Principios de la Teoría Cinética de los Gases

Los gases están formados por partículas (átomos o moléculas) separadas por grandes distancias en comparación con su tamaño, por lo que el volumen ocupado por las moléculas es despreciable frente al volumen total. La mayor parte del volumen de un gas es espacio vacío.

– Las moléculas están en continuo movimiento aleatorio. Se desplazan en línea recta, chocando entre sí y contra las paredes del recipiente. Estos choques son elásticos, es decir, la energía total se conserva, aunque una molécula puede ganar energía y otra perderla.

– Las fuerzas de cohesión entre las moléculas (fuerzas intermoleculares) son muy débiles o nulas.

– La temperatura es proporcional a la energía cinética media de las moléculas y, por tanto, a su velocidad media (Ec = 1/2 mv²).

– La presión ejercida por un gas es proporcional al número de choques por unidad de superficie de las moléculas contra las paredes del recipiente.

Postulados de Bohr

El electrón solo puede girar en ciertas órbitas circulares con energía y radios determinados, sin emitir energía. En estas órbitas, la energía del electrón es constante.

El momento angular del electrón en estas órbitas es un múltiplo entero de h/2π. Estas son las únicas órbitas posibles.

El electrón emite energía solo cuando pasa de una órbita a otra de menor energía.

Pilares de la Nueva Teoría Cuántica

Dualidad Onda-Corpúsculo

Louis de Broglie postuló que el electrón y toda partícula material en movimiento tienen un comportamiento ondulatorio. Las propiedades ondulatorias y corpusculares de la materia se relacionan mediante:

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Establece que es imposible determinar simultáneamente con precisión la posición y el momento lineal de una partícula.

Principio de Aufbau o de Construcción Progresiva

Los electrones de un átomo en su estado basal ocupan los orbitales de más baja energía, minimizando la energía electrónica total del átomo.

Criterio de Clasificación de Mendeleiev

Los elementos se ordenan en orden creciente según su número atómico (Z), que representa el número de protones en el núcleo. La Tabla Periódica se organiza en 7 filas o periodos y 18 columnas o grupos. Los elementos de una misma fila tienen el mismo número de niveles de energía y sus propiedades varían periódicamente. Los elementos de una misma familia tienen el mismo número de electrones de valencia, lo que resulta en propiedades químicas similares.

Ley Periódica

Las propiedades químicas y físicas de los elementos tienden a repetirse de manera sistemática a medida que se incrementa el número atómico. La Tabla Periódica ordena los elementos según este principio.

Teoría de Lewis del Enlace Químico

Los átomos se combinan para adquirir configuraciones electrónicas como las de los gases nobles. Los símbolos de Lewis representan los átomos con su símbolo químico y puntos alrededor que simbolizan los electrones de valencia.

Se colocan puntos en los lados del símbolo hasta un máximo de 4 pares, y luego se emparejan hasta alcanzar un octeto.

Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

Es un modelo para predecir la geometría molecular basado en la repulsión electrostática de los pares de electrones de valencia. Los pares de electrones se disponen espacialmente para minimizar esta repulsión, determinando la geometría molecular.

Teoría del Enlace de Valencia

El enlace se forma por la superposición de orbitales atómicos de dos átomos diferentes, cada uno con un electrón (orbitales semillenos). La superposición forma un orbital molecular con dos electrones, creando un enlace entre los átomos.

Modelo del Gas Electrónico para el Enlace Metálico

Los metales están formados por una aglomeración de núcleos positivos entre los que se mueven libremente los electrones. Estos electrones no pertenecen a átomos individuales, sino al conjunto, explicando las propiedades metálicas.

Primer Principio de la Termodinámica

La diferencia entre la energía suministrada al sistema en forma de calor y la que este proporciona a sus alrededores en forma de trabajo es igual a la variación de la energía del sistema (dU = dQ – dW).

Leyes Termoquímicas: Lavoisier-Laplace y Hess

Ley de Lavoisier-Laplace

La entalpía de una reacción química a una temperatura dada es igual, pero de signo opuesto, a la de la reacción inversa.

Ley de Hess

El calor de reacción a presión o volumen constante es el mismo, independientemente de si la reacción ocurre en una o varias etapas.

Segundo Principio de la Termodinámica

La entropía (desorden) de un sistema aislado nunca puede decrecer. Cuando un sistema alcanza la máxima entropía, llega al equilibrio.

Criterio de Espontaneidad: Energía Libre de Gibbs

La energía libre de Gibbs (∆G) predice la espontaneidad de un proceso: ∆G = ∆H – T∆S. Un proceso es espontáneo si ∆G es negativo.

Teoría de Colisiones

Para que ocurra una reacción química, las moléculas de reactantes deben chocar con suficiente energía y orientación adecuada. Las colisiones efectivas forman productos.

Teoría del Complejo Activado

Cuando los reactantes se aproximan, forman un estado intermedio de alta energía e inestabilidad llamado complejo activado. La energía necesaria para alcanzar este estado es la energía de activación (Ea). A mayor Ea, menor velocidad de reacción.

Ley de Acción de Masas

En una reacción química en equilibrio, el producto de las concentraciones de los productos elevado a sus coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevado a sus coeficientes, es una constante a cada temperatura (constante de equilibrio).

El cociente de reacción (Q) se calcula igual que la constante de equilibrio, pero con composiciones que pueden no ser de equilibrio. Si Q = Kc, el sistema está en equilibrio. Si Q Kc, evoluciona hacia la izquierda.

Principio de Le Chatelier

Si un sistema en equilibrio es perturbado, evoluciona para contrarrestar la perturbación. Cambios en concentración, temperatura o presión desplazan el equilibrio.

Teoría de Arrhenius

Define ácidos como sustancias que liberan iones H+ en agua y bases como sustancias que liberan iones OH-.

Teoría de Brønsted-Lowry

Ácidos son donantes de protones (H+) y bases son aceptores de protones. Las reacciones ácido-base son una competencia por protones.

Teoría de Lewis de Ácidos y Bases

Ácidos aceptan pares de electrones y bases donan pares de electrones para formar enlaces covalentes dativos.

Leyes de Faraday de la Electrolisis

La cantidad de sustancia oxidada o reducida en cada electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la disolución.

Primera Ley de Faraday

La masa de sustancia depositada es proporcional a la corriente eléctrica.

Segunda Ley de Faraday

Para una misma cantidad de electricidad, la masa depositada es proporcional a su masa atómica y al número de electrones intercambiados.

Definiciones

:

• MOL: la cantidad de sustancia que posee un número específico de entidades de carácter elemental como átomos se pueden hallar en doce gramos de carbono-12. Esto quiere decir que el número de unidades elementales (como el caso de átomos, moléculas o iones, por ejemplo) que se reflejan en un mol de sustancia es una constante que no guarda relación directa con el tipo de partícula o del material en cuestión. Dicha cantidad se conoce con el nombre de número de Avogadro.
• La molaridad (M), o concentración molar, es la cantidad de sustancia (n) de soluto por cada litro de disolución.
• La molalidad (m) es el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de disolvente.
• Partes por millón: para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra, es común emplear las relaciones partes por millón (ppm)
• Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

• Reactivo limitante:  Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.  Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.
• Números cuánticos: on valores numéricos discretos que indican las características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. Permite describir las caracteristicas de un electron gracias a ellos podemos conocer aspectos como: forma orbital, ubicacion del electron, y el sentido en que gira esta particula

Nº cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3…) y coincide con el mismo nº cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Nº cuántico secundario (ℓ): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.

Nº cuántico magnético (mℓ): puede tener todos los valores desde – ℓ hasta + ℓ pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj, bien en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el nº cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½.

 (n, ℓ, mℓ)   Definen un orbital

  (n, ℓ, mℓ, ms)   Definen a un electrón en un orbital determinado

• Orbital atomico: un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón.
• Espin electrónico: El espín es una propiedad cuántica que describe un momento angular intrínseco de una partícula
• Resonancia: la resonancia es el movimiento o deslocalización de electrones pi o n (no compartidos). la resonancia se aplica a aquéllas estructuras donde hay varias formas de representar a un compuesto. la resonancia es una forma de estabilización, ya que los electrones se dispersan en un volumen mayor.