resumen de final de química general, Resúmenes de Química

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QUÍMICA MENCIÓN

QM-RF

R E S U M E N F I N A L

LA QUÍMICA Y SU HISTORIA

1. A la química le corresponde el estudio de la materia y los cambios que ella experimenta. Materia es todo aquello que tiene masa, y los cambios que experimenta pueden ser físicos y químicos.
2. Mucho más antigua que la ciencia es la tecnología, que consiste en todos los procesos que utilizamos para modificar la Naturaleza.
3. El método científico es una secuencia lógica de razonamiento. Las observaciones pueden conducir a explicaciones (hipótesis), las cuales si soportan pruebas experimentales se pueden transformar en teorías. Una teoría permite predecir nuevos hechos científicos.
4. Secuencia del método científico:

OBSERVACIÓN

HIPÓTESIS

EXPERIMENTACIÓN

ANÁLISIS Y CONCLUSIONES

TEORÍA

LEY - PRINCIPIO

PUBLICACIÓN

HIPÓTESIS NO COMPROBADA

REFORMULACIÓN DE HIPÓTESIS

ACEPTACIÓN GENERALIZACIÓN

MODELO

5. Cuando se plantea una hipótesis se idea (muchas veces) un modelo lógico que puede entenderse como una representación idealizada del fenómeno observado, o una representación simplificada que intenta ser un símil de la situación real.
6. Los resultados obtenidos en los experimentos, deben ser explicados a partir de una serie de proposiciones lógicas que permitirán corroborar, o bien, refutar la hipótesis planteada con anterioridad. Si ésta es aceptada se comunica a la comunidad científica en forma de texto (paper, publicación) donde se incluye la explicación, la experimentación y las conclusiones coherentes.
7. Una teoría científica puede definirse como una explicación que se puede representar mediante un modelo basado en la observación de un fenómeno, la experimentación y el razonamiento. La teoría permite predecir y explicar este fenómeno y convertirse en Ley si es aceptado universalmente
8. Siempre que la materia experimenta un cambio físico o químico, hay también un cambio de energía asociado. En todo proceso se desprende o se absorbe energía.

6. El experimento de Goldstein con tubos de descarga con gases y cátodos perforados mostraron que la materia también contiene partículas con carga positiva, sin embargo, los distintos gases producían partículas positivas de masa diferente. Las partículas de masa menor se formaban cuando el gas del tubo era hidrógeno. A esas partículas positivas de tamaño mínimo se les llamó más tarde protones.
7. Otros avances químicos importante del fines del siglo XIX fueron el descubrimiento de los rayos X por Roentgen y el descubrimiento de la radiactividad por Becquerel.
8. El experimento de la lámina de oro de Rutherford permitió inferir que el átomo tenía un núcleo diminuto y muy denso con carga eléctrica positiva. En 1932 que Chadwick descubrió el neutrón, una partícula nuclear de igual masa a la del protón pero carente de carga eléctrica.
9. El número de protones determina la cantidad de carga positiva presente en el núcleo y a esto se le conoce como el número atómico del elemento , valor que identifica e individualiza a un elemento. Cuando dos átomos presentan igual número atómico pero difieren en su número másico se les llama isótopos. Los isótopos de un elemento difieren sólo en el número de neutrones y tienen el mismo comportamiento químico.
10. El estudio de las líneas espectrales del hidrógeno llevó a Niels Bohr a proponer un átomo con capas concéntricas de electrones en torno a un núcleo cargado positivamente. Cada capa representa un nivel energético de los electrones. Cuando más alejado del núcleo esté un nivel, mayor es la energía de los electrones y también la capacidad del nivel para alojar electrones. Los cuatro primeros niveles de energía tienen capacidad para alojar 2, 8, 18 y 32 electrones respectivamente.
11. Aunque el sencillo modelo de Bohr era muy útil, nuestra imagen moderna del átomo es mucho más compleja. Los electrones se comportan como ondas y también como partículas, y se les puede estudiar aplicando los métodos matemáticos de la mecánica cuántica. Los niveles energéticos de Bohr se dividen adicionalmente en sub-niveles que difieren ligeramente en cuanto a energía en virtud de las distintas formas de sus orbitales electrónicos.
    • Carga Negativa, masa insignificante, gira alrededor del núcleo.

ELECTRÓN • J.J.Thomson.

• Carga pósitiva, masa considerable, se encuentra en el núcleo.

PROTÓN • E. Goldstein.

• Carga neutra, masa considerable, se encuentra en el núcleo.
• J.Chadwick.

NEUTRÓN

12. El modelo más aceptado fue planteado por Erwin Schrödinger. En él se definieron zonas del espacio donde es posible calcular la probabilidad de existencia para un electrón, esto porque, de acuerdo con Louis de Broglie , un electrón tiene propiedades corpusculares y ondulatorias (comportamiento dual), por lo tanto, no puede ser analizado considerando las leyes clásicas de la física Newtoniana.
13. En ese mismo tiempo se planteó un dogma en la física, en el que se aceptaba que el mero hecho de medir 2 variables físicas en forma simultánea conllevaba a errores en el cálculo. De esto se dedujo que, para cualquier partícula con masa despreciable, 2 variables físicas (posición y velocidad, por ejemplo) no podían medirse con exactitud. El dogma se conoció como principio de incertidumbre (W. Heisenberg)

Resumen de los modelos

14. De acuerdo con el modelo atómico de E. Schrödinger, un orbital es una nube electrónica capaz de alojar un par de electrones. Los orbitales s tienen forma esférica, los orbitales p son lobulares y los orbitales d se forman por combinación de los otros.

Budín de pasas, J.J.Thomsom

• El átomo posee electrones.
• El átomo puede dividirse.

Planetario, E.Rutherford

• El átomo posee núcleo. El núcleo tiene protones positivos.
• Los electrones giran alrededor del núcleo. La masa se concentra en el

núcleo.

• El átomo es vacío.

Estacionario, N.Bohr

• Los electrones giran ordenados en órbitas.
• Mientras no ganen ni pierdan energía los electrones no se alejan de

su órbita.

Mecano-Cuántico, E.Schrödinger

• Los electrones se mueven en orbitales.
• Los orbitales representan la probabilidad de encontrar un electrón.

21. La configuración electrónica corresponde al ordenamiento de los electrones en un átomo o ion considerando los principios de energía (estado basal, exclusión y máxima multiplicidad). Para confeccionar la configuración electrónica es aconsejable seguir la secuencia planteada en el diagrama de Möller:

QUÍMICA NUCLEAR Y RADIACTIVIDAD

1. El núcleo atómico es pequeñísimo y contiene protones y neutrones, por lo tanto, concentra casi la totalidad de la masa del átomo.
2. Una notación nuclear consiste en anotar el número atómico (Z) como subíndice y el número de masa A (o número de nucleones) como superíndice, ambos colocados antes del símbolo del elemento.

A

Z

X

3. El número atómico (Z) le da la identidad a un átomo y generalmente coincide con el número de electrones. El número de neutrones de un átomo no debe necesariamente coincidir con el número atómico.
4. En la desintegración radiactiva de un elemento radiactivo se pueden emitir partículas o radiaciones. Para cualquier efecto, se emite siempre una gran cantidad de energía. Algunos tipos de emisiones son:
5. Nomenclatura de las emisiones:

Protón 1 1 H

1 1 P

Neutrón 1 0 n

1 0 n

Emisión beta 0

• 1 e 

0

• 1

Positrón 0

• 1 e 

0

• 1

Partícula alfa 4 2 H e 

4 2

6. Detalle de emisiones:
7. Poder de penetración en la materia de las emisiones nucleares

1 9 6 1 9 2 4 (^) 8 4 P o^  8 2 P b +^2 H e EMISIÓN ESPONTÁNEA  radiactividad natural. 2 7 4 3 0 1 1 3 A l +^2 H e^  1 5 P +^0 n^ EMISIÓN ARTIFICIAL^ ^ radiactividad^ artificial.

9. La transmutación artificial se consigue por medio del bombardeo nuclear de núcleos atómicos estables con protones, neutrones, partículas alfa y otras partículas sub-atómicas o por fusión de núcleos.
10. La vida media o período de semidesintegración de un isótopo radiactivo es el tiempo promedio que tarda un isótopo radiactivo en desintegrarse hasta la mitad de su masa inicial.
    • Carga positiva, capacidad ionizante.
    • Baja energía, velocidad y poder penetración.

Alfa

• Carga negativa.
• Energía media, velocidad media, poco poder de penetración.

Beta

• Radiación electromagnética, neutra.
• Alta energía, velocidad y poder de penetración.

Gamma

• Carga positiva.
• Poca masa, poco poder de penetración.

Positrones

14. Emisiones nucleares, naturales o artificiales:
15. Definiciones relevantes:
    • Se fusionan núcleos pequeños.
    • Se libera mucha energía, ocurre en el sol.

Fusión

• Se rompen núcleos atómicos grandes y se forman otros más

pequeños, usualmente radiactivos

• Se libera gran cantidad de energía, ocurre en los reactores nucleares.

Fisión

• Mismo Z, distinto A.
• Pertenecen al mismo elemento.

ISOTOPOS

• Mismo A, distinto Z.
• Elementos distintos.

ISOBAROS

• Igual número de neutrones.
• Elementos distintos.

ISOTONOS

LA TABLA PERIÓDICA

1. Los elementos se ubican en columnas (grupos) de acuerdo con el número de electrones que tienen en el nivel de mayor energía.
2. Los elementos se ubican en filas (períodos) de acuerdo con el número de niveles de energía que poseen
3. Los elementos representativos tienen sus últimos electrones solo en orbitales s o p. Los elementos de transición tienen sus últimos electrones en orbitales d o f.
4. Familias de elementos representativos:

GRUPO NOMBRE I – A METALES ALCALINOS II – A METALES ALCALINO – TÉRREOS III – A TÉRREOS o BOROIDEOS IV – A CARBONOIDES V – A NITROGENOIDES VI – A ANFÍGENOS O CALCÓGENOS VII – A HALÓGENOS VIII-A o 0 GASES INERTES

5. Todo átomo tiende a estabilizarse electrónicamente, para lo cual puede perder, ganar o compartir electrones.
6. La tendencia de los metales es estabilizarse perdiendo electrones y los no-metales presentan una doble posibilidad, ganar y perder electrones, dependiendo con quien se enlacen.
7. Los metales sólo presentan estados de oxidación positivos mientras que los no-metales pueden presentar estados de oxidación negativos y positivos.
8. El tamaño de un átomo o ion (radio) es directamente proporcional al número de niveles de energía con electrones e inversamente proporcional la carga eléctrica del núcleo.
9. En el sistema periódico el radio atómico aumenta hacia abajo en los grupos y hacia la izquierda en los períodos.

TABLA RESUMEN DE PROPIEDADES PERIÓDICAS

ENLACE QUÍMICO

1. Todos los átomos de la Tabla Periódica (con excepción de los gases inertes) presentan inestabilidad energética y electrónica, por lo tanto, en busca de su estabilidad se enlazan con otros átomos iguales o distintos.
2. Los electrones más externos (nivel de valencia) son los usados en el enlace.
3. Los elementos menos reactivos son los gases nobles o inertes. Todos ellos, excepto el helio, tienen 8 electrones en la capa más externa, esta configuración electrónica le confiere gran estabilidad.
4. La notación de Lewis para los átomos indica el número de electrones de valencia que el átomo contiene.
5. Para el siguiente elemento representativo se deduce que:

X

 Es del grupo VI-A  Es un átomo calcógeno  Tiene 6 electrones de valencia  Es un no-metal  Se estabiliza captando 2 electrones  Adopta número de oxidación -

6. Cuando un metal reacciona con un no-metal muy activo, el metal cede electrones y el no- metal los acepta. Los átomos metálicos se convierten en cationes y los átomos no metálicos se transforman en aniones. Cationes y aniones se mantienen unidos porque se forma un enlace iónico.
7. El enlace iónico se caracteriza por una transferencia de electrones entre los átomos que lo forman. Entre ellos hay una gran diferencia de electronegatividad.
8. Cuando dos átomos no-metálicos reaccionan, se combinan compartiendo electrones. En este caso, el par de electrones compartidos se conoce como enlace covalente.
9. Enlace covalente polar: 2 átomos no-metálicos similares (no iguales) se combinan compartiendo electrones, pero uno de ellos atrae más fuertemente los electrones, (distribución no equitativa). Un par de electrones compartido equitativamente entre dos átomos idénticos es un enlace covalente apolar (los valores de electronegatividad son iguales).
10. Cuando dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente es doble. Tres pares de electrones compartidos origina un enlace covalente triple.
11. Tabla resumen
12. Existen excepciones a la regla del octeto. En ciertas moléculas hay octetos incompletos de electrones y en otras hay octetos expandidos. Algunas moléculas tienen electrones no apareados lo cual las convierte en radicales libres.
13. Moléculas que no cumplen la regla del octeto:

PCl 5 SF 6 AlCl 3 BF 3 NO

14. De acuerdo con la disposición espacial de los átomos en la molécula (estereoquímica), se puede deducir su polaridad. Generalmente una molécula simétrica es apolar y una molécula asimétrica es polar.
15. Las moléculas no polares pequeñas se mantienen unidas sólo por fuerzas de dispersión, por lo tanto, presentan bajos valores de temperatura de fusión y ebullición. Las moléculas polares se mantienen unidas merced a fuerzas entre dipolos además de las fuerzas de dispersión y por lo tanto, tiene mayores puntos de fusión y ebullición.
    • Se forma entre 2 metales

Enlace

Metálico

• Metal con No Metal
• ∆EN ≥ 1,

Enlace

Iónico

• Dos No Metales
• Apolar: 2 átomos iguales, ∆EN = 0.
• Polar: átomos distintos, 0 < ∆EN < 1,.
• Dativo: un átomo aporta ambos electrones.

Enlace

Covalente

COMPUESTOS INORGÁNICOS

23. Si un átomo metálico reacciona con oxígeno (O 2 ), forma un óxido básico. Algunos ejemplos: MgO (óxido de magnesio II); Li 2 O (óxido de litio); Fe 2 O 3 (óxido de hierro III).
24. Si un átomo no-metálico reacciona con oxígeno (O 2 ) forma un óxido ácido (anhídrido). Algunos ejemplos: CO 2 (anhídrido carbónico); SO 3 (óxido sulfúrico), NO 2 (dióxido de nitrógeno).
25. La reacción entre un óxido y agua formará un compuesto que dependerá de la naturaleza del óxido. Por lo tanto, si el óxido es metálico el producto generado será un hidróxido (base de Arrhenius). Si el óxido que reacciona es no-metálico, el producto que se genera será un ácido ternario (oxiácido).

Ejemplos: MgO + H 2 O (^)   Mg(OH) 2 (hidróxido de magnesio) SO 3 + H 2 O (^)   H 2 SO 4 (ácido sulfúrico)

26. Los compuestos binarios que presentan hidrógeno en su estructura son hidruros. Un tipo especial de hidruros son los formados por un no-metal (con alto valor de electronegatividad) e hidrógeno. A estos compuestos (usualmente gases) se les nombra con el sufijo uro. En solución acuosa adoptan comportamiento ácido y se les nombra con el sufijo hídrico. A estos últimos se les pasa a denominar ácidos binarios y a diferencia de los ternarios, no presentan oxígeno en su composición.

Ejemplos:

HNO 3 ácido ternario ácido nítrico HCl(g) hidruro cloruro de hidrógeno HCl(ac) ácido binario ácido clorhídrico H 2 S(ac) ácido binario ácido sulfhídrico

27. Los hidruros covalentes son compuestos binarios en donde el número de oxidación para el hidrógeno toma valor +1. En los hidruros metálicos el EDO para el hidrógeno es siempre -1. El metano es químicamente un hidruro covalente que pertenece a la familia de compuestos orgánicos llamados parafinas (hidrocarburos)

Ejemplos:

CaH 2 dihidruro de calcio (H=-1) hidruro metálico AlH 3 trihidruro de aluminio (H=-1) hidruro metálico NH 3 trihidruro de nitrógeno (H=+1) hidruro covalente CH 4 tetrahidruro de carbono (H=+1) hidruro covalente

28. Las sales binarias siempre están formadas por un metal y un no-metal. En este compuesto hay enlace iónico y por lo tanto, en estado sólido formarán redes cristalinas (no es aplicable la teoría de hibridación para conocer la geometría molecular). Se nombran indicando primeramente el no-metal con sufijo uro y luego el metal.

Ejemplos:

NaCl cloruro de sodio Na 2 S sulfuro de sodio KCl cloruro de potasio

29. Las sales ternarias son compuestos oxigenados que se forman cuando un ácido ternario reacciona con una base o un metal. Se les suele denominar con el sufijo ito o ato.

Ejemplos:

K 2 SO 4 sulfato de potasio Na 2 SO 3 sulfito de sodio

30. En los compuestos denominados peróxidos el número de oxidación para el oxígeno es -1. El agua oxigenada (H 2 O 2 ) y el peróxido de calcio (CaO 2 ) son algunos ejemplos conocidos. En tanto, los superóxidos son compuestos binarios en donde el número de oxidación para el oxígeno es – ½ (MgO 4 , por ejemplo).
31. Moléculas con nombres complejos:

H 2 SO 4 ácido sulfúrico HNO 3 ácido nítrico H 2 C 2 O 4 ácido oxálico H 2 CO 3 ácido carbónico KNO 3 nitrato de potasio K 2 SO 4 sulfato de potasio KMnO 4 permanganato de potasio CH 3 COONa acetato de sodio Al 2 (SO 4 ) 3 sulfato de aluminio K 2 Cr 2 O 7 dicromato de potasio

31 La resonancia es el término que indica que una estructura molecular o iónica tiene varias formas de representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla del octeto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura molecular generando lo que se denomina estructuras resonantes , todos igualmente correctos y que satisfacen teóricamente lo esperado. Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO 3 -^ que presenta al menos 3 estructuras resonantes y distintas.

12. Los enlaces múltiples tienen mayor energía que los enlaces simples. Además, presentan menor longitud (loa átomos están más cerca)
13. CLASIFICACIÓN DE CADENAS HIDROCARBONADAS

FUNCIONES

14. Los hidrocarburos forman muchos tipos de derivados, los cuales presentan comportamientos de acuerdo al grupo funcional que poseen.
15. Una amina es un derivado orgánico del amoníaco, NH 3 , puede ser primaria, R-NH 2 , secundaria, R-NH-R’ o terciaria si el nitrógeno que unido a tres radicales.
16. Una amida contiene un grupo carbonilo cuyo átomo de carbono está unido a un átomo de nitrógeno, R-CONH 2. Una amida también puede ser sustituida: R-CONH-R’ (enlace tipo peptídico).

Tipos de

Cadenas

Abiertas

(Alifáticas)

Cerradas

(Cíclicas)

Mixtas

Cadenas

Alifáticas

Normal o

Recta

Ramificada

Saturada

Insaturada

Homogénea

Heterogénea

Cadenas

Alifáticas

Normal o

Recta

Ramificada

Saturada

Insaturada

Homogénea

Heterogénea

17. Un éter es un compuesto heterogéneo que se nombra indicando la función y alfabetizando los 2 radicales que siempre posee.
18. Los aminoácidos presentan dos grupos funcionales, ácido (-COOH) y amino (–NH 2 ) son las unidades con las que se construyen las proteínas.
19. Los alcoholes contienen al grupo funcional OH y son moléculas altamente polares solubles en agua. La solubilidad en agua de un alcohol disminuye si aumenta el largo de la cadena hidrocarbonada.
20. A temperatura ambiente los alcoholes son líquidos ya que presentan la interacción intermolecular puente de hidrógeno que cohesiona sus moléculas. Aun así los alcoholes presentan un menor valor de densidad y tensión superficial si se les compara con el agua.
21. Los alcoholes se clasifican considerando la energía que presenta el carbono que sostiene el grupo OH. Si el carbono es primario, entonces el alcohol también lo será. De este modo sólo hay alcoholes primarios, secundarios y terciarios.
22. En general, los alcoholes son moléculas bastante solubles en agua, sin embargo la solubilidad disminuye si la cadena que contiene al alcohol aumenta de tamaño.
23. Las cetonas también son moléculas polares y solubles en agua. Presentan al grupo carbonilo (C=O) y suelen utilizarse como solventes de laboratorio y removedores de pinturas. Cuando se nombra una cetona se adiciona al sufijo ONA.
24. Los aldehídos son compuestos orgánicos muy reactivos (más reactivos que las cetonas y los alcoholes). Presentan el grupo carbonilo en su estructura y cuando se les nombra se adiciona el sufijo AL.
25. Los ácidos carboxílicos y los ésteres son moléculas orgánicas que presentan fórmula general del tipo CnH2nO 2. Contienen al menos 2 átomos de oxígeno en su estructura y son las funciones de mayor prioridad en una molécula. Los ácidos carboxílicos se nombran adicionando el sufijo OICO. En tanto, los ésteres se nombran usando el sufijo OATO.
26. Resumen de funciones orgánicas :

FUNCIÓN NOMBRE FUNCIÓN NOMBRE

RH Hidrocarburos ArH Hidrocarburos aromáticos

R-X Derivados halogenados R-NO 2 Nitrocompuestos

R-OH Alcoholes R-COOH Ácido carboxílicos

R-O-R’ Éteres R-COO-R’ Ésteres

R-NH 2 Aminas R-CONH 2 Amidas

R-CHO Aldehídos R-CO-R’ Cetonas

Ar-OH Fenoles

27. Los isómeros son moléculas diferentes que presentan la misma masa molar porque tienen la misma proporción de átomos en su estructura. Es importante recalcar que los isómeros son moléculas que no presentan las mismas propiedades químicas ni físicas y por tanto sólo coinciden en la fórmula molecular y masa molar.