Química: Valencias, Soluciones y Estructura Atómica

Valencias de los Elementos

Metales:

• Val. 1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag
• Val. 2: Be, Mg, Ca, Sr, Zn, Cd, Ba, Ra
• Val. 3: Al
• Val. 1,2: Cu, Hg
• Val. 1,3: Au, Tl
• Val. 2,3: Ni, Co, Fe
• Val. 2,4: Pt, Pb, Sn
• Val. 2,3,6: Cr
• Val. 2,3,4,6,7: Mn

No Metales:

• Val. 1: F, H
• Val. 1,3,5,7: Cl, Br, I
• Val. 2: O
• Val. 2,4,6: S, Se, Te
• Val. 1,2,3,4,5: N
• Val. 3,5: P, As, Sb
• Val. 2,4: C
• Val. 4: Si
• Val. 3: B (Boro)

Constantes y Fórmulas Fundamentales

1 atm = 101325 Pa
1 mol = 6.002 · 10²³ partículas

Fórmula general de los gases: PV = nRT

• R = 0.082 (atm·L/mol·K)
• Pa (Presión en Pascales) = 101325 (aproximación)
• n (moles) = m (masa) / Mm (Masa molar)

Ejemplos de compuestos:

• Butano: C₄H₁₀
• Amoníaco: NH₃
• Propano: C₃H₈

Mezclas y Soluciones

Tipos de mezclas:

• Heterogéneas:
  • Coloides: Partículas no visibles a simple vista.
  • Suspensiones: Partículas visibles a simple vista o con microscopio.
• Homogéneas (Disoluciones):
  • Partículas menores a 0.001 µm, no visibles.
  • Pueden ser sólidas (aleaciones), líquidas o gaseosas.
  • Componentes: Disolvente + Soluto = Disolución.
  • No se pueden separar por filtración.

Métodos de Separación de Mezclas

• Filtración:
  • Para mezclas heterogéneas.
  • Separa sólidos de líquidos.
  • Se basa en el tamaño de partícula.
  • Materiales: Papel de filtro, embudo, soporte, 2 vasos de precipitados.
• Decantación:
  • Para mezclas heterogéneas.
  • Se basa en la diferencia de densidades.
  • Separa líquidos inmiscibles y sólidos de líquidos.
  • Materiales: Vaso de precipitados, embudo de decantación con llave.
• Centrifugación:
  • Para mezclas heterogéneas.
  • Paso previo a la filtración o decantación.
  • Separa líquidos inmiscibles o sólidos de líquidos.
  • Materiales: Aparato centrífugo, tubos de centrífuga.
• Cristalización:
  • Para mezclas homogéneas.
  • Separa un sólido disuelto en un líquido.
  • Se basa en la volatilización del disolvente; el sólido cristaliza.
  • Materiales: Cristalizador.
• Destilación:
  • Para mezclas homogéneas.
  • Se basa en la diferencia de puntos de ebullición.
  • Materiales: Matraz de fondo redondo, manta calefactora, gomas, Erlenmeyer (recolector), cabeza de destilación, termómetro, refrigerante de doble tubo, codo de destilación, soporte.
• Extracción con Disolventes:
  • Para mezclas homogéneas.
  • Separa componentes de una mezcla disolviéndolos.
  • Se basa en la diferencia de solubilidad en un disolvente determinado.
  • Ejemplo: Sal, arena y H₂O.
• Cromatografía:
  • Se basa en la diferente retención de los componentes en una fase fija.
  • Sirve para diferenciar componentes.
  • Materiales: Papel de filtro, vaso de precipitados, alcohol (etanol).

Solvatación

Proceso donde se disuelven las sustancias. Ejemplo: Na y H₂O (cargas). Las moléculas del disolvente rodean las partículas de soluto.

Propiedades de las Disoluciones

Varían con la concentración del soluto.

• Disminución de la presión de vapor (Ley de Raoult): Pv = X_dis · Pvº (Pv = presión de vapor de la disolución, X_dis = fracción molar del disolvente, Pvº = presión de vapor del disolvente puro).
• Ascenso ebulloscópico: ΔT_e = K_e · m (ΔT_e = aumento de la temperatura de ebullición, K_e = constante ebulloscópica, m = molalidad (moles de soluto/kg de disolvente)). La temperatura de ebullición aumenta con la concentración del soluto.
• Descenso crioscópico: ΔT_f = K_f · m (ΔT_f = descenso de la temperatura de fusión, K_f = constante crioscópica, m = molalidad). La temperatura de solidificación o fusión disminuye con la concentración del soluto.
• Ósmosis y Presión Osmótica: Flujo de moléculas de H₂O a través de una membrana semipermeable.
  • Hipotónico: Menor concentración.
  • Hipertónico: Mayor concentración.
  • π = c · R · T (π = presión osmótica, c = concentración molar (mol/L), T = temperatura en Kelvin).

Leyes de las Reacciones Químicas

• Lavoisier: La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.
• Proust (Proporciones Definidas): Dos elementos se combinan en una relación de masa fija (proporción real máxima simplificada).
• Dalton (Proporciones Múltiples): La relación entre las masas de un mismo elemento que se une a una masa fija de otro elemento para formar compuestos distintos, son números enteros sencillos.
• Gay-Lussac (Volúmenes de Combinación): Similar a Proust, pero con volúmenes. P·V = n·R·T; aislando V, se obtiene la relación. En condiciones normales (c.n.), 1 mol de gas ideal ocupa 22.4 L.
• Avogadro: 1 mol de cualquier gas ideal ocupa 22.4 L en c.n.

Tipos de Reacciones Químicas

• Reacción de combustión: Compuesto orgánico + xO₂ → yCO₂ + zH₂O
• Reacciones de síntesis: A + B --> AB (Ej: Na + Cl --> NaCl)
• Reacciones de sustitución: AB + C --> AC + B (Ej: FeO + Al --> Fe + Al₂O₃)
• Reacciones de doble sustitución: AB + CD --> AD + CB
• Reacciones de descomposición: AB --> A + B (Ej: CaCO₃ --> CaO + CO₂)

Estructura de la Materia: Modelos Atómicos

• Dalton:
  • Átomos como partículas esféricas.
  • Elementos diferentes formados por átomos de diferente tamaño y masa.
  • Explica la discontinuidad de la materia y las leyes ponderales.
  • Límites: No explica que el átomo es divisible (protones, electrones y neutrones), ni la existencia de isótopos.
• J.J. Thomson:
  • El átomo es neutro en su conjunto.
  • Modelo "Budín de pasas" o "Chips Ahoy": Electrones incrustados en una masa esférica positiva.
  • Límites: No diferencia entre núcleo y corteza; toda la masa del átomo y la carga positiva están concentradas en el núcleo.
• Rutherford (Experimento de la lámina de oro):
  • El átomo está mayormente vacío.
  • La masa y la carga positiva se concentran en el núcleo.
  • Átomos formados por electrones, neutrones y protones.
  • Isótopos: Mismo número de protones, diferente número de neutrones.
  • El átomo es neutro; el número de protones determina el elemento.
  • Límites: No explica los espectros de absorción atómicos ni por qué los electrones no caen al núcleo.
• Niels Bohr (Postulados):
  • 1er postulado: Los electrones se mueven en órbitas alrededor del núcleo.
  • 2do postulado: Los electrones solo pueden girar en órbitas concretas (estados estacionarios).
  • 3er postulado: Un fotón (luz) se emite cuando un electrón pasa de una órbita mayor a una menor, perdiendo energía.
  • Fórmulas:
    • E_fotón = h · f (h = constante de Planck)
    • E = h · c / λ
    • f = c / λ
    • c = λ · f
    • E = h · f

Cálculo de Concentraciones en Disoluciones

• Porcentaje en masa (% m/m): (masa del componente / masa de la disolución) · 100
• Porcentaje en volumen (% v/v): (volumen del componente / volumen de la disolución) · 100