Resumen Química General

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Juan Pablo Martí

QUÍMICA GENERAL

UNIDAD I: SISTEMAS MATERIALES. NOTACIÓN. CANTIDAD DE SUSTANCIA. NOMENCLATURA Y FÓRMULAS QUÍMICAS. Masa molar y número de Avogadro: Mol: El mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12g del isótopo de carbono-12.

Masa molar: La masa molar mm es la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades de una sustancia. numéricamente igual a La masa molar de un átomo es numéricamente a su masa atómica.

Masa Molecular: La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en U.M.A.) en una molécula.

Constante de Avogadro: N A

=

6,02.10 23

partículas mol

Composición Porcentual de un elemento: C % Relaciones: 1mol de átomos de carbono-12  m m Cantidad de partículas = 6,02.10 23

=

n × mm (elem) .100% mm (comp)

= 12 g 

 Cada

átomo tiene m = 12u RC: Pág. 102

U.M.A.:

La Unidad de Masa Atómica ( u ) equivale a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12:

u = 1,66.10

−27

kg RC: Pág. 101

Materia: La materia es cualquier cosa que ocupa un espacio y que tiene masa.

RC: Pág. 42

Propiedades de la Materia: Extensivas: U.T.N. F.R.M.

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Son comunes a todos los sistemas y dependen de la cantidad de materia. Ej.: masa, volumen, temperatura, presión, peso, etc.

Intensivas: No dependen de la masa y por lo general se expresan mediante constantes físicas, que dependen de la presión o a veces de la temperatura. También están incluidos en éstas los caracteres organolépticos. Ej.: punto de ebullición, punto de fusión, densidad, etc. RC: Pág. 45

Sistemas Materiales: Clasificación:

De acuerdo al medio que lo rodea

Abierto

Intercambia masa y energía

Cerrado

No intercambia masa pero sí energía

Aislado

No intercambia ni masa ni energía

De acuerdo a sus propiedades

Homogéneos

Heterogéneos

1 sola fase (monofásico)

Más de una fase

Mezclas (S-S) Sustancias Puras

Sólo 1 componente

Soluciones

Más de 1 componente

Suspensiones (L-S) Emulsiones (L-L)

Simples

Compuestas

Un solo elemento

Más de un elemento

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Fase: Sector de un sistema en el cual todos sus puntos tienen las mismas propiedades intensivas a la misma presión y temperatura. Componente: Sustancia RC: Pág. 42

UNIDAD II: ESTRUCTURA DE LA MATERIA Teoría Atómica: Principios: 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente extre madamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los l os átomos de todos los demás elementos. ele mentos. 2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. 3. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos: nunca supone la creación o destrucción de los mismos. RC: Pág. 70

Estructura Atómica:

En el modelo nuevo, las órbitas de los electrones han sido reemplazadas por ORBITALES, con niveles de energía. RC: Pág. 71

ORBITAL: Espacio tridimensional en el cual existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón. La definición nos dice que: es la función de onda del electrón de un átomo .

Partículas Subatómicas: Partícula Masa Carga Carga unitaria

Protón

Neutrón −27

m p

= 1,67.10

q p

= +1,60.10

kg

−19

mn

C

= 1,67.10

qn

+1

=

−27

0C

Electrón

kg

me qe

=

9,11.10 31 kg −

= −1,60.10

0

−19

C

-1

Elementos: Número Atómico:

Z: Es el número de protones en el núcleo de un átomo de un elemento.

En un átomo neutro, el número atómico también coincide con el número de electrones. La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico.

Número Másico:

A: Es el número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo de un elemento.

Isótopos: Átomos que tienen el mismo número atómico, pero distinto número másico. RC: Pág. 77

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Ondas electromagnéticas: Velocidad: u Longitud de onda: λ (distancia entre puntos iguales de ondas sucesivas) [ m ] Frecuencia: ν (número de ondas que pasan por un punto en particular en un segundo) [ Hz ] Velocidad de la luz: c = 3,00.10 8 m s (es la velocidad a la que viajan las ondas electromagnéticas) Constante de Planck: h = 6,63.10 −34 J .s Cuanto: Mínima cantidad de energía que se puede emitir o absorber en forma de radiación electromagnética. Ecuaciones:

u = λ .ν (ecuación de velocidad de onda) ν =

c λ

(ecuación de la frecuencia de una onda electromagnética)

E = h.ν (Energía de un cuanto)

h.ν = KE + BE (ecuación de emisión de electrones mediante luz) Donde KE es la energía cinética del electrón emitido y BE es la energía de unión del electrón en el metal. RC: Pág. 273

Naturaleza dual del electrón: 2.π .r = n.λ

(relación entre la circunferencia de uno órbita permitida y la longitud de onda del electrón) λ =

h m.u

(relación de propiedades de partícula y onda)

Correcto (nº entero de ondas) Órbita permitida

Incorrecto (no es un nº entero de ondas) Órbita no permitida

Números Cuánticos: n : NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL

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RC: Pág. 284

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Puede tomar valores enteros (1, 2, 3,…). Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del átomo. Es lo que llamamos NIVEL DE ENERGÍA . RC: Pág. 292

l : NÚMERO CUÁNTICO DEL MOMENTO ANGULAR Expresa la forma de los orbitales. Depende del número n y toma los valores desde 0 hasta ( n − 1 ). Según el valor de l , el orbital tiene un nombre determinado, según la siguiente tabla.

0 Nombre s

1 p

2 3 d f Un subnivel se determina a través del número n y l . l

RC: Pág. 292

m : NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO

Describe la orientación del orbital en el espacio. Depende del valor de l , y va desde − l , pasando por 0 , hasta l . RC: Pág. 293

s : NÚMERO CUÁNTICO DEL SPIN DEL ELECTRÓN  1   1  Indica el sentido de giro del electrón y toma los valores   o  −   2   2 

Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos: n

l

m

1 2

0 0 1

0 0 -1,0,1

Número de orbitales 1 1 3

3

0 1

0 -1,0,1

1 3

2

-2,-1,0,1,2

5

· · ·

· · ·

· · ·

· · ·

l

Designación de los orbitales atómicos 1s 2s 2 p x , 2 p y , 2 p z 3s 3 p x , 3 p y , 3 p z

3d xy , 3d yz , 3d xz , 3d x 2

− y

2

, 3d z 2

· · · RC: Pág. 294

Forma y orientación de los orbitales: Orbital s: Forma

RC: Pág. 293

Orientaciones Al tener forma esférica, la orientación es siempre la misma RC: Pág. 294

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Orbital p: Forma

Orientaciones

Bilobulado, con ambos lóbulos situados en lados opuestos del núcleo

RC: Pág. 295

Orbital d: Forma

Orientaciones

Polilobulado

RC: Pág. 296

Orbital f: Los orbitales f y superiores tienen formas muy difíciles de representar.

RC: Pág. 295

Configuración Electrónica:

Los cuatro números cuánticos representan el “domicilio” de un electrón en el átomo. La manera de escribir la configuración de los electrones es la siguiente:

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RC: Pág. 298

Principio de Exclusión de Pauli: “No es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos” En otras palabras, sólo dos electrones pueden coexistir en un orbital atómico, y ellos deben diferir en su espín. RC: Pág. 299

Regla de Hund:

“La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos.” Ej.:

RC: Pág. 302

Solapamientos:

Los solapamientos se producen por existir orbitales de mayor nivel con menor energía que uno de menor nivel. La configuración electrónica se va completando siguiendo la dirección de las flechas del esquema. RC: Pág. 298

Tabla Periódica:

Grupos: Son las columnas de la tabla periódica y reúnen a los elementos con propiedades similares. Periodos: Son las filas de la tabla periódica

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Por sus propiedades, los elementos se pueden clasificar de la siguiente manera:

5 1

4

2

6

7

3

8 9

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.

Metales Alcalinos Metales Alcalinos Térreos (porque abundan más en la tierra) Metales Metaloides (Se comportan como metales o no metales, según el compuesto que formen) No Metales Halógenos (Forman sales) Gases Nobles (Tienen estructura de estabilidad) Lantánidos (Deberían ir en el mismo casillero que el Lantano) Actínidos (Deberían ir en el mismo casillero que el Actinio)

Clasificación periódica: Ésta clasificación se basa en el electrón diferenciante (último electrón). Los elementos se clasifican en: 1. Elementos Representativos: ns 1−2 np 1−6  Grupos A 2. Elementos de Transición: (n − 1)d 1−10  Grupos B 3. Elementos de Transición Interna: (n − 2) f 1−14  Lantánidos y Actínidos

1

1 2

3 RC: Pág. 319

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Propiedades periódicas: Radio Atómico: “El Radio Atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes, que unidos forman una red tridimensional. En las moléculas diatómicas, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de ambos átomos” A mayor carga nuclear efectiva, menor radio atómico, pues los electrones son atraídos al núcleo con mayor fuerza.

RC: Pág. 324

Radio Iónico: “El Radio Iónico es el radio de un catión o un anión”

Si el átomo forma un anión, su radio aumenta, por consecuencia de una disminución de su carga nuclear efectiva.

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Si, en cambio, forma un catión, su radio disminuye, por el efecto contrario. La proporción de tamaño en la tabla periódica se corresponde con la del radio atómico, pero se diferencia por el hecho de haber aniones y cationes, que difieren notablemente en su tamaño. RC: Pág. 326

Potencial o Energía de Ionización:

“Es la energía mínima (en kJ / mol ) necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental” Se realiza en estado gaseoso porque en tal estado no existen influencias de los átomos vecinos y no hay fuerzas intermoleculares significativas. Las energías de ionización son siempre cantidades positivas.

energía + X ( g ) = X

+

(g) +

e (primera energía de ionización) −

energía + X ( g ) = X 2 ( g ) + e (segunda energía de ionización) energía + X 2 ( g ) = X 3 ( g ) + e (tercera energía de ionización) +

+

+

−

+

−

… La relación entre las sucesivas energías de ionización de un elemento es la siguiente:

I 1 < I 2 < I 3

<

...

La primera energía de ionización aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de abajo hacia arriba en un grupo para los elementos representativos RC: Pág. 330

Afinidad electrónica:

“Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión”

X ( g ) + e

−

= X ( g ) ± energía −

La afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha en el periodo y de arriba hacia abajo en el grupo. RC: Pág. 334

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UNIDAD III: ENLACES QUÍMICOS Enlaces Químicos: Enlace Químico: Combinación de átomos de uno o más elementos, realizada para lograr estabilidad en cada uno de ellos. El estado de estabilidad se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. Existen varios tipos de enlace: 1. Enlace Iónico: Es el enlace en el cual dos átomos neutros se transfieren electrones para lograr la estabilidad, convirtiéndose en cationes y aniones, que se atraen por fuerza electrostática y quedan fuertemente enlazados. El compuesto formado es eléctricamente neutro. 2. Enlace Covalente: Es un enlace en el que se comparten dos o más electrones entre los átomos que lo componen, para que cada uno de ellos logre la estabilidad. En éste tipo de enlace no hay transferencia de electrones. RC: Pág. 356

Símbolos de Lewis:

Se utiliza para representar los enlaces químicos. Se coloca el símbolo del elemento, rodeado por puntos que representan los electrones de valencia correspondientes. RC: Pág. 356

Enlace Iónico: X 1

+

X 2

=

X 1

−

X 2

+

Ej.:

RC: Pág. 356

Energía Reticular:

Es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso. Ésta energía depende de la interacción entre todos los iones y no sólo entre un anión y un catión. Una manera de determinar las energías reticulares de los compuestos es a través del ciclo de Born-Haber, un procedimiento que relaciona dichas energías con las energías de ionización, afinidades electrónicas y otras propiedades atómicas y moleculares. El procedimiento es el siguiente: 1. Determinar la energía necesaria para convertir un mol de átomos del primer elemento sólido en estado gaseoso (si no estuviera ya en ese estado), y también si es preciso, la necesaria para separarlo en átomos. 2. Determinar la energía necesaria para convertir el segundo elemento sólido en estado gaseoso (si no estuviera ya en ese estado), y también si es preciso, la necesaria para separarlo en átomos.

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3. Determinar la energía necesaria para ionizar un mol de átomos del primer elemento 4. Determinar la energía liberada al agregar los electrones quitados en el punto anterior a los átomos del segundo elemento. 5. La energía para combinarlos será igual a la energía reticular cambiada de signo, que aún no conocemos. 6. Determinar el cambio de energía global estándar para la reacción. 7. Calcular la energía reticular como la energía global menos las demás energías calculadas, y cambiar el signo.

RC: Pág. 359

Enlace Covalente:

X 1

+

X 2

=

X 1

X 2

=

X 1

X 2

Ej.:

La estructura de Lewis para éste tipo de enlace se realiza colocando una línea entre los átomos para cada par de electrones compartidos y puntos alrededor para los pares libres. La Regla del Octeto nos dice que un átomo diferente del Hidrógeno tiende a formar enlaces para rodearse de 8 electrones de valencia. Cuando se comparte un solo par de electrones, el enlace se llama enlace covalente simple, en cambio si comparte más pares se llama enlace covalente múltiple. Cuando comparte 2 pares, se llama enlace covalente doble, y si comparte tres pares, enlace covalente triple. RC: Pág. 363

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Comparación de propiedades: Estado en condiciones ambientales Punto de Fusión Punto de Ebullición Solubilidad en Agua Conductividad

Enlaces Iónicos Sólidos

Enlaces Covalentes Gases, Líquidos y Sólidos

Alto Alto Alta Sólo fundido o disuelto

Bajo Bajo Baja Pobre

Electronegatividad y número de oxidación:

RC: Pág. 365

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones hacia sí mismo de un enlace químico, y se relaciona con la afinidad electrónica y el potencial de ionización.

El número de oxidación se refiere al número de cargas que tendría un átomo si los electrones fueran transferidos por completo al átomo más electronegativo de los átomos que forman una molécula. Ej.:

Si tomamos como ejemplo la molécula de NH 3 , donde el átomo de N forma tres enlaces sencillos con los átomos de H , veremos que el N es más electronegativo, por lo que la densidad electrónica se desplazará desde H hacia N . Si la transferencia de carga fuera completa, cada H donaría un electrón al N , que tendría una carga total de -3, mientras que cada H tendría una carga de +1. Así, en éste enlace se les asigna números de oxidación al H de +1 y al N de -3.

Enlaces polares y moléculas polares:

RC: Pág. 366

El enlace covalente polar se denomina así simplemente porque los electrones pasan más tiempo en la cercanía de un átomo, que en la cercanía del otro, formando un polo. Esto se debe a la diferencia de electronegatividad entre los átomos del enlace. El momento dipolar ( µ ) es una medida cuantitativa (vectorial) de la polaridad de un enlace, y es el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas.

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µ = Q.r [ D ] = 3,336.10 −30 C .m (Unidad: Debye)

RC: Pág. 403

Carga formal y estructura de Lewis:

La carga formal del átomo es la diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis. carga formal de un átomo en una estructura de Lewis

=

número total de electrones de valencia en el átomo libre

-

número total de electrones no enlazados

 número total      

1 −  de electrones 2  de enlace

RC: Pág. 372

Regla del Octeto y excepciones:

La Regla del Octeto nos dice que los átomos tienden a llenar 8 electrones en su último nivel para ser isoelectrónicos con un gas noble y lograr estabilidad. Pero esto se aplica principalmente a los elementos del segundo periodo. Las excepciones a la regla del octeto caen en tres categorías que se distinguen por un octeto incompleto, un número impar de electrones, o más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central. RC: Pág. 377

El Octeto Incompleto:

En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central de una molécula estable es inferior a ocho. Ej.:

El Hidruro de Berilio ( BeH 2 ), cuya estructura de Lewis es: H—Be—H Sólo cuatro electrones rodean al átomo de Be y no hay forma de satisfacer la regla del octeto para el berilio en esta molécula. Los elementos del grupo 3A, en particular el Boro y el Aluminio, también tienden a formar compuestos en los que sus átomos se rodean de menos de ocho electrones.

Moléculas con un número impar de electrones:

RC: Pág. 377

Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Entre ellas se encuentra el óxido nítrico ( NO ) y el dióxido de nitrógeno ( NO2 ) RC: Pág. 378

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El Octeto Expandido: Se produce en los átomos del tercer periodo en adelante, pues ellos forman compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. Además de los orbitales 3s y 3 p , los elementos de éstos periodos también tienen orbitales 3d que pueden formar enlaces. Éstos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido. Ej.:

El Hexafluoruro de Azufre ( SF 6 ), donde cada electrón de valencia del Azufre forma un enlace covalente con un átomo de flúor, de tal forma que hay doce electrones alrededor del átomo central de azufre:

RC: Pág. 377

Energía de enlace:

La Energía de enlace es el cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de un mol de moléculas gaseosas. Su valor es mayor mientras mayor es la estabilidad del compuesto. RC: Pág. 381

Resonancia:

Las estructuras de Resonancia son las distintas disposiciones que pueden tomar los átomos enlazados en un mismo compuesto.

Teoría de la repulsión del par electrónico (RPECV):

RC: Pág. 375

La teoría de la Repulsión del Par Electrónico en la Capa de Valencia explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares. Dos reglas generales para su aplicación son: o Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los dobles y triples enlaces se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos, sin embargo no hay que olvidar que en dichos enlaces, la densidad electrónica ocupa mayor espacio. o Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, se puede aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas. Con éste modelo se puede predecir la geometría de las moléculas (e iones). Para ello es conveniente separar las moléculas en base a si tienen o no pares electrónicos libres en el átomo central.

Ausencia de pares electrónicos libres:

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Ausencia de pares electrónicos libres:

RC: Pág. 395

En éste caso se hace más complicado determinar la geometría del compuesto, pues existen tres fuerzas que actúan: Los electrones de un enlace están unidos por las fuerzas de atracción que ejercen los núcleos de los dos átomos enlazados. Estos electrones tienen menor “distribución espacial” que los pares libres; es decir, ocupan menos espacio. Debido a que estos pares libres ocupan más espacio, experimentan mayor repulsión hacia otros pares libres y hacia los pares enlazantes.

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RC: Pág. 398

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ANEXO I: FÓRMULAS QUÍMICAS Tabla de Cationes:

1+

2+ REPRESENTATIVOS G2

G1 Li

Na

+

K

+

NH 4

Mg 2

+

+

Ca 2

Sr 2

+

+

Ba 2

3+ G3

+

Al 3

G4

+

Sn

(catión amonio )

2+

+

G5

Pb

2+

Bi 3

+

+

Fe 3

TRANSICIÓN Mn 2 Cu

Ag

+

Hg 2 2

+

+

+

Fe 2 Co 2 Ni 2

Cu 2

+

+

+

Zn 2 Cd 2 Hg 2

+

+

+

Cr 3

+

+

Nomenclatura:  Si el elemento forma sólo un catión: catión ___(nombre del elemento)___  Si el elemento forma dos cationes: catión ___(nombre del elemento)___ (carga iónica e n números romanos) o catión ___(nombre del elemento)___+ sufijo OSO para el de menor carga e ICO para el de mayor carga

Tabla de Aniones: Monoatómicos:

1G7 H-

F

−

Cl

−

2G6 Br

−

I

−

O2

−

S2

3G5 −

N3

P3

−

−

As 3

−

Nomenclatura: anión ___(raíz del nombre del elemento)___ + sufijo “ uro”   Excepción: O 2− = Anión Óxido

Poliatómicos:

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1-

Grupo ClO

−

hipoclorit o

G7

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BrO IO

−

−

ClO 2

−

ClO3

clorito

−

BrO3

-----

IO3

3-

4-

-----

-----

-----

-----

-----

perclorato

clorato

-----

ClO4

2−

−

-----

−

IO4

−

SO 3 HO

G6

2−

SO 4

sulfito

−

S2 O 3

hidróxido

2−

S2 O

sulfato

disulf

2−

tiosulfato

NO 2

−

NO 3

nitrito

G5

PO

−

-----

nitrato

−

PO

2 metafosfit o

AsO 2

−

HPO 3

3 metafosfat o

−

AsO 3

metaarseni to

AsO3

fosfito

−

3−

PO 4

3−

fosfato 3− 4 arseniato

AsO

arsenito

P2 O 5

4−

P2 O 7

difosfito

As 2 O 5

4−

2−

carbonato 2−

-----

SiO 3

-----

-----

-----

-----

-----

-----

silicato

AlO 2

G3 de TRANS.

−

-----

aluminato

CrO 2

ZnO 2

−

CrO 4

cromito

MnO 4

−

2−

cromato 2− 4 manganato

Cr2 O 7

2−

dicromato

MnO

permangana to

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2−

cincato

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4−

difosfato 4− 2 7 diarseniat o

As O

diarsenito

metaarseni ato

CO 3

G4

2−


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Óxidos: Se forman con el oxígeno y un metal o un no metal. Óxido de Metal: Óxido de ____ (nombre del metal) _____ [ X 2 O n ] Óxido de No Metal: (prefijo) ___ óxido de (prefijo) ____ __ (nombre del no metal) __

Ácidos: Se forman con el catión hidrógeno y en solución acuosa. ( Arrenius: “Son ácidos aquellas sustancias que en solución acuosa suministran cationes hidrógeno”) Existen dos tipos: los hidrácidos, que no tienen oxígeno y los oxácidos que tienen oxoniones poliatómicos y el catión hidrógeno)

Hidrácidos: Si el anión tiene la terminación “uro”, entonces el ácido tiene la terminación “hídrico” El número de cationes hidrógeno será igual a la carga del anión. Oxácidos: Si el anión tiene la terminación “ito”. el ácido terminará en “oso”, y si el anión tiene la terminación “ato”, el ácido terminará en “ ico”

Hidróxidos: Se llaman así porque contienen el anión OH El número de aniones hidróxido será igual a la carga del catión. Hidróxidos: Hidróxido de ___ (nombre del catión) ___ Sólo disocian los hidróxidos pertenecientes a los elementos del grupo 1 y 2 a excepción del hidróxido de magnesio. También disocia el hidróxido de amonio. −

Sales: Clases de sales:  Neutras: Cuando se forman con un anión y un catión (menos H con OH )  Ácidas: Cuando se forman con el catión H  Básicas: Cuando se forman con el anión OH Nomenclatura: ___ (nombre del anión) ___ (de) ___ (nombre del catión) ___ +

−

+

−

Ecuación química: aA + bB → cC + dD Reactivos → Productos

Consideraciones: El signo más en los reactivos significa “reacciona con” y la flecha significa  “produce” El número de átomos de cada elemento debe ser igual a ambos lados de la ecuación  El número de moles de cada elemento debe ser igual a ambos lados de la ecuación  Las masas también deben coincidir en ambos miembros. 

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Reactivo Limitante: En las reacciones, algunos reactivos se consumen mientras que parte de otros se recuperan al finalizar la reacción. El reactivo que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante, ya que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad de este reactivo que había originalmente. Cuando éste reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante. RC: Pág. 123

Fórmula mínima y molecular:

La fórmula mínima se llama también empírica, porque se determina experimentalmente, basándose en la observación de hechos. La fórmula molecular es la verdadera composición de la sustancia. Para determinar la fórmula mínima se debe conocer la composición porcentual de cada elemento. Se procederá de la siguiente manera: Compuesto: A x B y C z x

=

comp. porcentual masa molar del elemento

=

%A

mm A

, IDEM PARA LOS OTROS COEFICIENTES

Luego divido éstos coeficientes por el más pequeño de ellos, y obtengo la fórmula mínima. Por ejemplo, si el menor fuese y , la fórmula mínima sería A x B1C z y

y

Para determinar la fórmula molecular se debe conocer además de la fórmula mínima, la masa molar del compuesto. Se procederá de la siguiente manera:

mm masa molar del compuesto = masa molar de la fórmula mínima mm ( fm) Luego se multiplica cada coeficiente encontrado en la fórmula mínima por el c . Entonces, la fórmula molecular del ejemplo anterior será A c. x B c.1C c. z El coeficiente de multiplicación será c =

y

y

RC: Pág. 113

Estequiometría en reacción:

Para determinar los datos pedidos por el problema deberemos partir de la ecuación química planteada, convirtiendo cada dato a las cantidades pedidas por el problema, como número de moles, volumen, masa, etc. Luego analizar y resolver, que generalmente se hace aplicando proporcionalidad.

Pureza: Se da en los reactivos, debido a que las sustancias, en la realidad, no contienen en un 100% los elementos dados en la fórmula. La fórmula general para la pureza es:

P=

U.T.N. F.R.M.

mp masa pura .100% = .100% mi masa impura

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Rendimiento: Se da en los productos, debido a que no toda la materia reacciona directamente sino que a veces se pierde materia transformada en algo indeseado. La fórmula general para el rendimiento es: η =

ve valor experimental .100% = .100% vt valor teórico RC: Pág. 126

UNIDAD V: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 1º PARTE: GASES Ley de Boyle: “La Presión de una cantidad fija de un gas mantenido a temperatura constante es inversamente proporcional al Volumen del gas.”

P∝

1 T y m son constantes V

Como el producto P.V es constante, podemos deducir que, para un mismo gas en las condiciones anteriores:

P1 .V 1

=

P2 .V 2

P

V

T3 T2 T1

Curvas Isotérmicas T1< T2< T3 RC: Pág. 189

Ley de Charles:

“El Volumen de una cantidad fija de gas, mantenida a presión constante, es directamente proporcional a la Temperatura absoluta del gas.”

V ∝ T P y m son constantes Como el cociente anteriores:

V es constante, podemos deducir que, para un mismo gas en las condiciones T V 1 T 1

U.T.N. F.R.M.

=

V 2 T 2

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P1 P2 P3

V

Curvas Isobáricas P1< P2< P3

T RC: Pág. 193

Ley de Dalton de las presiones parciales:

“Una presión parcial es la presión de un componente gaseoso individual en una mezcla” “La Ley de Dalton de las presiones parciales establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera solo” RC: Pág. 205

Ley de los gases ideales:

“Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente por la ecuación del gas ideal.” “La ecuación del gas ideal relaciona todas las leyes anteriores en una sola ecuación”

P.V = n. R.T donde P = Presión (atm), V = Volumen (L), n = Cantidad de sustancia (mol),

T = Temperatura (K) y R = Constante de los gases = 0,082

atm.L mol.K RC: Pág. 196

Volumen molar de un gas ideal:

“El Volumen de un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y

temperatura (CNPT), es de V = 22,4

L ” mol RC: Pág. 197

Cálculos de densidad: P.V = n. R.T ⇒ P.V =

P.mm δ R . .T m m ⇒ δ = . R.T ⇒ P = . R.T ⇒ P = mm R.T mm mm .V RC: Pág. 200

Difusión de los gases:

“La difusión, es decir la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro gas, en virtud de sus propiedades cinéticas, constituye una demostración directa del movimiento aleatorio. La difusión siempre procede de una región de mayor concentración a otra menos concentrada” RC: Pág. 216

Teoría cinético-molecular: La teoría cinética molecular de los gases se centra en las siguientes suposiciones:

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1. Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como puntos, es decir que poseen masa pero su volumen es despreciable. 2. Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección aleatoria y con frecuencia chocan unas con otras. Las colisiones entre las moléculas son perfectamente elásticas, o sea, la energía se transfiere de una molécula a otra por efecto de las colisiones. Sin embargo, la energía total de todas las moléculas en un sistema permanece inalterada. 3. Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de repulsión. 4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura absoluta del gas. Dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio, dada por la ecuación: KE = 1 2 m.u 2 donde m es la masa de la molécula y u su velocidad. La cantidad u 2 es la velocidad cuadrática promedio dada por la ecuación:

u1 2 + u 2 2 + ... + u N 2 u = donde N es el número de moléculas. Dicho esto sabemos N que: KE ∝ T ⇒ 1 2 m.u 2 = C .T donde C es la constante de proporcionalidad. 2

De acuerdo con ésta teoría, la presión de un gas es el resultado de las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente que lo contiene. También nos dice que la temperatura absoluta es una medida de la energía cinética promedio de las moléculas. RC: Pág. 210

Distribución de las velocidades moleculares:

¿Cuántas moléculas estarán en movimiento a una velocidad en particular?

Cuanto más alta es la temperatura, más moléculas están en movimiento a más alta velocidad. El pico de cada curva representa la velocidad más probable, es decir la velocidad del mayor número de moléculas.

Raíz de la velocidad cuadrática media: ¿Cuán rápido se mueve una molécula a una temperatura dada?

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u2

=

u med =

3. R.T mm RC: Pág. 213

Gases reales:

¿En qué condiciones los gases muestran un comportamiento no ideal? Cuando la presión es alta, debido a que, al estar más juntas las moléculas, las fuerzas intermoleculares comienzan a ejercer su efecto, o cuando la temperatura es baja, porque disminuye la energía cinética de las moléculas, que era una pantalla para no dejar actuar a las fuerzas intermoleculares.

Ecuaciones de Van der Waals:

RC: Pág. 217

Efecto del impacto molecular con el recipiente: (Disminución de la presión) a.n 2 Pideal = Preal + 2 V 2 a.n donde Preal es la presión medida y 2 es el factor de corrección integrado por una V constante a . Efecto del volumen ocupado por las moléculas: (Disminución del volumen) V ideal = V real − n.b donde V real es el volumen medido y b una constante. Ecuación general del gas real:  a.n 2   P + 2 (V − n.b ) = n. R.T V   RC: Pág. 219

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2º PARTE: LÍQUIDOS Propiedades generales de los líquidos: Tensión Superficial: Las fuerzas intermoleculares atraen a las moléculas entre sí en todas las direcciones, pero cuando un líquido está en un recipiente, la parte superior o superficie no tiene fuerzas que las atraigan hacia el exterior, por lo que las fuerzas dominantes en ese sector son las que realizan las demás moléculas, creando así una tensión superficial en el líquido. La tensión superficial es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. Un caso de tensión superficial es la capilaridad, resultado de fuerzas de cohesión (atracción de moléculas semejantes) y de adhesión (atracción de moléculas distintas). Viscosidad: Es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Suele disminuir con el aumento de la temperatura. Los líquidos con fuerzas intermoleculares más intensas suelen ser más viscosos. RC: Pág. 449

Calor Molar de Vaporización:

El calor molar de vaporización ( ∆ H vap ) es una medida de la intensidad de las fuerzas intermoleculares que se ejercen en un líquido. Ésta propiedad se define como la energía necesaria para evaporar un mol de un líquido . Está relacionado directamente con la magnitud de las fuerzas intermoleculares que hay en el líquido. RC: Pág. 471

Presión de Vapor:

Es la presión que presenta un líquido al evaporarse. Cuando el sistema se encuentra en equilibrio dinámico, es decir, cuando la velocidad de evaporación del líquido es igual a la velocidad de condensación del mismo, la presión medida es la presión de vapor de equilibrio, pero usualmente se la llama sólo presión de vapor. RC: Pág. 468

Punto de ebullición:

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa. El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual hierve cuando la presión externa es 1atm . RC: Pág. 473

Punto de congelación:

El punto de congelación o punto de fusión de un líquido es la temperatura a la cual la fase sólida y la líquida coexisten en el equilibrio. El punto de fusión (o congelación) normal de un líquido es la temperatura a la cual funde (o se congela) cuando la presión es 1atm . RC: Pág. 475

Calor molar de fusión:

El calor molar de fusión ( ∆ H fus ) es la energía necesaria para fundir un mol de sólido. RC: Pág. 476

Ecuación de Clausius-Claperyon: ln P = −

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∆ H vap

RT

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+ C

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R = 8,314

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J y C es una constante. K.mol

Ésta ecuación se utiliza para calcular la presión de vapor de un líquido a temperaturas distintas. Si se conocen los valores de ∆ H vap y P de un líquido a una temperatura dada, es posible calcular la presión de vapor del líquido a otra temperatura. RC: Pág. 471

Temperatura y presiones críticas:

La Temperatura crítica es aquella por sobre la cual la sustancia gaseosa no se puede licuar, independientemente de la magnitud de la presión aplicada. La Presión crítica es la mínima presión que se debe aplicar para llevar a cabo la licuefacción a la temperatura crítica. RC: Pág. 474

3º PARTE: SÓLIDOS Sólidos cristalinos: Los sólidos se dividen en dos categorías: cristalinos y amorfos. Los sólidos cristalinos son los que poseen un ordenamiento estricto y regular, es decir, sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones específicas. Gracias a ésta distribución, las fuerzas netas de atracción intermolecular son máximas. Una celda unitaria es la unidad estructural repetida de un sólido cristalino. En su representación gráfica, cada esfera es un átomo, ión o molécula y se denomina punto reticular, pero no siempre representa tal partícula, mas por simplicidad se lo grafica así. Las distintas formas de celdas unitarias pueden ser:

Una red cristalina es una estructura formada por celdas unitarias, colocadas ordenadamente.

Estructura de empaquetamiento compacto:

RC: Pág. 454

El arreglo más eficiente de las esferas es el llamado empaquetamiento compacto, que es el mostrado en la figura.

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En la primera capa (capa A), seis esferas rodean a la que se ubica en el medio, de la manera más apretada posible. Luego, en la segunda capa (capa B), las esferas se ubican en los huecos que deja la capa A (llamados puntos reticulares), quedando lo más juntas posible. Luego, la capa C pude ubicarse de dos maneras: una con sus esferas directamente arriba de las correspondientes de la capa A y otra con las esferas ubicadas en los huecos.

Estructura Hexagonal Compacta (A-B-A)

Estructura Cúbica Compacta (A-B-C)

(Cubo centrado en las caras)

Cúbica Simple

a = 2r

Cúbica Centrada en el Cuerpo

a =

4r 3

Cúbica centrada en las Caras

a = 8r RC: Pág. 457

Tipos de cristales:

Cristales iónicos: Están formados de especies cargadas. Los aniones y cationes suelen tener distinto tamaño. RC: Pág. 463 U.T.N. F.R.M.

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Cristales covalentes: Los cristales covalentes se mantienen unidos en una red tridimensional únicamente por enlaces covalentes. RC: Pág. 465

Cristales moleculares: En un cristal molecular, los puntos reticulares están ocupados por moléculas que se mantienen unidas por fuerzas de van der Waals y/o de enlaces de hidrógeno. Suelen empacarse tan juntas como su tamaño y forma lo permitan. Debido a sus tipos de enlaces, estos cristales son más quebradizos que los covalentes o iónicos y tienen bajo punto de fusión. RC: Pág. 465

Cristales metálicos Los cristales metálicos por lo general tienen estructuras cúbicas centradas en el cuerpo o en las caras, también pueden ser hexagonales. Por consiguiente, los elementos metálicos suelen ser muy densos. Los puntos reticulares están ocupados por átomos del mismo metal. En un metal, los electrones están deslocalizados en todo el cristal. La gran fuerza de cohesión debida a la deslocalización electrónica es la que le confiere la resistencia al metal y la buena conducción. RC: Pág. 466

Tipo de Cristal Fuerzas intermoleculares Propiedades generales Iónico Atracción electrostática Duro, quebradizo, punto de fusión alto, mal conductor de calor y electricidad. Covalente Enlace covalente Duro, punto de fusión alto, mal conductor de calor y electricidad. Molecular Fuerzas de dispersión, Suave, punto de fusión bajo, mal conductor de dipolo-dipolo y enlaces calor y electricidad puente de hidrógeno Metálico Enlace metálico Blando a duro, punto de fusión bajo a alto, buen conductor de calor y electricidad. RC: Pág. 466

Teoría de banda de los sólidos:

La teoría de las bandas establece que los electrones deslocalizados se mueven libremente a través de las “bandas” que se forman por el solapamiento de los orbitales moleculares. La banda de valencia está constituida por niveles energéticos llenos. La banda de conducción está constituida por los orbitales moleculares deslocalizados y vacíos. Como las dos bandas son muy cercanas entre sí en un conductor, es casi despreciable la cantidad de energía necesaria para mover un electrón de valencia a la banda de conducción, permitiendo que circule por todo el material. Es por eso que los metales son buenos conductores de calor y electricidad. Existe en los materiales pobremente conductores un espacio energético entre las bandas de valencia y conducción, lo que hace requerir más energía para el paso de electrones y por ende la conducción. RC: Pág. 833

Sólidos amorfos:

Si un sólido se forma rápidamente sus átomos o moléculas no tienen tiempo de alinearse por sí mismos y pueden quedar fijos en posiciones distintas a las de un cristal ordenado. Los sólidos así formados se llaman amorfos y carecen de una distribución tridimensional regular de átomos. RC: Pág. 467

Presión de vapor de los sólidos:

Como las fuerzas intermoleculares son más intensas, la presión de vapor de un sólido suele ser mucho menor que la del líquido correspondiente. RC: Pág. 477

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Capacidad calorífica molar de los sólidos: El calor molar de sublimación es la energía necesaria para sublimar un mol de un sólido. Éste es igual a la suma de los calores molares de fusión y de vaporización ( ∆ H sub = ∆ H fus + ∆ H vap ). RC: Pág. 477

Ítems comunes Fuerzas intermoleculares: Fuerzas Intermoleculares

¿Participan Iones?

No

Si

¿Participan moléculas polares?

¿Están presentes moléculas polares y también iones?

No

Si

Si

No

Fuerzas ióndipolo

Enlaces Iónicos

¿Hay átomos de Hidrógeno unidos a átomos de N, O o F?

Fuerzas de London (dipolos inducidos)

No

Si

Fuerzas tipo dipolo-dipolo

Enlaces Puentes de Hidrógeno

Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre moléculas. Ellas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Son más débiles que las intramoleculares, lo que nos lleva a afirmar que se necesita más energía para romper un enlace que para evaporar un líquido. RC: Pág. 444

Fuerzas dipolo-dipolo:

Son las fuerzas de atracción entre moléculas polares. Su orígen es electrostático y debido a ello tienden a alinearse de la siguiente manera.

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-

+

-

+

-

+

+

-

+

-

+

RC: Pág. 444

Fuerzas ion-dipolo:

Son fuerzas que atraen entre sí a un ión (catión o anión) con un dipolo. Un catión experimenta una atracción más fuerte con los dipolos que un anión, debido a su mayor concentración de carga por volumen. +

-

+

-

+

-

Fuerzas de dispersión o de London (dipolos inducidos):

RC: Pág. 445

Si se tiene un átomo o una molécula no polar, igualmente existen fuerzas de origen electrostático, ya que al acercar un ión o un dipolo a dicho átomo o molécula, se induce una carga opuesta en ella del lado de la interacción, por lo tanto se forma un dipolo inducido.

+

-

+

-

+

-

+ RC: Pág. 445

El enlace de hidrógeno:

El enlace puente de Hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de Hidrógeno de un enlace polar y un átomo electronegativo de O , N o F . Ésta interacción se describe como A − H L B , donde A y B representan O , N o F , A − H es una molécula o parte de una molécula y B es parte de otra molécula. Observar que los átomos de O , N o F poseen al menos un par de electrones libres para interactuar con el Hidrógeno. Como la energía promedio de enlace de hidrógeno es muy grande para una interacción dipolo-dipolo, se considera a dicha interacción como una especie aparte. La fuerza de un enlace de Hidrógeno está determinada por la interacción coulómbica entre el par libre de electrones del átomo electronegativo y el núcleo de hidrógeno. RC: Pág. 447

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Curvas de calentamiento y enfriamiento: Curva de calentamiento

Para la curva de enfriamiento, el diseño es similar, nada más que la temperatura disminuye. RC: Pág. 476

Diagrama de fases: Líquido Sólido

Punto Triple

Presión Vapor

Temperatura El punto en el que se unen las tres curvas se denomina punto triple, y corresponde a la única condición en la que las tres fases pueden estar en equilibrio recíproco. RC: Pág. 478

UNIDAD IV: TERMODINÁMICA QUÍMICA Primera ley de la termodinámica: La primera ley de la termodinámica establece que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir. Como en una reacción se transfiere energía en distintas formas entre el sistema y el entorno, la ecuación de ésta ley se puede escribir como: ∆E =

q+w El cambio ∆E de energía interna de un sistema es la suma del intercambio de calor q entre el sistema y los alrededores y el trabajo w realizado sobre o por el sistema. Convenio de signos: Proceso endotérmico  q > 0 Proceso exotérmico  q < 0

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Trabajo realizado por los alrededores al sistema  w > 0 Trabajo realizado por el sistema sobre los alrededores  w < 0

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Equivalencia Útil: 1L.1atm = 101,3J

Calor específico y capacidad calorífica:

RC: Pág. 254

El calor específico ( s ) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. [Propiedad intensiva]

[s ] =

J g.º C

La capacidad calorífica ( C ) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de la sustancia. [Propiedad extensiva]

[C ] =

J ºC

La relación entre ellos es:

C = m.s donde m es la masa de la sustancia en gramos. Conociendo el calor específico y la variación de temperatura ( ∆t ) de una sustancia podemos conocer la cantidad de calor puesta en juego:

q = m.s.∆t = C .∆t Caloría: 1 cal = 4,184 J RC: Pág. 239

Entalpía y cambio de entalpía:

Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante, los químicos utilizan una propiedad llamada entalpía, que se representa por el símbolo H y se define como:

H = E + PV Pero como es imposible determinar la entalpía de una sustancia, lo que se mide es el cambio de entalpía ( ∆ H ). RC: Pág. 236

Entalpía de reacción:

La entalpía de reacción es la diferencia entre las entalpías de productos y de reactivos: ∆ H = H (productos ) − H (reactivos)

En otras palabras, ∆ H representa el calor absorbido o liberado durante una reacción. Proceso endotérmico  ∆ H > 0 Proceso exotérmico  ∆ H < 0

Entalpía estándar de formación y de reacción:

RC: Pág. 236

Como no es posible medir directamente la entalpía de una sustancia, se utiliza un convenio para establecer un punto de referencia y ubicar los cambios de entalpía relativos a él. Dicho punto se llama entalpía estándar de formación ( ∆ H f o ), que se define como el cambio de calor que resulta cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos a una presión de

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1 atm . Siempre se utilizan los valores de ∆ H f o medidos a 25º C . Por convenio, la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es igual a cero. Una vez que conocemos los valores de las entalpías estándar de formación, se puede calcular la o ), que se define como la entalpía de una reacción que entalpía estándar de reacción ( ∆ H reacción se efectúa a 1 atm . Para calcularla: o

∆ H reacción

aA + bB → cC + d D o o o o = [c.∆ H f (C) + d .∆ H f ( D)] − [a.∆ H f (A ) + b.∆ H f ( B) ] Generalizando…

o

∆ H reacción =

∑ n.∆ H f o (productos) − ∑ m.∆ H f o (reactivos)

Ley de Hess de la suma de calores:

RC: Pág. 244

La Ley de Hess se enuncia como sigue: “Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos ” En otras palabras, es posible separar la reacción de interés en una serie de reacciones para las cuales se pueda medir el valor de la entalpía estándar de reacción y de ésta manera calcularla para la reacción total. Pero para ello debemos ingeniárnosla para acomodar las ecuaciones de tal manera que sumándolas nos de la reacción buscada. RC: Pág. 248

UNIDAD VI: SOLUCIONES. SOLUCIONES DILUIDAS. DISPERSIONES COLOIDALES Definición de solución: Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. RC: Pág. 138

Terminología de las soluciones: El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el solvente o disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad. RC: Pág. 138

Tipos de soluciones:

Soluciones no saturadas o diluidas: Contiene menor cantidad de soluto de la que puede disolver. Soluciones Saturadas: Contiene la máxima cantidad de soluto que puede disolver. Soluciones Sobresaturadas: Contiene más soluto que el que puede contener una solución saturada. No son muy estables, y suele cristalizar o precipitar el soluto sobrante, dejando a la solución saturada. RC: Pág. 492

Concentración de soluciones:

La concentración es una medida de la cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de solución.

Unidades físicas y químicas, gravimétricas y volumétricas: Porcentaje en masa:

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RC: Pág. 160 y 495

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Es la relación porcentual de la masa de un soluto en la masa de la solución.

porcentaje en masa de soluto =

m masa de soluto ⋅ 100% = ⋅ 100% m + m0 masa de solución

En una cantidad adimensional RC: Pág. 495

Fracción molar ( X ):

La fracción molar de un componente A disuelto en un componente B se representa con X A y es:

X A

=

n A n A + n B

En una cantidad adimensional RC: Pág. 496

Molaridad ( M ): Es el número de moles disuelto en 1 litro de solución:

M =

moles de soluto litros de solución

Sus unidades son mol L . RC: Pág. 496

Molalidad ( m ): Es el número de moles de soluto disueltos en 1 kilogramo de un solvente:

m=

moles de soluto masa de solvente (kg)

Sus unidades son mol kg . RC: Pág. 496

Normalidad ( N ):

Es el número de equivalentes de soluto disueltos en 1 litro de un solvente o solución:

N =

nº eq litros de solución

=

El número de equivalentes se calcula como nº eq =

m meq .V ( L) m y la masa equivalente se meq

calcula dependiendo de la sustancia que se trate:

Para un elemento neutro (o generalmente un ión): m meq = m donde Z es la carga iónica. Z Para un ácido: m meq = m donde Z es el número de cationes hidrógeno sustituibles o reemplazables. Z Para una base:

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meq

=

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mm donde Z es el número de aniones hidróxido sustituibles. Z

Para una sal: m meq = m donde Z es el número de aniones por la carga aniónica o el número de Z cationes por la carga catiónica. Para una oxidorreducción: m meq = m donde Z es el número de electrones intercambiados en la reacción. Z

Relación entre normalidad y molaridad: N = M Z . Titulación: En una reacción de neutralización se cumple que: N A .V A = N B .V B Resumen: FÍSICAS GRAVIMÉTRICA VOLUMÉTRICA Porcentaje en Porcentaje en masa volumen de solución de solución ( g%g ) ( g%ml ) Porcentaje en Porcentaje en masa volumen de solvente de solvente ( g%g ) ( g%ml )

QUÍMICAS GRAVIMÉTRICA VOLUMÉTRICA Molalidad

Molaridad Normalidad

El proceso de solubilización: Cuando se mezclan el soluto y el solvente, las partículas del primero se dispersan en el segundo, ocupando posiciones que antes estaban ocupadas por el solvente. La facilidad de éste proceso depende de la fuerza relativa de tres tipos de interacciones: Interacción solvente-solvente  Interacción soluto-soluto  Interacción soluto-solvente  Por simplificación, se asocia a éste proceso con tres etapas diferentes: 1. Separación de las moléculas del solvente 2. Separación de las moléculas del soluto 3. Mezcla de las moléculas Se dice que “ LO SEMEJANTE DISUELVE A LO SEMEJANTE”, refiriéndose a la semejanza de las sustancias respecto a las fuerzas intermoleculares, o a la polaridad o no de sus moléculas. Se dice que dos líquidos son miscibles si son completamente solubles entre sí en todas las proporciones. La solvatación es el proceso mediante el cual un ión o una molécula es rodeado por moléculas del disolvente, distribuidas de una forma específica. Cuando el disolvente es agua, este proceso se llama hidratación.

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RC: Pág. 493

Calores de solubilización:

Las primeras dos etapas de la solubilización requieren de energía para romper las fuerzas intermoleculares; como consecuencia son endotérmicas. La tercera etapa puede ser exotérmica o endotérmica. El calor de disolución ∆ H disolución está dado por: ∆ H disolución = ∆ H 1 + ∆ H 2 + ∆ H 3 Si la atracción soluto-solvente es mayor que las otras dos interacciones, el proceso será favorable o exotérmico ( ∆ H disolución < 0 ), y si es más débil que ellas, el proceso será endotérmico ( ∆ H disolución > 0 ). Algunos procesos resultan favorables, no por ser exotérmicos, sino por la tendencia natural de la materia hacia el desorden, lo que favorece la disolución. RC: Pág. 493

Solubilidad y temperatura:

La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en un solvente a una temperatura determinada. Podemos predecir en base a esto que la temperatura afecta la solubilidad de una sustancia. En general, el efecto de la temperatura sobre la solubilidad debe determinarse en forma experimental.

Solubilidad en Sólidos: En la mayoría de los casos, la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura.

RC: Pág. 499

Solubilidad en Gases: La solubilidad de los gases en agua por lo general disminuye al aumentar la temperatura.

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Efecto de la presión: Ley de Henry:

RC: Pág. 500

La presión externa afecta enormemente la solubilidad de los gases. Dicha relación está determinada por la Ley de Henry que establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución:

c ∝ P ⇒ c = k .P donde c es la concentración molar (en mol L ) del gas disuelto, P es la presión (en atm ) del gas sobre la dilución y, para un gas determinado, k es una constante que sólo depende de la temperatura (sus unidades son mol L .atm ). Si hay varios gases presentes, P es la presión parcial. Hay excepciones, por ejemplo si el gas disuelto reacciona con el agua, donde la Ley de Henry no puede aplicarse para determinar un resultado exacto. Cada gas tiene un valor distinto de k a una determinada temperatura.

Propiedades coligativas de las soluciones:

RC: Pág. 501

Las propiedades coligativas son propiedades que dependen sólo del número de partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas de soluto. RC: Pág. 503

PC de las soluciones ideales:

Es importante entender que al hablar de soluciones ideales ( soluciones diluidas de no electrolitos no volátiles), se las está entendiendo como relativamente diluidas, es decir soluciones cuyas concentraciones son menores o iguales que una concentración 0,2 M . Una característica de las soluciones ideales es que el calor de disolución es cero ( ∆ H disolución = 0 ).

Variación de la presión de vapor:

RC: Pág. 503

La presión de vapor de una solución ideal siempre será menor que la del solvente puro, por lo tanto, la relación entre ambas depende de la cantidad de soluto, y es la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de un disolvente en una disolución ( P 1 ) está dada por la presión de vapor del solvente puro ( P1o ) multiplicada por la fracción molar del solvente en la disolución ( X 1 ):

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P1 = X 1 .P1o Más adelante veremos otras expresiones matemáticas para la ley de Raoult. Además, si la solución es ideal, la suma de las presiones de vapor del soluto y del solvente es la presión total o de la solución: o o PTOTAL = X soluto .Psoluto + X solvente .Psolvente

RC: Pág. 504

Variación del punto de ebullición:

La variación del punto de ebullición o aumento ebulloscópico, se debe a la variación de la presión de vapor, ya que dicho punto se produce cuando la presión de vapor iguala a la presión atmosférico externa. Entonces, al disminuir la presión de vapor en una solución, aumentará su temperatura de ebullición. Dicha relación se muestra como: o

∆T e = T e − T e

donde T e es la temperatura de ebullición de la solución y T eo es la del solvente. El valor de ∆T e es proporcional a la concentración (molalidad) de la solución, es decir: ∆T e ∝

m ⇒ ∆T e

=

K e .m

donde m es la molalidad (pero expresada en unidades de molaridad, ya que la temperatura no se mantiene constante y no conviene usar molaridad) y K e es la constante molar ebulloscópica (en º C.L mol ). La explicación cualitativa del hecho se debe a los desordenes moleculares.

Variación del punto de congelación:

RC: Pág. 508

La variación del punto de congelación o descenso crioscópico es: o

∆T f = T f − T f

donde T f es la temperatura de congelación de la solución y T f o es la del solvente. El valor de ∆T f es proporcional a la concentración (molalidad) de la solución, es decir: ∆T f ∝ m ⇒ ∆T f = K f .m donde m es la molalidad (pero expresada en unidades de molaridad, ya que la temperatura no se mantiene constante y no conviene usar molaridad) y K f es la constante molar crioscópica (en º C.L mol ). La explicación cualitativa del hecho se debe a los desordenes moleculares. RC: Pág. 509

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Presión osmótica: Ósmosis: paso selectivo de moléculas del solvente a través de una membrana porosa (membrana semipermeable, que permite el paso de moléculas de solvente, pero no de soluto) desde una solución diluida hacia una de mayor concentración. La presión osmótica π es la presión que se requiere para detener la ósmosis. Está dada por: = M . R.T

donde M es la molaridad de la solución, R la constante de los gases y T la temperatura absoluta. Debido a que el proceso se realiza a temperatura constante, la concentración se expresa en unidades de molaridad y no de molalidad. RC: Pág. 511

Ley de Raoult: expresiones matemáticas:

En una solución que contenga un solo soluto X 1 = 1 − X 2 , donde X 2 es la fracción molar del soluto. Por lo tanto, la ley de Raoult también se puede expresar como: ∆P =

P1o

o

− P1 = X 2 .P1

Se observa que la disminución en la presión de vapor concentración del soluto (medida en fracción molar).

∆P

es directamente proporcional a la

Soluciones no ideales (electrolitos):

RC: Pág. 504

La razón de la diferenciación entre ideales y no ideales (en base a si son o no electrolitos) es porque los electrolitos en solución se disocian en iones, por lo tanto se separan en dos o más partículas, afectando las propiedades coligativas de la solución (recordar que éstas dependen del número de partículas de soluto) RC: Pág. 515

Factor i de Van’t Hoff:

Para solucionar el problema de las cantidades de partículas, existe el factor i de Van’t Hoff , que está dado por:

i=

(número real de partículas en la solución después de la disociación ) (número de unidades fórmula disueltas inicialmente en la solución )

Así, i debe ser uno para todos los no electrolitos. Las ecuaciones de las propiedades coligativas de las soluciones quedan modificadas de la siguiente manera:

i.K e .m ∆T f = i.K f .m π = i M . . R.T ∆T e =

RC: Pág. 515

Coloides:

Un coloide es una dispersión de partículas de una sustancia (la fase dispersa) entre un medio dispersor, formado por otra sustancia. Las partículas coloidales son mucho más grandes que las moléculas de los solutos comunes. Una suspensión coloidal también carece de la homogeneidad de una solución común. La fase dispersa y el medio dispersor pueden estar en cualquiera de los tres estados. RC: Pág. 517

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UNIDAD VII: CINÉTICA QUÍMICA Velocidades de reacción y su medición: La velocidad de reacción es el cambio en la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo. Se mide en M s En una reacción química, se consumen los reactivos mientras se forman los productos. Entonces podemos seguir el proceso de una reacción al medir las variaciones de concentración de reactivos y productos. Así, para la reacción A → B , la velocidad se expresa como:

velocidad promedio = −

[A]

∆

∆t

=

[B]

∆

∆t

donde ∆[A ] y ∆[B] son los cambios en la concentración (molaridad) en un determinado periodo ∆t . El signo negativo del segundo miembro se debe a la disminución de la concentración de A. La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración: velocidad ∝ [A] ⇒ velocidad = k .[A] El factor k es conocido como constante de velocidad.

k =

velocidad [A]

Es importante hacer notar que k no se ve afectada por la concentración del elemento, porque al variar ésta, la velocidad varía proporcionalmente y k permanece constante, mientras no cambie la temperatura. Observar que ésta es una reacción sencilla. Generalizaremos más adelante. RC: Pág. 532

Leyes de la velocidad:

La ley de la velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de velocidad y la concentración de los reactivos, elevados a alguna potencia. Para la relación general aA + bB → cC + d D , la ley dice que:

velocidad = k .[A] x .[B] y donde x e y son números que se determinan experimentalmente, y que, en general, no son iguales a los coeficientes estequiométricos a y b . Serán determinados por la división de la reacción en ciertos pasos elementales, estudiados más adelante. Al sumar x e y se obtiene el orden de reacción global. Sí alguno de los dos exponentes es cero, indica que la velocidad de reacción es independiente de la concentración de ese elemento. El orden de reacción siempre se determina en función a la concentración de los reactivos (no de los productos). RC: Pág. 538

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Orden de reacción: reacciones de primero y segundo orden: Reacciones de primer orden: Una reacción de primer orden es aquella cuya velocidad depende de la concentración de los reactivos elevada a la primera potencia. La principal ecuación que la define es:

ln

[A] [A]0

= − k .t

donde [A ]0 es la concentración inicial de A ( t = 0 ), y [A ] es la concentración para el tiempo t . Las unidades de k para una reacción de primer orden son: [k ] = s

1

−

Si reordenamos la ecuación, ésta tendrá la forma de una recta:

ln[A] = −k .t + ln[A]0 La vida media es el tiempo requerido para que la concentración de uno de los reactivos disminuya a la mitad. Es independiente de la concentración inicial y su cálculo se realiza como:

t 1

= 2

1 . ln 2 k RC: Pág. 542

Reacciones de segundo orden:

Una reacción de segundo orden es aquella cuya velocidad depende de la concentración de uno de los reactivos, elevada a la segunda potencia, o de la concentración de dos reactivos diferentes, cada uno de ellos elevado a la primera potencia.

Primer caso: Un reactivo de 2º orden

A → producto velocidad = k .[A]2

[k ] = M 1 .s −

1 1 = [A ] [A]0 t 1

= 2

1

−

+

k .t

1 k .[A]0

Segundo caso: Dos reactivos de 1º orden cada uno

A + B → producto U.T.N. F.R.M.

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velocidad = k .[A].[B]

[k ] = M 1 .s −

1

−

Factores que modifican la velocidad de reacción:

RC: Pág. 548

1. Naturaleza de los reactivos: Las reacciones iónicas requieren una baja energía de activación, y por eso son rápidas; mientras que las reacciones que requieren roturas de enlaces covalentes necesitan una considerable energía de activación, y por lo tanto son lentas. 2. Influencia de la temperatura: La velocidad de reacción aumenta con la temperatura, debido a un aumento en los choques, sobre todo los eficaces. 3. Influencia de la luz: La luz aumenta la velocidad de cierto tipo de reacciones (reacciones fotoquímicas) 4. Estado de disolución de los reactivos: Las reacciones se producen con mayor rapidez cuanto mayor es el grado de división de los reactivos. 5. Influencia de los catalizadores: Algunas sustancias tienen la particularidad de influir sobre la velocidad de la reacción. Ver más adelante catálisis. 6. Influencia de la concentración: La velocidad de una reacción aumenta con la concentración de los reactivos.

Teoría de las colisiones en la cinética química:

Biasioli-Weitz: Pág. 216

Para que ocurra una reacción, las moléculas que chocan deben tener una energía cinética total mayor o igual que la energía de activación ( E a ), que es la mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción química. Cuando las moléculas chocan, forman un complejo activado que es una especie formada temporalmente por las moléculas de reactivo, como resultado de la colisión, antes de formar el producto. Si los productos son más estables que los reactivos, entonces la reacción será exotérmica. Por otra parte, si los productos son menos estables que los reactivos, entonces la reacción será endotérmica. El siguiente gráfico explica éste hecho:

RC: Pág. 551

La ecuación de Arrhenius:

La dependencia de la constante de velocidad de una reacción respecto de la temperatura se expresa por medio de la ecuación de Arrhenius:

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k = A.e

−

E a

R .T

donde E a es la energía de activación de la reacción (en kJ mol ), R es la constante de los gases ( 8,314 J mol.K ), T es la temperatura absoluta y A es el factor de frecuencia y representa la frecuencia de las colisiones. Si conocemos la constante a una temperatura dada, podemos averiguarla para cualquier otra, utilizando la ecuación: k E  T − T  ln 1 = a  1 2  k 2 R  T 1 .T 2  /* Estudiar demostración */

RC: Pág. 554

Mecanismos de reacción:

En muchos casos, una ecuación química global balanceada no indica mucho respecto de cómo se lleva a cabo la reacción. Las ecuaciones globales no representan los pasos elementales, una serie de reacciones sencillas que representan el avance de la reacción global a nivel molecular . El término que se utiliza para la secuencia de pasos elementales que conducen a la formación del producto es el mecanismo de reacción. La ecuación química global sólo especifica el origen y el destino. En los mecanismos de reacción aparecen sustancias llamadas intermediarios, que son formadas cuando dos moléculas chocan, y que luego dan lugar a los productos de la reacción. La molecularidad de una reacción es la cantidad de moléculas que intervienen en un paso elemental.

Las leyes de la velocidad y los pasos elementales:

RC: Pág. 558 y 562

Cuando se estudia una reacción que tiene más de un paso elemental, la ley de velocidad para el proceso global está dada por el paso determinante de la velocidad, que es el paso más lento de la secuencia de pasos que conducen a la formación del producto. RC: Pág. 559

Catálisis:

Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin consumirse. El catalizador puede reaccionar para formar un intermediario, pero se regenera en un paso subsecuente de la reacción. En muchos casos, un catalizador aumenta la velocidad disminuyendo la energía de activación de una reacción (ver dependencia en la ecuación de Arrhenius). Ahora, la constante de velocidad tendrá una variación y se llamará constante de velocidad catalítica ( k c ). RC: Pág. 563

Catálisis heterogénea:

En la catálisis heterogénea, los reactivos y el catalizador están en fases distintas. RC: Pág. 565

Catálisis homogénea:

En la catálisis homogénea, los reactivos y el catalizador están dispersos en una sola fase, generalmente líquida.

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RC: Pág. 568

Catálisis enzimática:

Las enzimas son catalizadores biológicos. La catálisis enzimática es homogénea, porque las enzimas y los sustratos (reactivos) están presentes en disolución acuosa. RC: Pág. 570

UNIDAD VIII: EQUILIBRIO QUÍMICO El concepto de equilibrio químico: El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico, ya que no se alcanza con una situación estática. En cambio, el equilibrio físico se basa netamente en procesos físicos, como cambios de estado, etc. RC: Pág. 583

La ley de acción de las masas:

Para una reacción general aA + bB = cC + d D , a una temperatura dada, la ley de acción de las masas establece que:

[C]c [D]d K = [A]a [B]b donde K es la constante de equilibrio, que depende de la temperatura. La magnitud de K indica la dirección para la cual la reacción es favorable: K >> 1 ⇒ Favorable a los productos K << 1 ⇒ Favorable a los reactivos

K > 10

K < 0,1

En general, la constante de equilibrio ayuda a predecir la dirección en la que procederá una reacción para lograr el equilibrio y también permite calcular las concentraciones de reactivos y de productos una vez alcanzado el equilibrio.

Equilibrios homogéneos y heterogéneos:

RC: Pág. 585

El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todos los reactivos están en la misma fase. Un equilibrio heterogéneo se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases. En estos casos, las concentraciones de los elementos sólidos y líquidos no varían con la cantidad de materia, entonces la constante de equilibrio no dependerá de éstos. “En un equilibrio heterogéneo, la constante de equilibrio no depende de los elementos presentes en estado sólido puro o líquido puro, sólo depende de los elementos gaseosos” “En equilibrio homogéneo, las concentraciones de los solventes no aparecen en la expresión de cálculo de la constante” Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

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RC: Pág. 586 y 590

K p

y K c :

Cuando en la reacción intervienen presiones parciales como datos de concentración, la constante se expresa como:

K p

=

PC c .PD d PA a .PB b

Cuando en la reacción, los datos son concentraciones molares (molaridad), la constante se expresa como:

[C]c [D]d K c = [A]a [B]b La relación entre ellas es:

K p

=

K c .( R.T )

∆n

donde ∆n es la diferencia entre los moles de productos gaseosos y los moles de reactivos gaseosos.

Relación entre cinética química y equilibrio químico:

RC: Pág. 596

La constante de equilibrio es igual al cociente entre las constantes de velocidad directa e inversa:

K c

=

k directa k inversa RC: Pág. 596

Información que proporciona la constante de equilibrio: predicción de la dirección de una reacción:

Para las reacciones que no han logrado el equilibrio, al sustituir las concentraciones iniciales en la expresión de la constante de equilibrio se obtiene un cociente de reacción ( Qc ). Para determinar en qué dirección procederá la reacción neta para llegar al equilibrio, se comparan los valores de Qc y K c :

Qc Qc Qc

K c = K c < K c >

De derecha a izquierda (los productos se consumen y se forman los reactivos) El sistema está en equilibrio De izquierda a derecha (los reactivos se consumen y se forman los productos)

Cálculo de las concentraciones de equilibrio:

RC: Pág. 598

Para calcular las concentraciones en el equilibrio, se procede de la siguiente manera: 1. Expresar las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iniciales y una sola variable x que representa el cambio de concentración. 2. Escribir la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones en el equilibrio. Si se conoce el valor de la constante de equilibrio, despejar y obtener el valor de x .

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3. Una vez conocida x , calcular el valor de las concentraciones de equilibrio de todas las especies.

Factores que afectan al equilibrio químico: El principio de Le Châtelier y el equilibrio químico:

RC: Pág. 600

El principio de Le Châtelier, establece que si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión, alcanzando una nueva posición de equilibrio. El término tensión significa un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema.

Cambios en las concentraciones:

RC: Pág. 603

Al cambiar las concentraciones de los reactivos o de los productos, se pierde el equilibrio, entonces tenemos un cociente de reacción distinto de la constante, lo que nos ayuda a predecir hacia qué lado se mueve la reacción para restablecer el equilibrio.

Cambios en el volumen y la presión:

RC: Pág. 604

Los cambios de presión normalmente no afectan a los elementos líquidos y sólidos, pero sí a los gases. En general, un aumento en la presión (disminución de volumen) favorece la reacción neta que reduce el número total de moles de gases, y una disminución en la presión (aumento de volumen) favorece la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases. Para las reacciones en las que no cambia el número de moles de gases, el cambio de presión no modifica la posición de equilibrio. Si cambiamos la presión a volumen constante (agregando un gas inerte), las presiones parciales de los gases ya contenidos no cambian, por lo tanto la posición de equilibrio tampoco.

Cambios en la temperatura:

RC: Pág. 605

Los cambios en la concentración, volumen o presión pueden modificar la posición de equilibrio, pero no modifican la constante de equilibrio, la cual sólo se altera con los cambios de temperatura. Un aumento de temperatura favorece una reacción endotérmica, por lo que el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción que contenga procesos endotérmicos. Por el contrario, una disminución de la temperatura favorece una reacción exotérmica, y por lo tanto el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción que contenga procesos exotérmicos. Ambas afirmaciones suponen un cambio en el valor de la constante de equilibrio. RC: Pág. 607

El efecto de un catalizador:

La presencia de un catalizador no modifica la constante de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio. Si un catalizador se añade a una mezcla de reacción que no está en equilibrio, sólo provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. RC: Pág. 608

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UNIDAD IX: EQUILIBRIOS EN SOLUCIÓN Ácidos y bases: Ácidos y bases de Arrhenius: Según Arrhenius: “Ácido es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de ceder protones ( H + ); Base o Hidróxido es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de ceder aniones oxhidrilos ( OH − )” Biasioli-Weitz: Pág. 230

Ácidos y bases de Brönsted-Lowry:

Según Brönsted y Lowry: “Ácido de Brönsted es toda sustancia capaz de ceder protones y Base de Brönsted es toda sustancia capaz de recibir protones” En ésta teoría, el agua desempeña un papel activo. Para un ácido, se define a su base conjugada como la especie que resulta cuando el ácido pierde un protón. Para una base, se define a su ácido conjugado como la especie que resulta de la adición de un protón a dicha base. RC: Pág. 622

Ácidos y bases de Lewis:

Según Lewis: “Una base de Lewis es una sustancia que puede donar un par de electrones y un Ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones” Este concepto es más general, ya que incluye sustancias que no son capaces de ceder o aceptar protones y sin embargo se comportan como ácidos o bases. RC: Pág. 656

Propiedades ácido-base del agua: autoprotólisis:

Durante mucho tiempo se creyó que los H + podían existir en estado libre, pero en la actualidad se supone que ésta partícula se combina con el agua formando un ión complejo llamado hidronio.

H

+

+

H 2O = H 3O

+

Debido a esto, el agua tiene un comportamiento dual (se comporta como ácido o base, dependiendo de la reacción) El agua pura se auto ioniza de la siguiente manera:

H 2 O + H 2 O → H 3O +

+

+ OH

−

+

→

Agua

Agua

Hidronio

Oxidrilo

Entonces se cumple que:

[H ][. OH ] ⇒ K .[H O] = [H ][. OH ] K c = 2 c +

−

+

−

[H 2 O]

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Llamaremos constante del producto iónico ( K w ) a:

K w

=

[H ][. OH ] +

−

y su valor, a 25º C es de:

K w

=

H . OH +

−

= 10

−14

porque [H + ] = 10 −7 y [OH − ] = 10 −7 RC: Pág. 623 y Biasioli-Weitz: Pág. 231

El pH, una forma de medir la acidez:

Sabiendo que una sustancia ácida tiene [H + ] > [OH − ], entonces su concentración de protones será: [H + ] =

K w de donde podemos decir que [H [OH ]

+

−

] > 10 7 . −

Si realizamos el mismo procedimiento para una base, veremos que [H + ] < 10 −7 ; y para una sustancia neutra [H + ] = 10 −7 . En la práctica, por simplicidad se expresa la acidez o alcalinidad de una sustancia por medio del pH (potencial hidrógeno), que se define como:

pH = − log[H

+

]

También podemos definir el pOH (potencial oxidrilo), como:

pOH = − log[OH Entonces concluimos que: Medio Ácido

−

]

Medio Neutro

Medio Básico

pH = 7 pOH = 7

7 < pH < 14 0 < pOH < 7

0 < pH < 7 7 < pOH < 14

Deduciendo de la expresión de la constante del producto iónico, tomando logaritmo a ambos miembros podemos decir que:

pH + pOH = 14 Para calcular el pH de algunas sustancias polipróticas (sustancias en las que los protones disociados son más de uno), debemos recordar que la concentración de protones es igual a la molaridad de la solución, pero multiplicada por el número de protones disociados. RC: Pág. 625 y Biasioli-Weitz: Pág. 233

Fuerza de los ácidos y las bases:

Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente en el agua. La mayoría de los ácidos son ácidos débiles, los cuales sólo ionizan en forma limitada en el agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones hidronio y la base conjugada.

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Al igual que los ácidos fuertes, las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Las bases débiles son electrolitos débiles y en agua se ionizan en forma limitada.

Propiedades: Si un ácido es fuerte, la fuerza de su base conjugada no puede medirse.  El ión hidronio es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Cualquier  ácido más fuerte que él reacciona con agua para formar iones hidronio, por lo que no pueden existir dichos ácidos en disoluciones acuosas. En cambio, cualquier ácido más débil reacciona parcialmente con agua, forma algunos hidronios y queda parte del ácido diluido en el agua. El ión oxidrilo es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Cualquier  base más fuerte que él reacciona con agua para formar iones oxidrilo, por lo que no pueden existir dichas bases en disoluciones acuosas. En cambio, cualquier base más débil reacciona parcialmente con agua, forma algunos oxidrilos y queda parte de la base diluida en el agua. RC: Pág. 627

Ácidos débiles y su constante de ionización ácida (Equilibrio Iónico): Dado un ácido monoprótico débil HA , existe una expresión para su equilibrio:

[H ][A ] = +

K a

−

[HA]

donde K a es la constante de ionización ácida, que corresponde a la constante de equilibrio para la ionización de un ácido. La magnitud de ésta constante nos dice cuán fuerte es un ácido, pues a menor concentración del ácido sin ionizar, mayor es la constante y más fuerte es el ácido. Es importante ver que sólo los ácidos débiles tienen constante asociada con ellos. RC: Pág. 631

Grado de ionización:

El grado de ionización es el cociente entre el número de moles ionizados y el número de moles disueltos. α =

ni n

Electrolito Fuerte α cercano a 1

AB  A

−

+B

Electrolito Débil cercano a 0

XY  X

+

−

+Y

+

Si tenemos una reacción de disociación, de la cual podemos obtener el factor i de Van’t Hoff, entonces, el grado de disociación será: α =

i −1 x + y − 1

donde x e y son los coeficientes estequiométricos de cada ión disociado en la fórmula. Milone: Pág. 444 e Internet

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Porcentaje de ionización: Otra forma de medir la fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización, que se define como:

porc. ionizacion =

conc. del ácido ionizado en el equilibrio .100% conc. inicial del ácido

Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de ionización. Cuanto más diluido esté el ácido inicialmente, más porcentaje de ionización tendrá. Para un ácido monoprótico HA , será:

[H ] .100% +

porc. ionizac. =

[HA]0

RC: Pág. 637

Bases débiles y su constante de ionización básica:

La constante de ionización básica ( K b ) es la constante de equilibrio para la reacción de ionización. Se defina análogamente con la constante de ionización ácida.

Relación entre la constante de acidez de los ácidos y sus bases conjugadas: K a .K b

=

RC: Pág. 638

K w RC: Pág. 640

Ácidos dipróticos y polipróticos:

Los cálculos para ácidos dipróticos y polipróticos son más complicados, pues se disocian en varias etapas, para las cuales se deben calcular las constantes o concentraciones de a una por vez.

Estructura molecular y fuerza de los ácidos:

RC: Pág. 641

La fuerza de los ácidos depende de algunos factores, como las propiedades del disolvente, la temperatura y, por supuesto, la estructura molecular del ácido. Cuando se compara la fuerza entre dos ácidos, se pueden eliminar algunas variables considerando sus propiedades en el mismo disolvente y a la misma temperatura y concentración. Entonces, la atención se enfoca en la estructura de los ácidos. Hay dos factores que determinan el grado de ionización del ácido. Uno es la fuerza del enlace: cuanto más fuerte es el enlace, es más difícil que la molécula se rompa y, por tanto, el ácido será más débil. El otro factor es la polaridad del enlace. Si el enlace es muy polar ( ∆E N grande), la molécula tenderá a romperse para formar iones. Por tanto una gran polaridad es característica de un ácido fuerte.

Propiedades ácido-base de las sales: Hidrólisis:

RC: Pág. 645

Las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo para formar iones en agua. El término hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o de ambos, con el agua. U.T.N. F.R.M.

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RC: Pág. 648

Sales que producen soluciones neutras:

En general se cumple el hecho de que las sales que contienen un ión de un metal alcalino o de un metal alcalinotérreo la base conjugada de un ácido fuerte prácticamente no se hidrolizan y sus soluciones son consideradas neutras. RC: Pág. 648

Sales que producen soluciones básicas:

La disolución de una sal derivada de una base fuerte y un ácido débil, es básica. RC: Pág. 648

Sales que producen soluciones ácidas:

Cuando se disuelve en agua una sal derivada de un ácido fuerte y una base débil, la disolución resulta ácida.

Sales en las que hidroliza tanto el catión como el anión:

RC: Pág. 650

En las sales derivadas de un ácido débil y una base débil, se hidrolizan tanto el catión como el anión. Sin embargo una solución que contenga una sal de ese tipo puede ser ácida, básica o neutra: K b > K a : Si la constante de ionización básica del anión es mayor que la  constante de ionización ácida del catión, la solución será básica. K b < K a : Si la constante de ionización básica del anión es menor que la  constante de ionización ácida del catión, la solución será ácida. K b ≈ K a : Si la constante de ionización básica del anión es igual que la  constante de ionización ácida del catión, la solución será prácticamente neutra. RC: Pág. 652

Soluciones amortiguadoras:

Una solución amortiguadora es una solución de 1) un ácido débil o una base débil y 2) su sal; esto es, ambos componentes deben estar presentes. La solución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o de base. Para esto, la solución debe componerse de un ácido y una base en concentraciones relativamente altas, pero que no se neutralicen entre sí.

Titulaciones ácido-base: el punto de equivalencia:

RC: Pág. 673

La titulación ácido-base es un procedimiento por el cual una solución de concentración exactamente conocida, denominada solución patrón, se agrega en forma gradual a otra solución de concentración desconocida hasta que la reacción de neutralización entre las dos soluciones se complete. Éste punto, denominado punto de equivalencia, es el punto en el cual el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente a la base. El punto de equivalencia se detecta mediante el cambio brusco de color de un indicador. RC: Pág. 167

Indicadores:

Los indicadores son sustancias que tienen colores muy distintos en medios ácidos y básicos. RC: Pág. 167

Producto de solubilidad:

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En general, el producto de solubilidad (constante del producto de solubilidad K ps ) de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. El valor de dicha constante nos dice directamente cuán soluble es un compuesto: a mayor valor de la constante, más soluble es el compuesto.

Efecto de ión común y solubilidad:

RC: Pág. 689

El efecto del ión común es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ión común con la sustancia disuelta. Dicho desplazamiento ocurre obedeciendo el principio de Le Châtelier, ya que el equilibrio del sistema se adapta al cambio de concentración de éste ión, desplazando el equilibrio hacia el lado opuesto de la reacción. Otro efecto del ión común es la disminución de la solubilidad del compuesto. RC: Pág. 670 y 697

UNIDAD X: ELECTROQUÍMICA Reacciones Redox: Balanceo de las ecuaciones redox: El método del ión-electrón se utiliza para balancear ecuaciones redox. Consiste en dividir la reacción global en dos semirreacciones: la de oxidación y la de reducción. Las ecuaciones de éstas dos semirreacciones se balancean por separado y luego se suman para obtener la ecuación global balanceada. Para ello hacemos: RC: Pág. 780

Celdas electroquímicas:

Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea. La celda galvánica o voltaica

U.T.N. F.R.M.

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Química General


Juan Pablo Martí

Reacción neta:

Zn (s ) + Cu 2

Zn 2

Cu (s ) El puente salino (tubo en U invertido) contiene una solución de KCl que proporciona un medio +

( ac ) →

+

(ac ) +

conductor eléctrico entre las dos soluciones. Los orificios del tubo se taponan con bolas de algodón para evitar que la solución de conductora fluya hacia los recipientes, al tiempo que se permite el paso de aniones y cationes. Los electrones fluyen por afuera desde el electrodo de cinc (ánodo) hacia el electrodo de cobre (cátodo) En una celda electroquímica, por definición, el ánodo es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación, y el cátodo es el electrodo donde se efectúa la reducción. Si las soluciones estuviesen separadas habría reacciones pero no se obtendría trabajo eléctrico útil.

El cambio en los coeficientes estequiométricos de la reacción no afectan los potenciales de las celdas, debido a que estos últimos son propiedades intensivas. En una celda electroquímica, la energía química se transforma en energía eléctrica que, en este caso, es el producto de la fem de la celda por la carga eléctrica total que pasa a través de la celda. La carga total está determinada por el número de moles de electrones que pasan a través del circuito. Por definición:

carga total = n.F donde F es la constante de Faraday, que es la carga eléctrica contenida en un mol de electrones, y cuyo valor es:

U.T.N. F.R.M.

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Resumen Química General

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