GUÍA DE ESTUDIOS EXANI II: QUIMICA 1.- Estructura atómica 1.1 El átomo: estructura (partículas subatómicas) y propiedades (número atómico y masa atómica) .1.2 Tabla periódica: grupos y periodos, propiedades periódicas: electronegatividad, radio atómico, energía de ionización y estado de agregación 1.3 Propiedades físicas y químicas de metales, no metales, semimetales y gases nobles 2 Enlaces químicos 2.1 Configuración electrónica: nivel energético, orbitales atómicos, configuraciones electrónicas y electrones de valencia 2.2 Regla del octeto y estructura de Lewis 2.3 Tipos de enlaces químicos: metálico, iónico, covalente 2.4 Propiedades físicas de las sustancias iónicas, covalentes y metálicas: solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición y conductividad 2.5 Fuerzas intermoleculares: puente de hidrógeno y fuerzas dipolo-dipolo 3 Reacciones y ecuaciones químicas 3.1 Clasificación de reacciones químicas: síntesis, descomposición, desplazamiento simple y doble; oxido-reducción y neutralización 3.2 Balanceo de ecuaciones químicas 3.3 Estequiometria 3.4 Termoquímica: reacciones endotérmicas y exotérmicas 3.5 Equilibrio químico: constante de equilibrio y el principio de Le Chatelier (catalizador, temperatura, concentración, presión)
. Química
Estructura atómica
Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia que tiene las propiedades de un elemento químico. Cada sólido, líquido, gas y plasma se compone de átomos neutros o ionizados. Los átomos son muy pequeños; los tamaños típicos son alrededor de 100 pm (diez mil millonésima parte de un metro).
1.1 El átomo: estructura (partículas subatómicas) y propiedades (número atómico y masa atómica) La estructura del átomo es la de una partícula formada por un protón un neutrón y electrón rodeando un núcleo
Protón
Son partículas subatómicas con una carga eléctrica elemental positiva y una masa 1.836 veces superior a la de un Electrón.
Protón
Neutrón
Electrón
Neutrón
El neutrón es una partícula subatómica, un nucleón, sin carga neta, presente en el núcleo atómico de prácticamente todos los átomos, excepto el protio (Átomo de Hidrogeno-1). Aunque se dice que el neutrón no tiene carga, en realidad está compuesto por tres partículas fundamentales cargadas llamadas quarks, cuyas cargas sumadas son cero. Por tanto, el neutrón es un barión neutro compuesto por dos quarks de tipo abajo, y un quark de tipo arriba. (Quark es un tipo de partícula elemental que conforma el neutrón, nunca se encuentran de manera sola, siempre están asociadas junto a otra de su mismo tipo).
Electrón
Partícula subatómica con una carga eléctrica elemental negativa. Un electrón no tiene componentes o subestructura conocidos; en otras palabras, generalmente se define como una partícula elemental.
Numero atómico
En física y química, el número atómico de un elemento químico es el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento. Se suele representar con la letra Z. Los átomos de diferentes elementos tienen distintos números de electrones y protones. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene un número igual de electrones y protones.
Un átomo de sodio (Na) tiene un número atómico 11; posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio (Mg), tiene número atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones Un átomo de uranio (U), que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y 92 protones.
Masa atómica
La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento). Debido a que solo se trata de un promedio de distintos tipos de isótopos, el valor de la tabla periódica no es el valor exacto de la masa atómica de un átomo en particular. Para calcular la masa atómica de átomos individuales, es necesario tener en cuenta el número exacto de protones y neutrones de ese átomo.
Como calcular la masa atómica de un elemento:
Averigua el número atómico de ese elemento o isótopo El número atómico es la
cantidad de protones de un elemento y no varía nunca. Por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno (y solo los de hidrógeno) tienen un protón. Puedes encontrar el número atómico de cualquier elemento en la tabla periódica Averigua la cantidad de neutrones del núcleo. La cantidad de neutrones puede variar
entre los átomos de un mismo elemento. Si bien dos átomos que tienen el mismo número de protones y distintos números de neutrones son átomos de un mismo elemento, en ese caso son distintos isótopos de ese elemento. Dependiendo de la denominación del Átomo con respecto a los electrones, se le sustraerá al total de ellos el número de protones: Supongamos que tenemos un Isotopo de Carbono, con una denominación de
14
C
El cálculo será el siguiente: 14
ELECTRONES
C – 6 = 8 Neutrones PROTONES DEL CARBONO
Suma el total de protones y neutrones
6 protones + 8 Neutrones = 14 masa atómica 1.2 Tabla periódica: grupos y periodos, propiedades periódicas: electronegatividad, radio atómico, energía de ionización y estado de agregación
Grupos de la tabla periódica Un grupo es una columna de la tabla periódica de los elementos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar.
No es coincidencia que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos, ya que la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos los elementos de un mismo grupo tienen propiedades físicas y especialmente químicas parecidas.
Periodos de la tabla periódica
En la tabla periódica de los elementos, un periodo es cada fila de la tabla. El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenado en este orden. Puesto que los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, estos tienden a tener comportamientos similares dentro de un grupo de la tabla periódica. Es decir, dos elementos adyacentes en un grupo tienen propiedades físicas parecidas, a pesar de la significativa diferencia de masa; sin embargo, dos elementos adyacentes en un periodo tienen masa similar, pero propiedades diferentes.
Propiedades periódicas: electronegatividad, radio atómico, energía de ionización y estado de agregación
Son las características que tienen los elementos y que varían en forma secuencial por grupos y períodos. Algunas de esas propiedades son: radio atómico, potencial de ionización, estado de agregación, entre otras.
Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo. La electronegatividad de un átomo se hace mayor a medida que te desplazas a la derecha en la tabla periódica, así como la electronegatividad de un átomo se hace mayor a medida que te desplazas hacia arriba en la tabla periódica. Por lo tanto, los átomos ubicados en la parte superior derecha tienen la electronegatividad más alta y los que se encuentran en la parte inferior izquierda la más baja.
Radio atómico
El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre 2 núcleos atómicos adyacentes de un elemento.
Energía de ionización
La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido. La energía de Ionización varía inversamente con el Radio atómico, puesto que cuanto más pequeño sea el radio atómico, más alta será la atracción del núcleo sobre el electrón
Estado de agregación
Cualquier sustancia o mezcla, modificando sus condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases, denominados estados de agregación de la materia, en relación con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que la constituyen.
s
Un ejemplo típico serían las distintas fases del agua en las que solamente modificando la temperatura en un rango de 100 grados centígrados, es posible apreciar los estados de la materia.
1.3 Propiedades físicas y químicas de metales, no metales, semimetales y gases nobles Los elementos pueden clasificarse de forma general como metales, no metales y metaloides. Los metaloides tienen propiedades intermedias entre ambos elementos y no existen diferencias precisas.
Gases nobles
Los gases nobles son un conjunto de elementos químicos que comparten un rango determinado de características como ser monoatómicos, inodoros e incoloros en condiciones normales, no pueden congelarse, tienen altísimos puntos de ebullición y sólo pueden licuarse bajo grandes presiones.
Los gases nobles, sobre todo, presentan una muy baja reactividad química, es decir, poca combinabilidad con otros elementos de la tabla periódica. Por esa razón han recibido también el nombre de gases inertes o gases raros, aunque ambos nombres se desaconsejan hoy en día.
2 Enlaces químicos 2.1 Configuración electrónica: nivel energético, orbitales atómicos, configuraciones electrónicas y electrones de valencia
Configuración electrónica
En química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran, comunican u organizan en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresan como un átomo o atómicamente un producto de orbitales anti simetrizadas. La configuración electrónica es importante ya que determina las propiedades de combinación química de los átomos y por lo tanto su posición en la tabla periódica.
Nivel energético
En química y teoría atómica se parte del hecho de que los electrones que forman parte del átomo están distribuidos en "capas" o niveles energéticos. En función de la capa que ocupe un electrón tiene una u otra energía de ahí que se diga que ocupa una capa de cierto nivel energético.
Orbitales atómicos
Lugar en donde tenemos una mayor probabilidad de encontrar al menos un electrón, esta definición parte de la ecuación planteada por Erwin Schrödinger. Se dice que cada electrón ocupa un orbital atómico que se define por una serie de números cuánticos. En cualquier átomo cada orbital puede contener dos electrones. Es posible, que gracias la función de los orbitales el aspecto que podamos tener los átomos sea la de una nube difusa.
Electrones de valencia
En Química, los electrones de valencia son los electrones que se ubican en la última capa de electrones de un elemento. El número de electrones de valencia está indicado en la tabla periódica dentro de los 18 grupos previamente mencionados, su composición es la siguiente:
grupo 1: 1 electrón de valencia grupo 2: 2 electrones de valencia grupo 13: 3 electrones de valencia grupo 14: 4 electrones de valencia grupo 15: 5 electrones de valencia grupo 16: 6 electrones de valencia grupo 17: 7 electrones de valencia grupo 18: 8 electrones de valencia (excepto por el helio, que tiene 2)
2.2 Regla del octeto y estructura de Lewis
Regla del octeto
La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de
electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones.
Excepciones a la regla del octeto
El hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia la cual puede aceptar como máximo dos electrones. El berilio que se completa con una cantidad de cuatro electrones. El boro que requiere de seis electrones para llevar a cabo esta función. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en subniveles.
Estructura de Lewis
Representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en cada enlace covalente.
2.3 Tipos de enlaces químicos: metálico, iónico, covalente
Enlace Metálico
El enlace metálico ocurre entre dos átomos de metales. En este enlace todos los átomos envueltos pierden electrones de sus capas más externas, que se trasladan más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica (también conocida como mar de electrones). El tipo de unión es muy fuerte y es fácil el obedecer la regla del octeto, debido a que generalmente es entre más de 2 átomos la formación de las moléculas.
Enlace Iónico
Es una unión de partículas que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro.
Propiedades de los enlaces Iónicos. Tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas Son sólidos estables de estructura cristalina en el sistema cúbico, como consecuencia de las atracciones electrostáticas entre los iones de cargas contrarias. Los cristales iónicos son frágiles y pueden experimentar fracturas a lo largo de determinados planos del cristal.
Son solubles en agua y otros solventes polares, siendo pequeña su solubilidad en los disolventes orgánicos. Altos puntos de fusión (entre 300°C y 1000°C) y ebullición.
Los compuestos iónicos también presentan una baja conductividad eléctrica en el estado sólido pero se hacen buenos conductores de la electricidad cuando se funden o cuando se disuelven en disolventes polares como el agua. Una vez fundidos o en solución acuosa, conducen la electricidad, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal. Los sólidos iónicos presentan estructuras con bajos números de coordinación, a diferencia de los sólidos metálicos, lo que explica su menor densidad. De hecho, la distinción entre un sólido iónico y uno covalente puede establecerse en función del número de coordinación, al que puede llegarse de forma experimental mediante técnicas de difracción de rayos X. Sin embargo, algunos sólidos covalentes como el diamante presentan también bajos números de coordinación, por lo que es necesario un criterio más específico para establecer un sólido como iónico.
Enlace Covalente
Los enlaces covalentes se definen como la unión que se produce entre 2 átomos por la compartición de 2 o más electrones de su capa externa con objeto de formar una molécula estable.
Un ejemplo claro es la molécula de Cloro, el cloro en estado natural se presenta como una molécula formada por 2 átomos de cloro, dichos átomos de cloro se encuentran unidos mediante un enlace covalente producido por la compartición de 2 electrones
Enlace covalente polar
Se origina cuando uno de los átomos dispone de mayor fuerza de atracción de los electrones hacia su núcleo, como resultado se origina una molécula con parte negativa y otra parte positiva (dipolo). Los enlaces covalentes polares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos diferentes.
El grado de polaridad de la molécula resultante del enlace covalente, depende de la fuerza o atracción que atrae los electrones hacia un átomo, este concepto es definido mediante la electronegatividad. Como ejemplos de sustancias que poseen en su estructura enlaces covalentes polares podemos citar el agua, alcohol isopropílico, metanol, butanol. o
Enlace covalente apolar
Se produce cuando ambos átomos disponen de la misma fuerza de atracción de los electrones hacia su mismo núcleo. Los enlaces covalentes apolares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos iguales o con el mismo grado de electronegatividad.
2.4 Propiedades físicas de las sustancias iónicas, covalentes y metálicas: solubilidad, punto de fusión, punto de ebullición y conductividad
2.5 Fuerzas intermoleculares: puente de hidrógeno y fuerzas dipolo-dipolo
Fuerzas intermoleculares
Las interacciones que existen entre las moléculas conforme a su naturaleza. Generalmente, la clasificación es hecha de acuerdo a la polaridad de las moléculas que están interaccionando, o sobre la base de la naturaleza de las moléculas, de los elementos que la conforman.
Puente de Hidrogeno (Enlace de Hidrogeno)
Son un tipo de enlace que se encuentra dentro de las fuerzas intermoleculares, que son un tipo de fuerzas de atracción que existen entre las moléculas de las sustancias de carácter covalente, siendo el enlace de hidrógeno, un tipo particular de interacción electrostática dipolo-dipolo, que se da entre un átomo de hidrógeno, que se encuentra formado por un enlace covalente altamente polarizado, y un átomo de tamaño pequeño, con un carácter fuertemente electronegativo.
Como se puede apreciar en la imagen, una molécula de agua une un hidrogeno a otra, formando una “red” entre las moléculas.
Fuerza Dipolo - Dipolo Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si esta es grande. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. Su origen es electrostático y se pueden entender en función de la Ley de Coulomb. A mayor momento dipolar mayor será la fuerza.
3 Reacciones y ecuaciones químicas
Reacción Química
Proceso termodinámico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes o reactivos), se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos.
Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural. 3.1 Clasificación de reacciones químicas: síntesis, descomposición, desplazamiento simple y doble; oxido-reducción y neutralización
Reacción de síntesis
Una reacción de síntesis o reacción de combinación es un proceso elemental en el que dos o más sustancias químicas reaccionan para generar un solo producto.
A + B = C Un ejemplo simple seria la disolución de sustancias solidas en un medio acuoso
Reacción de descomposición
En una reacción de descomposición, una sola sustancia se descompone o se rompe, produciendo dos o más sustancias distintas. A este tipo de reacciones se le puede considerar como el inverso de las reacciones de combinación. El material inicial debe ser un compuesto y los productos pueden ser elementos o compuestos.
AB = A + B Ejemplo: la aplicación de disolventes a un metal corroído.
Reacción de desplazamiento
En general se presenta cuando un elemento químico más activo desplaza a otro elemento menos reactivo que se encuentra formando parte de un compuesto; el elemento desplazado queda en forma libre. En el caso de los metales, los más activos son los metales alcalinos y metales alcalinos térreos. En el caso de los no metales, los más reactivos son algunos halógenos además del oxígeno y el fósforo.
Reacción de desplazamiento doble
Reacción entre dos compuestos que generalmente están cada uno en solución acuosa. Consiste en que dos elementos que se encuentran en compuestos diferentes intercambian posiciones, formando dos nuevos compuestos.
Reacción de óxido – reducción
Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación. Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte: El agente oxidante es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido. El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir siendo oxidado.
Reacción de neutralización
Una reacción de neutralización es aquélla en la cual reacciona un ácido (o un óxido ácido) con una base (u óxido básico). En la reacción se forma una sal y en la mayoría de casos se forma agua. El único caso en el cual no se forma agua es en la combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal.
3.2 Balanceo de ecuaciones químicas El balanceo de ecuaciones no es más que una consecuencia de la ley de conservación de la masa de Lavoisier, por lo que la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos, esto implica que la cantidad y variedad de átomos presentes en los reactivos debe mantenerse en los productos, Para balancear una ecuación química primero tenemos que identificar el tipo a la que ésta pertenece. Las reacciones químicas pueden clasificarse en términos generales como ácido-base u óxido-reducción: - En las reacciones ácido-base ninguna especie cambia su estado de oxidación. - En las reacciones del tipo óxido-reducción, al menos dos especies cambian de estado de oxidación:
Cuando una especie pierde electrones su número de oxidación aumenta (se hace más positiva o menos negativa Ej.: Fe2+ → Fe3+,S2 - → S0 ). A este proceso se le conoce como oxidación.
Cuando una especie gana electrones su número de oxidación disminuye (se hace menos positiva o más negativa, Ej.: Mn4+ → Mn2+,O -1 → O -2 ). A este proceso se le conoce como reducción.
Es importante mencionar que no puede existir una reacción de oxidación sin que ocurra alguna reacción de reducción acoplada. (Los electrones se transfieren de la especie que se oxida a la que se reduce). A la especie que se reduce, (la que gana electrones), se le denomina el agente oxidante, esto se debe que los electrones que esta especie gana, lo hace a expensas de otra especie, es decir le “arrebata” los electrones a otra especie química, esto es: la oxida. De
forma análoga, a la especie que se oxida (la que pierde electrones), se le denomina como el agente reductor pues al perder electrones lo hace a expensas de otra especie química a la cual cede sus electrones, causando entonces la reducción de esta otra. Por ejemplo:
El yodo cambia de estado de oxidación de +5 a 0, (gana 5 electrones), por lo que se dice que el yodo se reduce. El Carbono por otro lado pierde 2 electrones y con esto cambia de estado de oxidación de +2 a +4 por lo que se dice que el carbono se oxida. Nota que el yodo al reducirse oxida al CO, por lo que el I2O5 es el agente oxidante. De igual forma el CO es el agente reductor, pues al oxidarse reduce al I2O5.
3.3 Estequiometría En química, la estequiometría (del griego "stoicheion” (elemento) y "métrón” (medida) es
el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría. El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se modifican para dar lugar a los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la materia (masa), que implica las dos leyes siguientes:
1.- la conservación del número de átomos de cada elemento químico 2.- la conservación de la carga total
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
3.4 Termoquímica: reacciones endotérmicas y exotérmicas
Termodinámica
La termodinámica se define como una ciencia macroscópica que estudia el calor, el trabajo, la energía y los cambios que ellos producen en los sistemas. Se basa en una serie de principios, llamados Principios de la Termodinámica, que son enunciados axiomáticamente, y que se basan en las observaciones de la naturaleza.
Primer principio de la termodinámica
Un sistema termodinámico contiene energía. Cuando el sistema realiza una transformación, varía la cantidad de energía que posee. La variación se debe a que en el proceso, el sistema puede intercambiar energía con el entorno o con otros sistemas. La energía se divide en dos tipos: Calor (Q), es la forma de transferencia de energía de un sistema a otro debido a una diferencia de temperatura entre ellos.
Trabajo (W), es la forma de transferencia de energía de un sistema a otro debido a la acción de una fuerza que se desplaza. El calor y el trabajo son energía en tránsito de un sistema a otro. Los sistemas TD no tienen ni calor ni trabajo, poseen energía. Por tanto, no son funciones de estado. Así, este principio también puede enunciarse: “La variación de energía total de un sistema es igual a la suma de los intercambios de calor y trabajo entre el sistema y su en torno”.
Por tanto, el sistema puede intercambiar energía con el entorno o con otros sistemas, ya sea en forma de calor o de trabajo. En Termoquímica es importante el trabajo de expansión-compresión (porque muchas reacciones químicas son gaseosas) de un gas, asociado a los cambios de volumen (V) de un sistema sometido a una presión.
Reacciones Endotérmicas
Son aquellas que absorben energía en forma de calor. Una vez que la energía total se conserva del primer para el segundo miembro de cualquier reacción química, si una reacción es endotérmica, la cantidad de energía contenida en una sustancia de los productos A es mayor que la cantidad de energía contenida en una sustancia. De los reactivos B, pues una determinada cantidad de energía fue absorbida por los reactivos en forma de calor, durante la reacción, quedando contenida en los productos.
La descomposición química del agua en hidrógeno y oxígeno. La fotosíntesis de las plantas. La producción de ozono. La reacción del hierro con el azufre para obtener sulfuro ferroso. La descomposición del dióxido de carbono para obtener carbono y oxígeno. La descomposición del amoniaco en hidrógeno y nitrógeno.
Reacciones Exotérmicas
Es aquella reacción donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de los productos es menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes. En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el DH (balance energético) es negativo y significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, por ejemplo en las reacciones de combustión.
La respiración de los seres vivos. La oxidación de los metales. La formación del dióxido de carbono La formación de la molécula de agua. La combustión de los compuestos orgánicos.
La formación del amoniaco. La formación del hidróxido de calcio. La reacción del hidróxido de sodio en agua La reacción del óxido de calcio con agua La reacción del gas butano con el oxígeno
Todas las reacciones químicas están acompañadas por un cambio de energía. Algunas reacciones sueltan energía hacia sus alrededores (generalmente como calor) y son llamadas exotérmicas. Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan tan violentamente que las llamas pueden ser vistas cuando la reacción exotérmica produce calor. Las reacciones que prosiguen inmediatamente cuando dos substancias se mezclan (tal como la reacción del sodio con el cloro o la úrea con el cloruro de amonio) son llamadas reacciones espontáneas. No todas las reacciones proceden espontáneamente. Por ejemplo, piense en un fósforo. Cuando se enciende un fósforo se causa una reacción entre los químicos de la cabeza del fósforo y el oxígeno del aire. Pero el fósforo no se encenderá espontáneamente, primero necesita la entrada de la energía, llamada la energía activadora de la reacción. En el caso del fósforo, usted provee la energía activadora como el calor al golpear el fósforo en la caja. Después que la energía activadora se absorbe y la reacción empieza, la reacción continúa hasta que usted apague la llama o se le acabe el material que produce la reacción. 3.5 Equilibrio químico: constante de equilibrio y el principio de Le Chatelier (catalizador, temperatura, concentración, presión)
Constante de equilibrio
Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio.
Dioxido de Nitrogeno Tetroxido de dinitrogeno
Principio de Le Chatelier
Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio. Henri-Louis Le Châtelier El término “perturbación” significa aquí un cambio de concentración, presión, volumen o
temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. El principio de Le Châtelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios.
Al incrementar la temperatura se favorece el sentido endotérmico de la reacción, sin embargo, al disminuirla, se favorece el sentido exotérmico de esta. Al incrementar la presión (afecta considerablemente más a las reacciones gaseosas que a las reacciones en fase sólida o líquida) el sistema se desplaza a donde hay un menor número de moles, y si disminuimos la presión, a donde hay un mayor número de moles (note que, aumentar el volumen es el equivalente a disminuir la presión y disminuirlo es el equivalente a aumentar dicha presión). Tanto al incrementar la concentración de los reactivos como disminuir la concentración de productos ocasiona que el sistema se desplace hacia los productos, y al disminuir la concentración de los reactivos y aumentar la de los productos trae de consecuencia que el sistema se desplace hacia los reactivos. La acción de un catalizador ocasiona que el equilibrio se alcance con mayor rapidez, pero no que el sistema se desplace ni a reactivos ni a productos, es decir, en sí no afecta al equilibrio.
