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Química 2ed

Términos clave

Química 2edTérminos clave

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice
ángulo de enlace
ángulo entre dos enlaces covalentes cualesquiera que comparten un átomo común.
bipiramidal trigonal
forma en la que cinco grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que tres forman un triángulo plano con ángulos de 120° entre cada par y el átomo central, y los otros dos forman el vértice de dos pirámides, una por encima y otra por debajo del plano triangular.
carga formal
carga que resultaría en un átomo al tomar el número de electrones de valencia en el átomo neutro y restando los electrones no enlazantes y el número de enlaces (la mitad de los electrones enlazantes).
Ciclo de Born-Haber
ciclo termoquímico que relaciona las diferentes etapas energéticas que intervienen en la formación de un sólido iónico a partir de los elementos correspondientes.
doble enlace
enlace covalente en el que se comparten dos pares de electrones entre dos átomos.
efecto de par inerte
tendencia de los átomos pesados a formar iones en los que no se pierden sus electrones de valencia s.
electronegatividad
tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace hacia sí mismo
energía de enlace
(también, energía de disociación del enlace) energía necesaria para romper un enlace covalente en una sustancia gaseosa.
energía de red (ΔHred)
energía necesaria para separar un mol de un sólido iónico en los iones gaseosos que lo componen.
enlace covalente
enlace que se forma cuando se comparten electrones entre átomos
enlace covalente polar
enlace covalente entre átomos de diferente electronegatividad; un enlace covalente con un extremo positivo y otro negativo
enlace covalente puro
(también, enlace covalente no polar) enlace covalente entre átomos de idéntica electronegatividad
enlace iónico
fuerza electrostática fuerte de atracción entre cationes y aniones en un compuesto iónico.
enlace simple
enlace en el que un solo par de electrones se comparte entre dos átomos.
Estructura de Lewis
diagrama que muestra los pares solitarios y los pares de enlace de los electrones en una molécula o un ion.
estructura molecular
disposición de los átomos en una molécula o ion.
estructura molecular
estructura que incluye solo la colocación de los átomos en la molécula.
formas de resonancia
dos o más estructuras de Lewis que tienen la misma disposición de los átomos pero diferentes disposiciones de los electrones.
geometría de pares de electrones
disposición alrededor de un átomo central de todas las regiones de densidad electrónica (enlaces, pares solitarios o electrones no apareados).
híbrido de resonancia
media de las formas de resonancia mostradas por las estructuras individuales de Lewis.
lineal
forma en la que dos grupos exteriores se colocan en lados opuestos de un átomo central.
longitud de enlace
(también, distancia de enlace) distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados.
longitud de enlace
distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados a la que se alcanza la menor energía potencial
molécula hipervalente
molécula que contiene al menos un elemento del grupo principal que tiene más de ocho electrones en su capa de valencia.
molécula polar
(también, dipolo) molécula con un momento dipolar global.
momento dipolar
propiedad de una molécula que describe la separación de la carga determinada por la suma de los momentos de enlace individuales con base en la estructura molecular.
momento dipolar de enlace
separación de carga en un enlace que depende de la diferencia de electronegatividad y de la longitud de enlace representada por cargas parciales o por un vector.
octaédrica
forma en la que seis grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que se genera una forma tridimensional con cuatro grupos formando un cuadrado y los otros dos formando el vértice de dos pirámides, una por encima y otra por debajo del plano cuadrado.
par solitario
dos (un par de) electrones de valencia que no se utilizan para formar un enlace covalente.
posición axial
lugar en una geometría bipiramidal trigonal en la que hay otro átomo en un ángulo de 180° y las posiciones ecuatoriales están en un ángulo de 90°.
posición ecuatorial
una de las tres posiciones de una geometría bipiramidal trigonal con ángulos de 120° entre ellas; las posiciones axiales están situadas en un ángulo de 90°.
radical libre
molécula que contiene un número impar de electrones.
regla del octeto
directriz que establece que los átomos del grupo principal formarán estructuras en las que ocho electrones de valencia interactúan con cada núcleo, contando los electrones de enlace como en interacción con ambos átomos conectados por el enlace
resonancia
situación en la que una estructura de Lewis es insuficiente para describir el enlace en una molécula y se observa la media de múltiples estructuras.
Símbolo de Lewis
símbolo de un elemento o ion monoatómico que utiliza un punto para representar cada electrón de valencia en el elemento o ion.
teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR)
teoría utilizada para predecir los ángulos de enlace en una molécula con base en el posicionamiento de las regiones de alta densidad de electrones lo más separadas posible para minimizar la repulsión electrostática.
tetraédrica
forma en la que cuatro grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que se genera una forma tridimensional con cuatro esquinas y ángulos de 109,5° entre cada par y el átomo central.
trigonal plana
forma en la que tres grupos exteriores se colocan en un triángulo plano alrededor de un átomo central con ángulos de 120° entre cada par y el átomo central.
triple enlace
enlace en el que se comparten tres pares de electrones entre dos átomos.
vector
cantidad que tiene magnitud y dirección.
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