Formulas y Conceptos Esenciales de Quimica General: Tabla Periodica, Enlaces y Termodinamica

Tabla Periódica y Números Cuánticos

Elementos representativos:
H Li Na K Rb Cs Fr / Be Mg Ca Sr Ba Ra / B Al Ga In Tl / C Si Ge Sn Pb / N P As Sb Bi / O S Se Te Po / F Cl Br I At / He Ne Ar Kr Xe Rd

Números Cuánticos y Orbitales

• n = 1, 2, 3... (indica energía y tamaño).
• l = 0... n-1 (indica forma y energía del nivel: l=0 s, l=1 p, l=2 d, l=3 f).
• m = orientación (-l.... +l).

Tipos de Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Compuestos duros, alto punto de fusión y ebullición, solubles en agua y conductores cuando están disueltos o fundidos.

Enlace Covalente

Los átomos que intervienen comparten electrones de valencia; estos electrones pertenecen a dos átomos.

Geometría Molecular (según pares de electrones enlazantes y no enlazantes)

• BeCl₂: lineal (180º).
• BF₃: trigonal plana (120º).
• SO₂: angular (<120º).
• CH₄: tetraédrica (109.5º).
• NH₃: piramidal trigonal (107.3º).
• H₂O: angular (104.5º).
• PCl₅: bipiramidal trigonal.
• SF₄: balancín.
• ClF₃: forma en T.
• SF₆: octaédrica (>120º).

Enlace Metálico

Modelo del mar de electrones: el metal es un conjunto de cationes rodeados por un mar de electrones distribuidos por el cristal y sujetos por atracción electrostática (explica la conducción de calor, electricidad y la deformación).

Teoría de Bandas

El número de orbitales que participan es grande y se solapan, dando lugar a orbitales moleculares deslocalizados sobre el metal. Son próximos y forman bandas de valencia o energía (los aislantes no conducen).

Fuerzas Intermoleculares

• Ion-dipolo: entre iones y moléculas polares (moderada).
• Dipolo-dipolo: entre moléculas polares (débil).
• Dispersión de London: presente en todas las moléculas; depende de la polarizabilidad (débil).
• Puente de hidrógeno: moderada, se da con F, O, N.

Teoría Cinética Molecular de los Gases

Las moléculas están en movimiento continuo y se desplazan en línea recta. El volumen molecular es despreciable en comparación con la distancia. Las fuerzas moleculares son despreciables, los choques son elásticos y la energía cinética es proporcional a la temperatura.

Propiedades de los Líquidos

Viscosidad, tensión superficial, densidad, temperatura de ebullición y presión de vapor (relacionada con la presión que ejerce el vapor en equilibrio líquido-vapor).

Tipos de Sólidos

Sólidos Moleculares

Formados por átomos o moléculas unidos por fuerzas de London, dipolo-dipolo o puentes de hidrógeno. Son blandos, de bajo punto de fusión y malos conductores (ejemplos a temperatura ambiente: H₂O, alcohol, ácido acético, benceno; gases: NH₃, N₂, gases nobles).

Sólidos Covalentes

Duros, frágiles, insolubles y malos conductores (carbono, cuarzo, SiO₂).

Sólidos Iónicos

Duros, frágiles, baja conductividad térmica, solubles en agua. Su punto de fusión depende de la energía reticular (tamaño y carga).

Sólidos Metálicos

Formados por átomos, dúctiles y maleables, buenos conductores térmicos, insolubles. Su dureza y temperatura de fusión son variables según el número de electrones en la capa de valencia y el tipo de red metálica (los alcalinos tienen menor punto de fusión, los alcalinotérreos moderado y los de transición alto).

Diagramas de Fase

• Curva AB: variación de la presión de vapor del líquido con la temperatura (equilibrio líquido-gas). Incluye el punto supercrítico (el fluido ocupa el recipiente y disuelve sustancias determinadas).
• Curva AC: variación de la presión de sólido y gas a sublimación a diferentes temperaturas.
• Curva AD: variación de la temperatura de fusión del sólido al aumentar la presión; a mayor presión se favorece el sólido debido a la compactación molecular.
• Punto Triple: equilibrio entre las tres curvas.

Factores que Afectan a la Solubilidad

• Naturaleza y fuerzas intermoleculares: los solutos o líquidos endotérmicos aumentan su solubilidad al subir la temperatura; en los gases, disminuye al aumentar la temperatura.
• Presión: en los gases, la solubilidad aumenta con la presión: C(M) = K · P_gas

Fórmulas y Ecuaciones de Química General

• Orden de Enlace (OE): OE = 1/2 (e^- enlazantes - e^- no enlazantes)
• Ley de Dalton de las presiones parciales: Pi = xi · P
• Ecuación de Van der Waals (gases reales): (P + an²/V²)(V - nb) = nRT
• Ecuación de Clausius-Clapeyron: ln(P1/P2) = (ΔHº / R) · (1/T2 - 1/T1)

Propiedades Coligativas

• Descenso crioscópico: ΔTf = Tfº - Tf = kf · m
• Ascenso ebulloscópico: ΔTb = Tb - Tbº = kb · m
• Presión osmótica: Π = MRT

Termodinámica y Calorimetría

• Primer principio: ΔE = q + w = q - PΔV
• A volumen constante: ΔE = qv = n · Cv · ΔT
• A presión constante: ΔE = qp = n · Cp · ΔT
• Cálculo de calor: qv = eqc · ΔT + m(ag) · c · ΔT
• Variación de entalpía con la temperatura: ΔH = ΔHº(T2) + ∫(T2, T1) ΔCp dt
• Entropía del universo: ΔS univ = ΔS sist + ΔS alred
• Entropía de los alrededores: ΔS alred = -ΔH / T
• Entropía del sistema: ΔS sist = Sprod - Sreact
• Energía libre de Gibbs: ΔGº = ΔHº - TΔS

Conceptos de Calor

Calor específico: cantidad de calor que hay que suministrar a 1 g de sustancia para elevar su temperatura un grado.
Capacidad calorífica: cantidad de calor que hay que suministrar a una determinada cantidad de sustancia para elevar su temperatura un grado.