A. CONCEPTOS GENERALES

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1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO -Partículas fundamentales: electrón y quark

-La cantidad de neutrones, protones y electrones determinan las propiedades de un átomo.

-En un átomo: nº electrones = nº protones (el átomo es eléctricamente neutro)

-El número de protones determina el tipo de átomo ( H→1 protón, He→2 protones...)

-Masa protón = masa neutrón = 1840 x masa electrón

-Número atómico (Z) = nº protones del átomo

-Masa de un átomo = nº protones+ nº neutrones = nº másico (A) A = Z + N (N= nº neutrones)

-Masa atómica relativa = masa de un átomo de un elemento, referida a la del carbono-12 (=12 uma)

-Unidad de masa atómica (1 uma) = 1/12 parte de la masa del átomo de carbono-12

-Isótopo: átomos de un mismo elemento que únicamente se diferencian en el nº de neutrones

-Un átomo con el mismo nº de protones (y por lo tanto electrones) tiene las mismas características químicas.

-Algunos isótopos no son estables, los núcleos de estos átomos tienden a eminitr partículas o radiaciones de alta energía, transformándose en otros isótopos (isótopos radioactivos).

2. ¿CUÁNTO PESA UN ÁTOMO? -Nº de Avogadro: el el factor de conversión entre uma y gramo: 6,022·10²³ átomos de C = 12g de C / 6,022·10²³ átomos de H = 1g de H

-Un átomo-gramo o mol de átomos contiene 6,022·10²³ átomos (6,022·10²³ átomos de cualquier elemento pesan una cantidad en g igual a su masa atómica (uma))

-Masa de 1 átomo (en gramos) = masa atómica/nº de Avogadro

3. AGRUPACIONES Y COMBINACIONES DE ÁTOMOS -Sustancias simples y compuestas: las sustancias que forman la materia se clasifican en simples, formadas por un único tipo de átomo (ejemplo: el hidrógeno está formado por dos átomos de H) y compuestas, formadas por más de un átomo diferente (ejemplo: el agua está formada por dos átomos de H y una de O)

-Los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) son las únicas sustancias cuyos átomos les permiten ser estables de forma aislada. El resto de átomos interaccionan entre sí formando enlaces entre ellos (covalentes, iónicos, metálicos...)

-Enlace covalente: unión entre átomos no metálicos a través de la compartición de pares de electrones (ejemplo: los atomos de O comparten 2 electrones para formar el O₂)

-Sustancias moleculares: una molécula constituye la partícula más pequeña de una sustancia con las propiedades químicas específicas de esa sustancia. Es una agrupación de átomos finita dando lugar a unidades discretas mediante enlaces covalentes (de sustancias simples o compuestas) con las propiedades químicas específicas de esa sustancia (ejemplo: la agrupación de 2 átomos de H forman una molécula de H (H₂)

-Formas alotrópicas: las distintas formas en las que podemos encontrar a un mismo elemento según se agrupen los átomos del mismo construyendo sustancias de diferentes propiedades físicas y químicas (ejemplo: el elemento oxígeno se puede encontrar como molécula de oxígeno (O₂) o de ozono (O₃)

-Sustancias atómicas: interacción de átomos mediante enlaces covalentes que da lugar a agrupaciones de extensos entramados. Los átomos pueden ser del mismo tipo (ejemplo: formas alotrópicas del carbono: grafito y diamante) o de distinto tipo (ejemplo: cuarzo SiO₂)

-Enlace metálico: enlace entre átomos cuyos electrones "flotan" en una nube general de electrones sobre todos los núcleos atómicos. Son más débiles que los enlaces iónicos y covalentes.

-Sustancias metálicas: átomos unidos mediante enlaces metálicos (ejemplo: hierro)

-Enlace iónico: enlace entre átomos en el que se produce un intercambio de electrones, formándose los iones correspondientes: cationes (pierde electrones) y aniones (gana electrones)

-Sustancias iónicas: átomos unidos mediante enlaces iónicos (ejemplo: las sales)

-Símbolo químico: representación de un átomo de un elemento.

-Fórmula química: representación de los compuestos químicos mediante los símbolos químicos.

-Fórmula molecular: fórmula química que indica el tipo y nº de átomos que componen una molécula (ejemplo: agua → H₂O, agua oxigenada → H₂O₂)

-Fórmula empírica: fórmula química que muestra la relación más simple entre los distintos elementos que forman un compuesto (ejemplo: agua → H₂O, agua oxigenada → HO). Sirve para representar sustancias no moleculares. Relación entre el número de moles de los distintos compuestos

-Peso molecular: masa de una molécula, resultado de la suma de las masas atómicas (Z) de cada uno de los átomos que la componen. Se expresa en uma.

-Peso fórmula: suma de los pesos atómicos representados en la fórmula química. Para sustancias no constituidas por moléculas.

-Molécula-gramo o mol de moléculas: cantidad de moléculas que hay en una cantidad de gramos igual en nº a la masa molecular de esa sustancia. Masa de 1 molécula (g) = peso molecular/6,022·10²³

4. MOL -1 átomo de cualquier tipo pesa MA (gr)/NA (MA= masa atómica, NA= nº de Avogadro 6,022·10²³)

-El concepto de mol se aplica a átomos, iones, electrones, moléculas... Ej. molécula de agua = 1 átomo de O + 2 átomos de H → Masa molecular = 16+(2x1)=18uma (1 mol de molécula de agua = 1 mol de átomos de O y 2 de átomos de H). La masa de un mol de moléculas de agua será 18g.

-1 molécula de cualquier tipo pesa pM (gr)/NA.

-Masa molar = masa de un mol. nº de moles = masa (g)/masa molar (g/mol) Ej. el carbono-12 tiene una masa molar de 12g/mol, así que 36g de C = 3 moles de carbono.

-Volumen molar = volumen ocupado por un mol en condiciones normales (p=1atm. y Tª=0ºC)

-1 mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen bajo las mismas condiciones de presión y temperatura (22,4l)

5. DISOLUCIONES -Disolución: mezcla homogénea. La sustancia en menor proporción es el soluto y la de mayor proporción el disolvente.

-Densidad = masa/volumen

-Fracciones molares = nº de moles total de una sustancia en una mezcla (moles de soluto) / nº total de moles en la mezcla (moles de soluto + moles de disolvente)

-Concentración molar o molaridad = nº de moles de soluto por litro de agua (nº de moles de soluto / 1L)

-Número de equivalentes: en una reacción ácido-base: nº de H+ (protones que aporta el ácido) o de OH- (aniones provenientes de la otra sustancia) que un reactivo ponen en juego. En una reacción redox (oxidación-reducción): nº de electrones que cada reactivo pone en juego.

-Normalidad (N): concentración del soluto en función del nº de equivalente por litro de disolución. Normalidad = molaridad x valencia

-Molaridad (m) = nº moles soluto / masa disolvente (kg)

-Valencia = nº de equivalentes por mol

-Las disoluciones poseen propiedades coligativas, que se caracterizan por depender únicamente del nº de partículas disueltas y no del tipo de éstas.