Química 1 Bachillerato: Apuntes Completos y Sencillos

El Átomo y el Sistema Periódico

La tabla periódica es tu mapa de navegación en química, donde cada elemento tiene su lugar específico. Los períodos van horizontalmente $1-7$ y los grupos verticalmente $1-18$, organizando elementos con propiedades similares.

La configuración electrónica te dice cómo se distribuyen los electrones en los átomos. Usa el diagrama de Möller para ordenar: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰... Recuerda las excepciones importantes: Cr, Cu, Mo, W, Ag y Au que mueven un electrón para ser más estables.

Para los iones, los metales pierden electrones de las capas más externas primero. Por ejemplo, Fe³⁺ pierde 2 electrones del 4s y 1 del 3d. La regla del octeto explica por qué los átomos buscan tener 8 electrones en su última capa.

Truco clave: Los elementos del mismo grupo tienen propiedades similares porque tienen la misma configuración electrónica en su capa externa.

Propiedades Periódicas

Las propiedades periódicas siguen patrones predecibles en la tabla. El radio atómico disminuye de izquierda a derecha (→) y aumenta de arriba hacia abajo (↓) debido a la carga nuclear efectiva.

La energía de ionización es la energía necesaria para quitar un electrón. Aumenta hacia la derecha y disminuye hacia abajo, porque los electrones están más fuertemente unidos al núcleo cuando éste tiene más protones.

La electronegatividad mide la capacidad de atraer electrones en enlaces. Sigue el mismo patrón que la energía de ionización: aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla.

Los números cuánticos (n, l, mₗ, s) describen completamente cada electrón. El principal $n$ indica el nivel energético, el secundario $l$ el subnivel (s, p, d, f), el magnético (mₗ) la orientación y el spin $s$ la rotación.

Para recordar: Las propiedades aumentan hacia el flúor (arriba-derecha) excepto el radio atómico que es mayor hacia el francio (abajo-izquierda).

Enlaces Covalentes

Los enlaces covalentes se forman cuando dos átomos no metales comparten electrones para completar el octeto. Usa la teoría de Lewis: N (necesarios) - V (valencia) = C (compartidos), y S (solitarios) = V - C.

La polaridad depende de si el átomo central tiene pares de electrones libres. Si no los tiene, la molécula es apolar; si los tiene, es polar. La electronegatividad diferente crea dipolos.

La geometría molecular se determina con la teoría TRPEV. Las formas principales son:

• Lineal (AX₂): BeCl₂
• Angular (AX₂E): H₂O
• Trigonal plana (AX₃): BF₃
• Piramidal (AX₃E): NH₃
• Tetraédrica (AX₄): CH₄

Clave para exámenes: Para predecir polaridad, cuenta los pares libres del átomo central. Si hay pares libres, probablemente sea polar.

Fuerzas Intermoleculares y Enlaces

Las fuerzas intermoleculares son atracciones débiles entre moléculas. Los puentes de hidrógeno $H-F, H-O, H-N$ son los más fuertes y explican por qué el agua hierve a 100°C.

Las fuerzas de Van der Waals incluyen:

• Londres (dispersión): entre moléculas apolares
• Dipolo-dipolo: entre moléculas polares
• Debye: entre polar y apolar

Los enlaces iónicos (metal + no metal) forman cristales con alta dureza y puntos de fusión elevados. Conducen electricidad cuando están fundidos o disueltos, pero no en estado sólido.

Los enlaces metálicos crean la "nube de electrones" que explica por qué los metales conducen electricidad y son maleables.

Orden de fuerza: Londres < Dipolo-dipolo < Puentes H < Iónicos < Metálicos < Covalentes reticulares

Propiedades de Enlaces y Sustancias

Las sustancias covalentes moleculares tienen puntos de fusión bajos, son blandas y no conducen electricidad. Su solubilidad sigue la regla "polar disuelve polar, apolar disuelve apolar".

Las sustancias covalentes reticulares (diamante, SiO₂) son extremadamente duras con puntos de fusión altísimos. Son frágiles e insolubles.

Las sustancias iónicas tienen alta dureza y puntos de fusión elevados, pero son frágiles. Solo conducen cuando hay movilidad de iones (fundidas o disueltas).

Las sustancias metálicas son dúctiles, maleables, densas y excelentes conductores debido a los electrones deslocalizados que forman el "mar de electrones".

Para recordar el orden: Molecular < Iónico < Metálico < Covalente reticular (en puntos de fusión)

Orden de Puntos de Fusión

El orden creciente de puntos de fusión según el tipo de enlace es fundamental para entender las propiedades de las sustancias.

Londres (apolares) < Dipolo-dipolo (polares) < Enlaces de H < Iónicos < Metálicos < Covalentes reticulares

Esta secuencia refleja la fuerza de las interacciones: desde las débiles fuerzas de dispersión hasta los fuertes enlaces covalentes del diamante y SiO₂.

Los metálicos y covalentes reticulares compiten por los puntos de fusión más altos, dependiendo del elemento o compuesto específico.

Tip para exámenes: Si te preguntan qué sustancia funde primero, recuerda este orden. Las moleculares siempre funden antes que las reticulares.

Composición Centesimal y Fórmulas

La composición centesimal te dice el porcentaje en masa de cada elemento. Para el etanol C₂H₆O: 52,17% C, 13,04% H, 34,78% O.

Para encontrar la fórmula empírica: convierte porcentajes a gramos, luego a moles, divide por el menor número de moles, y simplifica. Si salen decimales, multiplica por 2, 3, 4 o 5 según corresponda.

La fórmula molecular se calcula con n = (masa molecular)/(masa empírica), luego multiplicas la empírica por n.

Las leyes de gases relacionan P, V y T. Usa PV = nRT con P en atm, V en L, T en K, y R = 0,082. Para densidad de gases: d = PM/RT.

Truco útil: Si en fórmula empírica sale x,33 multiplica por 3; si sale x,25 por 4; si x,5 por 2.

Mezclas de Gases y Disoluciones

En mezclas de gases, la presión total es la suma de presiones parciales $Pₜ = P₁ + P₂ + P₃$. La fracción molar es Xᵢ = nᵢ/nₜ y siempre suma 1.

Las concentraciones más importantes son:

• Molaridad (M): moles soluto/L disolución
• Molalidad $m$: moles soluto/kg disolvente
• % en masa: (masa soluto/masa disolución) × 100

Las propiedades coligativas dependen del número de partículas:

• Presión osmótica: π = (n/V)RT
• Ascenso ebulloscópico: ΔTₑ = Kₑ × m
• Descenso crioscópico: ΔTc = Kc × m

Clave: La molalidad $m$ se usa para propiedades coligativas porque no cambia con la temperatura.

Cálculos Estequiométricos

Primero ajusta la ecuación química para que tenga el mismo número de átomos a cada lado. Luego usa proporciones molares para convertir entre sustancias.

Para cálculos masa-masa: masa → moles → moles del otro compuesto → masa final.

Para cálculos masa-volumen: añade PV = nRT para convertir moles a volumen de gas.

Las reacciones de neutralización siguen: ácido + base → sal + agua. Usa molaridades y volúmenes para calcular cantidades necesarias.

Las reacciones de combustión son: combustible + O₂ → CO₂ + H₂O. Siempre produce estos productos con hidrocarburos.

Método infalible: Siempre convierte todo a moles primero, usa la estequiometría, luego convierte al resultado que necesitas.

Reactivo Limitante y Energética

El reactivo limitante es el que se agota primero. Calcula el producto formado con cada reactivo; el que da menor cantidad es el limitante.

El rendimiento compara lo obtenido experimentalmente con lo teórico: Rendimiento (%) = (cantidad real/cantidad teórica) × 100.

En termoquímica, las reacciones exotérmicas liberan energía (ΔH < 0) y las endotérmicas la absorben (ΔH > 0).

Para identificar: si sientes calor al tocar el recipiente, es exotérmica. Si se enfría, es endotérmica. Los combustibles siempre son exotérmicos.

Consejo para problemas: Siempre identifica el reactivo limitante primero, todos los cálculos posteriores dependen de él.