Química inorgánica

Isotopos. Estudio de espectros atómicos. Teoría cuántica de Planck. Modelo de Bohr. Mecánica cuántica. Tabla periódica. Mendeleiev. Electronegatividad. Energía de enlace. Enlace iónico y convalente. Hibridación. Termodinámica

  • Enviado por: Yo Mismo
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 26 páginas
publicidad

ISOTOPOS

Z: Número atómico: Nº protones------ caracteriza a un elemento químico.

ISOTOPOS: Átomos de un mismo elemento con distinto nº de neutrones.

A: Nº másico-- nº de protones +nº de neutrones (nucleones)

M: masa atómica (en u)

Tenemos en cuenta sus isótopos naturales, masa isotópica y su abundancia relativa.

La media ponderada de las masas de sus isótopos.

ANTECENDENTES DEL MODELO DE BOHR

Se basa en el modelo atómico nucleado de Rutterford.

  • Estudio de los espectros atómicos

  • Teoría cuántica de Planck.

  • 1.- Espectro atómico:

    La luz es una onda electromagnética.

    λ : distancia entre dos puntos sucesivos que están el mismo estado de vibración (m)

    υ: Longitud de onda recorrida en 1 segundo (Hz , S-1 )

    T: tiempo que tarda en recorrer una longitud de onda (s). Es la inversa de la frecuencia.

    C = λ /T = λ - υ velocidad de propagación de la onda.

    Espectro: separación de una radiación compleja en las radiaciones sencillas que la componen (cada una de las cuales tiene υ única)

    Espectro atómico: se calienta o se somete a una ddp (voltaje) muy alto un elemento gaseosos y emite una luz que se descompone.

    El espectro atómico de emisión se recoge en una pantalla todos los elementos tiene un especto diferente.

    Para el hidrógeno Se observan una seria de líneas (llamadas líneas espectrales) en distintas zonas del espectro electromagnético.

    La primera serie espectral observada están en la zona del visible de Balmer

    Experimentalmente 1/ λ = R ( ¼ - 1/n2) n>2

    Serie de Balmer

    R(constate de Rydberg) R = 1,097.10 m-1

    Serie de Lyman Ultravioleta

    Serie de Paschen. Serie de Brackett. Seria de PfundInfarrojos.

    Serie

    n1

    n2

    Lyman

    1

    2,3,4,….∞

    Balmer

    2

    3,4,5,…. ∞

    Paschen

    3

    4,5,6,…. ∞

    Brackett

    4

    5,6,7,…. ∞

    Pfund

    5

    6,7,8,…. ∞

    2.- Teoría cuántica de Planck

    La emisión de energía por un cuerpo se hace en forma de pequeños paquetes de energía, llamados cuantos o fotones.

    E = h∙υ Siendo E = energía del fotón

    h =constante de Planck h = 6,62.10-34 J∙s

    υ = frecuencia de la radiación.

    Modelo atómico de Bohr (1913)

    1.- Los electrones se mueven alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares de energía fija. Mientras el electrón se mueve en la misma órbita, su energía no cambia.

    2.- El espacio alrededor del núcleo está cuantizado, es decir, hay órbitas permitidas (niveles) y órbitas no permitidas.

    Para que se cumpla me . Ve. R = n h / 2П siendo R = radio de órbita

    n = nº cuántico principal = niveles permitidos. Valores 1,2,3, …∞ (n=1 es el nivel más próximo al núcleo.

    3.- La absorción o emisión de energía por un átomo es debido a los transitos electrónicos entre diferentes capas (o niveles). Cuando el electrón (e ) pasa a una órbita más interna emite un fotón.

    AE = | E final - E inicial | AE < 0 cuando emite energía

    AE < 0 cuando absorva inergía.

    ORBITAS DE BOHR

    MECANICA CUANTICA

    Se basa en:

    • Dualidad onda - crepúsculo

    • Principio de incertidumbre de Heisenberg

    Dualidad onda-crepúsculo

    De Broglie hace extensivo este carácter a cualquier partícula “Cualquier partícula en movimiento lleva asociada una onda”

    E = h∙υ = h∙c/λ

    h∙c/λ = m∙c2 λ= h/ m∙c

    E = m∙c2

    λ = h/ m∙v para cualquier partícula a nivel microscópico

    Principio de incertidumbre de Heisemberg

    Hay un límite en la precisión de la determinación de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.

    Ec. de onda de Schrödinger.

    Orbital zona del espacio alrededor del núcleo dónde la posibilidad de encontrar al electrón es del 90%.

    Plantea una ec. De ondas para el electrón. Tiene dos soluciones:

    E = nivel energético del electrón

    ψ = función de onda al nivel energético.

    ψ no tiene significado físico.

    Ψ2 = probabilidad de encontrar el e en una zona determinada.

    Estas soluciones vienen dadas por tres número cuánticos n, l, m que definen un orbital.

    Valores 0…n-1. Se representa por letras

    l = 0 s

    l = 1 p

    l = 2 d

    l = 3 f

    m nº cuántico magnético. Indica la orientación de los orbitales en el espacio.

    Un orbital se simboliza por un nº (definido por n) + letra (definida por l) + subíndice (definido por m, solo en caso de orbitales p)

    Para saber cuantos electrones caben en un orbital nos vamos a basar en el Principio de exclusión de Pauli: “en un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

    Numero cuántico de espín -s-

    En un orbital un electrón (e-) solo puede tener dos situaciones, es posible definidas por el nº cuántico espín.

    Valores = + ½ y -1/2

    Como un orbital viene definido por los tres número cuánticos solo nos van a caber 2 e- con los espines contrarios para poder cumplir el Principio de Exclusión de Pauli.

    Forma de los orbitales

    Ψ2 probabilidad de encontrar el e- en una zona de átomo.

    Al representar ψ2 GRAFICAMENTE salen formas de los orbitales

    Configuración electrónica

    Es la distribución de los e- en los órbitales. Cuando esta distribución es la de menor energía se llama configuración electrónica fundamental.

    Tres reglas o principios:

    Principio de Aufbau (Principio de mínima energía)

    “Los electrones se colocan en los orbitales de menor energia disponible”

    La energía de un orbital viene dada por la suma de n + l si la suma sale igual para varios orbitales tiene menor E en el de menor n.

    Se sigue el orden de un diagrama de llenamo (Moëller)

    Principio de exclusión de Pauli

    “En un mismo átomo no puede haber dos e- con los 4 nº cuánticos iguales”

    En cada órbital entran 2 e- con los espines contrarios.

    Principio de máxima multiplicidad de Hund

    “Cuando hay varios orbitales del mismo tipo (de la misma energía) los e- se colocan de forma que están lo más desapareados posible c con el mismo espín.

    Configuraciones electrónicas que son especialmente estables

    • Estructura de gas noble (capa llena)

    • Capa semillena ( p5, d5, f7)

    24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 ---Teórica

    4s1 3d5 --- Real

    29Cu ................................4s2 3d9 Teórica

    4s1 3d10 Real

    Tabla de Menteleiev

    Orden de masa atómica creciente: ordena los elementos en líneas horizontales.

    Propiedades semejantes: ordena los elementos en las columnas verticales.

    Predicciones:

    • Cuestiones el valor de la masa atómica de algunos elementos :de otro valor.

    • Invertir el orden de algunos elementos.

    • Dejar huecos en la tabla periódica I, Be, N

    TABLA PERIODICA ACTUAL

    Se ordenan los elementos por orden creciente de Z (nº atómico)

    Warner y Seaborg

    Cuando los elementos se ordenan según el Z creciente las propiedades físicas o químicas se repiten periódicamente. Esta peridodicidad se debe a la repetición de la configuración de los elementos de valencia.

    Hay una relación directa entre la configuración electrónica de la última capa y la posición en la tabla de un elemento.

    Periodo: los e- están colocados en la misma capa externa. El nivel energético coincide con el nº atómico n que nos indica el periodo

    - Cada elemento se diferencia del anterior por el electrón diferenciador.

    - El electrón diferenciador es el responsable de las propiedades de los elementos del mismo periodo.

    Grupo: tienen en común la configuración electrónica de la capa de valencia (el mismo nº de e- situado en orbitales del mismo tipo).

    Según la configuración electrónica de la e- valencia distinguimos los siguientes bloques:

    • Bloque s = grupo 1 y 2. Incluye el He .Configuración electrónica de la misma capa n sx (x = 1,2)

    • Bloque p = grupo 13 (terreos), 14 (carbonoides), 15 (nitrogenoideos), 16 (anfigenos), 17 (alogenos), 18 (gases nobles).

    ns2 npx (x = 1,2,3,4,5,6,)

    • →Bloque d = metales de transición

    ns2 (n-1) dx (x =1……10)

    • Bloque f = metales de transición interna

    n s2 (n-2) fx (x = 1…14)

    Propiedades periódicas

    Son aquellos cuyo valor cualitativo se puede determinar por la posición que ocupa el elemento en la tabla.

    • Tamaño del átomo (radio atómico/radio iónico).

    Radio atómico:

    + ↓ aumenta el nº de capas radio ¡

    los e - entran en la misca capa, pero la Z aumenta, aumenta la atracción lectroestática y el rayo disminuye.

    Radio iónico:

    Catión< átomo neutro ya que pierde e- y Z igual

    Anión> átomo neutro ya que gana e- y Z igual

    Átomos isoelectrónicos 8O2-, 9F-, 10Ne, 11 Na+ , 12 Mg2+

    10e- 10e- 10e- 10e- 10e-

    Para átomos isoelectrónicos el radio es menor cuando el Z es menor.

    Energía de ionización (EI) o Potencial de ionización

    EI ” Es la energía mínima necesaria para arrancar el e- más externo a un átomo neutro en estado gaseoso . Para convertirlo en ión monopositivo en estado gaseoso”.

    x(g)+ EI x+ (g) + 1e- 1ª EI >0 hay que dar energía

    -↓ Al descender en un grupo, aumenta el radio; el electrón que queremos arrancar está menos retenido, hay que dar menos energía para arrancarlo, menor EI.

    +→ Al avanzar, en un período, el radio disminuye, los e- están más retenidos, hay que dar más energía para arrancarlos. Mayor EI.

    Afinidad electrónica

    AE Energía intercambiada en el proceso por el cual un átomo neutro en estado gaseoso gana e- para convertirse en un ión mononegativo en estado gaseoso.

    x(g)+1e - →∆E→ x- (g) 1º AE puede ser negativa si el elemento cede

    E (Exotérmico) Ej. Halógeno.

    Puede ser positiva si el elementos gano E (endotérmica)

    Ej. Alcalinoterreo.

    2º AE>0 siempre.

    -↓ Al descender en un grupo, el radio aumenta y el e- que se introduce estará menos retenido la energía implicada es menor AE

    +→ Al avanzar en un periodo, el radio disminuye, el e- más retenido y también más cerca de la configuración de gas noble. Mayor AE.

    La AE está relacionada con el carácter oxidante + AE oxidante se reduce (+e-)

    Electro negatividad (EN)

    EN “Es la tendencia de un átomo a atraer hacía sí el par electrónico que comparte con otro átomo”. Es un a propiedad de átomo enlazado.

    MULLIKEN: La define como EN = (EI+AE)/2

    PAULING: Escala cualitativa Li Be B C N O F Cs,Fr

    Estudiando la polaridad de los enlaces de los elementos obtuvo la EN de todos.

    Sigue la misma variación que EI y AE. El H en lugar de P.

    Reactividad de los metales y no - metales.

    Un metal es más reactivo cuanto más fácilmente cede el e-, es decir, cuanto menor EI tiene ↓+ carácter metálico

    Un no- metal es más reactivo cuánto más fácilmente gana e- , es decir, cuanto más AE tiene |+ carácter n-metal

    Estado de oxidación

    Número e- cedidos o ganados total (iónicos) o parcialmente (covalente) para adquirir configuración estable.

    Se representa en un número de oxidación (No)

    • El No es positivo si cede e-

    • El No es negativo si gana e-

    Energía de enlace y distancia de enlace

    Al acercar los átomos predominan las fuerzas de atracción que estabilizan (la energía potencial disminuye hasta un mínimo) si seguimos acercando los átomos y predomina las fuerzas de repulsión y aumenta la E potencial.

    La distancia de enlace es la distancia a la cual la E potencial es mímica.

    Energía de enlace es la despedida en proceso de formación de enalace.

    Electronegatividad y el tipo de enlace

    EN de los átomos

    Tipo de enlace

    Tiene lugar entre

    Muy diferente

    E. Iónico

    Metal + No metal

    Altas y similares

    E. covalente

    No metal + No metal

    Bajas y similares

    E. Metálico

    Metal +Metal

    Notación de LEWIS

    • Representación bidimensional de las moléculas

    • Indica cuales on los átomos que se unen y el tipo de enlace

    • No indica la geometría de la molécula

    TEORIA DEL OCTEO (LEWIS, KOSSEL)

    Los átomos ganan, pierden y comparten e- para adquirir la estructura del gas más próximo a ellos en la tabla periódica (ns2 np6) con 8e- en la capa de valencia. (Salvo lose lementos con Z pequeño que adquieren la configuración del He 1s2)

    Enlace Ioníco

    Se da entre elementos de muy distinta EN. El elemento más electronegativo (no metal) en una primera etapa gana electrones y se convierte en anión. El elemento menos EN pierde e- y da cationes; en ambos casos para conseguir el octeto.

    En una segunda etapa, los iones de distinto signo formados se atraen por fuerzas electroestaticas dando lugar al enlace iónico.

    El resultado no es un molécula, es una red iónica. Es una fórmula empírica, indica la proporción mínima entre iones para que el cristal sea neutro.

    Cada ión se rodea de mayor número posible de iones de signo contrario, esto se llama índice o número de coordinación. Esto depende del radio de los iones.

    Estudio energético del enlace iónico

    Al formarse un catión damos una energía (EI) al formarse un anión normalmente se libera energía.

    Los iones formados se ordenan formando un ared que es más estable, liberandose una energía que es denominada energía reticular, se representa con al letra “u”.

    E. reticular “es la energía liberada en le proceso de formación de un mol de cristal iónico sólida a partir de sus iónes en estado gaseosos”.

    Se mide en KJ/mol o J/mol.

    Calculo u (energía reticular)

    * Teórica u = (K. q catión . q anion)/d0

    d0 = distancia interiónica = rcation+rcatión

    A = Constante de Madelung = considera la estructura de la red.

    H

    n = factor de Born -Landé considera las repulsiones electrónicas

    Experimental implica dificultades, pero se puede hacer a partir de un método indirecto que es el ciclo de Born-Haber se basa en un compuesto directo, se origina a partir de dos métodos.

    • Directo a partir de los elementos en condiciones estandar se obtiene un mol de compuesto iónico.

    • Indirecto previamente a la formación de 1 mol de compuesto iónico sólido se forman los iones correspondientes en estado gaseoso a partir de los elementos.

    Para hallar la energía nos basamos en la Ley de Hess “ si una reacción puede transcurrir en varias etapas (reales o teóricas) la energía (entalpía) de proceso directo es igual a la suma de energías (entalpías) implicadas en los procesos que dan lugar al proceso global”.

    La energía (entalpía) no depende del camino seguido si no de la situación inicial o final.

    Es la energía que se absorve en el proceso de formación de 1 mol de un compuesto a partir de su elementos estandar.

    Propiedades de los compuestos iónicos

    Depende fundamentalmente u, que es la función de la carga de los iónes y su radio.

    - Estabilidad térmica: los compuestos iónicos en condiciones estándar sólidos. Los puntos de fusión (Pf) y puntos de ebullición (Pe) son altos, tanto más altos cuanto mayor sea q iones y r iones

    - Dureza: resistencia a ser rayado. A mayor u↑ más dificultad para romper el enlace más dureza.

    - Fragilidad: resistencia a los golpes. Al golpear podemos enfrentar cargas del mismo signo y las repulsiones hacen que rompa.

    - Solubilidad: depende fundamentalmente de la densidad de los iónes. A más AEN más fácilmente se disuelve en bipolar (agua)

    Para que se disuelva un compuesto iónico ∆H hidrata > |u|

    Enlace covalente

    Teoria de Lewis: los metales a los que les faltan pocos electrones para adquirir una configuración comparte electones.

    1 para de electrones H-F enlace sencillo

    2 par de e- O=O enlace doble

    3 par de e- N N enlace triple

    Enlace covalente coordinado o dativo: uno de los atomos tiene un par de e- libre y el otro tiene un orbital dodnde poder aceptarlos H3O+

    H

    H - O - H + H+ → H - O- H

    Excepciones

    ۞ Hay elementos que amplian el octeto

    La posibilidad de ampliar oteto, ocurre a partir del 3º periodo. Que pueden ser usados para aceptar mas electrones.

    ۞ Hay elementos que no llegan al octeto.

    El boro tiene 6e- de valencia

    →estabilidad

    Es un compuesto covalente

    El Be tiene 4e- de valencia

    ۞ Hay elementos que al formar un compuesto tiene nº impar de e-

    NO→ hay 11e- de valencia

    Determinacion experimental de la notación de Lewis de moléculas e iones.

  • Escribo la cofiguracion electrónica de los elementos que intervienen de la capa de valencia.

  • O s2p4

    H s1

  • Recuento de los electrones de valencia= 6 + 1▪ 2 = 8 e-. Se la suma 1e- si es una anion y se le resta 1 e- si es catión.

  • Escribo los simbolos de los elementos y los uno mediante enlaces sencillos. El atomo central es el menos electronegativo.

  • H-O-H

    Y reparto los e- que restan entre los atomos de manera que sean estables (octeto).

    H-O-H

  • Si el nº de e- no cuadra entonces ponemos un enlace doble y repetimos el proceso H2O.

  • Las formas resonantes son cada una de las formas de representar una molecula variando la ordenación de los e-.

    Teoria de enlace de valencia (TEV)

    “ Cuando se van a unir dos atomos para formar un enlace covalente cada uno de ellos debe tener un orbital con un e- desapareado, de tal forma que cuando se aproximen a la distancia adecuada se dara un solapamiento entre los dos orbitales y en la zona común los e- se aparean dando lugar al enlace”.

    Los orbitales tendrán tamaño y energía comparables y tienen que aproximarse con orientación adecuada.

    ۞ Tipos de enlace

    -Enlace (sigma): es un solapamiento frontal ente los orbitales que contienen los electrones que se van a compartir.

    Enlace π : se da un solapamiento lateral entre los orbitales que contienen los electrones que se van a compartir

    Tiene dos zonas de solapamiento

    El enlace (sigma) es mas fuerte que el enlace π, porque es mas efectivo el solapamiento frontal a la distancia de enlace y la repulsión entre nucleos es menor.

    Cuando se forma un enlace único entre 2 orbitales p, el enlace es (sigma). Si se va a formar un doble enlace, el primero es un (sigma) y el segundo π. Si es un triple enlace el primero será (sigma) y los dos siguiente π.

    Cl s2 p2 p2 p1

    Cl2 Cl-Cl Cl s2 p2 p2 p1

    O2 O=O O s2 p2 p1 p1

    O s2 p2 p1 p1

    N2 N N N s2 p1 p1 p1

    BeCl2 Be s

    Cl s2 p2 p2 p1

    Cl s2 p2 p2 p1

    Pero experimentalmente se sabe que la geometria de la molecula es lineal (apolar).

    Hibridacion de orbitales atomicos

    Los atomos centrales de las moléculas usan unos orbitales hibridos que se forman por combinación. Se forman por combinación de sus orbitales atomicos de valencia. Se forman tantos orbitales hibridos como orbitales atomicos se combinen. Son isoenergeticos. Cumplen el principio de exclusión de Pauli (caben 2e-) . Se nombran con el nombre de los orbitales atomicos que los froman.

    Hibridacion sp

    Hibridacion sp2

    BH3

    (sigma) entre sp2 C y sp2 C. 4 (sigma) entre sp2 C y S del H. π entre p C y p C. La geometría molecular es plana, triangular para cada conjunto.

    Benceno: C6H6 Estructura cíclica 6 C, cada C tiene hibridación sp2 y forma 2 enlaces (sigma) con los C adyacentes y 1 (sigma) con el s de H.

    Los orbitales p1 se solapan lateralmente dando un enlace π. Los e- del enlace π están deslocalizados por toda la molecula →da estabilidad.

    Hibridacion sp3

    4 (sigma) de sp3 de C con s de H

    Geometría tetraédrica

    Para C en los compuestos organicos

    • Enlace sencillo→sp3

    • Enlace doble→sp2

    • Enlace triple→ sp

    Para determinar la geometría molecular por hibridación de orbitales atomicos.

    1ª notación de Lewis de la molecula

    2º Determinacion del tipo de molecula que es

    A= atomo cental

    B= atomo unido al central

    E=pares de electrones libres del atomo central

    AB2 Tipo de molecula

    3º Sacamos la hibridcion del atomo central: sp

    4º Sacamos la geometría molecular. En este caso es lineal O=C=O

    1º notación de Lewis

    2º Tipo de molecula (AB2…)

    3º aplico la tabla:

    Tipo de molecula

    Pares de e- libres

    Hibridacion de at.central

    Geometria molecular

    Ejemplo

    AB2

    0

    sp

    Lineal

    CO2

    AB2E

    1

    sp2

    Angular

    SO2

    AB3

    0

    sp2

    Trigonal

    BH3

    AB2E3

    2

    sp3

    Algular

    H2O

    AB3E

    1

    sp3

    Piramidal

    NH3

    AB4

    0

    sp3

    tetraedrica

    CH4

    Teoria RPECV

    “Los pares de electrones de la capa de valencia de los atomos que forman enlace covalente se situan de manera que estén lo mas alejados posible para que las repulsiones entre ellas”

    PNE: pares no enlazantes

    PE: pares enlazantes

    Las repulsiones tiene distinto valor si son entre PNE o PE

    PNE-PNE > PNE-PE>PE-PE

    Polaridad de las moléculas

    Si los atomos son de la misma EN→enlace covalente apolar

    Son de distinto EN→ enlace covalente polar, los pares de e- del enlace están mas próximos al atomo mas EN.

    Cuanto mayor es el ΔEN→ mayor polaridad. La polaridad se mide con el momento dipolar u que es una magnitud vectorial.

    La cantidad de la molecula depende de su geometría

    Polaridad

    La polaridad de una molecula covalente depende de su geometría

    Fuerzas intermoleculares

    Son los responsables de los iones entre moléculas covalentes. Son la que hacen que estén en estado solido, liquido. Hay de varios tipos:

    • Fuerzas de van der wools:

    ۞fuerzas dipolo-dipolo (de orientación): se dan moléculas covalentes polares. Cuanto mayor es la ΔEN→mas intensas son las fuerzas dipolo-dipolo.

    ۞ Fuerzas de dispersión (de London): se dan entre moléculas covalentes apolares.

    Se puede producir un desplazamiento de electrones en una molecula apolar generándose en ella un dipolo. Ese dipolo molesta a la molecula vecina produciéndose en ella una atracción electroestática. Son las fuerzas intermoleculares de menor intensidad. Las fuerzas de dispersión dependen de la masa molecular e atómica, ya que a mayor masa se desplazan los electrones mas externos al estar menos retenidos y se crea con mas facilidad el dipolo instantáneo.

    -Enlace de hidrogeno: se dan entre moléculas con un H unido a un elemento muy pequeño y muy electronegativo. (F,O,N…) y otra molecula con un atomo muy electronegativo.

    Cada molecula se une tetraédricamente a otras 4 moleculas de agua

    Propiedades de los compuestos covalentes

    -Sustancias moleculares. La mayoría

    ۞ Estado de agregación: gases (H2,N2,NH3), liquido (Br2,H2O), solidos (I2,P4,S8).

    ۞Cuando son solidos son redes de moléculas unidas por fuerzas intermoleculares.

    ۞ Pfusion y Pebullicion bajos, porque para hervir o fundir estas sustancias hay que romper enlaces intermoleculares que son débiles.

    Generalmente, no son solubles en agua, salvo que sean moléculas polares. Son solubles generalmente en disoventes organicos.

    ۞Redes atomicas covalentes (solidos covalentes) : Cdiamante,Cgrafito,SiO2

    • Cdiamante: El C presenta hibridación sp3, cad C esta unido tetraédricamente a 4 C formando una red. Muy duro.

    • Cgrafito: presenta hibridación sp2. Cada C esta unido a 3 C. La unión entre las laminas de grafito es poco intensa. Los e- están deslocalizados y por eso conduce la corriente en sentido laminar.

    • SiO2: hibridación sp3 y se une tetraédricamente a 4 O.

    Propiedades: solidos, muy duro, no solubles en nada, no conducen la corriente eléctrica (salvo en grafito), Pf y Pe muy altos. Son frágiles.

    Transferencia

    Es la parte de la ciencia que trata de los intercambios de energía (fundamentalmente trabajo y Q ) en los jos y qos.

    Conceptos básicos

    • Sistema termodinámico: es la parte del universo separada del exterior por paredes reales o imaginarias. Lo que rodea al sistema termodinámico se llama entorno. El sistema interacciona con el entorno. Según la manera de interaccionar hay tres sistemas:

    ۞ Sistema abierto: aquel que intercambia materia y energía con el entorno.

    ۞ Sistema cerrado: aquel que intercambia energía y no materia con el entorno.

    ۞ Sistema aislado: no intercambia materia ni energía con el entorno.

    • Variables termodinámicas: aquellas magnitudes que describen un sistema termodinámico (Ej: P,T,V)

    Primer principio de la termodinámica

    La energía interna (μ) es la suma de todas las energias de las partículas del sistema.

    1º principio de la termodinámica Δμ =Q + W

    La variación de energía interna de un sistema es la suma del calor y el trabajo que intercambia con su entorno

    μ= función de estado , Julios.

    Intercambios de calor: al recibir o ceder calor puede variar su temperatura (ΔT).

    Intercambios de trabajo: si actúan gases en las transformaciones químicas el trabajo se refleja en un cambio de volumen.

    W= -p▪ Δv Wexpansion→ ΔV>0→Wexp<0 lo hace el sistema

    p= presión

    ΔV→m2 Wcompresion→ΔV<0→Wcomp>0 se hace sobre el sistema

    Aplicación del primer principio de la termodinámica a procesos termodinámicos concretos.

    ۞ Procesos a▪v =cte, ΔV= 0 → W=0→Δμ=Q▪v

    “ El calor intercambiado por un sistema dea volumen constante es iguala la variación de su energía interna”.

    ۞ Procesos a p=cte (lo mas habitual)

    Δμ=Q+W

    Δμ= Qp - p▪ ΔV

    Llamamos entalpia H = μ + p▪V , es una función de estado, se mide en julios.

    H1 - H2 = Qp

    ΔH= Qp

    “El calor intercambiado por un sistema a presión constante es igual a la variación de su entalpia.

    Si Qp sale del sistema → ΔH <0→ la reacción, es exotérmica.

    Si Qp entra del sistema → ΔH <0→ la reacción, es endotermica.

    Relacion entre Qv y Qp

    El primer principio Δμ = Q + W

    Δμ= Qp + W → μ= ΔH- pΔV

    Si intervienen gases en la transformación química

    p▪ΔV= Δn ▪ R ▪ t R=8,31 J/mol▪K

    Δn= moles gaseosos productos-moles gaseosos en activo

    Entalpia estándar de una reacción

    Ec. Termoquímica: indica las sustancias, sus coeficientes, los estados de agregación, calor intercambiado en el proceso. Puede aparecer T,P.

    A p=cte, el calor (Qp)= ΔH= entalpia de reacción= calor intercambiado en una transformación qª que se produce a presión constante.

    Pueder ser ΔH>o si el proceso es endotérmico

    ΔH<0 si el proceso es exotérmico

    Podemos representarlo en un diagrama entalpico: se representan las entalpias de los reactivos y productos y la variación de H de la reacción en el transcurso de esta.

    ΔHº= variación de entalpia de una reacción que transcurre a p=1atm y 25ºC

    -Ley de Hess

    Calculo de la -A través de las entalpias de formacionΔHfº

    ΔHº -energias de enlace

    Calculo de ΔHº por la ley de Hess

    Podemos conocer ΔHº a partir de los ΔHº de reacciones que combinadas nos den la ecuación que estamos buscando.

    Ley de Hess: si una reacción puede producirse en varias etapas reales o teoricas, la ΔH del proceso directo es igual a la suma de las ΔH de las reacciones que cnducen a la reacción global.

    Ejemplo

    Calculo de ΔHº, a partir de las ΔHfº

    ΔHfº : variación de entalpia estándar de formación= variación de entalpia en el proceso de formación de 1 mol de compuesto a partir de sus elementos, en condiciones estándar.

    Tablas donde se recogen las ΔHfº (KJ/mol)

    Calculo de ΔHº a partir de la energía de enlace

    Energia (entalpia) de enlace→ la energía necesaria para romper un mol de enlace de entre dos atomos en estado gaseoso con la energía desprendida al formarse.

    2º principio de la termodinámica

    ΔH<0 proceso endotermico

    ΔH>0 proceso exotérmico

    Entropia: s= función de estado que mide el grado de deorden molecular del sistema. Se mide en julios/kelvin=J/K.

    Ej: reactivos----------------------------productos

    Sreactivo-------------------------------Sproducto

    ΔS: ΣSproducto-: ΣSproducto

    • ΔS>0 aumenta el desorden -Ley de Hess

    • ΔS<0 disminuye el deorden

    ¿Cómo aumentar el desorden, la entropía?

    T↑→Ec→movilidad→↑desorden→↑S

    Ssolido<Sliquido<<Sgas

    Si se forman moles gaseosos y el numero de moles gaseoso en productos es mayor que en reactivos.

    Δn gaseosos>o aumenta la entropía

    CaCO3(s)→ CO2 (g) + CaO(s) Δn gaseosos=1

    ۞ mezcla, disolucion

    ۞ cuando una moleculagrande da lugar a otras mas pequeñas.

    2º principio de la termodinámica: “un sistema evoluciona de forma expontanea si la variación de entalpia del universo aumenta con esa transformación”.

    ΔG<0 reaccion espontanea

    ΔG>0 reaccion no espontanea

    ΔG=0 reaccion en equilibrio

    Para hallar ΔG=ΔH-TΔS donde

    T = temperatura absoluta (K)

    ΔH = variación de entalpia

    Δs = variación de entropía

    ΔGº (condiciones estándar) si ΔHº y Δsº

    Las temperaturas altas favorecen la espontaneidad. Sera espontaneo a altas temperaturas.

    Sera espontaneo a temperaturas bajas.

    26