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1 Formulario Química 2º de Bachillerato | http://mangeljimenez.iespana.es
FORMULARIO DEL ÁTOMO
PRIMEROS MODELOS
Notación isotónica
Mezclas isotópicas
Ecuación de Einstein
Defecto de masa
Energía de ligadura por nucleón
Espectro del hidrógeno Serie Balmer
Otros espectros
longitud de onda de cada raya de la serie
Primer postulado de Bohr El electrón describe órbitas circulares alrededor del núcleo sin emitir energía (estacionario)
Segundo postulado de Bohr
Tercer postulado de Bohr
: energía del electrón en la órbita estacionaria inicial : energía del electrón en la órbita estacionaria final
Energía total del electrón en una órbita estacionaria
Radio de una órbita estacionaría
Longitud de onda de las rayas espectrales
Ampliación para iones hidrogenoides
Espectro de rayos X: Ley de Monseley
MODELO ACTUAL
Energía Radiante (M. Plank)
Efecto fotoelétrico
Efecto Compton
Corrimiento de Compton
Hipótesis de De Broglie
Principio de incertidumbre de
Heisenberg
Valores de los cuatro números
cuánticos
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ENLACE QUÍMICO
TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA O TRPECV
La teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia
(TRPECV) afirma que los pares electrónicos de la capa de valencia de
los átomos que forman los enlaces covalentes se sitúan lo más alejados
posible unos de otros, de manera que las repulsiones entre ellos sean
las mínimas. Esta teoría explica la geometría de las sustancias
covalentes.
Para determinar la geometría de una molécula hay que tener en cuenta
los pares electrónicos de enlace y los no enlazantes que rodean al
átomo central. Por ejemplo, en el CH4, el átomo central (C) está
rodeado por cuatro pares de enlace; la molécula tiene geometría
tetraédrica con el átomo de C en el centro del tetraedro y los de H en
los vértices. En el NH3, el átomo central (N) también está rodeado por
cuatro pares de electrones, pero tres de ellos son de enlace y uno es
no enlazante; la molécula es una pirámide trigonal, con el N en un
vértice y los H en los otros tres. Por su parte, en el H2O, el átomo
central (O) está rodeado por cuatro pares de electrones, pero solo dos
son enlace, y la molécula es angular.
Los ángulos de enlace en las moléculas vienen determinados por la
geometría de los pares electrónicos del átomo central, pero con
modificaciones, si algunos de ellos son no enlazantes. Como los pares
de enlace son compartidos y los no enlazantes son de un solo átomo,
resulta:
repulsión entre par no enlazante y par no enlazante > repulsión entre
par no enlazante y par de enlace > repulsión entre par de enlace y par
de enlace
TIPOS DE SUSTANCIAS Y SUS PROPIEDADES
TIPO DE SUSTACIA
COVALENTES MOLECULARES
REDES COVALENTES IÓNICOS METÁLICOS
Apolares Polares Enlace de H
PARTÍCULAS CONSTITUYENTES Átomos y moléculas apolares
Moléculas polares
Moléculas con enlaces F-H, O-H,
N-H Átomos
Cationes
Aniones
Cationes
Electrones deslocalizados
FUERZA DE ENLACE Fuerzas de dispersión de London
Fuerzas dipolo-dipolo
Enlace de hidrógeno
Electrones compartidos
Enlace covalente entre átomos
Atracción electrostática
Cationes-aniones
Enlace iónico
Atracción electrostática
Cationes-electrones
Enlace metálico
PROPIEDADES
MECÁNICAS Muy blandas Muy duras Duras y frágiles Duras o blandas
ELÉCTRICAS Aisladoras Aisladoras Aisladoras(1) Conductoras
P. FUSIÓN De muy bajo a moderado Muy alto Alto Moderado o alto
EJEMPLOS Ar, Xe, Cl2, CO2, CH4
ICl, PCl3, H2S
H2O, NH3, HF
Diamante, grafito, SiO2, Ge
NaCl, Na2O,
MgO, K2CO3 Na, Mg, Au, Fe
(1) Conductoras en disoluciones acuosas o fundidas.
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TERMOQUÍMICA
Variación de la energía interna
Proceso isocórico (V = cte):
Proceso isobárico (P = cte):
Proceso isotérmico (T = cte):
Variación de entalpía
que reordenada
U
La variación de entalpía de un sistema representa el calor que intercambia con el entorno cuando el proceso se realiza a presión constante. La entalpía es una función de estado (resulta de operar con funciones de estado) y se mide en unidades de energía, julios (J) en el SI.
En una reacción del tipo:
a P=cte
Ley de Hess
Cuando un proceso se puede realizar bien directamente, o bien a través de una serie de pasos intermedios, la variación de entalpía del proceso directo es igual a la suma de las variaciones de entalpía de cada uno de los procesos que dan lugar al mismo proceso global.
Entalpía de formación estándar
Para una reacción del tipo donde A y B son los elementos que forman el compuesto C, la entalpía de formación estándar de 1 mol de C es:
Por convenio, la entalpía de formación de los elementos en condiciones estándar y en su estado termodinámico más estable, a 25 ºC, es 0.
Es el incremento entálpico que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (estado termodinámico más estable) y en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M). Se expresa como . Se trata de un “calor molar”, por tanto, se mide en kJ/mol.
Calor normal o estándar de reacción a presión cte a
partir de calores de formación
En una reacción del tipo:
También se llama entalpía normal o estándar de reacción
Entalpías de procesos específicos
De una sustancia es la variación de entalpía del proceso en el que 1 mol de dicha sustancia reacciona con O2 para dar CO2 (g) y H2O (l)
De una sustancia es la variación de entalpía del proceso en el que 1 mol de una sustancia insaturada capta H2 para convertirse en la sustancia saturada correspondiente.
Entalpía de enlace La entalpía de enlace es la energía que se requiere para
romper 1 mol de enlaces entre dos átomos.
Variación de entropía
El segundo principio de la termodinámica establece que un sistema evoluciona de forma espontánea si la entropía del Universo aumenta con esa transformación
En una reacción del tipo:
El tercer principio de la termodinámica establece que la entropía de una sustancia (elemento o compuesto) que se encuentre como un cristal perfecto, a 0 K, es 0.
En función de las entropías estándar:
Variación de energía libre de Gibbs
y en
condiciones estándar
En una reacción del tipo:
En función de las energías libres de formación estándar:
Espontaneidad de un proceso
Valor a partir del cual el proceso pasa de ser espontáneo a ser no espontáneo.
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CINETOQUÍMICA
CONCEPTOS BÁSICOS PARA UNA REACCIÓN DEL TIPO:
Concepto de velocidad instantánea
Es la derivada, con respecto al tiempo, de la concentración de cualquier reactivo o producto, dividida por su coeficiente
estequiométrico:
Ecuación de velocidad
Orden parcial Es el coeficiente al que está elevada la concentración de
cada uno de los reactivos en la ecuación de velocidad de un proceso químico. Se determina de manera experimental
Orden global Es la suma de los órdenes parciales correspondientes a cada
uno de los reactivos
ECUACIONES DE VELOCIDAD SEGÚN EL ORDEN PARA UNA REACCIÓN DEL TIPO
Ecuación velocidad
Unidades de K
Forma integrada
Se obtiene una recta al representar …..
Pendiente
Ordenada en el origen
Periodo de semidesintegración
FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN
Temperatura
La constante de velocidad, según la ecuación de Arrhenius
aumenta con la temperatura
Si aplicamos logaritmos neperianos en los miembros de la ecuación anterior:
ln
Para dos temperaturas dadas:
Concentración y presión
Para una reacción entre gases Esta ecuación muestra la dependencia de la velocidad con la concentración de los
reactivos y con la presión. Al aumentar estos factores aumenta la velocidad de reacción.
Naturaleza de los reactivos y superficie de contacto
La naturaleza de los reactivos determina el tipo de enlaces que se deben romper para que se alcance el estado de transición o se
produzca la colisión eficaz.
Del tipo de reactivos depende la energía de activación y, tal y como comentamos anteriormente, la constante de velocidad.
El grado de división, en el caso de los sólidos, determina la superficie de contacto, de manera que, cuanto más divididos se encuentren, mayor será la
superficie de contacto y más contacto habrá entre los reactivos aumentando pues la velocidad de reacción.
Catalizadores
Los catalizadores son especies químicas – átomos, iones o moléculas – que tienen la propiedad de alterar la velocidad de una reacción sin formar parte de los reactivos ni de los productos.
El proceso en el cual se modifica la velocidad de una reacción mediante el empleo de un catalizador se denomina catálisis.
Catalizadores positivos: reducen la energía de activación, con lo cual aumentan la velocidad de una reacción.
Catalizadores negativos (o inhibidores): incrementan la energía de activación, con lo cual disminuyen la velocidad del proceso.
Diagramas energía-camino de reacción
Los catalizadores alteran el mecanismo de la reacción. Un catalizador positivo suaviza la ruta, haciendo que tenga una energía de activación menor; así, habrá un mayor porcentaje de choques con la energía mínima necesaria para ser eficaces y aumentará la velocidad. Los catalizadores negativos tienen el efecto contrario.
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EQUILIBRIO QUÍMICO
REACCIONES REVERSIBLES Y EN FASE HOMOGÉNEA
Constante de equilibrio referida a la presión
Constante de equilibrio referida a las concentraciones
Constante de equilibrio referida a las fracciones morales
Reacciones entre sólidos y líquidos
Reacciones entre sólidos y gases
Reacciones entre líquidos y gases
VARIACIÓN DE ENTALPÍA LIBRE DE UNA REACCIÓN REVERSIBLE
Entalpía libre (Gibbs)
Entalpía libre (Gibbs)
Reacción equilibrio
Reacción evoluciona hacia
Reacción evoluciona hacia
Ecuación de Van't Hoff
LEY DE LE CHATELIER
“Cuando un sistema en equilibrio experimenta una transformación, dicho sistema evoluciona para alcanzar un nuevo equilibrio en el sentido en que se opone a la transformación”
La presión Si un sistema se encuentra en fase gaseosa y la presión total aumenta, el sistema evolucionará espontáneamente, originándose sustancias que ocupen menor volumen, y de volumen mayor en caso contrario.
El volumen Si se aumenta el volumen, el equilibrio se desplazará en el mismo sentido que lo haría con una disminución de presión. Si se disminuye el volumen, el equilibrio se desplaza en el mismo sentido que lo haría con un aumento de presión
La concentración Un aumento de la concentración de los reactivos o una disminución de la de los reactivos desplaza el equilibrio hacia la derecha, mientras que una disminución de la concentración de los reactivos o un aumento de la de los productos, lo desplaza hacia la izquierda.
La temperatura Un aumento de temperatura favorece una reacción de equilibrio en sentido endotérmico; una disminución de temperatura, en el sentido exotérmico.
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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
COMPARACIÓN TEORÍA ARRHENIUS-TEORÍA BROSTED Y LOWRY
Aspecto/Teoría Teoría de Arrhenius Teoría de Brosted y Lowry
Definición de ácido Compuesto que, en agua, da
Especie que cede protones
Definición de base Compuesto que, en agua, da
Especie que capta protones
Reacción ácido-base
Tipo de sustancias Compuestos Compuestos e iones
Disolvente Agua Agua y otros disolventes
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
EL CONCEPTO DE pH y pOH
En disoluciones neutras
En disoluciones ácidas M
En disoluciones básicas
CÁLCULO DEL pH EN DISOLUCIONES ÁCIDAS O BÁSICAS
Disolución de un ácido fuerte
Obviamente se obtiene un pH muy ácido
Disolución de un ácido débil
RESUMEN DISTINTOS TIPOS DE HIDRÓLISIS
Tipo de sal Ion que se hidroliza Equilibrio de hidrólisis Disolución resultante
Ácido fuerte-base fuerte: NaCl Ninguno Neutra
Ácido fuerte-base fuerte: Anión
Básica
Ácido fuerte-base fuerte: Catión
Ácida
Ácido fuerte-base fuerte:
Anión y catión
Impredecible
Depende de Ka y Kb
VALORACIONES ÁCIDO-BASE
Hay que determinar el número de moles de ácido y de base que reaccionan entre sí.
Para elegir el indicador:
Se escribe la reacción de neutralización, se ajusta, se estudia la hidrólisis de la sal resultante y se calcula el pH de equivalencia.
El intervalo de viraje del indicador debe comprender el pH del punto de equivalencia
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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES
CONCEPTO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
Oxidación Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación)
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción
Ejemplo: Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2Ag Reducción
Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación)
Oxidante Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag Reductor
Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida
AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN
Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).
Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e-– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.
Ajuste redox en medio ácido: En medio ácido los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.
Ajuste redox en medio básico: En medio básico los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierden en la reducción) provienen de los OH– (en doble número), formándose o necesitándose tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan, respectivamente.
VALORACIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
Es similar a la valoración ácido base. Hay que determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí. Para ello, si “a” es el nº de electrones que captura la especie oxidante y “b” los que pierde la especie reductora, sin necesidad de ajustar la ecuación completa, sabremos que “a” moles de especie reductora reaccionan con “b” moles de especie oxidante. Lógicamente, es necesario conocer qué especies químicas son los productos de la reacción y no sólo conocer los reactivos.
PILAS ELECTROQUÍMICAS (CÉLULAS GALVÁNICAS)
Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO42–) se producirá espontáneamente la siguiente reacción:
Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).
Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semicelda, semipila, semipar o electrodo), y las conectamos ente sí para que los electrones perdidos en la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu2+ a Cu, tendremos una pila, puesto que la circulación de electrones es precisamente la corriente eléctrica.
Así en una pila:
Reducción (cátodo = polo +) Oxidación (ánodo = polo -)
Los electrones circulan del ánodo al cátodo. Los iones negativos del puente salino se dirigen al ánodo y los positivos, al cátodo.
La pila anterior se representaría:
POTENCIALES DE REDUCCIÓN ESTÁNDAR. ESCALA DE POTENCIALES
Las pilas producen una diferencia de potencial suma del potencial de la
semirreacción de reducción y la de oxidación:
También puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman:
Consideraremos que cada semirreacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas .
Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.
El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.
¿Qué especie se reducirá? Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de reducción.
Decir si será espontánea la siguiente reacción redox:
Cl2(g) + 2 I– (aq) → 2Cl– (aq) + I2 (s)
La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:
Reducción (cátodo = polo +): Cl2(g) + 2e– → 2Cl–(aq) Oxidación (ánodo = polo -): 2 I–(aq) → I2 (s) + 2e–
Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que
ya que
= +1,36 V +(– 0,54 V) =
+0,72 V > 0
luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).
Ánodo Puente salino Cátodo Zn (s) | ZnSO4 (aq) || CuSO4 (aq) | Cu (s)
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Si las condiciones en las que se da el proceso son estándar, es decir se refieren a la concentración de 1 M para las disoluciones de iones y a la presión de 1 atm en el caso de los gases todas las magnitudes se simbolizan con un superíndice o, así:
Donde es el potencial estándar de la pila, es el potencial estándar de la semirreacción de reducción y es el potencial estándar de la
semirreacción de oxidación.
CUBAS O CELDAS ELECTROLÍTICAS: ELECTRÓLISIS
Las cubas o celdas electrolíticas se emplean, en muchos casos, para obtener elementos químicos en estado puro a partir de alguno de sus compuestos. La industria electrolítica es fuente de materias primas tan importantes como el cloro o el aluminio.
En las cubas electrolíticas se utiliza la corriente eléctrica para provocar un proceso redox no espontáneo.
La electrólisis es un proceso en el que se fuerza una reacción no espontánea mediante un aporte de energía externa. Se trata del fenómeno contrario al que tiene lugar en una celda galvánica.
Imaginemos que disponemos de cloruro de magnesio fundido en contacto con magnesio y con cloro en estado gaseoso. A esta temperatura, el magnesio estará en estado líquido. Observando los potenciales estándar de reducción de los semipares, la reacción espontánea será la que transforma los elementos en el producto iónico:
El proceso es termodinámicamente favorable ya que
Para que se de el proceso inverso, se requiere una energía que compense . En la electrólisis, la corriente eléctrica es la encargada de aportar esa energía. Se producen las siguientes reacciones:
Oxidación (ánodo = polo +):
Reducción (cátodo = polo -):
Reacción de la cuba:
Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis
LEYES DE FARADAY
La carga de un electrón es de 1,6·10–19 C y la de 1 mol de electrones (6,02·1023) es el producto de ambos números: 96500 C, conocido normalmente como 1 F (Faraday).
Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente, mientras que se precisarán 2 moles de e– para reducir un mol de metal divalente, etc… En general, si “a” es la carga del catión, se precisarán “a” moles de e– para reducir un mol del citado metal:
Ma+(aq) + a e– M(s)
Si se precisan 96500 C para generar 1 mol de e–, se precisarán para generar “a” moles de e–, necesarios para formar 1 mol de metal reducido. Aplicando una sencilla proporción, obtendremos que con “Q” culombios se formarán “n” moles de metal. Sustituyendo “Q” por “I x t” (más fáciles de medir) y despejando “m” se obtiene:
Todavía se sigue usando el concepto de Masa equivalente definido como:
en donde x representa el nº de e- que hay en juego en el proceso, de manera que la fórmula queda también como:
Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.
El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl3 → 3 Cl– + Fe3+ y la reducción será: Fe3+ + 3 e– → Fe