Qui Mica
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Química
Ciencia que tiene por objeto el estudio de la materia teniendo en cuenta su composición, sus
reacciones, sus propiedades, y sus transformaciones.
Divisiones:
Química inorgánica: Estudia los elementos excluyendo al carbono.
Química orgánica: Estudia el carbono y sus compuestos.
Fisicoquímica: Estudia la relación materia-energía en función del comportamiento y propiedades de
las moléculas.
Química analítica: Estudia la composición de la materia.
Bioquímica: Estudia las transformaciones químicas que ocurren en los seres vivos (metabolismo).
Química nuclear: Estudia las transformaciones químicas del núcleo atómico.
Materia:
TEORÍA
PROPUESTA POR
PLANTEAMIENTO
FATA: (500-430
A.C)
EMPEDOCLES El principio u origen de la naturaleza de la materia son 4
elementos: Fuego, Aire, Tierra, Agua.
ATOMISTA (460-
370 A.C)
DEMOCRITO Y LEUCIPO La materia está formada por partículas indivisibles llamadas
ÁTOMOS.
ALQUIMISTA VII-
XIII
GEBER BACON, ST
TOMAS DE AQUINO
La naturaleza de la materia la forman 3 elementos: Mercurio,
Azufre, Sal.
FLOGISTO XVII
(sublime teoría)
STAHL (fundador) Toda sustancia combustible contiene un principio inflamable
llamado flogisto: Metal + Calos � Ceniza (residuo) +
FLOGISTO.
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Es todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.
Clases:
- Elementos: Sustancias simples formadas por una sola clase de átomos.
- Mezclas: Combinación de dos o más sustancias de propiedades similares o diferentes.
- Compuestos: Sustancias formadas por varias clases de átomos en determinadas proporciones.
Estructura de la materia
LA MATERIA:
Sobre la estructura o naturaleza de la materia existen varias teorías :
MODELOS ATÓMICOS:
Son representaciones ideales de la composición o estructura íntima del átomo. En el siguiente
cuadro se resumen los modelos propuestos:
MODELO AÑO ESQUEMA GRAF PLANTEAMIENTO
JOHN DALTON 1803
Los átomos son
esferas en su
mayor parte
vacías. Átomos de
un mismo
elemento tienen
propiedades
similares. Los
átomos se
combinan en
relación de
números enteros.
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JOSEPH J.
THOMSON
1904
El átomo es una
esfera cargada
positivamente
donde se incrustan
partículas
negativas en igual
número que las
positivas.
ERNEST
RUTHERFORD
1911
Existe una región
central (núcleo)
donde se encuentra
el total de la carga
positiva y la mayor
parte de la masa.
En determinadas
órbitas se localizan
las partículas
negativas.
NIELS BOHR 1913 Los electrones
pueden saltar de
un nivel a otro
ganando o
perdiendo energía
en términos de
fotones.
fea = fuerza electroestática de atracción fc = fuerza centrífuga
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MODELO CUÁNTICO: se basa en los números cuánticos que identifican distintas regiones del
espacio atómico permitiendo establecer el estado de cualquier electrón en el átomo. Los números
cuánticos son:
- NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL: indica el nivel de energía, se representa por la letra n.
- NUMERO CUÁNTICO AZIMUTAL: indica el subnivel de energía en que se localiza el e-. Se
representa por la letra l.
- NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO: indica la orientación del subnivel en el espacio (orbital). Se
representa por ms.
- NUMERO CUÁNTICO DE SPIN: indica el giro del e- sobre su eje. Se representa por me.
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO Son:
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PARTÍCULA SIMB NATURALEZA MASA CARGA LOCALIZACIÓN
ELECTRÓN e- Llamados
rayos
catódicos
debido a su
carácter
negativo
9.11*10-28
gr.
-1.6*10-19
coul
En los orbitales
PROTÓN p+ Llamados
rayos
anódicos
debido a su
carácter
positivo
1.62*10-24
gr.
+1.6*10-19
coul
NÚCLEO
NEUTRÓN n0 Se consideran
como la
combinación e
y p
1.63*10-24
gr.
0 NÚCLEO
NUMERO ATÓMICO Y MASICO:
Números que hacen referencia a las partículas presentes en el átomo. El número atómico
indica el número de protones o de electrones, se representa por (Z). El másico hace
referencia a las partículas presentes en el núcleo atómico, es decir , protones y neutrones,
se simboliza por A.
ELEMENTO #ATÓMICO
(Z)
#MASICO
(A)
# DE
e-
# DE
p+
# DE no
Na ( Sodio) 11 23 11 11 12
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Al (Aluminio) 13 27 13 13 14
O (Oxígeno) 8 16 8 8 8
ISOTOPOS:
Son variedades de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones. Es decir,
tienen algún número atómico y distinto número másico.
ISÓTOPO # ATÓMICO (Z) #MASICO
(A)
# DE e- # DE p+ # DE no
PROTIO 1 1 1 1 0
DEUTERIO 1 2 1 1 1
TRITIO 1 3 1 1 2
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:
Corresponde a la distribución de los electrones e- en los distintos niveles y subniveles de
energía. Se realiza con base en el siguiente esquema. Con base en la configuración
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electrónica es posible determinar el periodo y grupo al que pertenece el elemento de la
tabla períodica.
El periodo se determina por el mayor nivel de energía y el grupo por el número de
electrones en dicho nivel. Ej:
ELEMENTO # ATOM. CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
PERIODO GRUPO
Nitrógeno 1 1s1 1 I A
O 8 1s2 2s2 2p4 2 VI A
Flúor 9 1s2 2s2 2p5 2 VII A
K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 4 I A
Aluminio 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 3 III A
Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 4 VIII B
C 6 1s2 2s2 2p2 2 IV A
Cromo 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 4 VI B
S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3 VI B
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Tabla periódica
Concepto:
Es un sistema rectangular que consta de filas llamadas periodos y columnas denominadas grupos
donde se organizan o clasifican los elementos químicos.
Sistemas de clasificación: Estos se resumen en:
SISTEMA
PLANTEAMIENTO
DE ANTOINE
LAVOISIER
Clasificó los elementos en metales y no metales teniendo
en cuenta algunas propiedades
Metales: brillo, maleables, buenos conductores,
formadores de bases. No metales: opacos, quebradizos,
malos conductores, formadores de ácidos.
TRIADAS DE
WOLFANG
DOBEREINER
clasificó los elementos en grupos de 3 elementos, donde el
peso atómico del elemento intermedio era aprox. Igual al
promedio de los pesos atómicos de los elementos
extremos de la triada.
OCTAVAS DE JOHN
NEWLANDS
Las propiedades de los elementos se repiten cada ocho
(8).
TABLA CORTA L.
clasificó los elementos químicos en 8 grupos y 7 periodos
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MEYER teniendo en cuenta sus propiedades y el orden creciente
de los números atómicos.
TABLA LARGA HENRY
MOSELEY
clasificó los elementos químicos en 8 grupos mayores, 8
subgrupos y en 7 periodos con base en el orden creciente
de los números atómicos.
SERIES DE ELEMENTOS:
Teniendo en cuenta la actual tabla períodica, los elementos pueden dividirse en tres
grandes series:
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Se caracterizan por llenar los subniveles s (máximo 2e-)
y p (máximo 6 e-), formado por los grupos mayores identificados con la letra A con las
siguientes características:
I: elementos alcalinos (formadores de comp. Básicos) : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
II: elementos alcanotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
III: elementos térreos: B, Al, Ga, In, Tl
IV: familia del carbono: C, Si, Ge, Sn, Pb
V: familia del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi
VI: elementos anfígenos: O, S, Se, Te, Po
VII: elementos halógenos: F, Cl, Br, I, At (formadores de sales)
VIII: gases nobles o inertes: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos ubicados en el centro de la tabla periódica, llenan
el subnivel d (máximo 10 e-). Está formado por 8 subgrupos.
TIERRAS RARAS: llamados elementos de Transición Interna, se caracterizan por llenar el
subnivel f (máximo 14 e-). Se dividen en dos subseries:
-LANTANIDOS: desde La (lantano) hasta Lu (Lutecio).
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-ACTINIDOS: desde Ac (actinio) hasta Lw (laurencio).
PROPIEDADES: Se resumen en:
PROPIEDAD DEFINICIÓN VARIACIÓN
NUMERO ATÓMICO
Indica el número de
electrones o de
protones presentes
en el átomo
ELECTRONEGATIVIDAD
Es la tendencia que
presentan los
átomos a ganar
electrones
POTENCIAL DE
IONIZACIÓN
Energía requerida
para liberar o
remover un electrón
de un átomo
LEY PERIÓDICA:
Es una consecuencia de la base de ordenación propuesta por Moseley: esta ley plantea que las
propiedades de los elementos químicos son función periódica del número atómico, es decir, que las
propiedades de los elementos que forman un grupo son similares. El grupo indica el número de
electrones del elemento en su último nivel llamados electrones de valencia.
Enlace químico
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Concepto:
Es la fuerza de unión existente entre dos átomos que forman una molécula, cualquiera que
sea su naturaleza.
Ley del octeto y dos:
Los elementos (átomos) tienden a combinarse unos con otros para adquirir la configuración
electrónica del gas noble correspondiente, es decir, que en su último nivel de energía
tengan 8 electrones o 2 electrones.
Clases de enlace:
Para que los átomos de los elementos sean isoelectrónicos con los correspondientes a los
gases nobles, deben ganar, perder o compartir electrones, por lo tanto se distinguen las
siguientes clases de enlace químico
ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE:
CARACTERÍSTICA CONDICIÓN EJEMPLO REPRESENTACIÓN
NaF F
4.0
Na 0.9
3.1
Transferencia de
electrones de un
átomo a otro
formándose iones
positivos
(cationes) y
negativos
(aniones)
Un compuesto
presenta enlace
iónico si la
diferencia de las
electronegatividades
de los átomos es
mayor a 1.7
CaO O
3.5
Ca 1.0
2.5
ENLACE COVALENTE:
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Se caracteriza porque los átomos comparten electrones desapareados.
TIPO DE
ENLACE
CONDICIÓN EJEMPLO FORMULA
ELECTRÓNICA
FORMULA
ESTRUCTURAL
H2 H-H PURO SIMPLE
Cada átomo aporta
un electrón
Cl2
Cl-Cl
PURO DOBLE Cada átomo aporta 2
electrones
O2
O=O
PURO TRIPLE Cada átomo aporta 3
electrones
N2
H2O O
3.5
H 2.1
1.4
POLAR Se establece entre
átomos que
presentan
electronegatividades
diferentes
estableciéndose un
dípolo
HCl Cl
3.0
H 2.1
0.9
SO3
COORDINADO Uno solo de los
átomos aporta el par
de electrónico
requerido para la
formación del enlace HNO3
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Nomenclatura química CONCEPTO:
Se encarga de asignar al nombre a cada uno de los distintos tipos de compuestos con base
en: El estado de oxidación y el grupo funcional al que pertenece.
ESTADO DE OXIDACIÓN:
El estado de oxidación es un número positivo o negativo, que indica el número de
electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo cuando forma una molécula.
Para determinar el estado de oxidación de un elemento en un compuesto, se deben tener
en cuenta las siguientes pautas:
- El estado de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos que trabaja como con
–1
- El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros donde trabaja con –1
- La suma de los estados de oxidación de los átomos (elementos) en:
una molécula igual a cero.
Una molécula iónica es igual a la carga del ión.
El estado de oxidación de los elementos está en función del grupo al que pertenece según:
GRUPO
(REPRESENT) I II III IV V VI VII
ESTADOS DE
OXIDACIÓN
+1 +2 +1
+3
+2
+4
- 4
+1
+3
+5
-3
+2
+4
+6
-2
+1
+3
+5
+7
-1
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GRUPO FUNCIONAL:
Es la agrupación o disposición de los átomos en una molécula, que le confiere a una serie de
compuestos propiedades específicas. Las funciones químicas se resumen en el siguiente cuadro
ilustrativo:
M = Representa un elemento metálico
FUNCIÓN HIDRURO
Combinación del metal con el hidrógeno
Se identifica por la fórmula MH-1.
Se nombran con la palabra Hidruro seguida del nombre del metal; Ej:
- 2Na + H2 = 2Na+1 H-1 (hidruro de sodio)
- Be + H2 = Be+2 H2-1 (hidruro de berilio)
FUNCIÓN OXIDO
Combinación de cualquier elemento excepto el Flúor con el Oxígeno
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OXIDO BÁSICO
- Se identifica por la fórmula MO-2
- Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del metal sujeto al estado de oxidación así:
Si el elemento trabaja con un estado de oxidación su terminación será "ico". Ej:
4K + O2 = 2K2+1 O-2 (óxido potásico) – (óxido de potasio (I))
Si el elemento trabaja con dos estados de oxidación su terminación será:
"oso" para el menor estado de oxidación
"ico" para el mayor estado de oxidación
Los siguientes elementos trabajan con dos estados de oxidación:
Fe, Co, Ni (+2, +3) Cu, Hg (+1, +2) Au,Tl (+1, +3)
Pb, Pt, Pd (+2, +4) Sb, Bi (+3, +5)
Ejemplo:
ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA STOCK
2Fe + O2 = 2FeO Oxido Ferroso oxido de Hierro (II)
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 oxido Férrico oxido de Hierro (III)
4Au + O2 = 2Au+12O
-2 oxido Auroso oxido de Oro (I)
4Au + 3O2 = 2Au2O3 oxido Aúrico oxido de Oro (III)
Pt + O2 = Pt O2 oxido Platínico oxido de Platino (IV)
2Cu + O2 = 2CuO oxido Cúprico oxido de Cobre (II)
OXIDO ACIDO.
Se identifica por la fórmula MO-2
Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del no metal dependiendo del estado de
oxidación así:
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ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA.
SISTEMAT.
2Cl2 + O2 = 2Cl2O oxido Hipocloroso Monóxido de Cloro
2Cl2 + 3O2 = 2Cl2O3 oxido Cloroso Trióxido de Cloro
2Cl2 + 5O2 = 2Cl2O5 oxido clórico Pentóxido de Cloro
2Cl2 + 7O2 = 2Cl2O7 oxido perclórico Heptóxido de Cloro
FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO
(Combinación de óxido básico con el agua).
Se identifica por la fórmula M(OH)-
Se nombran por la palabra Hidróxido seguida del nombre del elemento metálico teniendo
en cuenta su estado de oxidación. Ej:
ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA STOCK
NiO + H2O = ni (OH)2 Hidróxido Niqueloso Hidróxido de Níquel (II)
Ni2O3 + 3H2O = 2Ni (OH)3 Hidróxido Niquélico Hidróxido de Níquel (III)
PbO2 + 2H2O = Pb (OH)4 Hidróxido Plúmbico Hidróxido de Plomo (IV)
Na2O + H2O = 2NaOH Hidróxido Sódico Hidróxido de Sodio (I)
ÁCIDOS: los ácidos se clasifican en hidrácidos y oxácidos.
HIDRACIDOS (ÁCIDOS BINARIOS)
Se identifican por la fórmula HM
Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del elemento no metálico terminado en
"hídrico".
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ECUACIÓN
QUÍMICA
NOMBRE ECUACIÓN
QUÍMICA
NOMBRE
F2 + H2 = 2Hf Ácido Fluorhídrico S + H2 = H2S Ácido Sulfhídrico
Cl2 + H2 = 2HCl Ácido Clorhídrico Se + H2 = H2Se Ácido Selenhídrico
OXACIDOS (ÁCIDOS TERCIARIOS)
Se identifican por la fórmula HMO
Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del no metal de acuerdo a su estado de
oxidación.
ECUACIÓN
QUÍMICA
NOMBRE ECUACIÓN
QUÍMICA
NOMBRE
Cl2 + H2O= 2HClO Ácido Hipocloroso SeO2 + H2O =
H2SeO2
Ácido Selenioso
Cl2 O3 + H2O=
2HclO2
Ácido Cloroso SO + H2O = H2SO2 Ácido Hiposulfuroso
SALES (COMBINACION ENTRE UN Ácido Y UNA BASE O HIDRÓXIDO)
Se nombran dependiendo del ácido del cual se obtenga según el cuadro:
Ácido SAL QUE
ORIGINA
Sin oxígeno HÍDRICO URO sin oxígeno
Con oxígeno OSO ITO con oxígeno
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con oxígeno ICO con oxígeno
Para nombrar una sal, se nombra la parte no metálica con la terminación correspondiente y
luego el metal según el estado de oxidación. En las sales ácidas se interpone la palabra
"ácido" y para las sales básicas la palabra "básico"
BASE O HIDRÓXIDO Ácido SAL NEUTRA AGUA
2K+ OH + H2 S-2 = K2
+1 S-2 + 2H2O
hidróxido potásico ácido
sulfhídrico sulfuro potásico
Na+ OH + NCl-1 = NaCl + H2O
hidróxido sódico ácido
clorhídrico cloruro sódico
BASE O HIDRÓXIDO Ácido SAL NEUTRA AGUA
Na+ OH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O
Hidróxido de sodio ácido
carbónico
carbonato ácido de
sodio
KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
hidróxido potásico ácido sulfúrico sulfato ácido de
potasio
BASE O HIDRÓXIDO Ácido SAL NEUTRA AGUA
Mg (OH)2 + HCl-1 = MgOHCl + H2O
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Hidróxido de
magnesio
ácido
clorhídrico
cloruro básico de
magnesio
Zn (OH)2 + HBr = ZnOHBr + H2O
hidróxido sódico ácido
clorhídrico cloruro sódico
Estequiometría
CÁLCULOS BÁSICOS:
Son aquellos cálculos que se realizan con base en las sustancias, dentro de estas se
encuentran:
ÁTOMO GRAMO (at-gr): 1 at-gr equivale a:
El peso atómico del elemento expresado en gramos.
El número de avogadro (6.023*1023 átomos) de átomos del elemento. Ej:
1 at-gr de S = 32gr S = 6.023*1023 átomos de S
1 at-gr de C = 12gr C = 6.023*1023 átomos de C
CANTIDAD
DE
SUSTANCIA
# AT- GR # DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO
8gr S
CANTIDAD DE SUSTANCIA # AT- GR # DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO
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1.5 at-gr C
PESO MOLECULAR:
Es el peso fórmula de una sustancia molecular. Se obtiene al sumar los pesos atómicos de los
elementos que forman la sustancia en gramos.
MOL: es la cantidad de sustancia que contiene el número de avogadro de moléculas. 1 mol es
equivalente a:
El peso molecular de la sustancia expresado en gramos.
El número de avogadro (6.023*1023 moléculas) de moléculas de la sustancia.
1mol NaOH = 40gr NaOH = 6.023*1023 moléculas NaOH
1mol H3PO4 = 98gr H3PO4= 6.023*1023 moléculas H3PO4
CANTIDAD DE SUSTANCIA 30grC4H8O4
PESO MOLECULAR
NUMERO DE MOLES
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NUMERO DE MOLÉCULAS
Pesos atómicos: C (12), H (1), O (16)
REACCIONES QUÍMICAS:
Es el resultado de combinar dos o más sustancias para originar otras de propiedades distintas. Se
representan mediante ecuaciones químicas, donde a la izquierda aparecen los reactivos o
reactantes y a la derecha los productos.
CLASES DE REACCIONES EJEMPLOS
REACCIÓN DE SÍNTESIS O DE
FORMACIÓN
4Fe + 3O2 = 2Fe2 O3
REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN 2KClO3 2KCl + 3O2
REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN O DE
DESPLAZAMIENTO
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
REACCIÓN DE DOBLE SUSTITUCIÓN O
DE INTERCAMBIO IONICO
Ag2 Cl- + Na+ NO3- = NaCl + AgNO3
Reacciones Redox: Son aquellas en las cuales se verifica los procesos de reducción (ganancia de
electrones) y oxidación (pérdida de electrones). Estos procesos se detrerminan con base en la
variación del estado de oxidación que experimentan los átomos así:
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En toda reacción Redox se distinguen dos agentes: el oxidante (corresponde a la sustancia
reducida) y el reductor (sustancia oxidada)
REACCIÓN QUÍMICA SUSTANCIA
OXIDADA
SUSTANCIA
REDUCIDA
AGENTE
OXIDANTE
AGENTE
REDUCTOR
H+1Cl-1 + Mn+4º2-2 = Mn+2Cl2
-1 +
Cl20 + H+1
2 O-2
Cl-1 = Cl02 Mn+4=Mn+2 MnO2 HCl
CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS: Cálculos matemáticos que se realizan con base en las
sustancias que participan de las reacciones químicas. Para realizar un cálculo estequimétrico se
deben tener en cuentan las siguientes pautas:
Plantear la ecuación química que representa al proceso de reacción. Balancear la ecuación química.
Interpretar la ecuación química teniendo en cuenta las sustancias que interesan. Se interpreta en
términos de las unidades planteadas por el problema (gramos o moles en relaciones de masa).
plantear y resolver la regla de tres simple y directa, con referencia a las sustancias interpretadas
de la ecuación química.
LEYES PONDERALES: son las que rigen el comportamiento de la materia en cuanto a las
cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química.
LEY PONDERAL DEFINICIÓN EJEMPLO
CONSERVACIÓN
DE LA MATERIA-
LAVOISIER
El total de la
materia de las
sustancias que
actúan como
reactivos en una
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reacción química
es igual al total
de la materia de
las sustancias
que se obtiene.
PROPORCIONES
DEFINIDAS –
PROUST
Cuando una
sustancia se
combina con otra
para formar un
compuesto lo
hace en relación
de peso
invariable.
PROPORCIONES
MÚLTIPLES –
DALTON
Cuando dos
elementos se
combinan para
originar más de
un compuesto, lo
hacen en relación
de números
enteros sencillos.
RELACIONES MASA A MASA: son aquellos cálculos estequiométricos que se realizan en términos
de moles o gramos. Pueden ser:
REACTIVO A PRODUCTO: es aquel en el cual se desea calcular la cantidad de producto obtenido a
partir de una cantidad dada de reactivo. Ej:
Cuántos gramos de sulfato sódico se obtienen al hacer reaccionar 20 gramos de hidróxido sódico
según la ecuación química: NaOH + HS2O4 = Na2 SO4 + H2O
- Balanceamos la ecuación química:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
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Interpretamos la ecuación en gramos , para la cual calculamos los pesos moleculares de las
sustancias hidróxido sódico y sulfato sódico.
2NaOH = Na2 SO4
2 ( 40gr NaOH) = 142 gr Na2 SO 4
80 gr NaOH = 142 gr Na2SO 4
Planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa
80 gr NaOH -----> 142 gr Na2SO4
20 gr NaOH -----> X
PRODUCTO A REACTIVO:
Es aquel en el que se desea averiguar la cantidad de reactivo para producir una cantidad dada el
producto. Ej:
Cuántos gramos de hidróxido cálcico se requiere para producir 16.4 gr de nitrato cálcico según la
ecuación química:
Ca (OH)2 + HNO3 = CA(NO3)2 + H2O
PESOS AT: C = 40, H = 1, N = 14, 0 = 16
- balanceamos la ecuación:
CA (OH)2 + 2HNO3 = CA(NO3)2 + 2H2O
- interpretamos la ecuación en gramos:
CA (OH)2 = CA(NO3) 2
74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3)2
- planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:
74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3) 2
X = = 16,4 gr CA(NO3)2 = X = 7.4gr CA (OH) 2
REACTIVO A REACTIVO:
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Se desea conocer la cantidad de una sustancia para que reaccione con una determinada cantidad
de otra sustancia. Ej:
Cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione 11 gr de propano según la ecuación
química:
C3H8 + O2 = CO2 + H2O PESOS ATÓMICOS : C = 12, H = 1, O = 16
balanceamos la ecuación:
C3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O
interpretamos la ecuación en gramos:
C3H8 ----> 5O 2
44gr C3H8 ----> 5(32gr O2)
44gr C3H8 ----> 160gr O 2
planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:
44gr C3H8 ----> 160gr O 2
11gr C3H8 ----> X
X = 40gr O 2
Estado gaseoso
GENERALIDADES:
FORMA VOLUMEN MOVIMIENTO
MOLECULAR DIFUSION FUERA DE
COHESION COMPRESI-
BILIDAD DENSIDAD
Es variable
dependiendo
del
recipiente
que lo
contiene.
Variable
dependiendo del
recipiente
donde se
encuentre
Libre y aumenta
con la
temperatura
Se difunden
rápidamente Prácticamente
es nula Fácil debido
al espacio
entre las
particulas
Baja comparada
con los sólidos y
líquidos
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FACTORES:
Los siguientes factores influyen en el comportamiento de los gases:
FACTOR DEFINICION UNIDADES DE
MEDIDA
FORMULAS DE
CONVERSION
TEMPERATURA
(T)
Propiedad que permite
determinar el grado o
intensidad de calor de un
grupo o sustancia.
°C (centígrados
o celsius)
° K (Kelvin o
absolutos)
°K = °C + 273
°C = °K - 273
PRESION (P) Fuerza ejercida por las
moléculas del gas sobre las
paredes del recipiente.
Atmósfera
(atm),
centímetros,
milímetros
(mmHg),
torricellis (torr)
76cmHg
1atm = 760mmHg
760torr
CANTIDAD DE
SUSTANCIA
Número de moléculas del
gas presentes en una
cantidad determinada de
masa.
MOLES
GRAMOS
Moles = gr
SUSTANCIA/peso
molec. Gr SUST =
moles/ peso
molecular
LEYES DE LOS GASES:
Leyes que rigen el comportamiento de los gases teniendo en cuenta las condiciones de presión (P),
temperatura (T), cantidad de sustancia (n) y volumen (V). Aquí se resumen las principales leyes:
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LEY
ENUNCIADO
EXPRESION
ELEMENTAL
CONDICIONES
MODELO Y
REPRESENTACIÓN
GRAFICA
BOYLE Y
MARIOTTE
El volumen de un
gas varía
inversamente con
la presión, si la
temperatura es
constante
Pi/Po=Vo/Vi PiVi = PoVo Pv = es const. T = es const.
P = V 2P = V/2 4P = V/4 P/2 = 2V
CHARLES El volumen de un
gas directamente
con la temperatura,
si la presión es
constante
Vi/Ti = Vo/To ViTo = VotI V/T = const P = const.
T(°K) = V T/2 = 2P T/4 = V/4 2T = 2V
GAY –
LUSSAC
La presión ejercida
por un gas varía
directamente con la
temperatura, si el
volumen es
Pi/Po = Ti/To PiTo = PoTi V = const.
T(°K) = P 2T = 2P T/4 = P/4 3T = 3P
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constante.
COMBINADA El volumen de una
determinada
cantidad de gas
varía
conjuntamente con
la presión y la
temperatura,
inversa con la
presión y directa
con la temperatura
PiVi/Ti =
PoVo/To PiViTo = PoVoTi
T(°K) – V – P 2T – 4V – P/2 T/2 – V/4 - 2P T/2 – 2V – P/4
DALTON La presión ejercida
por una mezcla de
gases es igual a la
suma de las
presiones parciales
de los componentes
Pi = Pr * Xi P = presión
parcial Pr = presión
total de la
mezcla Xi = fracción
molar del
component
P --- X P/2 --- X/2 P/3 --- X/3 P/4 --- X/4
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AVOGADRO A las mismas
condiciones de P y
T volúmenes
iguales de distintos
gases tienen
número de
moléculas. El
volumen ocupado
por un gas varía
directamente con la
cantidad de
sustancia
Vi/Vo = ni/no Vino = Voni Aq°C y 1atm 1 mol de cualquier
gas ocupa un
volumen de 22.4LT
V --- n V/2 --- n/2 3V --- 3n 2V --- 2n
GENERAL
(ECUACION
DE
ESTADO)
El volumen de un
gas varía
directamente al
producto del
número de moles
por la constante R y
por la temperatura
e inversamente con
la presión
P*V/N*T =
R(cons Uni) R = 0.082 atm*Lt/mol* °K P*V = n*R*T Ecuación de
estado
Si P y T constantes
se tiene que V varía
directamente con n. V--- n
Soluciones
CONCEPTO: Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias en proporciones variables, dentro
de unos límites definidos.
COMPONENTES: En toda solución se distinguen dos componentes que se designan como soluto y
solvente.
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SOLUTO: Es aquella sustancia que en la solución se disuelve o que está en menor proporción.
SOLVENTE: corresponde a la sustancia que en la solución se disuelve o que está en mayor
proporción; el solvente universal por naturaleza es el agua.
CLASES DE SOLUCIONES: Normalmente se clasifican de acuerdo con el estado físico en que se
presenten los componentes de las mismas en:
SOLVENTE SOLUTO EJEMPLO
GAS Aire (N2, O2, H2, He, CO2...
LIQUIDO Agua en el aire (aire húmedo)
GAS
SOLIDO Partículas de polvo en el aire
GAS Gas carbónico en agua
LIQUIDO Alcohol y agua
LIQUIDO
SOLIDO Azúcar y agua
GAS Hidrógeno en paladio
LIQUIDO Mercurio en Cinc (amalgamas)
SOLIDO
SOLIDO Aleaciones (Cu y Sn : bronce) (Au y
Ag)
MEDIDAS DE COMPOSICION: Expresan la concentración de la solución al relacionar el soluto con
el solvente, o en la mayoría de los casos son la solución en total. Esta concentración puede
expresarse en unidades físicas o químicas.
MEDIDAS FISICAS: Se expresan en términos de porcentaje, teniendo como relación la cantidad
de cada componente (en peso o volumen) en 100 partes de la solución. El siguiente cuadro resume
las medidas de composición físicas.
MEDIDA
FISICA
EXPRESION MATEMATICA EJEMPLO CONCENTRACION
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PORCENTAJE
PESO A
PESO
Solución
formada
por 5gr
de azúcar
y 20 de
agua
PORCENTAJE
PESO-
VOLUMEN
200ml de
solución
preparada
al tomar
10 gr de
hidróxido
sódico
NaOH
PORCENTAJE
VOLUMEN-
VOLUMEN
Solución
preparada
al
combinar
10ml de
alcohol y
30ml de
agua
MEDIDAS QUIMICAS: Se expresan en términos de moles o equivalentes gramo. El siguiente
cuadro resume las principales medidas de composición química:
MEDIDA
QUIMICA
EXPRESION
MATEMATICA
EJEMPLO CONCENTRACION
FRACCION A = soluto Se presenta 28gr KOH * (1mol
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MOLAR (X) B = Solvente
nA = Moles
de Soluto
nB = Moles
de solvente
nA + nB =
Moles
solucion
XA =
nA/nA+nB
XB=
nB/nA+nB
XA +XB = 1
una solución
combinando
28gr de
hidróxido
potásico KOH
con 81gr de
agua. Hallar
la fracción
molar del
soluto y
solvente.
KOH/56gr KOH) = 0.5mol
KHO
81gr H2O * (1mol H2O/18gr
H2O) =4.5 mol H2O/5mol
solución
XKOH = (nKOH/nsolución)
= 0.5mol / 5 mol = 0.1
X H2O = 1-XKOH = 1-0.1=0.9
MOLALIDAD
(m)
m = Moles
soluto/Kg
solvente
Se combinan
20gr de
carbonato
cálcico CACO3
con 200gr de
agua. Hallar
la molalidad
(m) de la
solución.
20gr CaCO3 * (1mol CaCO3
/100gr CaCO3)=0.2 mol
CaCO3
200gr H2O * (1Kg
H2O/100gr H2O)=0.2Kg
H2O
m=0.2mol/0.2Kg =1mol/
Kg = 1m
MOLARIDAD
(M)
M= Moles
soluto/Lt
solución
Se preparan
400ml de
solución
tomando 17gr
de nitrato de
sodio
(NaNO3).
17gr NaNO3*(1 mol NaNO3
/ 85gr NaNO3)= 0.2 mol
NaNO3
400ml solución = 1Lt
soluicion/1000ml solución
= 0.4 Lt solución
M=0.2mol/0.4Lt=0.5mol/Lt
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Calcular la
molaridad (M)
de la solución.
= 0.5M
NORMALIDAD
(N)
N =
equivalente
gramo soluto
/ Lt de
solución
Eq – gr *
cantidad
soluto * (a /
masa
muscular)
#H(Acido)
a =
#OH(Base),
carga,
catión(sal)
Se combinan
9.8gr de ácido
fosfórico
H3PO4 con
agua hasta un
volumen de
100ml.
Determinar la
normalidad
(N) de la
solución
preparada.
9.8gr H3PO4 * ((3Eq-gr
H3PO4/mol)/98gr
H3PO4/mol)=0.3Eq-gr
100ml solución * (1 Lt
solución/1000ml solución)
= 0.1Lt solución
N = (0.3Eq-gr/0.1Lt) =
3(Eq-gr/Lt)=3N
PESOS ATOMICOS: K(39) H(1) O(16) Ca(40) C(12) Na(14) P(31)
DILUCIÓN: Es el fenómeno por el cual a partir de soluciones concentradas se preparan otras
diluidas al agregar a la solución de partida una cantidad dada de solvente. El número de
equivalentes gramo (Eq-gr) del soluto en ambas soluciones es el mismo.
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Por lo tanto:
# Eq-gr = N*V #Eq-gr1 = N1*V1 #Eq-gr2 = N2*V2
de donde resulta que: N1*V1 = N2*V2
EJ: Qué volumen de solución de Acido Sulfúrico 6N y de agua se debe tomar para preparar 1000ml
de solución del mismo ácido 1.5N
N1= 6N
V1= ?
N2 = 1.5N
V2 = 1000ml
V1 = (N2 * V2 / N1) = (1.5N * 1000ml / 6n) = V1 = 250ml = volumen del Acido Sulfúrico 6N
V agua = V2 – V1 = 1000ml – 250ml = V agua = 750ml
Equilibrio químico e iónico
CONCEPTO: El equilibrio químico corresponde a todos aquellos procesos en los cuales, coexisten
reactivo y productos siendo las velocidades de reacción directa e inversa iguales:
CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Es el cociente entre las velocidades de reacción, definida
por la concentración de los productos sobre la concentración de los reactivos elevados a un
exponente que equivale al coeficiente que balancea la sustancia en la ecuación química. Ej:
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ECUACION QUIMICA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Keq
ELECTROLITOS: Son sustancias que en solución conducen en mayor o menos grado la
corriente eléctrica se clasifican en ácidos, bases y sales pudiendo ser fuertes o débiles. Ej:
- ACIDOS = HCl (clorhídrico) H2SO4 (sulfúrico) HNO3 (nítrico)
- BASES O = NaOH (sódico) KOH (potásico) Ca(OH) 2 (cálcico)
HIDROXIDOS
SALES = NaCl (cloruro sódico) CaSO4 (sulfato cálcico) KNO3 (nit. potásico)
TEORIAS ACIDO-BASE: para definir los conceptos de Acido y Base se formularon las
siguientes teorías:
SUSTANCIA
TEORIA DE
ARRHENIUS
TEORIA DE
BRONSTED-
LOWRY
TEORIA DE
LEWIS
ACIDO Sustancias que en
solución liberan
protones H+.
Toda sustancia que
libera o cede
protones H+.
Toda sustancia
molecular o iónica
que acepta un par
electrónico.
BASE Sustancias que en
solución liberan
Toda sustancia que
puede aceptar
Toda sustancia
molecular o iónica
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iones Hidróxilo (-
OH).
protones H+. que cede un par
electrónico
AUTOPROTOLISIS DEL AGUA: el agua es un compuesto que se comporta como ácido y
como base. El agua pura presenta el doble carácter y se ioniza o disocia según la ecuación:
Donde Kw = [H3O+]*[-OH] siendo Kw = producto ionico del agua
Kw = 1*10-14M2. Por lo tanto [H3O+]*[-OH]=1*10-7M
Tomando como base el valor 1*10-7 para la concentración de los iones las soluciones
pueden ser:
SOLUCION NEUTRA = [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M
SOLUCION ACIDA = [H3O+] > [-OH] > 1*10-7M
SOLUCION BASICA = [H3O+] < [-OH] < 1*10-7M
ESCALA LOGARITMICA DE LAS CONCENTRACIONES: Establecida por Sörem sörensen
define:
PH (potencial de hidrogeno)
PH=log 1/[H3O+] = -log[H3O
+]
PH(potencial de hidroXILO)
POH =log 1/[-OH] = -log[-OH]
Nota: –log (a*10-b) = -log a + b log 1 = 0 log 10 = 1
Para el agua se tiene que [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M. De donde :
Poh = -log [H3O+] = -log (1*107) = -log 1 + 7 = -0 + 7 Ph = 7
Poh = -log [-OH] = -log (1*10-7) = -log 1 +7 = -0 + 7 Poh = 7
Por lo tanto Ph + Poh = 14
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CALCULOS DE PH Y POH: Teniendo en cuenta que para los electrolitos fuertes la
concentración de los iones originados del proceso de disociación es prácticamente igual a la
concentración de la solución, los cálculos de PH y POH) pueden ser, por ejemplo:
- Calcular el PH y el POH de ácido clorhídrico 0.002 M
Como es un ácido, el ion que origina es [H3O+] cuya concentración es 2*10-3 M
= PH = - log [H3O+] = -log (2*10-3) = log 2 + 3
= PH = -0.3 + 3 PH = 2,7
como PH y POH = 14 = POH =14 - PH POH = 11.3
- Calcular el PH y el POH de hidróxido sódico 0.0003 M
Como corresponde a una base, el ion originado es [-OH] de concentración es
3*10-4 M.
Entonces se calcula primero el POH
= POH = -log [-OH] = -log (3*10-4) = -log 3 + 4 log 3 = 0.47
= POH = 3,53 como PH + POH = 14
= PH = 10,47
Átomos de carbono y compuestos orgánicos
ÁTOMO DE CARBONO
GENERALIDADES:
SÍMBOLO #
ATÓMICO #
MASICO CONSTITUC.
DEL ÁTOMO CONFIGURAC.
ELECTRÓNICA ELECTRONES
DE VALENCIA NIVELES
DE
ENERGÍA
ISÓTOPO
RADIOACTIVO CONS.
DEL
ISÓTOPO
CLASE DE
ELEMENTO
C 6 12 6e-, 6p+ ,
6no
1s2 2s2
2p2
4e- 2 14
6
6e-, 6p+
, 8no
No
metálico
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ESTADO NATURAL: El carbono se presenta en la naturaleza bajo dos formas: elemental y
combinado.
TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN: Se basa en la combinación de orbitales atómicos (COA)
permitiendo la explicación de distintos compuestos como alcanos, alquenos y alquinos.
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En el siguiente cuadro se resumen las características de lo distintos tipos de hibridación.
TIPO DE
HIBRIDACIÓN
COMBINACIÓN
DE ORBITALES
FIGURA
GEOMÉTRICA
ÁNGULO DE
ENLACE
ORBITALES
REMANENTES
EJEMPLO
TETRAGONAL Sp3 Tetraedro
regular
109.5° 0 Alcanos
TRIGONAL Sp2 Triangular
planar
120° 1 Alquenos
DIAGONAL Sp Lineal 180° 2 Alquinos
ORBITALES MOLECULARES: Resultan de la combinación de los orbitales atómicos, se clasifican
en orbital molecular Sigma y orbital molecular Pi.
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ORBITAL MOLECULAR Sigma: Resulta del solapamiento frontal de los orbitales atómicos,
por lo tanto, el enlace tomado será fuerte.
ORBITAL MOLECULAR PI: se origina del solapamiento lateral de los orbitales atómicos,
con lo cual el enlace formado es débil.
COMPUESTOS ORGÁNICOS.
GENERALIDADES:
ELEMENTO
BASE
TIPO DE
ENLACE
SOLUBILIDAD REACCIONES PTOS. DE
EBULLICIÓN
PRINCIPAL
FUENTE
EL
CARBONO
Covalente
puro y
covalente
polar
Insoluble en
H2O soluble
en éter,
benceno
Ocurren a
bajas
temperaturas
Son
relativamente
bajos
El petróleo
CLASIFICACIÓN: se clasifican en Alifáticos y Aromáticos, así:
ALIFÁTICOS
- ACICLICOS (de cadena abierta)
- ALICICLICOS (de cadena cerrada)
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CADENAS CARBONADAS: un cadena carbonada es una secuencia de átomos de carbono
según la disposición de los átomos se clasifican en:
Cadenas lineales:
Cadenas ramificadas:
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Cadenas cerradas:
RADICALES: Son átomos o grupos de átomos que presentan un electrón libre. Los
radicales orgánicos se derivan de los hidrocarburos. Los radicales se nombran según el
número de átomos de carbono que lo constituye y el sufijo (IL o ILO). se representan los
radicales por la letra R. Aquí se resumen los principales:
FORMULA
MOLECULAR
CnH2n+1 n =>1
FORMULA ESTRUCTURAL NOMBRE
CH3- CH3- METIL
C2H5- CH3- CH2- ETIL
CH3- CH2- CH2- PROPIL C3H7-
ISIPROPIL
CH3- CH2- CH2- CH2- BUTIL
CH3- CH- CH2- CH3- SEC-BUTIL
ISOBUTIL
C4H9-
TER-BUTIL
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PREFIJOS: Para nombrar compuestos orgánicos se utilizan prefijos que denotan el número
de carbonos así:
# CARBONOS 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
PREFIJOS MET ET PROP BUT PENT HEX HEPT OCT NON DEC UNDEC DODEC TRIDEC TETRADEC
GRUPOS FUNCIONALES: El grupo funcional corresponde a la disposición que adoptan los
átomos en una molécula. Confiriéndole propiedades específicas a una serie de compuestos
que determinan una función química; Aquí se presentan las principales:
FUNCIÓN
QUÍMICA
ESTRUCTURA GRUP.
FUNCIONAL
SUFIJO EJEMPLO NOMBRE
ALCANO R-C-C-R C-C ANO CH3- CH2- CH3 PROPANO
ALQUENO R-C=C-R C=C ENO CH2= CH2 ETENO
ALQUINO INO BUTINO
ÉTER R-O-R -O- ÉTER CH3-O-CH3 DIMETIL-ETER
EMINA R-NH2 - NH2 AMINA CH3-CH2-NH2 ETIL-AMINA
HALURO
DE
ALQUILO
R-X -X URO
ILO
CH3-CH2-Br BROMURO DE
ETILO
TIOL R-SH -SH TIOL CH3- CH2-CH2-SH PROPANOTIOL
ALCOHOL R-OH -OH OL
2-BUTANOL
CETONA
ONA
PROPANONA
ALDEHIDO
AL
ETANOL
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NITRILO NITRILO PROPANONITRI-
LO
AMIDA
AMIDA
BUTANAMIDA
REACCIONES ORGÁNICAS: Las reacciones orgánicas se verifican por la ruptura o
formación de enlaces. Las principales clases de reacciones orgánicas son:
REACCIONES DE SUSTITUCIÓN: Un átomo o grupo de átomos es reemplazado por otro átomo o
grupos de átomos.
REACCIONES DE ADICIÓN: Un grupo de átomos se adiciona a una molécula, este tipo de
reacción involucra una ruptura de enlace Pi.
REACCIONES DE ELIMINACIÓN: Son inversas a las de adición.
Hidrocarburos alifáticos
Hidrocarburos: Los hidrocarburos alifáticos son compuestos formados únicamente por carbono
(C) e hidrógeno (H). Se consideran como esqueletos carbonados, base de las distintas funciones
orgánicas que se obtienen al sustituir los átomos de hidrógeno por grupos funcionales.
Clasificación: Los hidrocarburos alifáticos se pueden clasificar dependiendo de su estructura
carbonada en:
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LEE ESTE RESUMEN PARA COMPRENDER NO PARA MEMORIZAR
Hidrocarburos Alifáticos acíclicos: Centraremos el estudio de los hidrocarburos alifáticos en los
de cadena abierta (saturados e insaturados).
Alcanos:
- Reciben el nombre de parafinas debido a su baja reactividad química.
- Presentan hibridación tetragonal cuya combinación de orbitales es Sp3.
- Se identifican por el enlace sencillo entre carbonos (C-C).
- El sufijo para nombralos es ANO.
- Presentan isomeria conformacional y estructural.
- Los alcanos de cadena recta normal obedecen a la fórmula general CnH2n+2 con n >= 1.
Serie homóloga: Es aquella serie en la cual, los compuestos difieren del inmediatamente anterior.
Posterior en un grupo Metileno (CH2).
Fórmula molecular Fórmula estructural Nombre
CH4 CH4 Metano
C2H6 CH3-CH3 Etano
C3H8 CH3-CH2-CH3 Propano
CH3-CH2-CH2-CH3 Butano
C4H10
Isobutano
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LEE ESTE RESUMEN PARA COMPRENDER NO PARA MEMORIZAR
CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 Pentano
Isopentano
C5H12
Neopentano
(2,2-dimetil-propano)
Propiedades físicas:
Estado físico:
- Gaseosos del C1 al C4
- Líquidos del C5 al C17
- Sólidos del C18...
Solubilidad:
- Insolubles en agua, solubles en CCl4, CS2, Éter, Benceno
Densidad:
- Menor que la del agua y aumenta con el peso molecular.
Puntos de ebullición:
- Aumentan con el peso molecular y disminuyen con el número de ramificaciones.
Nomenclatura: Para nombrar un alcano se deben tener en cuenta las siguientes pautas:
- Se selecciona como estructura principal la cadena más larga de átomos de carbono.
- Se numera la cadena de tal forma que a los radicales o sustituyentes se les asigne la posición
más baja posible.
- Se nombran los radicales en orden creciente de tamaño, o alfabéticamente indicando la posición
que ocupa dentro de la cadena.
- En caso de existir radicales iguales, se escriben las posiciones de los mismos en la cadena
separadas por comas y se utilizan prefijos que indican el número de ellos, así: Di(2), Tri(3), Tetra
(4), Penta (5) etc.
- Se nombra la cadena principal escribiendo el prefijo que denota el número de carbonos y el sufijo
ANO.