Termoquimica

TERMODINÁMICA QUÍMICA

1.1. Espontaneidad:

La espontaneidad química es la capacidad de una reacción química de evolucionar desde un reactivo o conjunto de reactivos hacia la obtención de producto o conjunto de productos para determinadas condiciones (presión, temperatura, concentraciones de productos y reactivos, etc.).

ΔG° = ΔH°-TΔS°

1.2. Entropía:

La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos . En termodinámica , la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo . Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural.

1.2.1. Entropía absoluta:

En términos simples, la tercera ley indica que la entropía de una sustancia pura en el cero absoluto es cero. Por consiguiente, la tercera ley provee de un punto de referencia absoluto para la determinación de la entropía. La entropía relativa a este punto es la entropía absoluta.

Un caso especial se produce en los sistemas con un único estado fundamental, como una estructura cristalina . La entropía de un cristal perfecto definida por el teorema de Nernst es cero (dado que el ln (1)=0). Sin embargo, esto desestima el hecho de que los cristales reales deben crecer en una temperatura finita y poseer una concentración de equilibrio por defecto. Cuando se enfrían generalmente son incapaces de alcanzar la perfección completa. Esto, por supuesto, se mantiene en la línea de que la entropía tiende siempre a aumentar dado que ningún proceso real es reversible .

1.3. Criterio de espontaneidad:

Se puede emplear cualquier criterio para determinar si un sistema cerrado está en equilibrio, pero el más frecuente es dG porque la mayor parte de los procesos químicos ocurren a P y T constantes

Criterios de Espontaneidad o Equilibrio para procesos en Sistemas Cerrados
Restricción	Proceso Espontáneo	Condición de Equilibrio
sistema aislado	dS>0	dS=0
ninguna	dU dU-TdS+pdV+dwpor sistema, no PV <0>	dU=TdS+dw dU-TdS+pdV+dwpor sistema, no PV =0
T constante	dA	dA=dw
T y V constantes Wno PV=0	dA<0>	dA=0
T y P constantes Wno PV=0	dG<0>	dG=0

1.4. Segunda ley de la termodinámica

La segunda ley de la termodinámica o segundo principio de la termodinámica expresa, en una forma concisa, que "La cantidad de entropía de cualquier sistema aislado termodinámicamente tiende a incrementarse con el tiempo". Más sencillamente, cuando una parte de un sistema cerrado interacciona con otra parte, la energía tiende a dividirse por igual, hasta que el sistema alcanza un equilibrio térmico .


Energía libre de Gibbs

En termodinámica, la energía libre de Gibbs (o energía libre) es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).

La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace que la entropía del universo aumente, ΔSuniverso > 0, así mismo ΔSuniverso esta en función de ΔSsistema y ΔSalrededores. Por lo general sólo importa lo que ocurre en el sistema en estudio y; por otro lado el cálculo de ΔSalrededores puede ser complicado.

Por esta razón fue necesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs, que sirva para calcular si una reacción ocurre de forma espontánea tomando en cuenta solo las variables del sistema.

En condiciones estándar, cuando reactivos y productos se encuentran presentes inicialmente a concentración 1 M, a 1 atm de presión y una 1 M o pH 0, el cambio de energía libre estándar se define como ΔG°.

Dado que en el equilibrio ΔG = 0, se define la siguiente expresión:
en donde R es la constante de los gases, cuyo valor es R = 8.134Jmol − 1K − 1, dependiendo de si la variación de energía libre resultante se expresa en calorías (cal) o julios (J) por mol; y T es la temperatura absoluta en Kelvin (°K). De ahí que, si se puede determinar la constante de equilibrio de una reacción, también puede calcularse su variación de energía libre estándar (ΔG°’).


Relación de la energía libre con la temperatura

La relación entre la energía y el desorden puede explicarse a partir de la siguiente ecuación: ΔG = ΔH - T ΔS donde H es el contenido energético o entalpía, T es la temperatura absoluta, S es la entropía y G la llamada energía libre de Gibbs.
La variación de G es la que determina el carácter espontáneo de una reacción química. En todos los procesos espontáneos la energía libre del sistema disminuye, es decir, el valor final de G es menor que el inicial y, por tanto, ΔG es negativa. De acuerdo con la anterior ecuación, tal disminución (ΔG<0)>0) o a ambos.
El resultado final de ese balance entre energía y desorden es entonces el responsable de la espontaneidad de la reacción. Si T· ΔS es mayor que ΔH aunque el proceso sea endotérmico (ΔH>0) será espontáneo (ΔG<0).

Equilibrio químico

EQUILIBRIO DINÁMICO.
Una reacción reversible es aquella en que los productos de la reacción interactúan entre sí y
forman nuevamente los reactivos.
aA + bB ↔ cC + Dd
los reactivos A y B se transforman en los productos C y D, y estos a su vez reaccionan
entre sí y forman nuevamente A y B. La primera de las reacciones se considera como la
reacción directa o a la derecha y la segunda es la reacción inversa o a la izquierda. Las
letras minúsculas a, b, c, d, son los coeficientes de la reacción.
El equilibrio químico es el estado alcanzado en una reacción reversible en que la velocidad
de la reacción a la derecha, es igual a la velocidad de la reacción a la izquierda.
En los procesos químicos celulares ocurren tanto reacciones irreversibles como reversibles.
Se define la contante de equilibrio como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos para cada temperatura siendo kp lo mismo pero aplicado a las presiones.
Para proceder a relacionar la Kc y la Kp debemos relacionar previamente las concentraciones de las especies en equilibrio con sus presiones parciales. Según la ecuación general de los gases perfectos, la presión parcial de un gas en la mezcla vale:
pi = (ni R T) / V = Ci R T
Una vez que hemos relacionados las concentraciones con las presiones parciales de cada especie, se calcula la dependencia entre ambas concentraciones, simplemente llevando estos resultados a la constante Kc. De esta manera llegamos a la expresión:
Kp = Kc (R T )An
Donde la An es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado gaseoso menos la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos.
Cociente de reacción
El cociente de reacción se designa con la letra Q y coincide con la expresión de la constante de equilibrio, pero con la diferencia de que puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción y para cualquier valor de las concentraciones de los reactivos y/o de los productos. No es necesario el estado de equilibrio para calcular el valor de Q.
Pueden darse las siguientes situaciones:
Si Q = Kc, el sistema esta en equilibrio.
Si Q ¹? Kc, el sistema evolucionará hacia el estado de equilibrio. Para saber en que sentido evolucionará la reacción es necesario comparar los valores de ambos:
Si Q < Kc, significa que el cociente de las concentraciones iniciales es menor que el que debería ser en el equilibrio, desplazándose el equilibrio hacia la izquierda.
Si Q > Kc , significa que el cociente de las concentraciones iniciales es mayor que el que debería ser en el equilibrio, desplazándose la reacción hacia la izquierda.
EFECTO DE UN CAMBIO DE LAS CONDICIONES DE EQUILIBRIO.
Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier,que dice lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación.
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica.
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.
Se dice que un equilibrio es heterogéneo cuando coexisten en él sustancias que se encuentran en distintas fases, líquido sólido o gas.
Un equilibrio heterogéneo sería el siguiente:
2 CO (g) ® C(s) + CO2 (g)
Como regla general aplicable a los equilibrios heterogéneos, se puede decir que en las expresiones de la constantes de equilibrio solamente incluimos a las sustancias gaseosas o en disolución.

Cinetica química

TEMA 7 – CINÉTICA QUÍMICA
1. Velocidad de una reacción química.
La velocidad de reacción describe la rapidez con que se modifica la concentración de un reactivo o un producto al transcurrir el tiempo.
Vmedia formación = ΔM/Δt Vmedia descomposición = - ΔM/Δt
1.1 Velocidad de reacción general
aA+bB → cC+dD
-ΔA?/a x Δt = -ΔB?/ b x Δt = ΔC?/c x Δt = ΔH? / h x Δt
2. Medida de velocidades de reacción
2.1 Seguimiento de una reacción química.
Se puede seguir de dos formas:
- Medir el volumen de un producto en distintos tiempos y relacionarlo con la disminución de un reactivo.
- Tomar de vez en cuando pequeñas muestras de la mezcla de reacción y analizar un reactivo
2.2 Velocidad de reacción expresada como una variación el tiempo.
La velocidad de reacción no es constante, cuanto más pequeña es la concentración de un reactivo, más lentamente se da la reacción.
2.3 Velocidad de reacción expresa como la pendiente de una tangente
La velocidad de reacción determinada a partir de la pendiente de una grafica concentración-tiempo es la velocidad de reacción instantanea en el punto de la reaccion de la tangente.
2.4. Velocidad de reacción inicial
Se puede determinar a partir del gráfico para t = 0 o bien midiendo los reactivos justo en el instante de mezclarse.
3. Dependencia de las velocidades de reacción con la concentración
Ecuación de la velocidad: kA?m B?n…
Los coeficientes m,n…establecen el orden de la reacción respecto a ese compuesto, la suma de ellos es el orden de reaccion total.
La constante k, relacciona la velocidad de una reacción con las concentraciones de los reactivos.
4. Reacciones de orden cero
Su suma de exponentes es cero. La ecuación es del tipo kA?
La ecuación integrada de la velocidad expresa la concentración de un reactivo en funcion del tiempo.
A?t = -kt + [Ao]
Y= mx + b
5. Reacciones de primer orden
- Una ecuación de primer orden tiene una ecuación de velocidad cuya suma de exponentes: m + n…. es igual a 1.
- La ecuación integrada de velocidad es:
Ln At = -kt + ln Ao
- La vida media es el tiempo necesario para consumir la mitad de un reactivo:
t ½ = ln2/k
- Para las ecuaciones de primer orden la vida media es constante.
6. Reacciones de segundo orden
-Una ecuación de segundo orden tiene una ecuación de velocidad cuya suma de exponentes m+ n es igual a 2.
- La ecuación integrada de velocidad es:
1/At = kt + 1/Ao
-La vida media no es contante. Depende de la cte de velocidad y de la concentración inicial.
T ½= 1 / k x Ao
7. Reacciones de tercer orden
-Una reacción es de pseudo -primer orden cuando se hace que una reacción de segundo orden se comporte como una de primer orden, manteniendo constante la concentración de uno de los reactivos.
Resumen de la cinética de reacción:
Para calcular la velocidad de una reacción conocida la ecuación de velocidad:
Vr = k Am + Bn
Si no conocemos la ecuación de velocidad:
- Pendiente del gráfico de A frente a t.
- Expresión- DA/Dt
Para determinar el orden de reacción:
- Método de las velocidades iniciales.
- Representación de los datos que proporcione una línea recta.
* Orden 0:
* Orden 1: ln A vs t
* Orden 2: 1/A vs t
- Sustituir datos en las ecuaciones de velocidad y encontrar la que de un valor cte de k.
- Comprobar si la vida media es cte. Si es así será de primer orden.
ü Para encontrar el valor de k:
- Obtenemos k a partir de la pendiente de una línea recta.
- A partir de las ecuaciones integradas de velocidad.
* (Nota : A y Ao serían concentraciones)
Modelos teóricos de la cinética química
1. Teoría de colisiones
Permite calcular la frecuencia de colisión. Las reacciones en fase gaseosa tienen una velocidad más pequeña de lo que deberían tener ya que solo una fracción de colisiones dan lugar a la reacción química.
Las reacciones químicas se producen cuando hay una redistribución de energía, de forma que halla suficiente energía en ciertos enlaces que no se deberían romper.
La energía de activación es la energía mínima (superior a la energía cinética media) que deben tener las moléculas para que se produzca una reacción química.
La velocidad de reacción depende de varios factores:
- De la probabilidad de los choques frecuentes entre moléculas con energía cinética suficiente para reaccionar
- De la orientación de las moléculas en la colisión (en casos como en hidrógeno no importa este factor)
2. Teoría del estado de transición
Define una especie hipotética, complejo activado, en un estado intermedio entre los reactivos y los productos, estado de transición. El complejo activado se forma en las colisiones y éste se puede disociar en los reactivos iniciales o formar moléculas del producto.
En el perfil de reacción se representan las energías, en el eje de ordenadas, y el avance de la reacción en el eje de abcisas. La diferencia de energías entre los reactivos y los productos es la entalpía de reacción.
Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura
Las reacciones químicas son más rápidas cuanta más temperatura tengan.
Ecuación de Arrhenius:
Ln(k1/k2)= Ea/R.(1/T1-1/T2) k= z0.p.e-Ea/(RT)=Ae –Ea/(RT)
Donde z0 es igual a la frecuencia de colisión.
Mecanismos de reacción
El mecanismo de reacción es el conjunto de las fases o estados que constituyen una reacción química.
Hay dos tipos de mecanismo, dependiendo del número de etapas que conlleven:
Reacciones elementales o concertadas
Transcurre en solo una etapa. Esta reacción se produce con la formación de un solo complejo activado y solo tiene que superar una barrera energética. Se representa en una sola ecuación química.
Reacciones complejas
Transcurre en 2 o más etapas, con formación de intermediarios. También podemos decir que es un conjunto de reacciones elementales, donde hay más de una formación de complejos activados diferentes y supera diferentes barreras energéticas. Se expresa en varias ecuaciones químicas o una global. En la ecuación química global, representa el estado inicial y el estado final del global de las reacciones, pero no presenta como ha transcurrido la reacción.
Los intermediarios son moléculas que aparecen en el mecanismo de la reacción, pero no en la ecuación inicial.
Molecularidad
La molecularidad es el número de moléculas que toma parte como reactivos en una reacción elemental. Dependiendo del número de moléculas que participan, se clasifican:
Unimoleculares: Solo participa una molécula.
Bimoleculares: Participan 2 moléculas.
Trimoleculares: Participan 3 moléculas (esta es muy rara).
La catálisis es el proceso a través del cual se incrementa la velocidad de una reacción química. El proceso de catálisis implica la presencia de una sustancia que, si bien es cierto, es parte del sistema en reacción, la misma se puede llevar a cabo sin la primera. Ésta sustancia se llama catalizador. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción, reaccionando, regenerándose y que puede ser recuperado al final de la reacción (el catalizador se fragmenta en pequeñas particulas para acelerar el proceso). Si retarda la reacción se llama inhibidor.
La velocidad de reacción depende de las velocidades de los pasos del mecanismo. La función del catalizador es simplemente proveer un mecanismo adicional (ruta diferente) para ir de reactivos a productos. Este mecanismo de alternativa tiene una energía de activación menor que el mecanismo en ausencia de catalizador; por otra parte, normalmente el Factor de Frecuencia. De aquí que la constante de velocidad de la reacción catalizada sea mayor que la no catalizada.
Puede ser homogénea o heterogenea.
La catálisis heterogénea se produce si el catalizador se encuentra en una fase diferente a la de los reactivos y la homogénea en la misma fase.

Disoluciones

DISOLUCIÓN:
Es una mezcla homogénea, la cual a nivel molecular o iónico de dos o más especies químicas no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.
FORMACIÓN DE DISOLUCIONES:
Pongamos el ejemplo de NaCl? + H2O. Las moléculas del agua interaccionan con las moléculas del cloruro de sodio. Esta interacción se desarrolla juntándose las cargas negativas del H2O con las positivas de NaCl? y viceversa, como resultado la “sal” se disuelve (se separa) en el agua.
LEY DE HENRY:
La Ley de Henry fue formulada en 1803 por William Henry . Enuncia que a una temperatura constante, la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido. Matemáticamente se formula del siguiente modo:
C= k.P
Donde:
p es la presión parcial del gas.
c es la concentración del gas.
k es la constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido.
Un ejemplo de la aplicación de esta Ley está dado por las precauciones que deben tomarse al volver a un buzo a la superficie. Al disminuir la presión parcial de los distintos gases, disminuye la solubilidad de los mismos en la sangre, con el consiguiente riesgo de una eventual formación de burbujas. Para evitarlo, esta descompresión debe efectuarse lentamente.
Destilación fraccionada
La destilación fraccionada es un proceso físico utilizado para separar mezclas (generalmente homogéneas ) de líquidos mediante el calor, y con un amplio intercambio calórico y másico entre vapores y líquidos. Se emplea principalmente cuando es necesario separar compuestos de sustancias con puntos de ebullición distintos pero cercanos. Un ejemplo es la separación de los componentes del petróleo.
Disoluciones no ideales: Azeótropos
Un azeótropo es una mezcla líquida de dos o más componentes que posee un único punto de ebullición constante y fijo, y que al pasar al estado vapor ( gaseoso ) se comporta como un compuesto puro, o sea como si fuese un solo componente. Un azeótropo, puede hervir a una temperatura superior, intermedia o inferior a la de los constituyentes de la mezcla, permaneciendo el líquido con la misma composición inicial, al igual que el vapor, por lo que no es posible separarlos por destilación simple. El azeótropo que hierve a una temperatura máxima se llama azeótropo de ebullición máxima y el que lo hace a una temperatura mínima se llama azeótropo de ebullición mínima, los sistemas azeotrópicos de ebullición mínima son más frecuentes que los de ebullición máxima.
Presión de vapor de las disoluciones
La ley de Rault establece que la presión parcial ejercida por el vapor del disolvente sobre una disolución ideal, PA, es el producto de la fracción molar del disolvente en la disolución, xA, y la presión de vapor del disolvente puro a temperatura dada, PºA.
Diagramas P/x: Las presiones parciales y la presión de vapor total se representan en función de las composiciones del vapor y la disolución.
Diagramas Teb/x: Se representan los puntos de ebullición normal de las disoluciones en función de la composición del vapor y la disolución.
LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS. DISOLUCIONES CON SOLUTO NO VOLÁTIL.
Las propiedades coligativas son aquellas propiedades que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Las 4 propiedades coligativas son:
ELEVACIÓN EBULLOSCÓPICA
La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de vapor iguala a la atmosférica.
Al añadir un soluto no volátil se produce un aumento en la temperatura de ebullición. La elevación de la temperatura de ebullición del soluto viene dada por la expresión:
DTe = Ke m
DESCENSO CRIOSCÓPICO
La temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la temperatura de congelación del disolvente puro La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando Tc al descenso crioscópico y m a la concentración molal del soluto, se cumple que:
DTc = Kc m
siendo Kc la constante crioscópica del disolvente.
PRESIÓN OSMÓTICA
Se define la presión osmótica como la tendencia a diluirse de una disolución separada del disolvente puro por una membrana semipermeable .Un soluto ejerce presión osmótica al enfrentarse con el disolvente sólo cuando no es capaz de atravesar la membrana que los separa. La presión osmótica de una disolución equivale a la presión mecánica necesaria para evitar la entrada de agua cuando está separada del disolvente por una membrana semipermeable.
DESCENSO RELATIVO DE LA PRESIÓN DE VAPOR
La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil.la ley de Raoult: la presión de vapor de la disolución es igual a la presión de vapor del disolvente por la fracción molar del disolvente en la disolución.
DISOLUCIONDES DE ELECTROLITOS
Arrhenius llego a la conclusión de que en algunos casos los iones existen en una sustancia sólida y llega a disociarse unos de otros cuando el sólido se disocia en agua. En otros casos los iones no existen en la sustancia pero se forman cuando se disuelve en agua, en ambos casos la electricidad no es necesaria para producir iones.
Arrhenius desarrollo su teoría de la disociación electrolítica para explicar las conductividades eléctricas de las disoluciones
Propiedades coligativas: disminución del punto de congelación, aumento del punto de ebullición y la presión osmótica.
Propiedades coligativa anómalas: ciertos solutos producen un efecto mayor que el esperado sobre las propiedades coligativas.
En estos casos hay que introducir una variable que se determina mediante:
ΔTf medido/ ΔTf esperado
todas las ecuaciones relacionadas con las propiedades coligativas son modificadas introduciendo este factor denominado de Van’t Hoff.
MEZCLAS COLOIDALES
En una disolución el soluto se disocia totalmente formando un sistema homogéneo
En una suspensión las partículas no se disocian totalmente y forman un sistema heterogéneo
Entre estos dos extremos existen los sistemas coloidales las partículas del soluto, micelas, tienen tamaños aproximados entre 50Å y 2000 Å. No se ven en el microscopio por lo que se utiliza el método denominado efecto Tyndall para poder observarlas que consiste en que en una dispersión coloidal la luz es dispersada en muchas direcciones y se observa fácilmente
Existen varios tipos de coloides dependiendo de la fase dispersa y del medio de dispersión, que pueden ser sólido, liquido o gas, como por ejemplo: niebla, leche, queso…
Según la afinidad por el medio dispersante pueden ser liófilos (hidrófilos si es el agua) o liófobos (hidrófobos).
La carga eléctrica de las partículas coloidales produce repulsión entre ellas e impide que puedan reunirse para formar partículas mayores lo que favorece la estabilidad

esquema sobre el enlace metálico, las fuerzas intermoleculares y los estados de agregación

Enlace metálico
Teoría del mar de electrones
Esta teoría intenta entre otras cosas explicar algunas propiedades de los metales como por ejemplo: la maleabilidad, dureza, brillo característico… para ello lo define como la unión de varias moléculas de tal manera que se superponen en laminas distribuyéndose los electrones sobrantes entre ellas. Esto permite fundamentalmente la explicación de la alta conductividad eléctrica de los metales
Teoría de bandas
Banda: zona del espacio donde se pueden situar los electrones.
En estas bandas se encuentran los electrones de valencia situándose en los orbitales moleculares de menor energía: banda de valencia
Debido a que las diferencias de energía entre los diferentes niveles ocupados son pequeñas un electrón excitado puede pasar fácilmente de los niveles llenos más altos a los vacios lo que produce corriente eléctrica
Semiconductores
En este caso las bandas de conducción y las de valencia están bastante próximas y con una pequeña variación de energía se puede saltar de una a otra.
Una propiedad de los semiconductores es la posibilidad de aumentar la energía necesaria mediante procesos como el dopaje que consiste en la introducción de impurezas.
Estructuras compactas
Los átomos al unirse forman distintas estructuras una de ellas son cajas que ocupan todo el espacio al apilarse y otras son esferas en las que siempre hay espacios sin ocupar. Sin embargo en algunos casos de las esferas, estas llegan a estar lo mas próximas posibles y los agujeros se reducen al mínimo.
Estas estructuras se denominan de empaquetamiento compacto y son la base de muchas estructuras cristalinas.
Número de coordinación
Es el número de átomos con los que está en contacto un átomo dado.
Fuerzas de Van der Waals
La fuerza de van der Waals (o interacción de van der Waals ),es la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.
Como los electrones están continuamente desplazándose, se generan en las moléculas dipolos instantáneos. Estos a su vez generan dipolos inducidos. La polarizabilidad es la tendencia de una molécula a que se produzcan separaciones de carga en ella. Aumenta con el número de electrones y con la masa molecular. Las interacciones dipolo-dipolo se producen en sustancias polares cuando las moléculas alinean sus extremos positivos con los negativos de las moléculas contiguas. En resumen:
- Las fuerzas de dispersión existen en todos los tipos de moléculas.
- Las fuerzas asociadas con los dipolos permanentes implican desplazamiento de los pares de electrones.
- Las fuerzas entre dipolos pueden producir cambios importantes en las propiedades de las sustancias.
- En sustancias de masas moleculares diferentes, las fuerzas de dispersión son mas importantes que las polares.
Enlace de hidrogeno
Un enlace de hidrógeno es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno , oxígeno o flúor . La sustancia mas ordinaria en la que tiene lugar este enlace es en el agua.
5.7. SÓLIDOS:
a) Fusión: es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia del estado sólido al estado líquido por la acción del calor . Cuando se calienta un sólido, se transfiere energía a los átomos que vibran con más rapidez a medida que gana energía.
b) Sublimación: es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido . Se puede llamar de la misma forma al proceso inverso; es decir, el paso directo del estado gaseoso al estado sólido, pero es más apropiado referirse a esa transición como sublimación inversa .
5.8. FLUIDO SUPERCRÍTICO. CRISTAL LÍQUIDO:
a) Un fluido supercrítico es cualquier sustancia que se encuentre en condiciones de presión y temperatura superiores a su punto crítico , puede difundir como un gas, y disolver materiales como un líquido. Los FSC se caracterizan por el amplio rango de densidades que pueden adoptar. Por encima de las condiciones críticas, pequeños cambios en la presión y la temperatura producen grandes cambios en la densidad.
b) El cristal líquido es un tipo especial de estado de agregación de la materia que tiene propiedades de las fases líquida y la sólida . Dependiendo del tipo de cristal líquido, es posible, por ejemplo, que las moléculas tengan libertad de movimiento en un plano, pero no entre planos, o que tengan libertad de rotación, pero no de traslación.
5.9. TIPOS DE SÓLIDOS:
Tipos de sustancias según sus enlaces
Compuestos iónicos
Compuestos covalentes moleculares
Compuestos covalentes atómicos
Metales
Partículas en el cristal (Especies químicas enlazadas)
Iones: Cationes y aniones.
(Cristales iónicos)
Moléculas.
Átomos
(cristales covalentes)
Cationes y electrones deslocalizados
(cristales metálicos)
Fuerzas presentes
Enlaces iónicos.
Enlaces covalentes intramoleculares. Fuerzas intermoleculares. (De Van der Waals o de puentes de Hidrógeno)
Enlaces covalentes.
Enlaces metálicos.
Puntos de fusión
Altos, por encima de 600 ºC
Bajos en general, de -272 ºC a 400 ºC.
Elevados, entre 1.200 ºC y 3.600 ºC.
Variados, de -39 ºC a 3.400 ºC.
Solubilidad
Solubles en agua y otros disolventes polares.
Insolubles en agua.
Las sustancias apolares son solubles en disolventes apolares (orgánicos). Las polares, en disolventes polares (como el agua).
Insolubles.
Insolubles
Solubles en otro metal fundido (aleaciones).
Conductividad eléctrica
Conductores sólo en disolución o fundidos.
(Electrolitos de 2º orden)
Sustancias apolares, no conductoras.
Sustancias polares, algo conductoras.
No conductores,
Buenos conductores en estado sólido.
(electrones libres)

Enlace

1. RESONANCIA:
-compuesto con más de una estructura Lewis.
2. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
-especies con un nº impar de electrones
-octetos incompletos
-capas de valencia expandidas
3. FORMA DE LA MOLÉCULA
-longitud de enlace: distancia entre núcleos de los elementos enlazados.
-ángulos de enlace: ángulos entre líneas adyacentes que representan los enlaces.
-RPECV: teoría de la repulsión entre pares de electrones en la capa de valencia.
-momentos dipolares:
a) diferentes electrones (moléculas diatómicas)
b) forma de la molécula
- se cancelan
- se combinan
4. ORDEN DE ENLACE
-tipos:
a) simple =1
b) doble = 2
c) triple = 3
-longitud de enlace es la distancia entre átomos unidos por un enlace covalente.
5. ENERGÍA DE ENLACE (proporcional al orden de enlace)
-unión de átomos: liberación de energía
-separación de átomos: absorción de energía
6.Teoría de orbítales moleculares
Asigna los electrones de una molécula a una serie de orbítales que pertenecen a la molécula completa, que son los llamados orbítales moleculares.
Enlazante : es una interferencia constructiva porque produce una densidad de carga electrónica alta entre los núcleos, lo cual reduce las repulsiones entre los núcleos con carga positiva y ocasiona un enlace fuerte.
Antienlazante: orbital molecular formado por la sustracción de dos orbítales 1s conduce a una probabilidad electrónica entre los núcleos. Este enlace produce una densidad electrónica muy baja entre los núcleos
7.Ideas con relación a los orbítales moleculares
1 el numero de orbítales moleculares que se forman es igual al de orbítales atómicos que se combinan
2 cuando se combinan se forman dos orbítales moleculares uno enlazarte y otro antienlazante
3 en la configuración del estado fundamental los electrones se disponen de energía más baja
4 se cumple el principio de exclusión de Pauli
5 se cumple la regla de Hund
8.Moléculas diatómicas homonucleares de elementos del primer periodo
Consiste en la unión de dos elementos iguales correspondientes al primer periodo.
Los dos ejemplos mas característicos son el del H y el del He.
9.Moléculas diatómicas heteronucleares
Consiste en la unión de dos elementos distintos por lo que la densidad electrónica no se distribuye equitativamente
Electrones deslocalizados: Benceno
10. Otras moléculas
Kekulé Sugirió que los enlaces simples y dobles oscilan continuamente de una posición a otra, pero hoy en día sabemos que las estructuras resonantes de Lewis coinciden con eso.
En el caso del benceno al tener tres enlaces dobles existen dos posibles estructuras que verifican esta teoría.
Otras moléculas pueden ser:
Utilizando enlaces deslocalizados podemos evitar escribir dos o más estructuras que contribuyen al híbrido de resonancia
11.LA TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA estable que los enlaces covalentes se forman por solapamientos en orbitales atómicos distintos y por emparejamiento de spines electrónicos situados en orbitales átomicos semiocupados.
Los enlaces conalentes pueden ser:
-Enlace sigma originado por un solapamiento frontal de orbitales atómicos.
-Enlace pi originado por un solapamiento lateral de orbitales atómicos.
12.HIBRIDACIÓN es la combinación de orbitales atómicos para formar orbitales hibridos con la misma energia y forma. Hay 3 tipos de hibridación cuyo nombre depende del número de orbitales de cada tipo que se solapan:
-sp3
-sp2
-sp
13.ENLACE COVALENTE MÚLTIPLE se forma cuando cada átomo enlazado aporta más de un par de electrones mediantes enlaces triples, dobles...
Ejemplo la molecula de oxígeno y nitrógeno.
14 . Resonancia
En ocasiones, al representar la estructura de Lewis de alguna molécula, nos damos cuenta de que podemos hacerlo de varias formas aceptables sin que ninguna de ellas sea necesariamente la correcta. A este fenómeno se le conoce como resonancia. Un ejemplo es el ozono. La estructura verdadera de estas moléculas será una forma intermedia entre todas las posibles. Esto se denomina hibrido de resonancia, y se representa mediante una flecha que une las posibles formas de la molécula.
15. Excepciones a la regla del octete 2.6.1 - Especies con número impar de electrones Si el numero de electrones de valencia es impar, debe haber alguno desaparejado 2.6.2 - Octetos incompletos Como los compuestos de berilio, boro y aluminio. 2.6.3 - Capas de valencia Algunas estructuras tienen 10 o incluso 12 electrones de valencia alrededor del átomo central.
16. Forma de las moléculas
Las moléculas no son lineales como se representa en la estructura de Lewis. Los átomos forman ángulos entre sí. Los términos utilizados entonces para describir la forma real de las moléculas son las longitudes de enlace (distancias entre los núcleos y los átomos) y los ángulos de enlace (ángulos entre las líneas adyacentes que forman los enlaces).
También hay que tener en cuenta la teoría de teoría de repulsión de electrones de la capa de valencia (RPECV) y saber que los pares de electrones se repelen entre sí.
El momento dipolar de una molécula es el producto de su carga parcial por la longitud del enlace. Su valor es el debye.
17. Orden y longitud de enlace
El orden define si el enlace es simple, doble o triple. La longitud de enlace es la distancia entre dos átomos unidos por enlace covalente.
18. Energía de enlace
La energía de enlace, la longitud y el orden de enlace están relacionados entre sí. (A mayor orden de enlace, menor es la longitud entre átomos y mayor le energía).
La energía de disociación del enlace es la necesaria paro romper un mol de enlaces covalentes de una especie gaseosa (en kJ/mol).
La energía de enlace media es el valor medio de las energías de disociación del enlace de varias especies distintas que tienen determinado enlace.

Teoría de orbítales moleculares
Asigna los electrones de una molécula a una serie de orbítales que pertenecen a la molécula completa, que son los llamados orbítales moleculares.
Enlazante : es una interferencia constructiva porque produce una densidad de carga electrónica alta entre los núcleos, lo cual reduce las repulsiones entre los núcleos con carga positiva y ocasiona un enlace fuerte.
Antienlazante: orbital molecular formado por la sustracción de dos orbítales 1s conduce a una probabilidad electrónica entre los núcleos. Este enlace produce una densidad electrónica muy baja entre los núcleos
Ideas con relación a los orbítales moleculares
1 el numero de orbítales moleculares que se forman es igual al de orbítales atómicos que se combinan
2 cuando se combinan se forman dos orbítales moleculares uno enlazarte y otro antienlazante
3 en la configuración del estado fundamental los electrones se disponen de energía más baja
4 se cumple el principio de exclusión de Pauli
5 se cumple la regla de Hund
Moléculas diatómicas homonucleares de elementos del primer periodo
Consiste en la unión de dos elementos iguales correspondientes al primer periodo.
Los dos ejemplos mas característicos son el del H y el del He.
Moléculas diatómicas heteronucleares
Consiste en la unión de dos elementos distintos por lo que la densidad electrónica no se distribuye equitativamente
Electrones deslocalizados:
Kekulé Sugirió que los enlaces simples y dobles oscilan continuamente de una posición a otra, pero hoy en día sabemos que las estructuras resonantes de Lewis coinciden con eso.
Benceno: En el caso del benceno al tener tres enlaces dobles existen dos posibles estructuras que verifican esta teoría.
Otras moléculas pueden ser:
Utilizando enlaces deslocalizados podemos evitar escribir dos o más estructuras que contribuyen al híbrido de resonancia

Termoquímica

1.1. Términos básicos
Se denomina sistema a la parte del universo objeto de un estudio. Este sistema pude interactuar con los alrededores, intercambiando energía (como calor o trabajo) o materia. Hay tres tipos de sistemas:
a) Sistema abierto: Intercambia libremente energía y materia.
b) Sistema cerrado: Solo hay intercambio de energía.
c) Sistema aislado: No interacciona con los alrededores.
La energía se define como la capacidad de realizar un trabajo, y el trabajo se realiza cuando una fuerza actúa a lo largo de una distancia. La energía de un objeto en movimiento se denomina cinética.
Energía cinética = ½ x m(kg) x u(m/s)?^2
Trabajo = Fuerza x distancia
La unidad de estas dos magnitudes es la misma: kg.m^2.s^-2
Esta unidad se denomina julio (J).
La energía potencial es la que tiene un objeto debido a las condiciones, posición o composición. También hay un tipo de energía asociada al movimiento al azar de las moléculas. Se denomina energía térmica, y es proporcional a la temperatura del sistema.
1.2. Calor
Es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores. La energía pasa del cuerpo mas caliente al más frío. Las moléculas ceden su energía cinética a través de colisiones hasta que las temperaturas de los dos cuerpos se igualan.
En algunos casos la transferencia de calor no solo modifica la temperatura sino también el estado de la materia. La cantidad de energía calorífica (q) necesaria para modificar una temperatura depende de:
a) Cuanto cambien la temperatura
b) La cantidad de sustancia
c) La naturaleza de la sustancia
Una caloría (cal) es la cantidad de calor necesaria para modificar un gramo de agua un grado Celsius. 1 cal equivale a 4,184 J.
La capacidad calorífica (C) es la masa de sustancia por el calor específico.
q = m x calor especifico x variación de T = C x variación de T
La energía entre un sistema y sus alrededores no se crea ni se destruye, es decir, permanece constante. (Ley de conservación de la energía).
1.3 Calores de reacción y calorimetría.
La energía química es la asociada con los enlaces químicos y las atracciones intermoleculares. Parte de esta energía puede transformarse en calor de reacción (qr) e intercambiarse con los alrededores cuando se produzca una reacción a temperatura constante. Una reacción será exotérmica cuando ceda calor a los alrededores (qr<0) u =" calor" u =" energía" v="cte." u =" q" w =" qr" p="cte." u =" q" w =" 0" h =" entalpía:" h =" ΔU" v =" P" v =" P" u =" ΔH" href="http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/ejemplo1.htm">http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/ejemplo1.htm
1.8. Entalpías de formación estándar:
Es la valoración de entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de la sustancia en el estado estándar. La entalpía de formación estándar de un elemento puro es 0. Simbología: ΔHfo.
Llamaremos entalpías de reacción estándar a las entalpías de formación estándar, por comodidad. Ya que estas primeras(entalpías de formación estándar) calculan las variaciones de las segundas.

COMPUESTOS QUÍMICOS:

3.1. Tipos de compuestos químicos y sus fórmulas.
Un compuesto molecular está formado por unidades discretas denominadas moléculas, que generalmente consisten en un número pequeño de átomos no metálicos que se mantienen unidos mediante un enlace covalente.
Para representar un compuesto molecular utilizamos una fórmula química, existen tres fórmulas:
-Fórmulas empíricas: es la fórmula más sencilla, muestra los tipos de átomos diferentes y sus números relativos. Tiene la razón de números enteros más sencilla.
-Fórmulas moleculares: se basa en una molécula real de un compuesto, a veces coincide con la empírica.
-Fórmulas estructurales: muestra el orden en el que se unen los átomos en una molécula y los tipos de enlace.
Un compuesto iónico está formado por iones positivos y negativos unidos por fuerzas electroestáticas de atracción. Los átomos de los elementos metálicos tienden a perder uno o más electrones cuando se combinan con átomos no metálicos y los átomos no metalicos tienden a ganar uno o más electrones.
Su fórmula es la unidad fórmula: de un compuesto iónico es la agrupación de iones más pequeña eléctricamente neutra. Su razón de átomos es la misma que la de la fórmula química
3.2. El concepto de mol.
Cantidad de sustancia que tiene el mismo número de entidades elementales que los átomos existentes en 12g. exactamente, de carbono 12 puro.
También puede ser definido como 6.02214 x 1023 átomos del elemento.
3.3.Constitución de los compuestos químicos.
3.3.1.Cálculo de los moles de una sustancia a partir de su volumen.
a.)Paso de ml. a gramos a partir de la densidad.
b.)Conversión de los gramos a moles a partir de sus masa molar.
3.3.2.Cálculo de la composición centesimal a partir de la fórmula química.
Masa molar del elemento x 100/masa molar del compuesto = %
Esto se repite con cada uno de los elementos del compuesto.
3.3.3.Determinación de las fórmulas a partir de la composición centesimal de los compuestos obtenida experimente.
a.)Calcule la masa de cada elemento en una muestra de X gramos.
b.)Convierta cada una de estas masas en una cantidad en moles.
c.)Escriba una fórmula tentativa basada en estos números de moles.
d.)Dividida cada uno de los subíndices de la fórmula de prueba por el más pequeño.
e.)Redondee los subíndices que ligeramente de un número entero, y multiplíquelos para conseguir enteros.
3.3.4.Análisis de los productos de la combustión.
a.)Calculamos las masas de los elementos, así como su cantidad en moles.
b.)Por diferencia de masas obtenemos la masa y los moles del elemento restante.
c.)Los números de moles les dividimos por el menor obtenido.
d.)Multiplicamos los subíndices restantes hasta su obtención como números enteros.
3.4.Estados de oxidación: un instrumento útil para describir los compuestos químicos.
El estado de oxidación (número de oxidación), que está relacionado con el número de electrones que un átomo pierde, gana, o bien parece que utiliza para unirse a otros átomos en los compuestos.
1. LAS REACCIONES QUÍMICAS.
LAS REACCIONES QUÍMICAS Y LA ECUACIÓN QUÍMICA.
Una reacción química es un proceso en el que un conjunto de sustancias llamadas reactivos se transforman en un nuevo conjunto de sustancias llamadas productos.
En toda ecuación química se debe indicar:
-El estado de agregación de la materia entre paréntesis: (g) gas, (l) líquido, (s) sólido, aq (acuosa)
-Ajustar la ecuación química mediante los denominados coeficientes estequiométricos. Ejemplo: 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)
LA ECUACIÓN QUÍMICA Y LA ESTEQUIOMETRÍA.
El término estequiometria significa medir los elementos. En la mayor parte de los cálculos estequiométricos se emplea como factor central de conversión a la relación en moles, pudiendo obtener posteriormente la noción en masa, volumen o concentración en el caso de disoluciones acuosas.
LAS REACCIONES QUÍMICAS EN DISOLUCIÓN.
La mayoría de las reacciones químicas que se realizan en un laboratorio químico tienen lugar en disolución. Las componentes de una disolución son: el soluto y el disolvente.
Una noción importante acerca de este tipo de reacciones es la molaridad que se define como el número de moles de soluto por cada litro de disolución.
Para llevar a cabo la estequiometria de las reacciones en disolución es necesario conocer el volumen de la disolución y la molaridad de cada elemento pudiendo obtener un número determinado de moles de soluto.
DETERMINACIÓN DEL REACTIVO LIMITANTE.
Cuando todos los reactivos se consumen en una reacción de forma completa y simultánea se dice que los reactivos están en proporciones estequiométricas. Otras veces existe un reactivo limitante que se consume completamente con una cantidad determinada de otros reactivos que se encuentran en exceso y de los que queda parte sin reaccionar
OTROS ASPECTOS PRACTICOS DE LA ESTEQUIOMETRIA DE LA REACCIÓN.
- El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se espera, calculado a partir de cantidades dadas de reactivo.
- El rendimiento real de una reacción es la cantidad de producto que realmente se obtiene.
- El rendimiento porcentual se define como :
Rendimiento porcentual = Rendimiento real x 100%
Rend. teórico
El rendimiento en algunas ocasiones puede ser menor al cien por ciento por varias razones como cuando tiene lugar una reacción reversible o cuando tiene lugar una reacción secundaria en las que los reactivos participan en otras reacciones distintas de las nos interesan.
Siempre son preferibles los procesos que proporcionan un producto a través de una reacción, pero también existen reacciones que se llevan a cabo en varias etapas que son: las reacciones simultáneas y las reacciones consecutivas.
INTRODUCCIÓN A LAS REACCIONES EN DISOLUCIÓN ACUOSA
Naturaleza de las disoluciones acuosas
Las reacciones en disolución acuosa son importantes porque:
-el agua es barata y gran disolvente
-muchas sustancias en disolución acuosa están disociadas en iones pueden participar en reacciones químicas
-las disoluciones acuosas están en todas partes.
Los iones son los encargados de transportar la carga eléctrica en las disoluciones
Los solutos que se disocian haciendo que el agua pueda transportar carga eléctrica son los electrolitos:
-no electrolito: no conduce la corriente eléctrica
-electrolito fuerte: totalmente disociada en agua y gran conductor, gran concentración de iones
-electrolito débil: parcialmente disociada, conductor no muy bueno, baja concentración de iones
Reacciones de precipitación
Las reacciones de precipitación tienen lugar cuando se combinan determinados aniones y cationes obteniéndose como producto un sólido iónico insoluble que se llama precipitado
Ecuación iónica neta es una ecuación que incluye solamente los participantes en la reacción, estando cada participante indicado mediante el símbolo o fórmula que mejor lo representa.
No se puede hablar de solubilidad infinita o insolubilidad.
Reacciones ácido-base
Ácido: sustancia capaz de ceder iones hidrogeno en disolución acuosa. Fuertes: están ionizados por completo en disolución acuosa. Débiles: no están completamente ionizados en disolución acuosa.
Bases: sustancia capaz de aceptar iones hidrogeno en disolución acuosa. Fuetes y débiles al igual que los ácidos.
Neutralización: un ácido y una base reaccionan formándose agua y una disolución acuosa de un compuesto iónico, sal.
Principios generales de la oxidación-reducción.
Una reacción en la que una sustancia gana átomos de oxigeno es una oxidación y si pierde átomos es una reducción
En los reactivos y los productos los elementos tienen distinto estado de oxidación
Ajustes de las reacciones de oxidación-reducción
El método más común para ajustar estas reacciones es el del ión-electrón
Agentes oxidantes y reductores
Agente oxidante: contiene un elemento cuyo estado de oxidación disminuye en la reacción redox, gana electrones
Agente reductores: contiene un elemento cuyo estado de oxidación disminuye en la reacción redox, pierde electrones
Estequiometría de las reacciones en disolución acuosa y valoraciones
Una valoración es una reacción llevada a cabo mediante la adición cuidadosamente controlada de una disolución a otra, punto de equivalencia, indicadores.

EPÍGRAFE

Si muchos de nosotros diéramos más valor a la comida, la alegría y las canciones que al oro atesorado, éste sería un mundo más feliz.
J.R.R. TOLKIEN. El Hobbit.