Unidades de medida y propiedades de la materia

Unidad de medida: Es una cantidad estandarizada de una determinada magnitud física.

Masa: Cantidad de materia que hay en un objeto.

Peso: Es una medida de cuánta fuerza ejerce la gravedad sobre la masa de un objeto.

Volumen: Espacio ocupado por un cuerpo.

Equivalencias de volumen:

• 1 L = 1000 mL
• 1 L = 1000 cm³
• 1 L = 1 dm³
• 1 mL = 1 cm³

Densidad: Es la medida de cuánta masa hay contenida en una unidad de volumen.

Equivalencias de densidad:

• 1 g/cm³ = 1 g/mL
• 1 g/cm³ = 1000 kg/m³

Temperatura: Relacionada con el movimiento. Fórmula para convertir de grados Fahrenheit a grados Celsius: °C = (°F – 32°F) × 5°C/9°F

Estados de la materia y mezclas

Estados de la materia: Todo lo que ocupa espacio y tiene masa.

Mezclas: Dos o más sustancias que conservan sus propiedades.

• Mezcla homogénea: Uniforme, no se distinguen sus componentes.
• Mezcla heterogénea: No es uniforme, sí se distinguen sus componentes.

Sustancia: Composición definida y propiedades distintas.

Compuesto: Formado por dos o más elementos.

Elemento: Un solo tipo de elemento, solo se separa con métodos químicos.

Características de los estados sólido, líquido y gaseoso

Sólido:

• Las sustancias son rígidas.
• Tienen forma definida.
• El volumen no cambia con la presión o la temperatura.

Líquido:

• Las sustancias adoptan la forma del recipiente que las contiene.
• Los líquidos son difíciles de comprimir.

Gas:

• Son menos densos que los líquidos y sólidos.
• Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene.
• Son capaces de expandirse y comprimirse fácilmente.

Propiedades físicas y químicas

Propiedades físicas: No hay cambio en la composición.

Propiedades químicas: Sí hay cambio en la composición.

Propiedades intensivas: No dependen de la cantidad de materia. Ejemplos: temperatura, punto de fusión, densidad.

Propiedades extensivas: Dependen de la cantidad de materia. Ejemplos: masa, volumen.

Leyes fundamentales de la química

Ley de Proust (Ley de las proporciones definidas): Un mismo compuesto siempre contiene los mismos elementos y en la misma proporción de masa.

Ley de las proporciones múltiples: Dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto.

Ley de Lavoisier (Ley de la conservación de la masa): Establece que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

Estructura atómica

Número másico (A): Número de protones + neutrones.

Número atómico (Z): Número de protones = número de electrones.

Catión (+): Átomo que ha perdido electrones.

Anión (-): Átomo que ha ganado electrones.

Isótopos: Átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones.

Isótonos: Átomos con el mismo número de neutrones pero diferente número de protones.

Isobaros: Átomos con el mismo número másico pero diferente número atómico.

Isoelectrónicos: Átomos o iones con el mismo número de electrones.

Números cuánticos y configuración electrónica

Números cuánticos:

• Número cuántico principal (n): Distancia entre el núcleo y el electrón.
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Forma del orbital (s: 0, p: 1, d: 2, f: 3).
• Número cuántico magnético (m_l): Orientación del orbital en el espacio (-l a +l).
• Número cuántico de espín (m_s): Giro del electrón (+1/2 o -1/2).

Grupo: Determinado por los electrones en el último nivel de energía.

Período: Determinado por el último nivel de energía.

Elementos representativos: Bloques s y p.

Elementos de transición: Bloque d.

Elementos de transición interna: Bloque f.

Diamagnético: No es atraído por un imán (todos los electrones apareados).

Paramagnético: Es atraído por un imán (electrones desapareados).

Propiedades periódicas

Propiedades periódicas:

• Radio atómico: Distancia entre el núcleo y el último electrón.
• Radio iónico: Radio atómico de átomos con carga.
• Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer electrones. Ejemplo: Flúor.
• Electroafinidad (Afinidad electrónica): Energía liberada cuando un átomo atrae un electrón.
• Potencial de ionización (Energía de ionización): Energía necesaria para quitar un electrón a un átomo.
• Carga formal: Diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis.

Enlaces químicos

Enlace químico: Son fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace, se desprende energía.

• Enlace covalente: Se comparten electrones.
• Enlace covalente polar: Diferencia de electronegatividad diferente de 0.
• Enlace covalente apolar: Electronegatividad igual a 0.
• Enlace iónico: Se forma al reaccionar un metal con un no metal. Los átomos del metal pierden electrones (formando un catión) y los acepta el no metal (formando un anión). Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

Metales: Elementos que poseen una alta conductividad eléctrica y térmica.

No metales: Malos conductores del calor y la electricidad.

Metaloides: Presentan propiedades intermedias entre los metales y no metales.

Fuerzas intermoleculares

• Fuerzas dipolo-dipolo: Ocurren cuando una molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad.
• Fuerzas ion-dipolo: Se dan entre un ion y la carga parcial de signo opuesto del extremo de una molécula polar.
• Fuerzas de dispersión (de London): Este tipo de interacción surge entre las moléculas no polares. Se admite que la interacción originada por la aproximación de estas especies lleva a la formación de dipolos inducidos, los cuales se atraerán mutuamente.

Termoquímica

Termoquímica: Estudio del intercambio de energía que acompaña a una reacción química.

Frontera:

• Adiabática: No hay intercambio térmico.
• Diatérmica: Permite el intercambio térmico.
• Permeable: Permite el intercambio de materia.
• Impermeable: No permite el intercambio de materia.

Calor: El calor es positivo si fluye hacia el sistema.

Calorías: Cantidad de calor necesario para variar la temperatura en 1 °C.

Calorímetro: Instrumento para el estudio de la medida del calor.

Proceso endotérmico: Proceso con entalpía (H) mayor que 0 (H > 0).

Proceso exotérmico: Proceso con entalpía (H) menor que 0 (H < 0).

Calor específico: Cantidad de calor en gramos para elevar 1 °C la temperatura de una sustancia.

Capacidad calorífica: Cantidad de calor requerida para elevar 1 °C la temperatura de determinada masa.

Leyes de la termodinámica

Primera ley de la termodinámica: La energía se conserva.

Energía interna: Energía total de un compuesto en un sistema.

Entalpía: Mide el calor absorbido o liberado a presión constante.

Entropía: Mide el desorden de un sistema.

Segunda ley de la termodinámica: En cualquier proceso espontáneo, la entropía total del universo siempre tiende a aumentar.

Tercera ley de la termodinámica: La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0.

Energía libre de Gibbs: Engloba la entalpía y la entropía.

Estequiometría y disoluciones

Composición porcentual: Porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto.

Estequiometría: Rama de la química que mide las proporciones cuantitativas en una ecuación química.

Electrolito fuerte: En disolución, conduce la electricidad, pero no se disuelve completamente.

Electrolito débil: Se disuelve en agua, pero es un débil conductor de la electricidad.

No electrolito: No conduce la electricidad.

Solvatación: Proceso en el cual un ion o una molécula se rodea de moléculas de disolvente, distribuidas de una forma específica.

Disolución saturada: Contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura específica.

Disolución no saturada: Contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver.

Disolución sobresaturada: Contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada.