Principios de Química general 45-55

Es la ciencia que estudia a la materia y los cambios que en ésta se producen. Principalmente consisten en formación y ruptura de lo que se denomina enlaces. Medición de la masa. Química. La materia.

Una reacción química, en donde los reactantes o reactivos reaccionan entre sí, para generar productos. Dichas reacciones se clasifican primordialmente en dos tipos: Cinética y Potencial. Reversibles (mayoría) e Irreversibles. La Materia y el Espacio.

Es el cambio de posición o lugar de un objeto, intervienen la masa, distancia y tiempo. La Fuerza. La Inercia. El Movimiento.

Es conocido también como sistema métrico decimal, consta de siete unidades básicas: metro, kilogramo, segundo, amperio, kelvin, mol y candela. Sistema Internacional. Sistema de Patrones. Sistema Matemático.

Es una magnitud física fundamental que indica la cantidad de materia contenida en un cuerpo, se mide en kilogramos. Aceleración. Velocidad. La Masa.

Constante que ejerce la tierra sobre un cuerpo y se calcula multiplicando la masa por la constante de la gravedad que es de 9.8m/s2. La fuerza gravitacional. Inercia. Cinemática.

Es la resistencia de los cuerpos a cambiar de estado de reposo a movimiento o viceversa. También se considera como una propiedad de la materia que indica la tendencia de un cuerpo a no detenerse o cuando se encuentra en reposo a permanecer inmóvil. Cinemática. La Inercia. Fuerza Gravitacional.

Se considera como la distancia recorrida en un tiempo determinado. La Inercia. La Masa. La Velocidad.

Es el cambio de velocidad que experimenta un cuerpo en la unidad de tiempo. Aceleración. Cinemática. Velocidad.

Es la fuerza con la que el planeta tierra atrae a los cuerpos P= m .g, es decir es la fuerza gravitacional que actúa en forma constante sobre un cuerpo, se mide en Newton. Peso. Masa. Inercia.

Es la rama de la física que estudia el movimiento, sin importar las causas que lo producen. Cinemática. Velocidad. Aceleración.

Es todo aquello capaz de producir un movimiento, la fórmula es F = m·g. Cinemática. Aceleración. La Fuerza.

El cambio en el movimiento es proporcional a la fuerza y dicho cambio se produce en la dirección de la línea recta a lo largo de la cual actúa una fuerza. La fuerza que actúa sobre un cuerpo es directamente proporcional a su aceleración. Fórmulas: a = 𝐹/𝑚 F = m·a F = m·g. Primera Ley o Ley de la inercia. Segunda Ley o principio fundamental de la dinámica. Tercera Ley o de acción reacción.

Todo cuerpo permanece en su estado de reposo o de movimiento rectilíneo uniforme a menos que otros cuerpos actúen sobre él. Es decir que al aplicar una fuerza de empuje a un objeto en reposo, éste cambia su velocidad. Fórmula: I = m · v I= inercia m=masa v= velocidad. Segunda Ley o principio fundamental de la dinámica. Tercera Ley o de acción reacción. Primera Ley o Ley de la inercia.

Cuando un cuerpo ejerce una fuerza sobre otro, éste ejerce sobre el primero una fuerza igual y de sentido opuesto. F = m · g g = 9.81 m/s2. Tercera Ley o de acción reacción. Primera Ley o Ley de la inercia. Segunda Ley o principio fundamental de la dinámica.

Con fines de ______________________ se comparan estableciendo la diferencia entre sus pesos. Comparando la masa del objeto con un patrón de medida ya establecido y aceptado internacionalmente, uno de los instrumentos para realizarlo es la balanza de brazos iguales. El punto de equilibrio se logra cuando ambas fuerzas son iguales. Medición de la masa. Cinemática. Impulso.

Es la cantidad vectorial que indica el movimiento de los cuerpos, producto de la masa por la velocidad (m·v). Se desprende la Ley de la conservación del impulso, la suma de los impulsos de dos masas se mantendrá constante. m1 v1 + m2 v2 = m1 v´1 + m2 v´2. Masa. Impulso. Aceleración.

Una canica cuya masa es de 40 g, se desplaza a una velocidad de 45 m/s y choca con otra que se encuentra en reposo, cuya masa es de 25 g, si después del choque la primera canica queda en reposo ¿Qué velocidad final adquiere la segunda?. v2 =62 m/g. v2 =23 m/s. v2 =72 m/s.

Una bola de boliche de 5 kg que viaja a 5.2 m/s reduce su velocidad a 4.7 m/s al golpear un pino de 0.75 kg. Si el pino tiene libertad de movimiento, ¿qué velocidad adquirirá?. 𝐯´₂ = 𝟑. 𝟑𝟑 𝐦/𝐬𝐞g. 𝐯´₂ = 6. 𝟑𝟑 𝐦/𝐬𝐞g. 𝐯´₂ = 𝟑. 𝟑6 𝐦/𝐬𝐞g.

Energía se define como la capacidad para generar un trabajo, ésta se clasifica en: Cinética y Potencial. Impulso y Masa. Inercia y Cinemática.

Cinética es la energía que se obtiene del movimiento. Ec = (1/2 mv2). Em = (1/2 mv3). Eg = (1/3 mv7).

Potencial es aquella que depende de la posición de la materia con respecto a una posición relativa (altura). Em = pgh. Er = gmh. Ep = mgh.

Es la suma de las energías potencial (energía almacenada en un sistema), cinética (energía que surge en el mismo movimiento) y la elástica de un cuerpo en movimiento. Energía Mecánica. Temperatura. Energía Química.

Es la manifestación de la energía en forma de calor. De tal manera que cuando se hierve agua y un cubo de hielo se derrite constituyen un sistema que gana energía. Energía Térmica. Energía Química. Energía Eléctrica.

Es una cantidad de energía y es una expresión del movimiento de las moléculas que componen un cuerpo. Depende de la velocidad de las partículas, de su número, de su tamaño y de su tipo. Celsius. Potencial. Calor.

Indica que una sustancia tiene energía en forma de calor y no depende de la cantidad de masa, se define como la medida de la energía calorífica que posee un cuerpo. Medición de Masa. Temperatura. Fuerza Gravitacional.

Conclusión: El ________ es la energía total del movimiento molecular en un cuerpo, mientras que la __________ es la medida de dicha energía. Inercia y Movimiento. Calor y Temperatura. Cinética y Potencial.

Indica cual es la Conversión de las temperaturas: ⁰C a ⁰F ⁰F = (9/5)⁰C + 32 (9/5 = 1.8) ⁰F a ⁰C ⁰C = (5/9) (⁰F – 32) (5/9 = .55) ⁰C a ⁰K ⁰K = ⁰C + 273 ⁰K a ⁰C ⁰C = ⁰K – 273. ⁰C a ⁰F ⁰F = (9/5)⁰C +33 (9/5 = 1.8) ⁰F a ⁰C ⁰C = (5/9) (⁰F – 33) (5/9 = .55) ⁰C a ⁰K ⁰K = ⁰C + 173 ⁰K a ⁰C ⁰C = ⁰K – 173. ⁰C a ⁰F ⁰F = (9/5)⁰C + 22 (9/5 = 2.8) ⁰F a ⁰C ⁰C = (5/9) (⁰F – 22) (5/9 = .25) ⁰C a ⁰K ⁰K = ⁰C + 272 ⁰K a ⁰C ⁰C = ⁰K – 272.

Si el agua en la ciudad de México hierve a 98°C, ¿A cuántos °F equivale dicha temperatura?. 98°C ------------------ 209.10⁰F. 98°C ------------------ 208.40⁰F. 98°C ------------------ 207.30⁰F.

Es la que se obtiene por reacciones químicas. Ejemplos: la que desprende el carbón al quemarse, las pilas y las baterías también poseen dicha energía. Energía Cinética. Energía Química. Energía Térmica.

Se origina por un flujo de electrones a través de un conductor eléctrico. Energía Eléctrica. Energía Química. Energía Térmica.

Es el componente principal de los cuerpos, susceptible de toda clase de formas y de sufrir cambios, se caracteriza por un conjunto de propiedades físicas o químicas, perceptibles a través de los sentidos. Es decir, todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. La Inercia. La Temperatura. La Materia.

Si la materia tiene masa y ocupa un lugar en el espacio significa que es cuantificable, es decir, que se puede__________. Medir. Simplificar. Observar.

Es la partícula fundamental de la materia, que no puede dividirse en porciones más pequeñas, a su vez está formado por varias partículas subatómicas. El Átomo. La Temperatura. El impulso.

(e-) tienen carga eléctrica negativa, se encuentra girando alrededor del núcleo en órbitas elípticas. Electrones. Neutrones. Protones.

(n◦ +/-), sin carga eléctrica, se localiza en el núcleo del átomo. Electrones. Neutrones. Protones.

(p+), con carga positiva se localizan en el núcleo del átomo. Electrones. Neutrones. Protones.

Donde se encuentra la carga total positiva y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones (+) y los neutrones (+/-). Núcleo. Enlace. Corteza.

Donde se hallan los electrones, que giran alrededor del núcleo. Núcleo. Corteza. Electrón.

Complete la frase: Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo que en conjunto el átomo es ______________. Debido a que tiene la misma cantidad de cargas positivas y negativas. Esfera de electricidad Positiva. Eléctricamente Neutro. Carga Positiva.

La materia está compuesta de partículas diminutas llamadas átomos. Los átomos son indivisibles e indestructibles y las reacciones químicas son su reacomodo de ellos. Modelo de Thomson. Modelo de Bohr. Modelo de Dalton.

(Budín de pasas). El átomo es una esfera de electricidad positiva en la que están incrustados corpúsculos de electricidad negativa (electrones). Modelo de Thomson. Modelo de Dalton. Modelo de Rutherford.

Proponía que toda la masa de un átomo y la totalidad de la carga positiva estaban concentrados en un conjunto pequeño y denso, en el centro del átomo (núcleo). Alrededor de este núcleo, a cierta distancia de él estaban los electrones que hacían que la partícula fuera eléctricamente neutra, aunque no explicó cómo podían estar afuera y no ser atraídos por el núcleo. Modelo de Rutherford. Modelo de Bohr. Modelo de Dalton.

Describió al átomo con un núcleo central muy pequeño, cargado positivamente, con electrones girando alrededor de él a cierta distancia específica, en órbitas circulares bien definidas. Introdujo la teoría de la mecánica cuántica. Demostró que cuando un electrón pasaba de una órbita más externa a otra más interna emitía radiación electromagnética. De tal manera que cuando el electrón brinca a un nivel más alto se dice que está excitado y el átomo es llamado átomo en estado excitado. Modelo de Rutherford. Modelo de Bohr. Modelo de Thomson.

Es una zona del espacio donde hay una gran probabilidad, casi mayor del 90% de encontrar al electrón, lo que supone poder considerar al electrón o electrones, como una nube indefinida cargada, que gira en torno al núcleo, habiendo mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón. Orbital Atómico. Mecánica Cuántica. Configuración Electrónica.

Es la distribución más probable y estable (la energía más baja) de los electrones entre los orbitales disponibles de un átomo. Zona del Espacio. Estado Excitado. Configuración Electrónica.

La configuración electrónica del 20Ca40 es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s2. 1s2 2s4 2p6 3s2 3p6 4s2.

La configuración electrónica del 27Co59 es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

La notación orbital del vanadio V, cuyo número atómico es 23 es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. 1s2 2s4 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3.

_________________________adquieren la configuración de los gases nobles al perder dos electrones. Debido a su configuración electrónica, los __________ forman iones monovalentes negativos. Número máximo de electrones y halógenos. Los metales alcalinos - térreos y halógenos. Números atómicos y metales alcalinos.

La _______________ clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características, su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. _____________ entre los elementos químicos las propiedades características, se basan en funciones periódicas de sus _______________, siendo determinantes para la ubicación en la misma. Elementos Químicos, Nombre y Símbolo y Ley Periódica. Número de neutrones, Tabla Periódica y Elementos Químicos. La Tabla Periódica, Ley Periódica y Números Atómicos.

____________________son las unidades fundamentales que constituyen la materia, mediante la unión de átomos del mismo tipo. Cada elemento tiene un ______________; los símbolos se derivan del nombre de los elementos (latín o griego), mismos que se representan con una o dos letras específicas que se usan internacionalmente. Elementos químicos / nombre y símbolo único. Nombre y símbolo único / número de neutrones. Elementos químicos / Elementos químicos.

¿Cuántos neutrones tiene el Potasio (K)? número atómico 19 K 39 número de masa. n° = 39 - 19 n° = 20. n° = 38 - 19 n° = 20. n° = 39 - 18 n° = 20.

Es la capacidad que tienen los elementos para combinarse, ya sea cediendo, aceptando o compartiendo electrones. Número de Electrones. Valencia. Covalencia.

Es la masa promedio de un elemento que se determina tomando en cuenta la contribución de cada uno de sus isótopos naturales, expresados en unidades de masa atómica (UMA). Peso atómico. Niveles de energía. Monovalentes negativos.

Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. Se considera también a la forma en que se puede representar el átomo de un elemento con igual número atómico pero diferente masa atómica, por contener diferente número de neutrones. Isótopo. Peso atómico. Ley periódica.

Tienen brillo, conducen el calor y la electricidad, son dúctiles y maleables, sus puntos de fusión se encuentran por arriba de los 350⁰ C, la mayoría se encuentran en estado sólido, excepto Hg que se encuentra en estado líquido. Forman enlace de tipo iónico, con 1, 2 o 3 electrones en su último nivel de energía, pierden electrones, por lo tanto se oxidan, cargándose positivamente; actúan como agentes reductores. No Metales. Metales. Actínidos.

Son malos conductores del calor y la electricidad, sin brillo, no son dúctiles, ni maleables, sus puntos de ebullición se encuentran por debajo de 350⁰C; dentro de ellos se encuentran sólidos, líquidos y gases. Lantánidos. Actínidos. No Metales.

Es un fenómeno natural o artificial, por el cual algunas sustancias o elementos químicos. También es considerada como una desintegración espontánea de un núcleo inestable para formar un núcleo diferente Las radiaciones emitidas por las sustancias radiactivas son principalmente partículas rayos alfa, beta y gamma. La radioactividad. Los Metaloides. Masa de los Átomos.

Es el tiempo que se requiere para la desintegración de la mitad de una cantidad inicial de material radiactivo, de otra manera es el tiempo que se requiere para la desintegración de la mitad de una cantidad de material radiactivo. Electrón. Vida Media. Isótopo.

Son los neutrones, protones y otras partículas nucleares de alta velocidad como alfa y beta, pudiéndose adquirir energías mayores a través de aceleradores lineales. Radiactividad artificial. Desintegración radiactiva. Detección de la radiación.

Descomposición espontánea de un núcleo radiactivo, paraformar los núcleos de un isótopo estable. Detección de la radiación. Radiactividad artificial. Desintegración radiactiva.

Una de las maneras en que se puede detectar la radiación es a través del contador Geiger-Muller. Detección de la radiación. Radiactividad artificial. Desintegración radiactiva.

La materia no se crea, ni se destruye sólo se transforma. Ley de las proporciones definidas (Proust). Ley de la conservación de la materia (Lavoisier). Ley de las proporciones múltiples (Dalton).

Los elementos que forman un compuesto siempre se combinan en las mismas proporciones de peso. Ley de la conservación de la materia (Lavoisier). Ley de las proporciones múltiples (Dalton). Ley de las proporciones definidas (Proust).

Si dos elementos forman más de un compuesto. Uno de ellos permanece constante en su peso, mientras el otro varía en proporciones de números enteros pequeños. Ley de las proporciones múltiples (Dalton). Ley de la conservación de la materia (Lavoisier). Ley de las proporciones definidas (Proust).

Al combinarse los diferentes elementos químicos se pueden formar: Compuestos: mediante la unión química de dos o más elementos. Se representan por medio de fórmulas, que contienen: el símbolo de los elementos químicos, subíndices y coeficientes, de tal manera que se puede saber la cantidad de átomos o moléculas que lo forman. Ecuación química. Fórmulas y ecuaciones químicas. Balanceo de ecuaciones.

Es la representación de una reacción química, formada por reactivos y productos. Ecuación química. Peso molecular de un compuesto. Fórmulas y ecuaciones químicas.

Cuando existe la misma cantidad de átomos tanto en productos como en reactivos, se ajusta colocando coeficientes. Es decir, consiste en que las dos ecuaciones tengan los átomos de cada elemento químico en igual cantidad, aunque estén en moléculas distintas (en diferentes sustancias). Ecuación química. Cálculo de peso fórmula. Balanceo de ecuaciones.

1.- ¿Cuál es el peso fórmula del Fe2 (SO4) 3? Considerando los siguientes datos: 26Fe56 32S16 16O8. 378 uma. 400 uma. 533 uma.

2.- ¿Cuál es el número de g/mol. del K2CO3?. 138 g/mol. 199 g/mol. 112 g/mol.

3.- ¿Cuál es el número de gramos por mol del Na5P3O10?. 392 gr/mol. 392 mol/gr. 392 gr/uma.

4.- ¿Cuál es el peso fórmula del H2PtCl6?. 410.0 uma. 410.0 mol. 410.0 g/mol.

1.- ¿Cuántos g hay en 4 moles de H2SO4? PM= 98g/mol. 392mol. 392g. 392uma.

2.- ¿Cuántos moles hay en 40g de H2SO4? N =? PM= 98g/mol. 1.4 mol de H2SO4. 0.4 mol de H2SO4. 0.4 mol/gr H2SO4.

3.- ¿Cuántos moles hay en 240 g de (NH4)2 CO3, cuyo peso fórmula es 96?. 2.5 mol. 2.5 mol de SO4. 2.5 mol de H2SO4.

4.- ¿Cuántos moles hay en 175 gramos del cloruro de calcio si su peso fórmula es 111 g/mol?. 1.58 mol de H2SO4. 1.57 mol de H2SO4. 1.52 mol de HSO4.

5.- ¿A cuántos moles equivalen 12.5 g de Al (OH)3 ? (PM = 78 g/mol). = 0.16mol. = 0.16g. = 0.16uma.

6.- ¿Cuántos gramos pesan 2.5 moles de NaOH si su peso fórmula es 40 ? Si un mol de NaOH equivale a 40, por lo tanto 2.5 moles será igual a: 16g. 100g. 42.5g.

7.- ¿Cuánto pesan 2 moles de neón si su peso fórmula gramo es 20 mol/g? Si un mol pesa 20g, 2 moles tendrán un peso de: 0.1g. 22g. 40g.

Se forma bajo temperaturas y presiones extremadamente altas, haciendo que los impactos entre los electrones sean muy violentos, separándose del núcleo y dejando sólo átomos dispersos. Mezcla de núcleos positivos y electrones libres, que tiene la capacidad de conducir electricidad. Un ejemplo de plasma presente en el universo es el sol, terrestres como: los rayos durante una tormenta, fuego, magma, lava, aurora boreal, etc. Estados de la materia. El plasma. Concentrado Bose-Einstein o cubo de hielo cuántico.

Se da en ciertos materiales a temperaturas cercanas al "cero absolutos". La propiedad que lo caracteriza es que una cantidad macroscópica de las partículas del material pasan al nivel de mínima energía, denominado estado fundamental. Los átomos de dicho gas perdieron entonces energía, frenándose y uniéndose entre sí, para dar origen a una especie de “super átomo” mucho más denso que el estado sólido. Concentrado Bose-Einstein o cubo de hielo cuántico. El plasma. Estados de la materia.

Es el paso del estado gaseoso o vapor a estado líquido y licuefacción como la transformación de gas a líquido por aumento de la presión. Condensación. Evaporación. Sublimación Inversa.

Ley de Boyle. A temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión, es decir, si se aumenta la presión de un gas, su volumen disminuye. La fórmula es: PV=C Vα1/P Fórmula P1V1= P2V2 P= presión (atm) V= volumen (l). “s” = 2 “p” = 6 “d” = 10 “f” = 14. 𝑣´₂ = m₁ (v₁ − v´₁) + m₂v₂ 𝑚₂.

A presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura. VαT Fórmula V1/T1 = V2/T2 T= temperatura (⁰K). Ley de Gay- Lussac. Ley de Boyle. Ley de Charles.

A volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura. PαT Fórmula P1/T1 = P2/T2. Ley de Gay- Lussac. Ley de Boyle. Ley de Charles.

Ley General de los gases: P1V1/T1= P2V2/T2 Ley de los gases ideales PV= nRT R=0.082atm·l /◦K·mol = nR. P= presión directa V= volumen n= Unidad de masa molecular R= constante universal de los gases ideales T= temperatura. P= proporción V= base n= moles de gas R= resultado T= temperatura absoluta. P= presión absoluta V= volumen n= moles de gas R= constante universal de los gases ideales T= temperatura absoluta.

¿Cuál es el volumen que ocupan 0.393 moles de O2 si se encuentra a una presión de 1.235 atm y una temperatura de 29°C? Considerando el valor de R = 0.082 atml/°k mol. Pv = nRT v = 𝑛𝑅𝑇/p T = Cambiar los 29°C a °K T = 29 + 273 = 302°K v = (0.393) ( 0.08) ( 302) / 1.235 = ???. 7.88 litros. 7.88 °K. 7.88 mol.

Se forma por la unión de átomos del mismo tipo, también son llamadas sustancias puras, con propiedades físicas y químicas características de ese elemento. Compuesto. Regla del octeto de Lewis. Elemento.

Es la unión de dos o más elementos es decir formados por diferentes tipos de átomos, en este caso los elementos químicos que se combinan pierden sus propiedades, para sustituirlas por las propiedades nuevas de la sustancia que se formó. Compuesto. Enlace químico. Elemento.

Consiste en escribir el símbolo del elemento alrededor del cual se colocan puntos que representan los electrones de valencia, es decir los que se localizan en el último nivel de energía; coinciden con la familia a la que pertenecen. Elemento. Compuesto. Regla del octeto de Lewis.

Enlace químico: Corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: Enlaces Atómicos, Enlaces Radiactivos y Enlaces Dativos. Enlaces Químicos, Enlaces Covalentes y Enlaces Físicos. Enlaces Iónicos, Enlaces Covalentes y Enlaces Dativos.

Se forma al unir un metal con un no metal, en el que el metal transfiere sus electrones al no metal. Formándose sustancias con las siguientes características: *Todas son sólidos a temperatura ambiente * Presentan estructura cristalina regular * Son solubles en agua, al formar una solución conducen la electricidad * Insolubles en solventes orgánicos *Sus puntos de fusión son elevados, mayores de 350°C * Son Inflamables * Ejemplos: sales, óxidos metálicos, carbonatos, etc. Enlace iónico. Enlace covalente. Enlace dativo.

Compuestos iónicos. Para representarlos por medio de una fórmula, se realiza lo siguiente: Colocar primero al catión (metal) y posteriormente el anión (no metal), anotando su valencia en la parte superior del símbolo, con su respectiva carga. EJEMPLO: Al reaccionar la plata con el cloro para formar cloruro de plata: La plata gana un electrón y el cloro lo gana (AgCl). La plata pierde un electrón y el cloro lo gana (AgCl). La plata pierde un electrón y el cloro lo pierde (AgCl).

A por medio de ella se pueden nombrar a los compuestos como: óxidos, ácidos, hidróxidos, sales, entre otros. Óxidos básicos Óxidos ácidos Óxido de sodio Na2O Monóxido de carbono CO Óxido de magnesio MgO Dióxido de carbono CO2 Óxido de calcio CaO Monóxido de azufre SO Óxido de hierro II FeO Trióxido de diboro B2O3 Óxido de hierro III Fe2O3 Pentaóxido de diyodo I2O5. Nomenclatura inorgánica. Compuestos iónicos. Hidróxidos o bases.

Se forman al combinar un óxido metálico con agua, ejemplos: NaOH hidróxido de sodio Ca(OH)2 hidróxido de calcio Fe(OH)2 hidróxido de hierro II Fe(OH)3 Hidróxido de hierro III. Oxiácidos. Hidróxidos o bases. Nomenclatura inorgánica.

Se forman con hidrógeno y no metal, ejemplos: HCl ácido clorhídrico HF ácido fluorhídrico H2S ácido sulfhídrico. Hidrácidos. Oxiácidos. Hidróxidos o bases.

Se forman al combinar un óxido no metálico o anhídrido con agua. La fórmula contiene H, no metal y oxígeno, ejemplos: HNO3 Ácido nítrico HClO Ácido hipocloroso H2SO4 Ácido sulfúrico. Oxiácidos. Hidrácidos. Hidróxidos o bases.

Se forman al combinar un ácido y una base; como resultado la fórmula contiene un metal y un no metal. Ejemplos: NaCl Cloruro de sodio LiF Fluoruro de litio AgBr Bromuro de plata S -2 ion sulfuro FeS Sulfuro de hierro Nota: el único elemento químico que cambia su nombre al formar compuestos es el azufre (sulf). Oxiácidos. Sales. Oxisales.

Son el resultado de la unión de una base y un ácido. Se forman con un metal, un no metal y oxígeno. Ejemplos: LiClO Hipoclorito de litio Ca(IO)2 Hipoyodito de calcio Al (BrO2)3 Bromito de aluminio. Oxisales. Oxiácidos. Sales.

Se forma entre elementos no metálicos, en el cual se comparten electrones. Presentan las siguientes características: * Poco solubles en agua * Solubles en solventes orgánicos * Son líquidos, gases y pocos sólidos *La mayoría son combustibles *Sus puntos de fusión son bajos (menores a 350°C) *Incluye todos los compuestos orgánicos. Enlace covalente. Hidrácidos. Oxisales.

Se forma entre elementos no metálicos diferentes, en el cual los electrones se comparten de manera desigual, debido a su diferente electronegatividad. Son solubles en agua y conducen la electricidad. Ejemplos: agua, ácido clorhídrico, entre otros. (heteropolar). Enlace covalente no polar. Enlace covalente polar. Moléculas polares.

Se realiza entre elementos no metálicos idénticos, compartiendo electrones cuya electronegatividad es la misma. Los compuestos que se forman no son solubles y no forman estructuras cristalinas. Ejemplos: Cl2, H2, Br, etc. (homopolar). Enlace covalente polar. Número de oxidación. Enlace covalente no polar.

Son moléculas eléctricamente neutras que se pueden mantener unidas entre sí. La suma de sus cargas parciales es igual a cero, por lo tanto, son eléctricamente neutras, de este tipo es la molécula de agua. Entre las no polares se encuentran el aceite y el benceno. Moléculas polares. Enlace covalente polar. Número de oxidación.

Es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. En algunos compuestos es necesario calcular el número de oxidación de algunos elementos, de tal manera que el compuesto cumpla con una igualación a cero. Es decir que sea eléctricamente neutro. Moléculas polares. Número de oxidación. Enlace covalente no polar.

Se considera como el intercambio de electrones en una reacción química, donde una especie pierde electrones (oxida) y la otra gana electrones (reduce). Elementos Número de oxidación Electrones Oxida (actúa como agente reductor) Aumenta Pierde Reduce (actúa como agente oxidante) Disminuye Gana. Tipo de Sustancias. Condiciones de Presión y Temperatura. Proceso de óxido-reducción (REDOX).

La inmensa mayoría de las ________________________ se desarrollan en el seno del agua y obedecen las leyes físico-químicas de las disoluciones acuosas. Las disoluciones constituyen un caso particular de las dispersiones. Se define una dispersión como la interposición mecánica de las partículas de una sustancia en el seno de otra. En toda dispersión se suele distinguir • Una fase dispersante continua y, en general, la más abundante • Una o varias fases dispersas, discontinuas y más escasas. Solubilidad. Mezcla homogénea. Reacciones Bioquímicas.

Es la unión de dos o más compuestos que conservan sus propiedades, tienen composición variable y se pueden separar a través de medios físicos. Se clasifican en homogéneas y heterogéneas. Mezcla. Solubilidad. Suspensión.

Son aquellas en las que no se observan sus componentes entre ellas están: las soluciones. Están formadas por un soluto (sustancia que se disuelve) y solvente que es la sustancia que ayuda a disolver. Fase dispersa y dispersante. Saturadas. Mezcla homogénea. Solubilidad.

(Soluciones cualitativas). Se clasifican dependiendo de la cantidad de solvente que se trata de disolver. Solubilidad. Sobresaturada. Emulsión.

Son las que contienen la máxima cantidad de solvente que se puede disolver. Emulsión. Saturadas. Coloides.

Contiene menos cantidad de soluto del que se puede disolver, menos que la saturada. No Saturadas. Sobresaturadas. Saturadas.

Tiene más soluto que las saturadas, en ocasiones no es posible disolverse. No Saturadas. Saturadas. Sobresaturadas.

Se observan los componentes que las forman entre ellas están: Suspensiones, Emulsiones y Coloides. Emulsión. Mezclas heterogéneas. Mezcla homogénea.

Se forman por un líquido y un sólido insoluble, por lo tanto, para utilizarlas se tendrán que agitar. Coloides. Suspensión. Emulsión.

Se forma por dos líquidos inmiscibles (no se mezclan). Emulsión. Suspensión. Coloides.

Formado por partículas muy pequeñas, mismas que se pueden observar a través del efecto Tyndall. Por lo tanto las dispersiones ___________, son traslúcidas y el diámetro de las partículas se encuentra entre 10 y 1 000 . Suspesión. Emulsión. Coloides.

¿Qué cantidad de alcohol se encontrará en una botella de vino de 500 ml al 30%? % = moles del soluto / 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 X 100 Moles de soluto = (%e masa ) (𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛) / 100 Soluto = % solución/100 = (30) (500ml)/ 100 =. o.16ml de alcohol. 150 ml de alcohol. 150 ml de vino.

1.- ¿Qué concentración molar tendrá 600ml de solución de NaCl, preparada con 30g de dicha sal? PM= (Na= 23 + Cl = 35.5g/mol = 58.5g/mol) V= 600ml = 0.6 l M=? = 30g/(58.5g/mol ∙ 0.6 l) =. 0.855 mol/. 08.5 mol/l. 0.85 mol/l.

2.- ¿Cuántos gramos de sal contienen 8 cm3 de una solución al 0.85%? % = moles del soluto / 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 X 100 Moles de soluto = (%e masa ) (𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛) / 100 Moles de soluto = (.85) (8cc) / 100 =. 0.068 gr. 0.068 cc. 0.088 gr.

3.- ¿Cuántos gramos hay en 480 ml de una solución al 13% de azúcar? % = moles del soluto / 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 X 100 Moles de soluto = (%e masa ) (𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛) / 100 Moles de soluto = (13) (480) / 100 =. 62.2 gr. 64.4 gr. 62.4 gr.

4.- ¿Cuántos moles hay en 175 gramos de cloruro de calcio si su peso fórmula es 111 g/mol? n= 𝑚 / 𝑃𝑀 m= 175g PM= 111g/mol n= 𝒎 / 𝑷𝑴= 175𝑔 / 111𝑔/𝑚𝑜𝑙 =. 1.58 mol. 1.58 mol de H2SO4. 1.58 H2SO4.

Cuando un soluto no volátil (se transforma fácilmente a vapor o gas) se disuelve en un disolvente líquido, las partículas del soluto ocupan el espacio de las del disolvente, disminuyendo la presión del vapor. La presión de vapor de una solución siempre es menor con respecto a la del disolvente puro. P = PoX Presión de vapor de la solución P = presión de vapor del disolvente puro Po = por fracción total del disolvente (X). Reducción de la presión del calor. Incremento del punto de ebullición. Molaridad de una solución.

La temperatura a la cual hierve una solución es más alta que de la del disolvente puro, si el soluto es no volátil; debido a la disminución del vapor que no puede igualar la presión atmosférica. ∆t = kbm ∆t = t (p. de ebullición de la solución) − t (p. de ebullición del soluto) Kb= contante molal de elevación del punto de ebullición. Incremento del punto de ebullición. Reducción de la presión del calor. Reducción del número de congelación.

Es el número de moles de soluto por kilogramo disolvente, contenido en la solución, se representa con la letra m, mediante la fórmula siguiente: mB= 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 / 𝑘𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑛𝐵𝑚𝐴 / 1000 = 𝑛𝐵 / 𝐾𝑔 A. Reducción del número de congelación. Molaridad de una solución. Reducción de la presión del calor.

La agregación de partículas de soluto abaten la presión de vapor, la presión del líquido y el sólido serán iguales a baja temperatura, por lo tanto las soluciones congelan a menor temperatura que el disolvente puro. ∆t = k1m (p. de congelación del solvente) − t (p. de congelación del soluto) K1 = constante molal de elevación del punto de congelación. Reducción del número de congelación. Reducción de la presión del calor. Incremento del punto de ebullición.

Debido a la importancia de estos compuestos en la vida cotidiana, varios científicos realizaron estudios de ellos, dando sus propias definiciones al respecto, entre ellos están: Arrhenius. Brönsted y Lowry. Lewis.

Se forma al hacer reaccionar un ácido con el agua, H3O. Se puede representar de la siguiente manera: Ion hidronio. Fenolftaleína. Agua destilada.

Son sustancias que en solución acuosa se ionizan con facilidad, formando iones hidronio, su pH es de 1 a 3. Ejemplos: ácido perclórico (HClO4), ácido clorhídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2 SO4), ácido brómico (HBrO3). Ácidos fuertes. Ácidos débiles. Hidrólisis.

Son sustancias que en solución acuosa no se ionizan con facilidad, su pH es de 4 a 6.9, ejemplos: ácido acético (CH3-COOH), ácido bórico (H3BO3), ácido carbónico (H2CO3). Electrólisis. Sales. Ácidos débiles.

Son sustancias que en solución acuosa se ionizan fácilmente, su pH es de 12 a 14. Ejemplos: Hidróxido de potasio (KOH), hidróxido de calcio (Ca(OH)2), hidróxido de sodio (NaOH). Electrólisis. Bases fuertes. Ácidos fuertes.

Sustancias que no se ionizan con facilidad, su pH es de 8 a 11. Ejemplos: amoniaco (NH3), hidróxido de amonio (NH4OH). Ácidos débiles. Bases débiles. Electrólisis.

Son compuestos de tipo iónico, se pueden obtener a través de una neutralización, es decir como producto de la reacción de un ácido y una base. La mayoría son solubles en agua. Bases fuertes. Ácidos débiles. Sales.

Es la descomposición de sustancias orgánicas e inorgánicas complejas en otras más sencillas por acción de agua. De una sal forma disoluciones ácidas o básicas, se aplica especialmente a las reacciones de los cationes (iones positivos) con el agua para producir una base débil o bien, a las de los aniones (iones negativos) para producir un ácido débil. Hidrólisis. Electrólisis. Ácidos débiles.

Proceso químico por medio del cual una sustancia o un cuerpo inmersos en una disolución se descomponen por la acción de una corriente eléctrica continúa. Ejemplos: si se quiere obtener iones Ca2+ y Clˉ a partir de una solución de CaCl2, se debe efectuar una _____________. En la reacción de ionización del agua se obtiene hidróxido e hidronio. Bases débiles. Electrólisis. Hidrólisis.

Es un recipiente en el cual se lleva a cabo el proceso de la electrólisis. Dicho recipiente contiene una disolución en la que se sumergen los electrodos, ambos conectados a una fuente de corriente continua. Electrodos. Una cuba electrolítica. Propiedades termodinámicas.

Son las superficies sobre las que tienen lugar las semi-reacciones redox. Generalmente son de carácter inerte con respecto a los reactivos que se encuentran en la cuba electrolítica. En los electrodos podemos distinguir un cátodo y un ánodo, al igual que ocurre en las pilas voltaicas. Los electrodos. Ánodo. Cátodo.

Consiste en agregar una sustancia en pequeña cantidad que acelere una reacción, sin cambiar permanentemente. Catálisis. Electrodos. Cátodo.

Electrodo en el cual se produce la oxidación, éste va conectado al polo positivo de la fuente de corriente. Electrodos. Catálisis. Ánodo.

Electrodo donde se produce la reducción, éste se conecta al polo negativo de la fuente de corriente. Cátodo. Ánodo. Catálisis.

Se define como la concentración de iones –H que hay en determinada sustancia clasificándolas en ácidos o base. El agua puede ionizarse en iones hidronio. (H3O⁺) y en iones (OH-1). Los electrodos. Potencial de hidrógeno (pH). Teorías sobre ácidos y bases.

Se utiliza la siguiente tabla para indicar si la sustancia es un ácido o una base: Cabe hacer mención que entre más pequeño sea el número en los ácidos, éstos serán más bajas, por el contrario en las base, el número menor indica que la base es más fuerte. Cabe hacer mención que entre más grande sea el número en los ácidos, éstos serán más fuertes, por el contrario en las base, el número mayor indica que la base es más baja. Cabe hacer mención que entre más pequeño sea el número en los ácidos, éstos serán más fuertes, por el contrario, en la base, el número mayor indica que la base es más fuerte.

Es una rama de la química que estudia la transferencia de calor entre un sistema y el medio que lo rodea. Electrodo. Termostato. Termodinámica.

Un sistema está en equilibrio térmico con otro sistema y el segundo está en equilibrio térmico con un tercero, entonces el primero y el tercero están en equilibrio térmico. Se desprenden tres Leyes: Energía libre de Gibbs. Ley cero de la termodinámica. Soluciones amortiguadoras o Buffer.

DIRECCIÓN DE LOS CAMBIOS QUÍMICOS. Variables termodinámicas. Propiedades termodinámicas.

Es el calor que se absorbe o se desprende al efectuarse una reacción química. Un factor que interviene en la velocidad de una reacción es la temperatura. Ley de Hess. Calor de reacción y calor de formación. Energía libre de Gibbs.

La Ley de la suma constante de calores, establece que el calor producido o absorbidoa presión constante en una reacción química es el mismo, sea cual sea el método seleccionado para efectuar ese cambio. Variables termodinámicas. Energía libre de Gibbs. Ley de Hess.

(Espontaneidad) Es la cantidad termodinámica que se usa como medición del caos de un sistema, de otra manera se define como la máxima cantidad de energía que un cambio puede liberar en forma de trabajo útil. ∆G = ∆H - T∆S. ∆G = variación de la energía libre de Gibbs ∆H = variación de entalpía T = temperatura ∆S = variación de la entropía. Energía libre de Gibbs. Ley de Hess. Propiedades termodinámicas.

Ley de la termodinámica. Tercera Ley de la Termodinámica. Primera Ley de la termodinámica: Ley de la conservación de la energía. Segunda Ley de la Termodinámica.