Chuletas y apuntes de Química de Bachillerato y Selectividad

Configuració de Grups i Propietats Periòdiques

Càlcul del Grup:

• Bloc s¹: Grup 1
• Bloc s²: Grup 2
• Bloc d: s + d
• Bloc p: s + p + 10

Radi Atòmic

• En el període: Augmenta en disminuir el nombre atòmic (Z). Els electrons s'afegeixen al mateix nivell d'energia, la càrrega nuclear efectiva és més gran i atrau els electrons amb més força cap al nucli.
• En el grup: Augmenta en augmentar Z. S'afegeixen noves capes d'electrons. La distància entre el nucli i els electrons de valència és més gran; per tant, l'àtom ocupa més volum.

Energia d'Ionització

(Energia necessària per perdre un electró)

• En el període: Augmenta en augmentar Z. La càrrega nuclear efectiva és més gran. El nucli atrau els electrons de valència amb molta més força. Com que

Conceptos Fundamentales del Enlace Químico

Valencia y Estructuras Iónicas

Valencia Iónica

Es el número de electrones que pierde o gana un átomo para formar un ion estable (ejemplos: O²⁻, F¹⁻, N³⁻, Na¹⁺). Para formar un ion estable, el átomo busca alcanzar la configuración electrónica de gas noble.

Los enlaces iónicos forman redes cristalinas, que son estructuras infinitas con un número indeterminado de iones.

Energía Reticular (U)

Es la energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso.

Según la fórmula (U ∝ Z₁Z₂ / d²), la energía reticular (U) es:

• Directamente proporcional al producto de las cargas (Z₁Z₂).
• Inversamente proporcional al cuadrado de

Nomenclatura y Fórmulas de Compuestos Químicos

1. Nombres de Compuestos

• Ácidos binarios (H + no metal):
  • Ejemplo: HCl → Ácido clorhídrico
  • Regla: “Ácido” + nombre del no metal + “-hídrico”
• Ácidos oxoácidos (H + oxígeno + no metal):
  • Ejemplo: H₂SO₄ → Ácido sulfúrico
  • Regla: “Ácido” + nombre del no metal + “-ico” (si es el estado más alto)
• Hidróxidos:
  • Ejemplo: Fe(OH)₂ → Hidróxido ferroso
  • Regla: Nombre del metal + “hidróxido” + número de oxidación.
• Sales (metal + no metal):
  • Ejemplo: NaCl → Cloruro de sodio
  • Regla: Nombre del no metal + “-uro” + nombre del metal.
• Sales oxigenadas (metal + oxiácido):
  • Ejemplo: Na₂SO₄ → Sulfato de sodio
  • Regla: Nombre del anión + nombre del metal.

2. Fórmulas

• Ácido clorhídrico:

Acero y Fundición

Tipos de Acero

• Aceros no aleados: Cuando el porcentaje de los elementos químicos de la aleación está por debajo del 1,60%.
• Aceros aleados: Son aceros que además de hierro y carbono contienen otros elementos en más del 1,60%.

Presentaciones Comerciales del Acero

• Palastros: Chapas laminadas que miden entre 1x2 y 3x3 m.
• Barras: Piezas más largas, macizas y de secciones variables (alambre, flejes).
• Perfiles: Piezas huecas de secciones variables que oscilan entre 5 y 12 m.

Fundiciones

Son aleaciones de hierro-carbono que pueden contener otros elementos.

Clasificación de las Fundiciones

• Ordinaria: Fundición blanca, fundición gris y atruchada.
• Aleada.
• Especial: Maleable de corazón blando, de corazón negro, perlítica y modular.

Metales

Teoría d enlace d Valencia

El enlace covalente se formará al aproximarse 2átomos,d tal manera q la posición d sus orbitales sea adecuadPara q permita la superposición o solapamiento d los orbitales atómicos y ade+ ls electrones situados en los orbitales q se superponen, dben poseer los espines antiparalelos.

Enlace sigma

El solapamiento tiene lugar d forma frontal.

Enlace ð

El solapamiento es lateral(-fuerte q sigma).

Enlace simple

1sigma.

E.Doble

1sigma,1 ð.

E.Triple

1sigma,2ð.

Propiedades de las sustancias covalentes

*

Moleculares

Pueden en estado So,LiyGas, en estado sólido forman redes cristalinas, se unen mediante puentes de H y fuerzas de van der Waals y puentes de H, puntos d fusión y ebullición bajos, insolubles en polares y solubles... Continuar leyendo "Fundamentos de Enlace Químico, Fuerzas Intermoleculares y Termodinámica" »

Configuraciones Electrónicas

La distribución de los electrones de un átomo en sus distintos niveles y orbitales alrededor del núcleo recibe el nombre de configuración electrónica.

Principios Fundamentales de la Configuración Electrónica

• Principio de Exclusión de Pauli

  Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Así, en cada orbital solo puede haber dos electrones, uno con espín +1/2 y el otro -1/2.

• Regla de Hund

  Dos orbitales con los mismos números cuánticos n y l tienen la misma energía. Para llenarlos, primero se coloca un electrón en cada orbital; a continuación, se completan con el segundo electrón.

Números Cuánticos

Los números cuánticos son un conjunto de valores numéricos que... Continuar leyendo "Configuración Electrónica y Propiedades Periódicas: Fundamentos Químicos Esenciales" »

Reacciones Químicas: Homogéneas vs. Heterogéneas

Reacción heterogénea: ocurre cuando las sustancias están en fases diferentes y se desarrolla solo en la interfase. Por ejemplo, la reacción del zinc con el ácido clorhídrico que produce cloruro de zinc y gas hidrógeno, que ocurre en la interfase sólido-líquido.

Reacción homogénea: ocurre cuando los reactivos y productos están en una sola fase. Por ejemplo, la combustión del metano que ocurre en una fase gaseosa.

Factores que Afectan la Velocidad de una Reacción Química

Estos factores están relacionados con los reactivos o con la reacción misma.

Factores Relacionados con los Reactivos

a. Naturaleza de los reactivos: La naturaleza de los reactivos es un factor termodinámico relacionado... Continuar leyendo "Velocidad y Factores en Reacciones Químicas: Un Estudio Detallado" »

Introducción a la Medición en Química

Definición de Error

El error absoluto de una medida es la diferencia en valor absoluto entre el valor obtenido por nosotros y el valor real.

El error relativo es una cantidad que se mide en tanto por ciento (%), debido a que es un número adimensional (no tiene unidades).

Clasificación de Errores

• Errores de Resolución

  Los errores de resolución se deben a la precisión limitada de los instrumentos de medida. Se refieren a la medida más pequeña que se puede apreciar claramente en la escala de un instrumento, como una balanza.

• Errores Accidentales

  Los errores accidentales ocurren cuando se repite la medida de una magnitud varias veces en aparentemente las mismas condiciones, y en la práctica el resultado

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

La teoría RPECV se desarrolla para explicar la **geometría de las moléculas** a partir de las **estructuras de Lewis**. Esta teoría considera que los **pares de electrones**, tanto enlazantes como no enlazantes, del átomo central se orientan en el espacio de tal manera que las **repulsiones entre ellos sean mínimas**. Esta orientación espacial determina la geometría de la molécula.

Ejemplos de Aplicación de la RPECV

1. Pentacloruro de Fósforo (PCl₅)

En el **PCl₅**, el fósforo tiene a su alrededor cinco pares de electrones enlazantes correspondientes a los cinco enlaces covalentes con los átomos de cloro. De estos cinco pares de electrones, tres se orientan... Continuar leyendo "Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares: Una Exploración Detallada" »