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 QUÍMICOIÓNICOMetal+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 HCovalencia: nº de e-compartidos por un elemento en un compuesto covalenteDiagrama 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 velocidadOrden 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 QUÍMICO1-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