1. UNIDAD 4
1.1. COLOIDE
1.1.1. Clasificacion
1.1.1.1. Solido en solido
1.1.1.1.1. Sol solido:rubi
1.1.1.2. Solido en liquido
1.1.1.2.1. Gel: gelatina
1.1.1.3. Solido en gas
1.1.1.3.1. Aerosol solido: humo
1.1.1.4. Liquido en solido
1.1.1.4.1. Emulsion solida: queso
1.1.1.5. Liquido en liquido
1.1.1.5.1. Emulsion: mayonesa
1.1.1.6. Liquido en Gas
1.1.1.6.1. Aerosol liquido: nubes
1.1.1.7. Gas en Solido
1.1.1.7.1. Espuma solida: piedra pomez
1.1.1.8. Gas en liquido
1.1.1.8.1. Espuma: crema helada
1.1.2. Concepto
1.1.2.1. Se forman por la combinacion entre solidos, liquidos y gases
1.1.2.1.1. Exepto la combinancion gas-gas que siempre constituye una solucion verdadera
1.2. SOLUCIÓN, MEZCLA HOMOGÉNEA O DISOLUCIÓN
1.2.1. Ejemplos
1.2.1.1. Amalgamas dentarias, es una solucion de plata en mercurio(solido en liquido)
1.2.1.2. Vinagre, es una solucion de acido acetico en agua (liquido en liquido)
1.2.2. Clasificacion
1.2.2.1. por
1.2.2.1.1. CONCENTRACIÓN
1.2.2.1.2. TAMAÑO DE SUS PARTÍCULAS
1.2.2.1.3. ESTADO DE AGREGACIÓN
1.2.3. Componentes
1.2.3.1. SOLUTO O FASE DISPERSA
1.2.3.1.1. Es la sustancia que se encuentra en menor proporcion.
1.2.3.2. SOLVENTE O DISOLVENTE
1.2.3.2.1. Es la sustancia que se encuentra en mayor proporcion
1.2.3.2.2. Componente cuyo estado de agregacion coincide con el de la solucion formada
1.2.3.3. Las definiciones de ambos conceptos carecen de importancia cuando se los encuentra en la misma cantidad en una solución
1.2.3.4. Los componentes se pueden encontrar en los 3 estados de agregación, dentro de una solución.
1.2.4. Composicion
1.2.4.1. CONCENTRACION
1.2.4.1.1. es la relacion entre
1.2.4.1.2. FORMAS EXPRESION
1.2.4.1.3. ES LA RELACIÓN ENTRE LOS SOLUTOS Y LOS SOLVENTES
1.2.5. Concepto
1.2.5.1. Se forman por la combinacion entre solidos, liquidos y gases
1.2.5.1.1. Mezcla resultante es HOMOGENEA
1.2.5.2. es una mezcla homogénea, a nivel molecular, de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí
1.2.5.2.1. componentes se encuentran una "proporción determinada"
1.2.5.3. Toda solución está formada por una fase dispersa pero distintos componentes
1.2.5.3.1. fase dispersa es el soluto
1.2.6. CARACTERISTICAS PRINCIPALES
1.2.6.1. Son mezclas homogéneas.
1.2.6.1.1. significa que presenta 1 sola fase
1.2.6.2. La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente varían en proporciones (%) dentro de una sustancia
1.2.6.3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente o disolvente puro.
1.2.6.3.1. PROPIEDADES COLIGATIVAS
1.2.6.4. Sus componentes se separan, por ser una mezcla.
1.2.6.4.1. por métodos físicos.
1.2.6.5. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
1.2.6.5.1. se trata de una mezcla, no de una reacción
1.2.6.6. Tienen ausencia de sedimentación
1.2.6.6.1. Si hubiera sedimentación, tendríamos más de una fase.
1.2.7. SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
1.2.7.1. ELECTROLITOS
1.2.7.1.1. Concepto
1.2.7.1.2. Ejemplos
1.2.7.1.3. Clasificación
1.2.8. PROPIEDADES COLIGATIVAS
1.2.8.1. Propiedades de las soluciones muy ideales o diluidas QUE DEPENDEN EXCLUSIVAMENTE DE LA CANTIDAD DE SOLUTO AÑADIDO
1.2.8.1.1. Del latín, reunidos
1.2.8.1.2. NO DEPENDEN DE LA NATURALEZA INTRINSECA, SINO DE SU CONCENTRACCIÓN
1.2.8.2. Cuales son?
1.2.8.2.1. DISMINUCIÓN DE PRESIÓN POR VAPOR
1.2.8.2.2. ASCENSO EBULLOSCOPICO
1.2.8.2.3. PRESIÓN OSMÓTICA
1.2.9. SOLUBILIDAD
1.2.9.1. Soluvilidad VS Temperatura
1.2.9.1.1. Gráfico de SOLUBILIDAD en función de la TEMPERATURA, PRESIÓN se mantiene constante para los componentes de la solubilidad.
1.2.9.2. segun
1.2.9.2.1. TEORIA CENÉTICO-MOLECULAR
1.2.9.3. FACTORES QUE LA AFECTAN
1.2.9.3.1. INTERACCIONES SOLUTO-SOLVENTE
1.2.9.3.2. TEMPERATURA
1.2.9.3.3. PRESIÓN
1.2.9.4. Definición
1.2.9.4.1. "Es una constante para un soluto, en un solvente y a una temperatura determinados"
1.2.9.4.2. Es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gr de disolvente, a una temperatura y presión determinadas.
1.2.9.4.3. MÁXIMA CAPACIDAD PARA DISOLVER UN DETERMINADO SOLUTO
2. UNIDAD 2
2.1. TABLA PERIODICA
2.1.1. PROPIEDADES PERIÓDICAS
2.1.1.1. RADIO ATÓMICO
2.1.1.1.1. “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”
2.1.1.1.2. Clasificación según el tipo de enlace que se forme
2.1.1.2. ENERGIA DE IONIZACION
2.1.1.2.1. “Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso y formar un catión”
2.1.1.3. AFINIDAD ELECTRONICA
2.1.1.3.1. “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e– y forma un anión”
2.1.1.4. Electronegatividad ( ) y carácter metálico
2.1.1.4.1. Son conceptos opuestos (a mayor menor carácter metálico y viceversa).
2.1.1.4.2. mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía sí
2.1.1.5. ELECTRONEGATIVIDAD
2.1.1.5.1. En la tabla periódica la electronegatividad crece de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha
2.1.1.5.2. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y una energía de ionización elevada atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a perder los suyos; será muy electronegativo.
2.1.1.5.3. POLARIDAD DE LOS ENLACES
2.1.1.5.4. es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí. Cuanto mayor sea la electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad para atraer electrones.
2.1.1.6. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
2.1.1.6.1. mide la fuerza con que el átomo se aferra a sus electrones, y la afinidad electrónica es una medida de la fuerza con que un átomo atrae electrones adicionales.
2.1.1.6.2. En la tabla periódica la energía de ionización crece de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha
2.2. ENLACE QUÍMICO
2.2.1. REGLA DEL OCTECTO
2.2.1.1. Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia, que es la configuración de los gases nobles.
2.2.1.2. Esta configuración de 8 e- les da a los gases nobles la gran estabilidad, como lo demuestra su baja reactividad química.
2.2.2. PARA LA FORMACIÓN DE ENLACES SE UTILIZA
2.2.2.1. ESTRUCTURA DE PUNTOS LEWIS
2.2.2.1.1. muestra los electrones de valencias de moléculas e iones poliátomicos
2.2.2.1.2. Un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo.
2.2.2.1.3. El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia.
2.2.2.1.4. Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo.
2.2.2.1.5. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la colocación de dos electrones en un lado o de uno a cada lado es arbitraria.
2.2.2.1.6. En una molécula representamos un enlace covalente escribiendo cada par electrónico compartido ya sea como un par de puntos entre los símbolos de dos átomos o como una línea (guión largo) que los conecta.
2.2.2.1.7. Es importante conozcas la configuración electrónica de los elementos en la molécula, y en particular, los electrones de valencia que son los que participan de los enlaces.
2.2.2.1.8. ESQUEMA RESUMEN
2.2.3. CLASIFICACIÓN
2.2.3.1. RESUMEN
2.2.3.1.1. UNIDADES ESTRUCTURALES
2.2.3.2. FUERZAS INTERMOLECULARES: son enlaces que mantienen unidos los átomos en compuestos
2.2.3.2.1. ENLACE IÓNICO
2.2.3.2.2. ENLACE COVALENTE
2.2.3.2.3. ENLACE METÁLICO
3. UNIDAD 7
3.1. ÓXIDO-REDUCCIÓN
3.1.1. definiciones
3.1.2. BALANCE DE ECUACIONES REDOX
3.1.3. AGENTE OXIDANTE Y REDUCTOR MÁS COMÚNES
3.2. ELECTROQUÍMICA
3.2.1. CELDAS ELECTOQUÍMICAS
3.2.2. ELECTRÓLISIS
3.2.3. ELECTRÓLISIS DEL AGUA, DE SOLUCIONES ACUOSAS Y DE SOLUCIONES FUNDIDAS
3.2.4. LEYES DE FARADAY
3.2.5. APLICACIONES
3.2.6. CELDAS GALVÁNICAS O PILAS
3.2.6.1. ELECTRICIDAD A PARTIR DE RACCIÓN REDOX ESPONTÁNEA DE HEMICELDA
3.2.7. DETERMINACIÓN DEL VOTAJE DE CELDA
3.2.8. CÁLCULO DE POTENCIAL STANDARD
3.2.9. CELDAS COMERCIALES
3.2.10. CORROSIÓN, FUNDAMENTOS
3.2.11. APLICACIONES
4. UNIDAD 9
4.1. COMPUESTOS ORGÁNICOS
4.1.1. CLASIFICACIÓN
4.1.2. ESTRUCTURA
4.1.3. NOMECLATURA
4.1.4. GRUPOS FUNCIONALES
4.1.5. HIDROCARBUROS
4.1.6. ALCOHOLES
4.1.7. ALDEHIDOS
4.1.8. CETONAS
4.1.9. ÁCIDOS
4.1.10. AMINAS
4.1.11. COMPUESTOS DEL CARBONO EN LA INDUSTRIA
4.1.12. POLÍMEROS
4.1.12.1. CLASIFICACIÓN
4.1.13. FORMACIÓN
4.1.14. TÉCNICAS DE PROCESAMIENTO
5. APLICACIONES
6. a presion constante, una cierta cantidad de gas ideal, "El volumen es directamente proporcional a la Temperatura"
7. UNIDAD 3
7.1. LEYES DE LOS GASES IDEALES
7.1.1. Estado gaseoso de la materia
7.1.1.1. Caracteristicas
7.1.1.1.1. Existe muy poca atraccion o cohesión entre las moléculas
7.1.1.1.2. Los gases ejercen presión en el recipiente que los contiene
7.1.1.1.3. Tienen la capacidad de difundir con facilidad
7.1.1.2. Conportamiento de los gases
7.1.1.2.1. No tienen forma ni volumen propio
7.1.1.2.2. Sus moleculas se mueven libremente y a azar ocupando todo el volumen a disposicion
7.1.1.2.3. Pueden comprimirse frente a los cambios dr presion y temperatura
7.1.1.2.4. Presentan baja densidad
7.1.1.2.5. TODOS LOS GASES SE COMPORTAN DE MANERA SIMILAR FRENTE A LOS CAMBIOS DE PRESION Y TEMPERATURA
7.1.1.3. MAGNITUDES/parámetros para definir el estado de un GAS
7.1.1.3.1. Temperatura
7.1.1.3.2. Presión
7.1.1.3.3. Volúmen
7.1.1.3.4. Masa (o num de moles)
7.1.2. Sustancias y moleculas gaseosas a Temp. Ambiente
7.1.2.1. Monoatómicas (formadas por un solo atomo)
7.1.2.1.1. He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
7.1.2.2. Moleculas Diatómicas( tienen 2 atomos en la molec)
7.1.2.2.1. H2, N2, O2, F2, Cl2
7.1.2.2.2. Con atomos diferentes
7.1.2.3. Moléculas Triatomicas (tienen 3 atomos en la molec.)
7.1.2.3.1. CO2 (dioxido de carbono)
7.1.2.3.2. O3 (ozono)
7.1.2.3.3. SO2 (oxido de azufre)
7.1.2.4. Moleculas tretraatomicas (tienen 4 atomos en la molec.)
7.1.2.4.1. SO3 ( trioxido de azufre)
7.1.2.4.2. NH3(amoníaco)
7.1.2.5. Moleculas poliatomicas(formadas por muchos atomos)
7.1.2.5.1. CH4
7.1.2.5.2. C2H6
7.1.3. LEYES DE LOS GASES IDEALES
7.1.3.1. basadas en ver que pasa con la TEMPERATURA, PRESION, VOLUMEN Y MASA que presenta un SISTEMA GASEOSO
7.1.3.1.1. LEY DE BOYLE(1662)
7.1.3.1.2. LEY DE AVOGADRO
7.1.3.1.3. LEY DE GAY-LUSSAC(1802)
7.1.3.1.4. LEY DE CHARLES (1787)
7.1.3.1.5. ECUACION GENERAL DEL GAS IDEAL
7.1.4. MEZCLA DE GASES
7.1.4.1. Las leyes de los gases se aplican a las mezclas de gases.
7.1.4.2. Ley de Dalton de las presiones parciales
7.1.4.2.1. "Cada componente de una mezcla de gases ejerce una presión igual a la que ejercería si estuviese él sólo en el recipiente"
7.1.5. CLASIFICACIÓN
7.1.5.1. GAS IDEAL
7.1.5.1.1. cumple estrictamente la ecuación general a "cualquier" presión y temperatura: P1 V1 = nRT1
7.1.5.2. GAS REAL
7.1.5.2.1. cumplen la ecuación general a presiones bajas y temperaturas altas: P1 V1 = nRT1
7.1.5.3. SI CUMPLEN LA ECUACIÓN GENERAL, CUMPLEN LA ECUACIÓN DE ESTADO
8. UNIDAD 1
8.1. Conceptos y ejemplos
8.1.1. MATERIA
8.1.1.1. ESTADOS DE AGREGACIÓN
8.1.1.1.1. SON LOS ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA
8.1.1.1.2. Clasificación en función de fuerzas intermoleculares de atracción y repulsión
8.1.1.1.3. 7
8.1.1.2. TODO AQUELLO QUE POSEE MASA Y OCUPA UN LUGAR EN EL ESPACIO (TIENE VOLUMEN). SE PUEDE MEDIR Y ES PERCEPTIBLE A LOS SENTIDOS HUMANOS.
8.1.1.3. 2
8.1.1.3.1. PROPIEDADES
8.1.1.4. FASE ES UNA PORCIÓN DE MATERIA FÍSICA Y QUÍMICAMENTE UNIFORME. ES UN CONCEPTO DISTINTO AL DE ESTADO
8.1.1.4.1. Clasificación
8.1.2. CUERPO
8.1.2.1. PORCIÓN LIMITADA DE MATERIA (UN TROZO DE MATERIA)
8.2. ESTRUCTURA ÁTOMICA
8.2.1. TEORÍA ATÓMICA-MOLÉCUAR
8.2.1.1. un
8.2.1.1.1. ÁTOMO
8.3. TEMAS ADICIONALES
8.3.1. RADIOACTIVIDAD
8.3.1.1. proceso por el cual un núcleo atómico inestable pierde energía mediante la emisión de radiación, como una partícula alfa, partícula beta con neutrino o solo un neutrino en el caso de la captura electrónica, o un rayo gamma o electrón en el caso de conversión interna.
8.3.2. FUSION Y FISION NUCLEAR
8.3.2.1. La fisión nuclear es la separación de un núcleo pesado en núcleos más pequeños, mientras que la fusión nuclear es la combinación de núcleos ligeros para crear uno más grande y pesado.
9. UNIDAD 5
9.1. TEMOQUÍMCA
9.1.1. SISTEMAS, ESTADO Y FUNCIONES DE ESTADO
9.1.1.1. SISTEMA
9.1.1.1.1. AISLADOS
9.1.1.1.2. PARTE PEQUEÑA DEL UNIVERSO QUE SE AÍSLA PARA SOMETER A ESTUDIO. EL RESTO SE DENOMINA ENTORNO- ENTORNO + SITEMA= UNIVERSO
9.1.1.1.3. Clasificación
9.1.1.1.4. el ESTADO DEL SISTEMA nos define las condiciones en que se encuentra el mismo
9.1.2. 1er PRINCIPIO DE LA TEMODINÁMICA
9.1.3. CÁLCULO DE LAS ENTALPÍAS DE REACCIÓN
9.1.4. CALORIMETRÍA
9.1.5. ENTALPÍA Y ENERGÍA INTERNA
9.1.5.1. REACCIONES A VOLÚMEN YA PRESIÓN CONSTANTE
9.1.5.1.1. ENTALPÍA Y ENERGÍA INTERNA
9.1.5.2. ENTALPIA DE FORMACIÓN
9.1.5.3. ENTALPÍA DE REACCIÓN
9.1.5.3.1. ECUACIONES ETEMOQUÍMICAS
9.1.6. NOCIONES DE ENTROPÍA Y ENERGÍA LIBRE
9.1.7. NORMAS DE DEL CAMBIO ESPONTÁNEO
9.1.8. APLICACIONES
9.1.9. ES LA PARTE DE LA TERMODINÁMICA QUE ESTUDIA EL CAMBIO DE ENERIGÍA/CALOR EN LAS REACCIONES QUÍMICAS
9.1.9.1. INTERCAMBIO DE CALOR DE UN SISTEMA QUÍMICO CON EL ENTORNO
9.1.9.2. CAMBIO DE CALOR EN LAS REACCIONES
9.1.9.3. 2 TIPOS DE REACCIONES
9.1.9.3.1. REACCIONES EXOTÉRMICAS
9.1.9.3.2. REACCIONES ENDOTÉRMICAS
9.1.10. LEY DE HESS
9.1.10.1. ENERGÍA O ENTALPÍA DE ENLACE
9.1.10.1.1. CÁLCULO DE LA ENERGÍA DE REACCIÓN A PARTIR DE ENTALPÍAS DE ENLACE APLICANDO LA LEY DE HESS
9.1.11. ENPONTANEIDAD DE LA REACCIONES QUÍMICAS
9.1.11.1. INFLUECIA DE LA TEMPERATURA
9.1.12. ENTROPÍA
9.1.12.1. PRINCIPIOS DE LA TEMODINÁMICA
9.1.13. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
9.2. CINÉTICA QUÍMICA
9.2.1. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
9.2.2. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN
9.2.3. MEDIDA DE LA VELOCIDAD
9.2.4. ORDEN DE UNA REACCIÓN
9.2.5. MECANISMOS DE RACCIÓN
9.2.6. CATÁLISIS
10. UNIDAD 6
10.1. EQUILIBRIO QUÍMICO
10.1.1. CONCEPTO
10.1.2. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
10.1.3. EQUILIBRIO EN SISTEMAS GASEOSOS
10.1.4. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
10.1.5. EFECTO PRODUCIDO POR LAS VARIACIONES DE CONCENTRACIÓN, DE PRESIÓN Y DE TEMPERATURA
10.1.6. EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
10.1.6.1. SALES POCO SOLUBLES EN AGUA
10.1.6.2. DETEMINACIÓN DE LA SOLUBILIDAD
10.1.7. APLICACIONES
10.2. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE en SOLUCIONES ACUOSAS
10.2.1. ÁCIDO Y BASES
10.2.1.1. definiciones
10.2.2. PARES CONJUGADOS
10.2.3. FUERZA DE ´ÁCIDOS Y BASES
10.2.4. EJEMPLOS
10.2.5. IONIZACIÓN DEL AGUA
10.2.6. PH
10.2.7. HIDRÓLISIS DE SALES
10.2.8. SOLUCIONES REGULADORAS
10.2.9. INDICADORES DE NEUTRALIZACIÓN
10.2.10. TITULACIÓN ÁCIDO-BASE
10.2.11. APLICACIONES
11. UNIDAD 8
11.1. LOS METALES
11.1.1. CLASIFICACIÓN
11.1.2. OBTENCIÓN
11.1.3. APLICACIONES
11.1.4. LOS METALES COMO CONDUCTORES
11.1.5. METALES DE TRANSICIÓN
11.1.6. CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES
11.1.7. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN
11.1.8. COMPLEJOS
11.1.9. FORMAS DE DETERMINAR LOS LIGANTES
11.1.10. TEORÍA DE LOS ENLACES DE VALENCIA
11.1.11. ESTRUCTURAS DE LAS DIFERENTES HIBRIDACIONES
11.1.12. TEORÍA DEL CAMPO CRISTALINO
11.1.13. NOMECLATURA
12. UNIDAD 10
12.1. ANÁLISIS QUÍMICO
12.1.1. QUÍMICA ANALÍTICA: CONCEPTOS
12.1.2. EL ANÁLISI QUÍMICO
12.1.3. DIVISIONES
12.1.3.1. CUALITATIVO
12.1.3.2. CUANTITARIVO
12.1.4. MÉTODO DE ANÁLISIS QUÍMICO
12.1.4.1. CLASIFICACIÓN
12.1.5. SELECCIÓN DE MÉTODOS
12.1.6. VOLUMETRÍA
12.1.7. GRAVIMETRÍA