Teoría

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QUÍMICA 2º BACHILLERATO TEORÍA

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ÍNDICE 1. LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA……………………. 3 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA…………………. 7 3. ORDEN. PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS……. 15 4. ENLACE IÓNICO Y ENLACE METÁLICO………. 22 5. ENLACE COVALENTE……………………………… 31 6. TERMODINÁMICA………………………………….. 46 7. EQUILIBRIO QUÍMICO…………………………….. 55 8. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES……………………………………………. 64 9. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES………………………………………… 74 10. ELECTROQUÍMICA…………………………………. 81 11. QUÍMICA ORGÁNICA………………………………. 89

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TEMA 1: LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA  Ecuación de los gases ideales: (ecuación de estado) p = presión (atm) pV=nRT V = volumen (l) n = nº moles (mol) R = 0,082 atm  l

K  mol

T = temperatura (K) A 273 K y 1 atm el volumen de 1 mol es 22,4 litros.

 Ley de Dalton: la mezcla de 2 o más gases que no reaccionan entre si puede considerarse como una disolución entre gases. Se cumple: pi = pT Xi = pT

ni nT

Xi = Fracción molar de un compuesto. pT = suma de presiones.  Reactivo limitante: El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia que se encuentra en exceso y de la que parte no reacciona. El reactivo limitante se gasta por completo.

Ejemplo: Reaccionan 70 gramos de Ca con una disolución acuosa de acido sulfúrico que tiene 100 gramos de acido. Formula y ajusta la reacción producida e indica cual es el reactivo limitante.

Datos: masas atómicas (ver tabla periódica)

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 Concentración de una disolución: 

Porcentajes: % masa = gramos de soluto

% p/v =

gramos de soluto ml de disolución

% volumen = ml de soluto 



Molaridad: moles de soluto M=

100

litros de disolución

moles de soluto kg de disolvente

Fracción molar: Xi =



ml de disolución

 100

molalidad: m=



 100 gramos de disolución

nº de moles i nº moles T

Densidad: d=

masa de disolución volumen de disolución

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 Rendimiento de las reacciones químicas: En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a impurezas, escapes, reacciones no deseadas,…

Rendimiento =

masa obtenida masa teórica

 100

Ejemplo: En la reacción entre el nitrógeno y el hidrogeno, se sabe que a partir de 10 gramos de hidrogeno se han obtenido 30 gramos de amoniaco, calcular el rendimiento de la reacción.

Datos: masa atómicas (ver tabla periódica)  Composición centesimal de un compuesto:

% elemento =

masa del elemento masa total del compuesto

 100

 Formula empírica y molecular:

La fórmula empírica muestra la mínima relación de números enteros de átomos presentes en un compuesto, no es la fórmula real.

La fórmula molecular muestra el número de átomos de cada elemento que constituyen un determinado compuesto. Es la fórmula real.

Dos compuestos pueden tener la misma fórmula empírica, pero no la molecular, excepto en los casos de isomería muy frecuentes en química orgánica.

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Ejemplos: Compuesto

Fórmula molecular

Fórmula empírica

Acetileno

C2H2

CH

Benceno

C6H6

CH

Formaldehído

CH2O

CH2O

Ácido acético

C2H4O2

CH2O

Glucosa

C6H12O6

CH2O

Dióxido de carbono

CO2

CO2

Hidrazina

N2H4

NH2

A partir de la composición porcentual de un compuesto, podemos calcular la fórmula empírica y la molecular de dicho compuesto.

Ejemplo: El propileno es un hidrocarburo cuya masa molar es de 42.00 g y contiene 14.3% de H y 85.7% de C. ¿Cuál es su fórmula empírica? ¿Cuál es su fórmula molecular?

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TEMA 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. El modelo atómico de Bohr.

Bohr propuso en 1913, un nuevo modelo atómico: o Los electrones giran en torno al núcleo en orbitas circulares de energía fija. o Solo están permitidas determinadas orbitas (niveles de energía), en las que la energía toma valores dados por la expresión: E=

RH n2

o Un electrón puede saltar de una órbita a otra, absorbiendo o emitiendo energía.

2. El espectro del átomo de hidrogeno.

- Los espectros de absorción, se originan cuando los electrones absorben energía de los fotones y ascienden desde un nivel (ni) hasta otro de mayor energía (nj).

(Para que un electrón ascienda desde una órbita ni a otra de mayor energía nj, debe absorber una cantidad de energía igual a: ΔE = E(nj) – E(ni).)

- Los espectros de emisión, se deben a las radiaciones emitidas cuando los electrones de un nivel alto (nj) descienden a otro de nivel energético menor (ni).

(Si el electrón desciende a una órbita de menor energía, se emite energía: ΔE = E(nj) – E(ni).)

La teoría de Bohr sirve para explicar de manera satisfactoria los espectros del hidrogeno, pero no permite explicar los espectros que se observan en especies más complejas.

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3. Mecánica cuántica.

En principio se intentó reformar el modelo de Bohr para explicar especies más complejas, pero se comprendió que era necesaria una teoría totalmente nueva. Se desarrolló la teoría de la mecánica cuántica, fundamentada en la dualidad ondacorpúsculo y en el principio de incertidumbre de Heisenberg.  DUALIDAD ONDA-CORPUSCULO

El electrón puede mostrar propiedades de una onda y su longitud de onda viene dada por: (De Broglie) h λ= mv  PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG

Es imposible determinar con exactitud la posición y la velocidad de un electrón de manera simultánea, por lo que se recurre a una aproximación estadística y se habla de la posibilidad de encontrar un electrón en un punto determinado del espacio.

4. Orbitales y números cuánticos.

Los orbitales determinan regiones del espacio donde hay una probabilidad muy alta de encontrar a los electrones de un átomo.

En el átomo de Bohr cada nivel corresponde a una única orbita, ahora puede haber varios orbitales con la misma energía.

El número de orbitales situados en el mismo nivel energético (n) es igual a n2. Al valor n se le denomina número cuántico principal. 

n = nº cuántico principal; indica la capa o nivel energético en que se encuentra el electrón (K, L, M, N, O, P, Q).Valores posibles: 1, 2,3,…



l = nº cuántico secundario o azimutal; precisa el subnivel o subcapa que ocupa el electrón. Determina la forma del orbital. Puede tomar los valores 0, 1,2,…. (n-1). l = 0, si el electrón pertenece a un orbital s. l = 1, si el electrón pertenece a un orbital p. l = 2, si el electrón pertenece a un orbital d. l = 3, si el electrón pertenece a un orbital f.

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Cada subnivel del tipo s (l = 0) constan de 1 orbital, cada subnivel p (l =1) consta de 3 orbitales, los de tipo d (l = 2) de 5 orbitales. En general (2 l + 1) orbitales en un subnivel de numero cuántico secundario l. 

ml = nº cuántico magnético; concreta la orientación del orbital atómico.

Toma los valores de +l a –l, incluido el 0.



ms o s = numero cuántico de espin, señala el sentido de rotación del electrón en el orbital. Sus valores son + ½ y – ½, según coincida o no el sentido de rotación en torno a su eje con el de traslación alrededor del núcleo. (Es independiente de los otros números cuánticos)

Los valores de los números cuánticos n, l y ml caracterizan al orbital, para determinar a un electrón se necesitan los cuatro números cuánticos: n, l, ml y s.

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nº cuántico

posibles valores

N

principal.

1,2,3...

L

secundario

0,..(n-1),

M

magnético

-l,...,0,...,+l

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5. Los orbitales: forma y energía.

Forma: Dependen del subnivel de energía (l). 

Orbitales s (l = 0). Tienen forma esférica dentro de ellos la probabilidad de encontrar al electrón es la misma en todas las direcciones del espacio.



Orbitales p (l = 1). Tienen forma elipsoide de revolución. Los tres orbitales se diferencian en la orientación del espacio. Los tres orbitales np tienen igual forma y tamaño.

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

Orbitales d (l = 2). Tienen forma de elipsoides de revolución, pero con direcciones y tamaños distintos a los p.

Cuanto mayor sea n mayor es el orbital, pero no varía la forma.

Energía:

Todos los orbitales pertenecientes a un subnivel de energía dado tienen la misma energía. La energía de un orbital depende de n y l (pero no de m).

Según se van llenando de electrones los orbitales, la repulsión entre ellos modifica la energía de los orbitales y todos disminuyen su energía al aumentar Z: se estabilizan.

El orden de energía en que se deben llenar los electrones podemos establecerlo por el diagrama de Möller.

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La primera regla de Hund (nos explica el orden de llenado de los electrones) dice que la energía de un orbital en orden a su llenado es tanto menor cuanto mas pequeña sea la suma (n + l). Cuando hay varios orbitales con igual valor de n + l, tiene menos energía aquel que tenga menor valor de n.

6. Configuraciones electrónicas.

Reglas para construir los orbitales: El modo en que los electrones se disponen alrededor del núcleo de un átomo, de la forma más estable posible (se tiende a la mínima energía), se denomina configuración electrónica.

Los electrones llenan los orbitales:  Principio de Aufbau. Los electrones entran en los orbitales de energía mas baja disponibles. Todos los orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía.  Primera regla de Hund.  Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

En un orbital solo caben como mucho 2 electrones opuestos (apareados).  Segunda regla de Hund. Cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía, se disponen de modo que se tenga el máximo de electrones desapareados (con el mismo espin), mientras que sea posible.

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Por lo tanto, podemos afirmar: -

Que un electrón en un átomo queda caracterizado por los 4 números cuánticos (n, l, ml, s).

-

Los valores de los números cuánticos n, l y ml identifican el orbital en donde está dicho electrón.

-

El número de espín, será +1/2 o -1/2, según la orientación del espín del electrón dentro del orbital.

IRREGULARIDADES: Cromo, Cr (Z = 24) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4 s1.

Cobre, Cu (Z = 29) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4 s1.

Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Ejercicio: Indica el grupo y el periodo de Cr y del Cu (a partir de su configuración electrónica).

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TEMA 3: ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS. La tabla periódica.

Los elementos en la tabla periódica se agrupan de forma que queden cerca aquellos que tienen propiedades similares, están colocados por orden creciente de su número atómico (Z).

Las columnas se denominan grupos y las filas periodos.

Se distinguen 4 tipos de elementos químicos: Metales: Li, Na,….forman fácilmente cationes.

No metales: O, N, F,…forman fácilmente aniones.

Semimetales: B, Si, As,….forman con dificultad cationes.

Gases nobles: Ar, Ne,……no forman iones.

El parecido de los elementos de un mismo grupo es debido a que tienen en su última capa electrónica, llamada capa de valencia, el mismo número de electrones, en orbitales del mismo tipo.

Ej: F, Cl, Br, I tienen en su capa de valencia: ns2 np5 (en su capa externa hay 7 electrones) Fluor

1s2 2s2 2p5

Cloro

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Dentro de la tabla periódica hay 3 tipos de elementos caracterizados por su capa de valencia:

Elementos representativos.

Su electrón diferenciador (el ultimo en colocarse) se aloja en un orbital s o un orbital p.

Son los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del S.P. La configuración electrónica de su capa de valencia es: COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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nsx o npx Metales de transición.

Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d. La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) dx ns2

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2. Tamaño atómico.

El tamaño atómico aumenta al descender en un grupo, ya que cada periodo descendido añade una capa más.

El tamaño atómico disminuye al avanzar en un periodo, ya que los electrones que se van incorporando, lo hacen en la misma capa electrónica, lo que no contribuye excesivamente al aumento de tamaño, pero aumenta la carga nuclear y esto hace que los electrones se acerquen más al núcleo y disminuya el tamaño del átomo.

El radio atómico en la Tabla Periódica.

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Los cationes, son siempre más pequeños que los átomos neutros de los que se forman, al perder electrones los que quedan son atraídos con más fuerza por el núcleo.

Los aniones, son siempre más grandes que los átomos neutros de lo que proceden, ya que los electrones adicionales aumentan las fuerzas de repulsión entre ellos y esto hace que el radio aumente.

3. Energía de ionización (EI) La EI, es la energía necesaria para arrancar los electrones de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental.

La 1ª energía de ionización, Será la energía necesaria para arrancar el electrón mas débilmente unido al átomo neutro en estado gaseoso; la 2ª energía de ionización será la energía necesaria para arrancar el siguiente electrón y así sucesivamente.

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La EI crece al avanzar en un periodo, al disminuir el tamaño del átomo y aumentar la carga del núcleo (los electrones son atraídos con mas fuerza), cuesta mas arrancar el electrón y se necesita mas energía. La EI más alta corresponde a los gases nobles y la menor a los metales alcalinos.

La EI disminuye al descender en un grupo, aunque aumenta la carga nuclear, también aumenta el número de capas electrónicas y el electrón a separar esta en un nivel energético mayor (y siente menos atracción por la carga nuclear) por lo que es más fácil separarlo del átomo.

4. Afinidad electrónica (AE) Es el cambio de energía que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso.

Por ejemplo la AE del flúor es -328 kJ/mol.

Los átomos del grupo 17, son los que liberan más energía al adicionar un electrón. Los átomos del grupo 2, son los que necesitan absorber más energía para poder adicionar un electrón.

Cuanta más energía desprende un átomo al ganar un electrón, más tendencia a ganarlo tiene.

Afinidad electrónica COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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5. Electronegatividad (EN) La EN de un elemento es la tendencia que tienen sus átomos a atraer hacia si los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento.

Se determinan por 2 escalas: - Escala de Mulliken, la EN es la media de su EI y el valor absoluto de la AE.

- Escala de Pauling, se expresa en unidades arbitrarias, al F, el elemento más EN se le asigna el valor 4 y al Cs el menos electronegativo el valor 0,7.

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6. Reactividad.

Los metales cuando reaccionan, pierden electrones, la facilidad para perder electrones es mayor cuanto menor sea la EI.

Los no metales reaccionan ganando electrones, la facilidad para ganar un electrón es mayor cuanto mayor sea su AE.

La reactividad de los gases nobles, es casi nula, se les considera inertes, ya que poseen configuraciones electrónicas muy estables.

Ordenación de los elementos y su reactividad química en elementos representativos, y las variaciones de la tabla periódica (radio atómico, radio iónico, electronegatividad, energía de ionización y afinidad electrónica) en elementos del segundo periodo principalmente.

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TEMA 4: ENLACE IONICO Y ENLACE METALICO. Los átomos tienden a unirse para llegar a una situación de energía mínima y para ello se forman enlaces entre ellos.

El número de electrones intercambiados se llama electrovalencia.

1. EL ENLACE IÓNICO. Cuando un elemento de baja E.I transfiere electrones a otro con A.E alta, aparecen cargas eléctricas de signo contrario en los átomos.

Los iones quedan unidos por fuerzas eléctricas de atracción.

Este tipo de enlace tiene lugar entre elementos de muy distinta E.N.

Un ión atrae hacia si todos los iones de signo contrario y viceversa, por lo que el enlace iónico forma cristales.

La fórmula indica solo la proporción en la que se encuentran los iones para que exista neutralidad eléctrica, pero no la cantidad total de los mismos.

http://www.youtube.com/watch?v=167KI-0C9Rg http://www.youtube.com/watch?v=GD8qT7mUPgo

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1.1 Energía reticular o energía de red. (U) Para que se formen los iones del enlace iónico puede existir un balance aparentemente desfavorable.

Ejemplo: Ionización del átomo de Na. Na(g) + Energía (5,14 eV) Cl (g) + 1e-

Na+(g) + 1e-

Cl-(g) + Energía (3,75 eV)

Aparentemente es desfavorable porque 5,14 – 3,75 = 1,39 eV, sin embargo al formarse la red cristalina se libera una energía llamada energía de red (U) que compensa la falta de energía en la ionización espontánea.

En este caso la formación de la red de NaCl, desprende 7,94 eV por pareja de iones que compensa con creces el déficit de 1,39 eV. Por lo tanto un compuesto iónico es más estable cuanto mayor sea su U. La U es inversamente proporcional a la distancia interiónica.

Los compuestos formados por enlace iónico, son siempre sólidos.

1.2 Redes iónicas.

Se llama índice de coordinación (I.C) de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se sitúan a una distancia mínima.

El I.C disminuye al ir disminuyendo el radio del catión y el anión.

Alrededor de un ión grande pueden colocarse varios pequeños, pero entorno a uno pequeño no caben muchos grandes. La red de un cristal iónico está caracterizada por su índice de coordinación.

Ejemplo: En el caso del cloruro sódico se forma una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos.

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1.3 Ciclo de Born-Haber.

Formación de una red iónica, desde el punto de vista termodinámico.

Ej: Formación de NaCl: 1. El cloro normalmente está en estado gaseoso, en forma de moléculas diatómicas y para separar esos dos átomos se necesita un aporte de energía llamada energía de disociación (D).

1

/2Cl2 (g) + ½ D → Cl (g)

2. El sodio se encuentra en estado sólido y hay que aportar energía de sublimación (S) para pasarlo al estado gaseoso.

Na (s) + S → Na (g) 3. La ionización del sodio requiere absorción de una energía, denominada energía de ionización (EI).

Na (g) + EI → Na+ (g) 4. La ionización del Cloro, en la cual se desprende la energía correspondiente a la afinidad electrónica (AE).

Cl (g) → Cl- (g) + AE 5. La unión de los iones para formar la red cristalina desprende la energía de red o energía reticular (U).

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl (cristal) + U

Na (s) + Cl (g) + Q (<0)

CRISTAL

Es un proceso exotérmico.

Q (Energía que se libera) = S + ½ D + EI + AE + U

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1.4 Propiedades de los compuestos iónicos.

Son sólidos a temperatura ambiente. o Temperatura de fusión y de ebullición, dureza, solubilidad, carga, conductividad eléctrica y fractura: -

Si la do aumenta, la U disminuye, por lo tanto la temperatura de fusión, la de ebullición y la dureza disminuyen.

-

Los compuestos iónicos se disuelven en disolventes muy polares, como el agua. La solubilidad de un compuesto iónico aumenta cuando disminuye la energía de red (el compuesto que presente fuerzas interiónicas más débiles será más soluble).

-

Las sales con iones positivos más pequeños o más cargados funden a temperatura más alta, ya que la atracción entre sus iones es muy fuerte. (A mayor carga, mayor energía de red)

-

En estado sólido no conducen la electricidad, pero si lo hacen fundidas o disueltas, ya que los iones pueden moverse.

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-

Al golpear (al aplicar presión) un cristal iónico se fractura y la forma de los cristales más pequeños está relacionada con la estructura de la red cristalina.

LABORATORIO 1. Se pretende estudiar la conductividad de una disolución acuosa de permanganato de potasio. i) Dibuja un esquema del dispositivo experimental que permita realizar el estudio, indicando los materiales a usar. ii) Explica el procedimiento a seguir y las observaciones realizadas.

Material a usar : - Pila o fuente de alimentación - Cables.

- Electrodos - Bombilla (también se puede usar un miliamperímetro) - Si en lugar de todos estos elementos, pone conductivímetro didáctico. Es correcto.

- Vaso de precipitados.

- Agua destilada y permanganato

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2. ENLACE METALICO Para que se produzca el enlace metálico, el elemento debe tener orbitales desocupados y sus átomos deben tener baja EI. Cada átomo metálico deja en libertad algunos de sus electrones y estos circulan por la red cristalina formando un “gas o nube electrónica”.

Los iones positivos en los que se han transformado los átomos están en los nodos de la red cristalina y la atracción entre ellos y la nube electrónica da cohesión al cristal.

2.1 La teoría de bandas.

Los electrones pueden moverse por el cristal, pero dentro de unos límites, la energía de cada electrón pertenece a una “banda” energética.

Los electrones de la corteza de estos átomos, en una red metálica, pueden estar:

-

En la banda de valencia. Es el intervalo de energía que poseen los electrones ligados a cada átomo.

En la banda de conducción. Intervalo de energía al que pertenecen los electrones del gas electrónico.

Las bandas pueden estar llenas de electrones, semillenas o vacías.

Los metales son conductores porque tienen una banda de conducción semillena de electrones que se mueven por la misma o porque tienen una banda de conducción vacía que solapa con la banda de valencia y los electrones pueden pasar a esta y moverse por ella.

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2.2 Propiedades de los enlaces metálicos.

Brillo intenso, gran conductividad eléctrica y térmica, maleabilidad y ductilidad.  Brillo, ya que los electrones sirven de enlace con los cationes para captar y emitir energía electromagnética.  Conductividad eléctrica y térmica, por la facilidad de los electrones de valencia para moverse a través de un sólido y de ceder energía para calentar la red cristalina.  Maleabilidad y ductilidad, ya que los cationes de la red al ser todos iguales se mueven fácilmente sin provocar repulsiones.  Las temperaturas de fusión y de ebullición son muy variadas. Están relacionadas con la fuerza del enlace metálico, que depende de la fuerza de atracción entre la nube electrónica y los iones positivos.

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Cuanto menor es el volumen de los iones, mayor es la fuerza de atracción y por lo tanto los puntos de fusión y de ebullición aumentan al ascender en un grupo.

Cuantos más electrones de valencia tengan los átomos, mayor es el número de electrones de la nube electrónica por eso en los metales de transición la fuerza del enlace suele ser grande.

http://www.youtube.com/watch?v=zrlN6E8BxEI http://www.youtube.com/watch?v=agaqcEg549Y

- ¿Por qué un trozo de sal común es frágil y se puede romper fácilmente cuando se le somete a una fuerza y no ocurre lo mismo con un trozo de metal que se deforma antes de romperse?

El modelo establecido para explicar el enlace metálico también es coherente con otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la posibilidad de deformación sin que se produzca la rotura del cristal (como ocurre en los sólidos iónicos) ya que la deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red que conduce a una nueva situación que apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se pueden diferenciar de forma simple estos fenómenos: COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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se deforma

se rompe

(Comparación entre el comportamiento de un sólido metálico y otro iónico cuando se someten a una fuerza)

Análogamente el hecho de que los metales sean mejores conductores del calor que materiales como la madera o el corcho blanco, se puede explicar también por la facilidad con que en los primeros se pueden mover los electrones de valencia y pueden vibrar los restos atómicos positivos. Todos hemos notado alguna vez lo bien que un metal transmite el calor cuando, por ejemplo, tocamos un objeto metálico que ha estado expuesto un tiempo al sol. La sensación es muy distinta que si tocamos un objeto de madera (igualmente expuesto) el cual nos parece que está a menor temperatura porque transmite mucho peor el calor a nuestra piel. Es por eso que los metales son muy malos aislantes térmicos.

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TEMA 5: ENLACE COVALENTE. El enlace covalente es la unión entre átomos de elementos no metálicos, con elevada electronegatividad, que comparten uno o más pares electrónicos.

1. Lewis. http://www.youtube.com/watch?v=SD-PaviesH0 Propuso que los enlaces covalentes se deben a la compartición de pares electrónicos entre los átomos que forman el enlace, para conseguir que estos átomos completen el octeto y así tener un sistema de menor energía que el sistema de átomos separados.

Propuso los diagramas o estructuras de Lewis, donde los electrones del último nivel energético o electrones de valencia, se representan como puntos o cruces agrupados por parejas alrededor de los símbolos.

Tipos de enlaces covalentes: 

Enlace covalente sencillo. Ej: F2.



Enlaces múltiples. Ej: N2, O2.

 

Enlace covalente dativo o coordinado. Ej: SO2.

CCl4

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2. Teoría del enlace de valencia (TEV) Supone que los orbitales de los átomos que forman enlace covalente se solapan en sus zonas de probabilidad, para ello los orbitales de partida deben estar semillenos y que para que los átomos se unan, los espines de los electrones de enlace deben ser antiparalelos (Principio de exclusión de Pauli).

Si se solapan de forma lateral, se denomina enlace .

Si se solapan de forma frontal, se denomina enlace .

Solo se solapan orbitales con energía parecida y simetría adecuada.

El solapamiento puede ser de más de un orbital, entonces se produce un enlace doble o triple.

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3. Parámetros moleculares: 3.1 Ángulo de enlace.

Es el ángulo que hay entre dos enlaces de un átomo.

3.2 Longitud de enlace.

Es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados.

La GEOMETRÍA de la molécula viene dada por el ángulo y la longitud de enlace.

Según la teoría del método de repulsión de pares de electrones (RPECV), la geometría de las principales moléculas puede ser la siguiente: Lineal (BeCl2, HF,…), triangular plana (BF3,…), tetraédrica (CH4,…), piramidal (NH3,…) y angular (H2O,…).

LINEAL

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TRIANGULAR PLANA

TETRAÉDRICA

PIRAMIDAL

ANGULAR

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Los pares de electrones de valencia que rodean al átomo central en una molécula se repelen entre sí, separándose y eso modifica la geometría de la molécula.

En el NH3, el ángulo entre un enlace y un par de electrones no compartidos es mayor que el ángulo entre dos enlaces.

En el H2O, el ángulo entre dos pares de electrones no compartidos es mayor que el ángulo entre un par no compartido y un enlace.

Ángulos de enlace:

lineal

triangular plana

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tetraédrica

piramidal

angular

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3.3 Energía de enlace.

Es la energía necesaria para romper los enlaces de la molécula.

3.4 Polaridad. http://www.youtube.com/watch?v=OnfHPLj2E6I&feature=related Se clasifica el carácter covalente de un enlace, según su polaridad.

En enlaces covalentes entre átomos distintos, la distribución de la carga no es uniforme, ya que el átomo más EN atrae con más fuerza a los electrones de enlace, presentando elevada densidad electrónica.

Podemos clasificar los enlaces covalentes en: Enlaces covalentes polares, entre átomos con distintas EN, por ejemplo HCl, CO, NO. -

Enlaces covalentes apolares o puros, se forman entre átomos iguales, ejemplos: Cl2, O2, Br2.

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Tenemos que diferenciar entre la polaridad de enlace y la polaridad de la molécula, ya que no tienen porque se iguales, existen moléculas que son apolares, pero que tienen enlaces polares.

Momento dipolar Es una magnitud física vectorial, definida como el producto de la carga del dipolo por la distancia que separa los centros de carga positiva y negativa.

Para que una molécula sea polar, se debe cumplir: que al menos tenga un enlace covalente polar o que tenga una disposición espacial tal que la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces no sea nula.

Enlace apolar o puro

enlace polar

Polaridad de las moléculas:  Coinciden polaridad de enlace y polaridad de la molécula, por ejemplo HCl: en esta molécula coinciden polaridad de enlace y polaridad molecular, se trata de una molecular polar, (por lo tanto su momento dipolar es distinto de cero).

µ≠0 enlace polar molécula polar.

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 En moléculas piramidales (como el NH3) y moléculas angulares (como el H2O), la polaridad del enlace y de la molécula tienen valores distintos, aunque ambos son polares.

µ≠0 enlaces polares; molécula polar

 En moléculas lineales (ej: CO2), triangulares planas (ej: BCl3) o tetraédricas (ej: CH4), los enlaces son polares, pero forman moléculas apolares o puras. Ya que debido a la geometría de la molécula la suma de vectores puede ser 0, lo que hace a la molécula apolar o pura.

enlaces polares µ≠0 molécula apolar µ = 0

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4. Fuerzas intermoleculares.

Son interacciones secundarias que se establecen entre las moléculas. Su energía es mucho menor que la del enlace covalente, pero aunque sean débiles son muy numerosas. Pueden ser de dos tipos: fuerzas de Van der Waals y enlaces de hidrógeno.  4.1 Fuerzas de Van del Waals.

Pueden ser de tres tipos: -

Fuerzas de atracción dipolo-dipolo o de Keeson (para moléculas polares)

Se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes, la parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo. (HCl, H2O, SO2,…).

-

Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido o de Debye.

Una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creándose en ella un dipolo instantáneo o dipolo inducido y produciéndose una fuerza de atracción entre ambas moléculas. Estas fuerzas son importantes en las disoluciones de sustancias polares en disoluciones apolares.

-

Fuerzas de dispersión o de London (fuerzas de interacción dipolo instantáneo-dipolo inducido).

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Son debidas a dipolos instantáneos que se originan en moléculas apolares de forma aleatoria. Son muy débiles y breves en el tiempo. Su intensidad aumenta con el peso molecular de la molécula, son las responsables de que sustancias con elevada masa molecular a temperatura ambiente estén en estado líquido o sólido.

Ejemplo: O2, N2, CO2 o CCl4.

4.2 Puentes de hidrógeno.

(Son un tipo de fuerzas de atracción dipolo-dipolo) Los puente de hidrógeno se producen cuando existen enlaces entre átomos muy EN y de pequeño volumen F, O y N con el H. Por lo tanto los puentes de hidrógeno se darán entre moléculas que contengan enlaces F-H, O-H o N-H. Típico de H2O, NH3 y HF.

Puentes de hidrógeno

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5. Sustancias moleculares.

La mayoría de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición bajos por lo que, generalmente son gases en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Si las fuerzas intermoleculares son más intensas (dipolos permanentes o existen enlaces de hidrógeno entre las moléculas), pueden ser líquidos e incluso sólidos.

bromo (Br2)

6. Sólidos covalentes.

Son sustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante enlaces covalentes formando redes tridimensionales.

Sus uniones son muy fuertes, tienen temperaturas de fusión y ebullición, muy altas ya que son muy duros.

Ejemplo: diamante y cuarzo.

diamante

cuarzo (SiO2)

7. Solubilidad.

Los compuestos con enlace covalente se disuelven en otros compuestos covalentes, pero hay excepciones, ya que las sustancias que tienen moléculas con muchos átomos de oxígeno y que no son macromoléculas, son solubles en agua ya que los átomos de oxigeno se unen con los átomos de hidrogeno del agua.

Podemos decir que las moléculas polares en general son solubles en disolventes polares.

Los compuestos covalentes que no sean polares (apolares o puros) solo se disuelven en disolventes orgánicos no polares, como el benceno o el tetracloruro de carbono.

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Los compuestos con enlace covalente, en general tienen nula conductividad eléctrica y térmica.

Prácticas solubilidad:

1. i. En un tubo de ensayo se colocan unos cristales de I2(s) y se añaden 5 mL de agua ¿Qué observará? Justifique la observación realizada. (0,5 puntos) ii. A continuación se añaden, en el mismo tubo, 5 mL de tolueno, se agita la mezcla y se deja reposar hasta que se separen dos fases. Indique y justifique la coloración que presenta cada una de las fases. (0,5 puntos)

2. En un tubo de ensayo se colocan unos cristales de KMnO4 (s) y se añaden 5 ml de un disolvente orgánico no polar. Indique y justifique la observación realizada. A continuación se añaden en el mismo tubo 5 ml de agua, se agita la mezcla y se deja repostar hasta que se separen dos fases. Indique y justifique la coloración que presenta cada una de las fases.

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Soluciones: 1. i. Al añadir agua sobre cristales de I2(s) se observará una coloración muy débil en la fase acuosa. Esto es debido a que el I2(s) es un sólido no polar y, por tanto, muy poco soluble en un disolvente polar como el agua. ii. Una de las fases, la orgánica, estará fuertemente coloreada de violeta oscuro. La otra fase, la acuosa, estará como la fase inicial. El I2(s) es un sólido no polar soluble en disolventes no polares como el tolueno.

2. Se trata de una sal por lo tanto no se disuelve en el disolvente apolar. Cuando se añade el agua podemos observar que los cristales de KMnO4 se disuelven, quedaran dos fases una con el disolvente apolar (transparente) y la otra con la disolución de los cristales iónicos y el agua que es de un color violeta intenso.

http://www.youtube.com/watch?v=uPoSSO4HjEM&feature=related

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TEMA 6: TERMODINÁMICA http://santillana.twig-world.es/films/los-cambios-energeticos-en-las-reacciones-2708/

1. Procesos endotérmicos y exotérmicos.

Durante las reacciones químicas puede producirse absorción o liberación de energía.

Esto indica que tanto los reactivos como los productos contienen calor que es característico de su masa. El contenido de calor es una medida de la energía que está acumulada por una sustancia durante su formación.

Reacciones endotérmicas: son aquellas reacciones que absorben calor, lo que significa que la energía de las moléculas de los productos es mayor que la energía de las moléculas de los reaccionantes.

Ejemplo: La reacción para obtener N2O es un proceso endotérmico que requiere calor para unir al nitrógeno y el oxígeno, la cantidad de calor se representa en kcal o kJ.

2N2(g) + O2(g) + 39 kcal 2N2(g) + O2(g)

2N2O(g)

2N2O(g)

∆H= 39 kcal

Reacciones exotérmicas: son aquellas reacciones donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de los productos es menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes.

La combustión del metano es una reacción de tipo exotérmico: CH4(g) + 2O2(g)

CO2(g) + 2H2O(g) + 213 kcal.

CH4(g) + 2O2(g)

CO2(g) + 2H2O(g)

∆H = - 213 kcal.

DIAGRAMAS ENTÁLTICOS:

Reacción endotérmica

Reacción exotérmica

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2. ENTALPÍA. ENTALPIA DE REACCIÓN (∆Hr): Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante.

Una reacción es endotérmica si: Q = ΔHr > 0

H productos > H reactivos

Una reacción es exotérmica si: Q = ΔHr < 0

H productos < H reactivos

ENTALPÍA DE FORMACIÓN (∆Hf):

Es el calor necesario para formar un mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen.

Ejemplo: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) + 68,3 kcal

ΔHf (H2O(l)) = - 68,3 kcal/mol

Cuando se forma un mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno se producen 68,3 kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua.

ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN (∆Hc): Es el calor liberado, a presión constante, cuando se quema un mol de sustancia.

Ejemplo: CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l) ΔHc = - 212,8 kcal Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano se desprenden 212,8 Kcal.

Estas entalpías se determinan normalmente a 25°C y 1 atm, se denominan entalpías estándar y se denotan como (∆Hº).

Para determinar la entalpía estándar de formación de las sustancias, se deben tener en cuenta la siguiente consideración: La entalpía estándar de formación de los elementos puros, libres y tal como se encuentran en su estado natural es cero.

Por ejemplo: H2 (g), O2 (g), N2 (g), Cl2 (g), Na (s)….., tienen ΔHfº = 0 (la entalpía estándar de formación es 0).

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ENTALPÍA ESTÁNDAR de una ecuación general: aA + bB → cC + dD Se calcula restando las entalpías estándar de formación de los productos de las entalpías estándar de formación de los reactivos, como se ilustra en la siguiente ecuación:

EJEMPLOS: 1. Calcula la entalpía de la siguiente reacción: CH4O (l) + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H20 (l) Datos: ∆HfCH4O (l) = - 39,55 kJ/mol; ∆HfH2O(l)= - 285,8 kJ/mol; ∆HfCO2 (g) = - 395,5kJ/mol. ∆Hr = ∑ n ∆Hºf (productos) - ∑ n ∆Hºf (reactivos) ∆Hr = ∆Hºf(CO2(g)) + 2 ∆Hºf(H2O(l)) - (∆Hºf(CH4O(l)) + 3/2 ∆Hºf(O2(g)) ) = ∆Hr = (- 395,5 + 2 ∙ (-285,8) – (-39,55) + 0) kJ/mol = - 927,55 kJ/mol

2. En la combustión de 5 g de metano, CH4 , llevada a cabo a presión constante y a 25 ºC, se desprenden 275 kJ. En estas condiciones, determina: a) La entalpía de formación y de combustión del metano.

Datos: ∆Hºf [CO2(g)] = −393 kJ/mol, ∆Hºf [H2O(l)] = −285,8 kJ/mol.

Masas atómicas: C = 12; H = 1. a) Empezaremos con la entalpía de combustión del metano (∆HC(CH4)) , ya que los datos del enunciado nos permiten calcularla casi directamente, 5 g de CH4 es la masa de 0,31 mol de CH4.

Si por cada 5 gramos de CH4 se desprenden 275 kJ, por cada mol se desprenderán 880 kJ (ya que 1mol de CH4 pesa 16 gramos) 275 kJ · 16 g /5 g = 880 kJ /mol. ∆Hc= - 880 kJ/mol COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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Para determinar la entalpía de formación del metano: - escribimos la reacción de combustión del metano CH4(g) + 2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(l); ∆H˚combustión = - 880 kJ/mol

∆H˚

= ∑n·∆H˚f

combustion

∆H˚ = 2·∆H˚f c

∑n·∆H˚f

-

productos

+ ∆H˚f

H2O

reactivos

- (∆H˚f

CO2

+2·∆H˚f )‫‏‬

CH4

- 880 = 2·(−285’8) + (−393) - (∆H˚f

O2

+ 2· 0)‫‏‬

CH4

∆H˚f

= - 84,6 kJ/mol

CH4

3. REGLAS DE LA TERMODINÁMICA.  Primera regla o Ley de Hess: La variación de entalpía de un proceso directo es igual a la suma de las variaciones de entalpía de cada uno de las etapas que dan lugar al mismo.  Segunda regla: El valor de la entalpía es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto.  Tercera regla: Los valores de entalpía para dos reacciones inversas son iguales en magnitud, pero de signo opuesto.

EJEMPLO: Halla el calor de la reacción: C(grafito) + 1/2 O2 (g) → CO(g), sabiendo que las entalpias estándar de combustión del grafito y del monóxido de carbono son, respectivamente, -393,05 y –238,0 kJ/mol.

(A)

C(grafito) + 1/2 O2 (g) → CO(g)

∆Hr = ?

(B)

C(grafito) + O2 (g) → CO2(g) ∆Hc = - 393,05 kJ/mol

(C)

CO (g) + ½ O2(g) → CO2 (g)

∆Hc = - 238,0 kJ/mol

A = B + (-C) = B – C = -393,05 kJ/mol + 238,0 kJ/mol = -155,05 kJ/mol ∆Hr = -155,05 kJ/mol COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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4. ENERGÍA DE ENLACE. La energía de enlace químico es la entalpía de la reacción en la que se rompe un mol de dichos enlaces en estado gaseoso.

H2 (g) → 2H (g)

ΔH= 436 kJ.

Si la reacción sólo implica gases, se puede calcular la entalpía de una reacción a partir de los valores de las energías de enlace (tabla): ΔHr = Σ E enlaces rotos (reactivos) – Σ E enlaces formados (productos). 

Reacción endotérmica ΔH > 0; ΣE enlaces rotos > ΣE enlaces formados.

Los enlaces que hay que romper son más fuertes que los que se forman.



Reacción exotérmica ΔH < 0; ΣE enlaces rotos < ΣE enlaces formados.

Los enlaces que hay que romper son más débiles que los que se forman.

Ejemplo: Calcular la energía del enlace H-Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo Hf0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación (energías de enlace) del H2 y del Cl2 son 436 kJ/mol y 242,4 kJ/mol, respectivamente.

A) La reacción de formación del HCl, será: ½ H2 + ½ Cl2 → HCl

∆Hf = - 92,3 kJ/mol

ΔHf = Σ E enlaces rotos (reactivos) – Σ E enlaces formados (productos). ∆Hf = ½ EH2 + ½ ECl2 - EHCl -92,3 kJ/mol = ½ 436 kJ/mol + ½ 243,4 kJ/mol – EHCl EHCl = 432 kJ/mol

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B) Por la Ley de Hess: (4) HCl(g)  H(g) + Cl(g)

H0 = ?

(1) ½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g) (2) H2(g)  2H(g) (3) Cl2(g)  2Cl(g)

Hf0(HCl) = –92,3 kJ Ee(H2) = 436,0 kJ Ee (Cl2) = 243,4 kJ

(4) = –(1) + ½ (2) + ½ (3) H0 = – (–92,3 kJ ) + ½ x(436,0 kJ) + ½ x (243,4 kJ) = 432,0 kJ EHCl = 432 kJ/mol puesto que en la reacción (4) se disocia un mol de enlaces H–Cl. 5. ENTROPÍA Y 2ª LEY DE LA TERMODINÁMICA. La entropía (S) es el grado de desorden de un sistema, sólo depende del estado del sistema. ΔS = Σ S productos – Σ S reactivos Sº, será la entropía estándar, medida a la presión de 1 atmósfera y 25ºC. La entropía mide el grado de desorden del sistema, su variación en cualquier transformación que experimente el sistema, solo depende de los estados inicial y final del mismo.

Cambio de entropía en las reacciones químicas: La entropía de un gas es mucho mayor que la de un líquido o un sólido. Un sólido cristalino está altamente ordenado y su entropía (S) es baja, pero en un gas hay una entropía (S) alta ya que las partículas están distribuidas totalmente al azar por todo el recipiente, en el líquido la entropía (S) es intermedia.

Si el número de productos gaseoso es mayor que la cantidad de reactivos gaseosos, la entropía es mayor que 0. ∆Sr = ∑n (productos gas) - ∑n (reactivos gas) Si: ∆Sr › 0 podemos deducir que la entropía es mayor que 0, es decir que tiende al desorden.

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EJEMPLO: H2 (g) → 2H (g)

∆Sr = 2-1 =1 la entropía (S) de esta reacción es mayor de 0.

2ª Ley de la termodinámica: en un proceso espontáneo, hay un incremento neto de entropía total del universo, que comprende tanto al sistema considerado como al entorno. ΔS total = (ΔS sistema + ΔS entorno) > 0 6. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS. La energía libre de Gibss (ΔG) nos indica si un proceso es espontáneo o no. ΔG = ΔH – TΔS

Proceso a presión y temperatura constante.

ΔGr = Σ Δ G productos – Δ Σ G reactivos. ΔGºr = Σ Gºf, productos – Σ Gºf, reactivos.

La energía de Gibbs sirve para evaluar la espontaneidad de un proceso. ΔGr < 0 Reacción espontánea. ΔGr > 0 Reacción no espontánea. ΔGr = 0

Sistema en equilibrio.

7. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS Y TIPOS DE REACCIONES. ΔG = ΔH – TΔS 1. Reacciones exotérmicas (ΔH<0) con aumento del desorden (ΔS > 0).

Este tipo de reacciones son siempre espontáneas. (siempre ΔG < 0) 2. Reacciones endotérmicas (ΔH>0) con aumento del desorden (ΔS >0).

Serán reacciones espontáneas a temperaturas suficientemente altas, como para que ΔG <0.

3. Reacciones exotérmicas(ΔH<0) con aumento del orden (ΔS <0).

Serán reacciones espontáneas a temperaturas lo suficientemente bajas, para que ΔG <0.

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4. Reacciones endotérmicas (ΔH>0) con aumento del orden (ΔS <0).

Estas reacciones no son espontáneas a ninguna temperatura, ya que siempre ΔG >0. http://www.educaplus.org/play-76-Energ%EF%BF%BDa-libre-de-Gibbs.htmlUhKFniYm-GrQSU-xC2VSs?referrer=hlnk

8. DETERMINAR CALORES DE REACCION EXPERIMENTALMENTE. Podemos determinar experimentalmente el calor que se absorbe o se desprende en una reacción.

El calor ganado por un sistema se determina mediante la siguiente ecuación:

Q = El calor es la transferencia de energía entre dos sistemas a diferentes temperaturas. ∆T = Diferencia de la temperatura final – temperatura inicial M= Masa de la sustancia sobre la cual se produce el cambio de temperatura.

Ce = Calor específico de la sustancia, es la cantidad de calor necesaria para aumentar en 1ºC la temperatura de 1 gr de sustancia. El calor específico del agua es 1 cal/gºC

Ejemplo 1: Calcule la cantidad de calor absorbida por 200 g de agua cuando son calentados desde 20 ºC hasta 80 ºC .

Si queremos llevar el valor obtenido a Kcal, solo debe realizarse una simple regla de tres tomando en cuenta que: 1 Kcal es igual a 1.000 cal.: Si se desea expresar la cantidad de calor en Julios, es necesario recordar que 1 caloría es igual a 4,184 J, por lo cual basta con multiplicar la calidad de calorías por este número:

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El signo negativo indicaría que se desprende calor, la temperatura final es menor que la temperatura inicial.

PRÁCTICAS DE LABORATORIO: 1. En el laboratorio se desea determinar el calor de la reacción ácido-base del hidróxido de sodio con el ácido clorhídrico. Dibuje un esquema del dispositivo experimental e indique el material utilizado.

2. En el laboratorio se dispone del dispositivo experimental necesario para determinar calores de reacción a presión constante. Describa el procedimiento a seguir para determinar el calor de la reacción ácido-base entre el hidróxido de sodio y el ácido clorhídrico.

SOLUCIONES: 1.

Dibujo (0,25 puntos) Vaso de poliestireno con tapa (0,25 puntos) Termómetro (0,25 puntos) Agitador (0,25 puntos)

 

Colocar V mL de la disolución de HCl(ac) en el vaso de poliestireno. (0,25 puntos)   

Anotar la temperatura. (0,25 puntos) Verter V mL de la disolución de NaOH (ac) sobre la de HCl (ac). (0,25 puntos) Agitar suavemente y anotar la temperatura. (0,25 puntos)

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TEMA 7: EQUILIBRIO QUIMICO Las reacciones reversibles ocurren de forma limitada, sin que ninguno de los reactivos se consuma totalmente, se produce un equilibrio entre reactivos y productos.

Las moléculas siguen reaccionando incluso una vez alcanzado el equilibrio, las concentraciones se mantienen constantes, ya que la velocidad de la reacción de derecha a izquierda es igual que la velocidad de izquierda a derecha.

1. Ley del equilibrio químico o ley de acción de masas.

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI (g)

http://www.youtube.com/watch?v=xFe8HtPcEB8

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Cociente de reacción = Q [HI]2 Q= [H2] [I2] Kc = constante de equilibrio Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto.

Solo se cumple para disoluciones diluidas o gases .

[HI]2 Kc = [H2] [I2]

eq

La constante de equilibrio (Kc), varía con la temperatura.

Cuando el sistema no ha alcanzado el equilibrio, Q puede tomar cualquier valor.

Si Q = Kc, el sistema ha alcanzado el equilibrio.

Q < Kc La reacción tiende a la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos.

Kc= Q Sistema en equilibrio.

Q > Kc La reacción tiende a la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos.

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Una reacción está más desplazada hacia la derecha cuanto mayor sea su valor de Kc. De forma general: a A + bB ↔ c C + d D [C]c [D]d Q= [A]a [B]b

Cuando el sistema está en equilibrio, el cociente de reacción toma un valor constante para cada temperatura y se representa por Kc.

[C]c [D]d Kc = [A]a [B]b

eq

2. Equilibrios gaseosos N2(g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3(g) [NH3]2 Kc = [N2] [H2]3

eq

Kp = constante de equilibrio en función de las presiones.

[PNH3]2 Kp= Kc (RT)-2

Kp = [PN2] [PH2]

3

eq

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De forma general, para una reacción química: a A (g) + bB (g) ↔ c C (g) + d D (g)

PCc PDd

Kp = Kc (RT)Δng

Kp = a

b

PA PB

eq

La constante de equilibrio entre gases, suele expresarse en función de las presiones parciales de los gases en equilibrio, a esa constante se le llama Kp (es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos, al igual que Kc y también varía con la temperatura)

Kc y Kp para una ecuación química determinada, solo varía con la temperatura.

Sus unidades depende de la relación que exista entre sus coeficiente estequiométricos, pero frecuentemente se escriben sin unidades. Las concentraciones deben venir expresadas en moles/litro, la temperatura en Kelvin y las presiones en atmósferas.

3. Constantes de equilibrio y avance de las reacciones.

En el equilibrio:  Si K es muy grande: la reacción está desplazada hacia la formación de productos.  Si K es aproximadamente 1: en el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos son similares.  Si K es muy pequeña: la reacción está muy desplazada hacia los reactivos, se forman pocos productos.

(Tanto para Kc como para Kp)

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4. Principio de Le Châtelier.

Un sistema en equilibrio químico, que es sometido a una perturbación externa reacciona en el sentido necesario para que la causa perturbadora quede, en lo posible, contrarrestada.  En un equilibrio químico, la adición de un reactivo o un producto, desplaza el equilibrio en el sentido en que se consuma más sustancia añadida para restablecer el equilibrio. La eliminación de un reactivo o un producto produce el efecto contrario.  En un equilibrio químico con reactivos y/o productos gaseosos, un aumento de la presión o una disminución del volumen del sistema desplaza el equilibrio en el sentido en el que haya menos moles gaseosos. (El efecto contrario en el caso de disminución de presión o aumento del volumen del sistema).  Si se produce un cambio de temperatura, el sistema responde de forma que se contrarrestre parcialmente, el cambio de temperatura.

Un aumento de la temperatura desplaza el equilibrio en el sentido en que la reacción es endotérmica, mientras que una disminución de la temperatura lo desplaza en el sentido que es exotérmica.

5. Equilibrios heterogéneos.

Hasta el momento hemos considerado únicamente equilibrios con especies en una sola fase, es decir, de tipo homogéneo. En los equilibrios heterogéneos participan especies de más de una fase. Consideramos la siguiente reacción reversible a 25ºC: 2HgO (s) ↔ 2Hg (l) + O2 (g) Cuando se establece el equilibrio para este sistema, hay presentes un sólido, un líquido y un gas. Ni los sólidos ni los líquidos son afectados de manera significativa por cambios en la presión.

Kc = [O2]

Kp = PO2

Estas expresiones de la constante de equilibrio indican que existe equilibrio a una temperatura dada para una y sólo una concentración y una presión parcial de oxígeno en contacto con mercurio líquido y óxido de mercurio (II) sólido.

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6. Solubilidad y producto de solubilidad.

La solubilidad es la medida o magnitud que indica la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de solvente y a una temperatura dada.

Las unidades de expresión para la solubilidad son variadas, en general se expresa en g/l (gramos/litros).

Ejemplo: La solubilidad de la sal común (cloruro de sodio) es de 360 g/l en agua a 20ºC. Este valor indica que en un litro de agua (1000 cc) a 20ºC, la cantidad máxima de cloruro de sodio que se puede disolver es 360 gramos.

Tipos de soluciones con respecto a la solubilidad.

-

-

-

Solución Insaturada: Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es inferior a la que indica su solubilidad, esta solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y esta se disolverá.

Solución Saturada: Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es igual a la que indica su solubilidad. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y no se disolverá.

Solución Sobresaturada: Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es mayor a la que indica su solubilidad. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente por su gran “inestabilidad” ya que al agitarla o al agregar un pequeño cristal de soluto (cristal de siembra o semilla de cristal) se provoca la cristalización del exceso de soluto disuelto.

Hay sustancias muy solubles en agua (azúcar), otras muy poco solubles y otras prácticamente insolubles (aceite), por lo tanto la solubilidad no posee siempre valor fijo o constante sino que depende de ciertos factores que harán de la solubilidad un valor que puede ser aumentado o disminuido según sea el factor modificante y éstos son la presión, la temperatura y la naturaleza química del soluto y solvente.

Producto de la Solubilidad Kps Es la constante de equilibrio que se aplica a la disolución de un compuesto poco soluble.

A la constante de equilibrio se la denota constante del producto de solubilidad o también producto de solubilidad Cuanto menor sea el producto de solubilidad menor solubilidad tendrá la sustancia.

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El producto de solubilidad de un compuesto iónico es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.

CmAn ↔ m Cn+ + n AmDonde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad será: Kps = [Cn+]m [Am-]n El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto.

Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad molar, número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L); y como solubilidad, número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (gr/L).

Todo esto ha de calcularse teniendo en cuenta una temperatura que ha de permanecer constante y que suele ser la indicada en las condiciones estándar o condiciones de laboratorio (P=1 atm, T=25ºC).

Podemos conocer si se formará un precipitado en una solución dada, comparando Qps y Kps: Cuando: Qps < Kps se favorece el proceso hacia la derecha, no ocurre precipitación; se puede disolver más sólido.

Qps = Kps la solución está saturada, no se favorece el proceso hacia la derecha ni hacia la izquierda.

Qps ˃ Kps se favorece el proceso inverso, se produce la precipitación.

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Formación de un precipitado amarillo.

Prácticas de Laboratorio 1. En un tubo de ensayo se vierten 5 mL de disolución acuosa de cloruro de sodio, NaCl, a la que se añaden gotas de disolución acuosa de nitrato de plata, AgNO3, hasta la formación de un precipitado claramente visible. Escriba la fórmula química del compuesto que precipita. Se añade a continuación gota a gota la disolución acuosa de amoniaco. Indique y explique el cambio que se observa.

2. En un tubo de ensayo se vierten 5 mL de disolución acuosa de cloruro de bario (BaCl2) y, a continuación, gotas de disolución acuosa de carbonato de sodio (Na2CO3) hasta la formación de un precipitado claramente visible. Escriba la fórmula química del compuesto que precipita. (0,25 puntos) Una vez formado el precipitado, se añade gota a gota una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl). Indique y explique el cambio que se observa en el tubo de ensayo. (0,75 puntos)

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1. Solución: El precipitado que se forma es AgCl. (0,25 puntos) Al añadir amoniaco se observa la disolución del precipitado. (0,25 puntos) La disolución del precipitado se debe a la formación de un complejo. (0,25 puntos) La formación de este compuesto desplaza el equilibrio de solubilidad: AgCl(s) ↔ Ag+(ac) + Cl-(ac) hacia la derecha, hacia la disolución del precipitado (0,25 puntos)

2. Solución: Se formará un precipitado de carbonato de bario: BaCO3(s) (0,25 puntos) Al añadir ácido clorhídrico se observará la disolución del precipitado de BaCO3 (0,25 puntos) En la disolución tenemos el equilibrio de solubilidad: BaCO3(s) ↔ Ba2+(ac) + CO32-(ac) (0,25 puntos) Adición de ácido (H3O+) que reacciona con el CO32-(ac) para dar H2CO3(ac) que es CO2(g) + H2O(l).

El CO2(g) se desprende y el equilibrio de solubilidad se desplaza hacia la derecha, hacia la disolución del precipitado. (0,25 puntos)

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TEMA 8: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES. 1. ÁCIDOS Y BASES. Arrhenius define: -

Ácido, toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones H+.

Base, toda sustancia que tiene algún grupo OH capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones OH-.

Teoría de Brönsted y Lowrry.

-

Un ácido es toda especie capaz de ceder un protón.

Una base es toda especie capaz de aceptar un protón.

Las sustancias anfóteras son aquellas que pueden actúan como ácidos o como bases.

Ej: agua.

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Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada.

Si un ácido se encuentra totalmente disociado en disolución acuosa, se denomina ácido fuerte. (Ejemplo: HCl) Si solo se disocian parcialmente se denominan ácidos débiles (Ejemplo: HCN) En este caso podemos definir Kc y Ka (constante de acidez o constante de ionización).

Cuanto mayor sea Ka, el ácido es más fuerte, es decir que tiende a ceder H+, y por lo tanto esta mas desplazada hacia la derecha.

Para una base podemos definir Kb (constante de basicidad o constante de ionización) Cuanto mayor sea la Kb, más tendencia tiene la base a captar H+, por lo tanto será una base más fuerte.

Ejemplo: Ka del ácido débil HCN. HCN(ac) + H2O(l) ↔ CN- (ac) + H3O+(ac).

Kc = equilibrio

Ka =Kc∙[H2O] = equilibrio 2. DISOCIACIÓN DEL AGUA. H2O + H2O ↔ H3O+ (aq) + OH-(aq)

Kw = Kc [H2O]2 = [H3O+] [OH- ] A 25ºC,

Kw = Kc [H2O]2 = [H3O+] [OH-]

Kw = 10-14 mol2 l-2   

Producto iónico del agua.

Una disolución es ácida si [H3O+] > [OH-] Una disolución es neutra si [H3O+] = [OH-] Una disolución es básica si [H3O+] < [OH-]

Para medir la [H3O+] en una disolución. Se utiliza la llamada escala de pH. COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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pH= - log [H3O+]

pH + pOH =14

[H3O+] = 10 –pH A 25ºC el producto iónico del agua (KW) es 10 -14 moles y en el agua pura como la [H3O+] = [OH-], podemos decir que [H3O+] = [OH-] =10-7 mol/l.

Para el agua pura: pH= -log 10-7 = -(-7) = 7 - Una disolución es ácida cuando [H3O+] > [OH-], a 25ºC , [H3O+] > 10-7 mol/l ya que [H3O+] [OH-] = 10-14; [H3O+] > 10-7 mol/l equivale a pH < 7.

- Una disolución es básica cuando [H3O+] < [OH-], a 25ºC [H3O+] < 10-7 mol/l, que implica un pH > 7.

Disolución ácida, pH < 7 Disolución neutra, pH = 7 Disolución básica, pH > 7

3. ÁCIDOS Y BASES: Los principales ácidos y las bases son los siguientes: - Ácidos fuertes: HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.

- Ácidos débiles: CH3COOH, HCN. - Bases fuertes: NaOH, KOH, Ba(OH)2.

- Bases débiles: NH3.

4. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Son ácidos que pueden ceder más de un protón, por ejemplo el ácido carbónico, es un ácido diprótico, cuya Ka1 es mucho mayor que Ka2.

El ácido fosfórico es un ácido triprótico, puede ceder hasta 3 protones (Ka1>Ka2>Ka3).

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5. HIDRÓLISIS DE SALES Cuando una sal se disuelve en agua sus iones: 1) Se hidratan.

2) Se hidrolizan.

La hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua.

Los iones procedentes del grupo 1,2 y del 17, así como todos lo procedentes de un ácido o una base fuerte no reaccionan con el agua.

Las sales se dividen en : 5.1 Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte.

Ni el anión, ni el catión tienen hidrólisis. Forman siempre disoluciones neutras (pH=7) 5.2 Sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte.

Se hidroliza el anión, dando OH- por lo que da lugar siempre a disoluciones básicas (pH > 7) 5.3 Sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil.

Se hidroliza el catión dando iones H3O+ por lo que va a dar disoluciones ácidas (pH<7).

5.4 Sales procedentes de un ácido débil y una base débil.

Se hidroliza tanto el catión como el anión. La disolución será ácida o básica según que ión se hidroliza en mayor grado.

6. DISOLUCIONES REGULADORAS. Una disolución reguladora, tampón o buffer es aquella en la que no se producen cambios notables de pH cuando se añaden cantidades moderadas de ácidos, bases o cuando se produce una dilución.

Para lograr una disolución reguladora, se debe preparar una disolución que contenga concentraciones sustanciales de un ácido débil y de la sal de la base conjugada con él (o una base débil y la sal de su ácido conjugado).

Una disolución de ácido o base fuerte en los extremos de la escala de pH, tiene carácter tampón.

Ejemplos: ácido acético / acetato de sodio; amoniaco / cloruro de amonio COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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Ejercicio: Si tenemos las siguientes sustancias: HCl, HNO3, NH3, CH3COOH, H2SO4, NaCl, KNO3, NH4Cl, NaCH3COO y K2SO4. Indica que par de sustancias permite formar una disolución reguladora del pH. 7. VALORACIÓN ÁCIDO-BASE. Valoración o volumetría ácido-base, es la medida de la concentración de una de las disoluciones (ácida o básica) si se conoce la otra (reacción de neutralización).

Por ejemplo: En una gráfica de la variación del pH de una muestra de 25 ml de NaOH 0,1 N al ir añadiendo una disolución 0,1N de HCl. Inicialmente el pH es 13, según se va añadiendo HCl: NaOH + HCl → NaCl + H2O Están totalmente disociados y la reacción de neutralización puede ser: OH- + H+ → H2O El momento en que se completa la reacción se denomina punto de equivalencia. La reacción ocurre equivalente a equivalente. El punto de equivalencia se alcanza cuando: Na ∙Va = Nb ∙Vb

V= volumen

En este ejemplo el punto de equivalencia sería en pH=7, ya que Cl- y Na+ no tienen hidrólisis.

Para saber cuando se llega al punto de equivalencia se utiliza un indicador ácidobase, que avisa con un cambio de color cuando se completa la reacción y se debe dejar de añadir reactivo. Cada indicador es adecuado para una valoración en particular, dependiendo donde esté el punto de equivalencia. http://salvadorhurtado.wikispaces.com/file/view/INDICADORES.swf http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/pH1.html http://rincones.educarex.es/fyq/index.php?option=com_content&task=blogcategory&id =81&Itemid=439

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El punto de equivalencia no es necesariamente 7, ejemplos: -

Valorando NH3 con HCl, el punto de equivalencia se alcanza con un pH menor de 7 (por tratarse de una sal de ácido fuerte y una base débil).

-

Valorando CH3COOH con NaOH, el punto de equivalencia se alcanza con un pH mayor de 7 (ácido débil con base fuerte).

(Debemos saber calcular la concentración de un ácido o una bases mediante técnicas volumétricas en las siguientes reacciones: HCl + NaOH; CH3COOH + NaOH; HCl+NH3). http://salvadorhurtado.wikispaces.com/file/view/cvab.swf

https://www.youtube.com/watch?v=TbhUEJ2oQ40 COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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8. LA LLUVIA ÁCIDA. Formación de la lluvia ácida.

El pH de la lluvia es bastante ácido debido a la presencia de ácido sulfúrico y ácido nítrico. 

El ácido sulfúrico del aire contaminado procede del S2 que contiene el carbón de las centrales térmicas.

4 FeS2(s) + 11O2 → 2Fe2O3 (s) + 8SO2(g)

También se produce SO2 de la metalurgia del níquel: 2 NiS(s) + 3O2 (g) → 2 NiO (s) +2 SO2 (g) El SO2 forma SO3 en contacto con el oxígeno del aire. El SO3 reacciona con el H2O dando lugar al ácido sulfúrico. 

Los óxidos de nitrógeno NO y NO2, formados a partir del N2 y O2 del aire, en la combustión, se disuelven en el agua produciendo HNO3, que contribuye a la lluvia ácida.

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Efectos de la lluvia ácida.

El ácido sulfúrico ataca materiales de construcción como la piedra caliza o el mármol.

El sulfato de calcio formado es soluble y va desapareciendo arrastrado por el agua de la lluvia que lo disuelve.

También el ácido sulfúrico deteriora el papel de libros y documentos.

El principal daño causado por la lluvia ácida se debe a los cationes metálicos tóxicos, que los iones H+ “arrancan” de los materiales del suelo de ríos y lagos. Los H+ de la lluvia ácida pueden reaccionar con compuestos insolubles de aluminio en el suelo, formándose iones Al3+ que al ser solubles en agua, son absorbidos por las raíces de los árboles, con efecto letal.

La lluvia actualmente tiene un pH aproximado de 4-4,5, en ciudades muy contaminadas puede llegar hasta 2,5. (En zonas limpias, sin nada de contaminación, el pH del agua de lluvia es 5,6, debido al ácido carbónico formado por disolución del CO2 del aire) PRÁCTICA DE LABORATORIO: 1. En el laboratorio se dispone del dispositivo experimental de la figura y del material de laboratorio y reactivos que se relaciona: pipeta aforada de 10 mL, disolución acuosa titulada de NaOH, muestra de vinagre comercial e indicador.

Indique el procedimiento experimental a seguir para realizar la determinación del contenido de ácido acético en un vinagre comercial.

2. Para determinar la composición de un vinagre de vino comercial, se tomó una muestra de 25 mL de la misma y se valoró con una disolución de hidróxido de sodio 0.5M. A) Dado el montaje de la figura, indicar el lugar en que se colocarían los reactivos que intervienen en el experimento volumétrico. (0.5 puntos) B) Justificar qué indicador, fenolftaleína (intervalo de viraje 8,0-9,8) o naranja de metilo (intervalo de viraje 3,1-4,4), se debería utilizar para esta valoración indicar cuál sería el cambio de color observable. (0.5 puntos) COLEGIO SANTA MARÍA DEL NARANCO ALTER VÍA CURSO 2013/2014

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SOLUCIONES: Ejercicio 1.

1. Con la pipeta aforada, se toman 10 mL de vinagre comercial y se vierten en un erlenmeyer. Diluir con agua. Si no pone diluir con agua se considerará correcto. (0,25 puntos) 2.

Agregar 2-3 gotas del indicador en el erlenmeyer. (0,25 puntos)

3.

Verter la disolución de NaOH en la bureta. (0,25 puntos)

4. Verter gota a gota, lentamente, la disolución de NaOH en el erlenmeyer, agitando suavemente hasta que se produzca un cambio de color. (0,25 puntos) Ejercicio 2.

A) bureta: disolución de hidróxido de sodio. (0.25 puntos) matraz erlenmeyer: vinagre + gotas de indicador. (0.25 puntos) B) Fenolftaleína: ya que se trata de una neutralización entre un ácido débil y una base fuerte y el pH en el punto de equivalencia es básico (0.25 puntos) Cambia de incolora a rosa. (0.25 puntos)

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Tema 9: REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES. 1. INTRODUCCIÓN. La oxidación es el proceso por el cual una especie química pierde electrones.

La reducción es el proceso por que el una especie química gana electrones.

La especie que cede electrones (el que se oxida) se denomina agente reductor.

La especie que gana electrones (el que se reduce) se denomina agente oxidante.

El reductor se oxida y el oxidante se reduce.

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2. NÚMERO DE OXIDACIÓN. Para conocer el número de oxidación (o valencia): -

Los átomos neutros libres (Na, Cu, Fe,….) no tienen carga y las moléculas con más de un átomo igual (H2,O2, P4,….) tampoco. Nº oxidación = 0.

-

Ión monoatómico, Na+, Cl-, Fe3+,….el número de oxidación es igual a la carga del ión.

-

Los compuestos cuya carga sea nula, la suma de sus números de oxidación es 0. nº oxidación = 0.

-

Si es un ión, la suma de sus números de oxidación es igual a la carga del ión.

Ej: ClO4-, su número de oxidación es -1.

-

Metales alcalinos, tienen de nº de oxidación +1.

-

Metales alcalinotérreos, tienen de nº de oxidación +2.

-

El flúor es el elemento más electronegativo, su número de oxidación es siempre -1.

-

El hidrógeno tiene de nº de oxidación +1, excepto en hidruros metálicos que tiene de nº de oxidación -1.

-

El oxigeno nº de oxidación -2, excepto en peróxidos que es -1 y en el OF2 es +2.

Oxidación: El átomo que se oxida (agente reductor), pierde electrones y tiene carga positiva.

Reducción: El átomo que se reduce (agente oxidante), gana electrones y tiene carga negativa.

Una reacción es redox, si alguno de los átomos cambia de número de oxidación: -

Un aumento del nº de oxidación significa oxidación.

-

Una disminución del nº de oxidación significa reducción.

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3. MÉTODO DEL IÓN.- ELECTRÓN. a. Reacciones que transcurren en medio ácido.

Ejemplo. Cu + Na+ → Cu2+ + Na

Pasos para ajustar la siguiente reacción: K2Cr2O7 + HCl + HI  CrCl3 + H2O + I2+ KCl 1. Reconocer que elemento aumenta de número de oxidación y que elemento disminuye.

2. Escribir por separado, las semi-reacciones de oxidación y de reducción.

El cromo es el oxidante; pasa de número de oxidación +6 a +3. El yodo es el reductor; pasa de numero de oxidación -1 a 0.

Reducción:

Cr2O7 2-  Cr3+

Oxidación:

I-  I2

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3. Ajustar los átomos que no sean de hidrógeno y oxígeno.

Reducción:

Cr2O7 2-  2Cr3+

Oxidación:

2I-  I2

4. Ajustar los átomos de oxigeno, añadiendo las moléculas de agua que sean necesarias.

Reducción: Cr2O7 2-  2Cr3++ 7 H2O Oxidación:

2I-  I2

5. Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo los iones H+ necesarios.

Reducción:

14 H+ +Cr2O7 2-  2Cr3++ 7 H2O

Oxidación:

2I-  I2

6. Ajustar las cargas eléctricas añadiendo electrones.

Reducción:

14 H+ + Cr2O7 2- + 6e-  2Cr3+ + 7 H2O

Oxidación:

2I-  I2 + 2e-

7. Igualar los electrones cedidos a los ganados, y luego sumar las 2 semi-reacciones.

Reducción: 14 H+ + Cr2O7 2- + 6e-  2Cr3+ + 7 H2O Oxidación:

(2I-  I2 + 2e-)·3

8. Simplificar las especies que se encuentren en los dos lados.

Reducción:

14 H+ + Cr2O7 2- + 6e-  2Cr3+ + 7 H2O

Oxidación: 6I-  3I2 + 6e14 H+ + Cr2O7 2- + 6e- + 6I- → 2Cr3+ + 7 H2O + 3I2 + 6e9. Escribir la reacción global en forma molecular y ajustar alguna molécula si es necesario.

K2Cr2O7 + 8HCl + 6HI  2CrCl3 + 7H2O + 3I2+ 2KCl

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3.1 Reacciones que transcurren en medio básico.

Se hace igual que en medio ácido y al final se deben sumar a los dos lados tantos OH- como H+ haya. A continuación se deben combinar los OH- con los H+ para formar H2O y por último simplificar las moléculas de agua. http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html 4. VALORACIÓN REDOX Es una reacción entre un oxidante y un reductor.

Una valoración redox (también llamada volumetría redox, titulación redox o valoración de oxidación-reducción) es una técnica muy usada, que permite conocer la concentración de una disolución de una sustancia que pueda actuar como oxidante o reductor.

En estas valoraciones redox, generalmente es el propio color de los reactivos y productos el indicador de cuando se ha completado la reacción.

En el punto de equivalencia, se cumple: Nox ∙Vox = Nred ∙Vred Las permanganimetrías son un tipo muy importante de valoraciones redox y utilizan como agente oxidante KMnO4. En estas valoraciones no es necesario utilizar un indicador para detectar el punto final ya que el mismo KMnO4 actúa como tal, ya que en la forma oxidada es de color violeta rojizo e incoloro en la reducida.

Una de las permanganimetrías que más se usa es para determinar la concentración de peróxido de hidrógeno (H2O2) en el agua oxigenada, se realiza de la siguiente manera: Colocaremos en el matraz erlenmeyer el agua oxigenada, se diluye en agua destilada y ácido sulfúrico (para proporcionar el medio ácido a la reacción) y en la bureta el permanganato de potasio, se vierte este sobre el erlenmeyer gota a gota hasta que se produce un cambio de color (pasa de incoloro a rosa) en la disolución que indica que la reacción ha finalizado.

Las reacciones que se producen son las siguientes: Oxidación : Reducción :

H2O2 → O2 + 2 H+ + 2e− MnO4− + 5e− + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O

Reacción iónica global: 2 MnO4− + 5 H2O2 + 6 H+

→2 Mn2+

+ 5 O2 + 8 H2O

http://www.youtube.com/watch?v=kwDN1510zcs

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(La reacción

entre el KMnO4 y el H2O2 es una reacción muy exotérmica, http://www.youtube.com/watch?v=_11WR6UVhm8 Experimento virtual de una valoración redox: http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/redoxNew/red ox.html LABORATORIO: Describa el procedimiento experimental a seguir en el laboratorio para determinar la concentración de peróxido de hidrógeno en un agua oxigenada, mediante la valoración denominada permanganimetría.

SOLUCIÓN: POSIBILIDAD 1: -

Se toma un volumen de agua oxigenada, se colocan en una probeta y se diluyen con agua destilada. Una parte de esta disolución se vierte en el erlenmeyer.

-

Al erlenmeyer se añade agua destilada y ácido sulfúrico.

-

Se llena la bureta con la disolución de permanganato de potasio.

-

Añadir lentamente la disolución de la bureta sobre el erlenmeyer hasta que se produzca un cambio de color.

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POSIBILIDAD 2:

1. Bureta: disolución de permanganato de potasio (0,25 puntos) 2. Se añade lentamente el permanganato (0,25 puntos) 3. Erlenmeyer: H2O2 (0,25 puntos) + H2O + H2SO4 (0,25 puntos). Si no se ponen estos dos últimos reactivos (0 puntos)

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TEMA 10: ELECTROQUÍMICA. 1. Reacciones redox espontáneas.

Cu(s) + 2Ag+(aq)

Cu(s) + Zn2+(aq)

Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

No se produce reacción

La sustancia que se oxida, el reductor, cede electrones a la sustancia que se reduce, el oxidante. Cuando las moléculas del reductor entran en contacto con las del oxidante, la transferencia de electrones ocurre de forma espontánea.

2. Pilas galvánicas.

Para impedir la entrega directa de los electrones, se pueden transferir a través de un hilo conductor, la Energía liberada se manifiesta como energía eléctrica.

Tenemos 2 electrodos: Electrodo negativo. Ánodo (se produce la oxidación) Electrodo positivo. Cátodo (se produce la reducción).

Anodo

Cátodo

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En la pila galvánica los electrones fluyen espontáneamente por el circuito externo desde el ánodo (oxidación) hasta el cátodo (reducción).

La disolución del compartimento anódico y catódico deben estar eléctricamente neutras para que la pilar funcione. A medida que el cobre se oxida, el ánodo se carga positivamente, para evitar esto se usa un tubo, puente salino, que tiene un electrolito ajeno a las reacciones de los electrodos. Los iones negativos se van hacia el ánodo y los iones positivos se van hacia el cátodo.

Esquema de una pila galvánica:  Oxidación (ánodo) se escribe a la izquierda  Reducción (cátodo) se escribe a la derecha.

Ejemplo: Ánodo || Cátodo; Cu2+/Cu|| Ag+/Ag

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3. Potencial estándar de reducción.

La fem (fuerza electromotriz) suministrada por una pila galvánica mide la diferencia de potencial entre sus dos electrodos (V).

Epila = Ecátodo – Eánodo

Ecátodo > Eánodo

Reac. Espontánea

Eº pila = fem estándar, los iones implicados tienen las siguientes condiciones; 1M, presión 1 atm y temperatura 25ºC. Eº(H+/H2) =0.

4. Predicción de reacciones redox.

Oxidante + nº e- ↔ Reductor El mejor oxidante es el flúor y el peor el litio.

Cuanto mayor sea el valor del potencial Eºox/red, mayor será la tendencia del oxidante a reducirse.

5. Reacciones redox y pilas.

Toda reacción redox espontánea puede aprovecharse para construir una pila galvánica que suministra fem positiva.

Si Eº >0 , la reacción será espontánea, si Eº < 0 la reacción será no espontánea.

6. Electrólisis Cuando la reacción no es espontánea, para que ocurra esa reacción podemos forzarlo con una pila de fem adecuada que bombee electrones desde el reductor al oxidante.

Cuando se consigue forzar una reacción redox no espontánea, se denomina electrólisis, al igual que en la pila galvánica el electrodo de reducción se llama cátodo y el electrodo de oxidación ánodo, sin embargo el cátodo es el polo negativo y el ánodo el positivo.

El recipiente donde se realizan las electrolisis se denomina cuba electrolítica.

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7. Electrólisis de sustancias disueltas.

Disolución acuosa: Reducción del agua: 2H2O + 2e- → H2 + 2OHOxidación del agua: 2H2O → O2 +4H+ +4e-.

Experimento virtual de la electrólisis: http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/electroChem/ electrolysis10.html

8. Leyes de Faraday.

La cantidad de sustancia producida durante la electrólisis es directamente proporcional a la intensidad de corriente (I) y al tiempo (t), es decir a la carga eléctrica del electrolito.

Q= I ∙ t

1 mol de e- (6,02 ∙ 1023 e-) = 1 Faraday 1 Faraday = 96.487 C

Páginas interesantes: Experimento virtual donde se puede hacer una pila: http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/electroChem/ voltaicCellEMF.html

Animaciones sobre pilas: http://www.wainet.ne.jp/~yuasa/EngF2.htm

Video sobre una valoración redox: http://www.youtube.com/watch?v=UlTmVWhBu3w

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Ejemplos:

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

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Ecell = 1.103 V

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PILA DANIELL La pila Daniell o celda de Daniell (celda Daniel), también llamada celda de gravedad fue inventada en 1836 por John Frederic Daniell, que era un químico británico y meteorólogo. Esta pila supuso una gran mejora sobre la pila voltaica que fue la primera celda galvánica desarrollada. La fuerza electromotriz, o voltaje o tensión teórica de esta pila es de 1,10 voltios, y la reacción química que tiene lugar es: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s). Eº=1,10 V

La celda o pila Daniell original consiste de un ánodo de zinc metálico que contiene una disolución de nitrato de zinc y de un cátodo que contiene cobre metálico en una disolución de nitrato de cobre (II).

Hilo conductor, puente salino y voltímetro.

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Las semirreaciones que tienen lugar son: Semirreaciones en la pila Daniell Electrodo (signo) Ánodo (electrodo negativo)

Proceso químico Oxidación del Zn

Reducción del Cátodo (electrodo positivo) Cu2+

Semirreacción

Potencial (V)

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- Eº= - 0,76 V Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

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Eº= + 0,34 V

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TEMA 11: QUIMICA ORGÁNICA 1. Formulación.

Tipos de fórmulas y tipos de enlaces.

- Fórmula molecular.

Ej: C2H6

- Fórmula semidesarrollada.

Ej: CH3-CH3

- Fórmula desarrollada:

Los enlaces entre los átomos de carbono pueden ser de tres tipos:   

Enlaces sencillos. Alcanos. Ejemplo: metano Enlaces dobles. Alquenos. Ejemplo: eteno Enlaces triples: Alquinos. Ejemplo: etino

Los alcanos también se llaman hidrocarburos (hc) saturados y los alquenos y alquinos se llaman también hidrocarburos insaturados.

Nomenclatura. 

Prefijo que indica el número de átomos de carbono: 1.

2.

3.

4.

metetpropbut-

5. pent6. hex7. hep8. oct-; ……………….



Un sufijo: -ano; -eno; -ino.



Si existe algún doble o triple enlace, se indica contando la cadena, empezando por el extremo más próximo al enlace insaturado.

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Radicales.

Los radicales son grupos de átomos que se obtienen por perdida de un átomo de hidrogeno en un hc. Los radicales derivados de los alcanos por perdida de un átomo de hidrogeno de un carbono terminal se nombran sustituyendo la terminación –ano por – il o –ilo.

Ejemplo: metil, etil,…

HC cíclicos.

Son hidrocarburos de cadena cerrada. Los ciclos también pueden presentar instauraciones y radicales. Ejemplo. Ciclopropano, ciclobutano,….

Dentro de estos hc cíclicos se encuentran los hc aromáticos, el más destacado es el benceno, tiene 6 átomos de carbono que forman un anillo que se llama anillo bencénico.

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radical fenil

tolueno

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1.6 Grupos funcionales

Grupo funcional -X -OH

Nombre familia Halogenuros de alquilo Alcoholes

-uro de -ilo -ol / alcohol -ílico

 C HO

Aldehídos

-al

 C O 

Cetonas

-ona

O - C OH

Ac carboxílicos

- oico

-O-

Éteres Esteres

- éter / éter -il - ílico - ato de -ilo

Aminas (1ª, 2ª, 3ª) Amidas (1ª, 2ª, 3ª)

-amina -amida

Nitrilos

-nitrilo

O - C 0 R

-NH2 O - C NH 2

-C  N

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2. Isomería Son isómeros las moléculas que tienen la misma fórmula molecular y propiedades distintas.

La isomería puede ser de dos tipos: -

Isomería constitucional.

Isomería en el espacio o esteroisomería.

- I. constitucional.

Tienen los mismos átomos conectados de forma diferente, es decir tienen igual formula molecular y distinta formula estructural.

La I. C se clasifica en: 1. I. de cadena u ordenación. Tienen distribuidos los átomos de carbono de forma diferente.

2. I. de posición, o metámeros, los isómeros difieren en la situación del grupo funcional en la cadena.

3. I. de función, lo presentan sustancias con distinto grupo funcional.

- I. en el espacio o estereoisomería. 

E. geométrica: Se diferencian únicamente en la disposición de sus átomos en el espacio, formulas moleculares idénticas pueden presentar estructuras espaciales diferentes. Por ejemplo: 2- hepteno, puede estar distribuido de dos formas distintas en el espacio, ya que la rotación alrededor del doble enlace esta restringida. Cuando los dos grupos iguales, están en partes opuestas de los átomos de carbono unidos por el doble enlace, el isómero se llama trans y si los grupos iguales están en la misma parte, el isómero se llama cis.

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

E. óptica.

3. Propiedades físicas de los compuestos orgánicos.

Los compuestos orgánicos covalentes se distinguen de los compuestos inorgánicos en que tienen puntos de fusión y de ebullición más bajos.

Gran parte de los compuestos orgánicos tienen puntos de fusión y ebullición por debajo de los 300ºC, aunque hay excepciones.

El punto de ebullición será menor cuantos más enlaces C-H haya en la molécula, ya que es más polar.

Por lo general, los compuestos orgánicos se disuelven en disolventes apolares, como el octano o el tetracloruro de carbono, o en disolventes de baja polaridad, como los alcoholes, el ácido acético y la acetona. Los compuestos orgánicos suelen ser insolubles en agua.

Los hc tienen densidades relativamente bajas, con frecuencia alrededor de 0,8 g/ml , pero los grupos funcionales pueden aumentar la densidad de los compuestos orgánicos.

4. Reacciones orgánicas: 1.

2.

3.

4.

5.

6.

R. sustitución R. Adición.

R. de halogenación del benceno.

Deshidratación de alcoholes.

Oxidación de alcoholes.

Obtención de un éster (esterificación).

1. R. Sustitución Desplazan un átomo o grupo de átomos de una molécula.

R-X

+

Y

→

R-Y

+

X

Sustrato + Reactivo → Producto + Grupo saliente. ‫׀‬ − C− A + ‫׀‬

B →

CH3-CH2-OH + HBr

‫׀‬ − C− B ‫׀‬

+ A

→ CH3-CH2-Br + H2O.

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2. R. de Adición.

Típico de moléculas insaturadas.

Dentro de este grupo es muy importante la obtención de un alcohol por la adición de agua a un alqueno.

H2SO4 CH3-CH=CH2 + H2O

CH3-CHOH-CH3

diluido propeno

2-propanol o alcohol 2-propílico

aunque también se obtiene de manera minoritaria el propanol o alcohol propílico CH3-CH2-CH2OH

Cuando los productos que se obtienen pueden ser más de uno, se sigue la regla de Markovnikov, el H del reactivo ataca al C del doble enlace que está unido a más átomos de H, ya que es más estable. Ejemplo: reacción del propeno y el ácido clorhídrico.

CH3-CH=CH2 + HCl

CH3-CHCl-CH3

/

CH3-CH2-CH2Cl

2- Cloro propano (mayoritario)/ Cloro propano

3. R. de halogenación del benceno.

El benceno reacciona con halógenos en presencia de ácido para formar derivados halogenados.

X2 puede ser: F2, Cl2, Br2, I2.

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4. Deshidratación de alcoholes.

El tratamiento de alcoholes con ácido a temperaturas elevadas genera alquenos por perdida de agua. Este proceso se conoce como deshidratación de alcoholes.

En general:

Alcohol en presencia de ácido y alta temperatura.

Ejemplo:

5. Oxidación de alcoholes.

La oxidación de los alcoholes es una reacción orgánica muy común porque, según el tipo de alcohol y el oxidante empleado, los alcoholes se pueden convertir en aldehídos, en cetonas o en ácidos carboxílicos.

Los agentes oxidantes, oxidan un alcohol primario a aldehído, el cual se oxida al correspondiente acido carboxílico.

Los alcoholes secundarios se oxidan a cetonas.

Los alcoholes terciarios son resistentes a la oxidación.

Agentes típicos: Oxidantes: K2Cr2O7, KMnO4.

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Ejercicio: 

Escribe y nombra todos los compuestos de la reacción de oxidación del etanol.

(Supongamos una oxidación fuerte).



Escribe y nombra todos los compuestos de la reacción de oxidación del 2-propanol.

6. Obtención de un éster (esterificación).

La esterificación, es una reacción entre un ácido carboxílico y un alcohol, que va a producir un éster y agua.

En general:

R-OH Ácido carboxílico +

alcohol

H 2O ↔

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ester

+

agua

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Ejemplo:

Ácido acético 

+

metanol

↔

H2O acetato de metilo

+

agua

Escribe la reacción de formación de esterificación del acetato de etilo y nombra todos los compuestos.

5. Polímeros y macromoléculas.

5.1 Definición: Los átomos de carbono tienen una capacidad especial para unirse entre si y para formar cadenas que pueden ser muy largas. Si son grandes se llaman macromoléculas.

Un polímero es un tipo de macromolécula, en la que se produce la repetición sucesiva de monómeros.

Los polímeros pueden ser naturales (polisacáridos, proteínas, caucho) o artificiales (polietileno, PVC, poliamidas, poliésteres).

5.2 Estructuras monoméricas: Vamos a describir los monómeros de los principales polímeros: 

Naturales: -

Polisacáridos- monosacáridos, ejemplo glucosa.

-

Proteínas – aminoácidos

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-

Caucho

Caucho natural formado por monómeros de isopreno (2-metil-1,3-butadieno)

La unión de isoprenos da lugar al caucho.



Artificiales: -

Polietileno, formado por monómeros de etileno

etileno

-

PVC, se forma por al polimerización del cloroeteno (cloruro de vinilo)

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cloroeteno

-

Poliamidas, como el nailon, se forman por la reacción entre un ácido dicarboxílico y una amina:

HO-CO-R-CO-OH + Ac. dicarboxílico

-

H2N-R´-NH2 diamina

Poliésteres, para su formación deben reaccionar un ácido dicarboxílico y un diol.

n OH-CO-R-CO-OH + n HO-R´-OH ac. dicarboxilico

diol

5.3 Reacciones de polimerización: Existen dos tipos: A) Polimerización por adición.

La unión sucesiva del monómero produce solo el polímero, generalmente interviene un único tipo de macromolécula. Ejemplo: caucho, neopreno, polietileno, PVC, teflón…

Esquema de polimerización por adición:

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-

Formación del polietileno

Polimerización del etileno en polietileno:

H

n

H

H

C

C

H

H

H C

C

H

H

ETILENO -

(1)

n

POLIETILENO

Formación del cloruro de polivinilo (PVC)

Polimerización del cloroeteno para formar cloruro de polivinilo (PVC)

Cloroeteno

PVC B) Polimerización por condensación.

Al unirse los monómeros, producen dos tipos de compuestos: el polímero y agua, generalmente.

Ejemplos: nailon, seda, poliéster,...

Esquema de polimerización por condensación:

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- Formación del nailon (poliamida) a partir de una diamina y un ácido dicarboxílico, es decir son polímeros de una diamina con un ácido dicarboxílico.

Hay distintos tipos de nailon.

HO-CO-R-CO-OH + H2N-R´-NH2 Ac. dicarboxílico diamina

→

HO-CO-R-CO-NH-R´- NH2 + H2O amida agua

En cada condensación aparece un nuevo extremo capaz de reaccionar con un nuevo polímero, dando lugar al nailon:

-CO-R-CO-NH-R´-NH-CO-R-CO-NH-R´-NH-…………………………

- Formación de poliésteres, se forman a partir de reacciones de esterificación entre un ácido dicarboxílico y un diol. n OH-CO-R-CO-OH + n HO-R´-OH → ...[CO-R-CO-O-R´-O]…+ n H2O ac. dicarboxilico

diol

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FORMULACIÓN:

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