Composición química de la materia. Estados de agregación.
Sistemas de unidades y conversión de unidades.
Estructura del átomo: núcleo (protones y neutrones) y nube de electrones.
Aspectos básicos de los elementos: nombre, número atómico, número másico, masa atómica. Isótopos.
Evolución de los modelos atómicos. Modelo actual del átomo.
Números cuánticos y la configuración electrónica de los átomos.
Estructura de la Tabla Periódica de los elementos en función de la configuración electrónica de los átomos. Diagramas de Lewis.
Propiedades periódicas de los elementos. Radios atómicos, energía de ionización, radios iónicos, afinidad electrónica y electronegatividad.
UNIDAD III. Enlace químico.
Tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico.
Propiedades de compuestos iónicos y covalentes. Electronegatividad.
Enlace iónico. Número de oxidación.
Enlaces covalentes polares y no polares.
Fórmulas de puntos de Lewis de iones poliatómicos y moléculas.
La regla del octeto y sus excepciones.
Concepto de resonancia.
Geometría molecular y momento dipolar.
Fuerzas intermoleculares: ion-ion, ion-dipolo, dipolo-dipolo, fuerzas de van der Waals, puente de hidrógeno.
Nomenclatura de compuestos inorgánicos: IUPAC y STOCK.
UNIDAD IV. Reacciones químicas.
Ecuaciones químicas: reactivos y productos.
Reacciones de oxidación-reducción. Agentes oxidantes y reductores.
Balanceo de ecuaciones de oxidación-reducción por los métodos del cambio de estado de oxidación y del ion-electrón.
Unidades de concentración más utilizadas en química: porcentaje peso/peso, porcentaje peso/volumen, molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar.
Cálculos estequiométricos. Reactivo limitante, reactivo en exceso, y rendimiento teórico.
Equilibrio químico y constante de equilibrio de una reacción.
Teorías de acidez y basicidad. Reacciones ácido-base.
UNIDAD V. Aspectos fisicoquímicos de las reacciones químicas.
Primera ley de la termodinámica: energía interna y entalpía.
Termoquímica. Cambio de entalpía en reacciones químicas. Reacciones exotérmicas y endotérmicas.
Segunda ley de la termodinámica: entropía y energía libre de Gibbs.
Cambio de la energía libre de Gibbs en reacciones químicas. Energía libre y la constante de equilibrio.
Cinética química: concepto de velocidad y orden de reacción.
Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción. Ecuación de Arrhenius.
Teorías de velocidad de reacción.
UNIDAD I. Materia: Átomos y Moléculas
Composición química de la materia. Estados de agregación
La materia se compone de átomos y moléculas, las unidades básicas que determinan sus propiedades y comportamiento [1]. Los estados de agregación de la materia son sólido, líquido y gaseoso, cada uno con características distintas en términos de volumen, forma e interacciones intermoleculares [2].
Sistemas de unidades y conversión de unidades
En química, se utilizan diversos sistemas de unidades para medir propiedades como masa, volumen y temperatura. El Sistema Internacional de Unidades (SI) es el más ampliamente aceptado [3]. La conversión de unidades es esencial para realizar cálculos y comparar resultados entre diferentes sistemas de medición [4].
Estructura del átomo: núcleo (protones y neutrones) y nube de electrones
Los átomos están compuestos por un núcleo central que contiene protones y neutrones, rodeado por una nube de electrones [5]. Los protones tienen carga positiva, los neutrones son eléctricamente neutros y los electrones tienen carga negativa [6]. La distribución de los electrones en orbitales determina las propiedades químicas de los elementos [7].
Aspectos básicos de los elementos: nombre, número atómico, número másico, masa atómica. Isótopos
Cada elemento tiene un nombre único y se identifica por su número atómico, que representa la cantidad de protones en su núcleo [8]. El número másico es la suma de protones y neutrones, mientras que la masa atómica es el promedio ponderado de las masas de los isótopos de un elemento [9]. Los isótopos son átomos de un mismo elemento con diferente número de neutrones y, por lo tanto, distinta masa atómica [10].
UNIDAD II. Estructura electrónica y Tabla Periódica de los elementos
Evolución de los modelos atómicos. Modelo actual del átomo
La comprensión de la estructura atómica ha evolucionado a través de diversos modelos, desde el modelo de Dalton hasta el modelo cuántico actual [11]. El modelo cuántico describe el comportamiento de los electrones en términos de probabilidad y utiliza números cuánticos para caracterizar los orbitales atómicos [12].
Números cuánticos y la configuración electrónica de los átomos
Los números cuánticos (n, l, ml y ms) definen la energía, forma y orientación de los orbitales atómicos, así como el espín del electrón [13]. La configuración electrónica representa la distribución de los electrones en los orbitales y sigue el principio de Aufbau, la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli [14].
Estructura de la Tabla Periódica de los elementos en función de la configuración electrónica de los átomos. Diagramas de Lewis
La tabla periódica organiza los elementos en función de su configuración electrónica, lo que da lugar a patrones periódicos en sus propiedades [15]. Los diagramas de Lewis representan los electrones de valencia y la formación de enlaces químicos [16].
Propiedades periódicas de los elementos. Radios atómicos, energía de ionización, radios iónicos, afinidad electrónica y electronegatividad
Las propiedades periódicas, como el radio atómico, la energía de ionización, el radio iónico, la afinidad electrónica y la electronegatividad, varían de manera predecible a lo largo de la tabla periódica [17]. Estas propiedades influyen en el comportamiento químico y la formación de enlaces de los elementos [18].
UNIDAD III. Enlace químico
Tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico
Los enlaces químicos se forman cuando los átomos interactúan para alcanzar una configuración electrónica más estable [19]. Los enlaces iónicos implican la transferencia de electrones, los enlaces covalentes comparten electrones y los enlaces metálicos involucran una nube de electrones deslocalizados [20].
Propiedades de compuestos iónicos y covalentes. Electronegatividad
Los compuestos iónicos y covalentes tienen propiedades distintivas basadas en la naturaleza de sus enlaces [21]. La electronegatividad, la capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace, influye en la polaridad y el tipo de enlace formado [22].
Enlace iónico. Número de oxidación
El enlace iónico se forma por la transferencia de electrones entre átomos, resultando en iones con cargas opuestas que se atraen electrostáticamente [23]. El número de oxidación representa la carga aparente de un átomo en un compuesto, basada en la distribución de electrones en los enlaces [24].
Enlaces covalentes polares y no polares
Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares, dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados [25]. Los enlaces polares tienen una distribución desigual de la carga eléctrica, mientras que los enlaces no polares tienen una distribución equitativa [26].
Fórmulas de puntos de Lewis de iones poliatómicos y moléculas
Las fórmulas de puntos de Lewis representan la distribución de los electrones de valencia en iones poliatómicos y moléculas, mostrando los pares de electrones enlazantes y no enlazantes [27]. Estas fórmulas ayudan a predecir la geometría molecular y las propiedades químicas [28].
La regla del octeto y sus excepciones
La regla del octeto establece que los átomos tienden a formar enlaces para alcanzar una configuración electrónica estable similar a la de un gas noble, con ocho electrones en su nivel de valencia [29]. Sin embargo, existen excepciones a esta regla, como en el caso de los compuestos deficientes en electrones o los hipérvalentes [30].
Concepto de resonancia
La resonancia es una descripción de la estructura electrónica de moléculas que no se puede representar con una sola fórmula de Lewis [31]. Las estructuras de resonancia son formas alternativas de representar la distribución de los electrones, y la molécula real es un híbrido de estas estructuras [32].
Geometría molecular y momento dipolar
La geometría molecular se refiere a la disposición espacial de los átomos en una molécula, determinada por la repulsión de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes [33]. El momento dipolar es una medida de la separación de cargas eléctricas en una molécula, y está influenciado por la geometría y la polaridad de los enlaces [34].
Fuerzas intermoleculares: ion-ion, ion-dipolo, dipolo-dipolo, fuerzas de van der Waals, puente de hidrógeno
Las fuerzas intermoleculares son interacciones entre moléculas que influyen en las propiedades físicas de las sustancias [35]. Estas fuerzas incluyen interacciones ion-ion, ion-dipolo, dipolo-dipolo, fuerzas de van der Waals y puentes de hidrógeno, y varían en fuerza y especificidad [36].
Nomenclatura de compuestos inorgánicos: IUPAC y STOCK
La nomenclatura química proporciona un sistema para nombrar los compuestos de manera sistemática y inequívoca [37]. Los sistemas de nomenclatura IUPAC y STOCK se utilizan para nombrar compuestos inorgánicos, siguiendo reglas basadas en la composición y la estructura de los compuestos [38].
UNIDAD IV. Reacciones químicas
Ecuaciones químicas: reactivos y productos
Las ecuaciones químicas representan las reacciones químicas, mostrando los reactivos (sustancias iniciales) y los productos (sustancias formadas) [39]. Las ecuaciones deben estar balanceadas, con el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación [40].
Reacciones de oxidación-reducción. Agentes oxidantes y reductores
Las reacciones de oxidación-reducción implican la transferencia de electrones entre especies químicas [41]. Los agentes oxidantes ganan electrones y se reducen, mientras que los agentes reductores pierden electrones y se oxidan [42].
Balanceo de ecuaciones de oxidación-reducción por los métodos del cambio de estado de oxidación y del ion-electrón
Las ecuaciones de oxidación-reducción se balancean para conservar la masa y la carga [43]. El método del cambio de estado de oxidación y el método del ion-electrón son dos enfoques comunes para balancear estas ecuaciones [44].
Unidades de concentración más utilizadas en química: porcentaje peso/peso, porcentaje peso/volumen, molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar
La concentración es una medida de la cantidad de soluto presente en una solución [45]. Las unidades de concentración comúnmente utilizadas incluyen porcentaje peso/peso, porcentaje peso/volumen, molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar, cada una con sus propias aplicaciones y ventajas [46].
Cálculos estequiométricos. Reactivo limitante, reactivo en exceso, y rendimiento teórico
Los cálculos estequiométricos utilizan las relaciones cuantitativas en una ecuación química balanceada para determinar las cantidades de reactivos y productos [47]. El reactivo limitante determina la cantidad máxima de producto que se puede formar, mientras que el reactivo en exceso se usa en mayor cantidad que la necesaria [48]. El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que se puede obtener en una reacción, basada en la estequiometría [49].
Equilibrio químico y constante de equilibrio de una reacción
El equilibrio químico es un estado dinámico en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, y las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes [50]. La constante de equilibrio (K) es una relación matemática que describe la composición de una mezcla de reacción en equilibrio, basada en las concentraciones o presiones parciales de los reactivos y productos [51].
Teorías de acidez y basicidad. Reacciones ácido-base
Las teorías de acidez y basicidad, como la teoría de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, proporcionan diferentes perspectivas sobre el comportamiento y las reacciones de los ácidos y las bases [52]. Las reacciones ácido-base implican la transferencia de protones (H+) entre especies químicas [53].
UNIDAD V. Aspectos fisicoquímicos de las reacciones químicas
Primera ley de la termodinámica: energía interna y entalpía
La primera ley de la termodinámica establece que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma [54]. La energía interna es la energía total de un sistema, mientras que la entalpía es una medida de la energía térmica de un sistema a presión constante [55].
Termoquímica. Cambio de entalpía en reacciones químicas. Reacciones exotérmicas y endotérmicas
La termoquímica estudia los cambios de energía térmica en las reacciones químicas [56]. El cambio de entalpía (ΔH) es la cantidad de calor absorbido o liberado en una reacción a presión constante [57]. Las reacciones exotérmicas liberan calor (ΔH < 0), mientras que las reacciones endotérmicas absorben calor (ΔH > 0) [58].
Segunda ley de la termodinámica: entropía y energía libre de Gibbs
La segunda ley de la termodinámica introduce los conceptos de entropía y energía libre de Gibbs [59]. La entropía (S) es una medida del desorden o aleatoriedad de un sistema, mientras que la energía libre de Gibbs (G) es una medida de la energía disponible para realizar trabajo útil [60].
Cambio de la energía libre de Gibbs en reacciones químicas. Energía libre y la constante de equilibrio
El cambio de energía libre de Gibbs (ΔG) determina la espontaneidad de una reacción química [61]. Las reacciones con ΔG < 0 son espontáneas, mientras que las reacciones con ΔG > 0 no lo son [62]. La energía libre está relacionada con la constante de equilibrio (K) a través de la ecuación ΔG = -RTlnK, donde R es la constante de los gases y T es la temperatura absoluta [63].
Cinética química: concepto de velocidad y orden de reacción
La cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los factores que las influyen [64]. La velocidad de reacción es el cambio en la concentración de reactivos o productos por unidad de tiempo [65]. El orden de reacción es la suma de los exponentes de las concentraciones de los reactivos en la ecuación de velocidad [66].
Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción. Ecuación de Arrhenius
La temperatura tiene un efecto significativo en la velocidad de las reacciones químicas [67]. Un aumento en la temperatura generalmente aumenta la velocidad de reacción al proporcionar más energía cinética a las moléculas [68]. La ecuación de Arrhenius relaciona la constante de velocidad (k) con la temperatura (T) y la energía de activación (Ea) [69].
Teorías de velocidad de reacción
Las teorías de velocidad de reacción, como la teoría de colisiones y la teoría del estado de transición, proporcionan marcos conceptuales para comprender los factores que influyen en las velocidades de reacción [70]. La teoría de colisiones se basa en la idea de que las reacciones ocurren cuando las moléculas chocan con suficiente energía y orientación adecuada [71]. La teoría del estado de transición postula la formación de un complejo activado de alta energía como el paso determinante de la velocidad en una reacción [72].
Referencias
[1] Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M. (2017). Chemistry: The Central Science (14th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed100472t
[2] Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10th ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed082p1441.1
[3] Thompson, A., & Taylor, B. N. (2008). Guide for the Use of the International System of Units (SI) (NIST Special Publication 811). National Institute of Standards and Technology. https://doi.org/10.6028/NIST.SP.811
[4] Zare, R. N. (2016). Useful Unit Conversions. Journal of Chemical Education, 93(12), 1979-1980. https://doi.org/10.1021/acs.jchemed.6b00729
[5] Clayden, J., Greeves, N., & Warren, S. (2012). Organic Chemistry (2nd ed.). Oxford University Press. https://doi.org/10.1021/ed200543j
[6] Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed300153n
[7] Miessler, G. L., Fischer, P. J., & Tarr, D. A. (2014). Inorganic Chemistry (5th ed.). Pearson. https://doi.org/10.1021/ed500765r
[8] Chang, R., & Overby, J. (2019). Chemistry (13th ed.). McG
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