Formulario de Fórmulas y Conceptos Clave en Química y Física

Fórmulas y Conceptos Clave en Física y Química

Fórmulas Fundamentales

• Frecuencia: υ = 1/T
• Velocidad de la luz: c = (3·10^8 m/s) = λ/T ó c = λ·υ

Teoría Fotónica de Planck

La energía no se propaga de forma continua, sino en forma de cuantos o paquetes de energía llamados fotones.

• Energía del fotón: E = h·υ = h·c/λ (donde h = 6.63 · 10^-34 J·s es la constante de Planck)

Efecto Fotoeléctrico

Al incidir una radiación electromagnética de energía E sobre una placa de metal, se liberan electrones siempre que la energía de la radiación sea superior a una energía mínima E₀, que es la energía necesaria para arrancar un electrón (función trabajo). Cada metal tiene una función trabajo diferente.

• Ecuación del efecto fotoeléctrico: E = E₀ + Ec ó h·υ = h·υ₀ + 1/2·m·v² (donde m es la masa del electrón, υ es la frecuencia de la radiación incidente, y υ₀ es la frecuencia umbral)

Espectros Atómicos

Un espectro es el resultado de separar una radiación compleja en sus componentes de diferentes longitudes de onda (λ). Los espectros se obtienen por refracción al pasar la radiación a través de un prisma de cristal.

Tipos de Espectros

• Emisión: Al calentar una muestra de una sustancia hasta la incandescencia, emite radiaciones que, al pasar por un prisma, impresionan una placa fotográfica, dando un espectro de fondo oscuro con líneas coloreadas.
• Absorción: Al pasar luz blanca a través de una sustancia, esta absorbe algunas radiaciones. El espectro resultante presenta líneas negras sobre un fondo de colores.

Cálculo de la Longitud de Onda (λ)

1/λ = R_H(1/n₁² - 1/n₂²) (donde R_H = 1.097·10^7 m⁻¹ es la constante de Rydberg)

• Serie de Lyman: n₁ = 1, n₂ = 2, 3, 4...
• Serie de Balmer: n₁ = 2, n₂ = 3, 4, 5...
• Serie de Paschen: n₁ = 3, n₂ = 4, 5, 6...
• Serie de Bracket: n₁ = 4, n₂ = 5, 6, 7...
• Serie de Pfund: n₁ = 5, n₂ = 6, 7, 8...

Radio de una Órbita (Modelo de Bohr)

• m·r·v = n·h/2π (donde r es el radio, m es la masa del electrón = 9.11·10^-31 kg)
• r = a₀·n² (donde a₀ = 0.529 Å para el átomo de H, y 1 Å = 1·10^-10 m)

Energía de una Órbita (Modelo de Bohr)

• E = -b·1/n² (donde b = 2.18·10^-18 J para el átomo de H)

Energía de Ionización

• E_ionización = E_∞ - E = 0 - E

Tendencias Periódicas

Tamaño de los Átomos

• Aumenta hacia la izquierda en un período y hacia abajo en un grupo.

Tamaño de los Iones

• Cationes (+): M²⁺ < M⁺ < M
• Aniones (-): X^2- > X^- > X
• Isoelectrónicos: A menor radio atómico, mayor número de Z (carga nuclear efectiva).

Energía de Ionización (EI)

• Aumenta hacia la derecha en un período y hacia arriba en un grupo.
• EI₃ > EI₂ > EI₁ (cada vez es más difícil separar un electrón del núcleo).

Carácter Metálico

• Aumenta hacia la izquierda en un período y hacia abajo en un grupo.

Afinidad Electrónica

• Aumenta hacia la derecha en un período y hacia arriba en un grupo.

Electronegatividad

• Aumenta hacia la derecha en un período y hacia arriba en un grupo.
• Flúor (F): Más electronegativo.
• Cesio (Cs): Menos electronegativo.

Energía de Red

• ΔH_u = N_A · |Q_a · Q_c| / d · A · (1 - 1/n) (donde N_A es el número de Avogadro, Q son las cargas de los iones, d es la distancia entre iones, A es la constante de Madelung, y n es el exponente de Born)

Disposición de Pares de Electrones (TRePEV)

• 2 pares: Lineal
• 3 pares: Trigonal plana
• 4 pares: Tetraédrica
• 5 pares: Bipirámide trigonal
• 6 pares: Octaédrica

Geometría Molecular

• 4 enlazantes: Tetraédrica
• 3 enlazantes, 1 no enlazante: Pirámide trigonal
• 2 enlazantes, 2 no enlazantes: Angular

Fuerzas Intermoleculares

• Moléculas (enlace covalente):
  • Polares: Dipolo-dipolo
  • Apolares: Fuerzas de London
• Puentes de Hidrógeno: H-F, H-N, H-O
• Cuanto más abajo en un grupo, mayor punto de fusión y mayor masa.

Ejemplos

Identificación de Fuerzas Intermoleculares

• H₂S(l): Sustancia covalente molecular y polar. Las fuerzas intermoleculares son dipolo-dipolo.

Solubilidad, Puntos de Fusión y Ebullición

• Ag (Plata): Enlace metálico, puntos de ebullición altos y buen conductor.
• NH₃ (Amoníaco): Covalente molecular, polar. Intermolecular puentes de hidrógeno. Es soluble en agua. Baja temperatura de fusión y no es conductor.
• CH₄ (Metano): Covalente molecular apolar. Intermolecular, fuerzas de London. No es soluble, baja temperatura de fusión, no es conductor.
• KCl (Cloruro de Potasio): Enlace iónico. Es soluble, puntos de fusión altos, en estado sólido no es conductor.