Resumen selectividad quimica, Exámenes selectividad de Química

¡Descarga Resumen selectividad quimica y más Exámenes selectividad en PDF de Química solo en Docsity! 1 QUÍMICA SELECTIVIDAD 2012-13 RESUMEN DE TEORÍA TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA Orbital: Zona del espacio alrededor del núcleo donde existe una gran probabilidad de que se encuentre un electrón con una determinada energía. Las características de estos orbitales están determinadas por tres números cuánticos: n, m y l Significado físico de los números cuánticos y valores que pueden tomar: o n (número cuántico principal): toma valores enteros positivos. Nos informa sobre la energía (nivel de energía) y el tamaño del orbital o l (número cuántico secundario o azimutal): toma valores enteros desde 0 hasta n-1. Nos informa sobre la forma espacial del orbital y sobre la energía (subnivel de energía, si el átomo tiene más de un electrón) l = 0  subnivel s (1 orbital) l = 1  subnivel p (3 orbitales) l = 2  subnivel d (5 orbitales) l = 3  subnivel f (7 orbitales) o m (número cuántico magnético): Toma valores enteros entre - l ... 0... + l Da información sobre la orientación espacial del orbital, así como del número de orbitales de cada tipo existentes en cada subnivel de energía (tantos como posibles valores de m) Configuración electrónica: Distribución de los e- de un átomo entre los diferentes orbitales o Principio de mínima energía: los electrones se distribuyen siempre de menor a mayor energía. Este principio puede violarse, dando lugar a las configuraciones excitadas del átomo. o Principio de exclusión de Pauli: en un orbital puede haber como máximo dos electrones, con la condición de que han de tener spin opuesto. El número cuántico de spin, s, puede tomar valores  ½. Todos los electrones desapareados de un átomo tienen el mismo valor de s. o Principio de la máxima multiplicidad de Hund: cuando varios electrones comparten un subnivel (es decir orbitales con los mismos n y l) se disponen de modo que el número de electrones desapareados sea máximo (es decir, de manera que haya un electrón en cada orbital antes de completarse cualquiera de ellos). Sistema Periódico: o Los elementos están ordenados por número atómico creciente, formando 7 periodos y 16 grupos o Los elementos de un mismo periodo de la tabla poseen el mismo número de niveles energéticos ocupados (un elemento pertenece al periodo que se corresponde con su nivel energético más alto ocupado) o Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica en su nivel de energía más externo (nivel de valencia). Esto confiere propiedades químicas semejantes a todos los elementos que pertenecen a dicho grupo. 2 o Configuración del nivel de valencia de los grupos de la tabla periódica GRUPO CONFIGURACIÓN DEL NIVEL DE VALENCIA 1; ALCALINOS; I-A ns1 2; ALCALINOTÉRREOS, II-A ns2 13; TÉRREOS; III-A ns2 np1 14; CARBONOIDES; IV-A ns2 np2 15; NITROGENOIDES; V-A ns2 np3 16; ANFÍGENOS; VI-A ns2 np4 17; HALÓGENOS; VII-A ns2 np5 18; GASES NOBLES; VIII-A ns2 np6 ELEMENTOS DE TRANSICIÓN ns2 (n-1)dx Propiedades periódicas: o Volumen atómico (Radio atómico): Depende de dos factores: o del número de niveles energéticos ocupados: a mayor número de niveles energéticos ocupados corresponde un mayor volumen (importante dentro de los elementos de un mismo grupo) o de la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones: a mayor fuerza de atracción corresponde menor volumen. La fuerza de atracción depende de la carga nuclear efectiva (Zefectiva), que es la fuerza con la que el núcleo atrae a los electrones externos. Depende de la carga nuclear (Z) y el efecto de pantalla () de los electrones situados entre el núcleo y el nivel de valencia: Zefeciva= Z- . Variación en la TP: o Grupo: Para los elementos de un mismo grupo el volumen atómico aumenta mucho al descender en el grupo debido al aumento del número de niveles energéticos ocupados, y por lo tanto del efecto pantalla, lo que implica una menor carga nuclear efectiva o Periodo: Para los elementos de un mismo periodo el volumen disminuye un poco a medida que nos movemos hacia la derecha, debido a que la fuerza nuclear efectiva aumenta al hacerlo Z (hay que tener en cuenta que todos los elementos del mismo periodo tienen un efecto pantalla similar ) o Cuando un átomo se convierte en ión positivo o catión (al ceder uno o varios electrones) su radio disminuye y cuando se convierte en ión negativo o anión (al captar uno o más electrones) su radio aumenta. Los cationes y los aniones de un mismo grupo de la tabla se comportan de la misma manera que los átomos neutros correspondientes. o Energía de ionización (Ei): Es la energía mínima que se requiere para arrancar un electrón a un átomo, cuando éste se encuentra en estado gaseoso y en su configuración de mínima energía. A(g) + Ei  A + (g) + e - Variación a lo largo de la TP: El electrón más fácil de arrancar de un átomo es aquel que se encuentra más alejado del núcleo es decir aquel que se encuentra en su mayor nivel de energía. o Los elementos de mayor energía de ionización son los gases nobles (independientemente del periodo en que se encuentren) o Periodo: Para los elementos de un mismo periodo la energía de ionización aumenta a medida que nos desplazamos hacia la derecha (recuerda que este es el sentido en el que aumenta la carga nuclear efectiva) o Grupo: Para los elementos de un mismo grupo la energía de ionización disminuye a medida que descendemos en el mismo (sentido en el que disminuye la carga nuclear efectiva) 5 TIPO DE HIBRIDACIÓN ORBITALES IMPLICADOS EN LA HIBRIDACIÓN Nº DE ORBITALES HÍBRIDOS GEOMETRÍA DE LOS ORBITALES HÍBRIDOS ELEMENTOS EJEMPLOS sp3 1 orbital s + 3 orbitales p 4 Tetraédrica C (enlac. sencillos) O N CH4; C2H6 H2O NH3 sp2 1 orbital s + 2 orbitales p 3 Triangular plana C (enlac. dobles) B C2H4 BCl3 sp 1 orbital s + 1 orbital p 2 Digonal C (enlac. triples) Be C2H2 BeCl2; BeF2 o Polaridad del enlace covalente y geometría molecular: Enlace covalente apolar (enlace entre dos elementos de la misma electronegatividad). Enlace covalente polar (enlace covalente entre dos elementos de distinta electronegatividad), en este caso se crea una densidad de carga negativa en torno del elemento más electronegativo. Las moléculas en las que todos los enlaces son apolares es apolar. Las moléculas en la que los enlaces son polares (suponiendo que todos los enlaces sean iguales) serán apolares si tienen una geometría simétrica, y polares si tienen una geometría no simétrica. o Valencia covalente (covalencia): número de electrones desapareados que presenta el átomo. Este número de electrones desapareados puede incrementarse por el proceso de promoción electrónica (este proceso sólo tiene lugar entre orbitales del mismo nivel energético y para que pueda producirse es necesario la presencia de orbitales vacíos) o Propiedades de las sustancias con enlaces covalentes: Hay dos tipos de sustancias con propiedades completamente diferentes:  Sólidos atómicos (C (diamante, grafito); SiO2 (sílice y cuarzo)): son sustancias formadas por redes cristalinas de átomos unidos mediante enlaces covalentes. Tienen puntos de fusión y ebullición muy elevados; son insolubles en cualquier tipo de disolventes; no conducen la electricidad (excepto el grafito)  Sustancias moleculares: son sustancias formadas por moléculas con enlaces covalentes, pero cuyas propiedades dependen de las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas entre sí. Tienen puntos de fusión y ebullición bajos; insolubles o poco solubles en disolventes polares (agua) y solubles en disolventes apolares; malos conductores de la electricidad. Sus propiedades están influidas por la polaridad molecular Fuerzas intermoleculares: Son fuerzas débiles que mantienen unidas las moléculas covalentes de las sustancias moleculares. Pueden ser de dos tipos: o Fuerzas de dispersión o de London: Son fuerzas electrostáticas muy débiles que se establecen entre moléculas covalentes apolares, debido a la formación de dipolos instantáneos e inducidos. Son más intensas cuánto mayor es la masa molecular. o Fuerzas de Van der Waals: son fuerzas electrostáticas débiles que se establecen entre moléculas covalentes polares debido a la presencia en éstas de dipolos permanentes, instantáneos o inducidos que se crean en las moléculas covalentes. Son más intensas cuánto más polares sean las moléculas y cuanto mayor es la masa molecular. o Enlaces de hidrógeno: Enlaces de naturaleza electrostática que se producen entre moléculas que presentan enlaces covalentes entre el H y átomos muy electronegativos (F, N, O), lo que crea enlaces covalentes muy polares y con una gran densidad de carga positiva en el entorno del H. Enlace metálico: Los compuestos metálicos forman redes muy compactas. Según el modelo de nube de carga los electrones de valencia en los metales no pertenecen a un átomo determinado, sino que todos ellos son comunes a la red. Por otra parte a diferencia del enlace covalente, el enlace metálico no tiene un carácter dirigido, sino que actúa en todas las direcciones, lo mismo que el enlace iónico, diferenciándose de éste en que al no ser necesaria la condición de electroneutralidad, cada ión metálico se rodea del máximo número de iones. Propiedades de los metales: puntos de fusión y ebullición muy variados; insolubles en agua (algunos reaccionan químicamente con ella) y en disolventes apolares; conducen la electricidad en estado sólido y fundidos (conductores de primera especie). 6 TEMA 3: TERMOQUÍMICA Criterio de signos: Tipos de reacciones: Reacción endotérmica  HR  0 Reacción endotérmica  HR  0 Reacción de formación: reacción por la cual se forma un mol de sustancia a partir de los elementos que la forman (en su estado más estable en dichas condiciones) Entalpía normal (o estándar) de formación de un compuesto, Hºf: es la variación de entalpía que tiene lugar cuando se forma un mol de dicho compuesto en su estado normal en condiciones estándar (P=1 atm; T=298 K), a partir de sus correspondientes elementos también en su estado normal en estado estándar. Se mide en KJ/mol. Las entalpías estándar de formación de los elementos químicos en su forma más estable son nulas. Cálculo de la entalpía de reacción a partir de entalpías de formación: Ley de Hess: Cuando a una determinada temperatura una reacción química se puede expresar como suma algebraica de dos o más reacciones, la variación de entalpía total es igual a la suma algebraica de las variaciones de entalpía que tienen lugar en cada una de las reacciones parciales. Cuando se aplica, las entalpías de las reacciones parciales tienen que estar medidas en kJ/mol Determinación cualitativa de la variación de entropía de una reacción: Si se produce variación en el número de moles de gases (S > 0 si hay más moles gaseosos en los productos que en los reactivos y S < 0 si sucede lo contrario); si no hay variación en el número de moles gaseosos hay que fijarse en los cambios de estado, teniendo en cuenta que: S (gas) > S (líquido) > S (sólido) Cálculo cuantitativo de la variación de entropía: 0 0 0 ( ) ( )R p f productos r f reactivosS n S n S      Criterio de espontaneidad de una reacción química: G = H – T.S < 0 ¡Cuidado! Al aplicar cuantitativamente esta formula, recuerda que la entalpía suele estar medida en kJ/mol, mientras que la entropía suele estar medida en J/mol, por lo que hay que realizar un cambio de unidades. Condiciones de espontaneidad de los diferentes tipos de reacciones: Todas las reacciones exotérmicas pueden ser espontáneas, pero entre las endotérmicas sólo pueden serlo en las que aumenta la entropía. Todas las reacciones en las que aumenta la entropía pueden ser espontáneas, pero en las que disminuye la entropía sólo pueden ser espontáneas si son exotérmicas 0 0 0 ( ) ( )     R p f productos r f reactivosH n H n H 7 TEMA 4: CINÉTICA QUÍMICA Concepto de velocidad de reacción: derivada, respecto al tiempo, de la concentración de cualquier reactivo o producto, dividida entre su respectivo coeficiente estequiométrico y convertida en número positivo Ecuación de velocidad:      v k A B C         , ,  son los órdenes parciales de reacción y su suma el orden total. Factores que influyen en la velocidad de reacción: naturaleza de los reactivos (reacciones iónicas más rápidas que las covalentes); grado de división de los reactivos (reacciones entre gases rápidas, en los sólidos más rápidas si se pulverizan); concentración; temperatura (ecuación de Arrhenius: k = A.e(-Ea/RT) ) Catalizadores: o ¿Qué son?: sustancias cuya presencia en una reacción, incluso cuando actúan en cantidades muy pequeñas, modifican sensiblemente la velocidad de la misma o Propiedades: o Su composición química no se altera a lo largo del proceso o Pequeñas cantidades de catalizador son suficientes para transformar grandes cantidades de reactivos o Los catalizadores no son capaces de provocar reacciones que sin ellos no hubiesen tenido lugar. o Los catalizadores no afectan a los parámetros termodinámicos del proceso (∆H, ∆S, ∆G, etc.), ni a las condiciones de equilibrio o Mecanismo de actuación: El catalizador permite a la reacción evolucionar mediante un mecanismo de reacción distinto con una menor energía de activación. o Tipos de catalizares: portadores, de contacto (catalizadores heterogéneos), enzimas, etc. TEMA 5: EQUILIBRIO QUÍMICO Equilibrios heterogéneos: los sólidos y los líquidos puros no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio. Planteamiento de los equilibrios: siempre que se pueda en mol/l, sino en mol o en atmósferas (NUNCA EN gr) Relación entre las constantes de equilibrio:   n P CK K R T     n = ngas (prod) – ngas (react) Cociente de reacción: Tiene la misma expresión matemática que la constante de equilibrio, pero las concentraciones son las de cualquier instante de la reacción. Sirve para saber en qué estado, con respecto al equilibrio se encuentra la reacción: . , . ,       c c c Q K La reacción ha alcanzado el equilibrio Q K La reacción no está en equilibrio Para alcanzarlo la reacción directa debe producirse en mayor extensión que la inversa Q K La reacción no está en equilibrio Para alcanzarlo la reacción inversa debe producirse en mayor extensión que la directa Equilibrios de solubilidad/precipitación: La relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad ese obtiene a partir del equilibrio de disociación de la sal. Para que una sal precipite a partir de una disolución debe cumplirse que el cociente de concentraciones (aquí llamado producto iónico) sea mayor que el producto de solubilidad (constante del equilibrio. Efecto del ion común: Disminución de la solubilidad de una sal poco soluble por adición de un sal soluble que presenta un ion común con la sal poco soluble. Aumento de la solubilidad de hidróxidos poco solubles: Por adición de un ácido (disminución del pH) o por adición de una sal de amonio. 10 Reglas para asignar el número de oxidación: o El número de oxidación de cualquier elemento en su estado natural ( atómico o molecular ) es cero o El número de oxidación del oxígeno en sus compuestos es -2, salvo en los peróxidos que es -1 y cuando está combinado con el flúor que es +1 o El hidrógeno combinado con los no metales tiene número de oxidación +1, pero combinado con los metales tiene número de oxidación -1 o El número de oxidación de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr ) en sus compuestos es +1 y el de los alcalinotérreos ( Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra ) en sus compuestos es +2 o En las sales binarias de los halógenos (fluoruros, cloruros, bromuros y yoduros) el número de oxidación del halógeno es -1 y el del azufre en los sulfuros es -2. o La suma algebraica de todos los números de oxidación de los átomos de un compuesto molecular es cero y de un ión complejo es igual a la carga del ión. Peso equivalente redox: cociente que resulta de dividir el peso molecular o atómico de una sustancia entre el número de electrones ganados o perdidos en el proceso por mol de sustancia. eq M P n  Normalidad: Forma de expresar la concentración utilizando el equivalente químico º .     eq m Pn equival N M n V V Donde M es la molaridad y n el número de electrones involucrados en el proceso de oxidación o de reducción por mol de sustancia. Electrodo: barra de metal, M, introducida en una disolución acuosa de sus iones, Mn+, procedentes de una sal soluble Potencial de electrodo: diferencia de potencial que se crea entre un metal y una disolución de sus iones. Potencial de reducción normal de electrodo: potencial de electrodo referido al del electrodo estándar (electrodo de hidrógeno). Cuanto mayor es este potencial mayor carácter oxidante tiene la especie que se reduce y menor carácter reductor tiene la especie reducida. (OJO, EN LA GRÁFICA DE AL LADO, LOS POTENCIALES ALTOS ESTAN EN LA PARTE INFERIOR) Pila electroquímica o pila galvánica: dispositivo que permite la transformación, mediante un proceso redox espontáneo, de parte de la energía química en energía eléctrica Cátodo (+): electrodo de mayor potencial. En el tiene lugar la reducción Ánodo (-): electrodo de menor potencial. En el tiene lugar la oxidación Notación: Ánodo  Electrolito anódico  Electrolito catódico Cátodo Fuerza electromotriz de la pila: p =  cátodo –  ánodo Circulación de los electrones: del ánodo hacia el cátodo 11 Electrólisis: realización, por medio del suministro de energía eléctrica (una fuente de corriente continua), de una reacción redox imposible de verificar termodinámicamente de una forma espontánea. Cátodo (-): Electrodo unido al polo negativo del generador de corriente continua. Es el electrodo en el que tiene lugar la reducción Ánodo (+): Electrodo unido al polo positivo del generador de corriente continua. Es el electrodo en el que tiene lugar la oxidación. Potencial necesario: Se necesita una diferencia de potencial positiva mayor a la de la pila que se podría formar con estos electrodos, sin tener en cuenta el signo (al ser un proceso no espontáneo el potencial de la pila será negativo) TEMA 8: QUÍMICA ORGÁNICA Grupo funcional: conjunto de átomos enlazados de una forma determinada y que confiere al compuesto orgánico que lo posea unas propiedades físicas y químicas específicas El carbono en los compuestos orgánicos: o Cuando forma enlaces sencillos: adquiere hibridación sp3 por lo que los cuatro grupos adquieren disposición tetraédrica alrededor del carbono. Cuando tenemos varios carbonos unidos mediante enlaces sencillos se forman cadenas en zig-zag o Cuando forma enlaces dobles: los dos carbonos que forman el enlace doble C =C o el carbono que forma un doble enlace con el oxígeno C = O, adquieren hibridación sp2. La molécula en este punto se hace plana. o Cuando forma enlaces triples: cuando se forman enlaces triples CC o CN, el carbono adquiere hibridación sp. La molécula se hace lineal en este punto Polaridad de los enlaces en los compuestos orgánicos: Los enlaces carbono – carbono son apolares, los demás enlaces son polares, los enlaces C – H débilmente polares (en muchas ocasiones se les considera apolares), el resto de mayor polaridad (mayor cuanta más diferencia de electronegatividad haya). El orden de electronegatividad es: H < C < N < Cl <O < F Isomería: Fenómeno exclusivo de la química orgánica por el cuál varios compuestos que tienen la misma fórmula molecular, presentan diferentes propiedades, debido a que tienen diferente formula estructural (sus átomos están unidos de manera diferente o están dispuestos en el espacio de manera diferente) Clasificación de las isomerías: o Isomería de cadena: distinta disposición de los átomos de carbono dentro de la molécula. o isomería de posición: presentan el mismo grupo funcional, un sustituyente o un enlace múltiple en diferente posición dentro de la cadena principal. 12 o isomería de función: presentan diferente grupo funcional. Dos tipos: alcohol – éter; aldehído – cetona o Isomería geométrica (isomería cis – trans): es característica de los compuestos orgánicos que presentan dos átomos de carbono unidos entre sí mediante un enlace doble, estando éstos a su vez unidos a átomos o grupos de átomos diferentes, uno de los cuáles, al menos, es idéntico a uno de los unidos al otro átomo de carbono. Cuando estos átomos o grupos iguales están situados del mismo lado del plano que pasa por el doble enlace y perpendicular al plano de la molécula, tenemos el isómero cis y cuando están en lados opuestos, el isómero trans. o Isomería óptica: es característica de aquellos compuestos orgánicos que poseen uno o más carbonos asimétricos (carbonos unidos a cuatro grupos diferentes). Los compuestos que presentan este tipo de isomería se caracterizan por presentarse en dos formas isómeras que son una imagen especular de la otra, caracterizadas por desviar el plano de la luz polarizada en sentidos opuestos, una de las formas la desvía hacia la derecha (dextrógira) y la otra hacia la izquierda (levógira). La mezcla equimolecular de ambos isómeros no desvía el plano de la luz polarizada (mezcla racémica) FORMULACIÓN Compuestos inorgánicos: o Óxidos e hidróxidos: nomenclatura Stock y sistemática o Formulación tradicional de los ácidos y sales siguientes: ácido clorhídrico / cloruros; ácido nítrico / nitratos; ácido sulfúrico / sulfatos; ácido carbónico / carbonatos; ácido fosfórico / fosfatos. Compuestos orgánicos: o 8 primeros términos de: alcanos, alquenos, alquinos, derivados halogenados, alcoholes, aldehídos, cetonas, ácidos orgánicos, ésteres, aminas, amidas y nitrilos. o Únicamente se propondrán compuestos con un grupo funcional, excepto alcoholes y derivados halogenados. o Se puede proponer una formula con varios grupos funcionales para que los identifiquéis pero sin tener que nombrar el compuesto Etilmetiléter