1. Reacciones REDOX
1.1. Se denomina reacción de reducción-oxidación, óxido-reducción, o simplemente reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.
2. Configuración electronica
2.1. La configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.
2.2. Hibridaciones
2.2.1. se conoce como hibridación a la interacción de orbitales atómicos dentro de un átomo para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales atómicos híbridos son los que se superponen en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría molecular.
2.2.1.1. Sp3: Para darle la forma tetraédrica los orbitales de la capa externa (2s, 2px, 2py, 2pz) se mezclan para formar cuatro orbitales híbridos sp3, porque se configuraron un orbital s y tres p.
2.2.1.2. Sp2: Para que esta hibridación ocurra, el carbono debe estar unido a tres átomos, tomemos de ejemplo al eteno CH2=CH2, si tomamos uno de los carbonos éste tiene unido dos hidrógenos y el otro carbono, esta unión forma un triángulo con ángulos de enlace de 120°, a la geometría se le dice trigonal. Se mezclan un orbital s y dos orbitales p, para formar tres orbitales híbridos sp2.
2.2.1.3. Sp: Aquí el carbono está unido a dos átomos y el ejemplo es el etino o también conocido como acetileno, el ángulo de enlace es de 180° y la geometría es lineal. Se mezclan un orbital s y un orbital p, para formar dos orbitales híbridos sp.
3. Números cuánticos
3.1. Schrodinger: los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede tener los mismos números cuánticos.
3.1.1. n: número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7.
3.1.2. l: número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón, puede ser s, p, d y f (0, 1, 2 y 3).
3.1.3. m: número cuántico magnético, representa la orientación de los orbitales en el espacio, o el tipo de orbital, dentro de un orbital especifico.
3.1.4. s: número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón.
4. Series espectrales del hidrogeno
4.1. Se denomina espectro del hidrógeno a la emisión electromagnética propia del hidrógeno. Balmer dedujo matemáticamente las relaciones entre las diferentes líneas de emisión del hidrógeno, pero no pudo explicar por qué motivo físico las emisiones seguían ese patrón hasta que se desarrolló el modelo atómico de Bohr . Más tarde Rydberg generalizó la fórmula para todos los elementos.
4.1.1. Serie de Lyman: todos ultravioletas. Serie de Balmer: todas espectro visible y el ultravioleta. Serie de Paschen: todas infrarrojo cercano. Serie de Brackett: todas infrarrojo. Serie de Pfund: todas infrarrojo
5. Longitud de onda
5.1. se conoce como longitud de onda la distancia que recorre una perturbación periódica que se propaga por un medio en un ciclo. La longitud de onda, también conocida como periodo espacial es la inversa de la frecuencia multiplicado por la velocidad de propagación de la onda en el medio por el cual se propaga.
5.2. Frecuencia
5.2.1. La frecuencia (f) es la medida del número de ciclos o repeticiones de la onda por unidad de tiempo. Por ejemplo, si una onda se repite diez veces por segundo, significa que tiene una frecuencia de diez ciclos por segundo. Esto puede expresarse como una frecuencia de 10 hercios o 10 Hz.
6. Estructura de Lewis
6.1. La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.
6.2. Regla del octeto
6.2.1. Establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa de la electrosfera). Es la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, es decir, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia.
7. Cadenas Carbonadas
7.1. Al unirse los átomos de carbono entre sí, se forman las cadenas carbonadas, que pueden ser abiertas o cerradas. En las cadenas cerradas, los carbonos se unen entre sí formando anillos, donde los más usuales son los de cinco o seis miembros. En las cadenas carbonadas existen distintos tipos de átomos de carbono que se diferencian en la posición que ocupan en la cadena:
7.1.1. - Primario: Cuando está unido a un solo átomo de carbono. - Secundario: Cuando está unido a dos átomos de carbono. - Terciario: Cuando está unido a tres átomos de carbono. - Cuaternario: Cuando está unido a cuatro átomos de carbono.
8. Hidrocarburos
8.1. Alcano: solo forman enlaces sencillos Alquenos: tienen un enlace doble Alquinos: tienen un enlace triple
8.2. Serie Homologa
8.2.1. 1= metano 2= etano 3= propano 4= butano 5= pentano 6= hexano 7= heptano 8= octano 9= nonano 10= decano
9. Isomeros
9.1. Los isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular o condensada pero poseen una estructura diferente y propiedades fisicoquímicas distintas. La isomería se presenta en los compuestos orgánicos debido a la concatenación del átomo de carbono, provocando arreglos estructurales distintos
9.1.1. - Estructural. Se presenta por las diversas ubicaciones de sus átomos o grupos. - Estereoisomería. Los grupos se encuentran unidos en el mismo átomo pero presentan diferente arreglo en el espacio.
10. pH
10.1. El pH para una solución acuosa se calcula a partir de [H+] utilizando la siguiente ecuación: pH = -log [H+] La p minúscula representa −log10, .a menudo se deja fuera la parte de la base 10 para abreviar.
10.2. pOH
10.2.1. De la misma manera, el pOH para una solución acuosa se define a partir de [OH−]: pOH = -log [H-]
11. Geometría molecular
11.1. La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula. Es muy importante conocer correctamente la geometría de una molécula, ya que está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas, como por ejemplo, punto de ebullición, densidad, solubilidad, etc. Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia
11.2. RPECV
11.2.1. Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas). Por tal motivo, los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados entre sí. Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al átomo central, y que, para determinarla correctamente, debemos conocer el número de coordinación total de dicho átomo.