Resumen completo del temario de química (nivel medio) del programa del diploma del Bachillerato Internacional. Estos apuntes también te servirán para sacar una notaza en el exámen de selectividad (PEVAU) de química. Los apuntes contienen explicaciones muy sencillas plagadas de ejemplos, lo que...
Apuntes de Química Nivel Medio
Por José Martínez Suárez
, ÍNDICE
TEMA 1. TRANSFORMACIONES QUÍMICAS ........................................................................... 3
TEMA 2. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA ............................................................11
TEMA 3. EL SISTEMA PERIÓDICO ..........................................................................................18
TEMA 4. EL ENLACE QUÍMICO ................................................................................................23
TEMA 5. TERMODINÁMICA QUÍMICA .....................................................................................36
TEMA 6. CINÉTICA QUÍMICA ....................................................................................................42
TEMA 7. EQUILIBRIO QUÍMICO ...............................................................................................48
TEMA 8. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES .........................................53
TEMA 9. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES .....................................64
TEMA 10. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN .......................................................................73
TEMA 11. QUÍMICA DEL CARBONO .......................................................................................77
TEMA 12. ESPECTROMETRÍA (Tema de Manuela)................... ..................................................101
2
,TEMA 1. TRANSFORMACIONES QUÍMICAS
1. La materia
Materia es todo aquello en el universo que tiene masa y volumen. Para poder analizar sus
propiedades se selecciona una porción específica de la materia, confinada en una zona o
espacio, denominada sistema material. Estos se clasifican en:
- Homogéneos: tienen la misma composición química y las mismas propiedades en
cualquier punto.
- Heterogéneos: la composición y las propiedades difieren entre sus puntos.
Las sustancias puras, por su parte, pueden ser:
- Compuestos: pueden separarse en sustancias más simples y sus componentes
tienen siempre unas proporciones definidas.
- Elementos: no pueden separarse en sustancias más simples.
Siempre que sea posible, trataremos de indicar el estado en el que se encuentran los
reactivos y los productos en la ecuación de una reacción química. Definimos tres estados
de agregación:
- Solido (s): volumen y forma constante.
- Líquido (l): volumen constante y forma variable.
- Gaseoso (g): volumen y forma variable.
Un mol es la cantidad química de sustancia que contiene tantas partículas como átomos
hay en 0.012 kg de carbono-12. Este número de partículas es constante (6,022 ∙ 10 23) y se
conoce como número de Avogadro (N A).
La magnitud que relaciona el mol con la masa se denomina masa molar (M) y es la masa
de un mol de sustancia expresada en gramos. Se mide en gmol -1.
La proporción del número de átomos de cada elemento que constituyen un compuesto queda
reflejada en su fórmula. La composición centesimal de un compuesto representa las
unidades de masa de cada elemento que hay en 100 unidades de masa del compuesto.
M (elemento X)
% elemento X= ∙100
M (compuesto)
Consecuentemente, a partir de la composición centesimal de un compuesto, podemos
determinar su fórmula empírica (informa de la proporción entre la cantidad de átomos de
los elementos del compuesto). Y a partir de esta, su fórmula molecular (informa de la
cantidad de átomos que intervienen en los diferentes elementos en la molécula del
compuesto).
Ejemplo: en 100 g de cortisona, hay 69.96 g de C, 7.83 g de H y 22.1 g de O. Determinar las
fórmulas empírica y molecular sabiendo que la masa molar es 360.43 gmol-1.
3
, 1 mol C
n(C) = 69.96 g C ∙ = 5.825 mol C
12.01 g C
1 mol H
n(H) = 7.83 g H ∙ = 7.75 mol H
1.01 g H
1 mol O
n(O) = 22.21 g O ∙ = 1.389 mol O
16.00 g O
Dividimos el número de moles entre el menor:
5.825 mol C
= 4.194 ∙ 5 ≈ 21
1.389 mol O
7.75 mol H
= 5.58 ∙ 5 ≈ 28
1.389 mol O
1.389 mol O
=1∙5=5
1.389 mol O
La fórmula empírica es C 21H28O5. La masa molar de este compuesto es 360.49 gmol -1. El
360.43
coeficiente por el que debemos multiplicar la fórmula empírica será 360.49
≈ 1. Luego, la
fórmula molecular coincide con la empírica ya que el factor multiplicador es 1.
2. Disoluciones
Las disoluciones son sistemas homogéneos formados por dos o más sustancias puras
llamadas componentes de la disolución. Estos son:
- Soluto: en disoluciones líquidas se aplica a los componentes que son sólidos o
gaseosos en estado puro y, en general, a los componentes minoritarios de la
disolución.
- Disolvente: en disoluciones líquidas se aplica al componente que sea líquido en
estado puro y, en general, al componente mayoritario de la disolución.
Según la concentración de soluto disuelto, obtenemos disoluciones:
- Diluidas: concentración muy inferior a la máxima.
- Concentradas: concentración cercana a la máxima.
- Saturadas: concentración máxima, que depende del tipo de soluto, del disolvente y
de las condiciones de presión y temperatura.
Para expresar la composición de una disolución empleamos:
msoluto
Porcentaje en masa %masa= ∙100
mdisolución
Vsoluto
Porcentaje en volumen %volumen= ∙100
Vdisolución
Ejemplo: calcula la masa de NaOH que hace falta pesar para preparar una disolución 0.20
M de 250 mL de volumen.
0.20 mol 40 g
m = 250 mL ∙ ∙ = 2 g NaOH
1000 mL 1 mol
La solubilidad es la máxima concentración de la disolución entre dos sustancias
determinadas, a una temperatura dada. Normalmente, la solubilidad de los sólidos en un
líquido aumenta al incrementar la temperatura. Al subir la temperatura, la energía de las
partículas del soluto y del disolvente aumenta, con lo que se favorece la solub ilidad. Con un
descenso de la temperatura, se intensifican las fuerzas entre entidades moleculares y la
solubilidad disminuye.
La solubilidad de los gases en un disolvente líquido disminuye si aumenta la temperatura,
ya que las partículas de gas se liberan de las fuerzas intermoleculares permitiendo que el
gas abandone el recipiente. Sin embargo, si incrementa la presión aumenta la solubilidad.
3. Leyes fundamentales de las reacciones químicas
- Ley de la conservación de la masa de Lavoisier: la suma de las masas de las
sustancias que intervienen en un proceso químico se mantiene constante.
- Ley de las proporciones definidas de Proust: los elementos que forman un
compuesto presentan una proporción fija en masa, que es característica del
compuesto e independiente de cómo se prepare o de su procedencia.
- Ley de las proporciones múltiples de Dalton: cuando dos o más elementos se
combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que
se combinan con una masa determinada de otro están en relación de números
enteros sencillos.
- Ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac: los volúmenes de los
gases que intervienen en un proceso químico guardan entre sí una proporción de
números enteros sencillos, si se miden bajo las mismas condiciones de presión y
temperatura.
4. Teoría atómica de Dalton
J. Dalton propuso una explicación a las llamativas relaciones entre los gases en sus obras
publicadas en 1808 y 1810. Las hipótesis que manejó las enunció del siguiente modo:
5
, - Los elementos están formados por átomos: partículas muy pequeñas, indivisibles e
indestructibles.
- Los átomos iguales experimentan repulsión mutua, por lo que no se unen entre sí.
- Los átomos de un elemento son iguales entre sí y diferentes en su masa a los
átomos de otros elementos.
- Los compuestos están formados por átomos distintos unidos entre sí, que
constituyen la agrupación más simple posible, siguiendo la regla de la máxima
simplicidad.
- Los gases están formados por átomos elásticos que, en su conjunto, ocupan la
totalidad del volumen, y el volumen que ocupa cada átomo varía según el tipo de gas.
- Los procesos químicos se basan en la reordenación de átomos, permaneciendo
estos inalterados.
5. Teoría atómico-molecular
El modelo propuesto por Dalton fue admitido durante un largo periodo, a pesar de que no
podía justificar la ley de los volúmenes de combinación. Esta necesaria explicación llegó en
1860 y dio paso a la actual teoría atómico-molecular.
En 1811 Avogadro propuso lo que conocemos como principio de Avogadro: volúmenes
iguales de cualquier gas, medidos en las mismas condiciones de presión y t emperatura,
contienen el mismo número de moléculas.
Avogadro postuló también que las partículas gaseosas debían tener la propiedad de
fragmentarse durante los procesos químicos, y que estas porciones se unirían constituyendo
las partículas del nuevo compuesto gaseoso, lo que podía explicar la ley de los volúmenes
de combinación.
6. Leyes de los gases ideales
Las leyes de los gases ideales describen un comportamiento teórico que solo se daría en
condiciones ideales, pero se pueden emplear en casos reales porque los gases presentan
un comportamiento próximo al ideal en condiciones de presión y temperatura determinadas.
Ley de Boyle y Mariotte pV=cte a temperatura constante
V
=cte a presión constante
Leyes de Charles y Gay-Lussac T
p
T
=cte a volumen constante
pV
Ley combinada de los gases = cte
T
V
= cte a presión y temperatura
Ley de Avogadro Nmoléculas
constante
Ley de las presiones parciales pT = ∑ pi
6
, 7. Teoría cinético-molecular de los gases
Esta teoría es la aplicación de la mecánica estadística al comportamiento ideal de los gases,
cuyo comportamiento podemos resumir en las siguientes premisas:
- Las moléculas de un gas se mueven con velocidad uniforme, trayectorias
rectilíneas y dirección aleatoria.
- Su volumen es insignificante y su única interacción es el choque elástico mutuo o
contra el recipiente.
- La presión del gas depende de la frecuencia y de la energía cinética de los choques
contra el recipiente.
- La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura e
independiente del gas.
- Relación mediante la fórmula de Boltzmann:
3
̅c = kT
E
2
Donde k es la constante de Boltzmann (1.38 ∙ 10 -23 JK-1).
8. Ecuación de estado de los gases ideales
Viene dada por:
pV = nRT
Donde R es la constante de los gases (0.082 atmLK -1mol-1 o 8.31 Pam 3K-1mol-1).
Recordemos que las condiciones estándar son p= 105 Pa y T= 0 ºC y las condiciones
normales son p= 1 atm y T= 25 ºC.
El comportamiento ideal de un gas, cuantificado en la ecuación de estado de los gases
ideales, es especialmente útil en la determinación de la fórmula molecular de algunas
sustancias.
m
Como n = M ; despejando y sustituyendo obtenemos:
m
mRT
Mn =
pV
Ejemplo: sabemos que la fórmula empírica de un compuesto orgánico es C 2H4O (masa
molar= 44.06 M) y que, al vaporizar 0.503 g de esta sustancia, ocupa 610 mL, medidos a
3.05 ∙ 105 Pa y 393 K. Calcula su fórmula molecular.
, 88.2
Factor multiplicador = = 2 → Fórmula molecular es C2 H4 O ∙ 2 = C4 H8 O2
44.06
Las diferencias más relevantes del comportamiento de un gas real respecto al modelo ideal
podemos resumirlas en las siguientes:
- No presentan compresibilidad ilimitada, debido al volumen de sus moléculas y la
repulsión entre ellas.
- La presión que ejercen es menor, debido a la atracción entre moléculas.
- El volumen puede ser mayor o menor que el esperado para un gas ideal, en función
del gas empleado y las condiciones de presión y temperatura.
9. Reacciones químicas
Una reacción química es un proceso mediante el cual una o varias sustancias iniciales,
llamadas reactivos, se transforman en otras finales, denominadas productos.
- Según el mecanismo de intercambio, se distinguen estos tipos de reacciones:
• Reacciones de síntesis: dos o más reactivos sencillos se combinan para
formar un producto más complejo.
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
• Reacciones de descomposición: una sustancia se descompone en otras
más sencillas.
2H2 O(l) → 2H2 (g) + O2 (g)
• Reacciones de desplazamiento: un elemento es sustituido por otro en un
compuesto.
Zn(s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)
• Reacciones de doble desplazamiento: dos átomos intercambian sus
posiciones, formando dos nuevos compuestos.
- Según las partículas intercambiadas, distinguimos tres tipos de reacciones:
• Reacciones ácido-base o de neutralización: consisten en la transferencia
de protones desde un ácido a una base.
acido + base → sal + agua
• Reacciones de oxidación-reducción (redox): son aquellas en las que hay
una transferencia de electrones desde una sustancia que los pierde (se oxida)
a otra que gana dichos electrones (se reduce).
• Reacciones de precipitación: consisten en la transferencia de iones en
disolución entre dos compuestos iónicos solubles, para formar una sal
insoluble llamada precipitado.
8
,Las reacciones de combustión son un tipo de reacción redox en las que se desprende
calor y luz. La combustión completa de hidrocarburos y derivados oxigenados genera dióxido
de carbono y vapor de agua:
2C4 H10 (g) + 13O2 (g) → 8CO2 (g) + 10H2 O(g)
Sin embargo, la combustión del carbón solo produce dióxido de carbono:
2C(s) + O2 (g) → CO2 (g)
Si no hay suficiente oxígeno, la combustión es incompleta y se genera también monóxido de
carbono.
10. Estequiometría
La estequiometría es el estudio de la relación cuantitativa entre reactivos y productos en una
reacción química.
El reactivo limitante es el que se consume en su totalidad y determina la cantidad máxima
de producto que se puede obtener. Los reactivos que solo se consumen parcialmente,
sobrando parte de ellos, se denominan reactivos en exceso. El reactivo limitante debe ser
tomado como referencia a la hora de realizar los cálculos.
- Rendimiento de una reacción
El rendimiento de una reacción química es el cociente entre la cantidad de producto
obtenido realmente y la cantidad de producto que esperábamos obtener teóricamente.
cantidad de producto obtenido
Rendimiento (%) = ∙ 100
cantidad de producto teórico
Un rendimiento menor que el teórico puede deberse a las siguientes causas:
• El desarrollo de la reacción se ha producido en condiciones inadecuadas.
• La existencia de reacciones secundarias paralelas que han dado lugar a productos
no deseados.
• La pérdida de material durante su manipulación o purificación.
• Se ha invertido menor tiempo de reacción que el requerido.
Ejemplo: se hacen reaccionar 10 g de Al 2O3 con un exceso de HCl, obteniéndose 25 g de
AlCl3. Calcula el rendimiento de la reacción.
Al2 O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 O
1 mol 2 moles AlCl3
10 g Al2 O3 ∙ ∙ = 0.1962 moles AlCl3
101.96 g 1 mol Al2 O3
133.34 g
0.1962 moles ∙ = 26.16 g AlCl3
1 mol
25
Rendimiento = ∙ 100 = 95.6 %
26.16
9
, - Pureza
La pureza o riqueza de una muestra es el porcentaje de sustancia pura que contiene.
masa o volumen (sustancia pura)
Pureza = ∙ 100
masa o volumen (muestra)
Ejemplo: calcula el volumen de hidrógeno medido en condiciones normales que se obtendrá
tratando HCl con 20 g de Zn al 85% de pureza.
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