Principios Termo
1. Ley de conservación de la energía, la energía se puede convertir pero la cantidad total de energía permanece constante.
2. Todos los procesos espontáneos producen un aumento de la entropía del universo. La entropía es una medida de la aleatoriedad o del desorden de un sistema.
3. Energía libre de Gibbs, es la energía disponible para realizar un trabajo. AG=AH-TAS. AG<0 espont, AG>0 no espont, AG=0 equili.
Modelo de Bohrn
Bohrn adoptó el modelo de Rutherford e intentó arreglar sus problemas basándose en la hipótesis cuántica de Planck.
Primer Postulado
El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo.
Segundo Postulado
En el modelo de Rutherford no existía la cuantización por lo que no se podían explicar los espectros atómicos.
Tercer Postulado
Un electrón solo puede pasar de una órbita permitida a otra. La energía liberada al pasar de una órbita permitida a otra de menor energía se emite en forma de fotón.
Orbital Atómico
Es el espacio en el que es más probable que se encuentre un electrón con una energía específica.
Número Cuántico Principal, n
Describe el nivel energético que ocupa el electrón. Equivale a la n de átomo de Bohr, puede tener cualquier valor entero 1,2,3.
Número Cuántico Secundario, l
Describe la forma geométrica de la región espacial ocupada por el electrón. Puede tomar valores desde 0 hasta n-1.
Número Cuántico Magnético, m
Describe la orientación espacial del orbital atómico. Toma valores desde -l hasta l.
Número Cuántico de Spin, s
Se refiere al giro del electrón sobre sí mismo. Puede tener valores 1/2 o -1/2.
Tamaño Atómico
La tendencia es la siguiente, grupo: al bajar en el grupo, aumenta radio; periodo: de izq a dch, en general, disminuye radio. Se explica teniendo en cuenta n y la acción de la carga nuclear efectiva sobre los electrones.
Energía de Ionización
Es la energía necesaria para eliminar un electrón de un átomo en su estado fundamental o ion gaseoso.
Afinidad Electrónica
Es la energía desprendida al añadir un electrón a un átomo en su estado fundamental o ion gaseoso.
Electronegatividad
Es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo.
Ácido y Base
Según Bronsted Lowry: ácido: toda sustancia capaz de ceder protones a otra, base: toda sustancia capaz de captar protones de otra.
Ácido y base según Arrhenios: ácido, toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza liberando iones hidrógeno al medio; base, toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza liberando iones hidroxilos al medio.
Ácido y base según Lewis: ácido, toda sustancia capaz de compartir o aceptar un par de electrones. Base, toda sustancia capaz de compartir o dar pares de electrones.
Efecto Ion Común
Este efecto se conoce al desplazamiento de un equilibrio iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones que están implicados en dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución de una sal que se encuentra disuelta en el.
Efecto Salino
Se conoce con este nombre a la presencia en disolución de iones extraños que no reaccionan ni con los reactivos ni con el precipitado, pero que sin embargo, producen un aumento de la solubilidad.
Entalpía de Reacción
Absorción o desprendimiento de energía en una reacción química.
Ley de Hess
La variación de entalpía del proceso global es la suma de los cambios entálpicos de cada una de las etapas que constituyen el proceso.
Teoría de Lewis
Los átomos se combinan unos con otros para adquirir configuraciones electrónicas de gases nobles.
Enlace Iónico
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas, cristales iónicos.
Índice de Coordinación
Número de iones de un signo que rodea a otro de signo contrario, esta influido por 1estequiometría del compuesto 2 relación de radios iónicos.
Energía Reticular
Energía del proceso de formación del cristal. Es función del potencial de ionización y de la afinidad electrónica.
Fuerzas de Van Der Waals
Interacciones entre momentos dipolares. Los dipolos se atraen o se repelen en función de como se encuentran orientados: interacciones atractivas e interacciones repulsivas.
Enlaces por Puentes de Hidrógeno
Se establecen entre un átomo electronegativo de una molécula y un átomo de hidrógeno unido a un átomo electronegativo de otra molécula. Es un enlace direccional.
Principio de Le Chatelier
Establece que: cuando surge una variación en alguna de las condiciones presentes en un sistema de equilibrio (temperatura, presión parcial o concentración), este variará para contrarrestar tales efectos y recuperar el equilibrio.
Factores que Afectan a la Velocidad de Reacción
Temperatura, la velocidad a la que se mueven las partículas aumenta con la temperatura.
Grado de División o Estado Físico de los Reactivos: en general las reacciones entre gases o sustancias en disolución son rápidas ya que están finamente divididas, mientras que en las reacciones que aparece un sólido son lentas, ya que la reacción solo tiene lugar en la superficie de contacto. Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor, en cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor.
Naturaleza de los reactivos, dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación: muy alto, entonces será lenta; muy baja, entonces será rápida.
Concentración de los reactivos: si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción, ya que al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.
Presencia de un Catalizador: los catalizadores son sustancias que aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse, su forma de acción es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. Este no provoca la reacción química, se añaden en pequeñas cantidades y cada catalizador sirve para determinadas reacciones, se puede recuperar al final de la reacción.
Configuración Electrónica
Es la forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo.
Fuerzas Intermoleculares
Interacciones entre moléculas. Dependen de la naturaleza de las moléculas.
Propiedades Moleculares
1. Energía de enlace, energía de ruptura de un enlace depende fundamentalmente de los átomos que están unidos en el enlace y menos del ambiente químico que rodea al enlace.
2. Distancia de enlace, distancia promedio que hay entre dos núcleos en una molécula.
3. Ángulo de enlace, ángulo interno entre dos enlaces.
4. Electronegatividad de un elemento.
5. Polaridad de un enlace.
Enlace Metálico
Teoría de Bandas. Teoría de orbitales moleculares, Banda de energía.
Elemento Químico
Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico Z.
Simbolo Químico: son abreviaturas de una o dos letras de su nombre, son universales.
Isotopos: todos los átomos que tienen el mismo número atómico Z pero diferente masico A se llaman isotopos, varían en el número de neutrones.
Iones: cuando un átomo pierde o gana electrones la especie formada es un ion.
Masa Atómica: es un número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos.
Masa Molecular: es la masa de una molécula en unidades de masa atómica.
Masa Molar: es la masa de un mol de esas moléculas.
Mol: cantidad de sustancia que contiene Na entidades elementales (átomos, moléculas), cte avogadro Na6,022×10-23 mol-1.
Teoría Cuántica
Dualidad onda-partícula. El concepto central de la teoría cuántica se puede enunciar: En algunas ocasiones la radiación electromagnética se comporta igual que las ondas continuas y en otras ocasiones se comporta igual que las partículas individuales, del mismo modo, en algunas ocasiones la materia se comporta igual que las partículas individuales y en otras igual que ondas. Einstein para explicar el efecto fotoeléctrico sugirió que la luz tiene propiedades semejantes a las de las partículas y está constituida por fotones. Sin embargo otros fenómenos de la luz se explican mejor mediante la teoría ondulatoria de la luz. Dualidad onda-partícula.
Principio de Incertidumbre de Heisemberg
Las magnitudes complementarias no pueden determinarse simultáneamente con toda la precisión que uno quisiera, hay siempre una incertidumbre intrínseca a la propia magnitud, AxAy>=h/4pi.