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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