Apuntes Esenciales de Química

Estados de Oxidación Comunes

Metales: Li/Na/K/Rb/Cs/Fr/Ag: +1; Be/Mg/Ca/Sr/Ba/Ra/Zn: +2; Cu/Hg: +1, +2; Al: +3; Au: +1, +3; Fe/Co/Ni: +2, +3; Sn/Pb/Pt/Ir: +2, +4; Cr: +2, +3, +6; Mn: +2, +3, +4, +6, +7.

No Metales: H: -1, +1; F: -1; Cl/Br/I: -1, +1, +3, +5, +7; O: -1, -2; S/Se/Te: -2, +2, +4, +6; N/P: -3, +1, +2, +4, +5; As/Sb: -3, +3; B: -3, +3; C/Si: -4, +2, +4.

Iones Poliatómicos y Nomenclatura

• Hipoclorito, Bromito, Yodito: ClO.
• Clorito, Bromito, Yodito, Nitrito, Metafosfito: ClO₂.
• Clorato, Bromato, Yodato, Nitrato, Metafosfato: PO₃.
• Perclorato, Perbromato, Permanganato: ClO₄.
• Sulfito, Carbonato, Silicato: SO₃²⁻.
• Sulfato, Manganato, Seleniato, Cromato: SO₄²⁻.
• Fosfito: PO₃³⁻.
• Fosfato: PO₄³⁻.
• Dicromato: Cr₂O₇²⁻.

Sufijos: -ato (ácido -ico); -ito (ácido -oso).

Grupos Funcionales y Nomenclatura Orgánica

• CHO: -al, -formil.
• CO: -ona, -oxo.
• R-O-R: -éter.
• COOH: ácido -oico, -carboxi.
• COO-R: -oato de -ilo.
• NH₂: -amina, -amino.
• CO-NH₂: -amida.
• C≡N: -nitrilo.
• NO₂: nitro-.
• C₆H₆: Benceno.
• C₆H₅: Fenil.

Moléculas diatómicas (enlaces no polares, molécula apolar): H₂, O₂, N₂, F₂, Br₂, I₂.

Configuración Electrónica

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰.

Nota: Periodo (Nº) adelante, grupo atrás.

Tipos de Enlace Químico y Fuerzas Intermoleculares

Enlace Iónico

Metal + No metal (el elemento _ es un metal de baja electronegatividad, por lo que tiende a ceder sus electrones de valencia, y el elemento _ es un no metal de electronegatividad alta, por lo que tiende a ganar electrones para completar la capa externa).

Propiedades del Enlace Iónico

1. Puntos de fusión y ebullición altos; duros (difíciles de rayar) pero frágiles.
2. Se dilatan poco porque el enlace es fuerte.
3. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica.
4. Son solubles en agua y en líquidos polares.

Enlace Covalente

No metal + No metal.

Propiedades del Enlace Covalente

1. Son más volátiles que los sólidos iónicos o metálicos.
2. Son malos conductores de calor y electricidad porque no tienen electrones libres como los metales ni iones positivos y negativos como los compuestos iónicos.
3. Muchas sustancias son gaseosas en condiciones ordinarias (como H₂, N₂, O₂ y el metano). Otras son líquidas (como el agua y tetracloruro de carbono) y algunas sólidas (como el yodo).
4. Puntos de fusión y ebullición bajos porque las fuerzas que unen las moléculas son débiles, pero aumentan con la masa molecular (a mayor masa, la polarización es más fácil y las fuerzas de Van der Waals crecen).

Enlace Metálico

Metal + Metal (el elemento _ es un metal de baja electronegatividad, por lo que no tiene tendencia a ganar electrones para completar su última capa; cuando se une a otro átomo del mismo elemento, se forma este tipo de enlace).

Propiedades del Enlace Metálico

1. Alta conductividad térmica y eléctrica.
2. Cuando se calienta un metal a una temperatura determinada: efecto Edison.
3. Cuando los metales se iluminan con luz de una determinada longitud de onda, emiten electrones: efecto fotoeléctrico.
4. Cuando se calientan, crece la resistencia eléctrica.
5. Son dúctiles y maleables.
6. Son tenaces; por su fuerte enlace, resisten bien a la atracción.
7. Son opacos a la radiación visible y presentan brillo característico.
8. Son densos en general porque están muy empaquetados.
9. Puntos de fusión y ebullición altos.
10. Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio y el cesio (en verano).

Tipos de Enlaces y Fuerzas

• Enlace Polar: Existe diferencia de electronegatividad.
• Molécula Polar: Hay diferencia de cargas + y -.
• Molécula Apolar: Cuando la suma de los momentos dipolares es 0.
• Enlace Tipo σ (Sigma): Sucede cuando los orbitales atómicos se solapan frontalmente.
• Enlace Tipo π (Pi): Cuando los orbitales atómicos se solapan lateralmente.
• Octeto Incompleto (Hipovalencia): Algunos elementos ligeros, especialmente Be y B, tienen tendencia a quedar hipovalentes, es decir, con una estructura electrónica que no llega a la del gas noble.
• Octeto Expandido: En ciertas moléculas, el átomo central incumple la regla del octeto por exceso y tiene 10 o 12 electrones de valencia.
• Enlaces de Hidrógeno: Cuando hay enlaces covalentes formados por un H y un átomo pequeño y electronegativo (O, F, N).
• Fuerzas de Van der Waals: Combinaciones formadas por átomos de distinta electronegatividad se forman entre moléculas covalentes apolares.

Ciclo de Born-Haber

• Na, Li, K(s) + Energía de Sublimación → Na(g); Na(g) + Energía de Ionización → Na⁺(g) + 1 e⁻.
• Be, Mg, Ca(s) + Energía de Sublimación → Mg(g); Mg(g) + Energía de Ionización 1 → Mg⁺(g) + 1 e⁻; Mg⁺(g) + Energía de Ionización 2 → Mg²⁺(g) + 1 e⁻.
• ½ O₂(g) + Energía de Disociación → O(g); O(g) + 1 e⁻ → O⁻(g) + Energía de Afinidad Electrónica 1; O⁻(g) + 1 e⁻ → O²⁻(g) + Energía de Afinidad Electrónica 2.
• I₂(s), Br₂(l), Cl₂(s) + Energía de Sublimación (en Br₂ hay que poner Vaporización) → I₂(g); I₂(g) + Energía de Disociación → 2I(g); 2I(g) + 2 e⁻ → 2I⁻(g) + Energía de Afinidad Electrónica.

Estructura de la Tabla Periódica

H ... He
Li Be ... B(p1) C N O F Ne
Na Mg ... Al Si P S Cl Ar
K Ca ... As (debajo de P) Se Br
Rb Sr ... Sn (debajo de Si) Sb Te I
Cs Ba

Geometría Molecular y Polaridad

• CH₄: Hibridación sp³, Tetraedro regular, Molécula apolar, Enlaces polares.
• H₂O: Molécula muy polar, Geometría Tetraédrica (base), Molécula angular, Enlaces polares.
• NH₃: Molécula piramidal, Molécula polar, Enlaces polares, Hibridación sp³.
• CCl₄: Molécula tetraédrica y apolar.
• BI₃: Molécula apolar.
• OF₂: Molécula angular y polar.