QUÍMICA 2º BACHILLERATO CONCEPTOS BÁSICOS

1. QUÍMICA 2º BACHILLERATOCONCEPTOS BÁSICOS

2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA • 1- • 3- Efecto fotoeléctrico: • 4- números cuánticos y niveles de energía 5.Configuración electrónica 6- Propiedades periódicas Afinidad electrónica, potencial de ionización, ectronegatividad Tamaño atómico, carácter metálico

3. ENLACE QUÍMICO IÓNICO Metal+nometal Energía reticular:U : Energía desprendida alformarse un mol de sustanciaiónicaa partir de sus iones enestado gaseoso. Disminuye con la distancia interatómica y aumenta con la carga de los iones. Puntos de fusión y ebullición aumentan con la U. Se calcula con el ciclo de Born- Haber Propiedades de los compuestos iónicos:Sólidos a temperatura ambiente; puntos de fusión y ebullición elevados,no conducen la electricidad en estado fundamental ,pero sí fundidos, duros( resistentes a ser rayados), frágiles, resistencia a la dilatación METÁLICO Teoría del “mar de electrones” o “nube electrónica”: Los átomos pierden los electrones de valencia y se ordenan formando estructuras gigantes llamadas redes metálicas. Los electrones se mueven a lo largo de la red - Teoría de “bandas de energía”: los átomos se encuentran muy cercanos dando lugar a orbitales de energías muy parecidas, que constituyen la banda de niveles energéticos Propiedades de los compuestos metálicos: gran conductividad eléctrica y térmica, brillo metálico, tenaces y resistentes a la tracción, dúctiles y maleables, puntos de fusión y ebullición variables

4. COVALENTE Unión de elementos no metálicos entre sí o con el H Covalencia: nº de e-compartidos por un elemento en un compuesto covalente Diagrama de Lewis: Electrones disponibles, necesarios, compartidos, solitarios ( C=N-D ; S=D-C) Polaridad :los átomos implicados en el enlace tiene diferente electronegatividad. ( Propiedades:

5. Geometría. Hibridación. TRPEV.

6. TERMODINÁMICA QV= ΔU= C . ΔT QV= m . Ce. ΔT QV= n . Cm. ΔT U = W + Q QP= ΔH ΔHm= ΔUm + p . ΔV • 1- Primer principio de la Termodinámica Reacción: Endotérmica(absorbe calor); exotérmica(desprende calor) 2- Entalpía estándar de una reacción: 3- Ley de Hess: si una reacción puede expresarse como suma algebráica de otras, la entalpía de reacción es la suma de las reacciones 4- Entalpía de enlace: 5- Entropía: medida del desorden de un sistema 6-Energía libre de Gibbs: ΔG0m =ΣnPGproductos– Σ n R Greactivos Proceso espontáneo: ΔG < 0; en equilibrio: ΔG = 0 W = -pext . ΔV ΔHm= ΔUm + Δn.R .T ( gases) ΔH0 Reacción = Σnp ΔH0 Productos - ΣnR ΔH0Reactivos ΔHreacción = ΣΔH( enlaces rotos) - ΣΔH( enlaces formados) ΔS0Reacción = Σ nPS0Productos - Σ nRS0Reactivos ΔG =ΔH – T ΔS

7. CINÉTICA QUÍMICA 1- Velocidad de reacción: aA + bB → cC+ dD - 2- Ecuación de velocidad Orden de reacción: m+n 3- Mecanismos de reacción: la velocidad la determina la etapa más lenta. En reacción elemental, a y b coinciden con m y n. Existen intermediarios( aparecen y desaparecen) y los catalizadores ( desaparecen y aparecen) 4- Teorías de las reacciones químicas: teoría de las colisiones y del estado de transición 5- Factores que afectan a la velocidad de reacción: naturaleza de los reactivos, concentración de los reactivos, temperatura, catalizadores

8. EQUILIBRIO QUÍMICO 1-Ley de acción de masas: aA + bB ↔ cC + dD 2- Relación entre constantes: 3- Cálculos en equilibrio 4- Principio de Le Chätelier: Aumento de temperatura:desplaza hacia reacción endotérmica; aumenta la presión: desplaza hacia donde haya menos moles gaseosos; aumento de concentración de reactivo o producto:desplaza en el sentido que se consuma dicha sustancia 5- Equilibrio heterogéneo: (g) i) s eq) ms ns , ; = A→B + C ; KB + C → A ; K’ K = A→ B + C ; K n(A→ B + C) ; K’ K’ = K A ↔ B + C c 0 0 Eq) c – x xx c – n αn αn α

9. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES Ácido o base fuerte: totalmente disociados Ácido o base débil: parcialmente disociado; par ácido base conjugado: HA/A- pH + pOH = 14 Hidrólisis: sal de: ácido fuerte+base fuerte: no hay hidrólisis ácido fuerte + base débil: pH ácido ácido débil + base fuerte: pH básico ácido débil + base débil: depende de los valores de Ka y Kb • Constante de acidez: Ka • HA + H2O A- + H3O+ • Cuanto mayor es , más fuerte es el ácido NEUTRALIZACIÓN: =

10. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES • Oxidante: especie capaz de oxidar a otra y captar electrones, reduciéndose y ganando e- • Reductor: especie capaz de reducir a otra y perder electrones, oxidándose y perdiéndo e- • Número de oxidación: carga eléctrica formal que se le asigna a un átomo en un compuesto.Se establecen reglas de asignación • Ajuste de reacciones redox: pasos a seguir: escribir la ecuación iónica sin ajustar; identificar las semirreacciones de oxidación y reducción; ajustar elementos, oxígenos, hidrógenos y electrones; escribir la ecuación iónica ajustada; escribir la reacción molecular ajustada • Aplicaciones de procesos redox: pila galvánica: energía química→energía eléctrica; ánodo( oxidación); cátodo( reducción) electrolisis: energía eléctrica→energía química ; ánodo( oxidación); cátodo( reducción) =

11. QUÍMICA ORGÁNICA • Grupos funcionales: ácidos,ésteres, amidas,nitrilos, aldehído, cetona, alcohol, amina, éter, alquenos, alquinos • Hibridación del carbono: alcanos ( sp3) , alquenos (sp2) , alquinos (sp). • Isomería:moléculasque poseen la misma fórmula molecular y propiedades distintas .Puede ser estructural ( posición, cadena, grupo funcional) o estereoisomería ( geométrica, óptica) • Tipos de reacciones orgánicas: sustitución(un grupo entra y otro sale), adición (al doble enlace), eliminación ( de un grupo de átomos) redox( cambia el estado de oxidación del carbono) • Obtención de: Alcoholes: hidratación de alquenos en medio básico, sustitución de halogenuros de alquilo, reducción de ácidos, aldehídos o cetonas Ácidos: tratamiento ácido de bases, oxidación de alcoholes y aldehídos,hidrólisis de nitrilos, hidrólisis de halogenuros de alquilo y ésteres Ésteres: esterificación( ácido+ alcohol= éster +agua),condensación de clorurode ácido y alcohol • Polímeros: macromoléculas formadas por repetición de moléculas sencillas llamadas monómeros, con una masa molecular que puede alcanzar millones de umas