Conceptos Fundamentales de Química: Átomos, Moléculas y Reacciones
Masa Atómica y Número Atómico
La masa atómica, también llamada peso atómico, se expresa en uma (unidad de masa atómica, equivalente a una doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12). Se calcula sumando las masas atómicas de los isótopos de un elemento, multiplicadas por su porcentaje de abundancia.
- Elemento: Sustancia que no se puede dividir en sustancias más simples por medios químicos.
- Compuesto: Sustancia formada por la unión química de dos o más elementos en una proporción estable.
Propiedades de la Materia
- Físicas: Se pueden medir y observar sin afectar la composición o identidad de la sustancia.
- Químicas: La sustancia experimenta cambios que modifican su composición, siendo imposible volver a su estado original.
Conceptos Básicos
- Masa: Cantidad de materia de un objeto.
- Peso: Fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto.
- Volumen: Espacio que ocupa un cuerpo.
- Densidad: Se obtiene a partir de la relación masa/volumen (D = m/v).
Conversión de Temperatura
- °C = (°F – 32°F) x 5/9
- °F = 9/5 x (°C) + 32°F
Número Atómico y Número Másico
- Número Atómico (Z): Número de protones en el núcleo del átomo de un elemento.
- Número de Masa (A): Número de protones + neutrones.
- Número de Neutrones: A – Z
- Z = Número Atómico = Número de Protones = Número de Electrones (en un átomo neutro)
- Número Másico: Número total de protones y neutrones. A = Z + Neutrones
Iones
- Catión: Ion con carga neta positiva. Se obtiene a partir de un átomo neutro que pierde o cede un electrón.
- Anión: Ion con carga neta negativa. Se obtiene a partir de un átomo neutro que gana un electrón.
Fórmulas Químicas y Masa Atómica Promedio
- Fórmula Molecular: Indica el número exacto de átomos de cada elemento presente en la sustancia.
- Fórmula Empírica: Indica los elementos presentes y la relación mínima en números enteros entre sus átomos.
Masa Atómica Promedio: Se calcula multiplicando la masa atómica de cada isótopo por su abundancia relativa.
Ejemplo: El cobre presenta las siguientes masas atómicas: 62,93 y 64,92, y sus abundancias relativas son 69,09% y 30,91%, respectivamente. Calcule su masa atómica promedio.
(62,93 x 69,09/100) + (64,92 x 30,91/100) = 63,55
Gases
- Ley General de los Gases: P.V = n.R.T
- P = Presión (atm). Si se da en mmHg, convertir: mmHg/760
- V = Volumen (L). Si se da en mL, convertir: mL/1000
- n = Moles
- R = Constante universal de los gases
- T = Temperatura (°K)
- Ley de Boyle: Relación entre presión y volumen: P1.V1 = P2.V2
- Ley de Charles: Relación entre volumen y temperatura: V1/T1 = V2/T2
- Ley Combinada de los Gases: Relación entre presión, volumen y temperatura: V1.P1/T1 = V2.P2/T2
- Condiciones Normales: T = 25°C (298°K), P = 1 atm, V = 22,4 L por cada mol.
Electrolitos, Ácidos y Bases
Electrolitos
- Electrolito fuerte: NaCl (ejemplo)
- Ácido diprótico: H2SO4
- Base: B(OH)
- Buffer (Tampón): Henderson
- Ácido monoprótico: HCl
- Ácido triprótico: H3PO4
Reacciones
- Ácido + Metal → Sal + H2
- Ácido + Carbonato → Sal + H2O + CO2
- Un protón hidratado es H3O+
Reacciones Redox: Se forman a partir de un elemento que cede electrones y otro que recibe electrones.
Estructura de Lewis y Enlaces Químicos
Estructura de Lewis: Los puntos de Lewis simbolizan los electrones de valencia de un elemento. Estos se utilizan para formar enlaces.
Tipos de Enlaces
- Enlace Iónico: Atracción de cargas opuestas entre iones. Ejemplo: NaCl
- Enlace Covalente: Unión de dos átomos que comparten electrones. Ejemplo: H + H = H:H
- Enlace Covalente Polar: Elementos que comparten electrones y tienen diferente electronegatividad (no metales). Ejemplo: H2O
- Enlace Covalente Apolar: Enlace estable lineal que ocurre entre átomos de un mismo elemento o diferentes elementos con electronegatividad similar. Ejemplo: CO y O2
Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer electrones.
Equilibrio Químico y Reacciones de Precipitación
Equilibrio Químico: Proceso conocido por estar libre de cambio neto, pero a nivel molecular ocurre un continuo intercambio de iones a moléculas y viceversa.
Reacción de Precipitación: Ocurre cuando un sólido insoluble se separa de la disolución. Generalmente participan compuestos iónicos.
Resonancia: Explica que en algunas moléculas es posible escribir más de una fórmula de Lewis. Ejemplo: SO2 (dióxido de azufre), el doble enlace puede estar a la derecha o izquierda.
Energía Reticular y Polaridad
Energía Reticular: Energía necesaria para separar un mol de un compuesto en sus iones gaseosos. La energía reticular muestra la estabilidad de la red cristalina.
Polaridad: Se presenta cuando la electronegatividad es diferente en compuestos con enlace covalente.
Ácidos y Bases: Conceptos Adicionales
- Diprótico: Ácido capaz de donar hasta dos protones (electrones).
- Electrolitos Fuertes: Se ionizan completamente. Se simbolizan con una flecha.
- No todos los hidróxidos son solubles en agua. Depende del metal con el que se asocie el OH. Ejemplo: Al(OH)3
- Par Conjugado: Se obtiene a partir de una reacción ácido-base, obteniendo un ácido y su base conjugada, y una base y su ácido conjugado.
- Las reacciones de los ácidos y bases se caracterizan por ser un proceso de transferencia de [H+].
- Los ácidos, al reaccionar con un bicarbonato, dan como resultado: CO2 + H2O + Sal.
- Ácidos Fuertes: Se ionizan completamente en agua. Ejemplo: HCl + H2O (rosado)
- Bases Fuertes: Se ionizan completamente en agua. Ejemplo: NaOH + H2O (azul)