Estequiometria P A = X A PT
g de soluto
Porcentajede A (% A)
litros de disolución
m
moles soluto kg disolvente
M
molesde soluto litrosdisolución
masa soluto / Pm litrosdisolución
masa A
masa disolución
XB
100
nB n A
nB
Rendimiento
Ecuación de los gases perfectos:
Estructura electrónica de los átomos. Sistema periódico. Nº Cuanticos
S P
.
D
o
Si acaba en d, hay que restar uno al periodo. Si acaba en f hay que restar dos.
F
Principio de máxima multiplicidad de Hund: cuando en un subnivel energético existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el máximo nº de ellos y, además, además, con espines espines paralelos. Propiedades periódicas (carga nuclear, capa y parecerse a un gas noble) 1. Radio Radio atómico: aumenta hacia hacia la izquierda y abaj abaj o. a. Cuanto más capa, más más radio nuclear, nuclear, pero cuanta más carga carga nuclear, nuclear, menor el el radio ya que los electrones se atraen más al núcleo. b. Cationes, Cationes, menor menor radio, radio, pues pierde pierde electrones. c. Aniones, Aniones , al contrario. 2. Energía de de ioniz ación. Energía m ínima nec necesaria esaria para arrancar un elect rón a un átomo. Aumenta hacia la dch a. y arriba. 3. Afinidad el ectrónica. Energí E nergía a para “captar” “ca ptar” electro nes. Aume nta hacia la dc ha. y arriba. 4. Electronegati Elect ronegativvi dad y carácter metálico. Tend Tend encia de atraer electrones. elec trones. Metales Metales
B
C
N
O
F
Si
P
S
Cl
Se
Br
Te
I
As Sb
H
Sampas
Enlace químico Estructura de Lewis PH3
3s
0
P [Ne] 3s 3p 3p
-1
0
H: 1s
+1
H
0
H
xx
P
H
Teoría de repulsión de pares de electrones de capa de valencia. Solapamiento frontal: enlace σ. (también cuentan los pares de electrones libres y solo es el primero entre mismos elem entos ). Solapamiento lateral: enlace π. Geometría molecular N° de pares electrónicos
Pares enlazantes
Pares no enlazantes
Fórmula
Geometría
Geometría
ngulos de enlace
Ejemplo
1
1
0
AX
-----------
Lineal
180º
HCl
2
2
0
AX2
Lineal
180°
BeCl2
3
3
0
AX3
Trigonal plana o triangular
120°
BF3
3
2
1
AX2E
Angular
Menor a 120°
SO2
4
4
0
AX4
Tetraédrica
109,5°
CH4
4
3
1
AX3E
Piramidal Trigonal
Menor a 109º
NH3
4
2
2
AX2E 2
Angular
Menor a 109º
H2O
Sampas
Hibridación
Nº de enlaces 2 3 4 5 6
Hibridación
Tipos de enlaces Enlace iónico: punto de fusión alto, duros pero quebradizos, sólidos a temperatura ambiente y son aislantes pero fundidos y en disoluciones son buenos conductores. Enlace metálico: excelentes conductores, puntos de fusión altas no se disuelven y pueden formar aleaciones. Enlace covalente: rígidos, aislantes e insolubles. Fuerzas intermoleculares Van der Waals: London: cuanto de grande es un elemento. Dipolo-dipolo: interacciones entre polos positi vos y negativos. Puentes de hidrogeno: Solo ocurren entre el oxigeno, el nitrógeno y el flúor (cuando forman moléculas con el hidrogeno).
Orden de puntos de fusión 1. Cristales covalentes. 1.1 Diamantes 1.2 Cuarzo 1.3 Grafito 2. Compuestos iónicos (sales). 3. Metales. 4. Compuestos covalentes 4.1 Sólidos. 4.2 Líquidos. 4.3 Gaseosos.
Termoquímica Primer principio de la termodinámica
Siendo Energía intern a
Siendo y la diferencia
1.2.-
Puede ser: Exotérmica: desprende calor (menor que cero). Endotérmica: absorbe calor (mayor que cero).
entre moles en estado gaseosos en productos y en reactivos.
Entropía
Entalpia Dos maneras de calcular:
Recordatorio: pasar a Kjulios.
Sampas
Energía libre de Gibbs
Espontaneidad Espontanea No espontanea
1.
Por debajo de la temperatura de equilibrio es espontanea 2.
Por encima de la temperatura de equilibrio es espontanea
Cinética química Ecuación de velocidad
Entonces las velocidades para cada un a de las sustancias serán:
Constante : Constante de velocidad. Ecuación cinética de velocidad:
Exponentes (α y β): órdenes parciales de la reacción. Su suma es el orden total de la reacción
Los órdenes parciales (α y β) coincidirán con los coeficientes estequeométricos de cada sustancia (a y b en nuestro caso) en el caso de que la reacción sea elemental (transcurra en una sola etapa).
Factores que modifican la velocidad de reacción 1. Concentración de los reactivos: cuanto mayor sea su concentración mayor será la velocidad. 2. Energía de activación: cuanto mayor sea, menos es la velocidad (ya que K es menor). 3. Temperatura: a mayor temperatura, mayor velocidad. 4. Propiedades físicas de los reactivos: como, por ejemplo, el tamaño de los trozos. 5. Propiedades químicas de la reacción. 6. Catalizadores: aumentan o disminuyen la velocidad de reacción.
Sampas
Equilibrio químico Fórmula (presión):
Constante de equilibrio Fórmula (concentraciones):
Datos a saber: Solo varía con la temperatura. Solo se tiene en cuenta las c oncentraciones de los gases y aquellas acuosas.
Grado de disociación
Solubilidad
Le Châtelier: factores que afectan al equilibrio 1. Cambios en la temperatura
Reacción exotérmica: aquella reacción que libera o desprende calor.
Si aumenta la temperatura habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos (←); y, si disminuye la temperatura, habrá un desplazamiento hacia los productos (→).
Reacción endotérmica: aquella que absorbe calor.
La disminución de temperatura afecta a los reactivos, de manera que se produce un desplazamiento del equilibrio hacia éstos (←). En cambio, si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia los productos (→). Adición o eliminación de un reactivo o producto
Un aumento de la concentración de los reactivos, o una disminución de los productos hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En cambio, una disminución de la concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos, hacen que la reacción se desplace hacia la izquierda. Efecto de cambios en la presión y el volumen
Si la presión en un sistema de equilibrio se aumenta, el equilibrio se desplazara en el sentido que exista volumen.
Sampas
Reacciones ácido-base Teorías: Arrhenuis: Acido: cualquier sustancia capaz de ceder un protón. o Base: cualquier sustancia capaz de liberar iones hidroxilo. o Incon venientes: existen bases que no lib eran OH- y no puede haber protones o libres en el medio
Brösted-Lowry:
Ácidos fuertes . No tienen base. Bases fuertes: hidróxidos.
Ionización del agua Carácter anfótero del agua:
pH y con st ant es 1. 2. 3.
La suma del pH y del pOH - es igual a 14 Notas:
del Cuando reaccionan un acido fuerte y una base débil, primero se calcula el ácido fuerte y a esta se añade el del ácido débil. Neutralizar, valorar, punto de equivalencia: gastar todo el acido con toda la base. Después, para ver el pH, habrá que ver cual reacciona con el agua.
Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. (No se produce hidrolisis). Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica). La base correspondiente al ácido reacciona con el a gua. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida). El acido correspondiente a la bas e reacciona con el agua. Sales procedentes de ácido débil y base débil. Depende, puede ser básica o ácid a. Valoraciones ácido-base Moles Inicial n Gastado/Formado -n Final 0
n -n 0
n n
n n
-
Sampas
Reacciones de oxidación-reducción
Oxidación: aumentar el nº de oxidación (cede electrones). Es el reductor (se oxida). Reducción: disminuye su n úmero de oxidación. Es el oxidante (se reduce).
Ecuaciones redox 1. Ajuste en medio ácido a. Ajustar los O añadiendo moléculas de H2O. b. Ajustar los H añadiendo H+ c. Añadir e- donde corresponda. Intensidad :
2. Ajuste en medio básico. a. Ajustar los O añadiendo el doble de OHb. Ajustar H añadi endo H2O. c. Añadir e- donde co rresponda.
Potenciales: si es positivo es espontanea si es negativo no lo es. Disociación del agua:
Diferencias entre pila y celda electrolítica Pila Celda electrolítica Ánodo, polo negativo, oxid ación. Ánodo: polo positivo, oxidació n. Cátodo, polo positi vo, reducción. Cátodo: polo negativo, reducción.
Estructura de la materia
Ley de De Broglie
Fórmula de Rydberg
Reactividad química a. CH3 –CH=CH-CH3+ (HALOGENACIÓN )
F2
(Cl2,
Br 2,
I2)
→
CH3-FCH-FCH-CH3
b. CH3 -C≡C- CH3 + H2 (Pt) CH3 –CH=CH-CH3 + H2 (Pt) (ADICIÓN) ( HIDROGENACIÓN)
(ADICIÓN)
CH3-CH2-CH2-CH3
c. CH3 –CH2-CH=CH2 + HF (HCl, HBr, HI) → CH3 –CH2-CH2 -CH2F - ó CH3 –CH2-CHF-CH3* (ADICIÓN) Regla de Markofnikoff: “El hidrógeno se une mayoritariamente al carbono con mayor número de hidrógenos”. d. CH3 –ClCH-CH2-CH3 + KOH (NaOH) → CH3-CHOH-CH2 -CH3+ KCl (SUSTITUCIÓN) e. CH3 -CH2 –CHOH-CH3 (con calor y en medio H 2SO4) → CH3-CH2=CH-CH3 * ó CH3 –CHCH=CH2 + H 2O ( ELIMINACIÓN) Se debe seguir la regla de SAYTZELL: “El hidrógeno sale mayoritariamente del átomo de carbono que menos hidrógenos pose a”.
Sampas
f.
CH3 –CH=CH-CH2-CH3 + H2 O → CH3 –CHOH-CH2 -CH2-CH3 ó CH3 –CH2 -CHOH-CH2CH3 ( ADICIÓN; HIDRATACIÓN ) Sigue la regla de Markofnikoff.
g. ÁCIDO + ALCOHOL → ÉSTER + AGUA (CONDENSACIÓN ) h. ÁCIDO + AMINA → AMIDA + AGUA ( CONDENSACIÓN) i.
hidrocarburo → alcohol → aldehido, cetona → Ácido → dióxido de carbon o (OXIDACIÓN) Concepto de oxidación fuerte.
j.
dióxido de carbono → Ácido → aldehido, cetona → alcohol → hidrocarburo (REDUCCIÓN) Concepto de reducción fuerte
k.
CH3CH2 Cl (KOH, etanol) CH2=CH2 + HCl (ELIMINACIÓN)
l.
CH3 -CH2-CH2 -CH2OH + HCl
CH3-CH2-CH2-CH2 Cl + H2O (SUSTITUCIÓN)
Isomería: Óptica: si existen carbones asimétricos. Geométrica: c is o trans. Depende del los elementos unidos al enlace
.
Sampas
GRUPO FUNCIONAL
FÓRMULA GENERAL
CLASE DE COMPUESTO
EJEMPLO
NOMBRE
R
CH3-CH2-...-CH3
Alcanos
CH3-CH2-CH3
Propano
C = C
R-CH=CH-R’
Alquenos
CH3-CH=CH2
Propeno
-CC-
R - C C - R’
Alquinos
CH3-CCH
Propino
-CH2-X
R - CH2 - X
Der. Halogenados
CH3Cl
Clorometano
-O-H
R – OH
Alcoholes
CH3-CH2OH
Etanol
-O-
R - O – R’
Éteres
CH3-CH2-O-CH3
Etil metil éter o Etoximetano
R – CHO
Aldehídos
CH3-CHO
Etanal
R – CO – R’
Cetonas
CH3-CO-CH3
Propanona
R - COOH
Ácidos Carboxílicos
CH3-CH2-COOH
Ácido propa nóico
R - COO-X
Sales
CH3-CH2-COONa
Propanoato de sodio
R – COO – R’
Ésteres
CH3CH2COOCH3
Propanoato de metilo
- NH2
R – NH2
Aminas
CH3-NH2
Metilamina
-C N
R - CN
Nitrilos
CH3-CN
Metanonitrilo
- NO2
R – NO2
Nitroderivados
CH3-NO2
Nitrometano
R – CO – NH2
Amidas
CH3-CO-NH2
Etanoamida
O -C H C=O
O -C OH O -C X O -C O – C –
O -C NH2
Sampas
