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FUNDAMENTOS DE LA QUIMICA
TEORIA ATOMICA
Electrones (-) Masa: 9,1.10-28
Orbita
Carga: -1,6022.10-19
Protones (+) Masa: 1,677262.10-24
Núcleo
Carga: 1,6022.10-19
Electrón (0) Masa: 1,67483.10-24
Núcleo
Carga: neutro
Electrones y Protones: Igual carga pero opuesta
Protones y Neutrones: Igual masa.
Protones = Z
Electrones = Z
Neutrones = A-Z
X = Elemento Atómico
Z = Número Atómico  Nro. de protones en el núcleo. Nro. de electrones en la órbita
A = Número de Masa  Nro. de protones + neutrones en el núcleo.
UNIDAD DE MASA ATOMICA (u.m.a.)
1/12 de la Masa del
6
12
C  1 átomo de 12C = 12 uma
A = MASA ATOMICA PROMEDIO
63
29 Cu : 62,93 uma. Ab. Is.: 69,09%
65
29 Cu: 64,93 uma. Ab. Is.: 30,91%
Ab. Is. = Abundancia Isotópica = Abundancia en la naturaleza.
Ab.Is.%1 x A1 + Ab.Is.%2 x A2 = Ar (Masa Atómica Relativa)  ArCu = 63,55
100
100
IONES
Un Ion es un átomo con carga.
Anión: Carga Negativa  átomo gana electrones
Catión: Carga Positiva  átomo pierde electrones
35
35 16
16 217 Clanión 17 Cl
8 Oanión 8 O
p = 17
p = 17
p=8
p=8
n = 18
n = 18
n=8
n=8
23
11 Na
p = 11
n = 12
catión
23
+
11 Na
p = 11
n = 12
e = 17
e = 18
e=8
e = 10
e = 11
e = 10
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
Es imposible establecer en un momento dado la posición y velocidad de un electrón.
Orbitales: zonas donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima
NUMEROS CUANTICOS
n = Nro. Cuántico Principal (niveles de energía)  1,2,3,4,...
L = Nro. Cuántico Azimutal (forma del orbital-subnivel)  0,...,(n-1)
ml = Nro. Cuántico Magnético (orientación en el espacio)  -L,...,0,...,L
ms = Nro. de Spin  ½ o -½
L = 0 : 1 orbital “s”. 2 electrones. Esférico
L = 1 : 3 orbitales “p”. 6 electrones. Lóbulo. (8)
L = 2 : 5 orbitales “d”. 10 electrones.
L = 3: 7 orbitales “f”. 14 electrones.
Principio de Exclusión de Pauli
Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener la misma combinación de números cuánticos (n, L, ml y ms)
Regla de Hund
Antes de ocuparse totalmente un orbital se semiocupan todos los orbitales de un mismo subnivel con spines de
signos iguales.
p = 3 orbitales
REGLA DE LAS DIAGONALES
16X
2
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ___ __ ___
+ 2+6+2+4=16
CONFIGURACION ELECTRONICA EXTERNA (CEE)
Se elige a partir del ultimo nivel de energía incompleto
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1  CEE
1s2 2s2 2p5  CEE
La tabla periódica tiene:
7 Filas  Periodos
Bloque “s”  2 grupos
Bloque “p”  6 grupos
Bloque “d”  10 grupos
Bloque “f”  14 grupos
18 Columnas  Grupos
CONF. ELEC. EXT.
1
ns
ns2
ns2 np1
ns2 np2
ns2 np3
ns2 np4
ns2 np5
ns2 np5
33As
Elementos Representativos
Elementos de Transición
GRUPO
I Representativos (Met. Alcalinos)
II Representativos (Met. Alcalino-térreos)
III Representativos
IV Representativos
V Representativos
VI Representativos
VII Representativos (Halógenos)
VIII Representativos (Gases Nobles)
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3  CEE  Per. 4 – Gr. V
completo
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4 Per. 5 – Gr. VI
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1  CEE  Per. 4 – Gr. I Trans
PROPIEDADES PERIODICAS
1) Radio Atómico
Distancia
+ Ce
- Ne
+ Electrones = +Radio
2) Radio Iónico
Distancia
+ Electrones = + Radio
3) Energía de Ionización
Energía que hay que entregarle a un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental de energía para arrancarle el
electrón mas débilmente unido.
 + Energía necesaria para arrancar un electrón
M(g)  M(g)+ + 1e-
4) Afinidad Electrónica
La energía involucrada, generalmente negativa (-) cuando un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental de
energía recibe un electrón.
X(g) + 1e-  X-(g)
ΔE < 0 (generalmente) (ΔE = Energía que libera)
 Libera Energía
2
2
5
9F = 1s 2s 2p  Quiere 1e para completar el nivel!
5) Electronegatividad
Capacidad que tienen los átomos de atraer el par electrónico de una unión covalente
+ Afinidad Electrónica = + Electronegatividad
+ F  - Cs
Electronegatividad Flúor (F) = 4
ESTRUCTURA DE LEWIS
= 1s2 2s2 2p6 3s1 
 Gr. I
2
2
6
2
6
2
 Gr. II
20Ca = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 
22
2
6
2
6
0
2+
20Ca = 1s 2s 2p 3s 3p 4s  [Ca]
11Na
8O
= 1s2 2s2 2p4 
 Gr. VI
17Cl
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
17Cl
-
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 Gr. VII
UNIONES QUIMICAS
a) Uniones Iónicas
b) Uniones Covalentes
c) Uniones Metálicas
a) Uniones Iónicas
Metal
+
No Metal
Energía de
ionización baja
Energía de
ionización alta
Cationes
Aniones
= 1s2 2s2 2p6 3s2  Mg 2+
2
2
4
28O = 1s 2s 2p  O
12Mg
Na + + O 2 – 
b) Unión Covalente
No Metal + No Metal
Compartimiento de Pares Electrónicos
Cl2 
O2 
N2 
SO2 
 Comparte un solo par = Covalente Simple
 Comparte dos pares = Covalente Doble
 Comparte tres pares = Covalente Triple
 Unión Covalente Doble + Unión Dativa
Hidrógeno terminal, el más Electronegativo va las puntas : H  F  O  Cl
FORMULAS QUIMICAS
NUMERO DE OXIDACION
Es la carga que tendría el átomo si los electrones de la unión son transferidos totalmente
Grupo I = +1
Grupo II = +2
Grupo III = +3
La suma de los Números de Oxidación de los compuestos debe ser neutral
H2+1 S+4 O3-2  2x(+1)+1x(+4)+3x(-2)=0
COMPUESTOS BINARIOS
Moléculas compuestas por dos átomos distintos.
a)
b)
c)
d)
Óxidos Iónicos = M + o
Óxidos Covalentes = NM + O
Hidrácidos = H + NM
Sales de Hidrácidos = M + NM
a) Óxidos Iónicos
M+O
óxido de [metal] (X)  X = Nro. de oxidación
óxido [metal]oso / ico  oso =chico, ico =grande
Ejemplos:
Grupo I: Na(+1): Na2+1 O-2 : óxido de sodio
Cu(+1/+2): Cu+2 O-2 : óxido de cobre (II)
Grupo II: Ca(+2): Ca+2 O-2 : óxido de calcio
Fe(+2/+3): Fe2+3 O3-2 : óxido férrico
b) Oxido Covalente
NM + O
[mono/di/tri]oxido de [di/tri][no metal]
Ejemplos:
I2+5 O5-2 : pentóxido de diyodo
N+2 O-2 : monóxido de nitrógeno.
S+6 O3-2 : trióxido de azufre
C+2 O-2 : monóxido de carbono
c) Hidrácidos
H + NM  H actúa con +1 y el NM con su estado de oxidación negativo (-)
[no metal]uro de hidrogeno  si es gaseoso
ácido [no metal]hídrico  si es acuoso
Ejemplos:
H+1Cl-1(ac) : ácido clorhídrico
H2+1S-2(g) : sulfuro de hidrógeno
d) Sales de hidrácidos
M + NM  el NM actúa con su estado de oxidación negativo (-)
[no metal]uro de [metal] (X)  X = Estado de oxidación
[no metal]uro [metal]oso / ico  oso =chico, ico =grande
Ejemplos:
Na(+1)+Cl(-1): NaCl: cloruro de sodio
Pb(+2/+4)+F(-1): Pb+4F4-1: fluoruro plúmbico
Fe(+2/+3)+S(-2): Fe2+3S3-2: sulfuro ferroso
Fe(+2/+3)+S(-2): Fe+2S-2: sulfuro de hierro (II)
COMPUESTOS TERNARIOS
Moléculas formadas por tres tipos de átomos distintos
a) Hidróxidos
b) Oxácidos
c) Oxosales
d) Sales hidrogenadas
a) Hidróxidos
M (OH)-x  OH = hidroxilo
hidróxido de [metal] (X)  X = Nro. de oxidación
hidróxido [metal]oso / ico  oso =chico, ico =grande
Ejemplos:
Co(+2/+3): Ca+2(OH)2: hidróxido de cobalto (II)
Cu(+1/+2): Cu+2(OH)2: hidróxido cúprico
b) Oxácidos
Hx+1 NM O-2x  el Oxígeno tiene que superar al NM  C+4O3-2  H2CO3 (neutra)
Ácido [no metal]oso / ico  oso = chico / ico = grande
Ejemplos:
N(+3/+5): HN+5O2: ácido nítrico
S(+4/+6): H2S+4O3: ácido sulfuroso
Cl(+1/+3/+5/+7): HCl+1O: ácido hipocloroso
HCl+7O4: ácido percloroso
+1 = hipo...oso
+3 = ...oso
+5 = ...ico
+7 = per...ico
c) Oxosales
Mx NM Ox
Cambia oso  ito, ico  ato (“Oso osito, pico de pato)
[no metal]ito / ato de [metal] (X)  ito = chico / ato = grande
[no metal]ito / ato [metal]oso / ico  oso = chico / ico = grande
Derivan de los Oxoácidos pero se le saca el Hidrógeno  H2CO3CO3 (-2) = carbonato
Ejemplos:
Cu(+1/+2) + C(+2/+4): Cu2+1CO3: carbonato cuproso / de cobre (I)
Na(+1) + N(+3/+5): NaN+3O2: nitrito de sodio
Co(+2/+3) + Cl (+1/+3/+5/+7): Co+2(Cl+7O4)-2: perclorato cobáltico / de cobalto (II)
b) Sales Hidrogenadas:
Se le saca un Hidrógeno (o más, en casos especiales) a los Hidrácidos o a los Oxoácidos
Hidrácidos: M (H NM)X
hidrógeno [no metal]uro de [metal] (X)
hidrógeno [no metal]uro [metal]oso / ico
H2S (HS)- hidrógeno sulfuro  + Fe(+2/+3)  Fe+2(HS)2: hidógeno sulfuro de hierro (II) / férrico
Oxoácidos: M (H NM O)X / M (NM O)X
hidrógeno [no metal]ito / ato de [metal] (X)
hidrógeno [no metal]ito / ato [metal]oso / ico
H2S+4O3(HSO3)- hidrógeno sulfito  + Fe(+2/+3)  Fe+2(HSO3)2: hidrógeno sulfito de hierro (II) / férrico
ESPECIALES
PO4 = fosfato
CrO4 = cromato
HPO4 = hidrógeno fosfato
Cr2O7 = dicromato
H2PO4 = dihidrógeno fosfato
MnO4 = permanganato
ESTEQUIOMETRIA
Masa Molecular Relativa [Mr(x)] = Masa promedio de una molecula de X
1/12 masa de atomo 12C
Mr(H2O)= 2xArH + ArO = 2x1g + 16g = 18 (sin unidad)  Ar = Masa atomica relativa
Mol: cantidad de materia que contiene un Número de Avogadro de unidades fundamentales.
Unidad de cantidad de materia
Número de Avogadro: número de átomos de 12C que hay en 12g de 12C (6,02x1023)
Masa Molar (M): masa de un mol de elemento
M(H2O) = Mr (H2O) = 18  M(H2O) = 18g
H2SO4  Mr = 98
 M = 98 g
 1 mol de H2SO4 = 6,02x1023 moleculas de H2SO4
2 x 6,02x1023 atomos de H
6,02x1023 atomos de S
4 x 6,02x1023 atomos de O
ESTEQUIOMETRIA estudia las reacciones quimicas y sus proposiciones
Reactivos  Productos
Se rige bajo la Ley de la Conservacion de Masa: en una reaccion quimica la suma de la masa de los reactivos es
igual a la suma de la masa de los productos.
Es decir:
H2 + O2  H2O se balancea formando : 2H2 + O2  2H2O donde 2 se llama coeficiente estequimétrico.
Se dice entonces que 2 moles de H2 + 1 mol de O2 forman 2 moles de H2O y siempre se mantiene esa proporción!
Existen otros conceptos como:
Reactivo Limitante: el reactivo que esta en menor proporcion y condiciona la reaccion ya que se acaba antes y se
trabaja tomando ese numero como referencia.
Rendimiento: el producto de la reaccion tiene un rendimiento menor por eso:
R% = Masa de producto real (se desea averiguar)x100
Masa de producto teorica (con R% = 100%)
Pureza: a veces el reactivo no tiene el material con una pureza total:
P% = Masa compuesto puro (se desea avergiuar) x100
Masa compuesto impuro (total)
GASES
 Toma la forma del recipiente
 Baja densidad
 Movimiento de particulas
 Particulas no tienen interaccion
o Presion = fuerza  [P] = N = Pascal
superficie
m2
atm: 1, hPa: 1013, mmHg: 760, Torr: 760
o Temperatura = oC (Celsius), K (Kelvin)  0oC = 273 K
o Volumen: m3, dm3, cm3, L, mL.  1L=1dm3=1000cm3
Ley de Boyle-Mariotte
Si Masa y Temperatura son constantes, la Presión varía proporcionalmente al Volumen
V = k/P  k es una constante
Ley de Charles (Gay-Loussac)
 A Masa y Presion constantes  Volumen varia proporcionalmente a la Temperatura
 A Masa y Volumen constantes  Volumen varia proporcionalmente a la Temperatura
V = k.T
P =k.T
V1 = V2
T1 T2
Ley de Avogrado
A mayor numero de moles, mayor volumen
V = k.n
A masa constante  Ecuacion de Estado 
A masa no constante  P.V = K.n
T
CNPT :
Condiciones Normales de Presión y Temperatura
P = 1atm
V = 22,4 dm3
K = R = 0,082 dm3atm
T = 273 K
s
K.mol
ECUACION GENERAL DE LOS GASES
P.V = n.T.R  P.V = T.R.m/M  P = T.R.δ/M
LEY DE DALTON PARA PRESIONES PARCIALES
La presion total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas dentro del
recipiente
PT = P A + PB + PC
Ec 1) PA = (R.T/V).nA
PB = (R.T/V). nB
Ec 2) PT = (R.T/V). (nA + nB)  PT = (R.T/V). nT
Ec 1) / Ec 2)  nA / nT = XA  Fraccion Molar
PA = X A . PT
GASES IDEALES
Un gas es ideal cuando:
 Altas temperaturas
 Bajas presiones
 No interactúan sus partículas
 Volumen despreciable
ECUACION DE VAN DER WAALS
 a y b = constantes que dependen de cada gas
 P y V son corregidos
PIdeal > PReal  las particulas se ven, se atraen y chocan menos contra las paredes
VIdeal > VReal
SOLUCIONES
Solucion (SN): Mezcla homogenea de dos o mas componentes
2 Componentes  mayor cantidad = Solvente (SV)
 menor cantidad = Soluto (ST)
Liquido de liquido  solucion liquida (alcohol en agua)
Solido en liquido  solucion liquida (agua con sal)
UNIDADES
1) Porcentaje de masa en masa (%m/m)
Masa de ST (g) por cada 100g de SN
%m/m = mST (g) x 100
mSN (g)
2) Porcentaje de masa en volumen (%m/v)
Masa de ST (g) por cada 100mL de SN
%m/v = mST (g) x 100
vSN (mL)
3) Porcentaje de volumen en volumen (%v/v)
Volumen del ST (mL) por cada 100mL de SN
%v/v = vST (mL) x 100
vSN (mL)
4) Molaridad (M)
Numero de moles de ST por cada litro de SN
M=
nST .
V (L) (ST)
5) Molalidad (m)
Numero de moles de ST por cada Kg de SV
m = nST .
mSV (Kg)