Quimica I y II

(1)

Qu

í

mica 1, 2 y 3

Recopilado de distintos libros

Este documento es una recopilaci

Este documento es una recopilacióón de informacin de informacióón considerada importante porn considerada importante por el autor para una preparaci

el autor para una preparacióón para Olimpiadas de Qun para Olimpiadas de Quí í micamica

2009

(2)

(3)

(4)

Í

_ndice

Qu

Quí í mmica 1 ...ica 1 ... ... 7... 7 Leyes de l

Leyes de la conservacia conservacióón de la Materia n de la Materia ... ... 7... 7 Propiedades de la mat

Propiedades de la materia eria ... ... 7... 7 Es

Estados y Formas de Energtados y Formas de Energí í a...a... ... 8... 8 Fe

Fennóómenos Fmenos Fí í sicos y Qusicos y Quí í micos micos ... ... 8... 8 Es

Estados de Agregacitados de Agregacióón de la materia ...n de la materia ... ... 8... 8 Mol

Molééculas yculas y áátomos ...tomos ... ... 9... 9 Radioactividad ...

Radioactividad ... ... 9... 9 Part

Partí í culas Subatculas Subatóómicas ...micas ... ... 9... 9 Modelos at

Modelos atóómicos ...micos ... ... 9... 9 Ra

Radioactividad Natural ...dioactividad Natural ... ... 12... 12 M

Modelo Atodelo Atóómico de la mecmico de la mecáánica cunica cuáántica ondulatoria ntica ondulatoria ... ... 12... 12 Fundamentos de la teor

Fundamentos de la teorí í a cua cuáántica ...ntica ... ... 12... 12 La naturalez

La naturaleza de la a de la materia materia ... ... 12... 12 N

Núúmeros Cumeros Cuáánticos ...nticos ... ... 13... 13 Configuracio

Configuraciones nes electrelectróónicas ...nicas ... ... 14... 14 Regla de las diagona

Regla de las diagonales les ... ... 14... 14 Tabla Peri

Tabla Perióódica ...dica ... ... 15... 15 Tabla Peri

Tabla Perióódica larga dica larga ... ... 15... 15 Propiedades Peri

Propiedades Perióódicas de los Elementos ...dicas de los Elementos ... ... 16... 16 Propiedades At

Propiedades Atóómicas ...micas ... ... 16... 16 Antecedent

Antecedentes de es de la Tabla Perila Tabla Perióódica ...dica ... ... 16... 16 Enlace Qu

Enlace Quí í mico ...mico ... ... 18... 18 Regla del Octeto ...

Regla del Octeto ... ... 19... 19 Interacc

Interacciones Intermoleculares iones Intermoleculares ... 19... 19 Nomenclatura en Qu

Nomenclatura en Quí í mica Inorgmica Inorgáánica ... 19nica ... 19 Reglas para escribir las formulas de los compuestos

Reglas para escribir las formulas de los compuestos ... 19.... 19 Nomenclatura de los Anh

(5)

Nomenclatura de los

Nomenclatura de los ÓÓxidos ...xidos ... ... 20... 20 Nomenclat

Nomenclatura de los ura de los HidrHidróóxidos ...xidos ... ... 20... 20 Nomenclatura de los

Nomenclatura de los ÁÁcidos...cidos... ... 20... 20 Q

Q uuí í mica II ...mica II ... ... 22... 22 Clasificaci

Clasificacióón de las reacciones ...n de las reacciones ... ... 22... 22 Ba

Balanceo de ecuacionlanceo de ecuaciones es ... ... 23... 23 Condiciones de una ecuaci

Condiciones de una ecuacióón qun quí í mica correcta: mica correcta: ... ... 23... 23 M

Méétodo de Tanttodo de Tanteo eo ... ... 23... 23 Balanceo por m

Balanceo por méétodo de oxido- reduccitodo de oxido- reduccióón n ... ... 24... 24 Reglas para balancear por Oxido- Reducci

Reglas para balancear por Oxido- Reducci óón. n. ... ... 24... 24 Balanceo por m

Balanceo por méétodo algebraico. ...todo algebraico. ... ... 24... 24 Unidades Qu

Unidades Quí í micas ...micas ... ... 25... 25 C

Cáálculos Qulculos Quí í micos ...micos ... ... 25... 25 Le

Leyes Ponderales ...yes Ponderales ... ... 26... 26 Co

Composicimposicióón centesiman centesimal de un compuesto ...l de un compuesto ... ... ... 26... 26 Determinaci

Determinacióón de la f n de la f óórmula de un compurmula de un compuesto ...esto ... ... 26... 26 Soluciones ...

Soluciones ... ... 27... 27 Soluciones Emp

Soluciones Empí í ricas...ricas... ... 27... 27 Soluciones V

Soluciones Valoradas aloradas ... ... 28... 28 Á

Áccidos y Bases ...idos y Bases ... ... 29... 29 PH y POH ...

PH y POH ... ... 30... 30 Clasificaci

Clasificacióón den de ÁÁcidos y Bases...cidos y Bases... ... 30... 30 Ne

Neutralizaciutralizacióón ...n ... ... 31... 31 Termoqu

Termoquí í mica ...mica ... ... 32... 32 Leyes y variables de la

Leyes y variables de la termodintermodináámica ...mica ... ... 32... 32 Primera ley de la termodin

Primera ley de la termodináámica ...mica ... ... 32... 32 Segunda ley de la

Segunda ley de la termodintermodináámica ...mica ... ... 32... 32 Cantidad de calor...

Cantidad de calor... ... 32... 32 Reacciones Termoqu

Reacciones Termoquí í micas micas ... ... 32... 32 Ley de Hess ...

Ley de Hess ... ... 33... 33 Ci

Cinnéética Qutica Quí í mica ...mica ... ... 34... 34 Principio de Le Chatelier ...

(6)

Teor

Teorí í a de las Colisiones a de las Colisiones ... 34... 34 Equilibrio Qu

Equilibrio Quí í mico ... 35mico ... 35 Gases... 36 Gases... 36

Teor

Teorí í a Cina Cinéética Molecular ... 36tica Molecular ... 36 Leyes de los Gases ... 37 Leyes de los Gases ... 37 Qu

Quí í mica III ... 39mica III ... 39 Reacciones y M

(7)

(8)

Qu

í

mica 1

Materia:

· Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa · Todos los cuerpos están constituidos por partí culas

· La masa experimenta cambios por lo que requiere energ í a

a:

Einstein:“ La masa cuando presenta una velocidad cercana a la de la luz, sufre un incremento y este aumento es directamente proporcional a la energ í _{a cin}é_tica”

E=mc ² _{, donde}_E_{es la energ} í a en Ergios o Joules,m es la masa en kg o g y c es la velocidad de la luz que su valor es de 300, 000 km/s

Propiedades de la materia

Propiedades de la materia Especí ficas Generales

· Volumen: Todo cuerpo ocupa un lugar en el

espacio, es decir tiene volumen.

· Masa: Cantidad de materia que tiene un cuerpo · Inercia: Oposición que presentan los cuerpos para

variar su estado de reposo a movimiento

· Peso: La atracción que ejerce la tierra hacia su

centro sobre los cuerpos en la superficie.

· Elasticidad: Propiedad de los cuerpos de regresar a

su estado original después de aplicarle una fuerza.

· Impenetrabilidad: Dos cuerpos no pueden ocupar

al mismo tiempo el mismo lugar en el espacio

· Porosidad: Todos los cuerpos presentan espacios

entre sus partí culas

· Divisibilidad: Los cuerpos pueden ser reducidos

· F

í

sicas: Son las que manifiestan sin cambio en la

composición de la masa como: Edo. De agregaci ón, olor, sabor, color, densidad, etc.

(9)

Estados y Formas de Energía

Fenómenos Físicos y Químicos

Fen

ó

meno:Todo cambio que ocurre en el universo.

Fen

ó

meno F

í

sico:CuandoNO se modifica la composición de la materia Fen

ó

meno Qu

í

mico:Cuando se modifica la composición de la materia

Estados de Agregación de la materia

Los estados de agregación de la materia dependen de los espacios entre las part í culas de sus cuerpos.

Estado Descripci

ó

n Imagen

S

ó

lido · Forma y volumen definido

· Movilidad de las partí culas casi nula · Alta cohesión entre las partí culas

· Sus partí culas presentan movimientos vibratorios

L

í

quido · Volumen definido

· Adoptan la forma del recipiente que los contiene · Energí a cinética y la fuerza de cohesión entre sus

partí culas, media.

Gaseoso · No tienen forma ni volumen definido · Poseen gran energí a cinética

· Sus partí culas presentan movimientos de traslación

Energia

Potencial

O almacenada que es la energia que tiene

un cuerpo segun su posicion o estado

Cinetica

O de movimiento es la que tiene un cuerpo

debido a la velocidad de sus moleculas

(10)

Moléculas y átomos

Las sustancias están formadas por moléculas y éstas a su vez por átomos.

Mol

é

cula:Partí cula mas pequeña de una sustancia que podemos separar de un cuerpo sin alterar su composición quí mica.

Las propiedades de una mol

é

cula est

á

n determinadas de por el n

ú

mero, tipo y arreglo de los

á

tomos que la forman.

Mol

é

culas de elementos Átomos iguales

Mol

é

culas de compuestos Átomos de 2 o más clases

Radioactividad

Radioactividad: Consiste en la desintegración espontanea de ciertos átomos. 3 tipos:

α

(alfa),

β

(beta) y

γ

é

ctrica

(C)

Masa uma Descubierto

por: Se encuentra en: Prot

9.11 x 10

⁻²⁸

0.00054 Thomson Corteza del núcleo

Modelos at ómicos

Á

tomo:Es la mí nima partí cula de un elemento que interviene en un fenómeno quí mico.

Elementos:Es una sustancia que no puede descomponerse quí micamente en otras mas simples formadas de átomos iguales.

Mezcla: Unión f í sica de dos o mas sustancias que conservan sus propiedades.

Compuesto:Son sustancias formadas por mol éculas de 2 o más clases de átomos, siempre en la misma proporción.

(11)

Empédocles Siglo V a.C. Toda la materia esta formada por 4 elementos: Aire, Agua, Tierra y Fuego Aristóteles Añadió un quinto elemento: el éter, un fluido intangible e invisible que lo

empapa todo.

Demócrito La materia es una sola, formada por diminutas motitas a las que denomin ó átomos

Modelo At

ó

mico de: Descripci

ó

n Ilustraci

ó

n

John Dalton (1766-1844)

a) La materia esta constituida por átomos, los cuales son partí culas indestructibles (muy pequeñas, de forma esf érica, solidas y de peso fijo) b) Los átomos de un elemento son

todos iguales entre sí

c) Los átomos de un elemento son diferentes de los de otros elementos d) Al combinarse los átomos lo hacen

en proporciones definidas y con números enteros

Joseph John Thomson(1856- 1940)

Sugirió un modelo atómico semejante a un “budí n de pasas”, donde el átomo era una esfera de electrificación positiva en la que se encontraban incrustados los electrones

Jean-Baptiste Perrin(1870-1942)

Modificó el modelo de Thomson sugiriendo por primera vez que las cargas negativas son negativas al “budí n”

Ernest Rutherford(1871-1937)

Ideó un modelo atómico con las siguientes caracterí sticas:

a) El Átomo está formado por un núcleo donde se localiza toda su carga positiva y la mayor parte de su masa

b) Alrededor del núcleo giran los electrones formando una nube electrónica

c) Los átomos son neutros porque el numero de electrones y protones es igual

El modelo de Rutherford representaba el átomo como un sistema solar en

miniatura en el que los electrones se moví an como planetas alrededor del núcleo.

(12)

Niels Bohr(1885-1962)

Propuso un modelo atómico para explicar la estructura atómica,

fundamentando su teorí a en la teorí a cuántica propuesta por Max

Planck(1858-1947)

El modelo de Bohr “Cuantizaba” las orbitas para explicar la estabilidad del átomo

Arnold Sommerfeld (1868-1951)

Con ayuda de la teorí a de relatividad de Einstein (1879-1955), hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr: a) Los electrones se mueven alrededor

del núcleo en orbitas circulares o elí pticas

b) A partir del segundo nivel energético existen dos o mas subniveles en el mismo nivel

c) El electrón es una corriente eléctrica minúscula

Para describir los nuevos subniveles, Sommerfeld introdujo un parámetro llamado número cuántico acimutal, que designo con la letra “l”.

Erwin Schrödinger (1887-1961)

Desarrollo un modelo matemático en donde aparecen 3 parámetros: n, l, y m, no fijo trayectorias determinadas para los electrones, solo la probabilidad de que se hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos

Paul Dirac (1902-1984) y Pascual Jordan

(1902-1980)

Basándose en la mecánica cuántica ondulatoria, ampliaron los

conocimientos anteriores, lograron una descripción cuántico-relativista del electrón, prediciendo la existencia de la antimateria. En sus ecuaciones aparece el cuarto parámetro con caracterí stica cuántica, denominado s, además de los ya conocidos n, l y m.

(13)

Radioactividad Natural

Dem

ó

crito y Le

ú

cipo:“La materia esta formada por part í culas indivisibles llamadas átomos” John Dalton: - Postulados:

· La material esta formada por átomos

· Los átomos del mismo elemento son iguales entre sí · Los átomos de distintos elementos difieren entre s í

· Al combinarse los átomos lo harán en proporciones múltiples…

Thomson:Sugirió un modelo atómico donde el átomo era una esfera cargada positivamente y los e ⁻ estaban distribuidos uniformemente.

Becquerel:1896, descubrió el fenómeno de la radioactividad (con rayos X)

Modelo At ómico de la mecánica cuántica ondulatoria

Erwin Schr

ö

dinger:1926, proporcionó las bases para el nuevo modelo atómico. Fundamentos de la teoría cuántica

I. Estados estacionarios de la energ í a del e⁻ propuestos por Bohr:

a. Los e⁻ de los átomos se mueven alrededor del núcleo en orbitales circulares

b. Mientras los e⁻ se mueven en los orbitales o niveles de energí a, no absorben ni desprenden energí a.

c. Los e⁻ pueden pasar de un nivel a otro de menor a mayor energ í a y viceversa. Siempre y cuando absorban o desprendan energí a.

d. Cuando los e⁻ absorben o desprenden energí a lo hacen en can dades unitarias llamadas cu

á

ntos.

II. Los e⁻ que están en orbitales en estados estacionarios o basal no absorben ni emiten energ í a III. Un e⁻ puede absorber energí a pasando a un nivel superior (estado excitado), pero es inestable así

que cuando regresa a su nivel original emite la energ í a absorbida en forma de radiación electromagnética.

La naturaleza de la materia

De Broglie:“la materia como la luz, presentan un comportamiento dual de Onda y part í cula” Principio de Incertidumbre

Werner Heisenberg:1926, “es imposible conocer simultáneamente con exactitud la posición y la velocidad del e⁻”

La teor í _{a moderna}

Supone que el núcleo del átomo esta rodeado por una nube tenue de e ⁻, re ene el concepto de niveles estacionarios de energí a de Bohr.

(14)

Números Cuánticos

Schr

ö

dinger:Dedujo una ecuación matemática en donde el e⁻ era tratado en funci ón de su movimiento ondulatorio.

4 par

á

metros llamados n

ú

meros cu

á

nticos: n, l, m, ms(o tambi

é

n conocido como s)

“

n

”

numero cuántico, principal, determina el nivel principal donde se encuentra el e⁻, se relaciona con la distancia promedio del e⁻ al núcleo. Sus valores pueden ser cualquiera del 1, 2, 3, 4 , …

Nivel 1 2 3 4 5 6 7

Letra K L M N O P Q

“

s

”

o

“

ms

”

Es el número cuántico spin y se relaciona con el giro del e ⁻ solo ene dos valores:+

½↑

,

↓

-

½

Nombre del #

Cu

á

ntico

S

í

mbolo Valores Representa a: Aportado por:

Principal “n” 1,2,3,4,… Nivel energético Bohr

Secundario “l” 0…n-1 Subnivel Sommerfield

Magn

é

tico “m” -l…0…l Orbital Schrödinger

Spin “ms” o “s” +

½ ó

-

½

Giro del e⁻ Dyrac y Jordan

Forma de Orbitales:A los orbitales “s” se les asigna una forma esf érica, los orbitales “p” tienen una forma parecida.

(15)

Configuraciones electrónicas

Principio de exclusi ó_{n de Paulie}

“En un orbital atómico, solo puede haber un máximo de 2 e⁻ de spin opuesto” es decir ningún electrón diferencial puede tener sus 4 números cuánticos iguales a otro.

Regla de Hund o de M á_{xima multiplicidad}

“En orbitales de igual energí a, primero se acomodan los e⁻ de spin “+” y después los de spin “–““ Principio de edificaci ó_{n Progresiva o Regla de Aufbau}

“Cada nuevo electrón añadido a un átomo, entrará en el orbital disponible de mí nima energí a”

(16)

Tabla Periódica

Clasificaci ó_{n de los elementos en base a su electr}ó_{n diferencial}

Los elementos pueden clasificarse de acuerdo al tipo de orbital en que se encuentra el electrón diferencial.

Electrones de valencia

Son los electrones de los subniveles energéticos,

incompletos que pueden participar en los enlaces qu í micos. Tabla Periódica larga

A Mendeleiev se le atribuye la clasificación de los elementos en la tabla peri ódica, ordenó 63 elementos por su peso atómico y la repetición de ciertas propiedades; latabla peri

ó

dica largaes la clasificación de los elementos quí micos conocidos actualmente (109) por orden de n úmero atómico y fue propuesta por Alfred Werner.

Henry Moseley:Propuso el orden de los elementos de acuerdo a su # at ómico. Grupos: Columnas verticales : A: Elementos Representativos

B: Elementos de Transición y Transición Interna El grupo es igual al n

ú

mero dee⁻ de valencia

Familias: Elementos que se encuentran en el mismo grupo y presentan propiedades f í sicas y quí micas semejantes.

IA Metales Alcalinos IV A Fam del carbono VIIA Fam de los Hal

ó

genos IIA Metales Alcalino t

é

rreos V A Fam del Nitr

ó

geno VIIIA Gases Nobles Raros o

Inertes

IIIA Fam del Boro VI A Fam del Oxigeno o

Calc

ó

genos

Periodos:Son lí neas horizontales de la tabla peri ódica 1…7,Cada periodo representa un nivel energ

é

tico.

Metales y No Metales

Izquierda metales representativos, centro metales de transici ón interna y transición. Metaloides

Son los elementos que están al limite de los metales y no metales y se les llama así por que presentan propiedades de M y NM.B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At

N ú_{mero At}ó_{mico (z)}

Indica el numero de protones que tiene el átomo. N ú_{mero de masa (A)}

Es la suma de neutrones y protones en el núcleo del átomo (también llamados nucleones) Isó_topos

Átomos con el mismo número atómico pero diferente numero de masa

· Representativos

“

s

”

y

“

p

”

· Transici

ó

n

“

d

”

(17)

Peso At ó_mico

El peso o masa atómica es el peso promedio de los átomos de un elemento con respecto al C Propiedades Periódicas de los Elementos

F

í

sicas:Punto de fusión, Punto de ebullición, etc..

Qu

í

micas: Carácter Metálico, Actividad Metálica, poder oxidante, reductor, combustibilidad, etc.. At

ó

micas:Radio Atómico, Energí a de Ionización, Afinidad electrónica, etc.…

Las propiedades at ó_{micas determinan el comportamiento f}í _{sico y qu}í _{mico delos elementos}

El

á

tomo es el

é

ctricamente neutro

Ión: Cuando un átomo pierde electrones se convierte en un ión positivo, y cuando gana electrones en un ión negativo.

Ley Peri ó_dica

“El comportamiento de los elementos es una función periódica de sus configuraciones electrónicas.” Propiedades At ómicas

Propiedad Definici

ó

n

Radio At

ó

mico La distancia entre el centro del n úcleo al nivel mas externo del átomo

Valencia Capacidad que tiene un átomo de combinarse con oros y formar

compuestos Potencial o Energ

í

a de

Ionizaci

ó

n

La energí a necesaria para desprender un electrón de un átomo en estado gaseoso neutro

bereiner (1780-1849)

Tomando en consideración las propiedades atómicas, observó la existencia de una relación éntrelos pesos atómicos de los elementos

quí micamente análogos. Al presentarse elementos semejantes en grupos de 3, observó que la masa atómica del elemento intermedio era igual a la media aritmética de las masas de los elementos extremos; a esto llamóley de las tr í _adas_.

Alexandre-

É

mile Beguyer de Chancourtois (1820-1886)

Tituló su trabajo Tornillo Tel ú_rico_{: Clasificaci}ón natural de los cuerpos simples o radicales obtenida por medio de un sistema de clasificaci ó_{n helicoidal}

y numérica, cuya importantí sima conclusión es: “las propiedades de los elementos son las propiedades de los números”

(18)

John Alexander Reina Newlands (1838-1898)

Al disponer los elementos en orden de acuerdo con sus pesos atómicos, observo que 8 de los elementos retirados de un elemento tení an propiedades f í sicas y quí micas similares. Como esta disposición de los elementos era análoga a la escala musical, enunció la ley conocida como Ley de las octavas.

Karl Hendrich (1868)

Concluyó que las propiedades de los elementos quí micos eran función de sus pesos atómicos y que la unidad de materia es tan real como la unidad de fuerza basada en las determinaciones de Pluker Ditscheiner sobra la longitud de onda de distintos espectros de los metales

Julius Lothar Meyer (1830-1895)

Elaboró un trabajo al que denomino la naturaleza de los elementos qu í micos como una funci ón de los pesos at ómicos. En el Meyer demostró que se

podí a obtener un sistema natural de los elementos de acuerdo con la magnitud de sus pesos at ómicos en una serie sencilla. Además completó su tabla con la famosa grafica de vol úmenes atómicos, la cual es una manifestación de la repetición

periódica de propiedades tales como la fusibilidad, la volatilidad, la maleabilidad, la fragilidad, entre otras.

Dimitri Iv

á

novich Mendeleiev (1834-1907)

La clasificación de Mendeleiev se basó

principalmente en las propiedades quí micas de los elementos, mientras que la de Meyer se basó principalmente en las propiedades f í sicas. Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de las propiedades de los elementos al incrementarse su peso atómico.

Alfred Werner (1866-1919)

Esta tabla periódica ha sido una de las mas

utilizadas , incluso actualmente, aunque con unas adaptaciones, sus ventajas son principalmente que fue con una estructura larga que separaba los grupos A y B, y hace coincidir la estructura electrónica de los elementos con su colocaci ón dentro de la tabla

Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-1915)

Designó un numero atómico para cada elemento, que correspondí a a la posición del elemento en el orden numérico que habí a deducido. Ésta tabla esta basada en los números atómicos eliminó ciertas dificultades que se habí an presentado en la tabla periódica basada en los peso atómicos

(19)

Enlace Químico

Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Los tipos de enlaces determinan las propiedades de las sustancias.

Enlaces interatómicos

Iónico

Metálico

Covalente

O electrovalente: Fuerza de atracción

electrostática existente entre iones de cargas opuestas. Metal y No metal; 1.7 Paulings o m ás

· Solubles en agua

· Buenos conductores de electricidad · Puntos de Fusión y Ebullición elevados

Metal y Metal.

· Altos puntos de fusión y Ebullición · Tienen Brillo

· Maleabilidad · Ductibilidad · Dureza · Tenacidad

· Buenos conductores de electricidad calor

Fuerza de atracción entre los núcleos de 2 átomos no metálicos, y el par de electrones compartidos.

Polar: 0.4-1.7 Paulings de diferencia

Cuando se unen dos átomos NM de diferente electronegatividad la nube se deforma.

· Solubles en solventes polares

· Puntos de Fusión y Ebullición relativamente altos · 3 estados de Agregación

· Ligeramente conductores de la electricidad

No Polar o Puro: 0-0.4 Paulings

· Moléculas diatómicas

· Puntos de Fusión y Ebullición Bajos · No son buenos conductores

· Baja solubilidad · Gas y liquido

Coordinado o Dativo:Cuando un átomo comparte sus electrones

(20)

Regla del Octeto

Los átomos tienden a completar 8 electrones en su capa de valencia para adquirir la estructura del gas noble más cercano, cediendo, ganando o compartiendo electrones.

Formula Desarrollada

Nos indica la estructura de la mol écula, indicando los enlaces existentes entre sus átomos Formula condensada o molecular:

Nos indica el numero y la clase de átomos que forma la mol écula Formula electr ó_{nica o de Lewis:}

Reglas para escribir las formulas de los compuestos

1. La suma algebraica de las cargas debe ser igual a 0 2. Combinar solo Aniones y Cationes

3. En covalente se considera “+” al menos electronegativo y negativo al mas electronegativo 4. El número de átomos se indica con un subí ndice

5. Si un radical aparece más de una vez se encierra en paréntesis y se anota el subí ndice fuera.

Formula Nombre _Formula Nombre _Formula Nombre _Formula Nombre

Br

Nitrato _MnO

_₄⁻

Permanganato

ClO

₂⁻

Clorito _HPO

_₄²⁻

*1 _CN

_⁻

Cianuro S

²⁻

Sulfuro

ClO

₃⁻

Clorato _H

_₂

_PO

_₄⁻

*2 _SCN

_⁻

Tiocianato _SbO

_₄³⁻

Antimoniato

ClO

₄⁻

Perclorato _SiO

_₃²⁻

Silicato _N

_⁻

Nitruro _I

_⁻

Yoduro

SO

₃²⁻

Sulfito _HSO

_₄⁻

*3 _CrO

_₄²⁻

Cromato *1 Hidrógeno Fosfato

SO

₄²⁻

Sulfato HSO

₃⁻

*4 Cr

₂

O

₇²⁻

Dicromato *2 Di hidrógeno Fosfato

O

²⁻

Óxido HCO

₃⁻

*5 PO

₃³⁻

Fosfito *3 Hidrogeno Sulfato

S

₂

O

₃²⁻

Tiosulfato _HS

⁻

Bisulfuro _PO

₄³⁻

Fosfato *4 Hidrogeno Sulfito

(21)

Nomenclatura de los Anhídridos

Se le llama así a la combinación de un NM (No Metal) con el Ox í geno. (Óxidos No metálicos)

Iupac o stock Ginebra o Tradicional

a) Oxido con prefijo de Mono, Di, Tetra …

b) Nombre del Metal y su valencia en No. Romano

a) Anteponer anhí drido y terminar según Valencia con Hipo…oso, …oso, …ico, Per…ico a) Dióxido de Azufre SO₂

b)

Ó

xido de F

ó

sforo III P

₂

O

₃

a) Anhí drido ClóricoCl

₂

O

₅

Nomenclatura de los Óxidos Combinación de metal con oxí geno

Iupac o stock Ginebra o Tradicional

c) La palabra “Óxido” seguido de la palabra “de” d) Nombre del Metal y su valencia en No. Romano

b) La palabra Oxido

c) Metal: oso-menor ico-mayor c) Óxido de Fierro II FeO

d) Óxido de Fierro III Fe₂O

₃

e) Óxido Ferroso FeO b) Óxido Férrico Fe₂O

₃

Nomenclatura de los Hidróxidos

En solución acuosa contienen (OH⁻) Oxhidrilos, Hidroxí los

Nomenclatura igual a los

Ó

xidos solo sustituir la palabra

ó

xido por Hidr

ó

xido Nomenclatura de los Ácidos

Toda sustancia que forma iones H⁺, recibe el nombre de ácido: Hay 2 dis ntos pos de ácidos: Hidr

á

cidos y Oxi

á

cidos.

Hidr á_cidos

H + NMàààà HNM

a) La palabra “Ácido” HCl(ac)= Ácido Clorhí drico

b) Nombre del No metal contraí do. c) Terminación …hí drico

Oxi á_cidos

ContieneH yOen su molécula además del No metal ( Anhí drido en Agua)

a) La palabra “Ácido” H

₂

SO

₄

(ac)= Ácido Sulf úrico

b) Nombre del No metal contraí do.

c) Terminación: Si el metal solo tiene una valencia …ico; si son 2: …ico- mayor, …oso- menor Principales Reacciones de Metales (M) y No Metales (NM)

a) M + H₂àMH b) MO + H₂Oà MOH

c) NM + H₂àHNM d) NMO + H₂Oà HNMO

e) M + O₂àMO f) M + NMà M-NM

g) NM + O₂àNMO h) M + HNMOàMNMO + H₂

(22)

(23)

Qu

í

mica II

Clasificación de las reacciones

Reacci

ó

n qu

í

mica:Proceso en el cual 2 o mas sustancias, al interaccionar, forman otras, como consecuencia de la ruptura de algunos y enlaces y formación de nuevos.

S

í

mbolos auxiliares (àààà) Indica el sentido de la reacción (g) Gaseoso

(

↔

) La reacción se da en ambos sentidos (ac) Medio acuoso (en agua)

(

∆

) Solo se da si se suministra calor (

↑

) Indica que se desprende un gas

(s) Sustancia solida (

↓

) Indica que un solido precipita

(l) Liquido (

λν

) Luz ultravioleta

(Z) Electrolisis Reacciones quimicas Modelo Matematico Mediante literales AB --> A + B Ecuacion Quimica Generalmente se usan para describir el

edo. inicial y el final del proceso Reactivos Sustancias a usar Productos Sustancias formadas Usan simbolos y formulas quimicas

Coeficientes: Numero de átomos, moléculas o moles que intervienen en el proceso.

(24)

Balanceo de ecuaciones

Condiciones de una ecuación química correcta:

· Sí mbolos y formulas deben estar correctamente escritas.

· Deben aparecer moléculas de los elementos y no átomos libres

o Gases y halógenos diatómicos: H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂

· La ecuación debe cumplir con la ley de la conservación de la masa, es decir balanceada.

Método de Tanteo

1. Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayor í a de las sustancias que intervienen.

2. Asignar a la formula del compuesto un coeficiente que logre igualar el numero de átomos del elemento en reactantes y productos. Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos, incluso subí ndices.

3. Repetir hasta que la ecuación este balanceada Tipos de reacción

Sintesis

Union de 2 o mas sustancias para formar una mas

compleja

A + B

--

> AB

Analisis o descomposición

Inversa a la sintesis, una sustancia compleja mediante

energia se divide en 2 o mas sust. sencillas

AB

--

> A + B

Doble descomposición o

doble sustitución

El intercambio de los iones

presentes

A⁺B⁻+C⁺D⁻->

A⁺D⁻+C⁺B⁻

Simple sustitución o

desplazamiento

Aquella que los atomos de un elemento se desplazan en

un compuesto a los atomos de otro elemento

(25)

Balanceo por método de oxido- reducción

En una reacción redox la oxidación y reducción ocurren al mismo tiempo; depende una de la otra y el número total de electrones perdidos por una especie qu í mica en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados por la otra especie en la reducci ón; es decir en una reacción redox no hay exceso ni deficiencia de electrones.

El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida.

La oxidación es un cambio quí mico en el que un átomo o grupo atómico pierde electrones. La reducci ón es un cambio quí mico en el que un átomo o grupo atómico gana electrones.

Reglas para balancear por Oxido- Reducción. 1. Se escribe la ecuación

2. Se escriben los numero de oxidación de todos lo átomos participantes en la reacci ón

3. Se identifican los elementos que cambien su numero de oxidaci ón al efectuarse la reacción, y se determinan el numero de oxidación del oxidado y reducidos.

4. Indican el numero total de electrones cedidos o aceptados. 5. Establecer la ecuación electrónica.

6. Se balancea las ecuaciones electrónicas, igualando el numero de electrones cedidos por el reductor con el numero de electrones aceptados por el oxidante, multiplicado por un factor que iguale la cantidad de electrones cedidos y aceptados.

7. Se escriben los coeficientes de las ecuaciones electrónicas igual.

8. Se termina el ajuste de la ecuación, determinando el valor de los otros coeficientes por tanteo.

Balanceo por método algebraico.

1. Coloca una literal a cada compuesto o átomo en la ecuación quí mica

2. Después se comienza a hacer ecuaciones tomando en cuenta la repetitividad que tiene cada elemento en los reactivos y productos

3. Se elabora una tabla y se asigna a la literal que resuelva mas valores un valor cualesquiera

4. Se realizan los despejes y operaciones necesarias hasta obtener los coeficientes de los compuestos, es decir los valores de las literales

5. Si aparecen fracciones se multiplica todo por un numero que haga enteros 6. Se anotan los coeficientes en la reacción.

(26)

Unidades Químicas

Cálculos Químicos

N

ú

mero de Moles por gramo

n= moles

m= masa en gramos

PM= peso molecular del compuesto N

ú

mero de

á

tomos o mol

é

culas por gramos de sustancias

# á ∗ n= moles

Na= Número de Avogadro= 6.02 x10²³ Volumen ocupado por N moles de un gas a CNTP

CNTP= Condiciones Normales de Temperatura y Presi ón = 273K, 1 atm o 760 mmHg VT= n * 22.4 l/mol n= moles

•Es el peso promedio de los atomos de un elemento en relacion con el peso de un atomo de carbono 12

Peso atomico

•Es el peso atomico de un elemento expresado en gramos

Masa Molar

•Es una unidad de cantidad de particulas. El numero de particulas que lo constituyen se le conoce como numero de Avogadro

Mol

•Es la suma de los pesos atomicos que conforman a la molecula

Peso Molecular

•El volumen que ocupa un mol de un gas a CNTP (273 k y 1 atm) es de 22.4 l

(27)

Leyes Ponderales

Ley de la conservaci ó_{n de la masa:}

Lavoisier:” La materia no se crea ni se destruye solo se transforma ” Ley de las proporciones constantes

Proust:” Cuando 2 o mas elementos se combinan para formar siempre el mismo compuesto, lo hacen en la misma proporción constante y definida”

Ley de las proporciones mú_ltiples

Dalton: ” Cuando 2 elementos reaccionan y uno de ellos da mas de un compuesto el otro permanece constante y reaccionara en diferencia de números enteros.” (CO, CO₂)

Ley de las proporciones rec í _procas.

Richter-Wenzel:“ Cuando 2 sustancias reaccionan por separado con un 3ro al reaccionar entre si lo har án en la misma proporci ón”

Composición centesimal de un compuesto

Las formulas para determinar el % de un elemento en un compuesto son:

% = . .∗ ∗100%

. .

Determinación de la f órmula de un compuesto

Elemento % P.A. mol Relaci

ó

n Sub

í

ndice Formula

m

í

nima

Fe 77.7 56 77.7/56 1.38 1.38/1.38 1 FeO

(28)

Soluciones

Soluciones Empíricas

Si la soluci

ó

n la forman cantidad iguales de 2 sustancias pueden asignarse soluto y solvente indistintamente a otro

Soluciones Emp

í

ricas:Son las que no se toman en cuenta cantidades exactas de soluto y de solvente.

• _{Es una mezcla homogenea cuyas}

particulas son menores a 10

Å

formadas por:

Soluci

ó

n

• _{Es la sustancia dispersa y es la que}

esta en menor proporcion

Soluto

• _{Es el medio dispersor, por lo general}

H

₂

O y se encuentra en mayor

proporcion

Solvente

Soluciones Empí ricas

Diluida: Cuando la cantidad de soluto es muy peque ña en relación al solvente

Concentrada: Cuando la cantidad de soluto ya es muy grande comparada con la cantidad de solvente

Saturada:Cuando hay demasiado soluto formando una soluci ón mas y mas concentrada hasta que llega al punto donde el solvente ya no disuelve al soluto.

Sobresaturada:Es cuando esta tan concentrada que se debe calentar para que siga disolviendo.

(29)

Soluciones Valoradas

Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relaci ón del soluto y el solvente en una solución o concentración de la misma. Soluciones Valoradas % = ∗_100% ó % = 100%_ó Porcentuales: % = ∗_ó % Molaridad: = Normalidad: = # = # . = Molalidad: =

(30)

Ácidos y Bases

Teor

í

as

á

cido-base m

á

s importantes

Teor

í

a

Á

cido Base Ejemplo

Arrenhius Es toda sustancia que en solución acuosa produce [H3O⁺] o iones [H⁺]

Base es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidroxilo [OH⁻]

HCl(ac)àH⁺ + Cl⁻

NaOH(ac)àNa⁺ + OH⁻

Br

ö

nsted-Lowry* Es toda sustancia que donaun protón [H⁺]

Es toda sustancia que aceptauna protón [H⁺]

H2O + NH3àOH⁻+ NH4⁺

Lewis Especie quí mica capaz de aceptarun par de

electrones

Especie quí mica capaz de donarun par de electrones BF3 + Fà BF4⁻

Acidos

En agua sabro agrio Tiñe de rojo al tornasol azul Neutraliza bases Reacciona con metales activos

Bases

En agua sabor amargo Tiñe de azul al tornasol rojo Neutraliza acidos Tiene aspecto jabonoso

Disociaci

ó

n:Separación de Iones que existen en una sustancia que presenta enlace iónico cuando se encuentra en solución acuosa.

K⁺Cl⁻(ac)àK⁺ + Cl⁻

Ionizaci

ó

n:Es la formación de iones de las sustancias que presentan enlaces covalentes, al encontrarse en solución acuosa.

HCl(ac)àH⁺ + Cl⁻

*: También conocida como intercambio protónico. Se llaman par Ácido-Base conjugado a aquel cuyos elementos están relacionados entre si por una transferencia de un prot ón:

(31)

PH y POH

Kw= [H

⁺

] [OH

⁻

] a 25

Es aquel que en solucion acuosa se

encuentra altamente ionizacion por lo

que su concentracion de iones [H] es

elevada

H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HClO₄

Acido debil

Es un acido que se encuentra

parcialmente ionizado, siendo la

concentracion de iones [H] de la sol.

relativamente baja

CH₃-COOH, H₂CO₃, H₂S, HNO₂

Base Fuerte

Es aquella que en solucion acuosa se encuentra altamente ionizacion por lo que su concentracion de iones [OH] es elevada

KOH, NaOH, Ba(OH)₂

Base debil

Es una base que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentracion de iones [OH] de la sol.

relativamente baja

(32)

Neutralización

Arrenhius:Cuando se combinan cantidades equivalentes de un ácido y una base para formar sal y agua. Esta solución no es ácida ni básica, sino neutra.

HA + MOHàMA + H₂O HCl + NaOHà NaCl + H₂O Titulaci

ó

n o Valoraci

ó

n

Este método sirve para determinar volumétricamente la concentración de una sustancia

especí fica en una solución, añadiendo una solución de concentración conocida hasta que la reacci ón sea completa; esto se indica usualmente por un cambio de color en un indicador o por mediciones

eléctricas.

En las titulaciones ácido-base se mide una solución de un acido y se agrega gota a gota una soluci ón de una base hasta que se neutraliza exactamente.

#peq.g.ac=#peq.g.base

# _∴

N*V = #peq.g NacVac = NbVb

Hidr

ó

lisis

Es una reacción quí mica donde el agua actúa sobre una sustancia para romperla, formando sustancias nuevas. Algunas sales se hidrolizan para formar el ácido y la base que los formo.

Esto es, la hidrólisis es la reacción contraria a la neutralización.Para que una sal pueda hidrolizarse, es necesario que sea producto de la reacci

ó

n un acido fuerte y base fuerte, o acido d

é

bil y base d

é

bil para dar reacciones neutras.

AF + BFà solución neutra AD + BDà solución neutra AD + BFà solución básica AF + BDà solución ácida

(33)

Termoquímica

Leyes y variables de la termodinámica

Termoqu

í

mica:Es la rama de la quí mica que trata de la energ í a calorí fica que interviene en una reacción y constituye parte de la termodinámica.

Calor: Es una forma de energí a y se define como la energí a cinética total de las partí culas de un cuerpo. Temperatura: Es la medida de la energí a de la energí a cinética media de las partí culas que constituyen un cuerpo.

Termodin

á

mica: Es la rama de la fisicoquí mica que estudia los cambios energéticos de un sistema y se basa en 2 principios.

Primera ley de la termodinámica

La energí a no puede ser creada ni destruida ni destruida sino solo es susceptible de ser transformada. Segunda ley de la termodinámica

í

fico:(Ce) es la cantidad de calorí as necesarias para aumentar un grado cent í grado la temperatura de un gramo de una sustancia C= mCe

Capacidad calor

í

fica molar (Cm):Se define como el numero de calorí as necesarias para aumentar la temperatura de una mol de una sustancia en un grado cent í grado. Cm = PM*Ce

Calor cedido o absorbido:El calor cedido o absorbido por un cuerpo al experimentar una variaci ón por la temperatura, esta dado por:

Q = m*Ce*∆T

•

Son las reacciones que liberan energia calorifica y su calor de reaccion es "-"

Reacciones Endotermicas

•

Son aquellos que para verificarse deben absorver energia calorifica y su calor de reaccion es "+"

(34)

Ley de Hess

El calor liberado o absorbido en cualquier cambio quí mico es igual si se realiza en un solo paso que si se realiza en varios pasos solo depende de los estados final e inicial.

∆ ₌ ∆ ˚ − ∆ ˚

¿

C

ó

mo calcular los calores de reacci

ó

n?

· Utilizar reacciones

termoquí micas

· Balancear las ecuaciones · Indicar la cantidad de

calor absorbido o cedido durante la reacción, mediante los calores de formación determinados a 25°c

· Indicar el estado f í sico de

los reactantes y los productos.

(35)

Cinética Química

Es la rama de la quí mica que trata del estudio de la velocidad con la que se realizan las reacciones quí micas.Las reacciones entre sustancias que presentan enlaces no

covalentes son r

á

pidas y las que presentan enlaces covalentes son lentas.

Existen reaccionesIrreversibles y reversibles (cuando los productos reaccionan entre si para formar las sustancias originales).

Principio de Le Chatelier

Cuando un sistema esta en equilibrio, un cambio en las propiedades del sistema dará lugar a que se desplace (el equilibrio) en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto.

Velocidad de Reacci

ó

n:La cantidad de sustancias reaccionantes que se convierten en productos en la unidad de tiempo.

Tiempo de Reacci

ó

n:Es el tiempo trascurrido desde el inicio de la reacci ón hasta la terminación de la misma.

Teoría de las Colisiones

Para que una reacción quí mica se realice, se supone que chocan entre si las moléculas, estos choques producen la formación de otros nuevos enlaces por el rompimiento de unos.

Durante la colisión hay transferencia de energí a, pero no toda colisión produce una reacción. Los factores que afectan una reacción son:

Concentraci ó_{n de los reactivos}

Si los reactivos son diluidos o de baja concentraci ón tienen una velocidad lenta en la formación de loas productos y si la concentración de los reactivos es moderada o alta, la formaci ón de los productos será mas rápida. Si aumenta la concentración de los reactantes, la velocidad de la reacción aumentara. Temperatura

Si en un sistema de equilibrio se aumenta la temperatura siendo el volumen constante, el sistema de desplazara hacia el sentido que absorba mas calor. Por lo tanto al aumentar la temperatura de un sistema, la velocidad de una reacción aumentará ( a favor de la reacci ón endotérmica).

Naturaleza de los Reactivos

El tipo de enlace y el tamaño de las partí culas influye en la velocidad de la reacción, y ésta última será mayor si el tamaño de las partí culas esta finamente dividido, ya que la reacci ón sucede en la superficie de contacto; si las partí culas son más pequeñas, habrá mas superficie de contacto.

Catalizadores

Son sustancias que modifican la velocidad de una reacci ón, sin sufrir cambio aparente en su

composición o en su peso. Un catalizador modifica la energ í a de activación, ya sea por formación de complejos inestables o proporcionando una superficie de absorci ón. Existen catalizadores positivos y negativos: Los primeros son los que aceleran la reacci ón y los últimos retardan la velocidad de la misma. Los catalizadores son muy importantes ya que sin ellos algunas reacciones serian imposibles de

aprovechar.

Concentracion

de los reactivos

Temperatura

Naturaleza de

los reactivos

Catalizadores

Ley de acci

ó

n de masas: A temperatura constante, la velocidad de una reacción quí mica es proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactantes.

(36)

Equilibrio Químico

Algunos procesos quí micos reversibles alcanzan un estado de equilibrio cuando se efectúan en un sistema cerrado a temperatura constante.

Unestado de equilibrio se define como la condición de un sistema donde la velocidad de los procesos opuestos es igual. Cualquier cambio que experimente una especie quí mica en equilibrio que afecte la velocidad de reacción, va a modificar la constante de equilibrio.

Unaconstante de equilibrioes la relación que se establece entre la constante de la velocidad de

reacción a la derecha y la constante de velocidad de la reacci ón a la izquierda, para un sistema dado en equilibrio.

En la expresión matemática de la ley de equilibrio quí mico el numerador es el producto de las

concentraciones de las sustancias en equilibrio, cada una elevada a una potencia igual a su coeficiente; el denominador es el producto de las concentraciones en equilibrio de los reactantes, cada uno elevado a una potencia igual a su coeficiente:

aA (g) + bB (g) à cC(g) + dD(g)

Entonces la constante de equilibrio es igual a:

^ ∗ ^

Donde: “^” es elevado a la … = [C]c

Experimentalmente se a observado que los principales factores que afectan el equilibrio quí mico son:

Temperatura

Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazara en sentido de la reacción endotérmica, ya que, al absorber ésta calor, el incremento de temperatura aplicado se

contrarrestará en parte. Concentraci ó_n

Al aumentar la concentraci ón de algunas sustancias de un sistema en equilibrio, éste se desplazará hacia la reacción que tienda a disminuir dicho aumento, esto es, predominara la reacci ón que consuma la sustancia añadida, hasta que se restablezca nuevamente el equilibrio.

Presi ó_n

Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, éste se desplazara en sentido que tienda a disminuir la presión, es decir, según la reacción en que se formen menor numero de moléculas,

ocupando en consecuencia las sustancias producidas un menor volumen.

Obviamente una disminución en cualquiera de los factores antes mencionados en un sistema en equilibrio provocara un cambio opuesto. ES CONVENIENTE ACLARAR QUE LOS CATALIZADORES NO AFECTAN EL EQUILIBRIO QU

Í

MICO, pero si las velocidades de las dos reacciones opuestas.

(37)

Gases

Teoría Cinética Molecular

ElAIREes una mezcla de gases de Nitr ógeno (77%), Oxí geno (21%), Argón (1%), Hidrógeno, Dióxido de Carbono, Neón, Kriptón, Helio, Ozono y Xenón.

En1738, Bernoulli propuso una teorí a, conocida como Teorí a Cinético Molecular, para explicar el comportamiento del estado gaseoso. Los principales postulados de esta teor í a son:

1. Los gases están formados por partí culas muy pequeñas (moléculas), que tienden a ocupar todo el recipiente que los contiene.

2. El tamaño de las moléculas es tan pequeño que se puede considerar despreciable si se compara con la distancia que hay entre ellas.

3. Prácticamente no hay fuerza de atracci ón entre las moléculas de un gas.

4. Las moléculas de un gas están en continuo movimiento desordenado, siempre en l í nea recta. 5. Las colisiones entre las moléculas son elásticas; cuando chocan entre si o contra las paredes que

las contienen, no causan perdida de energí a.

6. El promedio de la energí a cinética de las moléculas de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

Cualquier gas cuyo comportamiento pueda explicarse con los postulados de la teor í a cinética molecular recibe el nombre de gas ideal. El comportamiento de un gas esta determinado por 3 variables, que dependen una de otra, y son:

• _{Unidades :}

• _1atm=760mmHg

• 1atm= 1.013 bar

Presion

• _Unidades:

• _{1L= 1000ml}

• _1ml=1cm

3 Volumen

• _Unidades:

• _{k= c}

(49)

(50)

(51)

(52)

Bibliograf

í

a

Quí mica I, Marí a Cortés Gómez-Esmeralda Cortez Monroy-Marí a de Consuelo Hernández Martí nez-Martí n López Caballo-Reyna Moreno Mercado-Eugenia Rivera Villagr án, Ed. Dgeti

Quí mica II, Esperanza Cisneros Montes de Oca, Ed. Dgeti, M éxico DF Quí mica III, Esperanza Cisneros Montes de Oca, Ed. Dgeti, M éxico DF Clases Impartidas por L. Quí mico René Escobar en el Verano del año 2007

(53)

(54)

(55)

(56)

Olimpiada Mexicana de Qu

í

mica

http://www.amc.unam.mx/

http://depa.pquim.unam.mx/olimpiada/

La Olimpiada Mexicana de Quí mica se lleva acabo cada año en una diferente entidad federativa en México. El dia de registro los participantes se registren al nivel A o al nivel B dependiendo de su nivel de experiencia y conocimiento. Usualmente los estudiantes registrados en el nivel A son aquellos que ya han participado anteriormente en la Olimpiada Mexicana de Qu í mica. SIn embargo en algunos estados es opcional si el estudiante está en el último año de su preparatoria. Los estudiantes de nivel A reciben preguntas acerca de quí mica orgánica en sus exámenes teóricos y prácticos. Los estudiantes del nivel B reciben preguntas relacionadas con quí mica inorgánica, analí tica y fisicoquí mica. Es mejor prepararse para el nivel A puesto que en el examen para obtener la preselección de México existen muchas preguntas relacionadas a orgánica, además de las áreas normales para el nivel B.

El concurso nacional se realiza en tres d í as de exámenes. El primer dí a se aplican 3 exámenes teóricos a los participantes. En base a los resultados de estos ex ámenes se seleccionan a los primeros 60 lugares en nivel A, y en Nivel B. Estos estudiantes participan el segundo dí a de la Olimpiada en la etapa

experimental, que consiste en 3 prácticas en las áreas de quí mica orgánica, analí tica e inorgánica, dependiendo del nivel de los concursantes. En el tercer d í a, se aplica el examen de nivel internacional a todos los participantes, que tiene como objetivo únicamente elegir a la preselección nacional,

conformada por los 15 mejores estudiantes. Los resultados de este examen no interviene con la

distribución de las medallas olí mpicas nacionales. Una vez obtenida la preselecci ón nacional reciben 2 o 3 semanas de capacitación en la UNAM y les aplican mas exámenes para elegir a los primeros 6 lugares, 4 titulares y 2 suplentes que representaran a México en la Olimpiada Internacional y en la

Iberoamericana, que se celebran en diferentes paí ses cada año.

Esta preselección se vuelve a reunir para elegir a los cuatro integrantes que participarán en la

olimpiada iberoamericana de Quí mica. Es borrón y cuenta nueva para los 15 participantes. A veces a los delegados nacionales se les ocurre que si vas a una internacional no puedes ir a la Iberoamericana para dar oportunidad a más personas, pero se discute cada a ño

Algo curioso de la Olimpiada de Quí mica es precisamente esta división entre medallistas nacionales y la preselección internacional. Es posible ser medallista de oro en la Olimpiada Mexicana de Qu í mica y no ser preseleccionado para la Olimpiada internacional. As í mismo existe también la posibilidad de que algún participante asista a la Olimpiada Internacional de Qu í mica sin ser medallista nacional.

De ex ol

í

mpico a nuevo ol

í

mpico

El objetivo de estos tips es pasar información de gente que paso por esto, son propuestas que han sido probadas que sirven. Algunas pueden sonar demasiado coloquiales pero repito si las tomas en serio, verás que te ayudarán tremendamente.

1. No hay mejor preparación que estudiar por cuenta propia y resolver los problemas del libro que se haya elegido. Algunos estados tienen la fortuna que tener un asesor como un profesor de una universidad o un ex olí mpico. En otros estados todo se tiene que hacer por cuenta propia.

2. La parte experimental es muy importante en las olimpiadas nacionales e internacionales, si puedes hacer una estancia en un laboratorio en la universidad estatal ayudará mucho. No hay nada como practicar para este tipo de situaciones. Generalmente cada delegado estatal trabaja en una universidad del estado, por lo que puedes solicitar

(57)

prácticas extras. Otra opción es pedir unirte a clases de laboratorio de nivel Licenciatura. Esta una práctica muy común para los preseleccionados del DF o Morelos que van a tomar clases a la UNAM. Otra opción es hablar con profesores de alguna universidad cercana, aunque no esté relacionado(a) con la del delegado estatal, para que te dejen unirte a las clases de l aboratorio.

3. Revisar y resolver problemas tipos que encuentres en la red. Algunos no tienen solución pero la importante es familiarizarte con el tipo de preguntas que se hacen. Proponemos algunos links más adelante que a nuestro criterio son importantes.

4. Si puedes apégate al temario. Para cada Olimpiada Internacional el temario varí a un poco, es importante cubrir todos los temas y tratar de enfocarte en los temas de los problemas tipo, hay muchos temas interesantes para aprender algo pero el tiempo es limitado para prepararte, especialmente si tienes otr as obligaciones.

5. Elegir un horario para dedicarse de lleno a leer l os temas y/o explorar problemas tipo.

6. Mentalizarte de que todo es posible. Algunos estados nunca han ido a las internacionales pero eso no implica que tú tampoco puedas. A pesar de que esto se escuche trillado en verdad tiene que tomarse en cuenta, la mentalidad es esencial.

7. Trata por todos lo medios aprender inglés debido a que muchos problemas en la red se encuentran solamente en ese idioma

8. Termina un libro de quí mica general y uno de orgánica de pasta a pasta, con cada problema resuelto, si haces esto tienes la mitad del paso asegurado a la i nternacional o a medalla. La otra mitad es saber hacer experimentos y leer libros más avanzados.

Finalmente:

9. Las olimpiadas no son un trabajo f ácil y no te decimos esto con la intención de asustarte si no de ser francos contigo. Hay que leer mucho y prepararse. En algunos paí ses loúnico que hacen en todo el año es prepararse para esta competición, un ejemplo claro es China. Pero no hay que olvidar que con trabajo duro vienen las

recompensas, una de ellas es que prácticamente en cualquier universidad te aceptarán si obtienes una medalla en la internacional.

Temario para la Olimpiada Nacional

Este es un temario reducido pero cubre lo que debes saber. En principio puedes construir todo a partir de estos temas. En elárea de qu í mica orgánica es importante comprender los conceptos pero tambi én¡¡¡es importante memorizar las reacciones!!!. En el nivel internacional deber ás estudiar mucho espectroscop í a (IR, NMR, UV), regularmente es 20% del total.

Nivel A y B

Propiedades básicas atómicas (número atómico, masa atómica, etc.) Números cuánticos para elementos quí micos

Isotopos y radioactividad

Estructuras electrónicas de compuestos, regla del octeto

Propiedades periódicas de los elementos(electronegatividad, afinidad electrónica, energí a de ionización, tamaño atómico, etc.)

Nomenclatura común y IUPAC de compuestos inorgánicos (ácidos, bases, sales, hidrácidos, manganatos, etc.) Reacciones inorgánicas

Balanceo de ecuaciones Estequiometrí a

Problemas de reactante limitante Concentraciones en soluciones Gases ideales

Problemas sobre pH

(58)

Propiedades analí ticas de elementos (color a l a flama, solubilidad en agua, reactividad quí mica, etc.).

Nivel A

Reacciones, sí ntesis y nomenclatura de: Alcanos.

Alquenos. Alquinos

Halogenuros de alquilo. Alcoholes y fenoles.. Aldehí dos y cetonas.

Ácidos carboxí licos. Aminas.

Propiedades y nomenclatura: Aminoácidos.

Proteí nas.

Ácidos grasos y grasas.

Carbohidratos. Glucosa y fructosa. El temario más detallado lo encontraras en el siguiente link: Temario de Olimpiada de Quí mica

Bibliograf

í

a

Se recomienda leer al menos el Chang de qu í mica general y el Wade de Qu í mica orgánica. Si quieres ser candidato a medalla en la nacional o en la internacional tendr ás que leer al menos un libro de cada columna. Si quieres ser candidato a medalla en la internacional tendr ás que consultar al menos dos libros, y no se te olvide buscar un laboratorio donde hacer experimentos. Las olimpiadas no son un trabajo f ácil, lo sentimos, hay que trabajar duro y leer mucho. La intenci ón no es asustarte pero hacerte saber que hay mucho pa í _{ses en el mundo que lo}ú_{nico que hacen en todo el a}ñ_{o es prepararse para esto,}

un ejemplo claro es China.

A continuaci ón te presentamos una tabla con columnas correspondientes a cadaárea de la qu í mica y la correspondiente sugerencia del libro adecuado para cada nivel de la competencia. No es necesario que abarques todo, pero es una buena gu í a para saber qué consultar.

Notas:

1 Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Regional 2 Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Estatal 3 Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Nacional

4 Se recomiendan para Olimpiadas Nivel Preselección, Internacional o Iberoamericano 5

Se recomiendan como material de consulta para temas espec í ficos o para la carrera jajajaja :)

* No es necesario leer todos para cada nivel, s ólo son los recomendados para consultar. ** Si en una categorí a vienen más de 1 es para que se tengan opciones