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Química General con Laboratorio
Guía de estudio
Elemento. Sustancia de la cual no se puede, por medios químicos, obtener otra más sencilla o la sustancia que contiene
moléculas formadas por átomos del mismo tipo
Átomo. La partícula más pequeña de un elemento que conserva todas las propiedades del mismo y que puede participar
en una combinación química.
Molécula. El componente más pequeño de una sustancia, que conserva las propiedades de la misma.
Molécula diatómica. La que consta de dos átomos.
Molécula triatómica. La que consta de tres átomos.
Ión. Átomo que ha perdido o ganado uno o más electrones y, en consecuencia, adquiere una carga eléctrica positiva o
negativa.
Compuesto. Sustancia que consta de dos o más sustancias más simples, unidas en proporciones definidas y adoptando
propiedades distintas a las de las sustancias que lo componen.
Estructura atómica.
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
Descubridor
J.J. Thomson
Rutherford
Chadwick
Año
1897
1920
1932
Carga eléctrica
Negativa
Positiva
Neutra
Modelos atómicos.
John Dalton
John J. Thomson
Ernest Rutherford
Niels Bohr
 La materia y los elementos están formados por minúsculas partículas
indivisibles llamadas átomos.
 Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus
propiedades.
 Los átomos del mismo elemento son iguales en tamaño, en masa y
propiedades.
 Los átomos de los diversos elementos tienen masas, tamaños y
propiedades diferentes.
 Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más
átomos de diferentes elementos, en proporciones fijas y sencillas.
Propuso en 1904 un modelo de átomo en el que la carga positiva tenía
la forma de nube difusa que contenía cargas negativas
uniformemente distribuidas, este modelo se asemeja a un “pudín de
pasas”, donde los electrones eran como “pasas” negativas
incrustadas en un “pudín” de materia positiva.
En 1911 propuso un modelo atómico, en el que el núcleo es la masa del
átomo y contiene la carga positiva (establece la existencia del
núcleo).
Con respecto a los electrones, propuso que se sitúan en forma de
satélites alrededor del núcleo, y afirmó que existen diferentes
trayectorias, aunque no describió su forma.
Postula en 1913 el siguiente sistema:
 Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares.
 Mientras los electrones permanezcan en un determinado nivel,
no ganan ni pierden energía.
 Cuando los electrones ganan o pierden energía, saltan de una
órbita permisible a otra.
Modelo actual (cuántico)
Se determinan parámetros para saber la ubicación o región que ocupa un electrón en el átomo. Los cuatro parámetros
fundamentales se conocen como números cuánticos.
n: número cuántico principal
Representa la capa o nivel principal de máxima energía a la que se asocia el electrón, puede tomar valores enteros
mayores que cero.
n = 1, 2, 3, 4,…
n = 1 es la órbita del nivel más bajo de energía, conforme los electrones adquieren más energía van ocupando niveles,
cuyo “n” es mayor y están alejados del núcleo.
l : número cuántico secundario.
Determina el tipo de subniveles posibles en donde se localiza el electrón y se relaciona con la nube electrónica.
Sus valores son:
L = 0, 1, 2, 3,…, (n-1)
Los tipos de subniveles pueden ser:




Si el valor de “l” es cero, lo representa el subnivel “s” (sharp).
Si el valor de “l” es uno, lo representa el subnivel “p” (peanut).
Si el valor de “l” es dos, lo representa el subnivel “d” (diffese).
Si el valor de “l” es tres, lo representa el subnivel “f” (fundamental).
m: número cuántico magnético
Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos sometidos a un campo
magnético.
El número de orientaciones de los orbitales está dado por la relación (2l +1) y cuyos valores pueden ser desde -1 hasta
+1, pasando por el cero.
El conjunto de los tres primeros números cuánticos determina la forma y la orientación de los orbitales:
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
m
0
0
-1, 0, 1
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
s: número cuántico espín
Lo produce el electrón al girar sobre su propio eje. Al girar un electrón crea un campo magnético con un
determinado sentido, de ahí que en la reempe (orbital), se pueda colocar otro electrón con campo o espín
contrario. Solamente existen dos orientaciones posibles de espín, cuyos valores son ½ (↑) y - ½ (↓).
Configuración electrónica.
Tabla periódica.
Familias o grupos. Clasificados en A y B, y números romanos que van del I al VIII.
Periodos. Indican el número de niveles energéticos que tiene un átomo, y se presentan siete ( 1 al 7).
Enlace químico.
Enlace iónico. Se forma al unir un metal con un no metal. El metal transfiere sus electrones al no metal,
formando partículas cargadas eléctricamente.
Enlace covalente. Se realiza entre no metales que comparten electrones.
(Investigar: enlace covalente polar y covalente coordinado)
Enlace metálico. Unión entre metales y aleaciones que forman cristales metálicos.
Enlace por puente de hidrógeno. Atracción electrostática entre un protón combinado y otro átomo de gran
electronegatividad y volumen pequeño.
Iones grupos A.
IA
Ceden 1eLi +
Litio
Na +
Sodio
K+
Potasio
Rb+
Rubidio
Cs+
Cesio
IIA
Ceden 2eBe++
Berilio
Mg++
Magnesio
Ca++
Calcio
Sr++
Estroncio
Ba++
bario
IIIA
Ceden 3eAl+++
aluminio
IVA
Ceden 2 ó 4 eSn++
Estanoso
Sn++++
Estánico
Pb++
Plumboso
Pb++++
plúmbico
VA
Reciben 3eN--Nitruro
P--fosfuro
VIA
Reciben 2eO=
Óxido
S=
Sulfuro
Se=
Seleniuro
Te=
teluro
Iones grupos B.
IB
Cu+
Cu++
Cuproso Cúprico
Ag+
Plata
Au+
Au+++
Auroso
áurico
IIB
Zn++
Zinc
Hg+
Hg++
Mercuroso mercúrico
VIIIB
Fe++
Fe+++
Ferroso
Férrico
Co++
Co+++
Cobaltoso Cobáltico
Ni++
Ni+++
Niqueloso Niquélico
Pt++
Pt++++
Platinoso Platínico
Iones moleculares.
---(PO3)
Fosfito
---(PO4)
fosfato
=(CO3)
Carbonato
=(SO3)
Sulfito
=(SO4)
sulfato
-(OH)
Hidroxilo
-(ClO)
Hipoclorito
-(ClO2)
Clorito
-(ClO3)
clorato
-(ClO4)
Perclorato
-(NO2)
nitrito
-(NO3)
nitrato
VIIA
Reciben 1eFFluoruro
ClCloruro
BrBromuro
Iyoduro
Clasificación de los compuestos inorgánicos.
Compuesto
Nomenclatura
Óxidos básicos o metálicos
Óxido de (metal)
Metal + oxígeno → óxido
Óxidos ácidos o no metálicos (anhídridos)
Anhídido (no metal)
No metal + oxígeno → anhídrido
Hidrácidos
Ácido (no metal)hídrico
No metal + hidrógeno → hidrácido
Hidruros
Hidruro de (metal)
Metal + hidrógeno → hidruro
Oxiácidos
Ácido (no metal)oso
No metal + hidrógeno + oxígeno → oxiácido
Ácido (no metal)ico
Óxidos ácidos (anhídridos) + agua → oxiácido
Bases o hidróxidos
Hidróxido de (metal)
Metal + hidrógeno + oxígeno → hidróxido
Sales.
(no metal)uro de (metal)
Metal + no metal → sal
Hidrácido + base → sal + agua
Sales Haloideas. Cuando se sustituye el H de los hidrácidos por iones metálicos.
HCl → NaCl
Oxisales. Cuando se sustituye el H de los (no metal)ato de (metal)
oxiácidos. HClO → NaClO
(no metal)ito de (metal)
Metal + no metal + oxígeno → oxisal
Oxiácido + base → oxisal
H3PO3
-H2PO3
=HPO3
--- PO3
Ejemplo
CaO óxido de calcio
CO2 anhídrido carbónico
HCl ácido clorhídrico
NaH hidruro de sodio
H2SO4 ácido sulfúrico
NaOH hidróxido de sodio
NaCl cloruro de sodio
CaCO3
calcio
Fosfito diácido
Fosfito monoácido
fosfito
Sales básicas.
Resultan de sustituir parcialmente los iones –OH de un hidróxido.
Al(OH)3
Al
+
+
+
-OH
-OH
-OH
Al
+
+
+
-OH
-OH
-NO3
AlNO3(OH)2
Nitrato dibásico de aluminio
carbonato
de