QUIMICA GENERAL E INORGANICA

QUIMICA GENERAL E INORGANICA
1- ESTRUCTURA ATOMICA
Propiedades de las ondas. Naturaleza de la luz. Ecuación de Planck. Efecto fotoeléctrico.
El modelo de Bohr del átomo de hidrógeno. Transiciones y espectros de emisión. La
naturaleza dual del electrón. Modelo mecánico-cuántico del átomo. Orbitales atómicos y
números cuánticos. El átomo polielectrónico. Principio de Aufbau. Configuraciones
electrónicas, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. La tabla periódica: bloques,
períodos y grupos. Parámetros atómicos: radio atómico e iónico, energía de ionización y
afinidad electrónica. Átomos e iones en compuestos químicos: polarización,
electronegatividad, estado de oxidación.
2- ESTRUCTURA MOLECULAR. UNIONES QUIMICAS
Teorías empíricas del enlace químico. Estructuras de Lewis y regla del octeto; sus
limitaciones. Forma y polaridad de las moléculas: teoría de la repulsión de los pares
electrónicos de valencia (TREPEV). Momento dipolar. Direccionalidad del enlace químico:
teoría de unión de valencia. Hibridización. Geometría. Enlaces simples y múltiples:
orbitales s, p y d. Limitaciones de la teoría. Teoría de orbitales moleculares. Orbitales
moleculares y sus niveles de energía. Tipos de orbitales moleculares. Reglas para el
llenado de orbitales. Moléculas diatómicas homonucleares. Moléculas diatómicas
heteronucleares. Propiedades de las uniones: longitud de unión, orden de unión y energía
de unión. Transiciones electrónicas. Comprobación experimental de los niveles
energéticos.
3. TERMODINÁMICA
Definiciones básicas de termodinámica: energía, calor, trabajo. Calores específicos y
capacidad calorífica. Energía interna y temperatura. Procesos reversibles e irreversibles.
Funciones de estado. Primera Ley de la Termodinámica. Entalpía. Variación de entalpía
por cambio de fase y por reacción. Energías de enlace. Ciclos entálpicos.
4. TERMODINÁMICA Y ESPONTANEIDAD
Segunda Ley de la Termodinámica. Entropía. Entropía y espontaneidad. Consideraciones
microscópicas de la entropía. Otros potenciales termodinámicos: Energía de Gibbs como
criterio de espontaneidad y equilibrio para procesos isotérmicos-isobáricos.
5. EQUILIBRIO DE FASES
Transiciones de fases en sistemas de un componente. Presión de vapor: ecuación de
Clapeyron-Clausius. Sistemas de dos componentes: leyes de Raoult y Henry.
Propiedades coligativas: ascenso ebulloscópico, descenso crioscópico, descenso de la
presión de vapor y presión osmótica.
6. EQUILIBRIO QUÍMICO
Termodinámica del equilibrio químico. Reacciones en fase gaseosa. Constantes de
equilibrio. Estabilidad y equilibrio: Principio de Le-Chatelier. Ecuación de van’t Hoff.
7. EQUILIBRIOS EN SOLUCIÓN: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Equilibrio de disociación de ácidos y bases. pH. Ácidos y bases fuertes. Constantes de
equilibrio para ácidos y bases débiles. Equilibrio ácido-base en soluciones de sales.
Soluciones Reguladoras. Ácidos polipróticos.
8. EQUILIBRIOS EN SOLUCIÓN: PRECIPITACIÓN
Equilibrio de solubilidad para sales poco solubles: Constante de solubilidad.
9. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Características de las reacciones de óxido-reducción (redox). Métodos de ajuste de
coeficientes. Electroquímica: electrólisis, leyes de Faraday. Potenciales estándares de
reducción. Pilas. Fuerza electromotriz y entalpía de Gibbs.
10- CINETICA QUIMICA
Velocidad de las reacciones químicas. Órdenes de reacción. Factores que afectan la
velocidad de las reacciones. Energía de activación y teoría de Arrhenius. Generalidades
sobre las reacciones de desintegración radioactivas. Técnica de datación.
11- HIDRÓGENO Y ELEMENTOS METÁLICOS DEL BLOQUE s
Distribución de los elementos metálicos y no metálicos en la tabla periódica. El hidrógeno.
Características y reactividad. Hidruros binarios. Uniones puente de hidrógeno.
Propiedades generales de los metales. Metales del grupo s, Propiedades físicas y
tendencias en los grupos I y II. Oxidos, hidróxidos y peróxidos.
12. ELEMENTOS METÁLICOS DEL GRUPO p
Tendencias de los estados de oxidación. Aluminio, Estaño, Plomo y Bismuto. Obtención,
compuestos y reacciones más importantes. Reactividad, efecto del par inerte.
13. ELEMENTOS NO METÁLICOS
Propiedades generales de los elementos no metálicos.
Boro, obtención y propiedades de sus compuestos como ácido de Lewis, hidrólisis.
Carbono, alotropía, grafito, diamante y fullerenos. Compuestos más importantes. Efecto
invernadero. Silicio, obtención y compuestos más importantes. Comparación entre las
propiedades del silicio y del carbono. Zeolitas Nitrógeno, obtención. Estados de oxidación
y compuestos más importantes. Smog fotoquímico. Fósforo, alotropía. Compuestos más
importantes. Oxígeno, óxidos, peróxidos y superóxidos. Ozono. Calcógenos. Estados de
oxidación y compuestos más importantes. Halógenos, preparación y propiedades.
Halogenuros, oxoácidos, interhalógenos. Gases nobles, propiedades y usos. Reactividad
y estructura de los compuestos de xenón.
14. ELEMENTOS METALICOS DEL GRUPO d
Propiedades comunes de los elementos de la primera y segunda serie de transición.
Ocurrencia en la naturaleza. Obtención y usos de los elementos libres. Tendencias en el
estado de oxidación y sus causas. Formación de iones complejos. Colores de los iones de
los metales de transición. Absorción de la luz. Magnetismo. Reacciones de los metales de
la primera serie de transición. Comparación con la segunda y tercer serie. Aplicaciones de
los compuestos de coordinación.