RESUMEN DE TEORIAS QUIMICAS

RESUMEN DE QUIMICA – SER BACHILLER - 0986348808 2020
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Modelos atómicos
DESCRIPCION EJEMPLOS
Modelo Atómico de Dalton:
 La materia está formada por partículas indivisibles, indestructibles
y extremadamente pequeñas llamadas átomos.
 Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (igual
masa y propiedades)
 Los átomos de elementos distintos tienen diferente masa y
propiedades
 Los compuestos están formados por la unión de átomos en
proporciones constantes y simples.
Átomo indivisible
de Dalton
Modelo Atómico de Thomson:
 Descubre el electrón.
 En su modelo el átomo está formado por electrones de carga
negativa incrustados en una esfera de carga positiva como en un
"pudin de pasas".
 Los electrones están repartidos de manera uniforme por todo el
átomo
 El átomo es neutro de manera que las cargas negativas de los
electrones se compensan con la carga positiva
Modelo Atómico
de Thomson
Modelo Atómico de Rutherford:
 En este modelo el átomo está formado por dos regiones:
una corteza y un núcleo
 En la corteza del átomo se encuentran los electrones girando a
gran velocidad alrededor del núcleo
 El núcleo es una región pequeña que se encuentra en el centro del
átomo que posee la carga positiva
 El núcleo posee la práctica totalidad de la masa del átomo
Modelo Atómico
de Rutherford
Modelo Atómico de Bohr:
El Modelo Atómico de Bohr postula que:
1.Los electrones describen órbitas circulares estables alrededor del
núcleo del átomo sin radiar energía
2.Los electrones solo se pueden encontrar en ciertas órbitas (no
todas las órbitas están permitidas). La distancia de la órbita al
núcleo se determina según el número cuántico n (n=1, n=2,
n=3...):
radio de la órbita (en Ångströms) → r = 0,529 · n
2
3.Los electrones solo emiten o absorben energía en los saltos entre
órbitas. En dichos saltos se emite o absorbe un fotón cuya
energía es la diferencia de energía entre ambos niveles
determinada por la fórmula:
o Ea - Eb = h · v = h · (RM · [1/nb
2
- 1/na
2
]
Modelo Atómico
de Bohr

TABLA PERIÓDICA
- Crookes: El fìsico y quìmico William Crookes construyo un tubo a un vacìo mayor (tubo de Crookes o de
descarga) para estudiar mejor los fenomenos luminosos. Por lògica la corriente electrica se origina en el
càtodo y viaja hacia el ànodo donde choca con el vidrio y produce luz. Esto lo demostrò Crookes poniendo un
objeto metàlico en el tubo formàndose una sombra en el vidrio en la regiòn opuesta al càtodo.
- Chadwick: En 1932 un físico inglés, James Chadwick, confirmó la existencia de otra partícula subatómica de la
que se tenían múltiples sospechas: el neutrón. Los neutrones son partículas subatómicas que no tienen carga
eléctrica, y cuya masa es casi igual a la de los protones. El neutrón es una partícula subatómica que no tiene
carga eléctrica. Su masa es casi igual a la del protón. Chadwik determinó mediante el estudio de reacciones
nucleares la masa del Neutrón, el cual no posee carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de: mn
= 1.6750 x 10–24 g n = neutrón
- Millikan: Descubrió la carga del electrón. Observó la caída de una gota de aceite mientras existía un campo
eléctrico y cuando este era retirado. El experimento consistió en introducir un atomizador con aceite en una
cámara, cuya base estaba formada por placas cargadas eléctricamente. Una placa con un pequeño agujero
dividía en dos la cámara, la parte de debajo de esta se encontraba con carga eléctrica negativa, y la de arriba
con carga eléctrica positiva. Introdujo una fuente de rayos X que cuando se produce el contacto entre las
materias crean una carga. Las cargas negativas producidas por los rayos X se unen a las gotas de aceite,
provocando que estas caigan más lento, se detengan o eleven cuando se le aplicaba una corriente eléctrica a
las placas de la cámara. Dependiendo de la cantidad de carga en las gotas será lo que suceda con estas. A
partir de las cargas de las gotas, pudo observar que todas estas eran múltiplo del valor más pequeño que
podían tener, y ese valor fue de 1.6022 ×10-19 C. Determinando así la carga del electrón.
- Goldstein: Descubrió el protón con el tubo de rayos catódicos modificado
HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA
- Breve reseña histórica: Mendeleïev, triadas de Döbereiner, octavas de Newlans, Mosley, Meyer.
- Johann Döbereiner. Propuso el ordenamiento de los elementos que son semejantes en
propiedades de tres en tres, a lo que denominó triadas, además propuso que la masa atómica
del elemento central es aproximadamente al promedio de las masas atómicas de los elementos
extremos. Da un anticipo a lo que próximamente se conocería como “familias químicas”.
- John Newlands. Propuso el ordenamiento de los elementos según el orden creciente de sus
masas atómicas, dispuso a los elementos en filas horizontales de siete en siete, resultando
periodos en que el octavo miembro se parecía al primero, el noveno al segundo y así
sucesivamente, dando lugar a la ley de las octavas.
- Dimitri Mendeleïev. Publicó la tabla periódica de los elementos, siendo esta la primera que se
realizó. Se basó en las propiedades químicas (tipos de óxidos, tipos de hidruros, valencia, etc...).
Creó la ley periódica de los elementos: “Las propiedades de los elementos son función periódica
a sus masas atómicas.”
- Henry Moseley. Demostró que los registros de la emisión de rayos X de los átomos pueden
ordenarse en forma sucesiva, y dedujo que existe un orden numérico en el que pueden ser
colocados los elementos con base en ello, dotó a cada elemento de un número atómico; este
número correspondía a la posición de aquél en la sucesión y coincide con el número de protones
que tienen los átomos correspondientes mencionado anteriormente.
- Principios Generales: Elementos, símbolos.

-
11 NO METALES (H, N,C,O,F,Cl,Br,I,S,Se,P)
7 METALOIDES (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At)
6 GASES NOBLES (H, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
Resto de elementos son metales
7 moléculas diatomicas ( H2, N2,O2,F2,Cl2,I2,Br2)
- Constitución: metales, no metales, metaloides.
Metales No metales Metaloides
Propiedades
físicas
Su estado físico es
sólido a excepción del
mercurio que es líquido.
Presentan un brillo
característico en su
superficie (brillo
metálico). Son dúctiles
(se les puede
transformar en
alambres) y maleables
(se pueden transformar
en láminas). Son buenos
conductores del calor y
la electricidad. Son
tenaces (la mayoría de
ellos se resisten a la
ruptura). Su densidad es
elevada si se compara
con las de los no
metales. Se pueden
hacer aleaciones (fundir
y mezclar dos o más
metales).
A temperatura ambiente
los encontramos en los
tres estados de
agregación: sólidos
(como el azufre y
el carbono), líquidos
(únicamente el bromo) y
gaseosos (como el
oxígeno y el hidrógeno).
No poseen brillo metálico,
a excepción del yodo. No
son dúctiles ni maleables.
No son buenos
conductores del calor ni
la electricidad (a
excepción del grafito). Su
densidad generalmente
es baja comparada con la
de los metales.
Poseen propiedades físicas
semejantes a las de los
metales y los no metales.
Son sólidos a temperatura
ambiente, la mayoría de ellos
presentan brillo metálico, por
lo general son muy duros y
se pueden presentar en
diferentes formas
alotrópicas. Son llamados
semiconductores por no ser
muy buenos conductores del
calor ni de la electricidad,
ejemplo: el silicio, el
germanio, el arsénico y el
antimonio. .
Propiedades
químicas
Los metales son muy
reactivos con no
metales, especialmente
con los halógenos.
Forman óxidos, sales,
hidróxidos (bases).
Los metales alcalinos
reaccionan en forma
explosiva con los ácidos.
Poseen moléculas
formadas por dos o más
átomos. Sus átomos
tienen en la última capa 4,
5, 6 y 7 electrones. Al
ionizarse adquieren carga
eléctrica negativa. Al
combinarse con el
oxígeno forman óxidos no
metálicos o anhídridos.
Tienen 3 o más electrones
en su capa externa (capa de
valencia). La reactividad de
los metaloides es variada;
algunos son más reactivos
que otros. Pueden
reaccionar con algunos
metales y con los no
metales; en general
reaccionan con los
halógenos y el oxígeno.

- Estructura (Grupos A y B) (Alcalinos, Alcalino térreos, …………Gases nobles
- En horizontal se ordenan de menor a mayor número atómico (cantidad de protones que tiene en el
núcleo el átomo del elemento).
- Las Filas (en horizontal) de los elementos se llaman periodos. Los elementos que componen una
misma fila tienen propiedades diferentes pero masas parecidas. Todos los elementos de un
período tienen el mismo número de orbitales. Los electrones de un átomo que tengan la misma
energía se dice que están en el mismo orbital de energía. Estos niveles de energía es lo que se
conoce como orbital. En la tabla periódica hay 7 periodos.
 Lantánidos: son un grupo de metales situados en la segunda fila de la parte inferior de la
tabla periódica. Son bastante raros, sus números atómicos oscilan entre 57 (lantano) a 71
(lutecio). Algunos de estos elementos se pueden encontrar en los superconductores, la
producción de vidrio, o láser.
 Actínidos: Son un grupo de metales en la última fila de la tabla periódica. La familia de los
actínidos contiene quince elementos que comienzan con el actinio. Todos los actínidos son
radiactivos y algunos no se encuentran en la naturaleza.
- Las Columnas (en vertical) se agrupan en columnas los elementos que tienen propiedades
parecidas. Las Columnas se llaman Grupos o Familias de la tabla Periódica. Todos los elementos de
un mismo grupos de la tabla periódica tienen la misma valencia o número de electrones en su
última capa (Grupo IA o 1, valencia 1) y por lo tanto tienen propiedades parecidas. En la tabla
periódica hay 18 Familias. Tenemos 9 Familias Principales:
 Metales Alcalinos - Grupo o Familia 1 (IA) - con 1 electrón de valencia.
 Metales Alcalinotérreos - Grupo o Familia 2 (IIA) - con 2 electrones de valencia.
 Metales de transición - Grupos o Familias del 3 al 12 - Pueden tener diferentes electrones
de valencia, depende de su estado.
 Familia del de Boro o Térreos - Grupo o Familia 13 (IIIA) - Con 3 electrones de valencia.
 Familia del Carbono o Carbonoides - Grupo o Familia 14 (IVA) - con 4 electrones de
valencia.
 Familia del Nitrógeno o Nitrogenoides - Grupo o Familia 15 (VA) - con 5 electrones de
valencia.
 Familia del Oxígeno o Calcógenos - Grupo Familia 16 (VIA) - con 6 electrones de valencia.
 Halógenos - Grupo o Familia 17 (VIIA) - con 7 electrones de valencia.
 Los Gases Nobles - Grupo Familia 18 (VIIIA) - con 8 electrones de valencia.

- Propiedades periódicas: radio atómico, iónico, potencial de ionización, electronegatividad, afinidad
electrónica

VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIODICAS
HACIA DONDE ESTA DIRIGIDA LA FLECHA SIGNIFICA EL AUMENTO
POR EJEMPLO ENTRE EL ATOMO DE Na y F cual tiene más tamaño, es el Na porque esta más a la izquierda

ENLACES QUIMICOS

FORMULACIÓN INORGÁNICA

EJEMPLOS DE LOS ÁCIDOS OXÁCIDOS

COMPUESTOS ORGÁNICOS

ECUACIONES QUIMICAS
- Mol: Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, protones,
neutrones, etc.) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isótopo 12C.
- Masa Molar: Es la relación entre la masa y la cantidad de sustancia (mol) de una determinada sustancia
química. Se representa con “g/mol”.
- Masa atómica: es el promedio de las masas isotópicas calculadas a partir de sus abundancias.
- Número de Avogadro: 6.022 x 1023 entidades elementales.
- Formulas empíricas y Fórmulas moleculares. Composición porcentual;
- Fórmula Empírica: La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que
están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla
de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.
- Fórmula Molecular: La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y
el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos
covalentes.
- Ecuaciones químicas: Clasificación
Reacción de Combustión
completa
Da como resultado dióxido de carbono y agua.
AB + CD → CO2 + H2O
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Reacción de síntesis o unión o
composición
Las sustancias se unen formando una solo sustancia química.
A + B → AB
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
Reacción de descomposición
o analisis
Un reactivo da como resultado compuestos más simples.
AB → A + B
2H2O → 2H2 + O2
Reacción de Sustitución
simple
Se realiza una sola sustitución.
A + BC → AC + B
Na + AgCl → NaCl + Ag
Reacción de doble
sustitución
Se realiza un intercambio doble.
AB + CD → AD + CB
AgCl + Na2SO4 → Ag2SO4 + NaCl
-

QUIMICA DE LAS SOLUCIONES

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

GASES
- Propiedades generales; Teoría cinética molecular.
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS GASES
 Los gases no tienen forma ni volumen definidos; se expanden hasta ocupar todo
el volumen del recipiente que los contiene y se ajustan a su forma.
 Los gases son compresibles; se puede hacer que un gas ocupe un volumen
mucho menor aumentan do la presión.
 La densidad de los gases es pequeña en comparación con los líquidos y los
sólidos. Por ejemplo, la densidad del aire seco es de aproximadamente 0.00117
g/cm3 a la presión y temperatura ambientales. A medida que la presión
aumenta, también lo hace la densidad del gas.
 Los gases encerrados en un recipiente ejercen una presión uniforme sobre
todas las paredes del recipiente. No ocurre lo mismo con los líquidos; la fuerza
que un líquido ejerce sobre las paredes de un recipiente es mayor al aumentar
la profundidad, debido a las fuerzas gravitatorias.
 Los gases se mezclan espontánea y totalmente unos con otros a presión
constante, siempre y cuando no se lleve a cabo una reacción química. Este
fenómeno se llama difusión. Por ejemplo, si se deja salir amoniaco gaseoso en
un rincón de una habitación, el amoniaco se difunde por toda la habitación
hasta que toda tiene finalmente la misma concentración del gas.
TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES
 Las partículas del gas se mueven de forma continua, rápida y al azar en línea
recta y en todas direcciones.
 Las partículas de gas son extremadamente pequeñas y las distancias entre ellas
son grandes.
 Con respecto a los gases, tanto las fuerzas gravitatorias como las fuerzas de
atracción entre partículas de gas resultan insignificantes.
 Cuando las partículas chocan unas con otras o con las paredes del recipiente, no
se pierde energía; todas las colisiones son perfectamente elásticas.
 La energía cinética media es la misma en todos los gases a una misma
temperatura, y varía proporcionalmente con la temperatura en kelvin.
-
- Unidades de medida de presión, volumen y temperatura
Se definirá cada unidad en términos de exactamente 1 atmósfera de presión, 1 atm, que
es la presión promedio al nivel del mar. Una presión de 1 atm es igual a la presión que
ejerce una columna de mercurio de 760. mm (760. mm Hg) o 760. torr. Presión =
𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎
á𝑟𝑒𝑎
Volumen se define en litros (L).
Temperatura se define en Kelvin. 1°C equivale a 273 K.
- Ley de los gases: Boyle, Charles y Gay Lussac, Ecuación general de estado.
- Ley de Boyle: a temperatura constante, el volumen, V, que ocupa una muestra de gas es inversamente
proporcional a la presión, P. 𝑃1 𝑉1 = 𝑃2 𝑉2 (con temperatura y masa constantes).
- Ley de Charles: a presión constante, el volumen que una muestra de gas ocupa es directamente
proporcional a su temperatura Kelvin. 𝑉1 𝑇2 = 𝑉2 𝑇1 (con presión y masa constantes)
- Ley de Gay-Lussac: a volumen constante, la presión que ejerce una muestra específica de gas es
directamente proporcional a su temperatura Kelvin. 𝑃1 𝑇2 = 𝑃2 𝑇1 (con volumen y masa constantes).
- La ecuación que sigue combina todas las variables representadas en la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley
de Gay-Lussac; se le conoce como la ley combinada de los gases: 𝑃1 𝑉1 𝑇2 = 𝑃2 𝑉2 𝑇1
-
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-
-

-
- Ecuación general de estado: 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑜 𝑃𝑉 =
𝑚
𝑝𝑚
𝑅𝑇
Donde:
P → presión (atm)
V → volumen (L)
n → # moles (mol)
-
R → constante (𝟎. 𝟎𝟖𝟐
𝒂𝒕𝒎 𝑳
𝒎𝒐𝒍 𝑲
)
T → temperatura (Kelvin)
m → masa del compuesto.
- Pm → peso molecular.
Condiciones normales

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