Enlace Químico: Cualquier mecanismo de ligadura o unión química entre átomos.
Resonancia: Concepto por el cual la estructura correcta de Lewis es intermedia entre todas las posibles fórmulas.
Electrovalencia (Valencia Iónica): Forma compuestos iónicos. Tiene signo, nos indica la carga de los iones estables que forma ese elemento.
Covalencia: Indica cuántos enlaces covalentes forma un elemento. No tiene signo, coincide con el número de electrones desapareados.
Enlace Dativo: Cuando el par de electrones compartido ha sido aportado por uno solo de los átomos.
Energía de Disociación: Es la energía para romper un mol de enlaces covalentes en especies gaseosas.
Energía de Cohesión: De un sólido, es la energía que mantiene unidas a las partículas que lo componen.
Energía Reticular: Es la que debe aportarse para disgregar un mol del cristal iónico y transformarlo en iones aislados.
Molécula: Agregado de estructura fija formado por un número definido de átomos, unidos entre sí por enlaces covalentes.
Hibridación: Proceso por el cual orbitales atómicos puros se combinan entre sí, transformándose en orbitales atómicos híbridos.
Fuerza Intermolecular: Cualquier tipo de interacción entre moléculas que no implique enlace químico.
Promoción: Un átomo podría promocionar electrones a un subnivel energético superior si la energía necesaria que debe adquirir no es muy elevada y la devuelve cuando se forman los enlaces.
Principios y Conceptos Clave en Química
Principio de Planck: La energía no puede emitirse de forma continua, sino en forma de paquetes o cuantos, cuya energía viene dada por: E = n x h x f.
Efecto Fotoeléctrico: Fenómeno por el cual muchos materiales expulsan electrones cuando son iluminados con la luz adecuada.
Principio de Incertidumbre: Es la imposibilidad de establecer con precisión la trayectoria del electrón por el espacio.
Espectro Discontinuo: Conjunto de frecuencias de la luz emitida o absorbida por una determinada sustancia a escala atómica.
Espectro de Absorción: Se hace pasar un haz de luz blanca sobre la muestra gaseosa, la cual absorbe dicha energía. La luz que sale se descompone y se estudian las ausencias.
Espectro de Emisión: La muestra gaseosa contiene átomos excitados por un aporte externo de energía. La energía sobrante de la muestra se elimina por emisión de luz, que se descompone en un prisma y se obtienen las características de cada elemento químico.
Sustancia Paramagnética: Es atraída débilmente por un imán.
Sustancia Diamagnética: No es atraída por un imán.
Principio de Exclusión de Pauli: Cada orbital solo puede albergar un número máximo de electrones. Pauli, a partir de observaciones, estableció: En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los valores de los números cuánticos iguales. Las consecuencias son: *Cada orbital solo puede albergar un máximo de dos electrones. Estos dos electrones han de tener espines contrarios (apareados).
Principio de Máxima Multiplicidad de Hund: Cuando en un subnivel energético existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el máximo número de ellos y además con espines paralelos.
Ley de Moseley: Expuso que la frecuencia característica de la radiación emitida (rayos X) está directamente relacionada con el número atómico Z.
Energía de Ionización: Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental. Es mayor la segunda energía de ionización que la primera, porque: *Al quitar un electrón de un átomo neutro, tiene mayor estabilidad, por tanto, se requiere una mayor energía para arrancar el siguiente electrón. *La carga nuclear efectiva es mayor en el segundo caso, ya que al haber un electrón menos, la fuerza de atracción sobre los electrones externos será mayor. *Hay un salto energético tan brusco que tiene lugar al arrancar un electrón de una capa más interna.
Afinidad Electrónica: Es la energía desprendida o absorbida cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón para formar un ión negativo.
Electronegatividad: Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento, para atraer hacia sí, el par de electrones compartidos, de un enlace covalente.
Energía Reticular: En los casos de los sólidos iónicos, es la energía que debe aportarse para disgregar un mol de cristal iónico y transformarlo en iones aislados en fase gaseosa.
Efecto Fotoeléctrico: Es el fenómeno por el cual los materiales expulsan electrones cuando son iluminados con la luz adecuada.
Radio Atómico y Transferencia de Electrones
Radio Atómico: Distancia entre los núcleos de dos átomos en un sólido metálico. En el caso de sustancias covalentes, distancia entre los núcleos de los átomos idénticos de una molécula. En un mismo grupo aumenta hacia abajo, al pasar de un grupo a otro, porque aumenta el número de capas electrónicas. En un mismo periodo aumenta hacia la izquierda, ya que disminuye el número atómico y entonces hay una menor atracción sobre la envoltura electrónica y aumenta el radio.
Transferencia de Electrones: Se produce si se combinan elementos con una gran diferencia de electronegatividad desde el átomo más electropositivo hacia el más electronegativo.
Propiedades de los Compuestos Iónicos y Metálicos
Enlace Iónico: Es la unión química formada por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. El enlace iónico es colectivo, un enorme número de cationes y aniones se atraen, dando lugar a un cristal iónico, por eso los compuestos iónicos son sólidos y las fórmulas son empíricas. Su aspecto externo revela su estructura cristalina del interior. Esto se debe a que la fuerza eléctrica es de largo alcance y se dirige en todas direcciones.
Propiedades de los Compuestos Iónicos: No hay moléculas, su estructura es cristalina, pero las fuerzas que sostienen al cristal son eléctricas. Puntos de fusión y ebullición medios y altos, cuanto mayor es su energía reticular, más alto es. Son duros, pero quebradizos, se debe a un desplazamiento de los planos iónicos que provoca repulsiones electrostáticas. En estado sólido son aislantes eléctricos y malos conductores, pero fundidos conducen la corriente. Se disuelven en líquidos muy polares, pero son insolubles en apolares, ya que la disolución exige separar cargas eléctricas y esto solo pueden hacerlo moléculas polares. En agua conducen, porque existen iones libres.
Metales: Estructura compacta: expulsan electrones. Muestran brillo característico. Excelentes conductores de electricidad y calor. Dureza media o baja y tienen buenas propiedades mecánicas. Puntos de fusión altos. No se disuelven. Se disuelven unos en otros y originan aleaciones y amalgamas.
Sustancias Covalentes: No hay moléculas. Los átomos conforman un cristal covalente o sólido reticular. No hay electrones libres, debido a fuertes enlaces covalentes localizados que unen a los átomos. Son sólidos a temperatura ambiente con puntos de fusión muy elevados, se llaman sólidos covalentes. Son muy duros. Son muy rígidos ya que la estructura de enlaces covalentes no permite la deformación. Buenos aislantes y malos conductores. Son insolubles, ya que la disolución requiere romper enlaces covalentes y eso solo puede conseguirse mediante reacciones químicas.
Termodinámica y Cinética Química
Método RPECV: Las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de valencia que rodean al átomo central se repelen entre sí, adoptando la disposición espacial que minimice la repulsión eléctrica (está rodeado de solo 2/3/4/5/6 zonas de alta densidad electrónica en torno al átomo central, que se orientan hacia los extremos opuestos de una línea recta/triángulo equilátero/tetraedro/bipirámide trigonal/octaedro).
Ley de Avogadro: A igual presión y temperatura, volúmenes iguales de dos gases diferentes tienen el mismo número de moléculas.
Primer Principio de la Termodinámica: Todo sistema posee una propiedad termodinámica, denominada energía interna, que toma un valor característico para cada estado y que aumenta cuando el sistema absorbe calor o soporta trabajo: ΔU = Q + W.
Variación de Energía Interna: En un proceso isocoro o a volumen constante es igual al calor intercambiado por el sistema, este Qv, si es función de estado: ΔU = Qv. El calor intercambiado en un proceso a presión constante, coincide con la entalpía. Este calor a presión constante, Qp, si es función de estado: ΔH = Qp = ΔU + P·ΔV. En reacciones gaseosas: ΔH = ΔU + Δn·R·T.
Ley de Hess: La variación de entalpía (ΔH) asociada a una reacción química es la misma si la reacción se verifica directamente en una sola etapa, o si lo hace en varias. Esto se debe a que la entalpía es una función de estado y la variación que se produce en una función de estado cuando evoluciona desde un punto a otro, solo depende del punto de partida y de llegada y no del camino que recorre la reacción.
Calor: Es la energía térmica que se transmite de forma natural o espontánea entre dos cuerpos que se encuentran a diferente temperatura.
Función de Estado: Cuando el valor de una variable termodinámica depende solo de los estados inicial y final del sistema y no del camino que haya seguido entre ambos.
Segundo Principio de la Termodinámica: En todo proceso espontáneo, se produce un aumento total de la entropía del universo.
Entropía: Es una medida del desorden de un sistema.
Espontáneo: Si tiene lugar en un sistema que se deja que evolucione por sí mismo.
No Espontáneo: Si no se produce a menos que se le aplique de forma continua alguna acción externa.
Energía de Gibbs: Para procesos a presión y temperatura constantes, la condición para que un proceso sea espontáneo es que haya una disminución de la energía libre de Gibbs, es decir que ΔG < 0.
Velocidad de Reacción: Es el cambio que experimenta la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo. V = K·[A]a·[B]b = -d[A]/dt (para reactivos).
Factores que Afectan la Velocidad de Reacción: Un aumento de concentración de los reactivos conlleva un aumento de velocidad.
Naturaleza Química: Las reacciones que no implican reajuste de enlaces son rápidas y las que requieren la ruptura de enlaces covalentes suelen ser más lentas.
Estado Físico: Si reacciona un sólido, cuanto más pulverizado, mayor velocidad.
Catalizadores: Aumentan mucho la velocidad, no se consumen, se recuperan al final y no aparecen en la ecuación.
Inhibidores: Disminuyen la velocidad de la reacción.
Teoría de Colisiones: Relaciona la constante cinética con el número de colisiones eficaces entre moléculas.
Teoría del Estado de Transición: Estudia el perfil energético de la reacción, calcula cómo cambia la energía del sistema químico.
Catalizador (Tema 7): Sustancia capaz de hacer evolucionar un sistema químico hacia su estado de equilibrio más rápido, sin alterar las propiedades del equilibrio ni consumirse durante el proceso. NO altera las variables termodinámicas del proceso, el catalizador no aporta ni consume energía del sistema. No cambia ni la ΔH ni la ΔG. Acelera por igual las reacciones directas e inversas.
Catálisis Homogénea: Aquella en la cual el catalizador se encuentra disperso de forma uniforme en el seno de una mezcla de gases o de una disolución líquida.
Energía de Activación: Indica la energía mínima necesaria que han de tener las moléculas para que su interacción sea eficaz y haya reacción.
Equilibrio Químico
Equilibrio Químico: Es un estado del sistema en el que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales. En esa situación las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción permanecen constantes.
Energía de Activación: Es la energía del estado de transición o del complejo activado y no depende de la temperatura.
Ley de Acción de Masas: Para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones molares de productos y reactivos, tiene un valor constante.
Equilibrio Homogéneo: Todas las sustancias se encuentran en disolución o son líquidos puros miscibles.
Equilibrio Heterogéneo: Cuando no todos los reactivos y productos están en la misma fase.
Grado de Disociación: Se define como la fracción de mol que se disocia, es decir, el tanto por uno de reactivo disociado en el equilibrio.
Principio de Le Châtelier y Equilibrios Ácido-Base
Principio de Le Châtelier: Cuando un sistema es perturbado desde el exterior modificando sus condiciones, se desplazará en el sentido que tienda a contrarrestar dicha perturbación.
Cambios en la Concentración: Cuando a un sistema en equilibrio se le añade más cantidad de una de las sustancias, se desplaza hacia el lado donde no esté presente dicha sustancia. Si, por el contrario, retiramos una de las sustancias, el equilibrio se desplazará hacia el lado donde ella se encuentre.
Presión: Cuando desde el exterior aumenta la presión, por disminución del volumen, el equilibrio se desplaza en el sentido donde menor sea el número de moles.
Temperatura: Un aumento de la temperatura favorece siempre el proceso endotérmico y una disminución, el proceso exotérmico.
La adición de un catalizador a un proceso en equilibrio no produce ningún cambio en el estado de este.
La precipitación de un compuesto poco soluble puede tener lugar cuando se mezclan dos disoluciones en las que cada una de ellas contiene uno de los iones que forman dicho compuesto. La adición a un equilibrio de solubilidad de un ión común, conlleva una disminución en la solubilidad del compuesto.
Electrolito: Sustancia que al disolverse en agua experimenta una disolución total o parcial en sus iones. Por el contrario, aquellas sustancias que no se disocian en iones se denominan no electrolitos.
Teoría de Brönsted-Lowry: Un ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón, H+, a otra sustancia, que es la base. Base es toda sustancia capaz de aceptar un protón, H+, de otra sustancia ácida.
Teoría de Arrhenius: Un ácido es una sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus iones, liberando H+. Una base es una sustancia, que en disolución acuosa se disocia en sus iones, liberando OH-.
Una disolución acuosa es neutra si en ella la concentración de iones oxonio es igual a la de iones OH-.
Concepto de pH: Es el logaritmo decimal de la concentración de iones oxonio cambiado de signo. pH + pOH = 14.
Arrhenius: Un ácido o base es fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra 100% disociado. Por el contrario, tendrá comportamiento de ácido o base débil cuando esté poco disociado.
Brönsted-Lowry: Un ácido tiene mucha tendencia a ceder protones y una base a aceptar protones.
Ácidos Polipróticos: Son sustancias que pueden ceder más de un protón.
Hidrólisis: Fenómeno por el cual uno o dos iones que forman una sal reaccionan con el agua. Esto conlleva un exceso de iones oxonio u OH-, por lo que se modifica el pH del agua.
Valoración Ácido-Base: Técnica de análisis que permite determinar la concentración de una disolución a partir de su reacción ácido-base con otra disolución de concentración conocida.
Indicador: Sustancia, que puede ser ácido débil o base débil, la cual se caracteriza por tener distinto color la forma ácida y su base conjugada.
Electroquímica
Electrólisis: Proceso mediante el cual se produce una reacción química a partir de energía eléctrica. En cuba o celda electrolítica.
Número de Oxidación: Número de cargas que tendría ese átomo si los electrones del enlace covalente se asignasen al átomo más electronegativo.
Oxidación: Es cualquier proceso donde una sustancia gana oxígeno. En la oxidación pierde hidrógeno. Proceso por el cual un reductor pierde electrones.
Reducción: El proceso por el cual una sustancia pierde oxígeno. Gana hidrógeno. Es el proceso por el cual un oxidante gana electrones.
El Agente Oxidante: Se reduce, mediante la reducción. Especie química que toma electrones de otra.
El Agente Reductor: Se oxida, mediante la oxidación. Es toda especie química que cede electrones a otra.
Celda Electroquímica: Es un dispositivo que permite obtener una corriente eléctrica a partir de una reacción redox espontánea.
Potencial de una Celda: Es la diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo.
Espontaneidad Redox: Es espontánea si el potencial de la celda formada por las dos semirreacciones en las que podemos descomponer dicha reacción es positivo (Eº > 0). No espontánea si dicho valor es negativo (Eº < 0).
Diferencia entre Celda Electroquímica y Electrolítica:
Una produce energía eléctrica a partir de una reacción química. La otra produce una reacción química a partir de energía eléctrica.
La reacción química es espontánea en la celda electroquímica, no lo es en la electrolítica.
El ánodo es el polo negativo y el cátodo el positivo en la celda electroquímica. El ánodo es el polo positivo y el cátodo el negativo en la electrolítica.
En ambas la oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo.
Geometría Molecular y Polaridad
Moléculas de tipo AB2: BeCl2. El Be está rodeado de solo dos zonas de alta densidad electrónica en torno al átomo central, que se orientan hacia los extremos opuestos de una línea recta. Estas moléculas son lineales con ángulo de enlace de 180º. El átomo de Be tiene una estructura hipovalente o de octeto incompleto, que no está rodeado de 8 electrones.
Moléculas de tipo AB3: BF3. Hay tres zonas de alta densidad electrónica en torno al B, que se orientan hacia los vértices de un triángulo equilátero. Estas moléculas son planas y trigonales con ángulo de enlace de 120º.
Moléculas AB4: CH4. Son moléculas tridimensionales, no planas. Esta molécula tiene cuatro zonas electrónicas que rodean al C, se orientan hacia los vértices de un tetraedro. Son tetraédricas con ángulos de enlace de 109,5º.
Polaridad de Enlace Covalente:
Apolar: Cuando la nube electrónica se reparte de forma simétrica entre los núcleos y no se crean polos eléctricos. Los átomos son iguales.
Polar: Cuando los átomos que se unen no son iguales, la nube electrónica se deforma, es asimétrica y hay polos eléctricos.
Solubilidad y Conductividad:
Covalentes: Si es apolar, son solubles en disolventes apolares y no conductores. Si son polares, son solubles en disolventes polares y mayor conductividad.
Iónicos: Son solubles en disolventes polares como el H2O, no en disolventes apolares. La conductividad en sólidos es nula y disueltos sí conducen.
