Objetivos de Estudio en Química

Objetivo 1: Clasificación de la Materia

Las sustancias químicas son materia y se dividen en heterogéneas y homogéneas.

Las homogéneas se dividen en: sustancias puras (compuestos: óxidos, sales, bases, ácidos) y mezclas homogéneas (soluciones: líquido-líquido, sólido-líquido, líquido-gas). También están los elementos: metales, no metales, metaloides.

Materia: cantidad de sustancia que ocupa un lugar en el espacio.

Materia Homogénea: es uniforme en composición y en propiedades, no varía en ninguna de sus partes.

Las sustancias puras se caracterizan por tener una composición y propiedades definidas y constantes (todos los elementos y compuestos son sustancias puras).

Los elementos son sustancias puras que no se pueden descomponer en sustancias más sencillas.

Los compuestos son sustancias puras que sí se pueden descomponer en sustancias más sencillas.

Propiedades físicas: son aquellas características que se pueden determinar sin cambiar la composición de la materia.

Propiedades químicas: son aquellas características que se pueden determinar cambiando la composición de la materia.

Mezcla homogénea: es la unión de dos o más sustancias puras cuyas proporciones pueden variar sin límite alguno y sus componentes no se pueden diferenciar físicamente.

Soluciones: son mezclas homogéneas formadas por sólido, líquido y gas diluidas en líquido.

Todas las soluciones son mezclas homogéneas, pero no todas las mezclas homogéneas son soluciones.

Soluciones: saturada, insaturada, sobresaturada.

• Saturada: máxima cantidad de soluto que se puede disolver.
• Insaturada: menor cantidad que una solución saturada.
• Sobresaturada: mayor cantidad que la saturada.

Objetivo 2: Nomenclatura Química

Nomenclatura

Óxidos metálicos

Metal + Oxígeno: óxidos básicos

Ejemplo: Na + O₂ → NaO₂

Óxidos no metálicos (óxidos ácidos o anhídridos)

No metal + Oxígeno: anhídridos

Ej: N(III) + O₂ → N₂O₃

Hidróxidos (Bases)

Óxido básico + Agua: base

Ej: Al₂O₃ + H₂O → Al(OH)₃

K₂O + H₂O → KOH

Sales Haloideas (Sales binarias)

Metal + Ácido hidrácido: Sal haloidea + Hidrógeno

Ej: Sn(IV) + HF → SnFh

Sales Oxisales (Sales ternarias)

Metal + Ácido oxácido: Sal oxisal + Hidrógeno

Ej: Ag + H₃PO₄ → Ag₃PO₄ + H₂

Objetivo 3: Unidad de Cantidad de Sustancia

Unidad de cantidad de sustancia

1 mol de átomos de cualquier elemento: 6.02 x 10²³ átomos o masa atómica.

1 mol de moléculas de cualquier componente contiene 6.02 x 10²³ moléculas o posee una masa atómica.

1 mol de moléculas de cualquier gas contiene 6.02 x 10²³ moléculas o masa molecular que ocupa un volumen de 22.4 litros.

Objetivo 4: Composición Porcentual y Fórmulas

Composición porcentual

Pasos para resolver problemas de composición porcentual:

1. Calcular la masa molecular del compuesto, sumar o contar todos los átomos del problema.
2. Calcular el % de cada elemento: dividirlo por la masa atómica y multiplicarla por el número de moléculas.
3. Calcular el % de la incógnita: dividiendo la suma de la incógnita entre la suma total por cien.

(El resultado entre el número de moléculas por 100)

Fórmula empírica

Es la fórmula que contiene el número de moles de átomos de cada elemento lo más pequeño posible.

Fórmula molecular

Es la que contiene el número real de moles de átomos de cada elemento en el compuesto.

Ejemplos:

• H₂O: ambas (empírica y molecular)
• CO₂: empírica
• C₂O₄: molecular

Pasos para determinar la fórmula empírica y molecular:

1. Calcular el número de mol de átomos de cada elemento.
2. Dividir cada valor entre el valor más pequeño.
3. Escribir la fórmula empírica.
4. Determinar la masa molecular de la fórmula empírica.
5. Dividir la masa molecular experimental entre la masa molecular de la fórmula empírica.
6. Multiplicar el valor anterior por cada uno de los moles de átomos de cada elemento en la fórmula empírica.

Objetivo 5: Estequiometría

Estequiometría

Es la medición que se basa en las leyes cuantitativas.

Reactivo Limitante: es el formado en menor cantidad de producto, el que se agota completamente, el que decide cuánto de cada uno de los productos se formará.

Reactivo en Exceso: es el que forma mayor cantidad, el que sobra y el más barato.

Objetivo 6: Solubilidad y Factores que la Afectan

Solubilidad y Factores que lo afectan

Solubilidad: cantidad máxima de soluto que puede disolverse completamente en cierta cantidad de solvente a determinada temperatura.

Factores que afectan:

• Naturaleza del soluto y solvente.
• Presión: las soluciones formadas por líquido y sólido no se ven afectadas.

Naturaleza del soluto y solvente:

Una solución sobresaturada: la parte líquida está saturada, no acepta más y por eso el soluto está al fondo.

Suspensión: la parte líquida no tiene nada disuelto, no está saturada. Son mezclas heterogéneas.

Variable: al cambiar una, cambia la solubilidad.

Factores: presión, temperatura, soluto-solvente, orgánico-inorgánico.

Ej: un esmalte de uña se disuelve en acetona.

Presión: si no hay semejanza, no hay mayor importancia.

Temperatura: la solución gas-líquido, al aumentar la temperatura, disminuye la solubilidad del gas en el líquido.

Al evaporarse agua: la cantidad de soluto aumenta.

La cantidad de solvente y soluto disminuye.

Al agregar agua: la concentración disminuye, la cantidad de soluto queda igual y el solvente aumenta.

Objetivo 7: Molaridad, Normalidad y Fracción Molar

Molaridad

Normalidad

Fracción molar

Objetivo 8: Preparación de Soluciones

Preparación de Soluciones

Pasos:

1. Calcular los gramos de soluto.
2. g = M x M_m x V(L)
3. Pesar los gramos de soluto.
4. Agregar al balón agua.
5. Agregar el soluto y agitar hasta disolver.
6. Agregar agua hasta la línea de aforo y agitar nuevamente.

C_c . V_c = C_d . V_d

Objetivo 9: Teorías Ácido-Base

Teoría ácido-base de Bronsted-Lowry

Ácido: sustancia que libera iones H⁺ (protón) cuando se encuentra en solución.

Ej:

HCl + H₂O → H⁺ + Cl^–

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^–

H⁺ + H₂O → H₃O⁺ (ion hidronio)

HI, no hay iones porque no hay agua.

Teoría ácido-base de Arrhenius

Base: sustancia capaz de liberar iones OH^– (oxidrilo, hidróxido) cuando se encuentra en solución.

Ej:

NaOH + H₂O → Na⁺ + OH^–

Ca(OH)₂ + H₂O → Ca⁺⁺ + 2OH^–

KOH, no hay iones.

Bronsted-Lowry

Ácido: sustancia capaz de dar o donar un protón (H⁺) a otro.

Base: sustancia capaz de recibir o aceptar un protón de otros.

Ej: HCl + H₂O → H₃O^– + Cl⁺

NH₃ + H₂O → NH₄ + OH^–

(Sustancias anfipróticas: dos comportamientos diferentes)

Clasifique sustancias en ácido, base o anfipróticas:

HCl: Ácido                 NH₃: Base

NH₄: Ácido                H₂O: ácido y base, anfiprótica

OH: Base                  HSO₄: ácido y base, anfiprótica

H₃O: Ácido                 HNO₃: Ácido

Objetivo 10: Balanceo de Reacciones Redox

Balanceo de reacciones por óxido-reducción por método número de oxidación

Oxidación: es un proceso químico en el cual un elemento pierde electrones (e^–) y aumenta su número de oxidación.

Reducción: es un proceso químico en el que un elemento gana electrones y disminuye su número de oxidación.

Pasos:

1. Determinar el número de oxidación de cada elemento.
2. Determinar los elementos que cambian su número de oxidación y escribir la semirreacción.
3. Determinar el elemento que se oxida y el elemento que se reduce y agregar los electrones (e^–).
4. Multiplicar cada semirreacción por un factor adecuado.
5. Simplificar y sumar las semirreacciones.
6. Balancear arriba en la reacción original por tanteo.

(Si no hay elemento que cambie, no es redox)

Balanceo de reacción de óxido-reducción por el método de ion-electrón

Pasos:

1. Determinar el número de oxidación de cada elemento de la reacción original.
2. Determinar los elementos que cambiaron su número de oxidación y escribir la semirreacción.
3. En medio ácido, agregar H₂O y H⁺.
4. En medio básico, agregar H₂O y OH^–.
5. Determinar el elemento que se oxida y el elemento que se reduce y agregar los electrones.
6. Multiplicar cada semirreacción por un factor adecuado.
7. Se simplifica y suma las semirreacciones.
8. Balancear por tanteo en la reacción original.

Objetivo 11: Tabla Periódica

Tabla periódica

Es una organización sistemática de todos los elementos de acuerdo a ciertas características (número de electrones de la última capa).

Formas: espiral, árbol.

Método de la lluvia:

K    1s     

L     2s    2p

M    3s   3p   3d

N    4s    4p   4d   4f

O    5s   5p   5d   5f

P     6s   6p   6d

Q    7s   7p   7d

Radio atómico (volumen atómico, tamaño atómico): es la distancia desde el núcleo hasta los electrones de la última capa.

(La que puede quedar incompleta es la final)

Z: 20

Objetivo 12: Valoración y Titulación

Valoración – Titulación

Titulación: es un procedimiento experimental que permite determinar la concentración de una solución desconocida.

Acidimetría: es un procedimiento experimental que permite determinar la concentración de una solución ácida desconocida.

Alcalimetría: es un procedimiento experimental que permite determinar la concentración de una solución básica desconocida.

Burda, pipeta, feola.

C_a . V_a = C_b . V_b

Punto de equivalencia.

Indicadores.

Fórmulas Clave

Fórmulas

• % v/v: (ml soluto x 100) / ml solución
• g: (% x ml solución) / 100
• % m/v: (g soluto x 100) / ml solución
• % m/m: (g soluto x 100) / g solución
• Solución: soluto + solvente
• Soluto: solución – solvente
• Solvente: solución – soluto

Molaridad:

• M: número de moles (soluto) / V(L) de solución
• M: g soluto / (M_m x V(L))
• g: M x M_m x V(L)
• g: N x P.eq x V(L)
• d: g solución / ml solución

Secreto para % m/m:

• M: (% m/m x 10 x d) / P.M
• N: (% m/m x 10 x d) / P.eq

Normalidad:

• N: número de equivalentes (soluto) / V(L) solución
• N: g soluto / (P.eq x V(L))
• P.eq ácido: M / número de H
• P.eq base: M / número de OH
• P.eq sal: M / número de oxisal

Fracción Molar

• X₁: ecuación molar soluto
• X₂: número de moles soluto
• x₂: número de mol soluto / número de mol solución
• X₁ + x₂ = 1 o cercano a 1