QUÍMICA 2º BACHILLERATO CONCEPTOS BÁSICOS

Presentación del tema: "QUÍMICA 2º BACHILLERATO CONCEPTOS BÁSICOS"— Transcripción de la presentación:

1 QUÍMICA 2º BACHILLERATO CONCEPTOS BÁSICOS

2 ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1- 𝐑𝐚𝐝𝐢𝐚𝐜𝐢ó𝐧 𝐞𝐥𝐞𝐜𝐭𝐫𝐨𝐦𝐚𝐠𝐧é𝐭𝐢𝐜𝐚: 𝟐−𝐄𝐬𝐩𝐞𝐜𝐭𝐫𝐨𝐬 𝐚𝐭ó𝐦𝐢𝐜𝐨𝐬 : 𝐸=𝑅 ( 1 𝑛 𝑓 2 − 1 𝑛 𝑖 2 ) 3- Efecto fotoeléctrico: 𝐸= 𝐸 0 + 𝐸 𝑐 ℎ.υ=ℎ. υ 𝑚 𝑣 2 4- números cuánticos y niveles de energía 𝐸=ℎ . υ 5.Configuración electrónica 6- Propiedades periódicas Afinidad electrónica, potencial de ionización, ectronegatividad Tamaño atómico, carácter metálico

3 ENLACE QUÍMICO IÓNICO Metal+no metal
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. ( 𝜇 , 𝑑𝑒𝑙+ 𝑎𝑙 −) Propiedades:

5 Geometría. Hibridación. TRPEV.

6 TERMODINÁMICA U = W + Q 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 =Σ nP Gproductos – Σ n R Greactivos Proceso espontáneo: ΔG < 0; en equilibrio: ΔG = 0 QV = ΔU= C . ΔT QV = m . Ce. ΔT QV = n . Cm. ΔT U = W + Q QP= ΔH ΔHm= ΔUm + p . ΔV W = -pext . ΔV ΔHm= ΔUm + Δn.R .T ( gases) ΔH0 Reacción = Σ np ΔH0 Productos - Σ nR 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 - 𝟏 𝒂 . 𝜟 𝑨 𝜟𝒕 =− 𝟏 𝒃 . 𝜟 𝑩 𝜟𝒕 = 𝟏 𝒄 . 𝜟 𝑪 𝜟𝒕 = 𝟏 𝒅 . 𝜟 𝑫 𝜟𝒕 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 𝑣= 𝐾. 𝐴 𝑚 𝐵 𝑛

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: 𝐴 𝑚 𝐵 𝑛 𝑠 ↔𝑚 𝐴 𝑛+ (𝑔)+𝑛 𝐵 𝑚− (g) i) s eq) ms ns 𝐾 𝑐 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 𝐾 𝑝 = 𝑃 𝐶 𝑐 𝑃 𝐷 𝑑 𝑃 𝐴 𝑎 𝑃 𝐵 𝑏 , 𝑃 𝑖 = ᵡ 𝑖 . 𝑃 𝑇 ; ᵡ 𝑖 = 𝑛 𝑖 𝑛 𝑇 𝐾 𝑝 = 𝐾 𝐶 ( 𝑅𝑇) ∆𝑛 A→B + C ; K B + C → A ; K’ K = 1 𝐾 ′ A→ B + C ; K n(A→ B + C) ; K’ K’ = K A ↔ B C c Eq) c – x x x c – n α n α n α 𝐾 𝑠 = 𝐴 𝑛+ 𝑚 . 𝐵 𝑚− 𝑛

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=−𝑙𝑜𝑔 𝐻 + 𝑝𝑂𝐻=− log 𝑂 𝐻 − pH + pOH = 14 𝐾 𝑎 𝐾 𝑏 = 10 −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+ 𝐾 𝑐 = 𝐴 − . 𝐻 3 𝑂 𝐻 2 𝑂 . 𝐻𝐴 𝐾 𝑎 = 𝐴 − . 𝐻 3 𝑂 + 𝐻𝐴 Cuanto mayor es 𝐾 𝑎 , más fuerte es el ácido NEUTRALIZACIÓN: 𝑉 𝐴 𝑀 𝐴 𝐻 á𝑐𝑖𝑑𝑜 + = 𝑉 𝐵 𝑀 𝐵 𝑂𝐻 𝑏𝑎𝑠𝑒 −

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) 𝑓𝑒𝑚= 𝐸 0 = 𝐸 𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸 á𝑛𝑜𝑑𝑜 𝑛 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 = 𝐼.𝑡 𝐹. 𝑧

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:moléculas que 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