Geometría Molecular y Polaridad

H₂O: Angular, polar. SiO₂: Lineal, apolar. NH₃: Pirámide trigonal, polar. BH₃: Triángulo plano, apolar. CH₄: Tetraedro, apolar. CH₃Cl: Tetraedro no simétrico, polar. BeF₂: Lineal, apolar. O₂/N₂/H₂: Lineal, apolar.

Polar: ∑μ≠0, se establecen fuerzas de Van der Waals (dipolo-dipolo) y puentes de hidrógeno. Apolar: ∑μ=0, se establecen fuerzas de London.

Termodinámica

Entalpía (∆H): ∆H_r=(c*∆H_f^c+d*∆H_f^d)-(a*∆H_f^a+b*∆H_f^b). Entropía (∆S): mide el desorden de un sistema.

∆S+: aumenta el desorden (estado gaseoso). ∆S-: disminuye el desorden. ∆S_r=∑n*∆S_f^productos-∑n*∆S_f^reactivos. Energía libre de Gibbs (∆G): mide la espontaneidad de una reacción. ∆G (–): espontánea, (+): no espontánea, (=0): en equilibrio. ∆G=∆H-Tº*∆S.

Equilibrio Químico

Equilibrio: (n_o: moles iniciales, n_r: moles que reaccionan, n_eq: moles en equilibrio, n/v_eq: concentración en equilibrio). Kc: (C)^c*(D)^d/(A)^a*(B)^b. Kp=Pc^c*Pd^d/Pa^a*Pb^b. Kp=Kc*R*T^(∆n), donde ∆n=(c+d)-(a+b). (Q>Kc: la reacción se desplaza hacia la izquierda), (Q=Kc: equilibrio), (Q: la reacción se desplaza hacia la derecha).

Conceptos Adicionales

Energía de red (U): es la energía que hay que comunicar a un mol de un compuesto iónico para que sus iones se separen a una distancia tal que dejen de interaccionar. Se mide en kJ/mol.

Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV): afirma que todos los pares electrónicos de la capa de valencia de los átomos que forman los enlaces covalentes se sitúan lo más alejado posible unos de otros, de manera que las repulsiones entre ellos sean mínimas. Esta teoría explica la geometría de las sustancias covalentes.

Teoría del enlace de valencia (TEV): afirma que para que se forme un enlace entre dos átomos, cada uno de ellos debe tener un orbital con un electrón desapareado. De esta manera, al aproximarse las nubes de carga de los orbitales de los dos átomos hasta una distancia adecuada, se producirá una superposición parcial de ambas y en la zona común tendrá lugar el apareamiento de los electrones, lo que supone la formación de un enlace. Para que la superposición sea efectiva, los orbitales han de tener un tamaño comparable y aproximarse con una orientación adecuada.

Principio de Le Chatelier

Principio de Le Chatelier: Cuando un sistema en equilibrio experimenta una transformación, dicho sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto de dicha acción hasta obtener un nuevo estado de equilibrio.

• Aumento de la concentración de una sustancia: el sistema evoluciona en el sentido en que se consume esa sustancia.
• Disminución de la concentración de una sustancia: el sistema evoluciona en el sentido en que aumenta la concentración de esa sustancia.
• Aumento de la presión del sistema o disminución del volumen: el sistema evoluciona en el sentido en el que disminuye el número de partículas gaseosas.
• Disminución de la presión del sistema o aumento del volumen: el sistema evoluciona en el sentido en que aumenta el número de partículas gaseosas.
• Aumento de la temperatura: el sistema evoluciona en el sentido en que tiene lugar el proceso endotérmico.
• Disminución de la temperatura: el sistema evoluciona en el sentido en que tiene lugar el proceso exotérmico.

Tabla Periódica

    1    2   3    4   5   6   7   8   9   10   11   12   13   14   15   16   17   18

1  H                                                                                                     He

2  Li  Be                                                            B     C     N     O   F     Ne

3  Na Mg                                                          Al    Si     P   S    Cl    Ar

4  K  Ca  Sc  Ti   V  Cr  Mn  Fe  Co Ni    Cu   Zn   Ga   Ge   As  Se  Br   Kr

5 Rb Sr  Y  Zr  Nb Mo Tc   Ru Rh  Pd   Ag   Cd   In   Sn    Sb   Te    I     Xe

6 Cs Ba La Hf  Ta  W   Re  Os  Ir   Pt    Au  Hg  Tl     Pb    Bi   Po   At    Rn  

7  Fr  Ra Ac Rf  Db Sg  Bh  Hs