quÍmica 2º bachillerato conceptos bÁsicos. estructura de la materia 5.configuración electrónica...
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QUÍMICA 2º BACHILLERATOCONCEPTOS BÁSICOS
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
• 1-
• 3- Efecto fotoeléctrico: • 4- números cuánticos y
niveles de energía
𝐸=h . υ
5.Configuración electrónica 6- Propiedades periódicas
Afinidad electrónica, potencial de ionización, ectronegatividad
Tamaño atómico, carácter metálico
ENLACE QUÍMICO
IÓNICOMetal+no metalEnergía reticular:U : Energía desprendida alformarse un mol de sustanciaiónicaa partir de sus iones enestado gaseoso. Disminuye con la distancia interatómica y aumenta con la carga de los iones. Puntos de fusión y ebullición aumentan con la U. Se calcula con el ciclo de Born- HaberPropiedades de los compuestos iónicos: Sólidos a temperatura ambiente; puntos de fusión y ebullición elevados,no conducen la electricidad en estado fundamental ,pero sí fundidos, duros( resistentes a ser rayados), frágiles, resistencia a la dilatación
METÁLICOTeoría del “mar de electrones” o “nube electrónica”: Los átomos pierden los electrones de valencia y se ordenan formando estructuras gigantes llamadas redes metálicas. Los electrones se mueven a lo largo de la red- Teoría de “bandas de energía”: los átomos se encuentran muy cercanos dando lugar a orbitales de energías muy parecidas, que constituyen la banda de niveles energéticosPropiedades de los compuestos metálicos: gran conductividad eléctrica y térmica, brillo metálico, tenaces y resistentes a la tracción, dúctiles y maleables, puntos de fusión y ebullición variables
• COVALENTEUnión de elementos no metálicos entre sí o con el H
Covalencia: nº de e-compartidos por un elemento en un compuesto covalente
Diagrama de Lewis: Electrones disponibles, necesarios, compartidos, solitarios ( C=N-D ; S=D-C)
Polaridad :los átomos implicados en
el enlace tiene diferente
electronegatividad. (
Propiedades:
• Geometría. Hibridación. TRPEV.
TERMODINÁMICA• 1- Primer principio de la Termodinámica
Reacción: Endotérmica(absorbe calor); exotérmica(desprende calor)2- Entalpía estándar de una reacción:
3- Ley de Hess: si una reacción puede expresarse como suma algebráica de otras, la entalpía de reacción es la suma de las reacciones4- Entalpía de enlace:
5- Entropía: medida del desorden de un sistema
6-Energía libre de Gibbs: ΔG0m =Σ nP Gproductos – Σ n R Greactivos
Proceso espontáneo: ΔG < 0; en equilibrio: ΔG = 0
U = W + QW = -pext . ΔVQV = ΔU= C . ΔT QV = m . Ce. ΔTQV = n . Cm. ΔT
QP= ΔH ΔHm= ΔUm + p . ΔV
ΔHm= ΔUm + Δn.R .T ( gases)
ΔH0 Reacción = Σ np ΔH0
Productos - Σ nR ΔH0Reactivos
ΔHreacción = ΣΔH( enlaces rotos) - ΣΔH( enlaces formados)
ΔS0Reacción = Σ nPS0
Productos - Σ nRS0Reactivos
ΔG =ΔH – T ΔS
CINÉTICA QUÍMICA
1- Velocidad de reacción: aA + bB → cC+ dD
-2- Ecuación de velocidad
Orden de reacción: m+n
3- Mecanismos de reacción: la velocidad la determina la etapa más lenta. En reacción elemental, a y b coinciden con m y n. Existen intermediarios( aparecen y desaparecen) y los catalizadores
( desaparecen y aparecen)
4- Teorías de las reacciones químicas: teoría de las colisiones y del estado de transición
5- Factores que afectan a la velocidad de reacción: naturaleza de los reactivos, concentración de los reactivos, temperatura, catalizadores
EQUILIBRIO QUÍMICO
1-Ley de acción de masas: aA + bB ↔ cC + dD
2- Relación entre constantes:
3- Cálculos en equilibrio
4- Principio de Le Chätelier: Aumento de temperatura:desplaza hacia reacción endotérmica; aumenta la presión: desplaza hacia donde haya menos moles gaseosos; aumento de concentración de reactivo o producto:desplaza en el sentido que se consuma dicha sustancia5- Equilibrio heterogéneo: (g) i) s eq) ms ns
𝐾 𝑐=[𝐶 ]𝑐 [𝐷 ]𝑑
[𝐴 ]𝑎 [𝐵 ]𝑏, ; =
A→ B + C ; Kn(A→ B + C) ; K’ K’ = K
A→B + C ; K B + C → A ; K’ K =
A ↔ B + Ci) c 0 0Eq) c – x x x c – n α n α n α
𝐾 𝑝=𝐾𝐶 (𝑅𝑇 )∆𝑛
𝐾 𝑠=¿¿
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
Ácido o base fuerte: totalmente disociados Ácido o base débil: parcialmente disociado; par ácido base conjugado: HA/A-
pH + pOH = 14
Hidrólisis: sal de: ácido fuerte+base fuerte: no hay hidrólisis ácido fuerte + base débil: pH ácido ácido débil + base fuerte: pH básico ácido débil + base débil: depende de los valores de Ka y Kb
Constante de acidez: Ka
HA + H2O A- + H3O+
Cuanto mayor es , más fuerte es el ácido NEUTRALIZACIÓN:
=
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES
• Oxidante: especie capaz de oxidar a otra y captar electrones, reduciéndose y ganando e-
• Reductor: especie capaz de reducir a otra y perder electrones, oxidándose y perdiéndo e-
• Número de oxidación: carga eléctrica formal que se le asigna a un átomo en un compuesto.Se establecen reglas de asignación
• Ajuste de reacciones redox: pasos a seguir: escribir la ecuación iónica sin ajustar; identificar las semirreacciones de oxidación y reducción; ajustar elementos, oxígenos, hidrógenos y electrones; escribir la ecuación iónica ajustada; escribir la reacción molecular ajustada
• Aplicaciones de procesos redox:
pila galvánica: energía química→energía eléctrica; ánodo( oxidación); cátodo( reducción)
electrolisis: energía eléctrica→energía química ; ánodo( oxidación); cátodo( reducción)
=
𝑛𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙=𝐼 . 𝑡𝐹 . 𝑧
QUÍMICA ORGÁNICA
• Grupos funcionales: ácidos,ésteres, amidas,nitrilos, aldehído, cetona, alcohol, amina, éter, alquenos, alquinos
• Hibridación del carbono: alcanos ( sp3) , alquenos (sp2) , alquinos (sp).• Isomería:moléculas que poseen la misma fórmula molecular y propiedades
distintas .Puede ser estructural ( posición, cadena, grupo funcional) o estereoisomería ( geométrica, óptica)
• Tipos de reacciones orgánicas: sustitución(un grupo entra y otro sale), adición (al doble enlace), eliminación ( de un grupo de átomos) redox( cambia el estado de oxidación del carbono)
• Obtención de:Alcoholes: hidratación de alquenos en medio básico, sustitución de halogenuros de alquilo, reducción de ácidos, aldehídos o cetonasÁcidos: tratamiento ácido de bases, oxidación de alcoholes y aldehídos,hidrólisis de nitrilos, hidrólisis de halogenuros de alquilo y ésteresÉsteres: esterificación( ácido+ alcohol= éster +agua),condensación de clorurode ácido y alcohol• Polímeros: macromoléculas formadas por repetición de moléculas sencillas
llamadas monómeros, con una masa molecular que puede alcanzar millones de umas