APUNTES DE QUIMICA 2 BACHILLERATO

AULA 4

5

NOCIONES QUIMICAS ELEMENTALES

LEYES PONDERALES DE LAS REACCIONES QUIMICAS6

LEY DE LAVOISIER O LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA (1.789)6

LEY DE PROUST O LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES6

LEY DE DALTON O LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (1.803)6

LEY DE RITCHER O LEY DE LOS EQUIVALENTES O LEY DE LOS PESOS DE COMBINACION (1.792)6

INTRODUCCION A LA TEORIA ATOMICA DE DALTON6

LEYES VOLUMETRICAS DE LAS REACCIONES QUIMICAS (Para gases).7

LEY DE GAY-LUSSAC O LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACION7

LEY DE AVOGADRO7

LEY DE BOYLE -MARIOTTE8

ECUACION GENERAL DE LOS GASES8

DENSIDAD DE UN GAS8

MEZCLA DE GASES9

LEY DE DALTON9

DISOLUCIONES10

CONCENTRACION Y UNIDADES DE CONCENTRACION10

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES11

DESCENSO DE LA PRESION DE VAPOR. LEY DE RAOULT.11

DESCENSO CRIOSCOPICO / ASCENSO EBULLOSCOPICO11

PRESION OSMOTICA12

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS12

ECUACIONES QUIMICAS13

TIPOS GENERALES DE REACCIONES QUIMICAS13

CARACTER CUANTITATIVO DE LAS REACCIONES QUIMICAS14

ESTRUCTURA EXTRANUCLEAR DEL ATOMO15

TEORIA ATOMICA DE DALTON (s. XIX).15

DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON. RAYOS CATODICOS.16

DESCUBRIMIENTO DEL PROTON. RAYOS CANALES.16

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON16

DISTRIBUCION DE LAS PARTICULAS FUNDAMENTALES EN EL ATOMO17

ESPECTROS ATOMICOS DE EMISION17

ESPECTRO DEL HIDROGENO.18

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD (1.911).20

MODELO ATOMICO DE BOHR (1.913).21

AMPLIACIONES Y CORRECCIONES AL MODELO ATOMICO DE BOHR23

AMPLIACION DE SOMMERFELD23

EFECTO ZEEMAN23

SPIN DE LOS ELECTRONES23

CARACTER ONDULATORIO DE LOS ELECTRONES.24

TEORIA DE DE BROGLIE (1.923)24

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG.24

ORBITALES DE LOS ATOMOS25

CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS27

CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS SEGUN SU CONFIGURACION ELECTRONICA28

SISTEMA PERIODICO Y CONFIGURACION ELECTRONICA.29

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS32

Volumen atmico32

Radio atmico32

Radio inico32

Energa o potencial de ionizacin33

Afinidad electrnica33

Electronegatividad34

Carcter metlico y no metlico34

ENLACE QUIMICO35

ENLACE IONICO36

ENLACE COVALENTE39

TEORIA DE LEWIS39

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA O TEORIA DEL ORBITAL ATOMICO.41

TEORIA DE LOS ORBITALES ATMICOS HIBRIDOS44

TEORIA DE LOS ORBITALES MOLECULARES48

ENLACE METALICO52

ENLACES INTERMOLECULARES53

FUERZAS DE VAN DER WAALS53

ENLACE O PUENTE DE HIDROGENO53

TERMOQUIMICA54

TRABAJO DE EXPANSIN O COMPRENSION EN UN SISTEMA QUIMICO55

TRANSFERENCIAS DE CALOR55

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA55

LEY DE HESS56

ENERGIAS DE ENLACE57

ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUIMICAS57

CINETICA QUIMICA59

VELOCIDAD DE REACCION59

TEORIA DE LOS CHOQUES PARA LA CINETICA DE REACCION60

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCION60

REACCIONES REVERSIBLES: EQUILIBRIO QUIMICO62

PRINCIPIO DE LE CHATELIER63

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES65

ACIDOS Y BASES65

TEORIA DE ARRHENIUS (1.884)65

TEORIA DE BRONSTED - LOWRY (1.923)65

IONIZACION DEL AGUA:66

CONCEPTO Y ESCALA DE pH67

FUERZA DE ACIDOS Y DE BASES68

GRADO DE DISOCIACION DE UN ACIDO O UNA BASE (()69

HIDROLISIS70

INDICADORES72

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS, BUFFER O TAMPON. EFECTO DEL ION COMUN.73

REACCIONES DE NEUTRALIZACION74

SOLUBILIDAD76

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD76

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES. OXIDACION / REDUCCION. REDOX.78

CONCEPTO DE OXIDACION Y DE REDUCCION78

NUMERO DE OXIDACION78

IGUALACION DE REACCIONES REDOX.79

METODO DEL NUMERO DE OXIDACION79

METODO DEL ION - ELECTRON.80

ELECTROLISIS81

GENERADORES ELECTROQUIMICOS. PILAS82

NOCIONES QUIMICAS ELEMENTALES

MASA ATOMICA:Es la masa de un tomo; se mide en u.m.a.s.La masa atmica de un elemento es el nmero de veces que ese elemento contiene a la doceava parte del tomo de C12.

MASA MOLECULAR: Se obtiene sumando las masas atmicas de los elementos que componen la molcula problema. Se mide en u.m.a.s.

U.M.A.: Se define la unidad de masa atmica como la doceava parte de la masa del C12.

ATOMO-GRAMO: Es el nmero de gramos de un elemento que coincide con su masa atmica.

MOLECULA-GRAMO: Es el nmero de gramos de una molcula que coincide con su masa molecular.

MOL:.Un MOL es la cantidad de sustancia que contiene un nmero de Avogadro (N= 6 023 1023) de partculas. Es la cantidad de materia (en gramos) expresada por el Atomo o Molcula gramo. Cuando se trata de un gas en condiciones normales, siempre ocupa un volumen de 224 litros.

NUMERO DE MOLES(n):

Elemento ( Atomos ( Masa atmica (umas) ( Atomo-gramo (gr) ( MOL de tomos.

Compuesto ( Molculas ( Masa molecular (umas) ( Molcula-gramo (gr) ( MOL de molculas.

LEYES PONDERALES DE LAS REACCIONES QUIMICAS

LEY DE LAVOISIER O LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA (1.789)

En una reaccin qumica, la masa ni se crea ni se destruye, es decir, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masa de los productos de reaccin.

LEY DE PROUST O LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

Cuando dos o ms elementos se unen para formar un compuesto, lo hacen en una proporcin de masas constante.

LEY DE DALTON O LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES (1.803)

Cuando dos o ms elementos pueden formar ms de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre s relacin de nmeros enteros sencillos.LEY DE RITCHER O LEY DE LOS EQUIVALENTES O LEY DE LOS PESOS DE COMBINACION (1.792)

Cuando dos elementos se combinan entre s, lo hacen siempre en cantidades proporcionales a sus equivalentes o pesos de combinacin.

INTRODUCCION A LA TEORIA ATOMICA DE DALTON

Se basa en la expresin de los siguientes postulados:

1. Los elementos estn constituidos por tomos; partculas de materia indivisibles.

2. Todos los tomos del mismo elemento son idnticos en masa y propiedades.

3. Los tomos de elementos distintos difieren en su masa y propiedades.

4. Los compuestos se forman por unin de tomos en relacin numrica constante y sencilla.

LEYES VOLUMETRICAS DE LAS REACCIONES QUIMICAS (Para gases).

LEY DE GAY-LUSSAC O LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACION

Los volmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reaccin qumica, medidos en las mismas condiciones de presin y temperatura, estn en relacin de nmeros enteros sencillos.

Todos los gases poseen el mismo coeficiente de dilatacin, un aumento de temperatura provoca en cualquier gas el mismo aumento de volumen si se mantiene constante la presin.

P = cte. ( V = Cte T

LEY DE AVOGADRO

A iguales condiciones de presin y temperatura, en volmenes iguales de todos los gases, existe el mismo nmero de molculas, y por tanto el mismo nmero de moles.

P, T = Ctes ( V = Cte n (n = nmero de moles)

Podemos definir as el VOLUMEN MOLAR de un gas como el volumen ocupado por un gas en unas condiciones determinadas de presin y temperatura.

Cuando las condiciones son de 0 C y 1 atm. (condiciones normales), hablamos de VOLUMEN MOLAR NORMAL, que para cualquier gas vale 224 litros.

Esta hiptesis da lugar a la idea de que los gases elementales poseen molculas diatmicas:

1 volumen de Cloro + 1 volumen de Hidrgeno ( 2 volmenes de Cloruro de Hidrgeno;

esto slo es posible si Cl y H estn en la forma Cl2 y H2.

LEY DE BOYLE -MARIOTTE

A temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presin a que est sometido.

T = Cte. ( V =Cte

ECUACION GENERAL DE LOS GASES

Agrupando los conceptos expuestos en las anteriores leyes volumtricas, podemos concluir:

donde R es la Constante de los gases, que toma los siguientes valores segn las unidades elegidas (y que obligan a asumirlas en los distintos parmetros de la frmula):

DENSIDAD DE UN GAS

DENSIDAD EN CONDICIONES NORMALES

DENSIDAD ABSOLUTA:

Para saber si un gas es ms o menos denso que otro, en c.n., basta conocer su masa molecular: a mayor masa molecular mayor densidad, ya que

Puesto que la masa molecular del aire es aproximadamente de 29 gr., todos los gases que tengan mayor masa molecular sern ms densos que el aire y viceversa.

DENSIDAD RELATIVA:

Es la densidad de un gas respecto a otro (no tiene unidades):

Lo normal es calcular la densidad relativa respecto del aire, y entonces:

DENSIDAD DE UN GAS A CUALQUIER PRESION Y TEMPERATURA

MEZCLA DE GASES

La ecuacin general de los gases puede aplicarse tambin a una mezcla de gases, siempre que se tenga en cuenta que la presin ser la ejercida por la mezcla y el nmero de moles ha de ser el total de los gases mezclados.

LEY DE DALTON

La presin total que ejerce una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales que ejercera cada gas individualmente.

Gas:

Mezcla de gases:

dividiendo las ecuaciones trmino a trmino:

donde:Pgas es la presin parcial del gas considerado,

Xgas es la fraccin molar del gas.

DISOLUCIONES

Una disolucin es una mezcla homognea de composicin variable. Sus componentes reciben el nombre de Soluto (compuesto que se disuelve) y Disolvente (compuesto en el que se disuelve el soluto)

CONCENTRACION Y UNIDADES DE CONCENTRACION

Concentracin de una disolucin es la cantidad de soluto contenido en una determinada cantidad de disolvente o de disolucin. Su expresin puede darse:

% en masa, o pureza, o composicin centesimal:

% en volumen

Molaridad (M)

Normalidad (N)

donde la valencia es:

Para un cido: el n de H en la frmula

Para una base: el n de OH en la frmula

Para una Sal: El n de cationes por la valencia del catin

Obsrvese que

Molalidad (m)

Fraccin molar (Xi)

Obsrvese que

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES

Son propiedades que dependen exclusivamente de la concentracin de la disolucin, y no de la naturaleza de sus componentes.

Debemos entender que las propiedades que ahora presentemos se establecen nicamente para soluciones de no electrolitos, es decir, para aquellas sustancias que no se disocian en sus iones; pues para stas, las frmulas que se planteen debern ser transformadas como veremos al final de este captulo.

DESCENSO DE LA PRESION DE VAPOR. LEY DE RAOULT.

La presin de vapor de una disolucin desciende con respecto a la del disolvente puro segn la expresin:

que puede transformarse:

donde:

P es la presin de vapor de la disolucin

P0 es la presin de vapor del disolvente puro

(P es el incremento de presin entre disolvente y disolucin

XD es la fraccin molar del disolvente

XS es la fraccin molar del soluto

DESCENSO CRIOSCOPICO / ASCENSO EBULLOSCOPICO

En una disolucin, con respecto al disolvente puro, el punto de congelacin desciende y el de ebullicin aumenta, proporcionalmente con la concentracin. Segn la siguiente frmula:

donde:

(T es el descenso crioscpico o ascenso ebulloscpico experimentado

KC es la constante crioscpica del disolvente

KE es la constante ebulloscpica del disolvente

m es la molalidad de la disolucin

PRESION OSMOTICA

Se define como la presin que ejerce un fluido a su paso a travs de una membrana semipermeable (deja pasar el disolvente, pero no el soluto a travs de ella).La presin osmtica de una disolucin es directamente proporcional a su molaridad:

donde:

( es la presin osmtica

M es la molaridad de la disolucin

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS

Como ya ha sido expresado, en estos casos deben modificarse las frmulas anteriores mediante la introduccin del factor multiplicador de Vant-Hoff (i), que expresa el nmero de iones disociados por mol de electrolito, quedando las frmulas anteriores como sigue:

ECUACIONES QUIMICAS

Una ecuacin qumica es la representacin de una reaccin qumica; donde se separan por una flecha la suma de las sustancias que entran en reaccin (REACTIVOS) de las sustancias que se producen (PRODUCTOS DE REACCION).

Toda ecuacin qumica debe estar ajustada, esto es, el nmero de tomos de los dos miembros debe ser igual.

TIPOS GENERALES DE REACCIONES QUIMICAS

REACCIONES DE SINTESIS O DE COMBINACION

Dos o mas reactivos se combinan para dar lugar a un solo producto de reaccin.

H2 + O2 ( H2O

REACCIONES DE DESCOMPOSICION

Un solo reactivo se descompone en dos o ms productos de reaccin.

CaCO3 ( CaO + CO2REACCIONES DE SUSTITUCION O DE DESPLAZAMIENTO

Uno de los elementos de un reactivo es sustituido por otro elemento.

Zn + H2SO4 ( ZnSO4 + H2REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O DOBLE SUSTITUCION

Los elementos que se sustituyen son de dos reactivos entre s.

2 NaCl + Ag2SO4 ( 2 AgCl + Na2So4REACCIONES DE NEUTRALIZACION

Los reactivos son un cido y una base, y dan lugar a una sal y agua.

H2SO4 + Ca(OH)2 ( CaSO4 + 2 H2O

REACCIONES DE COMBUSTION

En las que un compuesto orgnico de cadena carbonosa, en presencia de oxgeno produce dixido de carbono y agua.

C6H12O6 + 6 O2 ( 6 CO2 + 6 H2O

CARACTER CUANTITATIVO DE LAS REACCIONES QUIMICAS

Los distintos componentes de una ecuacin qumica reaccionan siempre equivalente a equivalente.

Los coeficientes de los diferentes compuestos de una reaccin qumica ajustada indican el nmero de moles con los que cada compuesto interviene en la reaccin.

Teniendo en cuenta que moles de diferentes gases en las mismas condiciones ocupan el mismo volumen, y que las condiciones de una reaccin qumica permanecen invariables; podemos concluir que cuando en una reaccin qumica alguno o la totalidad de los reactivos son gases, los coeficientes de la ecuacin ajustada pueden ser considerados volmenes de los distintos gases que entran a formar parte de la reaccin.

Cualquiera de las anteriores consideraciones permite establecer numerosas relaciones entre componentes de la reaccin para la realizacin de clculos estequiomtricos.

ESTRUCTURA EXTRANUCLEAR DEL ATOMO

TEORIA ATOMICA DE DALTON (s. XIX).

Parti de una serie de postulados hipotticos:

1. Los elementos estn constituidos por partculas indivisibles denominadas tomos.

2. Los tomos de un mismo elemento son idnticos entre s.

3. Los tomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.

4. La combinacin de distintos tomos en proporciones sencillas se obtienen molculas.

Estas premisas le permitieron enunciar su TEORIA ATOMICA: La materia est constituida por partculas pequesimas llamadas tomos, que son indivisibles, so pena de cambiar totalmente las propiedades del cuerpo simple.Multitud de experiencias posteriores demuestran que los tomos s pueden dividirse en partculas subatmicas fundamentales que se encuentran dispuestas segn unas determinadas leyes. Sin embargo Dalton acert al indicar que en las reacciones qumicas los tomos se comportan como indivisibles.

Las principales partculas subatmicas son las que a continuacin se expresan con sus caractersticas de masa y carga elctrica:

PartculaMasa (umas)Carga (culombios)

ELECTRON1/1.840- 16 10-19

PROTON 1+ 16 10-19

NEUTRON10

DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON. RAYOS CATODICOS.

Los gases son malos conductores elctricos; pero si se colocan en un tubo de descarga en el que se ha hecho el vaco, entonces conducen la corriente elctrica y emiten luz; si se contina disminuyendo la presin, la luz desaparece y se sustituye por un fluorescencia producida por unos rayos procedentes del ctodo que se denominaron rayos catdicos, y que tienen las siguientes caractersticas:

Estn formados por partculas con carga negativa.

Se propagan en lnea recta.

Tienen una cierta masa pues desplazan partculas interpuestas en su trayectoria.

Thomson (1.897) calcul para estas partculas el cociente Carga/masa, que denomin carga especfica, observando que tena el mismo valor para cualquier gas, por lo que dedujo que se trataba de un constituyente de todos los tomos y los llam electrones.

Millikan (1.906) determin la carga, y por tanto la masa, de los electrones.

DESCUBRIMIENTO DEL PROTON. RAYOS CANALES.

Goldstein descubri que al perforar el ctodo de un tubo de descarga se producan unos rayos en sentido contrario a los catdicos, y los denomin rayos positivos o canales, con las siguientes caractersticas:

Constituidos por partculas con carga elctrica positiva que denomin protones.

Su carga especfica adquira distinto valor segn el gas empleado.

Si se utilizaba gas Hidrgeno la carga especfica coincida con la de los iones H+.

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON

Chadwick (1.932), mediante reaccin entre tomos de Berilio y partculas ( (tomos de Helio), obtuvo una radiacin formada por partculas con las siguientes caractersticas:

No poseen ninguna carga elctrica, por lo que las llam neutrones.

Su masa es similar a la de los protones.

DISTRIBUCION DE LAS PARTICULAS FUNDAMENTALES EN EL ATOMO

Protones y Neutrones forman un Ncleo central extremadamente pequeo en el que se concentra prcticamente la masa del tomo y presenta una carga elctrica positiva.

Alrededor del ncleo se encuentran los electrones, formando una Corteza que posee carga elctrica negativa.

En un tomo estable la carga del ncleo tiene el mismo valor absoluto que la de la corteza.

Los tomos de distintos elementos difieren entre s por el nmero de partculas fundamentales. Cada elemento tiene asociados dos valores numricos que indican el nmero de partculas fundamentales que posee:

Z.- NUMERO ATOMICO, indica el nmero de electrones de la corteza o el nmero de protones (ya que ambos coinciden).

A.- NUMERO MASICO, indica la suma de protones y neutrones presentes, y por tanto la masa del tomo.

Se descubri que haba tomos de un mismo elemento que diferan en el nmero de neutrones, pero manteniendo igual el de electrones y protones; es decir, tenan igual Z pero distinto A. A estos tomos especiales se les denomina ISOTOPOS.

Si no existieran istopos las masas de todos los elementos seran nmeros enteros, pero su existencia y su porcentaje de presencia en la naturaleza permite establecer nmeros msicos (masa isotpica) representativos de los elementos que tienen istopos.

Se denomina Defecto de Masa de un tomo a la diferencia entre su masa isotpica y la suma de las masa de las partculas que lo constituyen.

ESPECTROS ATOMICOS DE EMISION

Si a un elemento gaseoso se la comunica energa (Temperatura o descarga elctrica), emite una radiacin intermitente observable mediante un espectroscopio, manifestndose en series de lneas luminosas (emisin de energa) alternadas con lneas oscuras (no emisin de energa), a lo que se denomina Espectro.

La ordenacin de las lneas, el espectro, es diferente para cada elemento en el que se experimente.

La aparicin de lneas luminosaS alternadas con oscuras indica que dentro del tomo slo son posibles determinados valores de energa, es decir: un tomo est cuantizado.

En toda radiacin la frecuencia y la longitud de onda son inversamente proporcionales segn la ecuacin:

donde:

( es la longitud de onda

c es la velocidad de la luz (300.000 Km/s.)

( es la frecuencia de la radiacin.

Segn Plank, toda radiacin emitida por un tomo es proporcional a su frecuencia segn la ecuacin:

EMBED Unknowndonde.

e es la energa.

h es la constante de Plank.(66 10-34 julseg)

( es la frecuencia.

Por todo ello, el estudio de los espectros atmicos puede proporcionar informacin sobre las distintas energas posibles en cada tomo.

ESPECTRO DEL HIDROGENO.

El estudio del espectro del hidrgeno permite observar que las lneas espectrales se agrupan en series dependiendo de la energa emitida.

El espectro del hidrgeno se representa de manera sencilla por la relacin:

donde:

1/( es el nmero de ondas (las ondas que hay por unidad de longitud)

RH es la constante de Rydberg (1096778 cm-1)

N1 y N2 son nmeros enteros tales que N1 ( N2Hoy se conocen cinco series de rayas en el Hidrgeno, que de mayor a menor energa son:

Serie de Lyman: N1 = 1 y N2 = 2,3,4.... (ultravioleta). Son las radiaciones emitidas por los electrones al pasar de los estados superiores a los de ms baja energa.

Serie de Balmer: N1 = 2 y N2 = 3,4,5.... (visible). Son las radiaciones emitidas por el paso de los electrones de los estados 3 y siguientes al 2.

Serie de Paschen: N1 = 3 y N2 = 4,5,6.... (infrarrojo prximo).Del 4 y siguientes al 3.

Serie de Brackett: N1 = 4 y N2 = 5,6,7.... (infrarrojo). Del 5 y siguientes al 4.

Serie de Pfund: N1 = 5 y N2 = 6,7,8.... (infrarrojo lejano). Del 6 y siguientes al 5.

Cada serie est formada por un nmero de lneas brillantes hasta que, a partir de una determinada longitud de onda se obtiene un espectro continuo. El valor correspondiente al lmite de cada serie se obtiene dando a N2 el valor infinito. Por tanto, la longitud de onda lmite de cada serie ser:

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD (1.911).

Bombardeando lminas metlicas muy finas con partculas (, observ que la mayora de ellas atravesaban las lminas sin desviarse; de lo que concluy diciendo que los tomos son en su mayor parte huecos.

La parte central, ncleo, tena un volumen muy pequeo en comparacin con el del tomo, posee carga elctrica positiva, y en el se concentra prcticamente toda la masa del tomo. Alrededor del ncleo est la corteza, espacio prcticamente vaco en el que se encuentran los electrones con carga negativa.

Introdujo la idea de que los electrones giran alrededor del ncleo como lo hacen los planetas alrededor del sol: en rbitas en las que la fuerza centrpeta se equilibra con la atraccin electrosttica:

donde:

m es la masa del electrn.

V es la velocidad del electrn en la rbita.

R es el radio de la rbita.

Z es el nmero atmico (n de electrones).

e es la carga del electrn.

Este modelo atmico fue muy positivo por establecer dos zonas en el tomo (Ncleo y corteza), pero falla por no explicar, entre otras cosas, los espectros atmicos.

MODELO ATOMICO DE BOHR (1.913).

Se basa en tres postulados:

1.- Los electrones giran alrededor del ncleo en rbitas circulares estables en las que no emiten energa. Las rbitas son ms energticas cuanto ms alejadas del ncleo se encuentren.

2.- Slo son posibles aquellas rbitas en las que el momento angular () del electrn sea un mltiplo entero de h/2(.

donde:

I es el momento de inercia (I = m r2)

( es la velocidad angular (( = v/r)

h es la constante de Plank.

3.- Al pasar de una rbita a otra, un electrn absorbe (alejndose del ncleo) o emite (acercndose al ncleo) energa en forma de radiacin; en cantidad igual a la diferencia de energas entre las dos rbitas .

donde:

E2 es la energa de la rbita ms alejada del ncleo.

E1 es la energa de la rbita ms prxima al ncleo.

A partir de estos tres postulados pudo deducir el RADIO DE LAS RBITAS:

Y tambin la VELOCIDAD DEL ELECTRN EN LA RBITA:

Y considerando estas dos expresiones y el hecho de que la fuerza centrpeta y la de atraccin electrosttica en una rbita estable son iguales se puede deducir que:

otra expresin del radio de rbita,

en la que todo es constante excepto n

(Nmero entero que toma los valores 1, 2, 3,... para las distintas rbitas).

Por otra parte, puede deducirse la ENERGIA DE LOS ELECTRONES EN LAS ORBITAS:

La energa de los electrones tendr dos componentes:

Energa cintica:; Energa potencial elctrica:

por lo que la energa total ser:

y como , entonces:

y como , entonces:

, que simplificando queda:

que es la energa de la rbita en funcin de n.

Obsrvese que si llamamos E1, E2,... a las energas de las rbitas 1,2,..., se cumple que:

Insistimos en la idea de que, tanto el radio de la rbita como la energa de los electrones en ella, quedan determinados por el valor de n, numero entero; por lo que radio y energa solo pueden tomar valores que sean mltiplos de una cantidad fija: estn cuantizados. Al nmero n se le denomina NUMERO CUANTICO PRINCIPAL, determina las rbitas, y puede tomar solamente valores de nmeros enteros positivos (1, 2, 3,...).

AMPLIACIONES Y CORRECCIONES AL MODELO ATOMICO DE BOHR

AMPLIACION DE SOMMERFELD

Consider que las rbitas descritas por los electrones podran ser elpticas, por lo que para ser descritas necesitaran de dos parmetros (dos ejes), introduciendo as un segundo nmero cuntico, que determina los subniveles de energa para cada valor de n.

Este n cuntico se designa por l, se denomina NUMERO CUANTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL, y puede tomar todos los valores enteros desde 0 hasta (n-1)

EFECTO ZEEMAN

Experimentos realizados en campos magnticos demostraron que se producan desviaciones magnticas debidas a la orientacin de las rbitas de giro de los electrones; condicionante que se considera por la introduccin de un nuevo nmero cuntico: NUMERO CUANTICO MAGNETICO, designado por m, que define la orientacin de las rbitas y que puede tomar los valores enteros comprendidos entre -l y +l.

SPIN DE LOS ELECTRONES

Se consider que los electrones podan girar sobre s mismos en la misma direccin de giro que sobre la rbita o en sentido contrario.

Por ello se introduce un nuevo valor: el NUMERO CUANTICO DE GIRO O SPIN, representado por s que indica las dos posibilidades de direccin expresadas y puede tomar los valores +1/2 y -1/2.

CARACTER ONDULATORIO DE LOS ELECTRONES.

Actualmente la idea intuitiva de Bohr de que los electrones se encuentran en rbitas de energa determinada no se mantiene. Hoy se considera que no es posible conocer la posicin y la velocidad de un electrn, sino solamente la probabilidad de hallarlo en una determinada regin del espacio; tal y como se desprende de la Teora de De Broglie y del Principio de Incertidumbre de Heisemberg.

TEORIA DE DE BROGLIE (1.923)

La idea expuesta por Einstein de que la luz tiene un doble comportamiento: ondulatorio y corpuscular, se expresa en las frmula:

donde se relacionan los dos aspectos (ondulatorio con la longitud de onda, y corpuscular representado por la masa)

De Broglie propuso aplicar este concepto tambin a los electrones, de modo que un electrn de masa m, que se mueva con una velocidad v, puede considerarse como una onda de cuya longitud de onda ser:

Este carcter ondulatorio fue comprobado por Thomson en 1.928 mediante la difraccin de electrones a travs de cristales( slo las ondas producen difraccin).

El segundo postulado de Bohr puede explicarse por el movimiento ondulatorio: Una rbita ser posible slo cuando su longitud sea mltiplo entero de la longitud de onda del movimiento del electrn.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG.

Indica que es imposible conocer con exactitud y simultneamente la posicin y la velocidad de cualquier partcula. Indeterminacin que viene expresada en:

ORBITALES DE LOS ATOMOS

Las zonas, expresadas por la mecnica cuntica, de mayor probabilidad de encontrar a un electrn se denominan ORBITALES.

El Orbital queda definido como una funcin de onda, y el clculo de su energa aparecen como parmetros los nmeros cunticos cuyos valores coinciden con los determinados en el modelo atmico de Bohr:

El estado de energa determinado por los valores del primer nmero cuntico se denomina CAPA o NIVEL.

El estado de energa determinado por los valores de los dos primeros nmeros cunticos se denomina SUBNIVEL.

El estado de energa determinado por los valores de los tres primeros nmeros cunticos se denomina ORBITAL.

De esta manera, los orbitales adquieren determinados nombres, que se obtienen:

- En primer lugar un nmero, que es el valor del n cuntico principal (n): designando la capa.

- A continuacin una letra minscula relacionada con el valor adquirido por el n cuntico secundario (l): designando el suborbital; como sigue:

Si l = 0, suborbital s

Si l = 1, suborbital p

Si l = 2, suborbital d

Si l = 3, suborbital f

- A cada letra del suborbital se le asigna un nmero como superndice que indica el n de electrones que contiene

Teniendo en cuenta que el conjunto de los tres primeros n cunticos determinan perfectamente la capa, el suborbital y la orientacin de ste, el valor adquirido por el cuarto n cuntico completa perfectamente la caracterizacin de cada uno de los electrones.

Para poder saber cuantos electrones caben en cada suborbital, aplicamos el PRINCIPIO DE EXCLUSIN DE PAULI: En un mismo tomo no puede haber dos electrones que posean los cuatro nmeros cunticos iguales; lo que equivale a decir que cada electrn de un tomo posee diferente cantidad de energa.

N cunticoCracterstica que defineValores posibles

PrincipalnVolumen del orbital1, 2, 3,4 ...

Secundario o azimutallForma del orbital0, 1, 2,...(n-1)

Magnticomorientacion espacial-l,..-2, -1, 0, 1, 2,..+l

Spin o de girossentido de giro de los e-.( 1/2

nlmsorbital

100( 1/21 s2

00( 1/22 s2

2-1( 1/2

10( 1/22 p6

1( 1/2

00( 1/23 s2

-1( 1/2

10( 1/23 p6

1( 1/2

3-2( 1/2

-1( 1/2

20( 1/23 d10

1( 1/2

2( 1/2

00( 1/24 s2

-1( 1/2

10( 1/24 p6

1( 1/2

-2( 1/2

-1( 1/2

20( 1/24 d10

1( 1/2

42( 1/2

-3( 1/2

-2( 1/2

-1( 1/2

30( 1/24 f14

1( 1/2

2( 1/2

3( 1/2

CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS

La configuracin electrnica de un elemento se escribe con el siguiente esquema:

Nmero correspondiente al nivel de energa.

Letra correspondiente al subnivel.

Exponente indicativo del nmero de electrones

Los electrones llenan primero los subniveles de menor energa, ocupando niveles ms altos slo cuando las anteriores estn completos.

El nmero de niveles llenados coincide con el periodo de la tabla peridica en el que el elemento se encuentra. Si el elemento es representativo, el nmero de electrones del ltimo nivel es el grupo al que pertenece el elemento.

REGLA DE (n + l) .

Los subniveles se van llenando en orden de manera que se llenan antes los que tengan valor de (n + l) ms pequeo. Para subniveles en los que esto coincida, se llenar antes el de menor valor de n.

DIAGRAMA DE MOELLER:

Se trata de una regla mnemotcnica para conocer el orden de llenado de los orbitales :

1 s

2 s2 p

3 s3 p3 d

4 s4 p4 d4f

5 s5 p5 d5 f

6 s6 p6 d

7 s7 p

PRINCIPIO DE HUND O DE MAXIMA MULTIPLICIDAD:

Los subniveles para los que existen varios orbitales se llenan de manera que primero se semiocupan y luego se completan.

CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS SEGUN SU CONFIGURACION ELECTRONICA

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Aquellos en los que el ltimo electrn ha entrado en un subnivel s o en un subnivel p.

ELEMENTOS DE TRANSICION: Aquellos en los que su ltimo electrn ha entrado en un subnivel d.

ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA, TIERRAS RARAS: Aquellos en los que el ltimo electrn ha entrado en un subnivel f.

Si el electrn ha entrado en 4 f, se trata de un LANTANIDO.

Si el electrn ha entrado en 5 f, se trata de un ACTINIDO.

SISTEMA PERIODICO Y CONFIGURACION ELECTRONICA.

Hasta 1.869 no se logr una ordenacin regular de los elementos en funcin de sus pesos atmicos; Dimitri Mendeleiev, lo realiz teniendo en cuenta las propiedades fsicas y qumicas en la ordenacin, lo que le obligaba a dejar huecos en su tabla; estableciendo que se deban a elementos an no descubiertos, tal y como se ha ido comprobando posteriormente. Esa tabla inicial ha sufrido numerosas modificaciones hasta llegar a la que hoy es utilizada: formada por filas (Periodos) y columnas (Grupos) en los que se distribuyen los elementos ordenados por sus nmeros atmicos.

Llamamos electrn diferenciador al electrn que es necesario aadir a un elemento para obtener la configuracin electrnica del elemento siguiente

Tal y como ha sido ya considerado, el nmero atmico determina la configuracin electrnica, de tal modo que, en la tabla peridica se observa:

Los periodos se numeran de manera coincidente con el nmero cuntico principal.

Los grupos estn relacionados con el llenado de los orbitales s, p, d f.

De sta manera, en el periodo (n = 1), l y m, solo tienen el valor 0, con lo que solo son posibles dos electrones, y por tanto slo dos elementos.

El periodo 2, (n = 2),tiene ms posibilidades, pues l puede tomar los valores 0 y 1, cabiendo en total 8 electrones, y por tanto poseer 8 elementos.

Se contina as con los distintos periodos, teniendo en cuenta el orden de llenado de orbitales, y observaremos que en el cuarto periodo ya nos caben 10 elementos ms; y en el 5 y 6, 14 ms que en el anterior.

La tabla peridica est establecida de tal manera que los elementos correspondientes al mismo grupo (columnas), coinciden en la configuracin electrnica de su ltima capa (con algunas excepciones), de manera que es sta la que confiere a los elementos sus propiedades principales.

Cada uno de los periodos termina con un elemento que en su ltima capa posee 8 electrones, son los gases nobles.

Grupos(IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBIBIIBIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA

Peiodos(s1s2d1d2d3d4d5d6d7d8d9d10p1p2p3p4p5p6

12

1HHe

345678910

2LiBeBCNOFNe

1112131415161718

3NaMgAlSiPSClAr

192021222324252627282930313233343536

4KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr

3d5 4s13d5 4s23d6 4s23d10 4s13d10 4s2

373839404142434445464748495051525354

5RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe

4d4 5s14d5 5s14d5 5s24d7 5s14d8 5s14d10 5s04d10 5s14d10 5s2

555657727374757677787980818283849586

6CsBaLa*HfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn

5d9 6s15d10 6s15d10 6s2

878889104105106107108109110

7FrRaAc**KuHa

5859606162636465666768697071

* LantnidosCePrNbPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu

90919293949596979899100101102103

** ActnidosThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr

Grupos(IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBIBIIBIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA

Peiodos(s1s2d1d2d3d4d5d6d7d8d9d10p1p2p3p4p5p6

12

1HHe

10084003

345678910

2LiBeBCNOFNe

6941901210811201114007159991899820179

1112131415161718

3NaMgAlSiPSClAr

229902430526981280853097432063545339948

192021222324252627282930313233343536

4KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr

3909840084495647885094151996549385584758933586963546653969727259749227896799048380

373839404142434445464748495051525354

5RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe

85468876288906912249290695949810107102906106421078711241114821187112175127601269013129

555657727374757677787980818283849586

6CsBaLa*HfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn

132905137331389061784918995183851862119021922219508196972005920438207220898209210222

878889104105106107108109110

7FrRaAc**KuHa

2232220222703260261260262265266

5859606162636465666768697071

* LantnidosCePrNbPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu

14012140907144241471503515196157251589241625016493167261689341730417497

90919293949596979899100101102103

** ActnidosThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr

23203823123803237242243247247251254251256254257

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

Son las propiedades que dependen de los electrones del nivel ms externo de un tomo. Se llaman peridicas porque se repiten en la tabla peridica al cabo de un cierto nmero de elementos por coincidir la configuracin electrnica de la ltima capa.

Volumen atmico

La corteza electrnica de un tomo no posee lmites definidos, por lo que es muy difcil conocer el radio de un tomo, por eso se define como:

Es el volumen que ocupa un mol de tomos del elemento considerado. Se obtiene dividiendo la masa atmica del elemento entre su densidad.

menor

Volumen atmico

mayor

En un grupo, el volumen atmico aumenta al aumentar el n atmico, pues aumenta el n de capas.

En un periodo, el volumen atmico disminuye al aumentar el n atmico; ya que, para el mismo n de capas aumenta la carga elctrica del ncleo y de la corteza y por tanto la fuerza de atraccin.

Radio atmico

La corteza electrnica de un tomo no posee lmites definidos, por lo que es muy difcil conocer el radio de un tomo. Su determinacin se realiza a partir de medidas de longitudes de enlaces.

Es lgico pensar que a mayor volumen atmico, mayor radi atmico, por lo que en la tabla peridica el radio atmico vara igual que el volumen.

Radio inico

RADIO DE UN CATION (ION+).

El radio de un catin es siempre menor que el del tomo neutro del que procede; pues el ion tiene menos electrones.

RADIO DE UN ANION (ION-).

El radio de un anin es siempre mayor que el del tomo neutro del que procede; pues el ion posee ms electrones.

RADIO DE IONES ISOELECTRONICOS.

Los iones isoelectrnicos son iones de tomos distintos pero que quedan con el mismo nmero de electrones. (Ej. F- y Na+). Entre dos iones isoelectrnicos tendr mayor radio el que corresponda al tomo de menor nmero atmico; ya que ste tendr menos fuerza de atraccin por los electrones.

Energa o potencial de ionizacin

Se define como la energa necesaria para que un tomo de un elemento pierda un electrn y se transforme, por tanto en un ion positivo.

mayor

Energa de ionizacin

menor

En un grupo, la energa de ionizacin disminuye al aumentar el n atmico; pues al aumentar el nmero de capas, los electrones ms externos estn menos atrados por el ncleo y, por tanto, es menor la energa necesaria para separarlos.

En un periodo, aumenta al aumentar el n atmico; pues para la misma capa, a mayor n atmico ms atrados por el ncleo estarn los electrones.

Afinidad electrnica

Es la tendencia de un tomo a ganar electrones para formar un ion negativo. Es la energa que se desprende o se absorbe cuando un tomo gana un electrn y se transforma en un ion negativo.

Si al ganar un electrn se desprende energa, la afinidad electrnica es positiva, y el ion formado es estable. Si por el contrario se absorbe energa, la afinidad electrnica es negativa y el ion formado es inestable.

Los elementos con alta energa de ionizacin tendrn gran tendencia a ganar electrones: tendrn afinidades electrnicas positivas.

Los elementos con baja energa de ionizacin tendrn poca tendencia a ganar electrones: tendrn afinidades electrnicas negativas.

Por ello, la afinidad electrnica vara en la tabla peridica exactamente igual que el potencial de ionizacin.

Electronegatividad

Es una propiedad directamente relacionada con las dos anteriores. Se define como la tendencia que tiene un tomo a atraer electrones del enlace que forme con otro tomo diferente.

Los elementos con altas energa de ionizacin y afinidad electrnica, tendrn mucha tendencia a ganar electrones: sern muy electronegativos.

Los elementos con bajas energa de ionizacin y afinidad electrnica, tendrn poca tendencia a ganar electrones: sern poco electronegativos.

Por tanto, la electronegatividad, se comporta en la tabla igual que la energa de ionizacin y que la afinidad electrnica.

Carcter metlico y no metlico

Desde el punto de vista qumico, los metales se caracterizan:

Son elementos con pocos electrones en su nivel ms externo.

Tienen tendencia a perder electrones y formar iones positivos, son poco electronegativos.

Se oxidan fcilmente, son reductores; forman xidos bsicos.

Mientras que los no metales

Son elementos con muchos electrones en su nivel ms externo.

Tienen tendencia a ganar electrones y formar iones negativos, son muy electronegativos.

Se reducen fcilmente, son oxidantes; forman xidos cidos.

menor

Carcter metlico

mayor

Por su definicin, se observa que el carcter metlico aumenta en los periodos y disminuye en los grupos.

ENLACE QUIMICO

Un enlace qumico es el conjunto de interacciones que mantiene unidos a los tomos o a las molculas entre s, para dar lugar a estructuras ms estables que los tomos o molculas de partida.

Todos los sistemas qumicos evolucionan en el sentido de alcanzar la mxima estabilidad, y todos cuantos cambios fsicos o qumicos se produzcan espontneamente, tienen como resultado un aumento de la estabilidad del sistema. La formacin de compuestos debe considerares como una manifestacin de esa tendencia a que cada tomo adquiera una ordenacin estable del nmero de electrones externo que le caracteriza.

La adopcin de una estructura electrnica estable se puede verificar por captacin o cesin de electrones. Para que un tomo capte un electrn debe estar presente otro tomo capaz de cederlo. Los tomos tienden a adquirir configuraciones electrnicas estables:

Los elementos representativos adquiriendo configuracin de gas noble.

Los elementos de transicin consiguiendo orbitales externos semiocupados, puesto que la presencia de electrones d en su penltima capa hara necesaria la entrada en juego de energas que superan a las habituales de los procesos qumicos.

Resultados experimentales demuestran que podemos considerar tres tipos de estructuras electrnicas con estabilidad relativamente elevada:

La de los gases Nobles.

Nivel d de penltima capa completo y nivel p de la ltima vaco.

Niveles d y p a medio llenar (semiocupados).

En un sentido amplio existen dos formas de alcanzar cualquiera de las ordenaciones estables comentadas:

Cuando dos o ms tomos se combinan mediante el proceso en el que un tipo de tomos pierden electrones y tomos de otro tipo los ganan. As se forman los compuestos IONICOS o electrovalentes.

Si dos o ms clases de tomos comparten electrones. Los compuestos as formados se denominan COVALENTES.

Pero existen otros tipos de enlaces posibles de manera que pueden agruparse en:

ENLACES INTERATMICOS (Se establecen entre tomos):

1. ENLACE IONICO (metal - no metal)

2. ENLACE COVALENTE (no metal - no metal)

3. ENLACE METLICO (tomos del mismo metal)

ENLACES INTERMOLECULARES (Se establecen entre molculas):

1. FUERZAS DE VAN DER WAALS

2. PUENTES DE HIDROGENO

Los electrones y orbitales que intervienen en una unin qumica son nicamente los de las capas exteriores, por lo que se les denomina usualmente electrones de enlace.

Hay muy pocos casos en los que puede hablarse de enlaces puramente inicos o puramente covalentes; la mayora tienen propiedades intermedias pero prximas a uno u otro modelo.

ENLACE IONICO

Se produce por fuerzas electrostticas entre iones positivos y negativos; entre elementos muy electropositivos (metales) y muy electronegativos (no metales)

Un enlace inico exige como proceso previo la ionizacin de los tomos; por ello, se formarn preferentemente entre tomos que se ionizen fcilmente: con baja energa de ionizazin y con alta afinidad electrnica.

El compuesto formado debe ser elctricamente neutro: el n de electrones que un tomo pierde debe ser igual al n de electrones que gane el otro. Se llama VALENCIA IONICA o ELECTROVALENCIA al n de electrones que un elemento gana o pierde para formar un compuesto inico.

Cada ion ejercer una atraccin en torno suyo extendida en todas direcciones, provocando que se siten a su alrededor cierto nmero de iones de carga opuesta; por ello, los compuestos que establecen este tipo de enlaces se encuentran en la naturaleza formando CRISTALES IONICOS; redes cristalinas caracterizadas por poseer en sus nudos los iones positivos o negativos. Cuan do se ionizan los tomos, se crea en torno a ellos un campo elctrico, rodendose de iones del signo contrario hasta compensarlo.

Esa estructura hace que para un compuesto ionico no pueda hablarse de molculas propiamente dichas; de la misma forma se hace impropio hablar de peso molecular, reemplazndose por peso frmula, haciendo referencia al peso de los tomos de la unidad estructural de un cristal. La frmula de un compuesto ionico slo indica la cantidad de iones de cada clase necesarios para que el cristal sea elctricamente neutro.

Se llama INDICE O NUMERO DE COORDINACION al n de iones de un determinado signo que rodean a un ion de signo contrario; este n y el tipo de red que se obtiene depende de la carga y del tamao de los iones.

(Ejemplos: NaCl, ndice de coordinacin 6:6; cada ion de Cl se rodea de 6 iones de Na y viceversa

CsCl, ndice de coordinacin 8:8; cada ion de Cs se rodea de 8 iones de Cl y viceversa.

CaF2, ndice 8:4; El Ca se rodea de 8 iones de F, y cada ion de F se rodea de 4 iones de Ca.)

Se llama ENERGIA DE RED O ENERGIA RETICULAR a la energa que se desprende al formarse un mol de compuesto inico a partir de sus iones; esta energa es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional a sus radios.

En la formacin de un compuesto inico intervienen fundamentalmente los siguientes procesos energticos.

Energa de ionizacin, la necesaria para formarse iones + cuando los tomos estn en estado gaseoso(EA).

Afinidad electrnica, la que se desprende al formarse iones - (AI).

Energa de red, se desprende al atraerse los dos iones formados (U).

El clculo de la energa de red se realiza de manera terica mediante la aplicacin del CICLO DE BORN - HABER, basado en que es posible llegar a la formacin de un cristal inico por dos caminos distintos:

a) Por la unin directa de los elementos, desprendindose el correspondiente calor de formacin( - Qf) del compuesto.

b) Por un camino indirecto que conlleva los siguientes pasos:

Sublimacin del metal(S).

Disociacin del no metal(D)

Ionizacin de ambos elementos.

Atraccin de los iones para formar el compuesto.

Ejemplo de ciclo para un metal alcalino(M) y un no metal halgeno(X2):

+1/2 D (disocia.)+ S (Sublimac.)

- U (e: de red)

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS:

Puntos de fusin y de ebullicin:Son altos y directamente proporcionales a la energa de red. Sustancias inicas de gran carga y pequeo radio fundir, a temperaturas muy altas.

Dureza:Definida como la dificultad que ofrecen a ser rayados, a mayor energa de red, mayor dureza de los cristales inicos.

Densidad:Son compuestos muy compactos, los iones estn muy prximos y ocupan poco volumen: tienen densidades elevadas.

Solubilidad:Son muy solubles en disolventes polares como el agua. Los iones se rodean, inmersos los cristales en un disolvente, de molculas de ste orientadas por el extremo del dipolo con carga opuesta al ion (Solvatacin), aportando una energa que es superior a la de red, por lo que los iones se separan y el cristal se disuelve. A mayor energa de red, por tanto, menor solubilidad.

Conductividad elctrica:Los compuestos inicos conducen la corriente elctrica en estado fundido o disuelto, pero no en estado slido. Si en una disolucin de un compuesto inico se introducen dos electrodos, la disolucin es conductora y se denomina solucin electroltica, y a los solutos que las producen, electroltos.

ENLACE COVALENTE

TEORIA DE LEWIS

Segn Lewis, los tomos pueden obtener configuracin electrnica estable por comparticin de electrones. un tomo obtiene configuracin estable de gas noble cuando posee en su ltima capa 8 electrones.

Los electrones no se transfieren de un tomo a otro, sino que se comparten al formar una molcula. Cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente.

ALGUNAS MOLECULAS COVALENTES SEGUN LEWIS:

H2

El hidrgeno alcanza la configuracin del He (gas noble).

HF

El flor comparte un electrn con el Hidrgeno, covalencia 1

HsO

NH3

CH4

CH3 - CH3 (Etano)

CH3 - CH2OH (Etanol)

Hay veces que, para adquirir la configuracin de gas noble, los tomos necesitan compartir ms de un par de electrones, establecindose ENLACES COVALENTES MULTIPLES (DOBLES, TRIPLES).O2(O=O)

Cada tomo comparte 2 electrones, es un enlace covalente doble.

N2

Cada lnea representan dos electrones (uno de cada tomo).

CH2=CH2 (Eteno)

CH(CH (Etino)

CO2

En todas las molculas vistas, el tomo adquiere configuracin de gas noble, rodendose de 8 electrones (regla del octeto); que se cumple en todos los elementos del 2 periodo excepto para el boro y el berilio:

Boro:2s2 2p1.

( ((

covalencia 1

( ( (

covalencia 3

el mayor n de electrones a compartir son 3, se rodear, como mximo de 6 electrones.

Berilio:2s2 2p0.

( (

covalencia 0

( (

covalencia 2

el mayor n de electrones a compartir son 2, se rodear, como mximo de 4 electrones.

En los elementos de periodos posteriores la regla del octeto se cumple con bastante frecuencia, pero puede haber casos en los que los tomos se rodeen de ms de 8 electrones, (el fsforo puede llegar a rodearse de 10 electrones, y azufre de 12).

Hay ocasiones en las que los dos electrones compartidos para formar el enlace son cedidos por uno solo de los tomos que intervienen, es un ENLACE DATIVO O COORDINADO; siendo el tomo que los aporta el DADOR y el que los recibe el ACEPTOR; veamos algunos ejemplos:

Ion Hidronio (H3O)+: se forma por la unin de agua con iones H+, que son tomos de hidrgeno que han perdido el nico electrn que posean, por lo que los dos electrones del enlace los proporciona el oxgeno del agua:

H2O + H+ (

Ion amonio (NH4)+: se forma por la unin de un ion hidrogeno con un ion NH3:

NH3 + H+ (

Ozono (O3): se forma por la unin de una molcula de oxgeno (O2) con un tomo de oxgeno (O). Este ltimo se une por enlace dativo:

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA O TEORIA DEL ORBITAL ATOMICO.

La teora de Lewis no hace referencia a la naturaleza de las fuerzas puestas en juego ni consigue explicar la estructura de numerosos compuestos.

Linus Pauling entre 1.930 y 1.940, desarrolla esta nueva teora sobre el enlace covalente diciendo que se forma por solapamiento o superposicin de dos orbitales atmicos, de modo que los electrones compartidos pertenecen a la vez a los orbitales de los dos elementos enlazados. Es decir, esta teora supone que la formacin del enlace covalente tiene lugar por emparejamiento de los espines electrnicos de signo contrario y por la mxima superposicin de los orbitales atmicos a los que pertenecen los electrones puestos en juego; dando lugar a una regin espacial de densidad electrnica comn a ambos tomos.

Para su comprensin es necesario tener en cuenta que nicamente nos interesarn los orbitales ms exteriores de la estructura atmica, y que la forma espacial que adquieren (espacio en el que es ms probable encontrar los electrones) es la que se expresa en las figuras.

De este modo, el orbital s es esfrico, representado en un sistema tridimensional centrado en los ejes coordenados.

Los orbitales p, se distribuyen alineados en cada una de las direcciones del espacio, con una forma de doble elipse.

La forma de los orbitales d es ya ms complicada y ni siquiera la representamos.

Cuando el enlace se forma por solapamiento de dos orbitales s, orbital s con orbital p, o dos orbitales p longitudinalmente, denominamos al enlace formado enlace sigma ((); pero si el solapamiento se produce por solapamiento lateral de orbitales p que sean paralelos, el enlace se denomina pi (().

De acuerdo con estas premisas, la fortaleza del enlace estar relacionada con la extensin de los dos orbitales que se emparejen, siendo sta mayor en los denominados enlaces sigma (() que en los p ((); un enlace ( es menos fuerte que un enlace (. Los enlaces simples siempre son del tipo (, mientras que en enlaces mltiples (dobles o triples), aparecen tambin enlaces tipo (.

Podemos ya interpretar algunas molculas:

Molcula de hidrgeno (H2): Formada por un enlace sigma entre los dos orbitales s semiocupados de cada uno de los tomos.

Molcula de HCl: se forma por un enlace sigma entre el orbital semiocupado s del hidrgeno y el orbital p semiocupado del cloro, consiguindose una molcula lineal:

Molcula del Cl2: Se solapan de manera lineal los dos orbitales p semiocupados, uno de cada tomo:

Molcula de H2O: El oxgeno tiene dos orbitales p perpendiculares entre s, semiocupados, que se solapan con el orbital s semiocupado de cada tomo de hidrgeno:

Molcula de O2: cada uno de los tomos de oxgeno tiene dos orbitales p perpendiculares semiocupados, de modo que el solapamiento se produce entre dos longitudinales (enlace sigma) y entre dos paralelos (enlace pi); es decir se forma un doble enlace:

Molcula de etileno (CH2 = CH2): Cada tomo de carbono posee semiocupados un orbital s, y tres orbitales p; cada tomo establece enlace sigma con dos tomos de hidrgeno, y entre los dos tomos de carbono se establecen un enlace sigma y otro pi, es decir, un doble enlace.

Molcula de etino (CH ( CH): en este caso se crea un triple enlace entre carbonos, uno sigma y dos pi, quedando un solapamiento de cada carbono con un tomo de hidrgeno.

TEORIA DE LOS ORBITALES ATMICOS HIBRIDOS

La teora del enlace de valencia no logra explicar la geometra espacial de numerosas molculas covalentes.

Adems mantiene que el nmero de enlaces covalentes que puede establecer un determinado tomo depende solamente del numero de electrones desapareados de su ltimo orbital atmico, y experimentalmente se demuestra que esto no se cumple.

Por ejemplo, el diagrama orbital del carbono es como sigue:

1s2 2s2 2p2( (( (( (

por lo que debera formar 2 enlace, y no 4 como experimentalmente se comprueba

Esta y otras discrepancias pueden ser explicadas adoptando un nuevo modelo de orbital atmico: el ORBITAL HIBRIDO, que se puede obtener por promocin de un electrn inicialmente emparejado a orbitales de mayor energa.

La hibridacin se producir tanto ms fcilmente cuanto menor sea la diferencia energtica entre el nivel que deja el electrn y el que ocupa.

Se llama VALENCIA COVALENTE O COVALENCIA, al n de electrones desapareados que posee un tomo, y es deducida de la estructura electrnica del elemento, teniendo en cuenta que un tomo puede desaparear electrones que en su estado fundamental estn apareados siempre que no cambien de nivel de energa; es decir, mediante hibridacin.

Ejemplos de determinacin de covalencias de algunos elementos:

Oxgeno: 2s2 2p4( (( (( (

La nica covalencia posible es 2, Siempre compartir dos electrones.

Azufre: 3s2 3p4: 3s 3p 3d

( (( (( (

covalencia 2

( (( ( ( (

covalencia 4

( ( ( ( ( (

covalencia 6

Cloro:3s2 3p5.

( (( (( ((

covalencia 1

( (( (( ( (

covalencia 3

( (( ( ( ( (

covalencia 5

( ( ( ( ( ( (

covalencia 7

Nitrgeno: 2s2 2p3.

( (( ( (

covalencia 3

( (( ((

no es estable con esta configuracin

Fsforo:3s2 3p3.

( (( ( (

covalencia 3

( ( ( ( (

covalencia 5

Carbono:2s2 2p2( (( (

covalencia 2

( ( ( (

covalencia 4 (en todos los compuestos orgnicos)

Flor:2s2 2p5.

( (( (( ((

covalencia 1

La teora que hemos visto es un enfoque para la explicacin de algunas molculas con enlaces covalentes, pero para explicar la geometra espacial de numerosas molculas, se establece el proceso denominado HIBRIDACIN DE ORBITALES: A partir de orbitales atmicos puros, se obtienen otros equivalentes geomtrica y energticamente llamados orbitales hbridos.

As se establecen estructuras como:

Cuando se unen tres tomos:

hibridacin sp lineal: (hibridacin entre un orbital s y un orbital p)

se encuentra en molculas como CO2, N2O, BeCl2...

hibridacin p2 angular:

Es la molcula de agua, con un ngulo de 104. Y tambin SH2, SO2, NO2-

Con 4 tomos son posibles tres configuraciones geomtricas:

Hibridacin sp2 trigonal plana:

con ngulos iguales centrales de 120, son molculas como BCl3, SO3,...

Hibridacin sp3 piramidal triangular:

Se encuentra en el NH3, con ngulos de 106. Y en ClO3-, SO3=

Con 5 tomos tenemos:

Hibridacin sp3 tetradrica:Los ngulos centrales son de 109. Se encuentra en CH4, Cl4C, Cl4Si, Cl4Ge...

Cuadrandular plana:

Cl4I-. Con 6 tomos es posible:

Hibridacin sp3d bipiramidal triangular:

Es la estructura del PCl5, PF5...

Piramidal cuadrangular:

FrI

Y si son 7 los tomos, entoces tendremos:

Hibridacin sp3d2 octadrica

donde todos los ngulos son rectos; se presenta en SF6,PF6...

TEORIA DE LOS ORBITALES MOLECULARES

Esta teora se propone para suplir las carencias de las anteriores en cuanto a la explicacin de las propiedades magnticas de algunas molculas covalentes.

En la explicacin del enlace covalente creado, segn la teora de los orbitales moleculares, se tienen en consideracin todos los electrones de los niveles externos de los tomos que se unen; y admite que los electrones se mantienen unidos en la molcula mediante un conjunto de orbitales polinucleares.

Los electrones compartidos por dos tomos en un enlace covalente deben tener, necesariamente caractersticas especiales; En la formacin del enlace, los electrones compartidos pertenecen por igual a los dos ncleos, y se distribuyen en niveles de energa que pertenecen al conjunto integrado por los dos tomos.

La formacin del enlace puede suponerse por superposicin de orbitales atmicos de energa y orientacin espacial adecuadas, pertenecientes a los dos tomos que se combinan, y dando lugar a un ORBITAL MOLECULAR que ya no pertenece a los tomos sino a la molcula en su conjunto; y en el cual, de acuerdo con el Principio de Exclusin, slo podrn caber dos electrones.

Un orbital molecular es una combinacin lineal de dos orbitales atmicos correspondientes a los tomos que constituyen la molcula; cuyos principios fundamentales se resumen como sigue:

Los orbitales atmicos se combinan para dar lugar a orbitales moleculares, de modo que el nmero de orbitales atmicos que se combinan es igual al de orbitales moleculares que se obtienen.

Las energas de los orbitales moleculares pueden obtenerse mediante clculos resolviendo la ecuacin de onda de Schrdinger. (Altamente dificultoso)

El estudio energtico demuestra que por cada dos orbitales atmicos combinados, se obtienen otros dos orbitales moleculares: uno de baja energa (ORBITAL ENLAZANTE ( o ( ) y otro de alta energa (ORBITAL ANTIENLAZANTE (* o (* ).

Ejemplos:

atomo 1MOLECULatomo 2

s + s

(*

sS

(

3p + 3p

atomo 1MOLECULatomo 2

(* (*

(*

p p pp p p

(

( (

Los electrones que establecen el enlace ocupan los orbitales moleculares de igual forma a como los electrones en los tomos ocupan los orbitales atmicos:

Cada orbital molecular es capaz de albergar dos electrones.

Los electrones ocupan preferentemente los orbitales menos energticos.

Se cumple el principio de mxima multiplicidad de Hund.

Ejemplos:

(*2p

2 (*2p((((((

(2p((((((

2 (2p((((((((((((((((((

(*2s((((((((((

(2s((((((((((

B2C2N2O2F2

A la vista de las configuraciones electrnicas de los elementos considerados, veremos que

Cada tomo de Boro aporta 3 electrones a la molcula

Cada tomo de Carbono aporta 4 electrones a la molcula

Cada tomo de Nitrgeno aporta 5 electrones a la molcula

Cada tomo de Oxgeno aporta 6 electrones a la molcula

Cada tomo de Flor aporta 7 electrones a la molcula

Las anteriores molculas son posibles porque se forman ms orbitales enlazantes con lo que la energa global ser menor que la de los tomos no combinados.

Si embargo en el Ne2 sucedera:

(*2p((

2 (*2p((((

(2p((

2 (2p((((

(*2s((

(2s((

Ne2

Como cada tomo de Nen aportara 8 electrones a la molcula, se ocuparan igual nmero de orbitales enlazantes que antienlazantes, por lo que la energa global sera la misma que la de los tomos no enlazados y por ello no existir tendencia a establecer el enlace, ya que no se obtiene una estructura menos energtica y por ende ms estable.

POLARIDAD DE LOS ENLACES. POLARIDAD DE LAS MOLCULAS.

Si un enlace covalente est formado por dos tomos iguales, los electrones del enlace se encontrarn igualmente atrados por los dos tomos, se dice que este enlace es un enlace apolar o 100% covalente.

Si los tomos que se unen son distintos, unos de ellos, el ms electronegativo, atraer con ms intensidad a los electrones del enlace; por ello, aparecer una cierta carga negativa desplazada en la molcula hacia donde se encuentre el tomo ms electronegativo, y una carga positiva relativa en el polo opuesto; se dice que se ha creado un dipolo elctrico, y el enlace covalente se llamar polar.

Por lo tanto, gran parte de las molculas covalentes sern polares, y por ello, tendrn un cierto carcter inico, que ser tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los tomos que se enlazan.

Segn Pauling, cuando la diferencia de electronegatividad es de 17, el enlace es inico y covalente al 50 %; si la diferencia es mayor, inico; si la diferencia es menor, covalente.

La polaridad de los enlaces se mide por una magnitud vectorial denominada momento dipolar, cuyo mdulo en el producto de la carga existente sobre cada tomo por la distancia entre ellos; la direccin la de la recta que los uno, y el sentido el que va de la carga positiva a la negativa.

Si la molcula tiene ms de dos tomos, la polaridad total se calcula sumando los momentos dipolares de sus respectivos enlaces; de modo que molculas que tengan enlaces polares pueden ser apolares por que su simetra hace que las polaridades se compensen.

Por ello podemos concluir que una molcula ser polar cuando enlaces lo sean y estas polaridades no se vean compensadas por su simetra espacial.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

En los compuestos covalentes, un tomo se rodea de un nmero limitado de tomos en unas determinadas direcciones, formando molculas totalmente diferenciadas (a diferencia de los compuestos inicos).

Las molculas covalentes se unen entre s con una fuerzas muy dbiles llamada fuerzas de Van der Waals, con lo que los compuestos covalentes son gases, lquidos o slidos muy blandos con puntos de fusin y ebullicin muy bajos.

Adems, se disuelven en disolventes orgnicos y no son conductores de la corriente elctrica.

Los slidos formados por compuestos covalentes unidos entre s, se llaman cristales moleculares, para distinguirlos de otros formados por tomos unidos entre s por enlaces covalentes, que se llaman, cristales covalentes o atmicos (Diamante, fsforo cristalino, slice...) y que tienen propiedades totalmente distintas.

ENLACE METALICO

La naturaleza del enlace en los metales no est bien determinada; sus propiedades indican que en los metales algunos electrones son muy mviles; por lo que las teoras actuales del enlace en los metales indican que todos los tomos del sistema contribuyen con sus electrones de valencia a formar una nube de electrones que es compartida por todos los tomos presentes.

Los tomos metlicos poseen varios orbitales vacos en su nivel ms externo. En las redes metlicas, al estar los tomos muy prximos unos a otros, se posibilita la descolocacin de los electrones, que dejan de ser de un tomo concreto para ser de la red como conjunto, pudindose desplazar con facilidad.

Todos los metales tienen en comn la propiedad de ser slidos insolubles con puntos de ebullicin relativamente altos y gran capacidad para conducir la corriente elctrica.

Son estructuras muy compactas con altas densidades; pero maleables y dctiles; que se explica por que en una red metlica, aunque se cambie la posicin, siempre existe la misma ordenacin, por lo que es posible cambiar la forma de un metal sin romperlo.

ENLACES INTERMOLECULARES

FUERZAS DE VAN DER WAALS

Son de naturaleza electrosttica y se originan por interaccin entre las molculas.

En general, son muy dbiles, pero:

su valor es tanto mayor cuanto mayor sea la polaridad de las molculas que se unen.

aumentan con el tamao de las molculas, ya que a mayor volumen, las capas electrnicas ms externas de las molculas se deforman ms fcilmente.

Si el punto de fusin y ebullicin de las molculas es elevado, el valor de las fuerzas aumenta.

ENLACE O PUENTE DE HIDROGENO

Las propiedades anmalas de muchas sustancias hidrogenadas se explican por una fuerte unin entre sus molculas llamada enlace o puente de hidrgeno.

Este enlace es de naturaleza electrosttica y se forma por la atraccin entre un tomo de hidrgeno con cierta carga positiva (para ello debe estar unido a un tomo muy electronegativo) y un par de electrones no compartidos de otra molcula

se producen preferentemente este tipo de enlaces en aquellos compuestos en los que el hidrgeno est unido a elementos muy electronegativos y de poco volumen para que el hidrgeno se comporte como un polo positivo muy intenso (HF,H2O, NH3, alcoholes, HCl...).

La unin entre molculas por este tipo de enlace determina que las sustancias sean ms fcilmente condensables.

TERMOQUIMICA

La termoqumica es la parte de la termodinmica que estudia los cambios de energa que acompaan a los sistemas qumicos.

Los sistemas qumicos pueden clasificarse en:

Sistema Aislado.- no hay intercambio de materia ni de energa con el exterior.

Sistema Cerrado.- No hay intercambio de materia pero s de energa.

Sistema abierto.- El intercambio con el exterior es de materia y de energa.

Y tambin se dividen en:

Sistemas homogneos.- los que estn formados por una sola fase (slido - lquido - gas).

Sistemas heterogneos.- en el que coexisten varias fases.

Un sistema queda descrito mediante variables termodinmicas, que pueden ser:

Intensivas.- si no dependen de la masa del sistema (temperatura, densidad...).

Extensivas.- Su valor depende de la masa del sistema (masa , volumen...).

La TEMPERATURA es una de esas variables, de gran importancia en termoqumica, y se define como la medida del nivel trmico. Existen tres escalas termomtricas:

que se relacionan:

TRABAJO DE EXPANSIN O COMPRENSION EN UN SISTEMA QUIMICO

Un medio para transferir energa de un sistema a otro es el trabajo; que se considera positivo si lo que produce es una expansin, y negativo en una comprensin.

Si tenemos un sistema que soporta una presin, sobre l actuar una fuerza (F=PSup.); si el sistema sufre un desplazamiento (X, tendremos que el trabajo (W) ser:

TRANSFERENCIAS DE CALOR

Otro medio de transferir energa de un sistema a otro es el calor; que se considera positivo si es absorbido y negativo si se desprende.

El clculo del calor transferido se calcula:

Si existe cambio de estado.-

Si no hay cambio de estado.-

Recordemos que el calor es una medida de la energa trmica de los cuerpos y que por tanto se mide en unidades de energa; aunque tambin se usa la calora y sus mltiplos. ( 1 cal. = 418 jul. 1 jul. = 024 cal. ).

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA

Todo sistema, a una determinada presin y temperatura posee una energa, llamada Energa Interna (U). Por intercambio de calor o de trabajo, la energa interna de un sistema se modifica, bien por transformarse qumicamente o por que varan las condiciones de presin y temperatura.

El Primer Principio de la Termodinmica dice: La variacin de la energa libre de un sistema es igual a la diferencia entre el calor transferido y el trabajo realizado.

La variacin de energa interna de un sistema depende slo de las situaciones inicial y final, y no del camino seguido; es decir: es una funcin de estado.

PROCESOS A VOLUMEN CONSTANTE

Si el volumen es constante, (V = 0, el trabajo ser nulo, y por tanto:

PROCESOS A PRESION CONSTANTE

Si definimos una nueva magnitud: la ENTALPIA (H) como el calor transferido a presin constante, obtenemos: que tambin puede expresarse:

donde (n es el incremento de moles gaseosos.

(recordemos que:)

Sucede que en una reaccin endotrmica (se absorbe calor), (H ( 0.

Y en una reaccin exotrmica (se desprende calor), (H ( 0.

Llamamos ENTALPIA NORMAL DE FORMACION, y se representa por (Hf0, a la variacin de calor que tiene lugar al formarse un mol de un compuesto a partir de los elementos que lo constituyen a 1 atm de presin y 25 C de temperatura.

Llamamos ENTALPIA NORMAL DE COMBUSTION, y se representa por (Hc0, a la variacin de calor que tiene lugar al quemarse un mol de un compuesto en presencia de Oxgeno a 1 atm de presin y 25 C de temperatura.

LEY DE HESS

Cuando una reaccin puede expresarse como la suma algebraica de dos o ms reacciones, su calor de reaccin es igual a la suma algebraica de los calores de reaccin de las reacciones parciales.

ENERGIAS DE ENLACE

Una reaccin qumica supone la ruptura de los enlaces de los reactivos y la formacin de nuevos enlaces para dar lugar a los productos de reaccin.

Teniendo en cuenta que para romper un enlace hay que suministrar energa, y que al formarse se desprende, podremos calcular la entalpa de una reaccin si conocemos el coste energtico de cada uno de los enlaces que se rompe y forma, segn la ecuacin:

ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUIMICAS

Una reaccin ser espontnea si se verifica sin ayuda de agentes externos. La espontaneidad no depende nicamente del valor de la entalpa, sino tambin de otra funcin termodinmica que se denomina ENTROPIA (S).

Se define la entropa como la medida del desorden del sistema, de modo que a mayor desorden, mayor valor entrpico.

Todos los sistemas tienden a obtener estados de mnima energa (mnima entalpa), y mximo desorden (mxima entropa).

Para determinar la espontaneidad de una reaccin qumica es necesario introducir una nueva funcin que relacione entalpa con entropa, es la ENERGIA LIBRE DEGIBBS (G), que por definicin es:

Segn el valor que adquiera esta magnitud podemos concluir:

Si (G ( 0, el proceso ser no espontneo.

Si (G ( 0, el proceso ser espontneo.

Si (G = 0, el sistema estar en equilibrio.

En el clculo de la entropa y de la energa libre de Gibbs, puede aplicarse tambin la ley de Hess si conocemos los valores para reacciones parciales que sumadas algebraicamente dan lugar a una reaccin problema.

La temperatura influye mucho en la espontaneidad de las reacciones qumicas; de modo que:

A temperaturas bajas, la espontaneidad es prcticamente funcin exclusivamente de la entalpa (procesos endotrmicos no sern espontneos y los exotrmicos s).

A temperaturas altas, puesto que se favorece la descomposicin de las molculas en partculas ms pequeas, sern espontneos los procesos que tiendan a aumentar el desorden

Podemos relacionar la energa libre de un proceso con su constante de equilibrio segn la frmula:

donde (G0 es la variacin de la energa libre standard (Valor de la energa libre cuando las presiones parciales de cada componente es de 1 atm.)

CINETICA QUIMICA

VELOCIDAD DE REACCION

En una reaccin qumica, se define VELOCIDAD DE REACCION como la concentracin molar de reactivo que desaparece, o la concentracin molar de producto de reaccin que se forma, por unidad de tiempo.

Sea una reaccin genrica ajustada:; definimos la velocidad:

-En funcin de los reactivos que desaparecen:

-En funcin de los productos que se forman:

Podemos, sin embargo expresar la velocidad de una manera nica:

As, la velocidad de reaccin es directamente proporcional a las concentraciones de los reaccionantes. A la expresin matemtica que relaciona la velocidad de reaccin con las concentraciones de los reactivos se le denomina ECUACION DE VELOCIDAD, y es:

donde:

( se llama orden de la reaccin para el reactivo M. (No implica ser igual a m).

( se llama orden de la reaccin para el reactivo N. (No implica ser igual a n).

( + ( es el orden total de la reaccin. (( y ( se determinan experimentalmente)

K es la constante de velocidad para esa reaccin a una determinada temperatura; se determina experimentalmente.

TEORIA DE LOS CHOQUES PARA LA CINETICA DE REACCION

Una reaccin qumica supone la ruptura de los enlaces de las molculas de los reactivos y la formacin de nuevos enlaces para que se formen las molculas de productos de reaccin. Para que esto suceda, es necesario que las molculas de reactivos entren en contacto: colisionen.

No todos los choques son efectivos; para que un choque sea eficaz, produzca reaccin, es necesario que se cumpla:

Que el choque se produzca en una orientacin adecuada para la ruptura de los enlaces.

Que las molculas que colisionan tengan la suficiente energa para que en el choque sus enlaces se rompan. A estas molculas se les llama molculas activadas, y a la energa mnima necesaria se le llama energa de activacin.

Ha sido determinado experimentalmente que las reacciones no transcurren de forma inmediata, sino que se produce un compuesto intermedio, llamado Complejo Activado, que puede considerarse como un agregado molecular de los reactivos; una vez formado, el complejo activado se descompone por poseer una energa ms alta que reactivos y que productos. La formacin del complejo activado supone superar la energa de activacin.

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCION

Todos los factores que provoquen un aumento del n de choques y de su eficacia, favorecern la velocidad de reaccin, entre ellos destacamos:

NATURALEZA DE LOS REACTIVOSLas reacciones que requieran la ruptura de enlaces en los reactivos (molculas intactas), sern ms lentas que aquellas en las que los reactivos estn parcialmente disgregados (disoluciones, reacciones entre iones...).

CONCENTRACION DE LOS REACTIVOS

El aumento en la concentracin supone un incremento del n de choque y, por tanto, un aumento de los choques efectivos; es decir: a mayor concentracin de los reactivos, mayor velocidad de reaccin

TEMPERATURA

La velocidad de cualquier reaccin aumenta con la temperatura.

Por una parte el aumento de temperatura supone aumentar la velocidad de las molculas, y por tanto el n y eficacia de los choques.

Por otra, el aumento de temperatura provoca un aumento de la energa de las molculas, es decir, el n de molculas activadas.

GRADO DE DIVISION DE LOS REACTIVOS

Cuanto ms particulados estn los reactivos, mayor ser la probabilidad de contactos entre ellos, por lo que aumentar la velocidad de la reaccin.

PRESENCIA DE CATALIZADORES

Un Catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reaccin sin entrar a formar parte de ella. Este fenmeno se denomina catlisis.

Desde el punto de vista energtico la accin de los catalizadores es modificar la energa de activacin de una reaccin. Un catalizador modifica la velocidad de reaccin, pero no es capaz de provocar una reaccin que por s sola no llegara a producirse.

Hay dos tipos de catalizadores:

Catalizadores positivos: Disminuyen la energa de activacin, provocan aumento de la velocidad de reaccin.

Catalizadores negativos o inhibidores: Aumentan la energa de activacin, provocan descenso de la velocidad de reaccin.

Todos los catalizadores son especficos, cada reaccin tiene su propio catalizador, y bastan pequesimas cantidades de l para activar a grandes masas de reactivos.

REACCIONES REVERSIBLES: EQUILIBRIO QUIMICO

Una reaccin reversible es aquella en la que los productos formados reaccionan entre s para dar lugar de nuevo a los reactivos.

En toda reaccin reversible se llega a una situacin en la que la velocidad con que se forman los productos es igual a la velocidad con que stos reaccionan entre s para formar reactivos; y en esta situacin las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes. Se ha llegado al denominado EQUILIBRIO QUIMICO, que es dinmico, pues el proceso contina en ambos sentidos con igual velocidad.

En una reaccin reversible genrica ajustada:

podemos definir:

v1 como al velocidad de la reaccin directa, ser:

v2 como la velocidad de la reaccin inversa, ser:

En el equilibrio las dos velocidades sern iguales y las concentraciones sern las que se alcancen en esa situacin, podemos decir:

= de donde:

=

Expresin que se conoce con el nombre de ley de accin de masas para un equilibrio qumico; donde Kc es la constante para el equilibrio en funcin de las concentraciones, y depende de la temperatura.

De la misma manera, cuando se trata de sustancias gaseosas que entran en reaccin, se usa tambin otra constante en funcin de las presiones parciales que cada gas ejerce en el equilibrio:

Ambas constantes pueden relacionarse:

donde (n es el incremento de moles gaseosos.

Existe, por otra parte una tercera constante expresada en funcin de las fracciones molares de los gases:

De la que tambin se encuentra una relacin con Kp en base a que:

KC y KP dependen nicamente de la temperatura; pero KX depende de la temperatura y de la presin total.

El la resolucin de los problemas de equilibrio qumico, para la determinacin de las concentraciones en el equilibrio, es muy importante la consideracin de un factor denominado GRADO DE DISOCIACION ((), que expresa el tanto por uno de sustancia que se ha disociado, lo que se disocia de un mol de sustancia.

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Cuando en un equilibrio qumico se modifican los factores que lo determinan, el sistema evoluciona de manera que tiende a contrarestar dicha modificacin.

Este principio permite predecir el comportamiento de un sistema ante modificaciones de temperatura, presin o concentracin de las sustancias que intervienen en una reaccin.

VARIACION DE LA TEMPERATURA:

El valor de Kp depende de la temperatura, de modo que si sta se modifica, el sistema evoluciona hasta alcanzar un nuevo equilibrio para la temperatura conseguida.

Al aumentar la temperatura se favorecer la reaccin que absorba calor, la endotrmica; al disminuir se favorecer la exotrmica. (debe tenerse en cuenta que una reaccin reversible siempre ser endotrmica en un sentido y exotrmica en el contrario).

VARIACION DE LA PRESION:

Si a un sistema en equilibrio se le aumenta la presin, se ver favorecido el sentido de la reaccin que tienda a conseguir menor n de moles gaseosos.

En una reaccin en la que no exista variacin de moles gaseoso, modificaciones de la presin no provocan cambios en el equilibrio qumico.

VARIACION DE LA CONCENTRACION:

Si a un sistema en equilibrio se le aade una cierta cantidad de alguna de las sustancias que en ella intervienen, la reaccin tender a hacer que se consuma la sustancia aadida.

Por el contrario, si eliminamos, parcial o totalmente, alguna de las sustancias que intervienen, el sistema evolucionar para conseguir que esa sustancia se reponga.

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

ACIDOS Y BASES

Empricamente, un ACIDO, es una sustancia que posee las siguientes caractersticas:

Sus disoluciones acuosas tienen sabor cido.

Sus disoluciones acuosas son conductoras.

Enrojecen el Tornasol y decoloran la Fenoftalena.

Reaccionan con algunos metales desprendiendo H2.

Se neutralizan con las bases dando lugar a sales.-

De la misma manera, una BASE se caracteriza por:

Sus disoluciones acuosas tienen sabor custico y tacto jabonoso.

Sus disoluciones acuosas son conductoras.

El tornasol vira al azul y enrojecen la Fenoftalena.

Se neutralizan con cidos dando lugar a la formacin de sales

TEORIA DE ARRHENIUS (1.884)

Segn Arrhenius, un ACIDO es una sustancia que al disolverse en agua se disocia produciendo iones H+ y el correspondiente anin.

Igualmente, una BASE, es una sustancia que en disolucin acuosa se disocia produciendo iones OH- y el correspondiente catin metlico.

Esta teora es muy limitada pues no explica el carcter bsico de muchas sustancias que no poseen grupos OH- en sus frmulas. Y por otra parte, el concepto cido - base, se encuentra unido al de disoluciones en agua, mientras que existen reacciones cido - base que se verifican en otros medios.

TEORIA DE BRONSTED - LOWRY (1.923)

ACIDO es toda sustancia capaz de ceder uno o ms protones (H+). Es un dador de protones.

BASE es un aceptor de protones, es toda sustancia capaz de ganar uno o ms protones.

Como el proceso de ceder o ganar protones es reversible, todo cido al ceder un protn se convierte en una base capaz de ganarlo. De la misma manera una base que gana un protn se convierte en un cido capaz de cederlo. A este par cido - base se denomina CONJUGADOS.

En la aplicacin de sta teora, hay que considerar que para que una sustancia se comporte como cido, cediendo un protn, debe tener en frente una base que sea capaz de aceptarlo; y viceversa.

Si consideramos disoluciones acuosas:

HCl + H2O ( Cl- + H3O+Acido 1 Base 2 B.conj.1 A.conj.2

NH3 + H2O ( NH4 + OH-Base 1 Acido 2 A.conj.1 B.conj.2

Podemos observar que cidos y bases pueden ser tambin sustancias moleculares y que una misma sustancia (el agua en este caso) puede actuar tanto como cido o como base; las sustancias que presentan este doble comportamiento se denominan ANFIPROTICOS o ANFOTEROS.A las reacciones entre cidos y bases para dar lugar a sus correspondientes conjugados se les llama PROTOLITICAS, y a la transferencia de un protn da un cido a una base PROTOLISIS.

Hay cidos que pueden ceder ms de un protn en reacciones escalonadas, se les denomina POLIPROTICOS.

IONIZACION DEL AGUA:

El agua presenta una conductividad muy baja debido a que se ioniza en muy poca proporcin. Segn Bronsted, es un anfiprtico: pudiendo actuar como un cido o como una base, producindose el siguiente equilibrio:

H2O + H2O ( H3O+ + OH- en el que

, y como la mayor parte de las molculas de agua no se disocian, la concentracin de agua se puede considerar constante y englobarla en KC, obteniendo:

A la constante KW se le denomina PRODUCTO IONICO DEL AGUA, cuyo valor, que vara con la temperatura, es de 10-14 a 25C.

As, podemos distinguir tres tipos de disoluciones segn las proporciones de los iones procedentes de la ionizacin del agua:

Neutras: en las que

Acidas: en las que y por tanto

Bsicas: en las que y por tanto

CONCEPTO Y ESCALA DE pH

El pH es el logaritmo decimal del inverso de la concentracin de iones Hidronio (o el menos logaritmo decimal de la concentracin de iones Hidronio.

De la aplicacin de las propiedades de los logaritmos, y del conocimiento de los valores posibles de la concentracin de iones Hidronio, obtendremos que el pH puede variar ente 0 y 14; de modo que los tipos de disoluciones se caracterizarn:

Neutra:

Acida: y por tanto, pH ( 7. Cuanto ms bajo el valor del pH, ms cida.

Bsica: y por tanto, pH ( 7. Cuanto ms alto el valor del pH, ms bsica.

De la misma manera puede definirse el pOH:

Podemos, fcilmente encontrar una relacin entre pH y pOH:

( (( ( (

FUERZA DE ACIDOS Y DE BASES

Los cidos, al disolverse en agua, se ionizan cediendo un protn. Un cido ser tanto ms fuerte cuanto mayor tendencia tenga a ceder protones, cuanto ms se ionice. La fuerza de un cido es opuesta a la de su base conjugada: si un cido es fuerte, su base conjugada ser dbil.

La medida cuantitativa de la fuerza de un cido se realiza por medio de su constante de ionizacin; as, para un cido genrico:

HA + H2O ( A- + H3O+

; pero en disoluciones, podemos considerar la concentracin de agua constante y englobarla en KC:

donde Ka se denomina constante de ionizacin o de disociacin del cido.Si Ka es grande, indica que casi todas las molculas del cido se han disociado, ser un cido fuerte; en caso contrario, un cido dbil.

De la misma manera podremos realizar todo el planteamiento anterior para las bases, de modo que para una base genrica:

B + H2O ( BH+- + OH-

; pero en disoluciones, podemos considerar la concentracin de agua constante y englobarla en KC:

donde Kb se denomina constante de ionizacin o de disociacin de la base.Si Kb es grande, indica que casi todas las molculas de la base se han disociado, ser una base fuerte; en caso contrario, una base dbil.

En la resolucin de problemas, cuando no se da ningn valor de la constante se considera que se trata de un cido o una base muy fuerte que se ioniza totalmente.

Se demuestra fcilmente que para un cido y su base conjugada:

GRADO DE DISOCIACION DE UN ACIDO O UNA BASE (()

Se define como el tanto por uno de un cido o una base que se encuentra disociado.

En los cidos y bases fuertes, que se disocian totalmente, su valor es prcticamente 1.

En los cidos y bases dbiles, el valor es menor que 1, y ms pequeo cuanto ms dbil se el cido o la base.

El grado de disociacin de un cido o una base depende de su concentracin, y est relacionado con la Ka en el cido la Kb en la base.

Si consideramos un cido cualquiera, (lo mismo se podra realizar para una base cualquiera):

HA + H2O ( A- + H3O+

inicialmente c mol/l

en el equilibrio (c - c() mol/l c( mol/l c( mol/l

puesto que ( es lo que se disocia por cada mol.

Entonces , en el equilibrio suceder:

(

expresin que relaciona la constante de hidrlisis del cido con su concentracin y con su grado de disociacin; y como en cidos dbiles ( es prcticamente nulo, se obtiene que:

en cidos dbiles

HIDROLISIS

Las disoluciones acuosas de sales pueden ser neutras, cidas o bsicas; debido a que alguno de los iones procedentes de la sal reacciona con el agua, lo que se denomina hidrlisis , reaccin que consiste en la transferencia de un protn entre el ion de la sal y el agua, determinndose el pH por el cido o base conjugada que quede libre.

De los iones procedentes de las sales (las cuales ce disocian totalmente en sus iones), solamente se hidrolizarn los aniones procedentes de cido dbil (sern bases fuertes), o los cationes procedentes de base dbil(sern cidos fuertes).

Cuantitativamente, la hidrlisis se mide por medio de la constante de equilibrio para la reaccin correspondiente, Kh, que se llama CONSTANTE DE HIDROLISIS.

SAL DE ACIDO FUERTE Y BASE DEBIL

NH4Cl ( Cl- + NH4+(Cl- es una base dbil, pues procede de un cido fuerte, el HCl, no se hidrolizar.)

Consideraremos la hidrlisis del NH4+, pues se trata de un cido fuerte por proceder de una base dbil, el NH3.

NH4+ + H2O ( NH3 + H3O+donde y, si multiplicamos y dividimos por la concentracin de OH-, quedar: , expresin que es el producto inico del agua entre la Kb del NH3 (de la base del que procede el cido fuerte), es decir:

SAL DE ACIDO DEBIL Y BASE FUERTEKCN ( K+ + CN-(K+ es un cido dbil, pues procede de una base fuerte, el KOH, no se hidrolizar.)

Consideraremos la hidrlisis del CN-, pues se trata de una base fuerte