Resumen Quimica Gral

 UNIDAD I: “iste as ate iales o Sistema material una porción del universo que se aísla con limites reales o imaginarios para el estudio de sus propiedades, estos se clasifican según sus propiedades intensivas. o Propiedades intensivas  características propias del sistema que no varían según la cantidad de masa del sistema que evalúe. Densidad, punto de fusión, punto de ebullición o Propiedades extensivas  características propias del sistema que varían según la cantidad de masa del sistema que evalúe. masa, volumen o Clasificación de los sistemas  o Sistema homogéneosistema cuyas propiedades intensivas son constantes en todos los puntos analizados en el sistema. Solución  formados por dos o más componentes fraccionables, en donde el componente que se encuentra en mayor proporción se llama solvente y el que se encuentra en menor, soluto. Cualquier sal disuelta en agua sin precipitar Sustanciaformado por un solo componente no fraccionable. 1. Simplesustancia que a someterla a métodos de descomposición térmicos o eléctricos no se pueden aislar distintas porciones con al menos una propiedad intensiva diferente. cloro 2. Compuestauna sustancia que puede sintetizarse partir de otras. Cloruro de sodio o Sistema heterogéneosistema donde se ha determinado que al menos una de las propiedades intensivas evaluadas varia en al menos un punto del sistema. Arena y piedras  Coloideleche, sangre humana  Sistema heterogéneo que mirado a simple vista y con microscopio parece  homogéneo, pero con ultra microscopio se puede ver que es heterogéneo Una dispersión de partículas de una sustancia (fase dispersa) en un medio dispersor, formado por otra sustancia. 1 o Métodos separativos o mecánicosnos permite aislar las distintas partes de un sistema donde las propiedades intensivas no varían. De un sistema heterogéneo se obtienen sistemas homogéneos.  Disolución mezcla de sólidos, uno soluble y el otro no.  Sedimentación liquido y solido liviano. Se lo deja fluir y el solido se deposita en el fondo.  Decantación 2 fases liquidas no miscibles. O una fase liquida y la ora solida. Se lo deja reposar.  Filtración líquido y solido. Se hace pasar la mezcla por una superficie porosa donde solo pueden atravesarlo las partículas de menor tamaño.  Lavado 2 sólidos. Elimino impurezas.  Separación magnética 2 sólidos, uno solo con props. magnéticas. o Métodos de fraccionamiento  se utiliza en sistemas homogéneos para separar las distintas sustancias que componen una solución.  Destilación solido no volátil + liquido. 2 liquidos con distinto pto. De ebullición.  Cristalización solido disuelto en un solución. Se separa del liquido formando cristales. o Métodos de descomposición métodos que buscan disgregar una sustancia compuesta en las simples que la componen. o Elemento  lo que tienen en común las sustancias simples o compuestas que por descomposición dan la misma sustancia simple. electrolisis o Fase región del sistema a estudiar donde las propiedades intensivas son constantes en todos los puntos. Una sección homogénea dentro de un sistema heterogéneo. o Interfase superficie de contacto entre dos fases. separación entre dos fases, puede ser continua o discontinua. o Composición centesimal muestra cuánto hay de cierto componente en 100 partes del sistema. Se habla de masa, entonces la composición centesimal muestra cuantos gramos de cierta sustancia hay en 100 gramos de solución. Es un porcentaje, una propiedad intensiva. o Leyes ponderables de la química  Ley de Lavoiser conservación de la masa  La masa de un sistema aislado permanece constante cualquiera sea la transformación química o física que ocurra en el. ∑ =∑ � Ley de Proust  proporciones definidas 2  Cuando dos o mas elementos de combinan para formar una sustancia compuesta lo hacen según relaciones de masa constantes. Una sustancia tendrá siempre la misma composición y propiedades. X gramos de A + y gramos de B Z gramos de A + w gramos de B Ley de Dalton proporciones múltiples Las cantidades de un mismo elemento que se unen en cantidad fija a otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto, están en relación de números enteros y pequeños. 1,4 gramos de nitrógeno + 1,6 gramos de oxinego  1,4 gramos de nitrógeno + 3,2 gramos de oxigeno  Masa de oxigeno1/masa oxigeno2=2  Ley de Ritcher proporciones equivalentes Dados tres elementos que forman tres sustancias distintas. La relación entre las masas de dos de ellas que se combinan con un tercero es igual a la relación en que se combinan entre si multiplicada por un numero entre y generalmente pequeño. o Ley de Gay-Lussac combinaciones en volumen. A presión y temperatura constantes, las sustancias gaseosas presentan en sus reacciones químicas reacciones simples de volúmenes de combinación tanto entre los reactivos como en los productos formados. o Teoría atómica de Dalton 1. la materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles llamadas átomos. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propia masa y cualidades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes. 3. Los átomos sólo se redistribuyen en las reacciones químicas, no se crean ni se destruyen. lavoiser 3 4. Los compuestos químicos están formados por la unión de diferentes elementos que se combinan entre sí en una relación de números enteros sencillos. dalton 5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Proust 6. Volúmenes iguales de gases, en iguales condiciones de presión y temperatura tienen igual número de átomos. o Hipótesis de Avogadro la materia está formada por partículas constituidas por uno o más átomos denominadas moléculas.  el volumen de cualquier gas debe de ser proporcional al número de moléculas presentes (interpretación de Gay Lussac)  cuando dos gases reaccionan entre sí, los volúmenes que reaccionan de cada uno de los gases tienen una relación sencilla entre sí. Si el producto es un gas, su volumen se relaciona con el volumen de los reactivos mediante una relación sencilla comprobada por Gay Lussac. o Teoría atómico-molecular de Avogadro le agrega a los postulados de Dalton el concepto de molécula diciendo que los átomos de iguales o distintos elementos se combinan para formar moléculas, y que los gases simples poseen moléculas biatómicas y mismo volumen de gases tiene la misma cantidad de moléculas. Un mol de cualquier sustancia en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen. o o Atomicidad es el número de átomos que forma una molécula. Masa atómica relativa  numero que indica cuantas veces mayor es la masa del átomo de un elemento dado con respecto de una unidad de referencia arbitraria tomada como unidad, la doceava parte del carbono 12. o Masa molecular relativa numero que indica cuantas veces mayor es una molécula en relación a la misma unidad, se obtiene calculando la suma de masas atómicas relativas de los átomos que la componen. o Mol es el numero que expresado en gramos coincide con la masa atómica relativa o la masa molecular relativa o o Numero de Avogadro cantidad de partículas que hay en un mol. 6,02 . Masa del átomo es considerada como la masa total de protones y neutrones que componen un átomo. o Formula mínima o empírica son formulas que solo indican el numero relativo de átomos de cada tipo en una molécula. Los subíndices de una formula empírica siempre son las proporciones enteras más pequeñas. o Formula molecular son las formulas que indican los números y tipos de átomos que forman una molécula. 4 o Numero de valencia capacidad numérica de combinación de los átomos de un elemento respecto del elemento H, al que se eligió como unidad de capacidad numérica de combinación. Puede ser tanto negativo como positivo. o Reglas de valencia 1. Toda molécula es neutra, por lo tanto, la sumatoria de las valencias de sus elementos es igual a cero. 2. Todo elemento libre tiene valencia cero, no esta combinado con nada. 3. La valencia de un ion simple y compuesto coincide con la carga del ion. 4. La valencia del hidrogeno es -1 cuando actúa con metales y +1 con no metales. 5. El oxigeno por lo general tiene valencia -2. Excepto cuando forma peróxidos y al combinarse con flúor, donde la valencia es +2. 6. Los elementos de los grupos 1,2 y 3 de la tabla periódica tienden a coincidir la valencia con el número de grupo. A partir del grupo 4 su máxima valencia coincide con el número de grupo. En el grupo 5 la valencia son 3 y 5, en el grupo 6 las valencias son 2,4 y 6; y en el grupo 7 las valencias son 1,3,5 y 7. o Nomenclatura inorgánica es la asignación de nombres a las sustancias inorgánicas. Conjunto sistemático de reglas. o Compuestos binarios (formados por 2 elementos) 1. Oxidos: son compuestos que contienen oxigeno y otro elemento. o o 2. Hidruros: son compuestos formados por H y un metal. 3. Hidrácidos: son compuestos formados por H y un no metal (grupo 7 es lo mas común. Compuestos ternarios (formados por tres elementos) 1. Hidróxidos: contienen un metal y OH-. 2. Oxoácidos: contienen un nometal y O y H. 3. Sales: se obtiene reemplazando el hidrogeno de los oxoacidos por un mental. Oso ito// icoato. 1 valencia 2 valencias 3 valencias 4 valencias Hipo--------oso Hipo--------oso --------oso ------------oso -------------oso De ----------------ico ------------ico -------------ico Per--------ico Transformaciones 1. Físicas: son aquellas que no alteran la estructura interna del material. Solo cambian la forma. 2. Químicas: son aquellas donde se altera la estructura interna del material. o Reactivo todas aquellas sustancias iniciales que intervienen y desaparecen en una reacción química. 5 o Índice de reactivo es el cociente entre la cantidad real de reactivo y la cantidad estequiometrica (ideal) de una reacción. Relación cuantitativa. o Reactivo limitante es aquel reactivo cuyo índice de reactivo es el menor., este se consume totalmente en la reacción y pone un fin a esta. o Concentración 1. 2. 3. 4. 5. 6. o Purezacantidad de soluto que hay en la solución o mezcla que lo contiene. o o %m/m  gr de soluto en 100 gramos de solución. %m/v  gr de soluto en 100 ml de solución. %v/v  ml de soluto en 100 ml de solución. M (molaridad)  moles de soluto en un litro de solución. m(molalidad) moles de soluto en un kilo de solvente. X(fracción molar) moles de soluto sobre moles de solución. %Pur= � � *100 % Perdida diferencia entre la cantidad que se debería obtener idealmente y la que se obtuvo en la realidad. o o  � %Per= ∗ � % Rendimientoindica la capacidad de la reacción química a genera producto. El rendimiento es la cantidad obtenida, el de abajo es el porcentual. o %R= � � , ∗ % UNIDAD II: Co posi ió del áto o o Los filósofos griegos de la antigüedad creían que todo el mundo estaba formado por pequeñas partículas indestructibles e indivisibles a las que llamaron átomos. o Descubrimiento del electrónlos científicos en el siglo XIX comenzaron a estudiar las descargas eléctricas a través de tubos parcialmente evacuados (tubos al vacio, extrayendo el aire por bombeo) y permitiendo que el gas se encuentre a muy baja presión. Colocando en los extremos interiores del tubo dos placas metálicas aplicando una diferencia de voltaje muy alta entro estos se produce una radiación dentro del tubo. A esta radiación la llamaron rayos catódicos porque se origina en el electrodo negativo, cátodo. En este experimento se observaba un resplandor verdoso en el vidrio cerca a la zona de la placa conectada a la terminal positiva (ánodo). Al interponer objetos entre el ánodo y el cátodo aparecían sombras con las formas del objeto. Los experimentos revelaron que los campos magnéticos o eléctricos desviaban los rayos catódicos y ello sugería que los rayos tenían carga eléctrica. Thompson descubrió que los rayos no dependían del material de las placas metálicas, y que una tercera palca expuesta a estos rayos adquiere carga negativa, por lo que se concluyo que los rayos catódicos son corrientes de electrones (partículas de carga negativa). 6 o Descubrimiento del protón al perforar el cátodo aparecía una fluorescencia o brillo detrás de este. Esto llevo a postular la existencia de una radiación que viajaba en sentido contrario a los rayos catódicos. Se la llamo ratos canales y están formados por partículas de carga positiva, protones. Su carga es la misma que la del electrón, pero su masa es 1826 veces mayor. o Rayos x y ondas electromagnéticas los rayos x fueron descubiertos por Rontgen al interponer una placa de cartón cubierta de cristales platino-cianuro de bario a los rayos catódicos y observar una fluorescencia cuya trayectoria no era desviada por un imán. (no están cargadas las partículas que daban la fluorescenci a). Estos rayos atraviesan materiales como papel, madera y aluminio, pero no atraviesan el plomo y los huesos. Casi de forma simultánea, Becquerel observo que algunos compuestos de uranio causaban en forma espontanea efectos similares a los rayos x. estudios posteriores de los Curie demostraron lo mismo y mostraron que los rayos x estaban formados por 3 rayos:  rayos alfa : partículas positivas  rayos betha: partículas negativas  rayos gamma: energía neutra. chequear o Modelo atómico de Thomson  el átomo consiste en una esfera de 1 materia cargada positivamente en cuyo interior se encuentran incrustados electrones en suficiente cantidad como para que el átomo sea neutro en niveles energéticos bastante complejos. o Experiencia de Rutherford su objeto de estudio fue el comportamiento de la materia frente a los rayos alfa. Dispuso una delgada lamina de oro expuesta a la radiación y observo que los rayos mayormente atravesaban la lamina como si fuera porosa, unas pocas se desviaban y otras menos rebotaban.  Modelo atómico de Rutherford la totalidad de la carga positiva y la mayoría de la masa del átomo está concentrada en un pequeño volumen al que llamo núcleo. Este está rodeado por electrones que sin chocar con el giran alrededor suyo a distancias variables pero sin exceder un cierto radio máximo. Los electrones existen en número suficiente como para neutralizar la carga positiva radicada en el núcleo. o Modelo atómico de Bohrsegún el modelo de Rutherford los electrones deberían ser atraídos por la carga positiva. en experimentos surgidos en la espectroscopia cuando sistemas atómicos gaseosos son excitados térmicamente o eléctricamente, estos emiten energía en forma de radiación luminosa de colores característicos para cada elemento; fotografiada esta radiación da lugar a un conjunto de líneas llamadas espectro atómico y en estudios hechos por Planck según los cuales la energía irradiada por diferentes 7 elementos cuando son sometidos al calor de una llama se emite en forma discontinua a través de partículas discretas llamadas fotones. Esta energía corresponde a saltos de energía de los electrones entre un nivel excitado y un estado fundamental.  un átomo posee determinado número de orbitas estacionarias en las cuales los electrones no absorben ni emiten energía, aunque estén en movimiento.  El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrifuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas. � � = = � =  =√ Un electrón solo emite energía al pasar de una órbita a ot a. ∆E=hV o o  Siendo E=- ∗ ∆E=(-2,18 El momento angular del electrón es: o o � R= � ℎ � − � ℎ J) 4 o − = = , , … � ℎ � Modelo atómico Bohr-sommerfield las orbitas descritas por los electrones pueden ser circulares o elípticas, lo que supone muy pequeñas diferencias en los estados energéticos de los electrones. Cuando un electrón recorre una órbita su forma espacial esta de acuerdo a la relación = − siendo a el mayor radio y b el menor. La órbita elíptica puede tener diferentes orientaciones espaciales posibles, dado por m=2l+1. o Números cuánticos      N= numero cuántico principal. representa el nivel energético. L= numero cuántico acimutal, la forma de la órbita. 0 < l < n-1 M=numero cuántico magnético, representa la orientación de la órbita. M=2l+1. (tercer columna de la tabla, puede ser desde cero hasta el numero maximo). –l < m < l = indica la orientación de giro del electrón 8 Ejemplo de cálculo de orbitales:  o Para el electrón rodeado con azul determinamos los números cuánticos: o N corresponde al nivel de energía dado en este caso por el numero 3 o 0< L< N-1, de manera que en este nivel de energía L puede ser 0, 1 o 2, el 0 corresponde al S, el 1 al P y el 3 al D. en este caso es L=1 == p o M en este caso va de -1<M<1, representando cada línea azul, de modo que en este caso es M=1. o El Ms es arbitrario pero de modo que los dos electrones que estén en la misma rayita azul tengan uno distinto, a este le ponemos -1/2 Configuración electrónica o Forma espacial de los orbitales 9 o Principio de exclusión de Pauli sugiere que las partículas similares no pueden existir en un mismo estado energético, es decir no pueden tener la misma velocidad y posición, dentro de los límites fijados por el principio de incertidumbre. En base a esto postula:    los electrones ocupan los orbitales de menor energía posible de forma estable. En cada orbital hay un numero máximo de dos electrones. En un átomo no puede haber dos electrones con los 4 números cuánticos principales iguales. o Regla de Hund propone una regla empírica basada en la observación de que los electrones se encuentran en un estado más estable cuando se encuentran desapareados que cuando está apa eados, ue esta le e los electrones en orbitas de igual número cuántico acimutal no se aparean hasta que no haya, al menos, un electrón en cada uno de ellos . Esto implica que primero se llenan todos los orbitales y después se repiten lugares o Teoría atómica modernatiene dos principios  la imposibilidad de conocer con exactitud la energía y posición del electrón del átomo a la vez. La imposibilidad de conocer el momento lineal y la posición de una partícula se conoce como el principio de Heisenberg. 10  o Por tener cargas opuestas, el electrón está sometido a un campo electrostático esférico dentro del cual está obligado a moverse. Ecuación de Schroedinger comparando el movimiento con el comportamiento de las ondas el científico propuso una función de estado que posee la información necesaria para conocer la posición y la energía del electrón. El cuadrado de la función permite calcular la probabilidad de encontrar un electrón en algún lugar del espacio. o o o o o o Orbital atómicoregión con mayor probabilidad de encontrar el electrón Dirección orbitalica señala la dirección de donde encontrar el electrón. Numero másico  representa la masa de todas las partículas presentes en el núcleo, tanto protones como neutrones. Numero atómico  representa el numero de protones del átomo. Isotopos  átomos de un mismo elemento que difieren en la cantidad de neutrones. Masa atómica promedio  es el promedio ponderado de los distintos isotopos de un mismo elemento que se encuentran en el espacio.  UNIDAD III: P opiedades pe iódi as – E la es o Tabla periódica – ley periódica  a fines del siglo XVIII, Mendeleiev propuso agrupar los elementos de acuerdo a masas atómicas crecientes. Luego Moseley lo corrigió y determino que debía hacerse según el número ató i o ). La ley pe iódi a di e: las propiedades químicas y la mayoría de las propiedades físicas de los elementos son función periódica del numero atómico Z . grupos periodos o Periodos  (filas) están formados por los elementos que tienen el mismo número de orbital. Se numeran de arriba para debajo de uno en adelante. Son 7 en la actualidad. o Grupos (columnas) formados por los elementos que tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Van del 1 al 18. Existen dos grupos (A y B), si el electrón diferenciante se encuentra en el orbital s o p pertenece al grupo A, y si esta en el orbital d, pertenece al grupo B. o Regla de Slater permite calcular en forma aproximada la fuerza atractiva que el núcleo ejerce sobre un electrón teniendo en cuanta el efecto de atenuación que produce la 11 presencia de otros electrones en el mismo nivel energético (pero distinto numero cuántico acimutal) y en niveles inferiores. Este efecto se lo conoce como apantallamiento.  o = −� � � = � . Propiedades periódicas   Radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes del mismo elemento. Aumenta al descender de un grupo y para los elementos de los grupos s y p, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un periodo. Se debe a que al aumentar el periodo, aumenta el n, aumenta el tamaño del átomo y aumenta el radio. Por otro lado, al aumentar el grupo, aumenta la carga nuclear efectiva, los electrones son mas atraídos al núcleo, lo que implica menor radio. Aplicación: comparar distintos radios entre elementos   Radio iónico  los aniones suelen tener un radio mayor que los átomos de los que proceden porque está incorporando un electrón que genera mayores repulsiones interelectronicas. Los cationes suelen tener un radio menor que el átomo del cual proceden porque pierde un electrón que disminuye las repulsiones y al haber un excedente de carga positiva nuclear, el átomo se hace más compacto. Aplicaciones: comparar iones y el átomo neutro de un mismo elemento, series isoelectronicas (iones que tienen la misma configuración electrónica y que difieren en su tamaño por la cantidad de protones y la fuerza de atracción de ellos). Energía de ionización  es la energía mínima necesaria que hay que entregarle a un átomo de un dado elemento en fase gaseosa para eliminar de el un electrón de su nivel de valencia. Su unidad es eV o kJ/mol. Es siempre positiva. Al aumentar el grupo, disminuye el radio y aumenta la fuerza de atracción, por lo tanto es necesaria más energía. Al aumentar un periodo, aumenta el n, disminuye la energía del electrón y disminuye la energía de ionización.  Ecuación: + � −→ + + − 12  Afinidad electrónica  se define como la energía liberada cuando un átomo en fase gaseosa incorpora un electrón. Un elemento posee una elevada afinidad electrónica si el electrón adicional que se incorpora ocupa una capa en la que experimenta una elevada carga nuclear efectiva. Todas las energías son negativas.  + − −→ − + �  Electronegatividad  es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para atraer hacia si los electrones cuando forma parte de un compuesto. Cuando un átomo presenta una elevada energía de ionización (I) y una elevada afinidad electrónica ( ), tiene gran tendencia a adquirir electrones más que a perderlos. Su unidad es MJ/mol.   � = | |+| |) Aplicaciones: polaridad de enlaces. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad de dos átomos que formen un compuesto mas polar será su enlace. Potencial iónico  φ fi facilidad que presenta un ion en fase gaseosa para que su nube electrónica sea deformada por un campo eléctrico. Se calcula dividendo la carga del ion y su radio, y se la interpreta como densidad de carga del ion. Los iones pueden ser duros o blandos según si son deformables por un campo eléctrico o no, si tiene una alta densidad de carga positiva y un radio iónico pequeño será duro, 13 caso contrario será blando. Cuanto mayor es el potencial iónico, mayor es la fuerza electrostática que ejerce a otro ion, mayor es su punto de fusión y menos tendencia tiene a ceder el protón H+ en casa de tenerlo, menos acido.  ∅= � Aplicaciones: punto de fusión (cuanto más alto sea el potencial iónico mas difícil será separar las moléculas, mayor será el punto de fusión), acidez, dureza o Enlaces atómicos   Enlace iónico  un átomo muy electronegativo se une con un átomo muy electropositivo (este último le cede los electrones al electronegativo para que este logre su configuración electrónica estable según la teoría del octeto) dando lugar a especies cargadas (iones) que se mantienen unidas por fuerzas electrostáticas, los positivos son cationes y los negativos aniones. Estos compuestos son sólidos a temperatura ambiente, duros, tienen elevadas temperaturas de ebullición y se fusión, no conducen electricidad en estado sólidos, pero en solución o fundidos si lo hacen (la mayoría son solubles en agua). Metal + no metal  Enlace covalente  es la unión química generada por la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos. A temperatura ambiente pueden estar en cualquiera de los 3 estados, no son buenos conductores de electricidad y son poco solubles en agua donde tampoco conducen electricidad. no metal + no metal  Enlace metálico  se produce una deslocalización de los electrones de la capa de valencia, quedando cada uno con carga eléctrica positiva (cationes). Los electrones liberados se encuentran en movimiento (así conducen la corriente eléctrica) formando una nube de electrones que envuelve a cada uno de los cationes y los mantiene unidos por atracción electrostática. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio y el galio), poseen elevadas 14 temperaturas de fusión y ebullición, son buenos conductores de calor y electricidad, en general son duros y se oxidan con facilidad. o Teoría del octeto las uniones químicas son resultado de compartir, ceder o ganar electrones por parte de los átomos que al participar adquieren generalmente la configuración electrónica de un gas noble (grupo VIIIA). Sin embargo existen excepciones a esa teoría, cuando los átomos pertenecen a periodos 3 o inferiores, pueden obtener una configuración estable con más de 8 electrones en su capa de valencia (expansión del octeto), o que se estabilicen con menos de 8 electrones (contracción del octeto). 1. Expansión: 2. Contracción: o Estructura de Lewis  interpretación de la unión covalente mediante la representación de los electrones de valencia de los átomos participantes, empleando guiones por cada par de electrones.  Estrategias: 1. Sumar el número total de electrones de valencia disponibles en todos los átomos y dividir por dos. 2. Ubicar el elemento menos electronegativo como átomo central. 3. Distribuir los átomos alrededor del átomo central. 4. Poner enlaces simples. 5. Poner 8 electrones a los átomos que rodean el átomo central. 6. Finalmente, hacer que el átomo central tenga 8 electrones. o Polaridad de la unión química en las uniones de átomos diferentes, el par electrónico compartido estará más cerca del elemento más electronegativo que adquiere una densidad de carga negativa, mientras que el otro, una densidad positiva. Se forma un dipolo eléctrico y si unión se llama covalente polar, sucede en la molécula de agua. o Resonancia  se sabe que las uniones triples son más fuertes que las dobles, y estas que las simples. Cuando una sustancia puede representarse por más de una estructura aceptable, la molécula real es un hibrido de resonancia de todas esas estructuras posibles ya que una sola de ellas no puede explicar todas sus propiedades. La estructura predominante dependerá de la electronegatividad de los átomos que participan de la unión y del número de electrones que cada átomo gane o pierda, respecto de su estado original (carga formal). La carga formal se calcula:  = − − ⁄ 15   o es el número de electrones de valencia, y los pares compartidos. son los pares solos La estructura de menor energía predominara. Uniones intermoleculares   Unión por dipolo son fuerzas atractivas que se producen por la existencias de  asimetrías eléctricas en las moléculas (dipolo molecular). Como la formación de dipolos depende de la facilidad con que la nube electrónica se puede deformar, las moléculas formadas por átomos con más electrones presentan fuerzas dipolo – dipolo más intensas que aumentan con la masa molecular. Pueden ser de dos tipos:  Permanentes (unión de Van der Wals): la molécula se comporta como un dipolo, la región positiva se atrae con la negativa de una molécula próxima. también existen las fuerzas ion dipolo presente en disoluciones donde los iones sueltos son atraídos por las moléculas bipolares.  Transitorios (unión por fuerzas de London): en moléculas sin polaridad y también en las polares, el movimiento electrónico puede producir asimetrías de carga de muy corta duración. Unión puente de hidrogeno  se da en una molecular polar entre un átomo que posee un par de electrones libres con el cual atrae al átomo de hidrogeno unido a un átomo electronegativo (F,O y N) de moléculas próximas (principalmente en estados solido y liquido). Ninguna de estas fuerzas es mas fuerte que las uniones covalentes o iónicas. Dentro de ellas, las más fuertes son las de puente de Hidrogeno.  Predicción de la geometría molecular  llevada a cabo por Gillespie (1970), se basa en que un átomo central A, al hacer la estructura de Lewis queda rodeado por átomos unidos a él y los pares de electrones libres al tener carga negativa, intentaran minimizar las repulsiones entre ellos situándose lo más alejadamente posible. 16  UNIDAD IV: Gases o Propiedades generales - no tienen forma ni volumen propio, ocupan todo el volumen del recipiente que los contienen, son fáciles de comprimir y se expanden fácilmente al aumentar su temperatura. En un gas ideal se desprecia el tamaño de la molécula frente al recipiente que lo contiene. Las fuerzas atractivas en un gas son débiles. o Presión, volumen y temperatura en gases ideales  se necesitan 4 variables para definir una condición física, o estado, de un gas: temperatura, presión, volumen y número de moles. Las ecuaciones que las relacionan se conocen como leyes de los gases.  Ley de Boyle-Mariotte: para una dada masa de gas constante (proceso isotérmico) el producto de la presión y el volumen que ocupa es constante. 17   Primera Ley de Charles y Gay-Lussac: relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas mantenida a presión constante y dice que el volumen es directamente proporcional a la temperatura: Segunda Ley de Charles y Gay Lussac: Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.  o Ley de Avogadro: el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constante es directamente proporcional al numero de moles del gas. V= kn Ecuación de los gases ideales  comenzamos manteniendo la presión constante y variando la temperatura y por la ley de Gay Lussac obtendremos:  = −→ = Ahora manteniendo la temperatura constante de Boyle Mariotte y reemplazando : = −→ = −→ = , utilizanod la ley ‼ Cuando un gas se comporta cumpliendo esta ecuación general de estado a presiones y temperaturas alejadas de las condiciones que 18 pe ite la li uefa ió se lo lla a gas ideal . “e es i i os e aquella ecuación el volumen ocupado por mol de gas, la relaci ón entre p, v y t muestra un valor constante para todo gas que vale 0,082 conocido como R=constante universal de los gases. Entonces la ecuación del gas ideal se conoce como: PV=nRT. o Teoría cinética de los gases que se comportan idealmente     o Un gas se compone de un número muy grande de partículas muy pequeñas perfectamente elásticas que se mueven en todas las direcciones. Las partículas son tan pequeñas que su volumen es despreciable en comparación al recipiente que las contiene. A temperatura constante la energía cinética media de las moléculas es la misma para todos los gases. Las fuerzas de interacción de las partículas entre si son despreciables. Velocidad molecular a partir de las formulas para la energía cinética y la temperatura se obtiene la expresión: = √ � donde = , 8 − � es la constante de Boltzman y T la temperatura absoluta. Aquí se ve que un aumento de temperatura aumenta la velocidad molecular y por lo tanto aumenta la velocidad y la energía cinética, de lo contrario disminuye la energía. La velocidad promedio se define como la suma de las velocidades de cada partícula dividió el número total de partículas. Como la distribución no es simétrica hay que señalar la velocidad más probable, aquella que poseen el mayor numero de partículas. Aumentando la temperatura, la distribución cambia de manera de aumentar la v promedio y la más probable. La curva se aplana en su máximo indicando una mayor distribución de velocidades mayores que la promedio. o Ley de Grahamsi dos gases en igual concentracion se dejan pasar a traves de un orificio muy pequeño (efusion), lo haran con una relacion de velocidades tal que: =√ siendo m las masas molares de cada gas. La presión de un gas se debe a los choques de las partículas del gas contra las paredes del recipiente que lo contiene. A una dada temperatura, si se disminuye el volumen, el numero de choques contra las paredes aumentara y , por lo tanto, lo hará también la presión. A volumen constante, si aumento la temperatura aumentara la velocidad de las moléculas y el numero de choques contra las 19    paredes, lo que provoca un aumento en la presión. La temperatura absoluta de un gas es una medida de la energía cinética promedio de sus moléculas.  Efecto de aumentar el volumen a temperatura constante: igual temperatura indica igual energía cinética pero como deben de recorrer una mayor distancia, disminuyen los choques y disminuye la presión.  Efecto de aumentar la temperatura a volumen constante: aumenta la energía cinética promedio de las moléculas, mas velocidad, mas choques, mas presión. Ley de Daltones un sistema gaseoso formado por las sustancias a, b, c, etc., cuya presión total es p , cada gas ejerce una presión parcial de la sustancia i. � = �� siendo x la fracción molar Desviación del comportamiento ideallos gases reales no se comportan idealmente cuando estas se aproximan a las temperaturas muy bajas, principalmente cuando estas se aproximan a la temperatura en la que el gas se licua. Esto sucede porque las moléculas tienen un volumen finito y se atraen, cosa que despreciábamos en la ecuación de gas ideal. Cuando hay mucha presión, las moléculas se encuentran como apiñadas y el impacto de una molécula contra la pared del recipiente se reduce, el resultado es que la presión es menor que la de un gas ideal. Por otro lado, al enfriar un gas, la k promedio disminuye y las atracciones intermoleculares se mantienen constantes. Este enfriamiento les quita a las moléculas la energía que necesitan para vencer su influencia de atracción mutua. Ecuación de van der waalsesta ecuación incluye todas esas aproximaciones antes nombradas además corrige la ley de Boyle ya que según el, a 0 grados kelvin, el volumen debía ser 0 lo que implicaría desaparición de la materia, lo cual es ilógico. El factor que corrige la presión se debe a que en el comportamiento ideal no tomamos en cuenta la atracción de las moléculas del gas entre si pero realmente eso ocurre y se obtiene que la presión real es menor que la ideal. < �  El factor que corrige el volumen se debe a que el volumen de un gas a muy bajas temperaturas será mayor que le ideal, ya que sino en la temperatura de cero ke lvin > �� implicaría que el gas ha desaparecido. � UNIDAD V : Lí uidos y sólidos o Estado liquido  no tiene forma propia pero si volumen. Son prácticamente incompresibles. Se adapta a la forma de la parte inferior del recipiente que lo contiene, pero no se expande para llenarlo, fluye fácilmente. Esto se debe a las fuerzas intermoleculares que son lo suficientemente fuertes como para mantener juntas a las moléculas, pero las fuerzas de atracción no son lo suficientemente 20 intensas como para que no se muevan unas respecto de otras, por eso puede verter. Son llamadas fuerzas de cohesión. La viscosidad de las sustancias en estado líquido es la resistencia a fluir que depende de la facilidad con la que se mueven las partículas una respecto de otra, disminuye con la temperatura. La tensión superficial es la energía necesaria para modificar la superficie de un líquido un centímetro cuadrado. Se da porque las moléculas de la superficie no experimentan fuerzas simétricas en todas las direcciones sino que hay una fuerza hacia dentro que las hace juntarse y reducir el área superficial. Esto produce una especie de capa débil. o Estado sólido  tiene forma y volumen propio. Presentan diferentes grados de dureza. Son prácticamente incompresibles, no fluyen. Las fuerzas de atracciones intermoleculares son lo bastante intensas no solo para mantener muy juntas las moléculas sino para fijarlas prácticamente en su sitio. Los que posee estructura ordenada se llaman cristalinos y los que no son amorfos, estos tienen puntos de fusión que varían en un rango, no es especifica como en los cristalinos. o Pasaje de estado pasan al entregarles calor, la temperatura donde el cambio se realiza se mantiene constante debido a que la energía que se entrega al sistema se utiliza para el cambio de fase. o Fuerzas intermoleculares  son fuerzas de atracción entre las moléculas, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases.  Fuerzas dipolo-dipolo  son la fuerza de atracción entre moléculas polares, su origen es electrostático, a mayor momento dipolar mayor la fuerza.  Fuerzas ion-dipolo  atraen entre si a un ion y a una molécula polar. Depende de la carga y el tamaño del ion y de la molécula. 21  o Fuerzas de dispersión  fuerzas de atracción que se generan a partir de los dipolos temporales inducidos en las moléculas. Presión de vapor  las moléculas de un líquido se mueven con diferentes velocidades, algunas de ellas que se encuentran en la superficie poseen suficiente energía cinética como para vencer las fuerzas de atracción de sus vecinas y escapar a la fase gaseosa aumentando la presión de vapor. A cualquier temperatura dada, se tiene un movimiento continuo de moléculas de fase liquida a fase gaseosa. Pero al aumentar la fase gaseosa, aumenta la probabilidad de que una molécula de la fase gaseosa choque contra la superficie del líquido y vuelva a ser capturada por este. En algún momento, la frecuencia de estos dos sucesos se iguala y se produce el equilibrio dinámico, cuando la evaporización y la condensación suceden a la misma vez. Como resultado de estas evaluaciones se puede definir la presión de vapor de un líquido como la presión ejercida por su vapor cuando los estados líquido y vapor están en equilibrio dinámico. Cuando la presión de vapor alcanza la presión atmosférica, decimos que se alcanzo la temperatura de ebullición. Ejemplo: la olla a presión aumenta la presión externa, lo que permite alcanzar una mayor temperatura sin llegar a la temperatura de e ulli ió , pe itie do o i a a altas te pe atu as si he i el agua. o Licuefacción de los gases (curvas de Andrews) si un gas se enfría pierde energía cinética y se comprime, las moléculas son influenciadas por el campo de atracción de las fuerzas de Van der Waals y 22 el gas se licua. La isoterma crítica representa la temperatura máxima donde pueden coexistir el líquido y el vapor dependiendo claramente de las condiciones de presión y temperatura. Por debajo de la isoterma crítica pueden existir tanto líquido como vapor pero por encima de esta solo puede encontrarse la sustancia en fase gaseosa. La línea punteada denominada curva de saturación encierra a los estados que son si o si una mezcla de liquido y vapor. Cual es la diferencia entre gas y vapor? El gas es la sustancia en estado gaseoso por encima de la isoterma critica, donde no puede existir li quido. El vapor es la sustancia en estado gaseoso en equilibrio con el liquido. o Ley de continuidad de estados  si se realiza una sucesion de cambios de estado si n pasar por la campana, la sustancia puede pasar de fase gaseosa a liquida de manera que sus propiedades cambiaran de forma continua, es imposible distinguir el pasaje de una fase a otra. o Ley de Raoult en presencia de un soluto no volatil, la presion de vapor de un solvente liquido volatil disminuye al disminuir la fraccion molar del solvente en la solucion. Si a una temperatura la presion de vapor del solvente es , entonces a una dada fraccion molar � del solvente, la presion del vapor de la sustancia P disminuira según P= � . La recta que une los puntos en el grafico anterior esta dada por la suma de las presiones parciales y responde a la ecuacion: = ( − )� +   Raoult en dos sustancias volatiles Desviaciones de la ley de Raoult hay de dos tipos y depende del soluto y de la temperatura de la solucion, estas se originan en las interacciones desiguales qe existen entre soluto y solvente. 1. Desviación positiva: si la presión de vapor para una solución con cierta composición es mayor que la obtenida en la ecuación. 2. Desviación negativa: la presión de vapor para una solución con cierta composición es menor que la obtenida en la ecuación. Desviaciones de la ley de Raoult en soluciones binarias con componentes volátiles  cuando la interacción entre las moléculas A y B en el líquido resultan fuerzas de repulsión, tienden a pasar a la fase gaseosa, y la temperatura de ebullición es menor que la esperada, es la 23 desviación positiva. En cambio si la interacción resulta ser de atracción la desviación es negativa. (a temperatura constante) o Destilación  en un sistema binario ideal a medida que se aumenta la temperatura el vapor se enriquece con el componente más volátil (mayor presión de vapor). El diagrama de la derecha presenta un azeotropo de temperatura de ebullición mínimo ya que debajo del punto N no puede existir vapor. Cuando la desviación de la ley de Raoult es negativa, entonces la presión de vapor es menor que la esperada, por lo que se necesita una mayor temperatura para que esta presión iguale a la presión atmosférica y alcance la ebullición. o Mezcla azeotropica  líquidos que sin ser sustancias puras destilan a una temperatura definida sin modificar su composición. o o Ley de Henry siendo una sustancia gaseosa B muy poco soluble en un solvente A. la ley de Henry establece que la solubilidad de B en el solvente es proporcional a la presión de B: � = � Equilibrio liquido-vapor la variación de la presión y la se la temperatura de la curva de equilibrio sigue la relación conocida como la ecuación de Clapeyron y Clausius: Donde L es el calor de vaporización constante que debe de entregarse a un mol de sustancia liquida para transformarla en vapor, v es el cambio de volumen que se produce cuando un mol de sustancia liquida se transforma en gaseosa. Si se considera despreciable el volumen molar del liquido frente al del vapor y este se comporta como un gas ideal, se demuestra que : 24 o Diagrama de fases para una sustancia pura  graficas que representan la variación de presión de vapor frente a la temperatura de cada uno de los estados de agregación de la materia. La energía absorbida en estos pasajes es utilizada para romper las fuerzas de interacción entre las partículas que mantenían su volumen de forma rígida. el punto triple representa la coexistencia de los tres estados. Los puntos de temperaturas de fusión y ebullición dados cuando p es igual a 1 atm son los puntos normales de fusión y ebullición. Este diagrama es el del agua y presenta una diferencia respecto a la mayoría de las sustancias, la pendiente de la curva de fusión tiene pendiente negativa debido a que la densidad del solido es menor que el liquido, lo que generalmente no ocurre. o Soluciones ideales  aquella que obedece la ley de Raoult en todo el intervalo de concentraciones. o Soluciones binarias con soluto no volatil las soluciones de soluto no volatil en solvente volatil presentan propiedades que, cuando son diluidas solo dependen de la concentracion del soluto. Se las denomina propiedades coligativas y estas son:  Decenso relativo de la presion de vapor  según la ley de Raoult la presion de vapor de una solucion en estas condiciones es P= � . O lo  que es lo mismo � reordenando:  = � −� � � � y dado que � = � . = −�  � � = −� .y Ascenso de la temperatura de ebullición  en un diagrama de fases se observa como la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor. Se aprecia entonces como aumenta en consecuencia la temperatura de ebullición. ∆ = � (m=molalidad) 25   Descenso de la temperatura de congelación  la presencia de un soluto no volátil produce un ascenso en la temperatura de fusión, conocido como descenso crioscopico. ∆ = � (m=molalidad) Presión osmótica  es la presión que se requiere para detener la osmosis (el paso selectivo de moléculas del disolvente a través de una membrana porosa desde una disolución diluida hacia una de mayor concentración). � = (M=molaridad)  UNIDAD VI: T a sfe e ia de e e gía e las ea io es uí i as o Energía interna se define primero un sistema como parte limitada del universo que se estudia, el esto es el e to o . U siste a puede se : e ado i te a ia e e gía pero no materia), abierto (intercambia tanto energía como materia), o adiabático (no intercambia energía ni materia). La energía interna de un sistema se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de todas las partes que lo componen. Se la representa con el símbolo E. En general, no se conoce su valor numérico si no el cambio de E que acompaña a una variación en el siste a. “i el ∆E> , el siste a ga o e e gía de su entorno, y si es negativo, perdió energía a su entorno. En una reacción química, el estado inicial del sistema se refiere a los reactivos y el final a los productos. o Transferencia de energía    Trabajo: W= f*d (objeto que se mueve contra una fuerza) Calor: energía que se transfiere de un objeto con mayor temperatura a uno de menor. La energía queda definida como la capacidad para realizar trabajo o transferir calor. o o Primera ley de la Termodinámica la e e gía o se dest uye i se ea, la e e gía se o se a – cualquier energía perdida por un sistema deberá ser ganada por el entorno, y viceversa. Se puede expresar esta ley diciendo que cuando un sistema sufre cualquier cambio químico o físico, el ca io ue a o paña e su e e gía i te a, ∆E, esta dado por el calor agregado al sistema o que se desprende de el, q, mas el trabajo realizado so e el siste a o po el, : ∆E= + Trabajo presión-volumen como el trabajo de los pistones. Si la presión es constante, el trabajo presión-volumen esta dado por: w=-p∆v, si el cambio de volumen es 26 positivo el trabajo efectuado por el sistema es negativo. Esta convención del trabajo es para respetar la convención de que todo lo que es entregado al siste ma es positivo y todo lo que el sistema entrega al entorno es negativo. Si el trabajo es entregado al sistema, entonces disminuye el volumen y p∆v <0 de modo que para que el trabajo sea positivo debe definirse: W= - p∆v o Entalpia es la función termodinámica que representa el flujo de calor en cambios químicos que se efectúan a presión constante cuando no se efectúa más trabajo que el de trabajo presión-volumen. Es una función de estado, es decir que su valor no depende de la histo ia espe ifi a de la uest a, solo de su o di ió a tual. “e de ota o el sí olo H . H=E+p , sie do E la e e gía i te a. U a io a p esió o sta te ∆H= ∆E + p∆ , y recordando que w=-p∆ y ue ∆E= + : ∆H= ∆E +p∆ = + – w= q. Entonces el cambio de entalpia es igual al calor ganado o perdido a presión constante, y este puede ser de un cambio físico (cambio de estado) o de una reacción. o Entalpia de reacción  Es una propiedad extensiva y proporcional al reactivo consumido, la reacción inversa cambia de signo dicha entalpia y depende del estado de los reactivos y productos. “i ∆H> , el siste a ha á ga ado alo del e to o, o sea ue el proceso es endotérmico, de lo contrario lo habrá perdido y es un proceso exotérmico.  ∆H ea io = ∑Hp odu tos - ∑H ea ti os se dedu e a pa ti de las e talpias de formación de los compuestos aquellos que se forman quedan en el mismo signo que al formarse mientras que aquellos que desaparecen quedan en el signo inverso)  Por definición, la entalpia estándar de formación de la forma mas estable de cualquier elemento es cero. o Energía reticulares la energía liberada al formarse un mol de un compuesto ionico a partir de sus iones gaseosos. (ver Born-Haber) o Entalpia estándar de una reacción cambio de entalpia cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar (su forma pura a 1 atm y a 25 grados e tíg ados ∆ o Entalpia de formación cambio de entalpia relacionado a la reacción que forma un mol del compuesto a partir de sus elementos, con todas las sustancias en su estado estándar. La entalpia estándar de formación de la forma más estable de cualquier elemento es cero. Todo lo que sea estándar acomoda la definición a condiciones estándares. 27 o Entalpia de combustión es la variación de entalpia cuando un mol de una sustancia reacciona completamente con oxigeno bajo CNPT. Son siempre exotérmicas, por lo tanto las entalpias de combustión son siempre negativas. o Entropía (S) es una medida directa de aleatoriedad o desorden del sistema, describe el grado en el que los átomos, las moléculas o los iones de distribuyen en forma desordenada en una región dad del espacio. o Energía libre  (G) G= H – TS, función termodinámica de estado. Tiene unidades de energía. Describe la energía utilizable o disponible. o o Reacción espontaneaaquella que ocurre en un conjunto dado de condiciones. Si la variación de energía libre es negativa, la reacción es espontanea; si la variación es mayor a cero la reacción no es espontanea, y si la variación es cero, e l sistema está en equilibrio y no hay cambio neto. Si ∆H<0 da una tendencia de la espontaneidad, una gran probabilidad, pero si ∆G <0 tenemos la certeza de que es espontaneo. Ciclos termodinámicos  se representan por medio de diagramas entalpicos, donde los procesos se presentan en niveles de energía a lo largo del eje vertical. Los procesos exotérmicos se indican mediante flechas hacia abajo y los endotérmicos mediante flechas hacia arriba, la longitud de las flechas es proporcional a la entalpia del proceso. El valor cero de entalpia se elige de forma arbitraria. o Calor de disolución el calor intercambiado en el proceso de convertir los iones en estado sólido a iones hidratados. o Calor de hidratación el calor intercambiado de pasar de iones en estado gaseoso a iones hidratados. o Ley de Lavoassiare y Laplace el cambio energético que acompaña a una reacción química es de magnitud exactamente igual pero de signo opuesto al que va asociado a la misma reacción cuando se realiza en sentido opuesto. o Ley de Hess  el cambio energético que acompaña a una reacción química a P constante, es independiente de si la reacción se produce en una o varias etapas. o Ciclo de Born y Haber  vincula las propiedades atómicas de sustancias simples con la entalpía de formación y la entalpia reticular de una sustancia iónica. Así, por ejemplo para la entalpia de formación del NaCl tendremos: 28 o Capacidad calorífica cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un objeto en 1 grado. Es una propiedad extensiva. o Capacidad calorífica molar cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura un mol de cierta sustancia un grado. o Calor especifico la capacidad calorífica de 1 gramo de sustancia. Es una propiedad intensiva. El calor especifico del agua es de 1,18 J/g *grado o o = ∆� Caloría  cantidad necesaria para elevar la temperatura de 1 gramos de agua de 14,5 grados centígrados a 15,5 grados centígrados. o o  Calorimetría a presión constante  se trata de medir el flujo de calor en un cambio. Si el calorímetro impide perfectamente la transferencia de calor entre la disolución y su entorno: =− .  + + =0  ∆ + ∆ + ∆ = 0 A= solución, B=reacción Calor latente  energía requerida por una sustancia para cambiar de fase.  Q= mL UNIDAD VII: ‘ea io es ele t o uí i as o Electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten en iones en solución, los electrolitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos. Ejemplos: solución de NaCl, dióxido de carbono reaccionando con agua y otras sales disue ltas en agua. o No electrolitos sustancias que cuando se disuelven en agua se separan en sus moléculas: las moléculas tienen movilidad por estar en disolución acuosa pero son eléctricamente neutras, no conducen la electricidad. Ejemplo: sacarosa, benceno. o Reacciones de oxidación-reducción son reacciones químicas que reconocemos llevando la cuenta de los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en 29 la reacción, ocurre una transferencia de electrones. Estas reacciones se observan con claridad separándolas en hemirreacciones. En toda reacción redox debe de haber tanto oxidación como reducción. La sustancia que hace posible que ora se oxide actúa como agente oxidante y la que permite que otra se reduzca actúa como agente reductor. Estas reacciones pueden ser espontaneas o no espontaneas, para que sean espontaneas ∆E>0, de modo que el elemento que se reduce tenga mayor E. (E es la electronegatividad electroquímica definida más adelante) o Numero de oxidación es un numero entero que representa el numero de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. Es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que tiene tendencia a captar electrones y negativo en caso contrario. o Electronegatividad electroquímica (E)  fuerza impulsora que induce a que tenga lugar una hemirreaccion de intercambio de electrones. En una reacción, el elemento con mayor E es el que se reduce. o Pila: o Fuerza electromotriz(FEM) es la diferencia de potencial entre los dos electrodos un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontanea. En funcionamiento de esta pila se basa en la reacción espontanea de ambas hemirreacciones en recipientes separados, necesitando que la transferencia de electrones se realice a través de un alambre conductor externo. Las barras en el dibujo de zinc e hidrogeno (comúnmente trataremos con cobre) son los electrodos. Para que esta reacción ocurra sin inconvenientes es necesaria la implementación de un puente salino, en este caso compuesto por cloruro de potasio cuyos iones no reaccionaran con los iones de las disoluciones ni de los electrodos pero impiden la acumulación excesiva de carga positiva en el ánodo y carga negativa en el cátodo. La corriente eléctrica fluye de este modo del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de energía potencial e léctrica entre los electrodos medida en volts y se denomina también fem. de una celda voltaica que proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a lo largo del circuito externo. Se denota como , se llama potencial de celda y se mide en V. cuando la reacción que se lleva a cabo es espontanea el FEM es positivo. Depende de las reacciones especificas que se llevan a cabo en anodo y catodo, de las concentraciones de reactivos y productos y la temperatura. 30 o o En CNPT (concentración 1 molar): FEM= = − Potencial de contacto es el potencial que se produce entre el ánodo/cátodo y el líquido. Si la sal del puente salino hace que la movilidad del anión sea aproximadamente igual a la del atió ∆E o ta to= . Para que el potencial de contacto sea nulo es necesario que los iones del puente salino presenten la misma movilidad que la reacción. o Ecuación de Nerst en caso de que la reacción no se efectúe en condiciones estándar utilizamos la ecuación de Nerst para corregir la E: Dada una hemireacción: aA + n E= + , [ ] [ ] − c − la ecuación de Nerst es: donde A es la sustancia oxidada y C la sustancia reducida. Para calcular el ∆E de una reacción redox espontanea, se calcula el E de cada hemirreaccion por separado, si no están en condiciones estándar se aplica la ecuación de Nerst y luego de produce el delta de modo que ∆E quede positivo indicando cual es la sustancia que se reduce y cual la que se oxida. Si no es espontanea, o te dan la ecuación que sucede y hay que ver si es espontanea o no, calculas el ∆E como el E del que se reduce menos el E del que se oxida y si da menor que cero no es espontanea. o Electrolisis  se lo llama asi al conjunto de transformaciones químicas producidas por el pasaje de corriente eléctrica a través de un electrolito fundido o disuelto. utilizamos energía eléctrica para realizar reacciones redox no espontaneas. Por ejemplo descomponer NaCl en los elementos que lo componen. La electrolisis se lleva a cabo en celdas electrolíticas. Cuanto más negativo sea el valor de mas favorable va a ser la oxidación. En disoluciones acuosas tenemos que tener en cuenta el rol del agua. Si bien el agua favorece la disolución de las sales, complica la electrolisis ya que necesitamos saber si se oxida/reduce en vez de los iones de la sal. En un medio acido, la presencia del ion H+ favorece la electrolisis de la sal, mientras que en un medio básico ocurre lo opuesto. 31 o Leyes de Faraday: 1. La masa de una sustancia que se descompone no depende de la presión o temperatura a la que esté sometido el sistema. 2. La masa de la sustancia descompuesta o producida durante una electrolisis es proporcional a la cantidad de electricidad que circula. a. = ∗ yq= ∗ ∆  = ∗ ∗∆ 3. A un mol de carga (electrones) le corresponte una cantidad de electricidad de 96500 Coloumbs  un faraday. o Sobrepotencial si al calcular el potencial que hay que aplicarle a una solución para que la electrolisis de cierta reacción ocurra es menor que al que hay que aplicarle en la práctica, decimos que esa diferencia de potencial entre la real y la teórica es un sobrepotencial. o  Constantes de equilibrio de los electrolitos  cuando se alcanza el equilibrio químico (las concentraciones de especies oxidadas sobre las reducidas es igual a la constante de equilibrio) el valor de E=0. UNIDAD VIII: Ci éti a uí i a o Fuerza impulsora  dada la reacción aA + bA  cC , definimos fuerza impulsora como � � [ ] [ ] si comparamos 2 Fimp de 2 reacciones, sabemos que se produce preferentemente la que tenga mayor Fimp. La fuerza impulsora es la fuerza que impulsa a que la reacción ocurra. Ejemplo: electronegatividad electroquímica. o Rapidez de reacción química es el cambio de concentración de los reactivos o productos por unidad de tiempo (M/s). En general, disminuye conforme la reacción avanza ya que disminuye la concentración de los reactivos.   o o V= − [ ] = − [ ] = [ ] V=� [ ]∝ [ ]� donde k es la constante de velocidad que � depende de la temperatura Orden de reacción  los exponentes de una ecuación de velocidad denominan ordenes de reacción y el orden de reacción es la suma de respectivos ordenes (∝+β). Indican cómo influye la concentración de cada reactivo en la velocidad de la reacción. Se determinan experimentalmente. Si la reacción ocurre en un único paso a y b coinciden con los coeficientes estequiometricos. Si no lo son, es decir que si las reacciones no son espontaneas para sacar los valores de K, ∝ Y β necesitamos de tres ecuaciones donde mantengamos constante algún valor y averigüemos las velocidades experimentalmente. (ver en la práctica) Vida media de una reacción  es el tiempo necesario para que la concentración de un reactivo disminuya a la mitad de su valor original. o Molecularidad es el número de moléculas que forman parte como reactivos de una reacción elemental. 32 o Factores que afectan la rapidez de reacción      o El estado físico de los reactivos: cuanto más choquen las moléculas y haya más superficie de contacto mayor será la velocidad de reacción. (ejemplo del laboratorio de en polvo o en trozos) La concentración de los reactivos: a mayor concentración aumentan los choques por lo tanto mayor velocidad. Temperatura: a mayor temperatura, mayor energía cinética, mas velocidad. Catalizador: agente que aumenta la velocidad pero no sufre cambio químico durante el proceso. Inhibidor: agente que disminuye la velocidad pero no participa en la reacción. Teoría de las colisiones  la idea central es que las moléculas deben chocar para que reaccionen. En la mayor parte de las reacciones, solo una pequeñísima fracción de las colisiones desembocan en reacción. Existen impedimentos como:  Factor de orientación: las orientaciones relativas de las moléculas determinan si los átomos tienen la posición adecuada para formar enlaces nuevos.  Energía de activación: es la energía mínima que se necesita para iniciar una reacción. Las moléculas que chocan deben tener una energía cinética mayor o igual que esta. o Ecuación de Arrhenius  en base a estos factores surge una ecuación: �= −� �� . la velocidad de reacción disminuye a medida que Ea aumenta. De esta ecuación se deriva la siguiente: 1. = � � − � . Catálisis  un catalizador es una sustancia que aumenta la rapidez de una reacción mediante la disminución de su energía de activación o es homogénea si el catalizador esta en la misma fase que las moléculas reaccionantes, y es heterogénea si el catalizador esta en distinta fase. 2. UNIDAD IX: E uili io o Equilibrio químico como proceso dinámico se da cuando la velocidad de reacción en ambos sentidos es la misma, tanto la reacción directa como la inversa. o Ley de acción de masas  expresa la relación entre las concentraciones de los reactivos y productos presentes en el equilibrio en cualquier reacción reversible, y 33 tiene un valor constante dado por � (presiones parciales para gases y molaridades en disoluciones) Concepto termodinámico del equilibrio se da cuando además de tener o un equilibrio químico dinámico, la temperatura se mantiene constante de modo que ∆G=0. Constante de equilibrio � puede estar dada bajo presión, concentraciones molares o bajo fracción molar. si � >1 el equilibrio esta desplazado hacia la derecha (predominan los productos), y si � <1 el equilibrio o esta desplazado hacia los reactivos. Teniendo las concentraciones de equilibrio puedo obtener la Keq y teniendo Keq puedo averiguar las concentraciones de equilibrio.  La � de una reacción que ha sido multiplicada por un número es   o Constantes  igual a esa constante elevada a ese número. La � de una reacción que está compuesta por dos o más pasos es el producto de las constantes de cada uno de esos pasos. La � de una reacción inversa es la inversa de la original. o o o o � = � = � = [ ] { ] [ ] [ ] � � � � . . . Relación entre constantes     � =� � =� ∆ −∆ siendo para ambos ∆ la diferencia entre los moles de productos y reactivos Para pasar de � a � utilizamos la ecuación de gases ideales y obtenemos la equivalencia y para pasar de � a � utilizamos la ley de Dalton para presiones parciales y sale la expresión. o Principio de Le Chatelier  si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, la presión o concentración de uno de los componentes del sistema, desplazara su posición de equilibrio de modo que contrarreste la perturbación. 1. Concentración: mas reactivos, se mueve a la derecha. Mas productos, se mueve a la izquierda. 2. Volumen y presión: a mayor volumen, menor presión y para aumentar la presión se mueve hacia donde haya más números de moles; menos 34 volumen, mayor presión, se mueve hacia donde haya menos números de moles. 3. Temperatura: si la reacción es endotérmica, un aumento de temperatura provoca un desplazamiento hacia la derecha (absorbe mas calor): si es exotérmica un aumento de temperatura provoca un desplazamiento a la izquierda. 4. Catalizadores: aumenta la rapidez con la que se alcanza el equilibrio, pero no desplaza su posición. o o Electrolitos fuertes y débiles  en las disoluciones de electrolitos fuertes no existe el equilibrio ya que la ionización es total. Pero para los ácidos y bases débiles, existe un equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante de acidez Ka y una constante de basicidad Kb. Para cualquier par conjugado � = � � . Teorías acido-base 1. 2. o o Arrhenius: se reconoce al acido como substancia que produce H+ en agua y base como substancia que produce OH- en agua. Bronsted-Lowry: reconoce al acido como sustancia capas de donar un protón H+ a otra sustancia y a la base como substancia capaz de aceptar el protón H+. Anfotera  substancia capaz de actuar como acido y base. Ejemplo: agua. Pares conjugados acido base  un par conjugado acido-base se da cuando un acido y una base difieren solo en la presencia del protón hidronio. Cuanto más fuerte es el acido, más débil es su base conjugada y viceversa. La posición de equilibrio favorece la transferencia del protón a la base más fuerte. o Ácidos y bases débiles y fuertes  Los ácidos y bases fuertes se ionizan totalmente en el agua, no están en equilibrio, la reacción sucede en un solo sentido, mientras que los débiles se ionizan de forma limitada, hidrolizándose y dando lugar al equilibrio. 1. Acidos fuertes HCl, HBr, HI, , , , 2. Bases fuertes NaOH, KOH, 35 o Autodisociacion del agua el agua es anfótera, una molécula que puede donar un protón a otra molécula de agua. o o −→ ++ Constante de producto iónico del agua � pH la concentración molar −. + ][ =[ � = � ∗� −] = − . de H+(ac) en una disolución acuosa es muy pequeña, por lo tanto expresamos el pH= [ +]. a medida que aumenta la concentración del ion de hidrogeno disminuye el Ph, aumentando la acidez, de este modo cuanto menor sea el pH mas acida será la solución. La neutralidad se alcanza en el pH igual a 7 y se da cuando un compuesto básico y uno acido compensan el efecto de l otro neutralizando la solución. o o o pOH la concentración molar de OH- en una disolución acuosa y la expresamos pOH= [ −] pOH + pH=14 Determinar la acidez o basicidad de una solución 1. me fijo en que iones se disocia el soluto en la solución. (ejemplo: el + se disocia en y −) + 2. me fijo de que acido o base provienen esos iones (ejemplo: proviene − de la base débil y el proviene del acido fuerte HCl) 3. el ion proveniente del electrolito fuerte se disocia totalmente y no participa en el pH, mientras que el débil va a determinar la acidez o basicidad. Establecemos el equilibrio del electrolito débil y vemos si este −. aumentaría la concentración de + �� o � + − ⇔ (el ejemplo: + + de modo que disminuiría el pOH, aumentando el pH y siendo una solución básica) Constante del producto de solubilidadla constante de equilibrio entre un sólido iónico y su disolución saturada se calcula igual que cualquier, pero tiene la particularidad de coincidir con lo que se conoce producto de solubilidad. o 36 La solubilidad no es lo mismo que Kps, la solubilidad es la concentración en que el solido puede estar disuelto en una solución mientras que Kps consiste en una constante de equilibrio. o Efecto del ion común efecto que se produce si aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones y alcanzamos de nuevo el equilibrio, la concentración del otro ion se verá disminuida. Al agregarle a una solución que contenga un electrolito débil (se recuerda que al ser débil esta en equilibrio dinámico, no se disocia totalmente) una sal o un electrolito fuerte que se disocie totalmente y uno de sus iones coincida con un ion que se encuentre en equilibrio en la solución. Esto hará que se corra la posición de equilibrio por Le Chatellier y reduzca la concentración del otro ion. ++ Ejemplo HAc + H O ⇔ y le agregamos acetato de sodio NaAc. − tenemos una solución de acido acético en agua −+ + se disocia totalmente en sus iones por ser una sal y la concentración ⇒ de − aumenta corriendo al posición de equilibrio hacia la izquierda por la ley de Le +. Chatellier aumentando la concentración de HAc y disminuyendo la de Apliaciones:  Solubilidad agregando un ion común hace que reduzca la concentración de uno de los iones por lo que corre en equilibrio y afecta la solubilidad de la sal en la solución.  pH si el electrolito débil disuelto es una base débil compuesta − como algunos hidróxidos, agregarla por un metal y x grupos a la solución en equilibrio una sal con el mismo ion que el otro que aparece en la solución desplazaría el equilibrio afectando la − y así modificando el pH. concentración de  Buffer son soluciones que presentan un par conjugado acido base que resisten cambios drásticos de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de un acido o base fuerte. Esta solución resiste los cambios de pH porque contiene tanto una especie − y una especie básica que acida que neutraliza los iones neutraliza los iones +. Sin embargo estas especies no deben consumirse la una a la otra en una reacción de neutralización. Para preparar una solución Buffer, se mezcla un acido o base débil con una sal de ese acido o base para aumentar la concentración del ion disuelto de modo que la concentración de cada componente del par conjugado sea similar. + + � − es una reacción de un acido y su base �+ ⇔ conjugada, en la solución se encuentra presente la especia HX y una sal que al disolverse libera � − aumentando su concentración. − (una base fuerte) esta reaccionara con Al agregarle un grupo −⇒ la parte acida de la ecuación: HX + + �− 37 modificando un poco las concentraciones del acido y su base conjugada, pero si estos cambios son pequeños son despreciables. Al agregarle un + este reaccionara con la base conjugada: + + �− ⇒ � neutralizando el ion de hidrogeno modificando un poco las concentraciones del acido y su base conjugada pero no significativamente y manteniendo el pH constante. Si en un ejercicio te piden recalcular el pH te calculas las nuevas concentraciones después de la perturbación del equilibrio y con la Ka o Kb obtenes la concentración de H+ y de ahí el pH, siempre va a haber una pequeña variación, pero se supone despreciable. o Predicción de la precipitación de sales  se mezclan dos disoluciones que contienen dos iones que pueden formar una sal insoluble (AB). Para determinar si se formara un precipitado calculamos Q y la comparamos con K. 1. SI Q=k REACCION EN EQUILIBRIO, SOLUCION SATURADA 2. SI Q<K  SOLUCION NO SATURADA, NO OCURRE LA PRECIPITACION 3. SI Q>K  SOLUCION SOBRESATURADA, OCURRE LA PRECIPITACION 38