Resumen de química de todo el temario de la EBAU PDF

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Summary

Resumen muy completo con todas las fórmulas necesarias así como justificaciones necesarias para obtener un 10 en la EBAU....

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 Modelo atómico de Bohr Eradiación = Eionización + Ecinética

Ec = f=

m electrón −v 2electrón 2

c λ

∆ E=h·

c λ

(

∆ E =RH ·

1 1 − 2 2 n1 n2

)

Tema 1: Números cuánticos (n, l, m, s)



-

n  número cuántico principal. Valores: desde 1 hasta 7.

-

l  número cuántico secundario. Valores: desde 0 a (n-1) 0=s, 1=p, 2=d, 3=f m  número cuántico magnético. Valores: desde -l hasta +l.

-

s  número cuántico espín. Valores:

±

1 2

Justificación posibles ejercicios - El número cuántico ___ (n/l/m/s), puede tomar valores desde x a y. Es decir, en este caso podría ser nombre nº cuántico= __, pero no nombre nº cuántico= __.

Notación orbital: 

Principio de exclusión de Pauli. En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los valores de los cuatro números cuánticos iguales. Cada orbital solo puede albergar como máximo dos electrones y estos electrones tendrán espines opuestos (apareados).



Principio de máxima multiplicidad de Hund. Cuando en un subnivel energético existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el máximo número de ellos y además, con espines paralelos. Primero se colocan todas las flechas (electrones) en paralelo y después se completan con flechas antiparalelas conforme se van añadiendo electrones hasta completar el subnivel.



Iones. El estado de oxidación más estable de los elementos de estos grupos será aquel que les haga coincidir su configuración electrónica con la de un gas noble.



El período coincide con el número cuántico principal de la capa de valencia y el grupo lo determina el subnivel en el que se encuentre el electrón diferenciador.

Radio atómico Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes en un sólido metálico, o bien, en el caso de sustancias covalentes, a partir de la distancia entre los núcleos de los átomos idénticos de una molécula. 

Justificación: Dentro del mismo grupo, el radio atómico aumenta hacia abajo porque de esta manera aumenta el número de capas (ya que aumenta el período).

Dentro del mismo período, el radio atómico aumenta hacia la izquierda ya que con ello disminuye Z (protones) y cuantos menos protones tenga el elemento, la atracción del núcleo hacia los electrones periféricos es menor y el radio aumenta de tamaño. Anión  más radio. Catión  menor radio.

Energía de ionización (potencial de ionización): Energía mínima necesaria para arrancar un electrón (el más externo) de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental. 

Justificación: cuando el átomo tiene un radio pequeño los electrones periféricos están muy atraídos por el núcleo, por lo que cuesta más trabajo (requiere mayor energía de ionización) arrancarlos. Por esta razón, los gases nobles son los elementos que tienen la mayor energía de ionización.

Afinidad electrónica Es la energía desprendida (a veces absorbida) cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón para formar un ion negativo (anión). 

Justificación: se justifica porque, en este sentido, al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a ese hipotético electrón para crear el anión.

Electronegatividad Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento dado de atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos en un enlace covalente. + electronegativo  + no metálico (ganar electrones) - electronegativo  + metálico (perder electrones) 

Justificación: se justifica porque, en este sentido, al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones compartidos en dicho enlace covalente.

Tema 2: Enlace químico: covalente, iónico o metálico. Puede ser de tres tipos:

Enlace covalente Se basa en la compartición de electrones. Elementos con una electronegatividad similar (tendencia a atraer los electrones en un enlace covalente). Unión entre elementos no metálicos.

Enlace iónico Se basa en la transferencia de electrones. Elementos con una electronegatividad muy diferentes, se ceden electrones del menos electronegativo (formará un catión) al más electronegativo (formará un anión). Unión entre elementos metálicos y no metálicos.

Enlace metálico Se basa en la compartición de electrones, de forma colectiva, entro todos los átomos que componen el metal. Unión entre elementos metálicos.

Teoría y estructura de Lewis Reglas para las estructuras de Lewis Podemos usar la siguiente ecuación para obtener las estructuras de Lewis: Electrones compartidos = electrones necesarios – electrones disponibles

Electrones solitarios = electrones disponibles – electrones compartidos

Otros conceptos a tener en cuenta -

Hipovalencia: incumplimiento de la regla del octeto por defecto.

-

Hipervalencia: incumplimiento de la regla del octeto por exceso. Resonancia: representación por dos o más estructuras equivalentes. Estructura correcta

-

combinación. Enlace covalente dativo o coordinado: el par de electrones compartidos ha sido proporcionado por uno solo de los átomos implicados.

Geometría molecular según el método RPECV

Su hipótesis central es: Las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de valencia que rodean al átomo central se repelen entre sí, adoptando la disposición espacial que minimice la repulsión eléctrica.

Polaridad de enlace y de moléculas Polaridad de enlace La polaridad de enlace viene determinada por la electronegatividad. Cuando tienen electronegatividades similares  el enlace es apolar Mínima diferencia de electronegatividad  el enlace es polar La diferencia de electronegatividad crea dipolos eléctricos.

A mayor diferencia de electronegatividad, el enlace covalente va adquiriendo un carácter iónico creciente. La polaridad del enlace se mide por el momento dipolar (μ).

Polaridad de moléculas Una molécula diatómica es polar siempre que su enlace covalente lo sea. En el caso de moléculas triatómicas y superiores la presencia de enlaces polares no garantiza que la molécula en conjunto lo sea. Los momentos dipolares pueden anularse mutuamente.

Teoría del enlace de valencia (TEV) Los enlaces se forman como consecuencia del solapamiento de los orbitales atómicos con electrones desapareados y espines opuestos. Por tanto, un elemento puede formar un número de enlaces covalentes igual al número de electrones desapareados (covalencia). Sin embargo, en algunos casos las covalencias no coinciden con los valores experimentales. Esta anomalía se resuelve con el concepto de promoción electrónica. Solo es posible dentro de la misma capa electrónica.

Enlaces tipo sigma (σ) y tipo pi (π) -

Enlaces σ: solapamiento frontal de orbitales. Enlaces π: solapamiento lateral de electrones.

Enlaces simples  enlaces tipo sigma (σ) Enlaces múltiples  1 enlace sigma (σ), resto enlaces pi (π)

Hibridación de los orbitales atómicos La hibridación es el proceso mediante el cual orbitales atómicos puros de combinan entre sí, transformándose en otros orbitales diferentes denominados orbitales híbridos: -

Se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos puros se combinen.

-

Todos los orbitales híbridos son idénticos en forma y energía. Los orbitales híbridos son muy direccionales y los enlaces que se obtienen con ellos son más

fuertes. La cercanía energética de los orbitales s y p permite la promoción electrónica de un orbital a otro

Hibridación sp: No usa orbitales puros “s” ni “p” sino una combinación de ambos. De esta manera, se forman 2 orbitales híbridos “sp” idénticos.

Hibridación sp2:

Hibridación sp3:

Propiedades de los compuestos según enlace Compuestos covalentes moleculares Átomos compuestos por átomos unidos por enlaces covalentes para formar moléculas unidas por fuerzas intermoleculares débiles, como: apolares Fuerzas intermoleculares

Propiedades

Van der Waals tipo dispersión o London. Debido a la existencia de fluctuaciones se crean dipolos instantáneos que provoca la aparición de dipolos inducidos. Estas fuerzas crecen cuanto mayor es el tamaño de la molécula. Van der Waals (dipolo permanete y) dipolo inducido. Se forma entre moléculas polares y apolares. La presencia de moléculas polares provoca la aparición de dipolos inducidos en las moléculas apolares.

Puntos de fusión y ebullición bajos. Normalmente, son gases o líquidos a temperatura ambiente. Compuestos sólidos suelen tener dureza baja y propiedades mecánicas poco acentuadas. Insolubles en disolvente apolares, pero se disuelven bien en disolventes no polares No conducen ni la electricidad ni el calor, ya que no hay electrones libres.

Moléculas polares Fuerzas intermoleculares Van der London.

Waals

tipo

dispersión

Propiedades o

Puntos de fusión y ebullición bajos. Normalmente, son gases o líquidos a temperatura ambiente.

Debido a la existencia de fluctuaciones Si tienen puentes de hidrógeno, puntos de fusión y se crean dipolos instantáneos que ebullición más elevados provoca la aparición de dipolos Solubles en compuestos polares, debido a que las fuerzas de atracción son de naturaleza e intensidad inducidos. Estas fuerzas crecen cuanto mayor es similar. el tamaño de la molécula. Van der Waals tipo dipolo-dipolo Compuestos sólidos suelen tener dureza baja y propiedades mecánicas poco acentuadas. (dipolo permanente). Se deben a la polaridad de la molécula; cuanto más polar (+ diferencia electronegatividad), las fuerzas crecen. Van der Waals tipo dipolos No conducen ni la electricidad ni el calor, ya que no permanentes (y dipolos inducidos) hay electrones libres. Se forman entre moléculas polares y apolares. La presencia de moléculas polares provoca la aparición de dipolos inducidos en las moléculas apolares. Enlace o puentes de hidrógeno Se forma entre átomos pequeños y electronegativos con pares de electrones negativos (F, O y N) unidos a átomos de hidrógeno. El enlace se produce entre los H y los electrones solitarios del átomo pequeño y electronegativo.

Compuestos covalentes atómicos (cristales covalentes) Pertenecen las formas cristalinas del carbono (grafito y diamante), el cuarzo (SiO2) y el corindón (Al2O3). Todos los átomos están unidos entre sí por fuertes enlaces covalentes. Sus propiedades son: -

Puntos de fusión y fusión muy altos. Sólidos a temperatura ambiente. Solubilidad. Insolubles en todo tipo de disolventes.

-

Conductividad eléctrica y térmica. No conducen la electricidad ni el calor ya que no hay electrones libres, a excepción es el grafito.

-

Otras: gran dureza y rigidez.

Compuestos metálicos (Cu, Au, Na, Li, …) Modelo de gas de electrones: los metales se vuelven cationes y crean una red tridimensonal ordenada y compacta que crea un campo de atracción electrónica. De esta manera, los electrones de valencia rodean la red catiónica como si fuera un mar de electrones, que no pueden escapar debido al potencial eléctrico atractivo. Sus propiedades son:

-

Punto de fusión y ebullición elevados. Solubilidad: insolubles en disolventes polares o apolares. Se pueden disolver unos metales en

-

otros formando aleaciones metálicas o amalgamas (con mercurio). Conductividad eléctrica y térmica. Excelentes conductores como justifica el modelo de gas de

-

electrónes. Otras: dureza media o baja y muy buenas propiedades mecánicas: son elásticos, dúctiles y maleables. Expulsan electrones cuando son calentados o expuestos a la luz de alta energía (efecto fotoeléctrico). Bien pulidos, muestran un brillo característico.

Compuestos iónicos (NaCl, CaO, MgCl2, …) -

Puntos de fusión y ebullición: los cationes y aniones se atraen entre sí, formando una estructura tridimensional ordenada de iones llamada cristal iónico. Esta ordenación justifica que se encuentren en estado sólido a temperatura ambiente, con puntos de fusión y ebullición medios y altos dependiendo de su energía reticular. A mayor energía reticular, más altos serán

-

los puntos de fusión y ebullición. Solubilidad: solubles en líquidos muy polares, como el agua. El compuesto será más soluble

-

cuanto menor sea la energía reticular. Conductividad eléctrica y térmica: existen cargas y hay libertad de movimiento entre ellas. De esta manera, en estado sólido los compuestos iónicos no son conductores, ya que las cargas no se pueden mover libremente. Fundidos o en disolución sí son conductores porque las cargas sí

-

pueden moverse libremente. Otras: son duros pero quebradizos, debido a repulsiones electroestáticas.

Tema 3: Introducción. Conceptos previos Velocidad de reacción: mol · L-1 · s-1 Velocidad en función de cada especie. aA + bB  cC + dD

V media =

−1 ∆ [ A ] −1 ∆ [ B ] +1 ∆ [ C ] +1 ∆[ D ] · · · · = = = a ∆t b ∆t c ∆t ∆t d

Ecuación cinética o de Velocidad α

V =K·[ A ] ·[ B]

β

Factores que influyen en la velocidad de la reacción Influyen la naturaleza química del proceso, el estado físico de los reactivos (homogéneas, más rápidas), la concentración de los reactivos (a mayor concentración, mayor velocidad), temperatura (la aumenta con la temperatura, ecuación de Arrhenius, K = A·e-Ea/RT) y catalizadores (disminuye la energía de activación, no ΔH).

Tema 4: Fórmulas necesarias aA + bB  cC + dD c

d

[C ]eq · [ D ]eq K c= a b [ A ]eq · [B ]eq reactivos

Kc > Qc, formación de productos

Kc < Qc, formación de

c d [ C] ¿eq ?·[ D] ¿ eq ? Q c = [ A ]a ·[ B ] b ¿ eq? ¿ eq?

K p=

Kc = Qc, el sistema está en equilibrio

PcC eq· P Dd eq a

b

P A eq · P B eq

K p= K c · ( R·T )

∆n

P parcial gas =X gas · Ptotal Grado de disociación:

Ptotal= α=

ntotal · R·T V

X gas=

moles gas moles totales

molesdisociados (x) molesinicales(n 0)

Principio de Le Chatelier y factores que modifican el equilibrio Cambios en las concentraciones Al añadir más cantidad de una sustancia gaseosa el equilibrio se desplazará hacia el lado donde no esté dicha sustancia para contrarrestar dicha adición.

Cambios presión y volumen Si aumenta la presión, el equilibrio se desplaza hacia donde sea menor el número de moles gaseosos. Si disminuye la presión, el equilibrio se desplaza hacia donde sea mayor el número de moles gaseosos. Si Δn = O, el equilibrio no se vería afectado.

Cambios de temperatura Si ΔH>0  ↑T= ↑Kp y Kc ; ↓T=↓ Kp y Kc Si ΔH...