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Termodinámica
Primer Principio de la Termodinámica
𝑄 Calor intercambiado 𝑊 Trabajo ∆𝑈 Variación de energía interna
∆𝑼 = 𝑸 +𝑾 𝑊 = −𝑃∆𝑉
Criterio de Signos 𝑄 > 0 El Sistema lo absorbe 𝑄 < 0 El sistema lo desprende 𝑊 > 0 El sistema lo recibe 𝑊 < 0 El sistema lo realiza
𝑄𝑃Calor de reacción a presión constante 𝑄𝑉 Calor de reacción a volumen constante 𝐻 Entalpía Líquidos y sólidos son incompresibles, por lo que: ∆𝐻 ≅ ∆𝑈
Proceso Isócoro (𝑉 =𝑐𝑡𝑒)
∆𝑈 = 𝑄𝑉 − 𝑃∆𝑉⏞0
= 𝑄𝑉
Proceso Isóbaro 𝐻 = 𝑈 + 𝑃𝑉 ∆𝑈 = 𝑈2 −𝑈1
∆𝑈 = 𝑄𝑝 − 𝑃(𝑉2 − 𝑉1)
Reordenando 𝑈2 + 𝑃 · 𝑉2 − (𝑈1 + 𝑃𝑉1) = 𝑄𝑃
∆𝐻 = 𝑄𝑃
Ley de los gases ideales 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑃∆𝑉 = ∆𝑛𝑅𝑇
∆𝒏 variacón de moles gaseosos
Calos específico 𝐶𝑒(𝐽
𝐾𝑔·𝐾)
Calor latente de fusión/vaporización 𝐿 (𝐽
𝐾𝑔)
∆𝑈 = 𝑄 +𝑊 A P= cte.
∆𝑈 = ∆𝐻 − 𝑃∆𝑉 ∆𝐻 = ∆𝑈 + 𝑃∆𝑉 ∆𝑯 = ∆𝑼 + ∆𝒏𝑹𝑻 𝑄𝑃 = 𝑄𝑉 + ∆𝑛𝑅𝑇
𝑹 = 𝟖, 𝟑𝟏 𝑱
𝒎𝒐𝒍 · 𝑲
Calor Sensible 𝑄 = 𝐶𝑒 · 𝑚 · ∆𝑇
Calor Latente 𝑄 = 𝐿𝑓/𝑣 · 𝑚
Cálculo de Entalpía
La variación de entalpía de una reacción representa el calor que intercambia con el entorno cuando el proceso
se realiza a presión constante. Es una función de estado y se mide en Julios.
∆𝐻 < 0 Proceso Exotérmico (desprende energía) ∆𝐻 > 0 Proceso Endotérmico (absorbe energía)
La entalpía de formación es la variación de entalpía de la reacción en la que se produce un mol de compuesto a
partir de sus elementos, no a partir de otros compuestos. La reacción de formación siempre debe ajustarse para formar un mol de compuesto.
Entalpía de formación
Si se conocen todas las entalpías de formación estándar.
Es un calor molar y se mide en 𝐾𝐽
𝑚𝑜𝑙
∆𝐻𝑅0 =∑(𝑛𝑖 · ∆𝐻𝑓
0)𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 −∑(𝑛𝑖 · ∆𝐻𝑓0)𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
𝑯𝒇𝟎 de los compuestos en su estado más estable o natural en
condiciones estándar es cero. 𝑛𝑖 coeficiente estequiométrico
Condiciones estándar: 1 atm , 25ºC y [A]=1M
Condiciones normales: 1 atm y 0ºC
Entalpia de enlace Es la energía que hace falta para romper un mol de un enlace determinado, por lo
tanto su valor será siempre positivo.
∆𝐻 =∑(𝑛 · 𝐻)𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 𝑟𝑜𝑡𝑜𝑠 −∑(𝑛 · 𝐻)𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑜𝑠
n es el número de enlaces y no siempre coincide con el coeficiente estequiométrico.
Si intervienen sustancias sólidas o líquidas hay que tener en cuenta la entalpía de sublimación o vaporización.
Ley de Hess
Si una reacción se puede expresar como suma algebraica de varias reacciones, la variación de entalpía de dicha reacción es igual a la suma algebraica de las variaciones de entalpía de las reacciones. Si para ello se ha de dar la vuelta a una reacción su ∆𝐻 se multiplica por (−1)
𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐴∆𝐻𝑅→ 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐵
↓ ∆𝐻1 ↑ ∆𝐻3
𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐶∆𝐻2→ 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐷
En la práctica lo escribimos de la forma: 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐴 → 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐶 ∆𝐻1
↺ (𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐷 → 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐶) (−𝟏) · ∆𝑯𝟐 𝟐 · (𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐷 → 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐵) 𝟐 · ∆𝑯𝟑
𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐴 → 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐵 ∆𝐻𝑅
∆𝐻𝑅 = ∆𝐻1 + (−1) · ∆𝐻2 + 2 · ∆𝐻3 2º Principio de la termodinámica
El universo tiende al estado de máximo desorden. Por tanto la entropía del universo, en un proceso
espontáneo, siempre aumenta.
𝑆 Entropia es una función de estado que
se mide en 𝐽
𝑚𝑜𝑙·𝐾
∆𝑆 =𝑄𝑟𝑒𝑣𝑒𝑟𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒
𝑇
∆𝑆 > 0 aumenta el desorden ∆𝑆 < 0 disminuye el desorden
Es una función de estado, por lo que podemos usar la expresión:
∆𝑆𝑅0 =∑(𝑛𝑖 · 𝑆𝑖
0)𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠
−∑(𝑛𝑖 · 𝑆𝑖0)𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
𝑺𝒊 solo es cero para sólidos cristalinos puros perfectamente
ordenados a 0 Kelvin (3º principio de la termodinámica) La entropía de los gases es mayor que la de los líquidos y esta
mayor que la de los sólidos.
Energía libre de Gibbs
Criterio de espontaneidad:
∆𝐺 < 0 reacción espontánea ∆𝐺 = 0 reacción en equilibrio ∆𝐺 > 0 reacción no espontánea
Estabilidad:
𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐴∆𝐺→ 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐵
∆𝐺 < 0 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐵 𝑚á𝑠 𝑒𝑠𝑡𝑎𝑏𝑙𝑒 𝑞𝑢𝑒 𝑒𝑙 𝐴 ∆𝐺 > 0 𝐸𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜 𝐴 𝑚á𝑠 𝑒𝑠𝑡𝑎𝑏𝑙𝑒 𝑞𝑢𝑒 𝑒𝑙 𝐵
Es una función de estado, por lo que podemos usar la expresión:
∆𝐺0 =∑(𝑛𝑖 · ∆𝐺𝑓0)𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 −∑(𝑛𝑖 · ∆𝐺𝑓
0)𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
Al igual que con la entalpía, la ∆𝑮𝒇𝟎 de los elementos en su estado
natural o más estable, en condiciones estándar, será cero. ∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆
∆𝐻 ∆𝑆 ∆𝐺 + - +
- + -
+ + T altas -, T bajas +
- - T altas +, T bajas -
Temperatura a partir de la cual es espontánea una reacción, se resuelve la inecuación: ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 < 0
¡OJO! No falles
En la fórmula ∆𝐻 = ∆𝑈 + ∆𝑛𝑅𝑇 las unidades de ∆𝑈 𝑦 ∆𝐻 deben ser las mismas , ∆𝑛 es solo de los moles gaseosos y R=8,31 J/mol·K Las reacciones de formación se ajustan para un mol de producto
formado. Las reacciones de combustión se ajustan para un mol de reactivo
quemado y a 25ºC el agua es líquida. En la fórmula ∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 es usual encontrar ∆𝑆 en J/mol·K y ∆𝐻 en KJ/mol, para poder restar los dos términos deben estar
ambas en Julios o en Kilojulios.
Cinética
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 Concepto de velocidad instantánea: Es la derivada con respecto al tiempo, de la concentración de cualquier reactivo o producto, dividida por su coeficiente estequiométrico
𝑣 = −1
𝑎·𝑑[𝐴]
𝑑𝑡= −
1
𝑏·𝑑[𝐵]
𝑑𝑡=1
𝑐·𝑑[𝐶]
𝑑𝑡=1
𝑑·𝑑[𝐷]
𝑑𝑡
Las unidades de v son 𝑚𝑜𝑙
𝑙·𝑠
Ecuación de la velocidad: es una expresión matemática de la velocidad de una reacción en un determinado instante en función de las concentraciones de las sustancias presentes en ese momento.
𝑣 = 𝑘 · [𝐴]𝑛[𝐵]𝑚 n orden parcial respecto al reactivo A m orden parcial respecto al reactivo B
orden global de la reacción= n+m Los órdenes de reacción se determinan de manera
experimental.
Unidades de la constante de velocidad k
Dependen del orden global de reacción 𝑘 =𝑣
[𝐴]𝑛[𝐵]𝑚
Orden 1 Orden 2 Orden 3
𝑘 =
𝑚𝑜𝑙𝑙 · 𝑠𝑚𝑜𝑙𝑙
= 𝑠−1 𝑘 =
𝑚𝑜𝑙𝑙 · 𝑠
(𝑚𝑜𝑙𝑙)2 =
𝑙
𝑚𝑜𝑙 · 𝑠 𝑘 =
𝑚𝑜𝑙𝑙 · 𝑠
(𝑚𝑜𝑙𝑙)3 =
𝑙2
𝑚𝑜𝑙2 · 𝑠
Procedimiento para el cálculo de los órdenes parciales y la constante
Tomar dos experimentos en los que la concentración de uno de los reactivos se mantenga constante y escribir sus ecuaciones:
𝑣1 = 𝑘 · [𝐴]1𝑛[𝐵]1
𝑚 𝑣2 = 𝑘 · [𝐴]2
𝑛[𝐵]2𝑚
Si [𝐴]1 = [𝐴]2
, y dividiendo las ecuaciones: 𝑣1𝑣2=[𝐵]1
𝑚
[𝐵]2𝑚 = (
[𝐵]1[𝐵]2
)
𝑚
Aplicando logaritmos:
𝑚 =𝑙𝑛𝑣1𝑣2
ln[𝐵]1[𝐵]2
Repetimos el proceso con dos experimentos en los que [𝐵]1 = [𝐵]2 y se calcula n. Con cualquiera de las ecuaciones anteriores se puede calcular k fácilmente.
Teorías sobre las reacciones Químicas
Teoría de las colisiones
Las reacciones se producen a partir de choques entre moléculas, átomos o iones de los reactivos. La velocidad depende de dos factores:
La frecuencia con que chocan dos moléculas por unidad de volumen.
La eficacia del choque: un choque eficaz es aquel que se produce con la energía mínima necesaria (Energía de activación) y con la orientación adecuada.
Teoría del estado de transición o complejo
activado
Cuando dos moléculas chocan se forma un agregado que no es una simple reunión de moléculas sino una molécula en sí misma, en la que unos enlaces están en proceso de ruptura y otros de formación. Este agregado se denomina complejo activado y es muy inestable, ya que su energía es superior a la de las moléculas de reactivos y de productos. La energía de activación en esta teoría representa la energía necesaria para llegar al estado de complejo activado. El complejo activado se puede formar tanto a partir de los reactivos como de los productos y puede revertir tanto a unos como a otros.
Mecanismos de reacción
Hay reacciones que se producen en una sola etapa, en la que las moléculas de reactivos se reúnen y los átomos se reordenan dando lugar a las moléculas de los productos en un solo paso. Se denominan reacciones elementales o concertadas. Sin embargo muchas reacciones son el resultado de varios pasos. Cada uno de estos pasos se denomina reacción elemental y en ellos pueden aparecer intermediarios de reacción que no se obtienen como productos finales. Si alguno de estos intermediarios da lugar a lugar a la formación de más intermediarios la reacción se conoce como reacción en cadena.
Factores que afectan a la velocidad
Temperatura 𝑘 = 𝐴𝑒−𝐸𝑎𝑅𝑇
{
𝑘 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝐴 = 𝑓𝑎𝑐𝑡𝑜𝑟 𝑑𝑒 𝑓𝑟𝑒𝑐𝑢𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎𝐸𝑎 = 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 𝑑𝑒 𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑎𝑐𝑖ó𝑛
𝑅 = 8,31 𝐽 𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1
𝑇 = 𝑇𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎
Un aumento de la temperatura provoca un aumento en la
constante de velocidad y por lo tanto un aumento en la velocidad. Y viceversa.
Energía de activación 𝑘 = 𝐴𝑒−𝐸𝑎𝑅𝑇
A mayor energía de activación menor velocidad y viceversa.
Concentración de reactivos 𝑣 = 𝑘 · [𝐴]𝑛[𝐵]𝑚
Un aumento en cualquiera de los factores de la ecuación de la velocidad provoca un aumento en la velocidad. Para reacciones cuyos órdenes parciales positivos, un aumento de la concentración de reactivo dará lugar a un aumento de la velocidad y viceversa.
Estado físico de los reactivos
Por lo general las reacciones entre sólidos son más lentas que entre líquidos o gases y las reacciones heterogéneas más lentas que las homogéneas. Cuanto más grande sea la posibilidad de contacto entre partículas, mayor será la velocidad de reacción. Así, en las reacciones heterogéneas si las sustancias sólidas o líquidas se encuentran pulverizadas la reacción será mucho más rápida.
Naturaleza de los reactivos La naturaleza de los reactivos determinan el tipo de enlace que se debe romper, cuanto mayor sea la fuerza de estos enlaces mayor será la energía de activación, y por tanto, menor su velocidad.
Catalizadores
Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de reacción sin que se consuman en el transcurso de la reacción. Los catalizadores positivos disminuyen la energía de activación y aumentan la velocidad. Los catalizadores negativos (inhibidores) aumentan la energía de activación, disminuyendo la velocidad.
Equilibrio
Concepto de equilibrio Un sistema cerrado está en equilibrio cuando no se observan cambios en su composición química a medida que transcurre el tiempo.
Reacciones reversibles
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
Constante de equilibrio referida a las
concentraciones 𝐾𝐶 =
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
[𝑋]= concentración molar de X. Donde A, B, C y D se encuentran en la misma fase. En reacciones heterogéneas la ecuación
queda simplificada y no aparecen las de sólidos y, si hay gases, tampoco las de
líquidos.
Constante de equilibrio referida a las presiones
parciales 𝐾𝑝 =
𝑃𝐶𝑐 · 𝑃𝐷
𝑑
𝑃𝐴𝑎 · 𝑃𝐵
𝑏= 𝑒
−∆𝐺0
𝑅𝑇
𝑃𝑋=presión parcial de X SOLO GASES
Entre sólidos y líquidos 𝑎𝐴(𝑠) + 𝑏𝐵(𝑙) ↔ 𝑐𝐶(𝑠) + 𝑑𝐷(𝑙) 𝑲𝑪 =[𝑫]𝒅
[𝑩]𝒃
Entre sólidos y gases 𝑎𝐴(𝑠) + 𝑏𝐵(𝑔) ↔ 𝑐𝐶(𝑔) + 𝑑𝐷(𝑔) 𝑲𝑪 =[𝑪]𝒄[𝑫]𝒅
[𝑩]𝒃; 𝑲𝒑 =
𝑷𝑪𝒄 · 𝑷𝑫
𝒅
𝑷𝑩𝒃
Entre líquidos y gases 𝑎𝐴(𝑙) + 𝑏𝐵(𝑔) ↔ 𝑐𝐶(𝑔) + 𝑑𝐷(𝑙) 𝑲𝑪 =[𝑪]𝒄
[𝑩]𝒃; 𝑲𝒑 =
𝑷𝑪𝒄
𝑷𝑩𝒃
Relación entre las constantes
𝐾𝑝 = 𝐾𝐶(𝑅𝑇)∆𝑛
∆𝑛 = (𝑐 + 𝑑) − (𝑎 + 𝑏) solo con los moles gaseosos
𝑹 = 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 𝒂𝒕𝒎 𝒍 𝑲−𝟏𝒎𝒐𝒍−𝟏 Valores relativos de las
constantes de equilibrio. Cuanto mayor sea el valor de la constante de equilibrio más desplazada estará la
reacción hacia la derecha, es decir, hacia la formación de productos.
Relación entre K y ∆𝐺0 ∆𝐺0 = −𝑅𝑇 ln 𝐾
𝑅 = 8,31 𝐽 𝐾−1𝑚𝑜𝑙−1
Si ∆𝐺0 < 0, 𝐾 > 1 Cuanto menor sea ∆𝐺0, más tiende el equilibrio a estar
desplazado hacia los productos.
Si ∆𝐺0 > 0 , 𝐾 < 1 Cuanto mayor sea ∆𝐺0, más tiende el equilibrio a estar
desplazado hacia los reactivos.
Cociente de reacción (Q) 𝑄 =[𝐶]𝑐
0[𝐷]𝑑
0
[𝐴]𝑎0[𝐵]𝑏
0
Se utiliza, cuando inicialmente tenemos una mezcla de productos y reactivos, para determinar en qué sentido
evolucionará el equilibrio. 𝑄 < 𝐾𝑐 → 𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑎 𝑑𝑒𝑟𝑒𝑐ℎ𝑎 𝑄 = 0 → 𝐸𝑠𝑡á 𝑒𝑛 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑄 > 𝐾𝑐 → 𝑠𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑝𝑙𝑎𝑧𝑎 ℎ𝑎𝑐𝑖𝑎 𝑙𝑎 𝑖𝑧𝑞𝑢𝑖𝑒𝑟𝑑𝑎
Grado disociación 𝛼 =
𝑛𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜𝑛0
=𝑐𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜𝑐0
El grado de disociación es la proporción de moles transferidos por cada mol inicial de reactivo. Siempre va
expresado por un mol de reactivo, por lo tanto, a la hora de plantear el equilibrio con el grado de disociación hay que dividir los moles transferidos de todos entre el coeficiente
estequiométrico del reactivo.
Planteamiento equilibrio
Ejemplo disociación 𝑛0 moles HI (g)
El planteamiento de los moles o concentraciones
transferidas y las simplificaciones varían
según la estequiometria.
En moles
2𝐻𝐼 (𝑔) ↔ 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) 𝑛𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑛0 0 0 𝑛𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 − 2𝑛 𝑛 𝑛 𝑛𝑒𝑞 𝑛0 − 2𝑛 𝑛 𝑛
𝐶𝑒𝑞 𝑛0 − 2𝑛
𝑉
𝑛
𝑉
𝑛
𝑉
𝐾𝐶 =
𝑛𝑉·𝑛𝑉
(𝑛0 − 2𝑛𝑉
)2 =
𝑛2
𝑉2
(𝑛0 − 2𝑛)2
𝑉2
=𝑛2
(𝑛0 − 2𝑛)2
𝑛𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 = 𝑛0 − 2𝑛 + 𝑛 + 𝑛 = 𝑛0
𝑃𝑇𝑉 = 𝑛𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜𝑅𝑇
𝐾𝑃 =
𝑛𝑛𝑒𝑞
𝑃𝑇 ·𝑛𝑛𝑒𝑞
𝑃𝑇
( 𝑛0 − 2𝑛 𝑛𝑒𝑞
· 𝑃𝑇)2 =
𝑛2
(𝑛0 − 2𝑛)2
En concentración
2𝐻𝐼 (𝑔) ↔ 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) 𝑐𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒 𝑐0 0 0 𝑐𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 − 2𝑐 𝑐 𝑐 𝑐𝑒𝑞 𝑐0 − 2𝑐 𝑐 𝑐
𝑐0 =𝑛0𝑉
𝐾𝐶 =𝑐 · 𝑐
(𝑐0 − 2𝑐)2=
𝑐2
(𝑐0 − 2𝑐)2
𝑐𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 = 𝑐0 − 2𝑐 + 𝑐 + 𝑐 = 𝑐0
𝑃𝑇 = 𝑐𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜𝑅𝑇
𝐾𝑃 =
𝑐𝑐𝑒𝑞𝑃𝑇 ·
𝑐𝑐𝑒𝑞𝑃𝑇
( 𝑐0 − 2𝑐 𝑐𝑒𝑞
· 𝑃𝑇)2 =
𝑐2
(𝑐0 − 2𝑐)2
Con el grado de disociación en moles
Recuerda dividir los moles de cambio de
todos los compuestos entre el coeficiente
del reactivo (2)
2𝐻𝐼 (𝑔) ↔ 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) 𝑛𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠 𝑛0 0 0
𝑛𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 −𝟐𝒏𝟎𝜶
𝟐
𝒏𝟎𝜶
𝟐
𝒏𝟎𝜶
𝟐
𝑛𝑒𝑞 𝑛0 − 𝑛0𝛼 𝑛0𝛼
2
𝑛0𝛼
2
𝐶𝑒𝑞 𝑛0 − 𝑛0𝛼
𝑉 𝑛0𝛼
2 · 𝑉
𝑛0𝛼
2 · 𝑉
𝐾𝐶 =
𝑛0𝛼2 · 𝑉 ·
𝑛0𝛼2 · 𝑉
(𝑛0(1 − 𝛼)
𝑉 )2 =
𝛼2
4 · (1 − 𝛼)2
𝑛𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 = 𝑛0 − 𝑛0𝛼 + 𝑛0𝛼
2+𝑛0𝛼
2= 𝑛0
𝑃𝑇𝑉 = 𝑛𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜𝑅𝑇
𝐾𝑃 =
𝑛0𝛼2 · 𝑛𝑒𝑞
𝑃𝑇 ·𝑛0𝛼2 · 𝑛𝑒𝑞
𝑃𝑇
( 𝑛0(1 − 𝛼) 𝑛𝑒𝑞
· 𝑃𝑇)2 =
𝛼2
4 · (1 − 𝛼)2
Con el grado de disociación en
concentraciones
2𝐻𝐼 (𝑔) ↔ 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) 𝑐𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒 𝑐0 0 0
𝑐𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 −𝟐𝒄𝟎𝜶
𝟐
𝒄𝟎𝜶
𝟐
𝒄𝟎𝜶
𝟐
𝑐𝑒𝑞 𝑐0 − 𝑐0𝛼 𝑐0𝛼
2
𝑐0𝛼
2
𝐾𝐶 =
𝑐0𝛼2 ·
𝑐0𝛼2
(𝑐0(1 − 𝛼))2=
𝛼2
4 · (1 − 𝛼)2
𝑐𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 = 𝑐0 − 𝑐0𝛼 +𝑐0𝛼
2+𝑐0𝛼
2= 𝑐0
𝑃𝑇 = 𝑐𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜𝑅𝑇
𝐾𝑃 =
𝑐0𝛼2 · 𝑐𝑒𝑞
𝑃𝑇 ·𝑐0𝛼2 · 𝑐𝑒𝑞
𝑃𝑇
( 𝑐0(1 − 𝛼) 𝑐𝑒𝑞
· 𝑃𝑇)2 =
𝛼2
4 · (1 − 𝛼)2
Factores que afectan al equilibrio
LEY DE LE CHATELIER: “Cuando un sistema en equilibrio experimenta una transformación, dicho sistema evoluciona para alcanzar un nuevo equilibrio en el
sentido en que se opone a la transformación”
La presión Si un sistema se encuentra en fase gaseosa y la presión total aumenta, el sistema evolucionará espontáneamente, originándose sustancias que ocupen menor volumen (menos moles gaseosos), y de volumen mayor en caso contrario.
El volumen Si se aumenta el volumen, el equilibrio se desplazará en el mismo sentido que lo haría con una disminución de presión. Si se disminuye el volumen, el equilibrio se desplaza en el mismo sentido que lo haría con un aumento de presión
La concentración Un aumento de la concentración de los reactivos o una disminución de la de los productos desplaza el equilibrio hacia la derecha, mientras que una disminución de la concentración de los reactivos o un aumento de la de los productos, lo desplaza hacia la izquierda.
La temperatura Un aumento de temperatura favorece una reacción de equilibrio en sentido endotérmico; una disminución de temperatura, en el sentido exotérmico.
¡OJO! No falles
Comprueba que la reacción esté ajustada. Las unidades y el valor de R dependen de la expresión que estemos utilizando. Introducción de gas inerte no interviene en la reacción, pero si el volumen es constante aumenta la presión y puede afectar al equilibrio.
Si a una reacción en equilibrio le cambiamos la presión, la 𝐾𝑃 no varía, por lo que utilizamos la expresión de 𝐾𝑃 cambiando la presión total y calculando el nuevo grado de disociación.
Si cambia el volumen, la 𝐾𝐶 no varía, por lo que usamos la expresión de 𝐾𝐶 cambiando el volumen y calculando el nuevo grado de disociación. Recuerda: ∑𝑃𝑃𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 = 𝑃𝑇𝑜𝑡𝑎𝑙 ∑𝜒𝑖 = 1
Transferencia de Protones
Comparación teoría de Arrhenius y Brönsted Lowry
Arrhenius Brönsted Lowry
Definición de ácido Compuesto que, en agua, cede 𝐻+
𝐻𝐴 ↔ 𝐻+ + 𝐴−
Especie que cede protones a una base
𝐻𝐴á𝑐𝑖𝑑𝑜
+1
𝐻2𝑂 𝐵𝑎𝑠𝑒
↔1
𝐻3𝑂+
á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜
+1
𝐴−
𝑏𝑎𝑠𝑒𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎
Definición de base Compuesto que, en agua, cede 𝑂𝐻−
𝐵𝑂𝐻 ↔ 𝑂𝐻− + 𝐵+
Especie que acepta protones de un ácido 𝐴−
𝑏𝑎𝑠𝑒
+1
𝐻2𝑂 á𝑐𝑖𝑑𝑜
↔1
𝐻𝐴á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜
+11
𝑂𝐻−
𝑏𝑎𝑠𝑒𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑎
Reacción ácido base 𝐻𝐴 + 𝐵𝑂𝐻 ↔ 𝐵+ + 𝐴− +𝐻2𝑂 𝐻𝐴 + 𝐵 ↔ 𝐴− + 𝐵𝐻+ Tipo de sustancia Compuestos Compuestos e iones (por ejemplo 𝑁𝐻4
+)
Disolvente agua Agua y otros
La teoría de Brönsted Lowry consigue explicar el comportamiento ácido-base conocido, de ciertas sustancias, cuyo carácter no se podía predecir con la teoría de Arrhenius. Además de explicar el comportamiento anfótero (puede presentar comportamiento ácido o básico según el reactivo al que se enfrente) de algunas sustancias
como los oxoaniones ácidos.
Anfóteros
Reciben este nombre las especies químicas que pueden comportarse como ácidos y bases, dependiendo de las sustancias con las que reaccionen, por ejemplo el 𝐻𝑆− :
Como ácido: 𝐻𝑆− +𝑁𝐻3 ↔ 𝑆2− +𝑁𝐻4+
Como Base: 𝐻3𝑂+ +𝐻𝑆− ↔ 𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑆
Auto ionización del agua
Reacción 𝐻2𝑂 +𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂+ + 𝑂𝐻−
Producto iónico 𝐾𝑊 = [𝑯𝟑𝑶
+] · [𝑶𝑯−] = 𝟏𝟎−𝟏𝟒 = 𝑲𝒂 · 𝑲𝒃 El valor de 𝐾𝑊 puede variar con la temperatura, pero no cambia al añadir ácidos
o bases.
Medida de la acidez
Concepto de pH 𝑝𝐻 = −log[𝐻3𝑂
+] [𝐻3𝑂
+] = 10−𝑝𝐻
Concepto de pOH 𝑝𝑂𝐻 = −log[ 𝑂𝐻−] [𝑂𝐻−] = 10−𝑝𝑂𝐻
Relación entre pH y pOH 𝑝𝐻 + 𝑃𝑂𝐻 = 14
[𝐻3𝑂+] · [𝑂𝐻−] = 10−14
𝑝𝐾𝑎 y 𝑝𝐾𝑏 𝑝𝐾𝑎 = −log 𝐾𝑎 𝑝𝐾𝑏 = −log 𝐾𝑏
Escala de pH
[𝐻3𝑂+] = [𝑂𝐻−]
Neutra
[𝐻3𝑂+] = 10−7
[𝑂𝐻−] = 10−7 𝑝𝐻 = 7 𝑝𝑂𝐻 = 7
[𝐻3𝑂+] < [𝑂𝐻−]
Básica
[𝐻3𝑂+] < 10−7
[𝑂𝐻−] > 10−7 𝑝𝐻 > 7 𝑝𝑂𝐻 < 7
[𝐻3𝑂+] > [𝑂𝐻−]
Ácida
[𝐻3𝑂+] > 10−7
[𝑂𝐻−] < 10−7 𝑝𝐻 < 7 𝑝𝑂𝐻 > 7
Fuerza de ácidos y bases
Ácidos/bases fuertes son aquellos que están completamente, o casi completamente, disociados
en disolución diluida, de concentración menor a 0,1M. Su constante de equilibrio es superior a 103 y se dice que su disociación es total, o que el grado de
disociación 𝛼 = 1.
Ácidos fuertes: 𝐇𝐂𝐥𝐎𝟒, 𝐇𝐈, 𝐇𝐁𝐫,𝐇𝐂𝐥,𝐇𝟐𝐒𝐎𝟒 𝐲 𝐇𝐍𝐎𝟑
Con estos ácidos: [Á𝒄𝒊𝒅𝒐] = [𝑯𝟑𝑶+]
Bases fuertes: Hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos.
Con estas bases: [𝑩𝒂𝒔𝒆] = [𝑶𝑯−]
Constante de equilibrio
Los ácidos y bases débiles no se disocian completamente en disoluciones diluidas.
Presentan simultáneamente la forma ácida y la básica conjugadas. La proporción entre una y otra
viene fijada por la constante de equilibrio 𝐾𝑎 𝑜 𝐾𝑏
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐴− + 𝐻3𝑂+
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝐶0 0 0 𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 − 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 𝐶0 − 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼
𝑲𝒂 =𝐶0𝛼 · 𝐶0𝛼
𝐶0 − 𝐶0𝛼=𝑪𝟎𝜶
𝟐
𝟏 − 𝜶
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝐵 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝑂𝐻− +𝐻𝐵+ 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝐶0 0 0 𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 − 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 𝐶0 − 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼
𝑲𝒃 =𝐶0𝛼 · 𝐶0𝛼
𝐶0 − 𝐶0𝛼=𝑪𝟎𝜶
𝟐
𝟏 − 𝜶
Indicadores
Son sustancias que cambian de color cuando cambia el pH, se trata de ácidos o bases débiles que experimentan un equilibrio entre su forma ácida y sus forma básica conjugadas, pero donde una y otra tienen diferente color.
𝐻𝐼𝑛 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐼𝑛− +𝐻3𝑂+
𝐶𝑜𝑙𝑜𝑟 𝐴 𝐶𝑜𝑙𝑜𝑟𝐵 El valor de pH en el que cambia de color dependerá del valor de la constante de equilibrio. El indicador
apropiado para una valoración es aquel que cambie de color en el intervalo de pH en el que se produce la neutralización.
Hidrólisis de sales
Sal Ion que hidroliza
Hidrólisis pH resultante
Ácido fuerte-base fuerte NaCl
Ninguno - Neutro
Ácido débil-Base fuerte 𝑁𝑎𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
Anión 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝐴− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝐴 + 𝑂𝐻−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻
− Básico
Ácido fuerte-Base débil 𝑁𝐻4𝐶𝑙
Catión
𝑁𝐻4+
𝐻𝐵+ +𝐻2𝑂 ↔ 𝐵 +𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4+ +𝐻2𝑂 ↔ 𝑁𝐻3 +𝐻3𝑂
+ Ácido
Ácido débil-Base débil 𝑁𝐻4𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
Ambos 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝑁𝐻4
+
𝐴− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻𝐴 + 𝑂𝐻− 𝐻𝐵+ +𝐻2𝑂 ↔ 𝐵 +𝐻3𝑂
+ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻−
𝑁𝐻4+ +𝐻2𝑂 ↔ 𝑁𝐻3 +𝐻3𝑂
+
𝐾𝑎 > 𝐾𝑏ácido 𝐾𝑎 < 𝐾𝑏básico 𝐾𝑎 = 𝐾𝑏neutro
Disoluciones tampón
Son soluciones resistentes a la variación de pH cuando se les añade un ácido o una base.
Pueden ser de dos tipos:
Ácido débil más su sal: 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− + 𝐻3𝑂+
𝑁𝑎𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 → 𝑁𝑎+ + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− Al añadir una base se neutraliza con el 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 y al añadir
un ácido lo protones se combinan con el 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
Base débil más su sal:
𝑁𝐻3 +𝐻2𝑂 ↔ 𝑂𝐻− +𝑁𝐻4+
𝑁𝐻4𝐶𝑙 → 𝑁𝐻4+ + 𝐶𝑙−
Al añadir una base los iones 𝑂𝐻− se neutralizan con el 𝑁𝐻4+ y
al añadir un ácido los protones se neutralizan con el 𝑁𝐻3
Aproximación
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐴− + 𝐻3𝑂+
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝐶0 0 0 𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 − 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 𝐶0 − 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼
𝐾𝑎 =𝐶0𝛼 · 𝐶0𝛼
𝐶0 − 𝐶0𝛼=𝐶0𝛼
2
1 − 𝛼
Si 𝑲𝒂 < 𝟏𝟎−𝟒 entonces 𝜶 ≪ 𝟏 y se puede hacer la
aproximación 𝟏 − 𝜶 ≈ 𝟏 cometiendo un error menor al 1%. La constante de equilibrio quedaría:
𝑲𝒂 = 𝑪𝟎𝜶𝟐
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝐵 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝑂𝐻− +𝐻𝐵+ 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝐶0 0 0 𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 − 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 𝐶0 − 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼 𝐶0𝛼
𝐾𝑏 =𝐶0𝛼 · 𝐶0𝛼
𝐶0 − 𝐶0𝛼=𝐶0𝛼
2
1 − 𝛼
Si 𝑲𝒃 < 𝟏𝟎−𝟒 entonces 𝜶 ≪ 𝟏 y se puede hacer
la aproximación 𝟏 − 𝜶 ≈ 𝟏 cometiendo un error menor al 1%. La constante de equilibrio quedaría:
𝑲𝒃 = 𝑪𝟎𝜶𝟐
Valoraciones y neutralización
á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑏𝑎𝑠𝑒 → 𝑠𝑎𝑙 + 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂
Valoraciones Los moles de 𝐻+que cede el ácido deben ser iguales a los que capta la base : 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 · [á𝑐𝑖𝑑𝑜] · (𝑛º 𝑑𝑒 𝐻
+ 𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜𝑠) = 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒 · [𝐵𝑎𝑠𝑒] · (𝑛º 𝐻+𝑐𝑎𝑝𝑡𝑎𝑑𝑜𝑠)
El pH de la disolución resultante depende de la hidrólisis de la sal que se forma.
Neutralización
Ejemplo
{
0,1 𝑙𝐻2𝑆𝑂4 0,2 𝑀
+0,1 𝑙
𝑁𝑎𝑂𝐻 0,3𝑀
Plantear la reacción de neutralización y ajustarla: 𝐻2𝑆𝑂4 + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 2 𝐻2𝑂
Calcular los moles de cada uno
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑆𝑂4 = 0,2𝑚𝑜𝑙
𝑙· 0,1𝑙 = 0,02 𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0,3𝑚𝑜𝑙
𝑙· 0,1𝑙 = 0,03 𝑚𝑜𝑙
Calcular el reactivo limitante dividiendo los moles de cada uno entre su coeficiente estequiométrico:
0,02
1>0,03
2 Reactivo limitante 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑝𝑜𝑟 𝑒𝑠𝑡𝑎𝑟 𝑒𝑛 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟 𝑝𝑟𝑜𝑝𝑜𝑟𝑐𝑖ó𝑛
Calcular los moles del reactivo en exceso que reaccionan usando siempre como dato de partida los moles de reactivo limitante:
0,03 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 ·1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂42 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻
= 0,015 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4
Calcular el exceso: 0,02 𝑚𝑜𝑙 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑒𝑠 − 0,015 𝑚𝑜𝑙 = 0,005 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4
Calcular la concentración considerando volúmenes aditivos:
[𝐻2𝑆𝑂4] =0,005 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂40,1𝑙 + 0,1𝑙
= 0,025 𝑀
Calcular el pH: al ser un ácido fuerte [𝐻2𝑆𝑂4] = [𝐻3𝑂+ ]
𝑝𝐻 = −log [𝐻3𝑂+] = − log(0,025) = 1,6
Dilución
Ejemplo
{0,2 𝑙 𝐻𝐶𝑙 0,5 𝑀
+0,6 𝑙 𝐻2𝑂
Calcular los moles de ácido:
0,2 𝑙 ·0,5 𝑚𝑜𝑙
𝑙= 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
Calcular la concentración considerando volúmenes aditivos:
[𝐻𝐶𝑙] =0,1 𝑚𝑜𝑙
0,2 𝑙 + 0,6 𝑙= 0,125 𝑀
Calcular el pH: como es un ácido fuerte [𝐻𝐶𝑙] = [𝐻3𝑂+ ]
𝑝𝐻 = −log [𝐻3𝑂+] = − log(0,125) = 0,9
Mezcla de disoluciones de la misma especie con distintas concentraciones
Ejemplo
{0,2 𝑙 𝐻𝐶𝑙 0,5 𝑀
+0,6 𝑙 𝐻𝐶𝑙 0,2 𝑀
Calcular los moles presentes en cada disolución
0,2 𝑙 ·0,5 𝑚𝑜𝑙
𝑙= 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 0,6 𝑙 ·
0,2 𝑚𝑜𝑙
𝑙= 0,12 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙
Sumar los moles de cada una: 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 = 0,1 + 0,12 = 0,22 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙
Calcular la concentración considerando los volúmenes aditivos:
[𝐻𝐶𝑙] =0,22 𝑚𝑜𝑙
0,2 𝑙 + 0,6 𝑙= 0,275 𝑀
Calcular el pH: como es un ácido fuerte [𝐻𝐶𝑙] = [𝐻3𝑂+ ]
𝑝𝐻 = −log [𝐻3𝑂+] = − log(0,275) = 0,56
¡OJO! No falles
Para una base se utiliza 𝑲𝒃. Si el dato facilitado es 𝑲𝒂, se debe
calcular 𝑲𝒃 aplicando la fórmula 𝟏𝟎−𝟏𝟒 = 𝑲𝒂 · 𝑲𝒃
Los ácidos polipróticos como el ácido sulfúrico utilizan todos sus protones en la neutralización. Pero para calcular el pH hay que tener en cuenta que el primer protón se disocia totalmente, mientras que para el segundo hay que plantear el equilibrio.
En mezclas se debe considerar la suma de los volúmenes.
Equilibrio Heterogéneo
Solubilidad Es la concentración que presenta una disolución saturada, en equilibrio con el soluto sin disolver.
Producto de solubilidad 𝐴𝑛𝐵𝑚(𝑠) ↔ 𝑛𝐴𝑚+ (𝑎𝑞) + 𝑚𝐵𝑛− (𝑎𝑞) 𝐾𝑃𝑆 = [𝐴
𝑚+]𝑛 · [𝐵𝑛−]𝑚 Planteamiento de equilibrios
de solubilidad de sales 𝐶𝑎𝐹2 (𝑠) ↔ 𝐶𝑎2+(𝑎𝑞) + 2𝐹− (𝑎𝑞) 𝐶𝑎𝐹2 (𝑠) ↔
1𝐶𝑎2+
𝑆
(𝑎𝑞) +1
2𝐹−
2𝑆 (𝑎𝑞)
1
𝐾𝑃𝑆 = [𝐶𝑎
2+] · [2𝐹−]2 = 𝑆 · (2𝑆)2 = 4𝑆3
𝑆 = √𝐾𝑃𝑆4
3
Ion común 𝐶𝑎𝐹2 (𝑠) ↔ 𝐶𝑎2+(𝑎𝑞) + 2𝐹− (𝑎𝑞) 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑠) ↔ 𝐶𝑎2+(𝑎𝑞) + 2𝑂𝐻− (𝑎𝑞)
𝐾𝑃𝑆 = (𝑆 + 𝑥) · (2𝑆)2 𝐶𝑎𝐹2 (𝑠) ↔
1𝐶𝑎2+
𝑆 + 𝑥
(𝑎𝑞) +1
2𝐹−
2𝑆 (𝑎𝑞)
1
Transferencia de electrones
Oxidación: aumento en el número de oxidación (pérdida de electrones).
Siempre que un elemento se oxida debe haber otro que se reduce:
𝑍𝑛 + 2 𝐴𝑔+ → 𝑍𝑛2+ + 2 𝐴𝑔 Reducción: disminución del número de oxidación (ganancia de electrones).
Semirreacción de oxidación: 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛2+ + 2 𝑒−
Semirreacción de reducción: 𝐴𝑔+ + 1 𝑒− → 𝐴𝑔
Oxidante: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que el oxidante se reduce.
Agente oxidante: 𝐴𝑔+
Reductor: Es la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que el reductor se oxida.
Agente reductor: 𝑍𝑛
Pares redox
El agente oxidante y su forma reducida forman una pareja conjugada redox.
𝐴𝑔+(𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒)/𝐴𝑔(𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜)
El agente reductor y su forma oxidada forman una pareja conjugada redox.
𝑍𝑛(𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟)/𝑍𝑛2+(𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑗𝑢𝑔𝑎𝑑𝑜)
Reglas para determinar el número de oxidación.
Los elementos en cualquiera de sus formas (𝑂2, 𝐻𝑒, 𝐻2 , 𝐹𝑒, 𝑆8… ): 0
Especies iónicas monoatómicas (𝐴𝑔+, 𝐶𝑙−1 , 𝐴𝑙3+…): carga del ion.
Hidrógeno Hidruros metálicos (𝐿𝑖𝐻,𝑁𝑎𝐻, 𝐶𝑎𝐻2…):-1
Resto de compuestos: +1
Oxígeno Peróxidos: -1
Resto de compuestos: -2
Metales alcalinos: +1
Metales alcalino-térreos: +2
Halógenos Haluros (𝐻𝐶𝑙, 𝐻𝐵𝑟,𝐻𝐼, 𝐻𝐹):-1
Resto de compuestos: +1,+3,+5,+7 (excepto F)
En sales binarias el elemento más electronegativo con su número de oxidación negativo. (En general el elemento al que en la nomenclatura tradicional se le añade –uro utiliza su número de
oxidación negativo).
La suma de todos los números de oxidación en una molécula neutra ha de ser cero, y en un ion ha de ser igual a la carga del ion.
Valoraciones redox
Es similar a una valoración ácido base. Hay que determinar el número de moles de una especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí. Para ello, si “a” es el número de electrones que captura la especie
oxidante y “b” es el número de electrones que cede la especie reductora, sin necesidad de ajustar la ecuación completa, sabremos
que “a” moles de especie reductora reaccionan con “b” moles de especie oxidante. Lógicamente es necesario conocer qué especies
químicas se forman en los productos, no basta con conocer sólo los reactivos.
𝑉𝑜𝑥 · [𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒] · 𝑎 = 𝑉𝑟𝑒𝑑 · [𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟] · 𝑏 donde V= volumen y [ ]=concentración molar
También se puede ajustar la reacción completa y realizar un simple
cálculo estequiométrico.
Ajuste por el método del ion-electrón en medio ácido.
𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 +𝐾2𝑆 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝐶𝑟𝐶𝑙3 + 𝑆 + 𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 Determinar los números de
oxidación de todos los elementos e identificar los que
cambian de número de oxidación.
𝐾⏞1
2 𝐶𝑟⏞7
2𝑂⏞−2
7 +𝐾⏞1
2 𝑆⏞−2
+𝐻⏞1
𝐶𝑙⏞−1
→ 𝐶𝑟⏞3
𝐶𝑙⏞−1
3+ 𝑆⏞
0
+𝐾⏞1
𝐶𝑙⏞−1
+ 𝐻⏞1
2 𝑂⏞−2
Separamos las semirreacciones escribiendo solo la forma
iónica de aquellos que cambian de nº de oxidación
Oxidación: 𝑆2− → 𝑆
Reducción: 𝐶𝑟2𝑂72− → 𝐶𝑟3+
En disolución acuosa se disocian en sus iones: Hidruros metálicos, hidrácidos, sales y oxoácidos.
No se disocian: óxidos, hidruros no metálicos y sales no metálicas.
Ajustamos primero el número de átomos, sin tener en cuenta
el H y el O
𝑆2− → 𝑆
𝐶𝑟2𝑂72− → 𝟐 𝐶𝑟3+
Ajustamos los H y los O, añadiendo 𝐻2𝑂 donde falte
oxígeno y 𝐻+ en el lado contrario para compensar los
hidrógenos
𝑆2− → 𝑆
𝟏𝟒 𝑯+ + 𝐶𝑟2𝑂72− → 2 𝐶𝑟3+ + 𝟕 𝑯𝟐𝑶
Ajustamos las cargas, añadiendo electrones en el
lado necesario
𝑆2− → 𝑆 + 𝟐 𝒆−
14 𝐻+ + 𝐶𝑟2𝑂72−⏞
14·(+1)+1·(−2)=12
+ 𝟔 𝒆− → 2 𝐶𝑟3+ + 7 𝐻2𝑂⏞
2·(+3)=6
Igualamos el número de
electrones en ambas semirreacciones.
𝟑 𝑆2− → 𝟑 𝑆 + 𝟔 𝒆− (multiplicada por 3)
14 𝐻+ + 𝐶𝑟2𝑂72− + 𝟔 𝒆− → 2 𝐶𝑟3+ + 7 𝐻2𝑂
Sumamos las dos semirreacciones, simplificando lo que esté igual en un lado y
en otro.
𝟑 𝑆2− → 𝟑 𝑆 + 𝟔 𝒆−
14 𝐻+ + 𝐶𝑟2𝑂72− + 𝟔 𝒆− → 2 𝐶𝑟3+ + 7 𝐻2𝑂
𝟑 𝑆2− + 14 𝐻+ + 𝐶𝑟2𝑂72− → 𝟑 𝑆 + 2 𝐶𝑟3+ + 7 𝐻2𝑂
Escribir en forma molecular, teniendo en cuenta que los
iones espectadores aparecerán formando sales en los productos y se ajustan por
tanteo.
𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 + 3𝐾2𝑆 + 14𝐻𝐶𝑙 → 2𝐶𝑟𝐶𝑙3 + 3 𝑆 + 𝟖𝐾𝐶𝑙 + 7𝐻2𝑂
Si en los reactivos hubiese más de un ácido los 𝐻+ se repartirían entre todos los ácidos presentes.
Pilas galvánicas
Una pila voltaica es un dispositivo que permite
obtener energía eléctrica a partir de una reacción redox
espontánea. También se conoce como generador, pila galvánica o electroquímica.
Notación científica de la pila
− 𝑍𝑛 (𝑠)/𝑍𝑛2+(𝑎𝑞)‖𝐶𝑢2+(𝑎𝑞)/𝐶𝑢 (𝑠) +
Electrodo: está constituido por una semirreacción separada
físicamente de la otra semirreacción necesaria para completar la reacción redox,
con una forma sólida que permite el paso de corriente
eléctrica.
Cátodo: electrodo en el que transcurre la semirreacción de reducción. En las pilas será el electrodo positivo.
Ánodo: electrodo en el que transcurre la semirreacción de
oxidación. En las pilas será el electrodo negativo.
Tipos y notación de electrodos
Una de las especies es un sólido conductor: 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞)/𝐶𝑢 (𝑠)
Ambas especies en disolución: (𝑃𝑡)𝐹𝑒3+(𝑎𝑞)/𝐹𝑒2+(𝑎𝑞)
Una en disolución y la otra gaseosa: (𝑃𝑡)𝐶𝑙2(𝑔)/2𝐶𝑙−(𝑎𝑞)
Puente salino La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el contacto
eléctrico entre ellas, permitiendo la difusión de iones entre las disoluciones, y evitando la saturación de cargas, de forma que
el proceso continúe hasta el agotamiento de los reactivos. Circulación de las cargas Los electrones se moverán desde el ánodo hacia el cátodo.
Los aniones del puente salino se dirigen hacia la disolución del
ánodo, ya que en él, el electrodo libera cationes.
Los cationes del puente salino se dirigen hacia el cátodo, donde los cationes de la disolución se depositan en el electrodo en su
forma reducida.
Potenciales de reducción. Escala de potenciales.
Fuerza electromotriz (fem)
Se denomina fem de una pila a la diferencia de potencial entre sus electrodos. Esta fem puede considerarse como la diferencia entre los
potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman. 𝜀𝑝𝑖𝑙𝑎 = 𝜀𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝜀á𝑛𝑜𝑑𝑜
Ejemplo: 𝜀0(𝑀𝑔2+/𝑀𝑔) = −2,37 𝜀0(𝐶𝑙2/2𝐶𝑙
−) = 1,359 El catodo será: 𝐶𝑙2 + 2𝑒
− → 2𝐶𝑙− El ánodo será: 𝑀𝑔 → 𝑀𝑔2+ + 2𝑒−
La fuerza electromotriz de la pila: 𝜀𝑝𝑖𝑙𝑎 = 1,359 − (−2,37) = 3,729 𝑉
Electrodo de referencia
Para establecer una escala de potenciales de reducción se ha adjudicado un valor arbitrario de referencia a un determinado electrodo y se han
medido los demás con respecto a él. Al potencial de reducción del electrodo de hidrógeno se le asigna por convenio un potencial de 0,0 V. El electrodo estándar de hidrógeno puede actuar como ánodo o como
cátodo:
Á𝑛𝑜𝑑𝑜:𝐻2 → 2𝐻+ + 2𝑒− 𝜀0 = 0 𝑉
𝐶á𝑡𝑜𝑑𝑜: 2𝐻+ + 2𝑒− → 𝐻2 𝜀0 = 0 𝑉
Escala de potenciales de reducción.
Aquella especie con mayor potencial de reducción tendrá mayor tendencia a reducirse (captar electrones). Por tanto, mayor es su poder oxidante y su reacción estará más desplazada hacia la especie reducida. La especie con menor potencial de reducción tendrá mayor tendencia a
oxidarse (perder electrones). Por tanto, mayor es su poder reductor.
Espontaneidad En una reacción espontánea la especie con mayor potencial de reducción actuará como cátodo y la de menor potencial como ánodo.
∆𝐺0 = −𝑛𝐹𝜀0 𝜀𝑝𝑖𝑙𝑎 = 0 reacción en equilibrio.
𝜀𝑝𝑖𝑙𝑎 > 0 reacción espontánea.
𝜀𝑝𝑖𝑙𝑎 < 0 reacción no espontánea.
Electrólisis
La electrólisis es el proceso mediante el cual el paso de una corriente eléctrica a través de una disolución o de un electrolito fundido produce una reacción redox no espontánea, es decir, que
sin el aporte de energía de la corriente electrica no sucedería. Se trata del fenómeno contrario al que tiene lugar en una pila galvánica. La diferencia de potencial mínima necesaria para que
transcurra la reacción es: 𝑑𝑑𝑝 > |𝜀𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝜀á𝑛𝑜𝑑𝑜| siendo 𝜀á𝑛𝑜𝑑𝑜 > 𝜀𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
Ejemplo:𝜀0 (𝑀𝑔2+
𝑀𝑔) = −2,37 𝜀0(𝐶𝑙2/2𝐶𝑙
−) = 1,359, si queremos que se deposite magnesio.
El ánodo será: 2𝐶𝑙− → 𝐶𝑙2 + 2𝑒−
El cátodo será: 𝑀𝑔2+ + 2𝑒− → 𝑀𝑔 La ddp mínima que tenemos que suministrar sera: 𝑑𝑑𝑝 > |−2,37 − 1,359| > 3,729
Polaridad de los
electrodos Cátodo: electrodo en el que transcurre la semirreacción de reducción. En las celdas electrolíticas se trata del electrodo negativo. Ánodo: electrodo en el que transcurre la semirreacción de oxidación. En las celdas electrolíticas se trata del electrodo positivo.
Movimiento de los electrones
Los electrones saldrán del ánodo (donde se produce la oxidación y se libreán electrones) y entrarán en el cátodo (donde se produce la reducción y se captan electrones).
Electrólisis del agua 𝐶á𝑡𝑜𝑑𝑜: 2𝐻+ + 2𝑒− → 𝐻2 se vuelve más básica.
á𝑛𝑜𝑑𝑜: 2𝑂𝐻− →1
2𝑂2 + 𝐻2𝑂 + 2𝑒
− se vuelve más ácida.
Leyes de Faraday
𝑚(𝑔) =𝑀𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑎 · 𝐼 · 𝑡
𝑎 · 96.488
𝑄 = 𝐼 · 𝑡
I= intensidad de corriente
(A) t= tiempo (s)
a= nº de electrones. Q= carga (C)
1ª Ley: La masa de sustancia que se genera en los electrodos de una celda electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de corriente que circula. Para un mol de electrones circula una carga de 96.488 Culombios, cantidad que se conoce como constante de Faraday.
2ª Ley: Para una determinadad cantidad de corriente, la masa de la sustancia que se oxida o reduce en un electrodo viene determinada
por la relación estequiométrica entre la sustancia y el número de electrones de su semirreacción.
Estructura de la materia
Teoría de Plank
La emisión de radiación electromagnética se produce en forma de diminutas cantidades elementales llamados quanta.
𝐸 = ℎ𝜐
ℎ = 6,626 · 10−34
𝜐 = 𝑓𝑟𝑒𝑐𝑢𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑟𝑎𝑑𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 Espectro de Hidrógeno
1
𝜆= 𝑅 · (
1
𝑛12 −
1
𝑛22)
𝜆 = 𝑙𝑜𝑛𝑔𝑖𝑡𝑢𝑑 𝑑𝑒 𝑜𝑛𝑑𝑎 𝑅 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑅𝑦𝑑𝑏𝑒𝑟𝑔 = 109740 𝑐𝑚
𝑛1 𝑦 𝑛2 𝑠𝑜𝑛 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜𝑠 𝑛𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎𝑙𝑒𝑠 Espectros de absorción y de emisión
Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe
una parte del espectro y el resultado es un espectro característico de dicho gas donde faltan las bandas
absorbidas, apareciendo bandas negras.
La excitación de un gas le hace emitir radiación, pero
sólo emite en ciertas longitudes de onda. Es su espectro de emisión, característico de cada sustancia.
Modelo de Rutherford
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, y que contiene casi toda la masa del átomo.
Girando en órbitas circulares, a gran distancia alrededor del núcleo, hay pequeñas masas con carga eléctrica negativa que giran con la fuerza de atracción electrostática como fuerza centrípeta.
La suma de las cargas eléctricas positivas del núcleo y negativas de los electrones debe ser igual.
Modelo de Bohr
Primer postulado El electrón describe órbitas circulares alrededor del núcleo sin emitir
energía
Segundo postulado Solo son posibles órbitas en las que el
momento angular del electrón es múltiplo natural de ℎ/2𝜋
𝑚𝑣𝑟 = 𝑛 ·ℎ
2𝜋
Tercer postulado Cuando un electrón pasa de una órbita
superior a una inferior, emite energía en forma de radiación.
𝐸𝑗 − 𝐸𝑖 = ℎ𝜐
Aciertos Limitaciones
Permite deducir los radios de las órbitas y sus energías
Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Balmer y Rydberg
Esta deducción teórica proporciona valores de frecuencias y energías acordes el espectro del H
Aún contenía principios de la física clásica
Los electrones debían tener, al igual que los planetas, órbitas elípticas y no circulares.
Solo es aplicable a átomos con un solo electrón.
Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas que este modelo no conseguía explicar (efecto Zeeman).
Modelo actual
Ecuación de onda de Schödinger
Valores de los números cuánticos
n: número cuantico principal. Da información sobre el nivel energético en que se encuentra el electrón. Solo toma valores naturales: 1,2,3,4…
l: es el número cuantico secundario. Da información sobre el tipo de orbital en que se sitúa el electrón. Puede tomar valores naturales desde 0
hasta n-1 l=0 orbital s l=1 orbital p l=2 orbital d l=3 orbital f
m: es el número cuántico magnético. Determina la orientación espacial del orbital y puede tomar valores desde –l hasta l
s: es el spin puede tomar los valores -1/2 y +1/2 se suele decir que determina el sentido de giro del electrón sobre sí mismo aunque según la
mecánica ondulatoria no tiene sentido que el electrón gire sobre sí mismo.
Sistema periódico de los elementos
Principio de exclusión de Pauli En un mismo átomo no pueden haber dos electrones con los
cuatro números cuánticos iguales.
Regla de Hund o de máxima multiplicidad Mientras sea posible, los electrones se colocan solitarios en cada subnivel, evitando formar parejas en el mismo orbital.
Principio de construcción Los electrones de un átomo en estado fundamental se colocan
siempre ocupando los orbitales de menor energía.
Regla de Madelung
La energía de un orbital depende de los tres primeros números cuánticos, pero, en ausencia de campo magnético, tendrán
menor energía los que tengan la menor suma de los dos primeros números cuánticos.
Diagrama de Möeller: por aplicación del principio de construcción, la regla de
Madelung y los posibles valores para los números cuánticos.
Justificación de los números de oxidación.
Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta conseguir una configuración electrónica estable. Estas configuraciones se caracterizan por coincidir con la de un gas
noble o presentar subniveles llenos o semillenos. En elementos a partir del tercer periodo los electrones del
orbital p pueden promocionar al orbital d, y a pesar de ser un nivel energético mayor, la estabilidad que pierde al
promocionar el electrón la compensa al poder crear un mayor número de enlaces.
Organización del sistema periódico
Grupos Periodos
Propiedades periódicas
Radio y volumen atómico En un periodo disminuye al ir hacia la derecha (al aumentar la carga del núcleo, éste atrae con más fuerza a los electrones)
En un grupo aumenta hacia abajo (se llenan niveles con n mayor)
Energía de ionización
Es la energía necesaria para arrancar un electrón, a un átomo en estado gaseoso, de su última capa. Si se mide en voltios nos referimos a el como potencial de ionización.
En un periodo aumenta hacia la derecha por el aumento de la carga nuclear efectiva.
En un grupo aumenta de abajo hacia arriba, por estar los electrones en capas más interiores y disminuir el apantallamiento.
Afinidad electrónica
Es la energía que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo en estado gaseoso. Puede ser negativa o positiva, pero en valores absolutos varía igual que la energía de ionización.
En un periodo aumenta hacia la derecha por el aumento de la carga nuclear efectiva.
En un grupo aumenta de abajo hacia arriba, por estar los electrones en capas más interiores y disminuir el apantallamiento.
Electronegatividad
Mide la tendencia que tiene un átomo de atraer los electrones cuando está enlazado con un átomo de otro elemento formando una molécula.
En un periodo aumenta hacia la derecha por el aumento de la carga nuclear efectiva.
En un grupo aumenta de abajo hacia arriba, por estar los electrones en capas más interiores y disminuir el apantallamiento.
¡OJO! No falles
El número de electrones de un átomo en estado exitado es el mismo que en estado fundamental. Pero al convertirse de un átomo neutro a un ión cambia el número de electrones.
Para pasar de estado fundamental a estado exitado absorbe energía y para volver a estado fundamental desprende energía.
Al comprobar si una configuración electrónica corresponde a un estado exitado hay que tener en cuenta, además del orden de llenado, si el orbital en cuestion existe, es decir, si tiene una combinación de números cuánticos posible. Por ejemplo 1S2 2s2 2d1 no es posible porque el orbital 2d no existe, ya que tendría el mismo valor de n que de l.
Enlace Químico
Tipos de enlace
Iónico: formado por elementos muy alejados entre sí en la tabla periódica y con electronegatividades muy diferentes. Se considera la cesión de electrones por el más electropositivo y la captación de estos por parte del más electronegativo. Forman estructuras cristalinas ordenadas. Ejemplo: NaCl, KBr.
Covalente: formado por dos elementos no metálicos, situados a la derecha en la tabla periódica. Tienen electronegatividades similares y comparten electrones. Hay dos tipos de compuestos covalentes:
Sustancias moleculares o sólidos moleculares: los enlaces entre átomos son covalentes, pero no así entre moléculas.Ejemplos H2 y HCl
Sustancias atómicas: los enlaces unen formando estructras cristalinas gigantes. Ejemplos: Diamante, silicio
Metálico: enlace formado por elementos metálicos que se estabilizan como iones positivos envueltos por una nube de electrones que se mueven a su alrededor. Ejemplo: Hierro, níquel.
Propiedades de las sustancias según sus enlaces.
Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia TRPECV
La teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV) afirma que los pares electrónicos de la capa de valencia de los átomos que forman los enlaces covalentes se sitúan lo más alejados posible unos de otros, de manera que las repulsiones entre ellos sean las mínimas. Esta teoría explica la geometría de las sustancias covalentes. Para determinar la geometría de una molécula hay que tener en cuenta los pares electrónicos de enlace y los no enlazantes que rodean al átomo central. Por ejemplo, en el CH4, el átomo central (C) está rodeado por cuatro pares de enlace; la molécula tiene geometría tetraédrica con el átomo de C en el centro del tetraedro y los de H en los vértices. En el NH3, el átomo central (N) también está rodeado por cuatro pares de electrones, pero tres de ellos son de enlace y uno es no enlazante; la molécula es una pirámide trigonal, con el N en un vértice y los H en los otros tres. Por su parte, en el H2O, el átomo central (O) está rodeado por cuatro pares de electrones, pero solo dos son de enlace, y la molécula es angular. Los ángulos de enlace en las moléculas vienen determinados por la geometría de los pares electrónicos del átomo central, pero con modificaciones, si algunos de ellos son no enlazantes. Como los pares de enlace son compartidos y los no enlazantes son de un solo átomo, resulta: repulsión entre par no enlazante y par no enlazante > repulsión entre par no enlazante y par de enlace >
repulsión entre par de enlace y par de enlace
Teoría del enlace de valencia
Propone que el enlace covalente se forma por solapamiento de dos orbitales atómicos semiocupados y de átomos distintos:
Solapamiento 𝜎: solapamiento frontal entre dos orbitales s o de un orbital s y un orbital p.
Solapamiento 𝜋: Solapamiento lateral de dos orbitales p. Esta teoría considera que combinando un número determinado de orbitales atómicos de un átomo se obtiene el mismo el mismo número de orbitales híbridos, iguales entre ellos y con una dirección determinada. Las hibridaciones vienen determinadas por el número de enlaces que realiza el átomo central con otros átomos y son:
Hibridación sp: se combina un orbital s con un orbital p para formar dos orbitales hibridos sp. Su geometría es lineal.
Hibridación sp2: se combinan un orbital s con dos orbitales p para formar tres orbitales hibridos sp2. Su geometría es plana triangular.
Hibridación sp3: se combinan un orbital s con tres orbitales p para formar cuatro orbitales hibridos sp3. Su geometría es tetraédrica.
Hibridación dsp2: se combinan un orbital d, un orbital s y dos orbitales p para formar cuatro orbitales hibridos dsp2. Se disponen todos en el mismo plano con un ángulo de 90º.
Hibridación d2sp3: se combinan dos orbitales d, un orbital s y tres orbitales p para formar seis orbitales hibridos d2sp3. Geometría octaédrica. Tiene especial importancia al igual que la anterior en los complejos de coordinación.
Para establecer el tipo de hibridación de una molécula hacemos la configuración electrónica del elemento central, si es necesario se promociona uno o varios electrones (lo sabemos por el número de enlaces que forma). Luego establecemos la hibridación tomando todos los orbitales del último nivel, salvo aquellos que estén vacíos o que formen un enlace 𝜋. Para determinar la geometría se tiene en cuenta el tipo de hibridación, y si alguno de los orbitales está ocupado por un par de electrones sin compartir.
Polaridad
Enlaces apolares: se forman entre átomos iguales o con electronegatividades muy similares
Enlaces polares: se forman entre dos átomos diferentes. El átomo más electronegativo atrae a los electrones creando una diferencia de carga.
Moléculas polares: son las moléculas que tienen un momento dipolar distinto de cero. Además de tener enlaces polares ha de tener una geometría en la que no se anulen los momentos dipolares.
Fuerzas intermoleculares
Apolares Polares Enlaces de hidrógeno
Fuerzas de dispersión de London: Son fuerzas débiles de carácter electrostático entre moléculas apolares debido a la distribución asimétrica de la carga que genera un dipolo instantáneo. Son las más débiles.
Fuerzas de Van der Walls: Son fuerzas débiles de carácter electrostático entre dipolos de sustancias polares. Son más fuertes que las de London, pero más débiles que los puentes de H.
Puentes de Hidrógeno: Se produce cuando un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un átomo muy electronegativo (F, O, N) interacciona con un par de electrones de otro átomo pequeño y electronegativo.
Química orgánica
Hibridación del carbono.
Hibridación sp3: 4 orbitales sp3 iguales que forman 4 enlaces simples de tipo “𝜎” (frontales). Los cuatro pares de electrones se comparten con cuatro átomos distintos. Geometría tetraédrica: ángulos C–H: 109’5 º y distancias C–H iguales.
Hibridación sp2: 3 orbitales sp2 iguales que forman enlaces “𝜎” + 1 orbital p (sin hibridar) que formará un enlace “𝜋” (lateral) Forma un enlace doble, uno “𝜎” y otro “𝜋”, es decir, hay dos pares electrónicos compartidos con el mismo átomo. Geometría triangular: ángulos C–H: 120 º y distancia C=C < C–C
Hibridación sp: 2 orbitales sp iguales que forman enlaces “𝜎” + 2 orbitales p (sin hibridar) que formarán sendos enlaces “𝜋” Forma bien un enlace triple –un enlace “𝜎” y dos “𝜋”–, es decir, hay tres pares electrónicos compartidos con el mismo átomo, o bien dos enlaces dobles, si bien este caso es más raro. Geometría lineal: ángulos C–H: 180 º y distancia CºC < C=C < C–C
Nomenclatura y orden de prioridad
Función Nom. grupo
Grupo Nom.(princ.) Nom.(secund)
Ácido carboxílico carboxilo R–COOH ácido …oico carboxi (incluye C)
Éster éster R–COOR’ …ato de …ilo …oxicarbonil (incluye C)
Amida amido R–CONR’R …amida amido (incluye C)
Nitrilo nitrilo R–CN …nitrilo ciano (incluye C)
Aldehído carbonilo R–CH=O …al oxo formil (incluye C)
Cetona carbonilo R–CO–R’ …ona oxo
Alcohol hidroxilo R–OH …ol hidroxi Fenol fenol –C6H5OH …fenol hidroxifenil
Amina (primaria) (secundaria) (terciaria)
Amino “ “
R–NH2
R–NHR’ R–NR’R’’
…ilamina …il…ilamina …il…il…ilamina
amino
Éter Oxi R–O–R’ …il…iléter oxi…il
Hidr. etilénico alqueno C=C …eno …en
Hidr. acetilénico alquino CC …ino Ino (sufijo)
Nitrocompuestro Nitro R–NO2 nitro… nitro
Haluro halógeno R–X X… X
Radical alquilo R– …il …il
Rupturas de enlaces
Homolítica: Suele producirse en presencia de luz UV pues se necesita un aporte de energía elevado. El enlace covalente se rompe de manera simétrica (1 e– para cada átomo) formándose radicales libres (átomos con e– desapareados).
𝐴: 𝐵𝐿𝑢𝑧 𝑈𝑉→ 𝐴 · + · 𝐵
Heterolítica: El enlace se rompe de manera asimétrica (uno de los átomos se queda con los dos e– que compartían). Es la ruptura más habitual, quedando con carga negativa el elemento más electronegativo y con positiva el menos.
𝐴:𝐵 → 𝐴:−+ 𝐵+ con lo que se forman dos tipos de iones: Carbocationes: R3C+ Ejemplo: (CH3)2CH+ Carbanión: R3C:– Ejemplo: Cl3C:–
Tipos de reactivo
Radicales libres. Son especies químicas que tienen átomos con electrones desapareados. Se forman en la reacciones con ruptura homolítica.
Reactivos nucleófilos. Tienen uno o más pares de electrones libres (bases de Lewis). Atacan a partes de molécula con deficiencia de electrones. Ejemplos: R–OH, R–O–, H2O, R–NH2, R –
CN, R–COO–, NH3, OH–, Cl–, Br–
, …
Reactivos electrófilos. Tienen orbitales externos vacíos (ácidos de Lewis). Atacan a zonas con alta densidad electrónica (dobles o triples enlaces) Ejemplos: H+, NO2
+, NO+, BF3, AlCl3, cationes metálicos (Na+, …), R3C+, SO3, CH3Cl, CH3–CH2Cl, halógenos (Cl2 , Br2,…)
Tipos de reacciones químicas principales
Sustitución: Un grupo entra y otro sale. CH3–Cl + H2O CH3–OH + HCl.
Adición
A un doble o triple enlace. Siguen la regla de
Markownikoff: “: la parte positiva del reactivo se
adiciona al carbono más hidrogenado”.
CH3–CH=CH2 + H2 CH3–CH2–CH3
CH3–CH=CH2 + Cl2 CH3–CHCl–CH2Cl
CH3–CH=CH2 + HBr CH3–CHBr–CH3
CH3–CH=CH2 + H2O (H+) CH3–CHOH–CH3
Eliminación:
De un grupo de átomos, formándose un doble o
triple enlace. Siguen la regla de Saytzeff: “En las
reacciones de eliminación, el hidrógeno sale del
carbono adyacente al grupo funcional que tiene menos
hidrógenos”.
Deshidrohalogenación de halogenuros de alquilo. Se producen en medio básico.
CH3–CH2–CHBr–CH3 + NaOH CH3–CH=CH–CH3
Deshidratación de alcoholes. Se produce en medio ácido.
CH3–CH2–CHOH–CH3 + H2SO4 CH3–CH=CH–CH3
Redox: Si cambia el estado de oxidación del carbono.
Oxidación de alquenos. Se forman di-alcoholes
Ozonólisis. Ruptura doble enlace dando ácido y cetona.
Oxidación de alcoholes. Los alcoholes se oxidan por acción del KMnO4 o del K2Cr2O7 a aldehídos o cetonas dependiendo de si se trata de un alcohol primario o secundario, respectivamente. Los alcoholes terciarios, en cambio, son bastante resistentes a la oxidación.
Oxidación y reducción de aldehídos y cetonas. Los aldehídos son sustancias muy frágiles y reductoras y se oxidan con facilidad a ácidos, aunque también pueden transformarse en alcoholes primarios e incluso en hidrocarburos en presencia de un ambiente reductor fuerte, dependiendo del catalizador empleado. En cambio, las cetonas sufren reacciones de reducción similares a los aldehídos, pero se resisten a ser oxidadas.
Combustión.
CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O
Otras reacciones orgánicas
Esterificación/Hidrólisis ácida:
Se produce entre ácidos carboxílicos cuando reaccionan con alcoholes. Se forman ésteres y se desprende una molécula de agua. Se trata de una reacción reversible.
Saponificación (hidrólisis básica)
Formación de amidas
Isomeria
Los isómeros son compuestos diferentes que poseen la misma composición, es decir, el mismo número y tipo de átomos y por consiguiente las mismas formulas moleculares. Los isómeros están relacionados entre sí de dos
maneras ya sea por su formulas estructurales o por sus estructuras tridimensionales. La isomería comprende la estructural y la esteroisomería.
La isomería estructural estudia los compuestos que tienen la misma fórmula molecular, pero diferentes
fórmulas estructurales, es decir, difieren en el orden en que sus átomos se unen entre sí.
Isómeros de Cadena: 1 – Butanol e Isobutanol
Isómero de Posición: 1 – Butanol y 2 - Butanol
Isómero de Función: 1 Butanol y Éter dietílico
Los isómeros geométricos o estereoisómeros, es la parte de la estereoquímica que estudia aquellos compuestos orgánicos que tienen la misma fórmula estructural pero diferentes arreglo de los átomos en el espacio, Es decir,
diferentes estructuras tridimensionales. Se presenta cuando hay enlaces que no permiten el giro, como los
dobles enlaces o hidrocarburos de cadena cerrada
Los isómeros ópticos tienen propiedades físicas y químicas iguales, difieren únicamente en la propiedad de desviar la luz polarizada. Se presentan cuando existe carbono quiral o asimétrico,
Determinación isómeros a partir de la fórmula
Obtener los posibles isómeros de fórmula C4H8O
Determinar el número de hidrógenos que tendría si el hidrocarburo fuese saturado
2n+2 2n+3 si el compuesto tiene N
2·4+2=10 Siendo n el número de carbonos
Restamos los hidrógenos que tiene el compuesto. Si hay algún halógeno, lo restamos también, ya que
estos sustituyen a los hidrógenos.
10-8=2 Si fuese C4H7OCl:
10-(7+1)=2
Por cada dos hidrógenos de diferencia existe una insaturación. Las insaturaciones podemos colocarla en la cadena carbonada o con cualquier otra función que lleve dobles enlaces como las cetonas o los aldehídos.
Un doble enlace se puede sustituir por una cadena cerrada. Obtenemos todas las opciones.
Un alcohol con doble enlace entre C y C
Un éter con doble enlace entre C y C
Un aldehído.
Una cetona.
Un cicloalcano con un alcohol
Un cicloalcano con un éter
Ir obteniendo parejas de isómeros según lo que pida el enunciado.
Por ejemplo, si piden un isómero de posición hay que tratar que sólo sea de posición y no presente varias
isomerías a la vez.
¡OjO! Si el compuesto contiene nitrógeno la fórmula para comprobar si es saturado es 2n+3
Isómeros de posición 𝐶𝐻| 𝑂𝐻
= 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻311
𝐶𝐻2 =11
𝐶| 𝑂𝐻
−𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻311
Isómeros de cadena 𝐶𝐻| 𝑂𝐻
= 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻311
𝐶𝐻 =| 𝑂𝐻
𝐶| 𝐶𝐻3
−𝐶𝐻311
Isómeros de función
Isómeros geométricos
Isómeros ópticos