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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
Primer postulado de Bohr
longitud de onda de cada raya de la serie
El electrón describe órbitas circulares alrededor del núcleo sin emitir energía (estacionario)
Segundo postulado de Bohr
: energía del electrón en la órbita estacionaria inicial
: energía del electrón en la órbita estacionaria final
Tercer postulado de Bohr
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
1
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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
COVALENTES MOLECULARES
TIPO DE SUSTACIA
PARTÍCULAS CONSTITUYENTES
FUERZA DE ENLACE
PROPIEDADES
REDES COVALENTES
Apolares
Polares
Enlace de H
Átomos y
moléculas
apolares
Moléculas
polares
Moléculas con
enlaces F-H, O-H,
N-H
Fuerzas de
dispersión
de London
Fuerzas
dipolodipolo
Enlace de
hidrógeno
Átomos
IÓNICOS
Cationes
Aniones
Electrones
compartidos
Atracción
electrostática
Enlace covalente
entre átomos
Cationes-aniones
Enlace iónico
Cationes
Electrones
deslocalizados
Atracción
electrostática
Cationeselectrones
Enlace metálico
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
Diamante, grafito,
SiO2, Ge
NaCl, Na2O,
EJEMPLOS
Ar, Xe, Cl2,
CO2, CH4
ICl, PCl3,
H2S
H2O, NH3,
HF
MgO, K2CO3
(1) Conductoras en disoluciones acuosas o fundidas.
2
METÁLICOS
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Na, Mg, Au, Fe
TERMOQUÍMICA
Proceso isocórico (V = cte):
Variación de la energía
interna
Proceso isobárico (P = cte):
Proceso isotérmico (T = cte):
que reordenada
U
Variación de entalpía
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
Entalpía de formación
estándar
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.
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.
En una reacción del tipo:
Calor normal o estándar de
reacción a presión cte a
partir de calores de
formación
También se llama entalpía normal o estándar de reacción
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.
Entalpías de procesos
específicos
Entalpía de enlace
La entalpía de enlace es la energía que se requiere para
romper 1 mol de enlaces entre dos átomos.
En una reacción del tipo:
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
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:
En una reacción del tipo:
y en
Variación de energía libre
de Gibbs
condiciones estándar
En función de las energías libres de formación estándar:
Espontaneidad de un
proceso
3
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:
Es la derivada, con respecto al tiempo, de la concentración
de cualquier reactivo o producto, dividida por su coeficiente
estequiométrico:
Concepto de velocidad
instantánea
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
representar …..
recta al
Pendiente
Ordenada en el origen
Periodo de
semidesintegración
FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN
La constante de velocidad, según la
ecuación de Arrhenius
Temperatura
Si aplicamos logaritmos neperianos en
los miembros de la ecuación anterior:
Para dos temperaturas dadas:
ln
aumenta con la temperatura
Para una reacción entre gases
Concentración y presión
Naturaleza de los reactivos y
superficie de contacto
Catalizadores
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.
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.
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.
Diagramas energía-camino de
reacción
4
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 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.
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”
5
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
Compuesto que, en agua, da
Definición de ácido
Especie que cede protones
Compuesto que, en agua, da
Definición de base
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
M
En disoluciones ácidas
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
Ácido fuerte-base fuerte: NaCl
Ninguno
Ácido fuerte-base fuerte:
Ácido fuerte-base fuerte:
Equilibrio de hidrólisis
Disolución resultante
Neutra
Anión
Básica
Catión
Ácida
Anión y catión
Impredecible
Ácido fuerte-base fuerte:
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)
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
Reductor
Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que
ésta se oxida
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
Oxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
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 CuSO 4 (Cu2+ +
SO42–) se producirá espontáneamente la siguiente reacción:
Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
La pila anterior se representaría:
Ánodo
Puente salino
Cátodo
Zn (s) | ZnSO4 (aq) || CuSO4 (aq) | Cu (s)
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.
POTENCIALES DE REDUCCIÓN ESTÁNDAR. ESCALA DE POTENCIALES
Las pilas producen una diferencia de potencial
semirreacción de reducción y la de oxidación:
suma del potencial de la
Decir si será espontánea la siguiente reacción redox:
Cl2(g) + 2 I– (aq) → 2Cl– (aq) + I2 (s)
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.
7
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).
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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 disoluci ones 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,
semirreacción de oxidación.
es el potencial estándar de la semirreacción de reducción y
es el potencial estándar de la
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.
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:
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:
Oxidación (ánodo = polo +):
Reducción (cátodo = polo -):
El proceso es termodinámicamente favorable ya
que
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)
e–,
Si se precisan 96500 C para generar 1 mol de
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:
8
FeCl3 → 3 Cl– + Fe3+
y
la reducción será:
Fe3+ + 3 e– → Fe
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