1) El documento presenta equivalencias entre unidades de presión como atmósferas, mmHg, Pa y bares. También define la constante de Avogadro. 2) Se describen las características de las partículas atómicas como protón, neutrón y electrón, indicando su masa y carga. 3) Se explican conceptos fundamentales de química como los modelos atómicos, la tabla periódica, las propiedades periódicas, los diferentes tipos de enlace, reacciones químicas y cálculos estequ

1. Química
1
Equivalencias
1 atm ≈ 760 mmHg = 101325 Pa = 1,01325 bar = 760 Torr
1 푚표푙 = 푃. 푚. (푝푒푠표 푚표푙푒푐. 표 푎푡. ) = 6.023 · 1023푚표푙é푐. 표 á푡.
= 22.4푙 (푔푎푠푒푠 푖푑푒푎푙푒푠 푒푛 푐표푛푑푖푐푖표푛푒푠 푛표푟푚푎푙푒푠)
CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS ATÓMICAS
Protón: mp = 1, 67·10-27 kg = 1,007 u ; qp = + 1, 60·10– 19 C
Neutrón: mn = 1, 68·10-27 kg = 1,009 u ; qn = 0
Electrón: me = 9,11·10 -31 kg = 0,0005 u ; qe = – 1, 60·10– 19 C
Formulario
T1. Principios de química
푛 = 푚푎푠푎 푡표푡푎푙
푃 .푚.
→ [ 푔
푔/푚표푙
= 푚표푙]
- Cálculo de composición centesimal
Nos dan un compuesto, se debe hallar la proporción de cada elemento que compone el
compuesto en relación a dicha compuesto. Como fórmula general para hacernos una
idea se tendría:
퐶. 푐푒푛푡. 푑푒 푒푙푡표. =
푃. 푎. (푝푒푠표 푎푡ó푚푖푐표)푑푒 푒푙푡표.· 푛º 푑푒 á푡. 푑푒 푑푖푐ℎ표 푒푙푡표.
푃 . 푚. 푑푒 푐표푚푝푢푒푠푡표
· 100 = ____%
- Cálculo de fórmula a partir de C. cent.
1º. Calcular la masa de cada elemento que forma la molécula, o también su C. cent..

2. 2º. Se divide la masa de cada elto. por su P.a., de esta forma calculamos la masa relativa
que tendrá cada elto. en la molécula.
3º. De lo obtenido en 2, cogemos el menor valor obtenido, y cada resultado se divide
por este valor. De este modo, se calcula el nº de átomos relativo de cada elemento en la
sustancia, obteniendo la fórmula empírica del compuesto.
4º. Para obtener la fórmula molecular que tendrá la forma (CxHyOz)n, igualamos esta
expresión al P.m. que nos da el problema. De esta forma calculamos el valor de n que
indica el nº de veces que la fórmula empírica se repite en la fórmula molecular.
2
T2. Unidad fundamental: el mol.
- Disoluciones
Molaridad: 푀 = 푛푠
푉푑푠
Molalidad: 푚 = 푛푠
푚푑
Normalidad: 푁 = 푛º 푒푞−푔푟푎푚표
푉푑푠
=
푛
푣푎푙푒푛푐푖푎
푉푑푠
% en peso: % 푒푛 푝푒푠표 = 푚푠
푚푑푠
100
% en masa/volumen: % 푚푎푠
푣표푙
= 푚푠
푉푑푠
100 Fracción molar: 푋푠,푑 =
푛푠,푑
푛푡표푡푎 푙
→ Σ 푋 = 1
- Gases ideales
퐸푐. 푔푒푛푒푟푎푙:
푃1푉1
푇1
=
푃2푉2
푇2
퐸푐. 푑푒 푒푠푡푎푑표: 푃푉 = 푛푅푇
T3.El átomo: modelos atómicos.
- El átomo
La energía de un e- situado en una órbita es función de 4 números cuánticos: 3 que fijan
el valor de la energía de la órbita considerada: n, l y ml y el nº cuántico de spin, s, que
cuantiza la energía propia del e-.
Valores permitidos:
푛 = 1,2, …
푙 = 0, … , 푛 − 1
푚푙 = −푙, … ,0, … , 푙

3. 푠 = ±
3
1
2
Principio de Exclusión de Pauli: “No pueden existir dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales”.
Regla de Hund o de máxima multiplicidad: Mientras sea posible, los e- se colocan
solitarios en los orbitales de cada subnivel, evitando emparejarse en el mismo orbital.
Regla de Madelung. Energía de los orbitales: La energía de un orbital viene dada por n,
l y ml. En ausencia de campo magnético viene dada por n y l. Un orbital tiene menos
energía cuanto menor sea n+l. Si dos orbitales tienen el mismo valor n+l, tiene menos
energía aquel que tenga el n más bajo.
Por razones históricas:
l letra e- permitidos
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
Para recordar el orden de energía (de menor a mayor) se recurre al llamado diagrama de
Möeller:
T4.Ordenación de elementos y enlace químico.
- Tabla periódica
Filas- períodos: El nº del período nos da el nº total de capas de los átomos
Columnas- grupos (o familias): Elementos de un grupo tienen propiedades químicas
semejantes.
- Propiedades periódicas
a) Volumen atómico: 푉푎푡ó푚푖푐표 = 푃.푎.
휌
, donde ρ es la densidad.

4. 4
Evolución del olumen atómico en la
tabla periódica.
b) Radio atómico y radio iónico (evolución en la tabla periódica):
c) Energía o potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar un e- de un
átomo en estado gaseoso.
Evolución del P.I. en la tabla
periódica.
d) Afinidad electrónica: Energía que desprende un átomo en estado gaseoso al
captar un e-.
Evolución del A.E. en la tabla
periódica.
e) Electronegatividad: Tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de e-compartidos
en el enlace con otro átomo.

5. 5
Evolución de la electronegatividad en
la tabla periódica.
La escala de electronegatividades es
útil para conocer el tipo de enlace que
se producirá. Electronegatividades
similares-> enlace covalente;
electronegatividades muy diferentes-
> enlace iónico.
El comportamiento químico de los elementos está relacionado con su
electronegatividad:
· Electronegatividad alta: No metales, oxidantes y forman óxidos ácidos.
· Electronegatividad baja: Metales, reductores y forman óxidos básicos.
- Enlace químico
Un enlace químico es el conjunto de interacciones que mantienen a los átomos y
moléculas unidos entre sí para dar lugar a estructuras más estables que los átomos y
moléculas de partida.
La causa determinante de que los átomos traten de combinarse con otros es la
tendencia de todos ellos a adquirir la configuración de gas noble en su capa más
externa o capa de valencia.
· Enlaces intramoleculares:
a) Enlace iónico: Se forma por transferencia de e-. Los átomos que lo forman han
de tener una electronegatividad muy diferente. El menos electronegativo cede
e- y forma el catión mientras que el otro los acepta y forma el anión. Catión y
anión se atraen electroestáticamente y esas fuerzas de atracción originan el
enlace. Se da entre metales y no metales y suelen dar estructuras ordenadas
que se denominan redes iónicas o cristales.
b) Enlace covalente: Explica la unión entre átomos iguales o diferentes, de tal
forma que la unión tiene lugar por compartición de e- en los átomos
constituyentes. Mediante este enlace cada átomo alcanzará una configuración
electrónica estable (gas noble). Este enlace se da entre los elementos más
electronegativos (no metales). Cuando dos e- son aportados por un átomo y el
otro acepta la compartición, el enlace se llama covalente coordinado o dativo.
En ocasiones, para lograr la configuración de gas noble, los átomos han de
compartir más de un par de e-, lo que da lugar a enlaces múltiples
Ejemplos: F2: F-F ; O2: O=O; N2: 푁 ≡ 푁

6. c) Enlace metálico: Es el que mantiene unidos los átomos de los metales. El
enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y
compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se
distribuyen los e- perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica”. Es
importante observar que los e- pueden circular libremente entre los cationes,
no están ligados a los núcleos y son compartidos por todos ellos.
6
· Enlaces intermoleculares:
a) Fuerzas de Van der Waals: Representan enlaces débiles entre átomos y
moléculas que pueden producirse entre dipolos instantáneos y entre dipolos
permanentes:
1) Interacciones dipolo permanente-dipolo permanente: Se produce cuando dos
moléculas son polares. Atracción entre polos opuestos de moléculas.
2) Interacción dipolo permanente-dipolo inducido: Cuando una molécula polar
se aproxima lo suficiente a una apolar, puede inducir en ella un
desplazamiento de la nube e- y, por tanto, una polaridad inducida.
3) Interacción dipolo inducido-dipolo inducido: Se produce entre moléculas
apolares e incluso entre átomos y reciben el nombre de fuerzas de dispersión
London. Las nubes e- de estas moléculas sufren vibraciones y producen
dipolos de vida muy corta pero que pueden inducir dipolos en moléculas
vecinas, lo que da lugar a fuerzas de atracción entre ellas.
b) Puentes de Hidrógeno: Cuando un átomo de H está unido a un átomo mucho
más electronegativo que él, el par de e- que forman el enlace está fuertemente
atraído por el átomo más electronegativo, produciéndose una polarización en
el enlace. Esto proporciona una carga parcial positiva al átomo de H y una
carga parcial negativa al otro átomo. Debido a esta polarización se puede
establecer atracción eléctrica entre el H de una molécula y los átomos
electronegativos de una molécula vecina.
T5. Reacciones químicas.
- Tipos de reacciones
1) Reacciones de oxidación: Combinación con el oxígeno. Son reacciones
lentas que desprenden poca energía.
2) Reacciones de combustión: Químicamente son oxidaciones, pero al contrario
que éstas son reacciones que transcurren muy rápidamente y con un
desprendimiento notable de energía.
3) Reacciones de neutralización: Entre un ácido y una base. Se obtiene la sal
del ácido y agua.
4) Reacción de los óxidos con el agua.

7. 0 ) − Σ (푛푟 · 퐻푓 푟푒푎푐푡푖푣표푠
7
- Energía de reacciones químicas
Entalpía de reacción: Se representa por ΔH y en condiciones estándar por ΔH0.
훥퐻 = Σ (푛푝 · 퐻푓 푝푟표푑푢푐푡표푠
0 )
- Cálculos estequiométricos
Rendimiento: %푅푑푡표 . = 퐶푎푛푡푖푑푎푑 푝푟표푑푢푐푡표
퐶푎푛푡푖푑푎푑 푚푢푒푠푡푟푎
100
Pureza o riqueza: %푃푢푟푒푧푎 = 퐶푎푛푡푖푑푎푑 푝푟표푑푢푐푡표 푝푢푟표
퐶푎푛푡푖푑푎푑 푑푒 푙푎 푚푢푒푠푡푟푎
100