C 6 H 12 O 6 + 6O 2

Temario I Parcial de Química XI año 2012.
1- Geometría, hibridación y polaridad de las moléculas.
Repasar estructuras de Lewis de moléculas. (Documentos, práctica en
cuaderno y hoja). Apuntes.
a. Geometría
La geometría de una molécula se refiere a la posición de los átomos que
forman a la misma. Para poder determinar la geometría de las molécula,
se necesita saber el átomo central, con su número de valencia se puede
determinar cuantos electrones tiene disponibles para enlazarse. Así se
determinan los pares enlazantes y los pares no enlazantes (o sea los que
no forman ningún enlace).
Geometrías:
b. Hibridación: Los electrones de valencia de los átomos se encuentra
situados en orbitales atómicos los cuales puede ser: s (esféricos), p
(lobulares), d (bilobulares) y f (polilobulares). Sin embargo por la Teoría
de enlace de Valencia se da la mezcla o combinación de diferentes
orbitales (s, p, d) los cuales son denominados orbitales híbridos.
Cuando un electrón se pasa de un orbital a otro, se da hibridación
dándole mas posibilidades para que se combine. Cuando esto sucede se
tiene un orbital combinado. Estos orbitales se pueden definir por su
geometría o sea por su asociación con el átomo central.
* Cuando hay un doble enlace se denominan alquenos y cuando hay un
triple enlace se denominan alquinos.
Pares de eOrbitales
totales alrededor combinados
del átomo
central
2
1 orbital s y 1
orbital p
3
1 orbital s y 2
orbitales p
Tipo de
hibridación
Geometría
sp
Lineal (2-0)
sp2
4
1 orbital s y 3
orbitales p
sp3
5
1 orbital d, 1
orbital s y 2
orbitales p
dsp3
Triangular
plana (3-0)
Angular (2-1)
Tetraédrica (4-0)
Piramidal (3-1)
Angular (2-2)
Bipirámide
trigonal (5-0)
Forma de T (3-2)
Balancín (4-1)
6
2 orbitales d, 1
orbital s y 3
orbitales p
d2sp3
Lineal (2-3)
(10 e- alrededor)
Octaédrica (6-0)
Cuadrada plana
(4-2)
Pirámide
cuadrada (5-1)
(12 e- alrededor)
c. Moléculas polares: Los enlaces entre los átomos pueden ser polares o
no polares, esto depende de la diferencia de electronegatividades. Sin
embargo una molécula puede ser considerada polar o no polar por la
sumatoria de electronegatividad, por la dirección de la misma o por la
geometría. Se puede relacionar la polaridad de una molécula con su
geometría, si en esta la distribución de los enlaces hace que estos se
cancelen es entonces polar, si no se cancelan entonces se dará una
molécula polar.
Geometrías
Átomos
Polaridad
1. Lineal (2-0) (2-3)
- Si los átomos
- No Polares
2. Triangular plana
son iguales (se
(3-0)
cancelan)
3. Tetraédrica (4-0)
- Si los átomos
- Polares
4. Bipirámide
enlazados son
Trigonal (5-0)
diferentes (no se
5. Octaédrica (6-0)
cancelan)
6. Cuadrada Plana
(4-2)
1. Angular (2-1) (2- No importa si
- Polares
2)
los átomos
(siempre).
2. Piramidal (3-1)
enlazados al
3. Balancín (4-1)
átomos central
4. Forma de T (3-2)
son iguales o
5. Pirámide
diferentes.
Cuadrada (5-1)
2- Fuerzas intermoleculares (F. ión- dipolo, P. de Hidrógeno, F. dipolodipolo, F. dipolo-dipolo inducido, F. dispersión o London), compararlas
con fuerzas interatómicas o interiónicas y su dependencia con las
propiedades físicas de los compuestos. ( esquema, documento, práctica,
quiz, apuntes). Presentación P.P.
Fuerzas Intermoleculares
Los compuestos iónicos y las sustancias metálicas se mantienen unidos
por fuerzas interiónicas y los compuestos covalentes por fuerzas
intramoleculares. Estas fuerzas son mas fuertes, ya que son dentro de
la molécula.
Las fuerzas intermoleculares son mas débiles ya que son entre 2
moléculas. Por ejemplo una comparación entre fuerzas intermoleculares
e intramoleculares, se necesita menos energía para convertir el agua
liquida en vapor que para romper la molécula.
La naturaleza de las fuerzas intermoleculares puede determinar su
solubilidad, así que sustancias iguales disuelven lo igual: 1. Sustancias
iónicas, polares con puente de hidrogeno se disuelven en H2O. Estas
fuerzas por lo general son las que mantienen la integridad de los solidos
y líquidos es por eso que tienen puntos de ebullición y fusión tan altos.
Las fuerzas intramoleculares o interatómicas son las que se dan entre
dos átomos dentro de una molécula. Por ejemplo el enlace carbonooxigeno en la molécula de dióxido de carbono.
Las fuerzas se pueden ordenar de la siguiente manera:
a) Interatómicas
b) Interiónicas
c) Fuerza ion-dipolo: se da entre átomos polares y iones.
d) Fuerza ion-dipolo inducido
e) Puentes de Hidrogeno: se da entre hidrogeno y FON (flúor,
oxigeno y nitrógeno).
f) Fuerza dipolo-dipolo: se da entre moléculas polares. Se forman
momentos dipolares permanentes, cuando estos aumentan
entonces el numero de ebullición aumenta.
g) Fuerza dipolo-dipolo inducido
h) Fuerza de dispersión o London: son exclusivas para moléculas no
polares. Se dan momentos dipolares instantáneos debido al
movimiento de los electrones. Cuando un lado esta positivo tal
vez el átomo con el que se une este negativo , dando como
resultado esa polarizabilidad.
3- Reacciones y ecuaciones química. Diferencia entre ambas,
simbología de ecuaciones. Manifestaciones de reacciones químicas.
Reacciones endotérmicas y exotérmicas. Interpretaciones cuantitativas
de ecuaciones. Apuntes y folleto pág. 1 y 2.
En las reacciones químicas las sustancias se transforman en otras. Y
estos cambios se dan cambios energéticos también. Cuando una
reacción libera energía de cualquier tipo se le conoce como exotérmica.
Por el contrario si la reacción absorbe energía entonces se le conoce
como endotérmica.
Hay reacciones importantes que ocurren en procesos vitales como el
metabolismo, la respiración celular, la oxidación… Las reacciones de
fotosíntesis, producción de jabones, elaboración de medicamentos…
Las reacciones químicas se presentan de la siguiente manera:
6CO2 + 6H2O + Luz  C6H12O6 + 6O2
Coeficiente
Reactivos
Productos
Produce
Algunas manifestaciones de reacciones químicas son las siguientes:
- Desprendimiento de gas 
- Efervescencia (burbujas)
- Formación de precipitado 
- Calor 
- Cambio de color
- Calentamiento o enfriamiento del recipiente
En ninguna reacción se crean ni destruyen os átomos por la Ley de
Conservación de la Masa. En toda ecuación química se debe de tener la
misma cantidad de átomos de ambos lados de la flecha. Entre
paréntesis se indica el estado en el que la sustancia se encuentra.
De las ecuaciones se pueden dar diferentes interpretaciones, por
ejemplo:
- en términos de moléculas en la mínima proporción en las que se
combinan.
- En términos de moles.
- En términos de partículas.
- En términos de masa.
4- Balanceo de ecuaciones por método de tanteo. Folleto práctica #1 y
apuntes.
Método para balancear ecuaciones
1. Empezar por los iones poliatómicos (se toman como una unidad).
2. Seguir con los metales
3. Seguir con los no metales
4. Se dejan de ultimo los hidrógenos y oxígenos respectivamente.