Química

Fundamentos. Sustancias. Teoría. Mol. Gases. Volumen. Disoluciones. Átomo. Enláce químico. Reacciones

  • Enviado por: Chacal
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 13 páginas
publicidad
publicidad

TEMA 1 QUÍMICA

  • Clasificación de las sustancias.

La composición de la materia es una característica definitiva cuando se trata de distinguir mezclas, de sustancias puras y en estas ultimas los elementos de los compuestos.

Mezcla: Sustancia formada por la unión de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí.

Mezcla homogénea, no se distinguen los componentes que la forman.

Mezcla heterogénea, es posible observar los distintos compuestos que la constituyen.

Sustancia pura: No puede separarse en otras más simples mediante procesos físicos y cuya composición y propiedades son constantes.

Elementos, no pueden descomponerse.

Compuestos, son sustancias que pueden descomponerse en otras más simples.

  • Propiedades extensivas e intensivas

Propiedades físicas: presentes en la materia sin cambiar su composición.

Propiedades químicas: presentes en la materia cuando cambia su composición. Las propiedades de la materia pueden depender o no de la cantidad que se estudia.

Propiedades extensivas: dependen de la cantidad de materia presente.

Propiedades intensivas: no dependen de la cantidad de materia presente.

  • Leyes clásicas de las reacciones químicas.

Reacción química, es el proceso por el cual una o varias sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias finales, llamadas productos, diferentes de las iniciales.

  • Ley de Lavoisier o de conservación de la masa.

En toda reacción química la masa total de los reactivos que reaccionan es igual a la masa total de los productos de la reacción.

  • Ley de Proust o de las proporciones definidas.

La proporción entre las masas en que dos o mas elementos se combinan para formar un compuesto es siempre constante e independiente del procedimiento para formarlo.

  • Ley de Dalton o de las proporciones múltiples.

Cuando dos elementos se combinan entre sí, para formar mas de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa del otro, para dar diferentes compuestos están en una relación de números enteros sencillos.

  • Teoría atómica de Dalton.

  • Los elementos están constituidos por átomos que son partículas materiales separadas e indestructibles.

  • Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.

  • Los átomos de distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes.

  • Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una reacción numérica sencilla. Los átomos de un determinado compuesto, son a su vez idénticos en su masa y en todas sus propiedades.

  • Principio de Avogadro.

- Ley de los volúmenes de combinación.

Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.

  • Principio de Avogadro.

Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo numero de partículas.

  • Masa atómica y molecular. Mol.

- Llamamos unidad de masa atómica a la doceava parte de la masa de un tipo especial de átomo de carbono 12, 12/6 C, su símbolo es “u”.

  • La masa atómica relativa de un elemento es la masa media de un átomo expresada en unidades de masa atómica.

  • La masa molecular relativa de un elemento o de un compuesto es la masa media de una de sus moléculas expresada en unidades de masa atómica.

El Mol.

Un mol es la cantidad de sustancias que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012kg de carbono 12.

No podemos contar los átomos o las moléculas, pero existen métodos para determinar él numero de partículas presentes en las sustancias.

Constante de Avogadro: Na= 6.022 * 1023 mol-1

La masa en gramos de un mol de átomos, M, es numéricamente igual a la masa atómica, expresada en unidades de masa atómica de dicho elemento.

La masa molar expresada en gramos es numéricamente igual a la masa molecular, expresada en unidades de masa atómica de dicha molécula.

  • El estado gaseoso

  • Ley de Boyle-Mariotte: A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen que ocupa es una constante.

  • Ley de Charles-Gay-Lussac: a Presión constante el volumen que ocupa una cantidad de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

  • Ley completa de los gases: Para una determinada cantidad de gas, el producto de su presión por el volumen, dividido por la temperatura absoluta es una cantidad constante.

  • Ecuación de estado de los gases ideales:

El volumen de un gas debe ser proporcional al producto de las tres magnitudes, presión, temperatura y numero de moles. Si llamamos “R” a la constante de proporcionalidad obtendremos la ley de los gases ideales:

PV=nRT

La “R” recibe el nombre de constante universal de los gases ideales y su valor es:

R= 0.082 atmL/Kgmol.

  • Volumen molar de los gases:

En condiciones normales “CN” un mol de cualquier gas ocupa 22.4 L.

Mezcla de gases. Presión parcial.

  • En una mezcla de gases, la presión parcial de un gas es la que ejercería si ocupase, aisladamente, el volumen total de la mezcla a la misma temperatura.

  • La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de sus presiones parciales de todos los gases que la componen en las mismas condiciones de temperatura.

  • Mezclas. Técnicas de separación.

  • Mezclas homogéneas: las disoluciones son mezclas homogéneas a nivel molecular de dos o mas sustancias.

  • Mezclas heterogéneas: están formadas por distintas porciones homogéneas, separadas unas de otras por superficies.

  • Técnicas de separación.

  • Decantación: consiste en separar dos líquidos inmiscibles o un sólido y un liquido que no se mezclan entre ellos. Mediante la diferencia de densidades.

  • Filtración: consiste en separar un sólido de un liquido en el que se encuentra en suspensión, no disuelto. Mediante la diferencia de tamaño de partículas.

  • Cristalización: consiste en separar un sólido disuelto en un liquido. Mediante la diferencia de volatilidad.

  • Destilación: consiste en separar un liquido (o un sólido) disuelto en otro liquido. mediante la diferencia de los puntos de ebullición.

  • Extracción con disolvente: consiste en separar uno de los componentes de la mezcla disolviéndolo. Mediante la diferente solubilidad en un disolvente determinado.

  • Cromatografía: consiste en separar los componentes de una mezcla que se mueven a distinta velocidad por el mismo soporte.

  • Disoluciones

En las disoluciones acuosas llamamos disolvente al agua y soluto al otro u otros componentes.

  • Concentración de las disoluciones.

La proporción en que se encuentran los componentes de una disolución es su concentración.

  • Porcentaje en masa.

Porcentaje en masa de un componente es la masa de ese componente, expresada en gramos, disuelta en 100 g de disolución.

  • Porcentaje en volumen.

Porcentaje en volumen de un componente es el volumen de ese componente, expresado en mililitros, disuelto en 100 mL de disolución.

  • Molaridad o concentración molar.

La molaridad, M, de un componente es el numero de moles de dicho componente por litros de disolución.

  • Molalidad o concentración molal.

La molalidad, m, de un componente es su numero de moles por kilogramos de disolvente.

  • Fracción molar.

La fracción molar, X, de un componente es la razón entre su numero de moles y los moles totales.

  • Solubilidad.

Disolución saturada es aquella que, a una temperatura determinada, ya no disuelve mas soluto.

La concentración de la disolución saturada a una temperatura determinada se denomina solubilidad.

La solubilidad de un soluto sólido en un disolvente determinado suele aumentar al elevar la temperatura.

Por el contrario cuando se trata de gases , su solubilidad en un disolvente suele aumentar al disminuir la temperatura.

  • Propiedades coligativas de las disoluciones.

Existen otras propiedades, como presión de vapor, la temperatura de ebullición, la temperatura de congelación y la presión osmótica, que parecen no tener en cuenta la naturaleza del soluto, sino solo la cantidad.

Las propiedades de las disoluciones que varían dependiendo del numero de partículas de soluto que contiene la disolución se denominan propiedades coligativas.

  • Presión de vapor.

La presión que ejerce el vapor de un liquido cuando ha alcanzado el equilibrio entre dicho liquido y su vapor, a cierta temperatura, se denomina presión de vapor del liquido.

Ley de Raoult: la disminución de la presión de vapor de la disolución respecto a la del disolvente es directamente proporcional a la fracción molar del soluto:

P= P0 Xd

  • Puntos de ebullición y congelación.

Al añadir un soluto, se produce un aumento ebulloscopio un descenso crioscopico.

  • Presión osmótica.

La presión hidrostática necesaria para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable se denomina presión osmótica “”.

La presión osmótica a una temperatura dada es directamente proporcional a la molaridad de la disolución.

= MRT

TEMA 2 QUÍMICA

  • Estructura del átomo

La radioactividad natural, llevo al conocimiento de tres partículas: los rayos alfa , con carga positiva, los rayos beta , con carga negativa y un tercer tipo sin carga y de naturaleza inmaterial, los rayos gamma.

El descubrimiento de las partículas subatómicas comenzó realmente cuando se impuso el el tubo de descarga como herramienta de investigación en la naturaleza de la materia.

  • El electrón. Modelo atómico de Thomsom.

En un tubo de descarga, los gases, revelaron una luminiscencia en la pared opuesta al cátodo, la causa era un chorro de partículas con carga negativa que venían del cátodo. Estas partículas se denominaron rallos catodicos y tenían siempre la misma relación carga/masa Q/m = -176*1011 CKg-1.

Mediante el experimento de la gota de aceite se llego a la conclusión que la carga media era siempre múltiplo de un valor determinado llamado e = 1.60*10-19C.

Melectron = 9.109534*10-31 Kg.

Qelectron = -1.602189*10-19 C.

Según Dalton los electrones están formados por cargas negativas y estos están incrustados en una esfera de densidad uniforme y carga positiva de naturaleza desconocida.

La carga negativa total de los electrones es la misma que la positiva, de manera que el átomo es eléctricamente neutro.

Esto desvela la naturaleza de los rayos catódicos y daba una explicación a que sean idénticos independientemente del gas analizado.

  • El protón. Modelo atómico de Rutherford.

Estudio con mas detalle el fenómeno que se produce en el tubo de descarga. Empleando un cátodo perforado, observo una radiación de partículas con carga positiva que parecía provenir de los canales abiertos en el cátodo. La nueva radiación tomo el nombre de rayos canales. Características:

  • Están formadas por partículas con cargas positiva.

  • La relación entre la carga y la masa es diferente según el gas empleado.

  • La carga de esas partículas era igual a la del electrón, pero de signo contrario, por lo que sugería la existencia de otra partícula subatómica con carga positiva: el protón Mproton = 1.672649*10-27 Kg.

Qproton = 1.602189*10-19 C.

También empleo partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia. Al estudiar el comportamiento de estas partículas cuando atravesaban laminas delgadas de metal observo lo siguiente:

  • La mayoría de las partículas atravesaba la lamina sin desviarse.

  • Algunas partículas se desviaban de su trayectoria inicial.

  • Otras partículas, eran rechazadas por la lamina.

Los sorprendentes resultados, llevaron a establecer un nuevo modelo atómico, denominado modelo nuclear del átomo. Según este podemos distinguir entre núcleo y corteza.

  • Núcleo donde de alojan la carga positiva y masa.

  • La corteza formada por electrones que giran alrededor del núcleo.

Este nuevo modelo explica los resultado observados:

  • La materia esta casi vacía.

  • La mayor parte de las partículas alfa pasa por la corteza sin desviarse.

  • Las partículas que pasan cerca del núcleo son repelidas y se desvían.

Isótopos.

  • La determinación de la masa de las partículas se consigue haciendo actuar sobre ellas un campo magnético perpendicular a su trayectoria, la fuerza que ejerce sobre ellas actúa como una fuerza centrípeta y la trayectoria que describen es una circunferencia cuyo radio es directamente proporcional a la masa de la partícula. Este fundamento del espectografo de masas, que permite determinar la masa de un solo átomo.

  • Los átomos que forman un elemento no son iguales en todo, sino que puede haber átomos con las mismas propiedades químicas, pero diferente masa. Estos átomos de denominan Isótopos.

  • El neutrón.

El numero atómico tuvo dos importantes consecuencias:

  • Si se ordenan los elementos en orden creciente de numero atómico, se eliminan las anomalías que aparecen en la tabla periódica.

  • La masa isotópica determinada por con el espectrógrafo de masas no concuerda con el numero de protones que constituyen el numero atómico. La masa del átomo debe explicarse de otra forma.

Determinaron que eran partículas neutras y las denominaron como neutrones.

Mneutron = 1.674954*10-27 Kg.

La diferencia entre el numero de neutrones, determina la diferencia de masas de los isótopos de un elemento.

Magnitudes atómicas.

Cada átomo queda definido por dos características: numero atómico y numero masico.

  • Numero atómico indica el numero de protones del núcleo y determina de que elemento se trata. Se representa con una Z

  • Numero masico indica el numero de nucleones, es decir neutrones y protones y determina el isótopo. Se representa con una A

AXZ

No debe confundirse la masa atómica, con la masa isotópica.

  • Si hallamos la masa, obtendremos únicamente la masa isotópica del isótopo elegido.

  • La masa atómica, representa el promedio entre masas isotópicas que se encuentran en la naturaleza.

  • Orígenes de la teoría quántica.

La luz es una onda electromagnética con las siguientes características:

Amplitud: A.

Longitud de onda: .

Frecuencia: .

Periodo: T.

Velocidad: V.

El periodo y la frecuencia son inversos y se relaciona:

T=1/V V=1/T.

  • Espectros de emisión.

Todas las sustancias absorben, emiten o reflejan la energía en algún momento.

  • Llamamos espectro de emisión de un elemento a la radiación emitida por este, en estado gaseoso, cuando se le comunica suficiente energía.

Los elementos en estado gaseoso solo emiten radiación en algunas frecuencias determinadas.

Un elemento emite siempre el mismo espectro y no existen dos elementos con un mismo espectro.

  • Teoría quántica de Planck.

  • Los cuerpos emiten o absorben energía en forma de paquetes o cuantos de energía: E = h.

Efecto fotoeléctrico.

Al incidir una radiación electromagnética sobre una superficie metálica, esta desprende electrones a esto se llama efecto fotoeléctrico.

Considerando que la radiación electromagnética esta formada por cuantos de energía que A.Einstein llamo fotones.

Limitaciones del modelo atómico de Rutherford.

Los electrones se mueven en orbitas circulares y deben emitir energía.

Por lo tanto el electrón pasaría a todas las orbitas posibles describiendo una espiral cuyo centro seria el núcleo del átomo y por lo tanto la radiación emitida debería de ser continua.

Sin embargo, los espectros son discontinuos

Modelo atómico de Bohr.

  • La energía del electrón dentro del átomo esta cuantificada.

  • El electrón se mueve siguiendo orbitas circulares alrededor del núcleo.

  • Los niveles de energía permitidos al electrón son aquellos en que su momento es angular “mvr” es un múltiplo entero de h/2.

mvr = h/2.

  • Solo se absorbe emite energía cuando un electrón pasa de un nivel a otro.

  • Mecánica quántica aplicada al átomo

  • Limitaciones del modelo atómico de Bohr.

El modelo atómico de Bohr no explica por que la energía en las orbitas esta cuantificada y por que algunas propiedades de los elementos se repiten periódicamente.

Además los siguientes resultados experimentales no encajan.

  • Al aumentar la resolución de los espectrógrafos se observa que alguna de las líneas en realidad son dos.

  • Al efectuar el espectro al mismo tiempo que se somete la sustancia a un intenso campo magnético, se observa que las líneas espectrales se dividen en varias.

  • Modelo mecánico -quántico del átomo.

Los aspectos mas característicos de este modelo quedan reflejados en las siguientes teorías:

  • Dualidad onda-partícula, las partículas tienen propiedades ondulatorias y por consiguiente toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.

  • Principio de incertidumbre, existe un limite en la precisión con que se puede determinar simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.

Las ecuaciones mecánico-quánticas, describen el comportamiento de los electrones y recogen su carácter ondulatorio y por tanto la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas. Establecen así el concepto de orbital.

Los orbitales se representan mediante superficies imaginarias dentro de las cuales la probabilidad de encontrar un electrón con una determinada energía es muy grande.

  • Números quánticos.

  • El numero quántico principal, n, designa el nivel de energía.

  • El numero quántico del momento angular, l, determina la forma del orbital y la energía dentro de cada nivel. Se representan con s, p, d, f.

  • El numero quántico magnético, ml, describe la orientación del orbital en el espacio y explica, entre otras cosas , el desdoblamiento de las líneas espectrales al aplicar una campo magnético externo.

  • El numero quántico magnético del espín del electrón, ms, nos da el valor de una propiedad intrínseca del electrón y de otras partículas elementales, el espín.

  • Configuraciones electrónicas.

  • Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números quánticos iguales.

  • Los orbitales se llenan según las energías relativas.

  • Regla de Hund: Dos orbitales con los mismos numero quánticos “n y l” tienen la misma energía.

La distribución de los electrones de un átomo es sus distintos niveles y orbitales alrededor del núcleo recibe el nombre de configuración electrónica.

  • Clasificación periódica de los elementos.

  • Los elementos están ordenados por masas atómicas.

  • Cuando los elementos se colocan en orden creciente de su numero atómico, tiene lugar una repetición periódica de muchas propiedades físicas y químicas de aquellos.

  • Estructura electrónica y Tabla periódica.

  • Los elementos de un mismo periodo tiene todos el mismo numero de niveles electrónicos, completos o no, el numero coincide con el numero de periodo.

  • Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel mas externo o capa de valencia.

Las propiedades químicas de un elemento dependen de sus electrones de valencia. Por ello los elementos de un mismo grupo tiene propiedades semejantes.

  • Propiedades periódicas.

  • Radio atómico.

  • El átomo no tiene limites definidos.

  • Se asigna a cada elemento un radio atómico a partir del cual podemos conocer su tamaño aproximado.

  • Dentro de un grupo, el radio atómico conforme crece el numero atómico.

  • Dentro de un periodo, el radio atómico aumenta conforme disminuye el numero atómico.

  • Radios iónicos.

Cuando un átomo, pierde electrones se convierte en un catión y su radio disminuye y si gana electrones se convierte en un anión y su radio aumenta.

  • Energía de ionización.

La energía involucrada en el proceso por el que un átomo neutro de un elemento X, en estado gas, cede un electrón de su nivel exterior y se convierte en un ion monopositivo X+, también en estado gas, se denomina energía de ionización, l.

  • Dentro de un grupo, la “l” suele aumentar al disminuir el numero atómico.

  • Dentro de un periodo, la “l” aumenta al aumentar el numero atómico, aumenta al aumentar el periodo.

  • Afinidad electrónica.

La energía intercambiada en el proceso por el que un átomo neutro de un elemento X, en esta gas, recibe un electrón y se convierte en un ion mononegativo X-, también en estado gas, se denomina afinidad electrónica, A.

  • Dentro de un grupo, la “A” aumenta al aumentar el numero atómico.

  • Dentro de un periodo, la “A” aumenta conforme disminuye el numero atómico.

  • Electronegatividad.

La electronegatividad de un elemento es la capacidad de un átomo de este, para atraer electrones de la molécula de la que forma parte.

  • Dentro de un grupo, los átomos mas electronegativos son los de menor numero atómico.

  • Dentro de un periodo, los átomos mas electronegativos son los de mayor numero atómico.

TEMA 3 QUÍMICA.

  • Concepto de enlace químico.

Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas, de manera estable se denominan enlaces químicos.

  • Energía y estabilidad.

La formación de un enlace va acompañado de una variación de energía.

Cuando se aproximan los dos átomos aparecen fuerzas de atracción y de repulsión, resultado de estas dos fuerzas resulta la curva de variación de energía.

El proceso de un enlace va acompañado de un desprendimiento de energía, la energía de enlace.

A la distancia de enlace, la energía del sistema es mínima, mientras que su estabilidad es máxima.

  • Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado.

  • Estructura de gas noble.

Los gases nobles de estructura electrónica ns2,np6.

Esta estructura recibe el nombre de octeto electrónico y tiene las siguientes características:

  • Se le atribuye la especial estabilidad de los gases nobles.

  • En los elementos existe la tendencia a combinarse para conseguir esta estructura electrónica.

Esto es una regla aplicable para todos los elementos representativos que se denomina regla del octeto.

  • Muchos elementos, al unirse a otros manifiestan la tendencia a adquirir la estructura electrónica externa propia de los gases nobles.

  • Clases de enlaces químicos.

Las sustancias puras pueden estar formadas por tres clases de partículas: átomos, iones y moléculas.

  • Los átomos se unen mediante enlace covalente o enlace metálico.

  • Los iones se unen mediante enlace iónico.

  • Las moléculas se unen unas a otras mediante fuerzas intermoleculares.

  • Enlace iónico. (metal + no metal)

  • Los elementos metalicos con pocos electrones de valencia y baja energía de ionizacion, tienden a convertirse en cationes.

  • Los elementos no metalicos, con muchos electrones de valencia y afinidad electrónica muy negativa, tienden a recibir electrones convirtiéndose en aniones.

Estos iones se unen mediante enlace iónico.

  • El enlace iónico, es la unión que resulta de la presencia de fuerzas electroestáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a una formación de red cristalina.

  • Estructura de los compuestos iónicos.

  • Forman cristales.

  • En dichos cristales se colocan de manera ordenada los átomos, siguiendo las tres direcciones del espacio.

  • La disposición correcta depende de los siguientes factores:

  • La carga de los cationes y electrones debe estar equilibrada.

  • Las interacciones electroestáticas, debe haber el máximo numero de atracciones electroestáticas y un mínimo de repulsiones.

  • El tamaño de los iones, ya que se ordenan de manera que haya la menor cantidad e huecos posibles.

  • Numero de coordinación.

El numero de cationes con los que tiene contacto un anión o el numero de aniones en un cristal iónico es el numero de coordinación del anión o catión respectivamente.

  • Energía de red.

  • El balance global de formación de cualquier compuesto iónico es siempre exotérmico.

  • La energía intercambiada en la red se denomina energía de red.

  • Energía de red o energía reticular es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de los correspondientes iones positivos y negativos en estado gaseoso.

  • Enlace covalente. ( no metal + no metal )

Generalmente los elementos no metalicos se unen mediante el enlace covalente.

  • Modelo de Lewis.

El enlace covalente es la unión que se produce entre dos átomos por el hecho de compartir uno o mas pares de electrones.

  • Enlace covalente coordinado.

Cuando el par compartido es aportado totalmente por uno de los dos átomos, el enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado.

  • Teoría del enlace de valencia.

A partir de la mecánica quántica se desarrollan varias teorías. La mas sencilla es la teoría del enlace de valencia. Según esta es necesario lo siguiente:

  • Cada átomo debe tener un orbital ocupado por un solo electrón.

  • Los dos electrones de los orbitales semiocupados han de tener espines contrarios, ser antiparalelos.

El enlace covalente se forma al superponerse los dos orbitales para formar un orbital común.

Cuanto mayor es la superposición de los orbitales, mayor es su estabilidad.

  • Enlace coordinado.

En esta teoría se considera que el enlace covalente coordinado se forma cuando un átomo aporta un orbital de valencia desocupado y otro átomo contribuye con un orbital de valencia ocupado por dos electrones.

  • Polarización del enlace covalente.

Lo habitual son situaciones intermedias como un enlace covalente polar.

  • El enlace covalente polar se forma cuando se unen dos átomos de diferente electronegatividad. Esto produce la aparición de cargas parciales en los extremos del enlace.

Un enlace covalente esta mas polarizado cuando mayor es la diferencia de electronegatividad.

  • Moléculas polarizadas.

Para que una molécula poli atómica sea un dipolo molecular necesita:

  • Enlaces polarizados.

  • Una forma geométrica adecuada.

  • Enlace metálico. ( metal + metal).

El enlace metálico o nube electrónica, tiene las siguientes características:

  • Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos.

  • Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos.

  • La interacción entre los iones positivos y la nube electrónica estabiliza el cristal.

  • La unión entre los iones no es rígida ni demasiado fuerte.

  • Enlaces intermoleculares.

Las fuerzas de unión entre moléculas son enlaces intermoleculares.

Las fuerzas atractivas son de tres tipos

  • Fuerzas de dispersión, aparecen entre moléculas no polarizadas, su intensidad aumenta conforme crece el tamaño de la molécula.

  • Atracción dipolo-dipolo, aparece entre el extremo positivo de una molécula polarizada y el extremo negativo de la otra. Estas fuerzas atractivas aumentan con la polaridad y disminuyen con la temperatura.

  • Enlace de hidrógeno, los átomos de hidrógeno unidos a átomos muy electronegativos están muy polarizados positivamente.

TEMA 4 QUÍMICA.

  • Intercambio de energía en las reacciones químicas.

Cada sustancia tiene su propia energía. Esta diferencia de energía entre reactivos y productos se intercambia con el medio.

Del principio de termodinámica deducimos que el calor absorbido durante una reacción química mas el trabajo realizado sobre el sistema aumentan la energía de los productos, mientras que la energía desprendida durante la reacción y el trabajo realizado por el sistema disminuirán la energía de los productos.

  • Calor de la reacción.

Según el intercambio de calor con el medio, las reacciones se clasifican en endotérmicas y exotérmicas.

  • Exotérmicas, van acompañadas de un desprendimiento de energía.

  • Endotérmicas, tienen lugar mediante la absorción de energía.

  • Entalpía de reacción.

El incremento de entalpía, H, de una reacción química llevada a cabo a presión constante es igual al calor de reacción a presión constante.

  • Reacción exotérmica, cede calor H<0.

  • Reacción endotérmica, absorbe calor H>0.

La entalpía es una magnitud extensiva. Como es una función de estado, la entalpía de cualquier reacción tiene el mismo valor pero signo contrario que la reacción inversa.

El incremento de entalpía depende de la temperatura y la presión.

  • Entalpía estándar.

El estado estándar es a 1atm de presión y una temperatura de 290K.

La entalpía molar estándar de formación, H0f , como la entalpía de una reacción forma 1 mol de sustancia.

  • Ley de Hess.

  • El calor absorbido o desprendido en una reacción química a presión constante es el mismo tanto si el proceso se realiza en una sola etapa como si tiene lugar en varias.

  • Cinética química.

La parte de la química que trata los aspectos relacionados con la velocidad de las reacciones es la cinética química.

La cinética química:

  • Mide la velocidad de las reacciones.

  • Investiga las etapas o fases a través de las cuales transcurre una reacción.

  • Estudia los factores que pueden influir en dicha velocidad.

Llamamos velocidad de una reacción a la cantidad de un reactivo que desaparece por unidad de tiempo , o bien, a la cantidad de un producto que se forma por unidad de tiempo en dicha reacción.

  • Teoría de las reacciones químicas.

  • Teoría de las colisiones.

Afirma que una reacción química se produce como resultado del choque de dos o mas moléculas y solo los choque eficaces dan lugar a la reacción, es decir:

  • Las moléculas tienen la energía cinética suficiente para que se rompan algunos enlaces.

  • Las moléculas deben chocar con la orientación adecuada.

  • Teoría del estado de transición.

Supone que las moléculas de los reactivos que chocan eficazmente quedan unidos momentáneamente formando un compuesto intermedio.

Debido a su elevada energía es muy inestable y se descompone inmediatamente originando los productos o regenerando los reactivos.

Existen varios factores capaces de variar la velocidad, hay que diferenciar entre sistemas homogéneos y heterogéneos.

Homogéneos, la reacción se produce en todo el volumen.

Heterogéneos, la reacción solo se produce en las interfases.

  • Factores que influyen en la velocidad de la reacción.

La velocidad varia cuando modificamos la concentración, la temperatura o añadimos un catalizador.

  • Concentración de los reactivos, un aumento de estos aumenta el numero de choques entre moléculas.

  • Temperatura, un aumento de esta incrementa la energía cinética de las moléculas y por tanto el porcentaje de las moléculas activas.

  • Catalizadores, son sustancias que cambian la energía de activación, sus características son las siguientes:

  • Aumentan o disminuyen la velocidad de la reacción

  • No experimentan ninguna alteración permanente.

  • Grado de división, heterogéneas, un aumento de este incrementa sus superficie de contacto.

Tipos de catalizadores.

  • Catalizador positivo, disminuye el valor de la energía de activación y consigue un mayor numero de choques eficaces.

  • Catalizador negativo, aumenta la energía de activación y disminuye el numero de choques eficaces.

  • Equilibrio químico.

Llamamos estado de equilibrio de una reacción reversible al estado final del sistema en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa y las concentraciones de las sustancias que intervienen permanecen constantes.

  • La constante de equilibrio.

La constante de las concentraciones de equilibrio es una constante que puede escribirse a partir de la ecuación ajustada.

Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b aA+bB!cC+dD.

La constante Kc conocida como ley de acción de masas.

  • Principio de Le Chatelier.

Una alteración externa de los factores que intervienen en un equilibrio induce al reajuste del sistema para reducir el efecto de dicha alteración y establecer un nuevo estado de equilibrio.

  • Concentración. El calor de la constante no varia.

Si aumenta se desplazara hacia donde se consume.

Si disminuye se desplazara hacia donde se produce.

  • Temperatura, cambia el valor de la constante.

Si aumenta se desplazara en sentido endotérmico.

Si disminuye se desplazara en sentido exotérmico.

  • Presión, el valor de la constante no varia pero si las concentraciones por variar el volumen.

Si aumenta se desplazara hacia el miembro con menor numero de moles.

Si disminuye se desplazara hacia el miembro con mayor numero de moles.