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Hola Taringueros: esta vez les traigo los temas basicos para estudiantes de Quimica. La verdad es muy facil y tiene ejemplos. Me costo un poco hacerlo y ahora se los comparto.... Resumen de Química de Sistemas Química: Ciencia que estudia materia, estructura y propiedades y cómo se conforman entre si sus diferentes formas. Materia: Todo lo ponderable extenso e impenetrable del universo, indestructible pero divisible, constituida por pequeños corpúsculos que pueden atraerse o rechazarse e según condiciones externas. Cuerpo: Porción limitada de materia. Estados físicos: Dependen de la fuerzas de atracción y repulsión a) Sólido: Atracción > Repulsión b) Gaseoso: Atracción < Repulsión c) Líquido: Atracción = Repulsión Cambios Físicos: Gaseoso a Líquido: Condensación Gaseoso a Sólido: Sublimación Líquido a Gaseoso: Vaporización Líquido a Sólido: Congelación Sólido a Gaseoso: Volatilización Sólido a Líquido: Fusión Principio de Conservación de Energía: La energía no se pierde, se transforma. Equivalencia Masa-Energía: E=MC^2 Propiedades Extensivas: Dependen de la masa (peso, volumen, energía interna, etc.) Intensivas: No dependen de la masa (densidad, punto de fusión, etc.) Sustancia: Porciones de materia con las mismas propiedades intensivas. Sistemas Materiales: Porción del universo separada del resto por superficies definidas reales o no sometida a nuestro estudio. Clasificación S.M.: Homogéneo: 1 fase (óptimamente vacíos) Heterogéneo: 2 o más fases (simple vista, lupa, microscopio, ultramicroscopio) Inhomogéneo: Cambia de fase en forma gradual, no brusca Fase: Parte de un Sistema Material que tiene igual propiedades intensivas separadas de las demás fases por superficies definidas. Micelas: Partículas Coloidales Medios: Disperso: En una dispersión, la sustancia en menor cantidad Dispersante: En una dispersión, la sustancia en mayor cantidad Clasificación de Sistemas Heterogéneos: DispersanteDisperso Gas Líquido Sólido Gas NO HAY Nieblas / Nubes Humos Líquido Espumas Emulsiones / Emulsoides Suspensiones / Suspensoide Sólido Esponja, piedra pómez Agua en cristales Carbono en aceros, Oro coloidal en vidrios Sistemas Coloidales: Superficie específica alta  fenómenos como adsorción y otros eléctricos y ópticos. Mezclas: Reuniones más o menos íntimas de distintas cantidades y calidades de materias y que por métodos de separación sencillos pueden ser resueltos en sus integrantes. (sistemas heterogéneos) Propiedades: 1) Cantidades variables de componentes 2) Mayoría de sus propiedades dependen de las proporciones 3) Métodos de separación sencillos. Titulo: En una mezcla, el % de uno de los integrantes. Métodos de Separación (Sistemas Heterogéneos): Sólidos en Sólidos: Manual Ventilación Flotación Sólidos en Líquidos: Sedimentación Filtración Centrifugación Sólidos en Gases: Filtración Separadores electrostáticos Lavado de gases Líquidos en Líquidos: Sedimentación Centrifugación Líquidos en Gases: Filtración Separadores electrostáticos Gases en Líquidos: Variar tensión superficial Decantar: Separar lo sedimentado. Soluciones: Sistemas óptimamente vacíos pero que mediante técnicas de fraccionamiento pueden ser resueltos en sus componentes. También llamados mezclas homogéneas. Clasificación de Soluciones: Tipo: Gases en Gases Líquidos en Líquidos Sólidos en Líquidos Gases en Líquidos Concentración: Diluidas (poco soluto) Concentradas (mucho soluto) Saturadas (máximo soluto, que varía según PyT) Sobresaturadas Métodos de Separación (Sistemas Homogéneos): Destilación: En soluciones con sólidos disueltos evaporamos el líquido y al condensarlo hacemos caer en otro recipiente Destilación Fraccionada: Varias repeticiones del anterior Extracción por Solventes: Agregamos a la mezcla una sustancia que se combine en forma de sal con uno de los compuestos del sistema y esta sal sea insoluble en el medio dispersante. Miscibilidad: 2 líquidos son miscibles cuando se mezclan, inmiscibles cuando no lo hacen. Curva de Miscibilidad: Determina la miscibilidad entre 2 líquidos y depende de la temperatura y presión. Sustancia pura: Conjunto formado por cuerpos puros de iguales propiedades intensivas. Simple: 1 solo tipo de átomo. Compuestos: varios tipos de átomos Acotropía: Cuando la diferencia entre 2 sustancias puras es la forma en que se agrupan los átomos (ejemplo carbón y diamante). Equilibrio Dinámico: Las partículas de vapor ejercen una presión sobre el líquido (PdV) q varía con la temperatura y la presión. Presión de Vapor: A las temperaturas exteriores iguales a las tabuladas como de ebullición, la se corresponden con la presión de vapor actual. Si la PdV alcanza la presión exterior, el líquido hierve. Volatilidad: Consideramos volátiles a todos los líquidos con alto PdV a temperatura ambiente, o sea, punto de ebullición bajo (éter, alcohol). Leyes Gravimétricas: Cuando se produce una reacción química (entre Reactivos) en un envase (Reactor) generan un conjunto de Productos cuya masa es igual a la suma de la masa de los Reactivos. Ley de Lavoisier: En un sistema cerrado la cantidad de masas en su interior la masa no varía a pesar de transformaciones químicas. (limitado por E=MC^2) Ley de Conserv. de los Elementos: En los productos hay la misma cantidad de elementos simples que en los reactivos (limitado por E=MC^2 y radiactividad, Ra=He+Rn). Ley de Proust: Cuando 2 o más elementos se combinan para dar un compuesto, sus masas conservan relaciones constantes y definidas. Ley de Dalton: Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones. Molécula: Menor cantidad de una sustancia que participa de las propiedades del todo. MODELO RUTHERFORD-BOHR: Carga Masa Ubicación Índice Electrón -1.602 x 10-19C 9.107 x 10-28C Órbita Z Protón +1.602 x 10-19C 1.673 x 10-24C Núcleo Z Neutrón No posee 1.675 x 10-24C Núcleo N Radio del núcleo: 10-12cm Radio del átomo: 10-8cm Masa electrón: 1/1836 masa protón Las órbitas corresponden con niveles de energía que ascienden desde el núcleo hacia fuera, y cada nivel de energía tiene un límite permitido de electrones. Órbitas: K L M N O P Q Número Atómico: Denominada ‘Z’, cantidad de protones en un átomo. Número de Masa: Denominada ‘A’, Z+N, cantidad de neutrones + protones. Isótopos: Las propiedades químicas de los elementos dependen principalmente de la cantidad de electrones en las 2 últimas capas. Con igual número de electrones en la última capa tendremos propiedades muy parecidas, formando conjuntos de elementos q se estudian juntos y forman columnas en la tabla periódica. Varios átomos tienen igual Z pero distinto A, cambia la cantidad de neutrones pero conservan las mismas propiedades químicas. Peso Atómico / MAR: Z + N promedio (según proporción de isótopos) Peso Molecular / MMR: Suma de MAR en una molécula según la cantidad de c/elemento en la misma. UMA: 1/12 masa atómica del Carbono 12 (unidad adimensional) MODELO DALTON: 1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades. 3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes. 4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos. 5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas). Átomos simples y átomos compuestos: Rechazados porque no se cumplían en las experiencias reales por ejemplo las leyes de Gay-Lussac. Mol: 16 gr. de O2 es un mol de O2 6,02 x 1023 moléculas = 1 mol de moléculas Número de Avogadro: 6,022045 x 1023 Volumen molar: Volumen de gas que ocupa 1 mol de dicho gas en ciertas CPyT. Volumen molar normal: Volumen de gas que ocupa 1 mol de dicho gas en CNPT. (22.4 l) Ley Avogadro – Ampere: Volúmenes iguales de distintos gases / vapores medidos en iguales CPyT poseen la misma cantidad de moléculas. Peso Absoluto Molecular: Peso Mol Moléculas / Nº Avogadro Peso Absoluto Atómico: Peso Mol Átomos / Nº Avogadro Atomicidad: Cantidad de átomos que forman una molécula de una sustancia simple. Ley Boyle–Marriot: Para una masa de gas que evoluciona a temperatura constante se verifica que volumen x presión es constante para cada estado del gas. O sea, para una temperatura constante, PV=Cte. El gráfico X=Volumen-Y=Presión es una isoterma. Ley Gay-Lussac: Para una masa de gas que evoluciona a presión constante, el volumen total es el volumen a 0ºC + 1/273 por ºC de diferencia. El volumen de una masa de gas fija es directamente proporcional a su temperatura absoluta. V/T=Cte. El gráfico X=V-Y=P una isobara. Ley Transformaciones en Volumen Constante: Para una masa de gas que evoluciona a volumen constante se verifica que las temperaturas del gas son directamente proporcionales a la presión. P/T=Cte. Ecuación de Estado: Es la combinación de todas las leyes anteriores (para masa constante): PV/T=Cte. Ecuación de los Gases Ideales: PV/T = nR (siendo n masa/MMR y R la cte 0.082 l.atm / K.mol) Ley de Dalton (Presiones Parciales): Px = Ptot . (Mx / (Mx+My+M…)) Ley de Difusión de los Gases: La velocidad de difusión depende de la densidad. Están en relación inversa a las raíz de su densidad: Vel1 = Raiz(d2) Vel2 Raiz(d1) La relación de densidad es directamente proporcional a sus MMR. d=PM/rT Se usa para separación de isótopos. Teoría cinética de los gases: 1) Formados por pequeñas partículas perfectamente elásticas q se mueven en todas direcciones. 2) El tamaño de las mismas es muy pequeño en relación al volumen ocupado salvo a altísimas presiones. 3) Las partículas se mueven constantemente en trayectoria rectilínea con dirección aleatoria. 4) Su velocidad depende de su energía cinética (por ende Temperatura). 5) Al moverse chocan con otras y el recipiente, la presión se puede medir gracias al choque con el recipiente. 6) Las partículas no pierden energía al chocar. Gases Ideales / Reales: Los ideales cumplen todas las leyes vistas, los reales casi las cumplen a altas temperaturas y bajas presiones. Hay fórmulas para corregir la desviación: Ecuación Van der Walls: ((P.a)/V2)(V-b)=rT (a y b son para cada gas dif.) Ecuación de Onda: Y(x,y,z,t), donde xyz son dimensiones del espacio y t el tiempo. Orbitales: La función de onda se llama ORBITAL, y puede haber 1 o más orbitales en una órbita. Un orbital es una zona donde es muy probable encontrar un electrón. Números cuánticos: N: Número cuántico principal. Determina la distancia promedio entre la zona de mayor concentración electrónica y el núcleo. Define la posible posición de la nube electrónica. (KLMNOPQ) L: Número cuántico secundario. Azimutal: Surge del memento angular y determina la forma de ela nube electrónica (desde N-1 hasta 0). M: Número cuántico magnífico. Determina la orientación en el espacio de los orbitales. Los electrones que tienen iguales valores de N y L forman nubes del mismo tamaño y forma, pero la orientación espacial queda determinada por M. (desde –L hasta +L) S: Número cuántico Spin. Rotación del electrón sobre si mismo producida por un campo magnético, puede ser paralelo o antiparalelo, pensando en la dirección del campo magnético total. Llenado por método de Casillas: Determinamos para cada línea: N  L  M N determinará la cantidad de filas (una por cada L) L determinará la cantidad de casillas en cada fila (2L+1) M será la cantidad de casillas a completar Ejemplo: Configuración electrónica del Carbono (Z=6): N=1 L=0(s1) M=0 N=2 L=0(s2) M=0 L=1(p2) M=-1 M=0 M=1 Llenado por el método superdesarrollado: Para cada orbital, ponemos la cantidad de electrones en el, todos alineados en forma continua. Ejemplo: Configuración electrónica del Carbono (Z=6): 1S22S22Px12Py1 Historia de la Tabla Periódica: 1ra División: Metales y No Metales 2da División: Triadas (en el centro de la tabla propiedades muy parecidas) (Dobereiner) 3ra División: Octavas (Newlands) 4ta División: Como la 3ra, ordenada por peso atómico, con átomos desconocidos, rectángulos de 7 elementos, separaba con líneas punteadas según qué tan parecido era el elemento al de arriba. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 Luego de aprobada, se pensó que debía haber errores de medición (hay elementos con el orden invertido, debido a alta existencia de isótopos livianos, como el telurio y el yodo). 5ta División: Finalmente Moseley cambia el concepto de ordenamiento por el Número atómico (Z), agrega los gases nobles. Ley Periódica: Las propiedades químicas y físicas son funciones periódicas de sus números atómicos. Metales No Metales Maleables y dúctiles Propiedades no bien definidas Densidades generalmente altas Densidades generalmente bajas Recién cortados o pulidos, brillan y reflejan la luz Generalmente no reflejan bien la luz, son maté Son buenos conductores de calor y electricidad Generalmente son malos conductores Se disuelven en ácidos formando sales No se disuelven con facilidad en ácidos No forman compuestos estables con el hidrógeno Forman compuestos estables con el hidrógeno Con el oxígeno forman óxidos básicos Con el oxígeno forman óxidos ácidos Radio atómico: Hay un gradual decrecimiento de los radios a lo largo de un período y se explica teniendo en cuenta que todos los átomos poseen igual número de capas pero cada vez mayor atracción (gravitacional y electrónica) al núcleo, pero crece con el período. Los iones positivos (cationes) son menos voluminosos ya que pueden llegar a haber perdido una capa entera de electrones, y ya que los electrones producen menor rechazo entre ellos. Al revés sucede con los iones negativos (aniones). Uniones Químicas: Estructuras de Lewis: Es un modo simplificado de representar la estructura de los átomos. Unión Covalente Homopolar: 2 átomos iguales. Unión Covalente Heteropolar (dipolos): 2 átomos diferentes con pequeña diferencia de electronegatividad (cercanos en la TP) Unión Iónica o Electrovalente: Alguno de los 2 átomos le cede electrones al otro, y la diferencia de electronegatividad es alta. Electronegatividad: Es la tendencia relativa que tiene un átomo para atraer los átomos de un enlace. Crece en la tabla periódica hacia arriba y hacia la derecha. Octetos y Dobletes: En las uniones iónicas, los átomos con mayor cantidad de electrones en la capa superior ‘roba’ del de menor cantidad para formar un octeto de electrones (que le da a la molécula resultante mucha estabilidad). En las covalentes, forman octetos o dobletes. Uniones Covalentes Múltiples: Generan enlaces entre átomos de más de 1 electrón por átomo. Uniones Covalentes Dativas / Coordinadas: Como las covalentes múltiples, salvo que los pares coordinados están formados por 2 electrones del Dador y ninguno del Aceptor. Híbridos de Resonancia: Existen algunas especies covalentes que se pueden representar de varias maneras mediante la estructura de Lewis. Aquellos compuestos que tienen estas cualidades, generalmente tienen un % de cada tipo de enlace, pero nunca están en ninguno de los 2. Transición entre covalente e iónico: Cada enlace tiene un % de carácter covalente y un % de carácter iónico, aumentando el último a medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. Fórmulas Generales: Q=CM/T (calor=calor específico x masa x / de temp.) E=MC^2 Fórmulas Gases: Boyle-Mariott: PV=Cte. (T cte.) Gay-Lussac: Vt=V0+1/273x/T (P cte., ºC) V/T=Cte. (P cte., ºK) Vol. Cte.: P/T=Cte. (V cte., ºK) Ecuación estado: PV/T = Cte. (M cte., ºK) Ecuación gases ideales: PV/T = nR (ºK) Presiones parciales: Px = Ptot . (Nx / (Nx+Ny+N…)) Difusión de Gases: Vel1 = Raiz(d2) Vel2 Raiz(d1) Densidad: d=PM/rT Ecuación Van der Walls: ((P.a)/V2)(V-b)=rT (a y b son para cada gas dif.) Constantes: R = 0.082 L.Atm / K.Mol NA = 6,02 x 1023 BUENO ESO ES TODO AMIGOS!!!!! NO SE OLVIDEN DE COMENTAR