Isomería

Es el fenómeno de dos o más compuestos que tienen la misma fórmula molecular (fórmula real del compuesto). Pero tienen características diferentes y difieren en su estructura y configuración espacial. Los compuestos son llamados isómeros.

Estructural o plana:

• Isomería de cadena
• Isomería de posición
• Isomería de función

Estereomería:

• Isomería geométrica (cis-trans)
• Isomería óptica

Isomería de cadena:

Solo se diferencian en la distinta colocación.

Isomería de posición:

Se diferencian en la posición del grupo funcional.

Isomería de función:

Tienen la misma fórmula molecular pero se diferencian en el grupo funcional. Se sustituye CO por CHO y OH por O.

Isomería geométrica:

Debe haber un enlace doble en cada carbono y los carbonos enlazados deberán tener sustituyentes distintos.

La materia

Es todo aquello que tiene masa y ocupa un espacio, es decir, volumen.

Sustancias puras:

Composición y propiedades constantes. No se pueden separar mediante procesos físicos.

Elementos:

No se pueden descomponer en otras sustancias más simples mediante procesos químicos. Ej: oxígeno, cobre, plata.

Compuestos:

Sustancias que pueden descomponerse en otras sustancias puras más simples mediante procesos químicos. Ej.: agua, dióxido de carbono.

Mezclas:

Sustancia formada por dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí. Pueden separarse mediante procesos físicos y su composición y propiedades son variables.

• Mezcla homogénea: Aquella en la que no se distinguen los componentes que la forman. Ej: vino, agua, mar.
• Mezcla heterogénea: Aquella en la que es posible observar los distintos compuestos que la constituyen. Ej: madera, granito, paella.

Propiedades

Propiedades físicas:

Aquellas que presentan la materia sin cambiar su composición. Ej: solubilidad, densidad, dureza.

Propiedades químicas:

Aquellas que presentan la materia cuando cambia su composición, es decir, las reacciones químicas. Ej: combustión o reacción de ácidos.

Propiedades extensivas:

Dependen de la cantidad de materia presente. Ej: volumen y energía interna.

Propiedades intensivas:

No dependen de la cantidad de materia presente. Ej: densidad, temperatura.

Leyes clásicas de las reacciones químicas

Reacción química:

Es el proceso por el cual una o varias sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman en otras sustancias finales, llamadas productos, diferentes de las iniciales.

Reactivos (sustancias iniciales) + Productos (sustancias finales) = leyes ponderales.

Ley de Lavoisier o de conservación de la masa:

En toda reacción química, la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción: m.reactivos = m.productos.

Ley de Proust o de las proporciones definidas:

La proporción entre masas en que dos o más elementos se combinan para formar un cierto compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo.

Teoría atómica de Dalton

• Los elementos están constituidos por átomos que son partículas materiales separadas e indestructibles.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.
• Los átomos de distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes.
• Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla.
• Los átomos de un determinado compuesto, o átomos compuestos, son a su vez idénticos en su masa y en todas sus propiedades.

Leyes volumétricas

Principio de Avogadro:

Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas. Para Avogadro, los átomos se agrupaban para formar moléculas del elemento. Aportó a la teoría de Dalton, decía que los elementos eran monoatómicos; él dijo que eran diatómicos.

Ley de Gay-Lussac:

Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

Masa atómica y molecular

Mol:

Llamamos unidad de masa atómica a la doceava parte de la masa de un isótopo de átomo de carbono, carbono 12. Su símbolo es u.

• Masa atómica: Es la masa ponderada de las masas de sus isótopos, y se mide en unidades de masa atómica.
• Masa atómica relativa: De un elemento es la masa que le corresponde a un átomo de ese elemento cuando se le compara con la unidad de masa atómica. Ar, adimensional. Ej: Ar (Na) = 23.
• Masa molecular relativa: De un elemento o de un compuesto es la masa de una molécula de ese compuesto comparada con la unidad de masa atómica. Mr, adimensional.
• Masa molar: Es la masa de un mol de sustancia. M – g/mol, es numéricamente igual a la masa molecular g/mol de esa sustancia. Ej: M(H2O) = 18 g/mol.
• Mol: Cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas (átomos, moléculas, iones). El número de Avogadro es el número de átomos presentes en 12g del carbono 12. [Na = 6.023 × 10²³ moléculas/mol o átomos/mol].

El estado gaseoso

Ley de Boyle-Mariotte:

A temperatura constante, el producto de la presión que ejerce sobre una cantidad de volumen. P aumenta, el V disminuye; son inversamente proporcionales. P1V1 = P2V2.

Ley de Charles:

A presión constante, el volumen que ocupa es directamente proporcional a la temperatura absoluta. V = kT.

Ley de Gay-Lussac:

A volumen constante, la relación entre la presión y la temperatura es directamente proporcional. P = kT.

Ley completa de los gases:

Para una cantidad determinada de gas, el producto de su presión por el volumen dividido por la temperatura absoluta es una cantidad constante.

Gases ideales:

Los gases a baja presión y alta temperatura se comportan como gases ideales.

Suma de las presiones parciales o Ley de Dalton

Cuando dos gases se mezclan, cada uno se comporta como si ocupase la totalidad del volumen. En una mezcla de gases, la presión parcial de un gas es la que ejercería si ocupase, aisladamente, el volumen total de la mezcla a la misma temperatura.

Gas A – PV = nRT… Gas B – PV = nRT… La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen, en las mismas condiciones de temperatura. P = P1 + P2 + …

Composición centesimal:

Es el tanto por ciento de la masa total del compuesto. Cuántos gramos hay por 100g del compuesto (80% y 20%).

Fórmula empírica:

Es la mínima relación de átomos del compuesto.

Fórmula molecular:

fm = n (f.e.)

Dilución

Es el proceso por el cual, al añadir agua a una disolución, disminuimos su concentración al disminuir el volumen. En el laboratorio se dispone de ácidos y bases muy concentradas que actúan como “disoluciones madre”, para preparar posteriores disoluciones más diluidas.

Disoluciones

Mezclas homogéneas de dos o más sustancias, que pueden hallarse en proporciones variables, llamadas disoluciones. Las sustancias son los componentes. Cuando una disolución es acuosa, el disolvente siempre será agua.

Componentes:

• Soluto: Sustancia que se disuelve. Menor proporción.
• Disolvente: Medio de dispersión donde se disuelve el soluto. Mayor proporción.

• Disolución diluida: Cuya cantidad de soluto es más pequeña respecto al disolvente.
• Disolución concentrada: Cuya cantidad de soluto es mayor respecto al disolvente.
• Disolución saturada: Aquellas que contienen la máxima cantidad de soluto disuelto a una determinada temperatura.
• Disolución sobresaturada: Aquella que contiene más soluto del que pueda existir en equilibrio a una temperatura determinada.

Solubilidad

Concentración de la disolución saturada a una temperatura determinada.

Concentración de disoluciones:

Es la proporción en la que se encuentra el soluto y el disolvente de una disolución. Maneras de expresar la concentración:

• Porcentaje en masa: Indica la cantidad de gramos de soluto por cada 100g.
• Porcentaje en volumen: Indica la cantidad de mililitros de soluto en 100 mL.
• Molaridad: Indica el número de moles por litro de disolución. M.
• Molalidad: Indica el número de moles de soluto por Kg de disolvente. m.
• Gramos por litro: g/L. Indica los gramos de soluto por litro de disolución.
• Fracción molar: La razón entre su número de moles y el número total de moles. X.