Química General: Fuerzas Intermoleculares, Sólidos, Equilibrio Químico, Pilas Galvánicas, Disoluciones y Enlace

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas intermoleculares:

• Ión-dipolo (sólido iónico y sustancia polar)
• Interacción dipolo-dipolo (aumentan la temperatura de fusión)
• Ión-dipolo inducido y dipolo permanente-dipolo inducido (la polarización depende de la polarizabilidad de la molécula y del campo polarizante E, que depende de la carga del ion y del momento dipolar μ del dipolo permanente)
• Dipolo instantáneo-dipolo inducido (fuerzas de London)
• Puente de hidrógeno (FON): cuando el H está unido a otro átomo muy electronegativo

Estructuras de los sólidos

Estructuras sólidos iónicos

Tipo MX: R = r_c/r_a

• IC4 tetraédrica: ZnS, SiC (0,221-0,414)
• IC6 octaédrica: NaCl, MgO, FeO (0,732)
• IC8 cúbica: CsCl (1)

Tipo MX₂: CaF₂. Ca²⁺ en las esquinas y en el centro de las caras, y F^- en un pequeño cubo dentro del otro.

Fuerzas unidas: atracción electrostática.

Propiedades generales: duros, quebradizos, alto punto de fusión, malos conductores.

Sólidos covalentes tipo diamante

Estructura tetraédrica. Enlaces covalentes, duros, alto punto de fusión y malos conductores.

Sólidos covalentes laminares

• Grafito (C): estructura por capas
• MoS₂: láminas de S y de Mo

Sólidos metálicos

Presentan conductividad y brillo, y son plateados o grisáceos (excepto el Au y el Hg), porque absorben e irradian inmediatamente las frecuencias. Son dúctiles y maleables, y tienen densidad elevada. Si se les calienta o irradia con longitud de onda corta, emiten e^-.

• Estructura hexagonal compacta (HC): deja huecos
• Estructura cúbica compacta (cúbica centrada en las caras, CFC)
• Ambas tienen IC 12
• Cúbica centrada en el cuerpo (IC 8)

Equilibrio químico

• ΔH < 0: exotérmico | ΔH > 0: endotérmico
• ΔS > 0: procesos naturales
• ΔG = ΔH - TΔS
• ΔG < 0: espontáneo | ΔG = 0: equilibrio | ΔG > 0: forzado
• ↓T: ΔG ≈ ΔH | ↑T: ΔG ≈ -TΔS
• ΔG = ΔG⁰ + RT ln Q
• En equilibrio: ΔG = 0 → 0 = ΔG⁰ + RT ln Q_eq, y Q_eq = K_eq
• Velocidad de reacción = k[X]^x

Ecuación de Van't Hoff:

ln(K_eq,T1/K_eq,T2) = -(ΔH⁰₂₉₈/R)(T₂^-1 - T₁^-1)

Ácidos fuertes

HCl, HBr, HI, HClO₄, HNO₃, H₂SO₄ (solo la 1.ª ionización)

Bases fuertes

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH

Pilas galvánicas

• Ánodo: oxidación (-)
• Cátodo: reducción (+)
• E_pila = E_cátodo - E_ánodo = E⁰ - (RT/nF) ln Q
• Ecuación de Nernst, donde R = 8,314 J/(mol·K), T = 298 K, F = 96 500 C
• W_elec = Q·E_pila = n(moles de e^-)·F·E_pila = -ΔG
• El más negativo se oxida.

Disoluciones

• Molaridad (M) = mol de soluto / L de disolución
• Molalidad (m) = mol de soluto / kg de disolvente

Propiedades coligativas

• Descenso de la presión de vapor: ΔP = X_s·P₀ (fracción molar × presión de vapor del disolvente puro)
  ΔP = presión de vapor del disolvente - presión de vapor de la disolución
• Ascenso ebulloscópico: ΔT = K_e·m, donde K_e es la constante ebulloscópica (K·kg·mol^-1) y m la molalidad del soluto (mol/kg)
  ΔT = T_eb disolución - T_eb disolvente
• Descenso crioscópico: ΔT = K_c·m, donde K_c es la constante crioscópica
  ΔT = T_cong H₂O - T_cong disolución
• Presión osmótica: πV = nRT, con R = 0,082 atm·L/(mol·K)

Estructura atómica y enlace

Números cuánticos

• n = 1, 2, 3… (nivel energético)
• l = 0, …, n-1
• m_l = -l, …, +l
• m_s = +½ o -½

Excepciones: en configuraciones nd⁴ o nd⁹, un electrón pasa a nd⁵ o nd¹⁰, y se cambia (n-1)s^x-1.

Hibridaciones

• sp³: tetraédrica
• sp²: triangular
• sp: lineal
• sp³d: bipirámide trigonal
• sp³d²: octaédrica

Los orbitales σ permiten el giro de las moléculas; los orbitales π no.

Configuración del O₂

O₂ = KK(σ_2s)²(σ_2s*)²(σ_2p)²(π_y)²(π_z)²(π_y*)¹(π_z*)¹

Con BCN (moléculas del segundo período con menor número atómico), los orbitales π y el σ_2p se intercambian de posición.

Orden de enlace (OE) = (e^- enlazantes - e^- antienlazantes) / 2