Características:
Adoptan la forma del recipiente que los contiene y su volumen no varía.
Ejemplo: si pasamos 250 centímetros cúbicos de pepsi de un vaso a una jarra, tomará la forma de la jarra pero ocupará el mismo volumen (250) ^_^.
Los líquidos son incomprensibles.
Las fuerzas intermoleculares de atracción y repulsión se encuentran igualadas. Cada molécula está rodeada por otra molécula que la atrae, en el interior del líquido, por lo tanto, siendo iguales las fuerzas de atracción es como si no se efectuara ninguna fuerza sobre la misma (para que lo entiendas imagina esto: hay una dama, venís vos y tirás del brazo derecho para que vaya con vos, y viene un chico igual a vos, con la misma fuerza que vos, y la tira del brazo izquierdo al mismo tiempo que vos ¿Qué pasa con la chica? Permanece en el lugar). Es decir que las fuerzas son lo suficientemente para impedir que se separen las moléculas, pero no lo suficiente para mantenerlas fijas/quietas (mové la pepsi en el vaso :D).
Claro que los líquidos tienen volumen propio ^^.
Estado gaseoso:
Características:
Los gases adoptan la forma del recipiente que los contiene pero ocupando todo su volumen.
Los gases pueden comprimirse.
Las moléculas de los gases se encuentran unidas por fuerzas intermoleculares muy débiles, por lo que están muy separadas y se mueven al azar ^_^.
Ley de conservación de las masas (ley de lavoiser):
Enunciado: en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de las sustancias resultantes.
Es decir que, la masa antes de la reacción y después de la reacción se mantiene constante. Ya que los átomos ni se crean, ni se destruyen, se transforman.
Por lo tanto en una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lado de la flecha. Se dice que la ecuación (reacción) está igualada.
Ley de las proporciones constantes (ley de proust):
Enunciado: cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación de masas fija y definida.
Ejemplo: para formar agua, el hidrógeno y el oxigeno se combinan siempre en la misma relación:
16g de oxígeno con 2g de hidrógeno. O en su defecto:
8g de oxígeno con 1g de hidrógeno. O
4g de oxígeno con ½ de hidrógeno.
Creo que se entiende la relación y se vé que siempre es en la misma proporción ^^.
Ley de las proporciones múltiples (ley de dalton):
Enunciado: cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos).
Antes de asustarse con este enunciado hay que analizarlo. Nos trata de decir que el peso de uno de los elementos se mantiene constante mientras el del otro varía en números enteros simples.
Ejemplo: la combinación de carbono (12gramos) con distintas cantidades de oxígeno.
Si combinamos 12 gramos de carbono con 16 gramos de oxígenos obtendremos 28 gramos de dióxido de carbono.
Y si combinamos 12 gramos de carbono con 32 gramos de oxígeno obtendremos 44 gramos de dióxido de carbono.
Si hacemos 32/16= 2
Es decir que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este ejemplo es dos , o sea, “el doble”).
Ley de gay-lussac de los volúmenes de combinación:
Enunciado: en cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ella, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos.
Ejemplo: 2 volúmenes de cloro se combinan con uno de hidrógeno para dar 2 de cloruro de hidrógeno.
Las experiencias de gay-lussac indicaban que el volumen de la combinación gaseosa resultante era igual o menor que la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas resultantes; por lo tanto, los volúmenes de combinación no podían, en gral, sumarse.
Pero esta ley carecía de un peso explicativo y fue Avogrado quien 3 años luego dio una explicación.
Ley de avogrado:
Volúmenes iguales de gases diferentes en iguales condiciones de temperatura y presión tienen igual número de moléculas (y por ende de moles).
Masa atómica:
Es la masa promedio de los átomos de un elemento en relación a la masa atómica del carbono-12.
Cuando en nuestra tabla periódica leemos masa atómica no es más ni menos que la masa atómica relativa, pues se compara con la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo de carbono.
Masa molecular:
Es la suma de las masas atómicas de cada elemento en el compuesto.
MOL
Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como el número de átomos en exactamente 12 gramos de carbono.
Este número se conoce como Número de Avogrado tiene un valor experimental muy grande el cual se “abrevia” en:
6.02 x 10 a la 23 (cuando sepa donde poner el superíndice lo escribo bien -_-).
Un mol de átomos contiene 6,02 x10 a la 23 átomos.
Un mol de moléculas contiene 6,02 x10 a la 23moléculas.
Un mol de iones contiene 6,02 x10 a la 23 iones.
Un mol de electrones contiene 6,02 x10 a la 23 electriones.
Un mol de átomos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en gramos.
Ejemplo: 1 mol de sodio es igual a 23 gramos (ver tabla para saber masas atómicas).
Un mol de moléculas es numéricamente igual a la masa molecular expresada en gramos.
Ejemplo: 1 mol de agua es igual a 18 gramos.
Fórmula Empírica (también llamada fórmula mínima):
Es la mínima expresión en peso o masa con que dos o más elementos intervienen en la formación de un compuesto.
Fórmula Molecular:
Indica el número exacto de átomos de cada elemento en un mol de moléculas.
Segunda parte:
Soluciones
Solución: sistema homogéneo formado por dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí y que pueden fraccionarse.
Toda solución está formada por dos componentes:
-Soluto: es el que se encuentra en menor proporción.
-Solvente: es el que se encuentra en mayor proporción. El solvente “universal” es el agua.
Siempre recordar que el solvente depende del tipo de compuesto y tener presente que “lo similar disuelve lo similar”.
Entonces=> solución= soluto + solvente.
Solubilidad: es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a presiones y temperaturas determinadas.
La solubilidad depende de la naturaleza de los componentes, de la presión y de la temperatura. Para soluciones de sólidos en líquidos la solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de la temperatura y en cuánto a la presión influye poco y nada sobre esta solubilidad. En general, la solubilidad del sólido aumenta con la temperatura.
En caso de soluciones de gases en líquidos, la solubilidad depende de la naturaleza de los componentes, de la presión y de la temperatura. En general, la solubilidad del gas disminuye al aumentar la temperatura y aumenta cuando hace lo propio la presión.
Tipo de soluciones:
-Diluida: tiene poca cantidad de soluto en una determinada cantidad de solvente.
-Concentrada: tiene mucha cantidad de soluto en una determinada cantidad de solvente.
-Saturada: es aquella que disuelve la máxima cantidad de soluto en una determinada cantidad de solvente (curva ideal de solubilidad)
-Sobresaturada: es aquella que en condiciones especiales contiene mayor soluto que la saturada en una determinada cantidad de solvente.
Propiedades coligativas:
son aquellas que dependen de la cantidad de soluto (concentración) y no dependen de la naturaleza del mismo.
1)Descenso de la presión de vapor:
a)Solución formada por “soluto no volatil-solvente volatil”:
cuando se calienta un solvente volatil puro y su presión de vapor alcanza la presión atmosférica se dice que alcanzó su temperatura de ebullición. Pero al agregar un soluto no volatil es necesario calentar con el fin de que la presión de vapor alcance el punto de ebullición; es decir, se produjo un descenso de la presión de vapor.
Aquí utilizamos la ley de Roult (no raul :D):
la presión de vapor del solvente en la solución es diréctamente proporcional a su fracción molar y la presión parcial del solvente puro.
Delta de Presión= Xsoluto – Presión parcial solvente.
Recordemos que fracción molar (se simboliza “x”) indica la relación entre el número de moles del soluto y el número de moles totales (soluto+solvente).
Xsoluto= moles soluto/moles soluto + moles solvente
b)Solución formada por ambas volátiles:
cuando ambos líquidos son volátiles se aplica la ley de Roult para ambos y luego aplicamos Dalton (presión total= presión 1 + presión 2).
2)Aumento ebulloscópico y Descenso crioscópico:
El aumento ebulloscópico se produce cuando a un solvente volátil se agrega un soluto no volátil. Al hacer esto es necesario calentar más la solución para que alcance el punto de ebullición. Mientras que el descenso crioscópico es una disminución del punto de congelación.
3)Presión osmótica:
cuando una membrana semipermeable separa un solvente puro (agua) de una solución (agua+ azúcar) el soluto ejerce una presión sobre la membrana que impide el paso del agua hacia la solución. Dicha presión se conoce como presión osmótica.
Leyes de los gases:
ley de boyle-mariotte:
Enunciado: si la temperatura de una masa gaseosa permanece constante, las presiones son inversamente proporcionales a los volúmenes ocupados por el gas.
Esto nos dice (o nos trata de decir :p) que si la presión del gas se aumenta en X veces, el volumen disminuye X veces y viceversa.
Ley de charles gay-lussac:
Primera ley: si la presión de una masa gaseosa permanece constante, los volúmenes y las temperaturas absolutas son diréctamente proporcionales.
Segunda ley: si el volumen de una masa gaseosa permanece constante, las presiones y las temperaturas absolutas son diréctamente proporcionales.
Se denomina gas ideal a aquel que cumple estrictamente la dos leyes anteriormente descriptas. El hidrógeno y el helio se aproximan bastante a este concepto.
Ecuación de estado de un gas ideal:
p.v/T=R o en su defecto p.v=R.T
R es una constante y es igual a: 0,082.
Recordar que para usar la constante R los volúmenes deben ser medidos en dm cúbicos, las presiones en atmósferas y las temperaturas en Kelvin.
Ecuación general de los gases:
p.v= n.R.T o en su defecto p.v=m.r.t/M
donde n= número de moles.
Donde m=masa
donde M=masa molar
Tabla periódica.
Número atómico y número másico:
la suma de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa con la letra “A”.
El número atómico es el número de protones que tiene un átomo; si este es neutro coincide con el de electrones. Se designa con la letra “Z”,
Ejemplo: el Sodio tiene el A (número másico) igual 23. Y tiene el Z (número atómico) igual a 11.
Isótopos:
son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (Z) y diferente número másico (A).
Por ejemplo: el hidrógeno tiene varios isótopos como el Deuterio (con A=2 y Z ovbiamente que igual a 1) o el Tritio (A=3; Z=1).
Los isótopos de un elemento tienen un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de manera semejante.
Isótopos radioactivos (o radioisótopos):
Un isótopo radioactivo es aquel que tiende a descomponerse o cambiar con el tiempo. Es decir que no son isótopos estables (a partir del elemento con número atómico 84, es decir, el Polonio,todos los núcleos son inestables).
Isóbaros:
son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico (A) y diferente número atómico (Z).
Los elementos en la tabla periódica se encuentran ordenados en orden creciente de número atómico (Z). La table está constituida por 7 filas horizontales (también llamados períodos) y 18 columnas (también llamados grupos).
Propiedades periódicas:
Potencial de ionización: es la energía necesaria para arrancar de un átomo (en estado gaseoso) un electron. Aumenta tal como se muestra en mi obra de arte ^^ (por si no se entiende: hacia arriba, hacia la derecha),
http://img384.imageshack.us/img384/2262/flechapa6.jpg (http://imageshack.us)
Afinidad electrónica (electroafinidad): es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón.
Aumenta igual que el potencial de ionización:
http://img384.imageshack.us/img384/2262/flechapa6.jpg (http://imageshack.us)
Electronegatividad: es la capacidad que tiene un elemento para atraer hacia sí mismo los electrones que lo enlazan con otro átomo.
Aumenta como los anteriores:
http://img384.imageshack.us/img384/2262/flechapa6.jpg (http://imageshack.us)
Carácter metálico:
aumenta hacia la izquierda y hacia abajo (ejemplo: el Cesio tiene un fuerte carácter metálico):
http://img384.imageshack.us/img384/3111/caractermetalicohy9.jpg (http://imageshack.us)
Carácter no metálico:
aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
http://img384.imageshack.us/img384/6379/caracternometalicosk4.jpg (http://imageshack.us)
Radio atómico:
aumenta hacia abajo y disminuye hacia la derecha
Números cuánticos:
Cada electrón dentro de un átomo viene identificado por cuatro números cuánticos:
n l m s
Número cuántico principal: se representa con la letra n.
Indica el nivel de energía y el volumen real del orbital. Puede tomar los valores:
n=1, 2, 3, 4, …
número cuántico secundario: se representa por la letra l (l es igual a n-1)
Indica la forma del orbital y el tipo de orbital:
http://img384.imageshack.us/img384/2522/orbitaleh4.jpg (http://imageshack.us)
Número cuántico magnético (m):
Indica el número de orbitales y su orientación en el espacio.
Para encontrar éste número cuántico tenemos en cuenta lo siguiente: m= (-l;0;+l).
Recordar que en cada orbital caben como máximo 2 elecrones.
Número cuántico s del ESPIN: corresponde al giro del electron. Y s= ½ o -½
Ejemplo práctico de los números cuánticos:
http://img187.imageshack.us/img187/1816/ncuanticostn9.jpg (http://imageshack.us)
Distribución electrónica del átomo (datos a tener en cuenta):
-los electrones ingresan en el átomo en los niveles más bajos de energía y van llenando los niveles de manera ascendente.
-Principio de Pauli: NO pueden existir en el átomo 2 electrones con 4 números cuánticos iguales. En un orbital solo pueden exitir como máximo 2 electrones.
-Regla de Hund: un segundo electrón no puede estar en un orbital ocupado por otro. Es decir que cada orbital ha de estar ocupado por un electrón antes de que otro ocupe el lugar (y sean dos).
-El nivel energético aumenta a medida que se aleja del núcleo; por eso, en el centro las probabilidades de encontrar un electrón son bajas.
http://img187.imageshack.us/img187/2980/elementosbg2.jpg (http://imageshack.us)
Configuración electrónica:
para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios:
-Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s...
ejemplos de configuración electrónica:
Li (litio): 1s2 2s1
Na (sodio): 1s2 2s2 2p6 3s1
K (potasio):1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Galuf
El popular nico (zagarth) rinde química mañana y hace 2 horas aproximadamente, a pedido mío, me pasó los temas que rinde. Sé que dejé de lado varios detalles pero traté de ser conciso a fin de marearlo lo menos posible.
Errores es probable que se encuentren. Fué escrito velozmente y a medida que iba recordando. Cualquier cosa avisen.
Cuando regrese en un rato sigo con los otros temas.
A fin de que podamos ayudarlo entre todos posteo aquí lo que escribí hasta el momento.
Los temas son los siguientes:
Concepto de materia:
Sustancia simple/compuesta
Estados de agregación de la materia
Cambios físicos y químicos
Ley de conservación de la masa
Ley de las proporciones multiples
Leyes de los gases y número de Avogadro
Masa molecular relativa y masa molar
Formula molecular y fórmula empírica
Soluciones:
Composición
Solubilidad
Propiedades coligativas y soluciones gaseosas.
Leyes de los gases, ecuación de estado del gas ideal y ecuación general de los gases
Tabla periódica:
Nº Atómico
Nº Másico
Isotopos
Radioisotopos
Grupos y periodos
Nº cuantico y la configuración electrónica
Radio atómico, energía de ionización, carácter metalico
Predicción y comparación de las propiedades atómicas
Química Básica (por Galuf)
Química: ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de las sustancias. Los fenómenos que tienen lugar en ellas y los principios que rigen estas transformaciones.
Materia: todos los cuerpos están formados por materia, cualquiera sea su forma, tamaño o estado. Pero no todas por el mismo tipo de materia. Están compuestos de sustancias diferentes que pueden ser simples o compuestas dependiendo del tipo de moléculas de las que está formada.
La materia se clasifica en Mezclas y Sustancias Puras.
Las Mezclas son combinaciones de sustancias puras en proporciones variables, mientras que las sustancias puras comprenden los compuestos y los elementos.
Los compuestos están formados por una combinación de elementos en una proporción definida.
Las mezclas se clasifican en Homogéneas (Soluciones) heterogéneas. En éstas últimas pueden distinguirse las diferentes fases que forman la mezcla, mientras que en la primera no hay distinción.
Toda la materia está conformada por átomos y moléculas. Recordemos que átomo es la menor cantidad de un elemento químico que tiene existencia propia y que no puede ser dividido mediante procesos químicos. Las moléculas pueden dividirse en los elementos simples que la forman (los átomos). El tipo más simple de molécula que tiene 2 átomos se llama molécula biatómica (ejemplo: en condiciones atmosféricas ambientales tenemos el hidrógeno (H2), el nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2)
Propiedades de la materia
Hay 2 tipos:
-Propiedades extensivas (dependen de la cantidad de materia, por ejemplo: peso, volumen, longitud, calor, etc).
-Propiedades intensivas (no dependen de la cantidad de materia, es decir que no interesa si tenemos mucha u poca cantidad de sustancia, por ejemplo: temperatura, punto de fusión, punto de ebullición, Calor Especifico, dureza, densidad, etc).
Todos los cuerpos tienen masa ya que están compuestos por materia. También tienen peso ya que son atraídos por la fuerza de gravedad. Con esto quiero decir que es importante saber que masa no es lo mismo que peso.
Otra propiedad de la materia es el volumen, porque todo cuerpo ocupa un lugar en el espacio
Las transformaciones que pueden producirse son de dos tipos:
Físicas: son aquellas en las que se mantienen las propiedades originales de la sustancia ya que sus moléculas no se modifican. Ej: destilación,
Químicas: son aquellas en las que las sustancias se transforman en otras, debido a que los átomos que componen las moléculas se separan y se reagrupan formando nuevas moléculas de nuevas sustancias ^_^.
Estados de la materia.
La forma en que las partículas constituyen una sustancia se organizan (“juntan”) determina gran parte de sus propiedades físicas, y entre ellas, su estado de agregación.
En nuestro planeta la materia se presenta esencialmente en tres estados:
Sólido, líquido y gaseoso.
Estado sólido:
Características:
Las partículas que lo forman se encuentran ordenadas espacialmente ocupando posiciones fijas, dando lugar a una estructura interna cristalina.
-Si las partículas son átomos, los mismos están unidos por enlaces covalentes (enlaces muy fuertes). Estos sólidos son muy duros pero frágiles y presentan PF (punto de fusión) y PE (punto de ebullición) elevando. Ejemplo: el diamante.
-Si las partículas son moléculas, las mismas se encuentran unidas por las fuerzas de van der waals (nunca me acuerdo bien como se escribe el apellido T_T), que son débiles. Estos sólidos son blandos y presentan PF y PE bajos. Ejemplo: el azúcar.
-Si las partículas son iones: pueden ser compuestos iónicos debido a la fuerte atracción electrostática entre los iones opuestos. Son sólidos duros y frágiles. No conducen la corriente eléctrica (estando en estado sólido).
Los sólidos tiene forma propia, volumen propio, no pueden comprimirse y las fuerzas intermoleculares que predominan son las de atracción.
Estado líquido:
Características:
Adoptan la forma del recipiente que los contiene y su volumen no varía.
Ejemplo: si pasamos 250 centímetros cúbicos de pepsi de un vaso a una jarra, tomará la forma de la jarra pero ocupará el mismo volumen (250) ^_^.
Los líquidos son incomprensibles.
Las fuerzas intermoleculares de atracción y repulsión se encuentran igualadas. Cada molécula está rodeada por otra molécula que la atrae, en el interior del líquido, por lo tanto, siendo iguales las fuerzas de atracción es como si no se efectuara ninguna fuerza sobre la misma (para que lo entiendas imagina esto: hay una dama, venís vos y tirás del brazo derecho para que vaya con vos, y viene un chico igual a vos, con la misma fuerza que vos, y la tira del brazo izquierdo al mismo tiempo que vos ¿Qué pasa con la chica? Permanece en el lugar). Es decir que las fuerzas son lo suficientemente para impedir que se separen las moléculas, pero no lo suficiente para mantenerlas fijas/quietas (mové la pepsi en el vaso :D).
Claro que los líquidos tienen volumen propio ^^.
Estado gaseoso:
Características:
Los gases adoptan la forma del recipiente que los contiene pero ocupando todo su volumen.
Los gases pueden comprimirse.
Las moléculas de los gases se encuentran unidas por fuerzas intermoleculares muy débiles, por lo que están muy separadas y se mueven al azar ^_^.
Ley de conservación de las masas (ley de lavoiser):
Enunciado: en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de las sustancias resultantes.
Es decir que, la masa antes de la reacción y después de la reacción se mantiene constante. Ya que los átomos ni se crean, ni se destruyen, se transforman.
Por lo tanto en una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lado de la flecha. Se dice que la ecuación (reacción) está igualada.
Ley de las proporciones constantes (ley de proust):
Enunciado: cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación de masas fija y definida.
Ejemplo: para formar agua, el hidrógeno y el oxigeno se combinan siempre en la misma relación:
16g de oxígeno con 2g de hidrógeno. O en su defecto:
8g de oxígeno con 1g de hidrógeno. O
4g de oxígeno con ½ de hidrógeno.
Creo que se entiende la relación y se vé que siempre es en la misma proporción ^^.
Ley de las proporciones múltiples (ley de dalton):
Enunciado: cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos).
Antes de asustarse con este enunciado hay que analizarlo. Nos trata de decir que el peso de uno de los elementos se mantiene constante mientras el del otro varía en números enteros simples.
Ejemplo: la combinación de carbono (12gramos) con distintas cantidades de oxígeno.
Si combinamos 12 gramos de carbono con 16 gramos de oxígenos obtendremos 28 gramos de dióxido de carbono.
Y si combinamos 12 gramos de carbono con 32 gramos de oxígeno obtendremos 44 gramos de dióxido de carbono.
Si hacemos 32/16= 2
Es decir que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este ejemplo es dos , o sea, “el doble”).
Ley de gay-lussac de los volúmenes de combinación:
Enunciado: en cualquier reacción química, los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en ella, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación que corresponde a números enteros sencillos.
Ejemplo: 2 volúmenes de cloro se combinan con uno de hidrógeno para dar 2 de cloruro de hidrógeno.
Las experiencias de gay-lussac indicaban que el volumen de la combinación gaseosa resultante era igual o menor que la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas resultantes; por lo tanto, los volúmenes de combinación no podían, en gral, sumarse.
Pero esta ley carecía de un peso explicativo y fue Avogrado quien 3 años luego dio una explicación.
Ley de avogrado:
Volúmenes iguales de gases diferentes en iguales condiciones de temperatura y presión tienen igual número de moléculas (y por ende de moles).
Masa atómica:
Es la masa promedio de los átomos de un elemento en relación a la masa atómica del carbono-12.
Cuando en nuestra tabla periódica leemos masa atómica no es más ni menos que la masa atómica relativa, pues se compara con la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo de carbono.
Masa molecular:
Es la suma de las masas atómicas de cada elemento en el compuesto.
MOL
Mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como el número de átomos en exactamente 12 gramos de carbono.
Este número se conoce como Número de Avogrado tiene un valor experimental muy grande el cual se “abrevia” en:
6.02 x 10 a la 23 (cuando sepa donde poner el superíndice lo escribo bien -_-).
Un mol de átomos contiene 6,02 x10 a la 23 átomos.
Un mol de moléculas contiene 6,02 x10 a la 23moléculas.
Un mol de iones contiene 6,02 x10 a la 23 iones.
Un mol de electrones contiene 6,02 x10 a la 23 electriones.
Un mol de átomos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en gramos.
Ejemplo: 1 mol de sodio es igual a 23 gramos (ver tabla para saber masas atómicas).
Un mol de moléculas es numéricamente igual a la masa molecular expresada en gramos.
Ejemplo: 1 mol de agua es igual a 18 gramos.
Fórmula Empírica (también llamada fórmula mínima):
Es la mínima expresión en peso o masa con que dos o más elementos intervienen en la formación de un compuesto.
Fórmula Molecular:
Indica el número exacto de átomos de cada elemento en un mol de moléculas.
Segunda parte:
Soluciones
Solución: sistema homogéneo formado por dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí y que pueden fraccionarse.
Toda solución está formada por dos componentes:
-Soluto: es el que se encuentra en menor proporción.
-Solvente: es el que se encuentra en mayor proporción. El solvente “universal” es el agua.
Siempre recordar que el solvente depende del tipo de compuesto y tener presente que “lo similar disuelve lo similar”.
Entonces=> solución= soluto + solvente.
Solubilidad: es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a presiones y temperaturas determinadas.
La solubilidad depende de la naturaleza de los componentes, de la presión y de la temperatura. Para soluciones de sólidos en líquidos la solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de la temperatura y en cuánto a la presión influye poco y nada sobre esta solubilidad. En general, la solubilidad del sólido aumenta con la temperatura.
En caso de soluciones de gases en líquidos, la solubilidad depende de la naturaleza de los componentes, de la presión y de la temperatura. En general, la solubilidad del gas disminuye al aumentar la temperatura y aumenta cuando hace lo propio la presión.
Tipo de soluciones:
-Diluida: tiene poca cantidad de soluto en una determinada cantidad de solvente.
-Concentrada: tiene mucha cantidad de soluto en una determinada cantidad de solvente.
-Saturada: es aquella que disuelve la máxima cantidad de soluto en una determinada cantidad de solvente (curva ideal de solubilidad)
-Sobresaturada: es aquella que en condiciones especiales contiene mayor soluto que la saturada en una determinada cantidad de solvente.
Propiedades coligativas:
son aquellas que dependen de la cantidad de soluto (concentración) y no dependen de la naturaleza del mismo.
1)Descenso de la presión de vapor:
a)Solución formada por “soluto no volatil-solvente volatil”:
cuando se calienta un solvente volatil puro y su presión de vapor alcanza la presión atmosférica se dice que alcanzó su temperatura de ebullición. Pero al agregar un soluto no volatil es necesario calentar con el fin de que la presión de vapor alcance el punto de ebullición; es decir, se produjo un descenso de la presión de vapor.
Aquí utilizamos la ley de Roult (no raul :D):
la presión de vapor del solvente en la solución es diréctamente proporcional a su fracción molar y la presión parcial del solvente puro.
Delta de Presión= Xsoluto – Presión parcial solvente.
Recordemos que fracción molar (se simboliza “x”) indica la relación entre el número de moles del soluto y el número de moles totales (soluto+solvente).
Xsoluto= moles soluto/moles soluto + moles solvente
b)Solución formada por ambas volátiles:
cuando ambos líquidos son volátiles se aplica la ley de Roult para ambos y luego aplicamos Dalton (presión total= presión 1 + presión 2).
2)Aumento ebulloscópico y Descenso crioscópico:
El aumento ebulloscópico se produce cuando a un solvente volátil se agrega un soluto no volátil. Al hacer esto es necesario calentar más la solución para que alcance el punto de ebullición. Mientras que el descenso crioscópico es una disminución del punto de congelación.
3)Presión osmótica:
cuando una membrana semipermeable separa un solvente puro (agua) de una solución (agua+ azúcar) el soluto ejerce una presión sobre la membrana que impide el paso del agua hacia la solución. Dicha presión se conoce como presión osmótica.
Leyes de los gases:
ley de boyle-mariotte:
Enunciado: si la temperatura de una masa gaseosa permanece constante, las presiones son inversamente proporcionales a los volúmenes ocupados por el gas.
Esto nos dice (o nos trata de decir :p) que si la presión del gas se aumenta en X veces, el volumen disminuye X veces y viceversa.
Ley de charles gay-lussac:
Primera ley: si la presión de una masa gaseosa permanece constante, los volúmenes y las temperaturas absolutas son diréctamente proporcionales.
Segunda ley: si el volumen de una masa gaseosa permanece constante, las presiones y las temperaturas absolutas son diréctamente proporcionales.
Se denomina gas ideal a aquel que cumple estrictamente la dos leyes anteriormente descriptas. El hidrógeno y el helio se aproximan bastante a este concepto.
Ecuación de estado de un gas ideal:
p.v/T=R o en su defecto p.v=R.T
R es una constante y es igual a: 0,082.
Recordar que para usar la constante R los volúmenes deben ser medidos en dm cúbicos, las presiones en atmósferas y las temperaturas en Kelvin.
Ecuación general de los gases:
p.v= n.R.T o en su defecto p.v=m.r.t/M
donde n= número de moles.
Donde m=masa
donde M=masa molar
Tabla periódica.
Número atómico y número másico:
la suma de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa con la letra “A”.
El número atómico es el número de protones que tiene un átomo; si este es neutro coincide con el de electrones. Se designa con la letra “Z”,
Ejemplo: el Sodio tiene el A (número másico) igual 23. Y tiene el Z (número atómico) igual a 11.
Isótopos:
son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (Z) y diferente número másico (A).
Por ejemplo: el hidrógeno tiene varios isótopos como el Deuterio (con A=2 y Z ovbiamente que igual a 1) o el Tritio (A=3; Z=1).
Los isótopos de un elemento tienen un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de manera semejante.
Isótopos radioactivos (o radioisótopos):
Un isótopo radioactivo es aquel que tiende a descomponerse o cambiar con el tiempo. Es decir que no son isótopos estables (a partir del elemento con número atómico 84, es decir, el Polonio,todos los núcleos son inestables).
Isóbaros:
son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico (A) y diferente número atómico (Z).
Los elementos en la tabla periódica se encuentran ordenados en orden creciente de número atómico (Z). La table está constituida por 7 filas horizontales (también llamados períodos) y 18 columnas (también llamados grupos).
Propiedades periódicas:
Potencial de ionización: es la energía necesaria para arrancar de un átomo (en estado gaseoso) un electron. Aumenta tal como se muestra en mi obra de arte ^^ (por si no se entiende: hacia arriba, hacia la derecha),
http://img384.imageshack.us/img384/2262/flechapa6.jpg (http://imageshack.us)
Afinidad electrónica (electroafinidad): es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón.
Aumenta igual que el potencial de ionización:
http://img384.imageshack.us/img384/2262/flechapa6.jpg (http://imageshack.us)
Electronegatividad: es la capacidad que tiene un elemento para atraer hacia sí mismo los electrones que lo enlazan con otro átomo.
Aumenta como los anteriores:
http://img384.imageshack.us/img384/2262/flechapa6.jpg (http://imageshack.us)
Carácter metálico:
aumenta hacia la izquierda y hacia abajo (ejemplo: el Cesio tiene un fuerte carácter metálico):
http://img384.imageshack.us/img384/3111/caractermetalicohy9.jpg (http://imageshack.us)
Carácter no metálico:
aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
http://img384.imageshack.us/img384/6379/caracternometalicosk4.jpg (http://imageshack.us)
Radio atómico:
aumenta hacia abajo y disminuye hacia la derecha
Números cuánticos:
Cada electrón dentro de un átomo viene identificado por cuatro números cuánticos:
n l m s
Número cuántico principal: se representa con la letra n.
Indica el nivel de energía y el volumen real del orbital. Puede tomar los valores:
n=1, 2, 3, 4, …
número cuántico secundario: se representa por la letra l (l es igual a n-1)
Indica la forma del orbital y el tipo de orbital:
http://img384.imageshack.us/img384/2522/orbitaleh4.jpg (http://imageshack.us)
Número cuántico magnético (m):
Indica el número de orbitales y su orientación en el espacio.
Para encontrar éste número cuántico tenemos en cuenta lo siguiente: m= (-l;0;+l).
Recordar que en cada orbital caben como máximo 2 elecrones.
Número cuántico s del ESPIN: corresponde al giro del electron. Y s= ½ o -½
Ejemplo práctico de los números cuánticos:
http://img187.imageshack.us/img187/1816/ncuanticostn9.jpg (http://imageshack.us)
Distribución electrónica del átomo (datos a tener en cuenta):
-los electrones ingresan en el átomo en los niveles más bajos de energía y van llenando los niveles de manera ascendente.
-Principio de Pauli: NO pueden existir en el átomo 2 electrones con 4 números cuánticos iguales. En un orbital solo pueden exitir como máximo 2 electrones.
-Regla de Hund: un segundo electrón no puede estar en un orbital ocupado por otro. Es decir que cada orbital ha de estar ocupado por un electrón antes de que otro ocupe el lugar (y sean dos).
-El nivel energético aumenta a medida que se aleja del núcleo; por eso, en el centro las probabilidades de encontrar un electrón son bajas.
http://img187.imageshack.us/img187/2980/elementosbg2.jpg (http://imageshack.us)
Configuración electrónica:
para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios:
-Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s...
ejemplos de configuración electrónica:
Li (litio): 1s2 2s1
Na (sodio): 1s2 2s2 2p6 3s1
K (potasio):1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Galuf