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RESUMEN QUÍMICA
UNIONES QUÍMICAS
Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas
entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y
poliatómicos.


IÓNICA: Unión entre partículas que tienen distinta carga. Unión entre iones, metal + no
metal.
COVALENTE: Se produce por compartición de pares de electrones. Unión entre no
metales.
o Unión Covalente Simple: Cuando se comparte 1 electrón de cada elemento.
o Unión Covalente Doble: Se comparten 2 pares de electrones.
o Unión Covalente Dativa: Se comparte sólo 1 par de electrones de un solo
elemento.
IÓNICOS
METÁLICOS
Ejemplo
UNIÓN
FUERZAS de UNIÓN
NaCl
Iones
Fuertes
Tf / Teb
Altos
CONDUCCIÓN
NO (sólo fundidos
Fe
Cationes
Relativamente
fuertes
Relativamente
Altos
SI
MOLECULARES
H2O
Moléculas
London/DipoloDipolo/Pte. Hidrógeno
Medios
NO
ELECTRONEGATIVIDAD: La tendencia de los átomos para atraer hacia sí el par de electrones de la
unión.
UNIÓN POLAR: El momento dipolar es distinto de 0: diferencia de electronegatividad
UNION NO POLAR: El momento dipolar es 0: no hay diferencia de electronegatividad.
La formación de dipolos transitorios son más intensas cuando mayor es el número de electrones
en la molécula: mayores serán las Fuerzas de London.
>número atómico (masa molar)→ >punto de fusión/ebullición de la especie.
Uniones más fuertes son las uniones por puente de hidrógeno: elementos F, O, N.
Tipo de
molécula
Forma
Disposición electrónica†
Geometría‡
Ejemplos
AX1En
Molécula diatómica
HF, O2, CO2
AX2E0
Lineal
BeCl2, HgCl2, CO2
AX2E1
Angular
NO2−, SO2, O3
AX2E2
Angular
H2O, OF2, SCl2
AX2E3
Lineal
XeF2, I3−
AX3E0
Trigonal plana
BF3, CO32−, NO3−, SO3
AX3E1
Pirámide trigonal
NH3, PCl3
AX3E2
Forma de T
ClF3, BrF3
Tipo de
molécula
Forma
Disposición electrónica†
Geometría‡
Ejemplos
AX4E0
Tetraédrica
CH4, PO43−, SO42−, ClO4−
AX4E1
Balancín
SF4
AX4E2
Cuadrada plana
XeF4
AX5E0
Bipirámide trigonal
PCl5
AX5E1
Pirámide cuadrangular
ClF5, BrF5
AX6E0
Octaédrica
SF6
Tipo de
molécula
Forma
Disposición electrónica†
Geometría‡
Ejemplos
AX6E1
Pirámide pentagonal
XeOF—5, IOF2-51
AX7E0
Bipirámide pentagonal
IF7
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
El líquido que pasa más fácil de líquido a gas se denomina como el más volátil: tiene menores
fuerzas intermoleculares, mayor presión de vapor, menor punto de ebullición (requiere menos
energía para quebrar las fuerzas)
Cuando mucho líquido pasa a gas y aumentan las partículas gaseosas, éstas chocan entre sí y
aumentan las fuerzas intermoleculares: pasan de vuelta a la fase líquida, y éste es el punto de
equilibrio líquido-gas.
La presión de vapor depende exclusivamente de la temperatura: >Pv → >T
PRESIÓN DE VAPOR: La presión de un líquido a una temperatura constante.
PUNTO DE EBULLICIÓN: La temperatura cuando la presión de vapor de un líquido es igual a la
presión exterior.
Pext < Pv líquido → el sistema se convierte en gas
Pext > Pv líquido → el sistema se convierte en líquido
T1: Punto de Fusión
T2: Punto de Ebullición
PROPIEDADES COLIGATIVAS
DEPENDEN EXCLUSIVAMENTE DE LA CANTIDAD DE PARTÍCULAS
1. Solvente + soluto no electrolito → no libera iones
2. Solvente + soluto electrolito → libera iones
Para que un soluto polar se disuelva, el solvente debe ser polar (y viceversa).
FACTOR DE VAN’T HOFF i para solutos electrolitos = Coeficientes estequiométricos que resultan de
la disociación
I.
DISMINUICIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR
Pv Solvente Puro > Pv solución → El solvente está mezclado con el soluto no volátil → menos
partículas sueltas para pasar a la fase gaseosa e igualar la velocidad de pasaje líquido-gas.
Además, al unirse, las partículas adquieren mayores fuerzas intermoleculares.
LEY DE RAOULT:
para no electrolitos:
para electrolitos:
II.
Aumento de la temperatura de ebullición de una solución (ASCENSO
EBULLOSCÓPICO)
Tebsv < Tebsn → necesito más temperatura para igualar la velocidad de pasaje. Al juntarse las
partículas, se necesita más energía para romper esta unión.
para electrolitos, se le suma el factor de Van’t Hoff a la cuenta.
III.
Disminución de la temperatura de congelación de una solución(DESCENSO
CRIOSCÓPICO)
para electrolitos, se le suma el factor de Van’t Hoff a la cuenta.
CINÉTICA QUÍMICA
Es el estudio de la rapidez, o la ruta, con la que los reactivos se convierten en productos.
>Temp → más probabilidad de que se rompan las uniones y se formen otras.
>n° partículas → más colisiones
Para reacciones exotérmicas, la energía final
del sistema es menor a la inicial pues parte de
ella se liberó.
Para reacciones endotérmicas, la
energía final es mayor debido a
que se absorbió.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN:
A. NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
Cuanto mayor es la superficie de contacto (por ejemplo gases y sólidos en polvo), más interacción
hay entre las partículas, por ende más partículas reaccionan y de manera más efectiva.
B. CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS
Expresión de la ley de velocidades:
Los órdenes de reacción x e y se determinan de forma experimental. La suma de los mismos
determina el orden de la reacción.
Si [A] o [B] es muy grande, se las toma en cuenta como si fuesen constantes.
ORDEN 0:
La constante
ORDEN 1:
La constante
ORDEN 2:
La constante
TIEMPO DE VIDA MEDIA: Tiempo que transcurre para que la concentración del reactivo se
convierta en la mitad, es decir, para que
C. TEMPERATURA
A mayor temperatura, mayor será la constante de velocidad, y por ende, mayor será la velocidad
de reacción:
D. CATALIZADOR
El catalizador sugiere un camino alternativo
y las moléculas tienden a seguir este nuevo
camino, más corto. Se llega más rápido a la
posición de equilibrio, pero no la modifica.
MECANISMO: Pasos en que los reactivos se convierten en productos. Cuando se propone un
mecanismo para una reacción química, para que éste sea adecuado, la suma de todas las etapas
debe ser igual a la reacción total, y el orden de reacción, determinado experimentalmente, debe
coincidir con la etapa más lenta.
En una reacción elemental, el orden de la reacción es igual a los coeficientes estequiométricos de
los reactivos.
EQUILIBRIO QUÍMICO
El equilibrio de una reacción es afectado por la temperatura, la concentración de los
reactivos/productos y por una variación de presión por cambio de volumen.
Si hay aumento o disminución de presión, hacia donde se desplaza depende de la reacción. Hay
que ver cuáles son los coeficientes estequiométricos.
Ej: N2 (g) + 3H2 (g)↔ 3NH3 (g)
En este caso, si aumenta la presión, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Si disminuye, hacia
la izquierda.
Entonces, siempre al aumentar, se desplaza hacia donde hay menos moles gaseosos, y viceversa.
En una reacción endotérmica, ∆H>0; exotérmica, ∆H<0.
Si es endotérmica, se piensa al calor como un producto. Si es exotérmica, se piensa al calor como
un reactivo, y de ahí se deducen los desplazamientos por incremento de temperatura.
ÁCIDOS Y BASES
ÁCIDOS FUERTES: HCL, HNO3, HCLO4, H2SO4, H
BASES FUERTES: Hidróxidos de los Grupos I y II
Cuando mayor el Ka/Kb → mayor la fuerza del ácido/base
BUFFER:
PUNTO FINAL: Es el punto experimental donde el indicador utilizado cambia de color
PUNTO DE EQUIVALENCIA: Cuando se alcanza la relación estequiométrica entre los reactivos, es
decir,
TERMODINÁMICA
SISTEMA ABIERTO: Intercambia energía y materia con el medio
SISTEMA CERRADO: Intercambia energía pero no materia.
→ PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Cuando hay cambio de estado, varía la energía. De no haberlo, la energía se mantiene constante.
Es una función de estado → depende sólo del estado inicial y final, no de lo que pasa en el medio.
Donde Q es el calor entregado/liberado en la reacción, y W es el trabajo.
Si es endotérmica, Q>0
Si es exotérmica, Q<0
Si el trabajo realizado es medio → sistema, entonces W>0
Si el trabajo realizado es sistema → medio, entonces W<0
TRABAJO:
Para un gas ideal,
Si el volumen es constante, entonces
Si la presión es constante, entonces
y
ENTALPÍA de FORMACIÓN: La variación de entalpía que se produce cuando se forma un
compuesto a partir de sus elementos en su estado normal.
H°f de un elemento no combinado a 25°C y 1 atm = 0
ENTROPÍA: Representa el desorden de un sistema. Cuanto mayor desorden, mayor entropía, y
viceversa. Es una función de estado.
→ SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
La entropía del universo siempre aumenta para un proceso espontáneo o es =0 si hay equilibrio.
Si ∆SUniverso >0, la reacción es espontánea
Si ∆SUniverso = 0, la reacción está en equilibrio.
→ TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Un sistema sólido cristalino perfectamente ordenado tiene una entropía=0 a 0K.
CALOR=H, ENERGÍA DISPONIBLE=G, ENERGÍA PARA ORDENAR/DESORDENAR UN SISTEMA=T*S
Entonces,
Donde G es la Energía Libre de Gibbs (función de estado)
Si
∆G>0 → no es espontáneo
∆G<0 → es espontáneo
∆G=0 → equilibrio
Para una reacción de equilibrio, se tiene la siguiente ecuación:
donde Q es el cociente de reacción.
si la reacción está en equilibrio.
Se puede despejar entonces
CALORIMETRÍA
CALOR ESPECÍFICO: La energía entregada a un gramo de una sustancia para aumentar en 1°C su
temperatura.
CAPACIDAD CALORÍFICA:
CALOR ENTREGADO:
Esta última ecuación no se aplica a reacciones químicas porque no hay variación de temperatura.
Hay dos tipos de calorímetros: a presión constante y a volumen constante, también llamado
bomba calorimétrica.
1. PRESIÓN CONSTANTE (taza de café)
(a) No hay reacción química
En este caso, la temperatura del agua del calorímetro se ve afectada al insertar en el
calorímetro un metal a otra temperatura. El calor total de la reacción es 0 pues no intercambia
calor con el medio que lo rodea.
(b) Hay reacción química
En este caso, se presenta una reacción entre 2 o más reactivos. Primero, ocurre la reacción
química al interactuar los reactivos introducidos en el calorímetro, y el calor de esta etapa es
Qr. Luego, al finalizar esta reacción, ocurre el cambio de temperatura, caracterizado por el
calor liberado/absorbido Q1.
aA + bB → cC + dD
Si hay algún exceso de reactivos, se le agrega a la ecuación superior la sección
correspondiente a dicho reactivo, luego de haber calculado dicho exceso.
2. VOLUMEN CONSTANTE (bomba calorimétrica)
En este calorímetro, siempre hay presencia de agua. Misma situación que en un
calorímetro a presión constante.
Si hay exceso de reactivos, lo mismo que para presión constante.
ELECTROQUÍMICA
Hay dos tipos de celdas, celdas galvánicas y celdas electrolíticas
En la primera, hay una diferencia de potencial entre los electrodos que es positiva. Ocurre una
reacción espontánea. En la segunda, para que ocurra una reacción, hace falta entregar energía del
medio. Se dice entonces,
Si Ec>0, entonces la reacción será espontánea (galvánica).
Si Ec<0, entonces la reacción no es espontánea (electrolítica).
ECUACIÓN DE NERNST: Siempre se escribe la ecuación de reducción
donde Ec° se calcula → (E°reduce – E°oxida) y n=número de electrones.
En la CELDA GALVÁNICA:
ÁNODO -, CÁTODO +, PUENTE SALINO.
En la CELDA ELECTROLÍTICA:
ÁNODO +, CÁTODO –
En ambas celdas, siempre la oxidación ocurre en el ánodo, y la reducción en el cátodo.
Para una reacción en equilibrio:
En una celda de concentración, el ánodo está formado por aquella substancia de menor
concentración.
Cuando hay una reacción, y ésta se encuentra en equilibrio, se encuentra el pH donde la reacción
deja de ser espontánea.
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
Las especies químicas poco solubles son ácidos, bases y sales. El equilibrio se alcanza cuando la
solución está saturada.
Con el efecto del ion común, disminuye la solubilidad debido a la previa presencia en solución del
ion introducido. Entonces, el agregado se disuelve en menor cantidad.
Un ion complejo está formado generalmente por un ion central de un elemento de transición
unido a moléculas neutras o iones negativos que tengan pares de e- sin compartir. Éstos se
disocian parcialmente en agua hasta alcanzar el equilibrio. Están caracterizados por una Ki
constante de inestabilidad.
Los compuestos de coordinación (ej Ag(NH3)2Cl) tienen al ion complejo y son muy solubles en
agua, disociándose por completo en agua.
Para la precipitación de sulfuros, tenemos la siguiente ecuación:
donde Pi es el producto iónico del H2S.
TABLA PERIÓDICA

RADIO ATÓMICO
RA- > RA > RA+
El radio atómico de un anión es mayor al del elemento puro. Esto es porque, al haber ganado
un electrón, la repulsión entre el núcleo y dichos electrones es mayor. En el caso del catión, al
haber perdido un electrón, el núcleo tiene mayor atracción y por ende se reduce el radio.
Este radio, en un período, aumenta de derecha a izquierda.


ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Es la energía necesaria para remover el electrón más
débilmente unido, a un mol de átomos gaseosos, en su estado fundamental de energía.
Aumenta hacia arriba, y hacia la derecha. Las excepciones son el grupo 13 y grupo 16.
AFINIDAD ELECTRÓNICA: Energía que interviene cuando un mol de átomos gaseosos en su
estado fundamental de energía gana un e-.