Química 2º Bachillerato: Resumen Completo PAU

Estructura Atómica y Números Cuánticos

La estructura atómica es como el DNI de cada elemento: te dice exactamente quién es y cómo se comporta. El número atómico (Z) te indica cuántos protones tiene un átomo, mientras que el número másico (A) suma protones y neutrones.

Los electrones viven en niveles energéticos o capas alrededor del núcleo. La capa de valencia (la última capa) es la más importante porque determina cómo se comporta químicamente el elemento. Piensa en ella como la "personalidad" del átomo.

Los números cuánticos describen exactamente dónde está cada electrón. El número cuántico principal $n$ te dice el tamaño y nivel de energía, mientras que l te indica la forma del orbital (s, p, d, f). Es como tener la dirección exacta de cada electrón en el átomo.

¡Tip clave! Para encontrar la configuración electrónica estable, usa el diagrama de Moller. Los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de electrones de valencia, por eso se comportan de forma similar.

Propiedades Periódicas y Enlaces Químicos

Las propiedades periódicas cambian de forma predecible en la tabla periódica. El radio atómico disminuye de izquierda a derecha porque la carga nuclear aumenta y "tira" más de los electrones. La energía de ionización aumenta en la misma dirección porque cuesta más arrancar electrones.

Existen tres tipos principales de enlaces intramoleculares. El enlace iónico se forma entre metales y no metales (uno dona, otro recibe electrones). El enlace covalente ocurre entre no metales que comparten electrones. El enlace metálico une metales en una "nube electrónica" compartida.

Los enlaces intermoleculares son más débiles pero igual de importantes. Las fuerzas de Van der Waals incluyen interacciones dipolo-dipolo y fuerzas de London. Los puentes de hidrógeno son especiales: se forman cuando el hidrógeno se une a oxígeno, nitrógeno o flúor.

¡Recuerda! Los compuestos iónicos forman cristales sólidos, los covalentes pueden ser gases o líquidos, y los metálicos conducen electricidad y calor perfectamente.

Geometría Molecular y Polaridad

La geometría molecular determina la forma tridimensional de las moléculas usando la teoría RPECV (Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia). Los pares de electrones se repelen y adoptan geometrías específicas: lineal, trigonal plana, tetraédrica, piramidal trigonal o angular.

Para dibujar diagramas de Lewis, primero cuenta todos los electrones de valencia, luego aplica la regla del octeto (excepto hidrógeno que necesita 2). Los enlaces pueden ser simples, dobles o triples según cuántos electrones compartan.

La polaridad depende de la diferencia de electronegatividad entre átomos. Las moléculas diatómicas homonucleares son siempre apolares. Las heteronucleares pueden ser polares si hay diferencia de electronegatividad significativa.

La hibridación explica por qué los átomos pueden formar más enlaces de los esperados. Los orbitales s y p se "mezclan" creando orbitales híbridos: sp (lineal), sp² (trigonal) o sp³ (tetraédrica).

¡Dato curioso! La geometría molecular determina muchas propiedades: el agua es polar por su forma angular, mientras que el CO₂ es apolar por ser lineal.

Cálculos con Diagramas de Lewis

Cuando trabajas con diagramas de Lewis, sigue estos pasos sistemáticamente. Primero suma todos los electrones de valencia de los átomos. Después calcula los electrones necesarios para que cada átomo cumpla el octeto (o dueto para hidrógeno).

Los electrones enlazantes son la diferencia entre electrones del octeto y electrones totales disponibles. Los electrones no enlazantes son los que sobran después de formar todos los enlaces necesarios.

Para moléculas complejas, identifica el átomo central (generalmente el menos electronegativo) y distribúyelos alrededor. Recuerda que cada enlace simple usa 2 electrones, doble usa 4, y triple usa 6.

Si los cálculos teóricos no coinciden con datos experimentales, puede deberse a resonancia o estructuras híbridas. Algunas moléculas tienen múltiples estructuras válidas que se "promedian" en la realidad.

¡Estrategia! Si te sobran electrones después de cumplir el octeto, probablemente necesites enlaces múltiples. Si te faltan, revisa si hay excepciones al octeto.

Termoquímica: Energía en las Reacciones

La termoquímica estudia los cambios de energía durante las reacciones químicas. Las reacciones exotérmicas liberan calor (ΔH < 0) mientras que las endotérmicas absorben calor (ΔH > 0). Es como la diferencia entre una hoguera que calienta y un cubito de hielo que enfría.

La entalpía de reacción (ΔHᵣ) se calcula restando la entalpía de reactivos de la de productos. En condiciones estándar (25°C, 1 atm), los elementos en su estado natural tienen entalpía de formación cero.

La entropía (ΔS) mide el desorden del sistema. Un aumento de entropía significa más desorden. La energía libre de Gibbs (ΔG) combina entalpía y entropía: ΔG = ΔH - TΔS. Si ΔG < 0, la reacción es espontánea.

Para que una reacción ocurra espontáneamente, debe ser termodinámicamente favorable. Esto no significa que sea rápida, solo que puede ocurrir sin energía externa.

¡Clave del éxito! Una reacción espontánea (ΔG < 0) puede ser lenta. La termodinámica dice "si puede pasar", la cinética dice "qué tan rápido pasa".

Ciclo de Born-Haber y Ley de Hess

El ciclo de Born-Haber descompone la formación de compuestos iónicos en pasos individuales. Incluye energía de sublimación del metal, energía de ionización, energía de disociación del no metal, afinidad electrónica y energía reticular.

La energía reticular mide qué tan fuerte es la red iónica. Es la energía necesaria para separar completamente un cristal iónico en iones gaseosos. Cuanto mayor sea, más estable será el compuesto.

La Ley de Hess afirma que el cambio de entalpía total es independiente del camino tomado. Esto te permite calcular entalpías de reacciones complicadas sumando y restando reacciones más simples.

Cuando usas la Ley de Hess, escribe todas las ecuaciones balanceadas. Invierte las reacciones que necesites (cambiando el signo de ΔH) y multiplica por los coeficientes necesarios hasta obtener la reacción deseada.

¡Estrategia práctica! En problemas de Ley de Hess, visualiza las reacciones como un mapa: todos los caminos llevan al mismo destino energético.

Cinética Química: Velocidad de Reacción

La velocidad de reacción mide qué tan rápido cambian las concentraciones. Se expresa como la variación de concentración dividida por el tiempo, con signo positivo para productos y negativo para reactivos.

La ecuación de velocidad tiene la forma v = k[A]ᵅ[B]ᵝ, donde k es la constante de velocidad y α, β son los órdenes parciales (determinados experimentalmente). El orden global es la suma de todos los órdenes parciales.

Para encontrar los órdenes parciales, compara experimentos donde solo cambia una concentración. Si duplicas [A] y la velocidad se duplica, α = 1. Si se cuadruplica, α = 2.

En reacciones elementales (que ocurren en un solo paso), los órdenes parciales coinciden con los coeficientes estequiométricos. Pero la mayoría de reacciones son complejas y requieren determinación experimental.

¡Consejo útil! Los órdenes de reacción no se pueden adivinar de la ecuación balanceada. Siempre necesitas datos experimentales para determinarlos.

Factores que Afectan la Velocidad

La ecuación de Arrhenius (k = Ae^(-Ea/RT)) conecta temperatura con velocidad de reacción. La energía de activación (Ea) es la barrera energética que deben superar las moléculas para reaccionar.

Los catalizadores aumentan la velocidad proporcionando un camino alternativo con menor energía de activación. No cambian el ΔH de la reacción, solo hacen que sea más rápida. Pueden ser homogéneos (mismo estado) o heterogéneos (diferente estado).

Varios factores influyen en la velocidad: temperatura (más calor = moléculas más rápidas), concentración (más reactivos = más choques), naturaleza de reactivos (iónicos son más rápidos que covalentes) y superficie de contacto (mayor superficie = más reacción).

Las reacciones necesitan choques efectivos entre moléculas con energía suficiente y orientación adecuada. Por eso aumentar temperatura es tan efectivo: más moléculas alcanzan la energía de activación.

¡Dato importante! Un pequeño aumento de temperatura puede duplicar o triplicar la velocidad de reacción debido a la distribución exponencial de energías moleculares.

Equilibrio Químico

El equilibrio químico se alcanza cuando la velocidad directa iguala a la inversa en reacciones reversibles. Las concentraciones se mantienen constantes (aunque las reacciones continúan microscópicamente).

La constante de equilibrio (Kc) se calcula como Kc = [productos]/[reactivos], elevando cada concentración a su coeficiente estequiométrico. Solo incluye gases y especies acuosas; líquidos y sólidos puros se omiten.

El cociente de reacción (Q) tiene la misma forma que Kc pero con concentraciones en cualquier momento. Si Q < Kc, la reacción avanza hacia productos. Si Q > Kc, retrocede hacia reactivos.

Para equilibrios con gases, usamos Kp con presiones parciales en lugar de concentraciones. La relación es Kp = Kc(RT)^(Δn), donde Δn es el cambio en moles gaseosos.

¡Recuerda! El equilibrio no significa concentraciones iguales, sino velocidades iguales. Kc te dice hacia dónde está "inclinada" la balanza.

Cálculos de Equilibrio y Principio de Le Châtelier

Para calcular concentraciones en equilibrio, usa tablas ICE (Inicial, Cambio, Equilibrio). Define x como los moles que reaccionan y construye expresiones algebraicas para cada especie.

Las presiones parciales se calculan como PA = XA × Pt, donde XA es la fracción molar del gas A. Esto es útil para equilibrios en fase gaseosa donde trabajamos con presiones en lugar de concentraciones.

El Principio de Le Châtelier predice cómo responde un equilibrio a perturbaciones. Aumentar temperatura favorece la reacción endotérmica. Aumentar presión favorece el lado con menos moles gaseosos. Añadir reactivos desplaza hacia productos.

Los catalizadores no afectan la posición del equilibrio, solo la velocidad para alcanzarlo. El equilibrio se alcanza más rápido pero las concentraciones finales son las mismas.

¡Estrategia clave! En problemas de equilibrio, siempre define claramente tus variables y usa la estequiometría para relacionar todos los cambios con una sola incógnita $x$.