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Resumen:
reacciones, átomo y enlace
CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Clases de reacciones:
combinación o síntesis A + B → AB;
descomposición AB → A + B;
sustitución AB + C → AC + B;
doble sustitución AB + CD → AD + CB;
combustión (+ O2 muy exotérmicas);
ácido-base (transferencia de protones);
Preparar disoluciones a partir de sólidos (ej NaOH) o a partir de disoluciones de ácidos comerciales (concentrados):
Preparar a) 250 ml de disolución 1 M de NaOH b) 100 cm3 de HCl 0,3 M a partir del ácido comercial (37% en masa y d= 1,19 g/cm3)
CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOSClases de reacciones:
combinación o síntesis A + B → AB;
descomposición AB → A + B;
sustitución AB + C → AC + B;
doble sustitución AB + CD → AD + CB;
combustión (+ O2 muy exotérmicas);
ácido-base (transferencia de protones);
Acido + base sal + agua
Descomposición.2 H2O (l) + energía eléctrica 2 H2 (g) + O2 (g) (Electrolisis)
Cu CO3(s) CuO (s) + CO2(g) (termólisis)
Síntesis.
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) + energía (Combustión)
S(s) + Fe (s) FeS (s)
2 Mg (s) + O2(g) 2 MgO(s) (Oxidación)
Desplazamiento
Fe(s) + CuSO4(ac) FeSO4(ac) + Cu (s)
Cu (s) + 2 AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2 Ag (s)
Doble desplazamiento
Na Cl (ac) + Ag NO3 (ac) Na NO3(ac) + Ag Cl(s)
Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac) 2 KNO3(ac) + PbI2(s)
Carbonatos con ácidos reaccionan desprendiéndose dióxido de
carbono
2 HCl (ac) + CaCO3(s) CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O (l)
Metales con ácidos reaccionan desprendiéndose hidrógeno
Mg(s) + 2 HCl (ac) MgCl2(ac) + H2(g)
Las reacciones de combustión de compuestos formados por C, H y
O originan, salvo que el enunciado diga lo contrario dióxido de
carbono y agua.
C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O
Neutralización: Acido + base sal + agua
HCl + Na OH Na Cl + H2O
2 Fe + 3 H2 2 FeH3
2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O
N2 + 3 H2 2 NH3
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
KClO3 KCl + 3/2 O2
Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
Predecir los productos y ajustar las siguientes ecuaciones
químicas
SO3(g) + H2O(l) →
Na2CO3(s) ∆→
Na(s) + H2O(l) →
Ba(NO3)2(ac) + H2SO4(ac) →
CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN.
Indica los gramos de
soluto en 100 gramos de
disolución
Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una disolución
Porcentaje
en masa% masa =
g soluto
g disoluciónx 100
Molaridad
Indica los moles de
soluto en 1 litro de
disolución
M =moles de soluto
litros de disolución
Fracción
molar
Relaciona los moles de un
componente y los moles
totalesXi =
ni
nT
Porcentaje en
volumen
Indica los cm3 de soluto
en 100 cm3 de disolución % volumen =cm3 soluto
cm3 de disoluciónx 100
Preparar disoluciones
a partir de sólidos (ej NaOH) o
a partir de disoluciones de ácidos comerciales (concentrados):
Preparar
a) 250 ml de disolución 1 M de NaOH
b) 100 cm3 de HCl 0,3 M a partir del ácido comercial (35% en masa y d= 1,18 g/cm3)
Tomamos con una pipeta el volumen de ácido necesario
Lo introducimos en un matraz que contiene un poco de agua destilada.
A continuación completamos el volumen del matraz aforado con agua destilada hasta
el enrase,
y ya tenemos preparado un volumen de ácido de la concentración deseada.
Molaridad= nº moles soluto/litros disolución.
g/litro = gramos soluto/litros disolución;
% en masa (peso)= g soluto/100 g disolución.
% en volumen (mezclas de gases)= (cm3 soluto/cm3 mezcla).100
(Ejemplo: aire 21 % en volumen de oxígeno → hay 21 cm3 de oxigeno
por cada 100 cm3 de aire)
¡OJO! No aplicar la ecuación de los gases a disoluciones líquidas
Recuerda que la densidad de la disolución no es una concentración.
Indica la masa disolución/volumen disolución
1 litro= 103 cm3 1 m3 = 103 litros = 106 cm3 TK = t ºC + 273
1 atm = 760mm de Hg = 760 Torr
R (dato) = 0,082 atm.l/K.mol = 8,31 Jul/K.mol = 2 cal/K.mol
CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOSEscribir y ajustar la ecuación química (tendremos la proporción en moles) Atención
a la formulación
Escribir debajo de cada sustancia qué se pide y qué se da.
Pasar los datos a moles para poder utilizar la proporción estequiométrica
(mol= cantidad de materia que contiene el Na de partículas (moléculas, átomos, electrones,,,) NA = 6,02.1023 (si hiciera falta sería dato)
Masa: pasamos a moles con la masa molecular
¿gases? Se da V,P y T P.V = n.R.T En C.N. (0ºC 1 atm) 1 mol de cuelquier gas ocupa 22,4 litros
Mezcla de gases Ptotal= Σ Pi Ley de Dalton de las presiones parciales Pi = (ni/V).R.T= xiPtotal= (ni/nt). Pt
¿disoluciones? Molessoluto = volumendisolución. Molaridad
¿rendimiento= (cantidad real (experimental)/cantidad teórica (cálculo)).100?
¿riqueza= (masa de sustancia/masa muestra). 100?
Reactivo limitante: si nos da la cantidad de dos reactivos hay que determinar cuál es el reactivo limitante: el que está en menor proporción. Los cálculos se deben hacer con él.
Resultado: cantidad + unidad + sustancia + explicación
Ejemplo: 32,3 cm3 de disolución de HCl 0,5 M se necesitan para neutralizar ……..
En la reacción estándar: aA +bB cC +dD
Factores que afectan a la velocidad de una reacción.
•Naturaleza de las sustancias.
•Estado físico.
•Superficie de contacto o grado de
pulverización (en el caso de sólidos)
•Concentración de los reactivos.
•Al aumentar aumenta la velocidad.
•Temperatura.
Al aumentar aumenta la velocidad.
•Presencia de catalizadores.
Pueden aumentar o disminuir la velocidad.
CATALIZADORES: Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se modifican pues se recuperan al final y no aparece en la ecuación global ajustada.Modifican el mecanismo y por tanto Ea.Pueden ser:
Positivos: hacen que “v” pues consiguen que Ea . Negativos: hacen que “v” pues consiguen que Ea .
Los catalizadores también pueden clasificarse en:Homogéneos: en la misma fase que los reactivos.Heterogéneos: se encuentra en distinta fase.
cinética
Evolución de las ideas sobre la estructura de la materia De Dalton a Bohr
Modelo Conocimientos previos Base experimental Descripción del modelo Fallos
Dalton
1808
(premodelo)
Leyes ponderales
(Lavoisier, Proust)
Ley de los volúmenes
de combinación de
Gay-Lussac
Materia compuesta por ÁTOMOS indivisibles e
inalterables, iguales en masa y propiedades los átomos de
un mismo elemento y distintos los de elementos
diferentes
No explica:
la ley de Gay-Lussac,
explicada con las
hipótesis de Avogadro
la electrolisis (1830)
Thomson
1904
RAYOS
CATÓDICOS
Los rayos catódicos
son fragmentos del
átomo: Electrón
(1897)
Átomo: esfera material de electricidad positiva con los
electrones incrustados como pequeños gránulos. La carga
positiva debía poseer casi toda la masa del átomo.
No explica el
experimento de
Rutherford
Rutherford
1911
(1er modelo
nuclear)
Radiactividad
Se descubre el
protón (rayos
canales)
BOMBARDEO DE
FINAS LÁMINAS
METÁLICAS CON
PARTÍCULAS α
Átomo formado por NÚCLEO: muy pequeño comparado
con el tamaño del átomo, de carga positiva y conteniendo
casi toda la masa del átomo. CORTEZA: contiene los
electrones girando alrededor del núcleo.
Sugiere la existencia del neutrón (Chadwick 1932)
Contradice las leyes
del electromagnetismo
clásico.
No explica los
espectros atómicos
Bohr
1913
(1er modelo
cuántico)
ESPECTROS
ATÓMICOS
Teoría cuántica de
Planck y Eistein
1900-1905
Estudio de los
espectros de emisión
de los elementos
(hidrógeno)
Postulados:
El electrón gira sólo en órbitas circulares y estacionarias
(ni absorbe ni emite energía)
Sólo son posibles algunas órbitas, aquéllas en las que
r=cte.n2 y E=- cte/n2 siendo n un nº entero igual o mayor
que 1
Cuando un electrón salta de órbita absorbe o
desprende energía en forma de fótón de frecuencia E2-
E1= h. siendo h la cte. de Planck
No explica todas las
rayas que aparecen en
los espectros
Sólo se aplica a átomos
de un solo electrón
Mezcla la mecánica
clásica y la mecánica
cuántica
Nº atómico (Z = nº de protones)
Nº másico (A = nº ´de protones + nº de neutrones)
Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo).
Los valores de éstos son los siguientes:
n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa)
l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (tipo de orbital)
m = – l, ... , 0, ... l (orientación orbital)
s = – ½ , + ½ (spín)
Principio de aufbau
Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía.
Principio de explusión de Pauli
“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”
De este principio se deduce que en cada orbital atómico (caracterizado porciertos valores de n, l y m) no puede haber más de dos electrones que sedistinguiremos en el nº cuántico de spin (+½ , – ½)
Regla de Hund
Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, loselectrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico.
No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos losorbitales de dicho nivel isoenergético (misma energía) están semiocupados.
Estructura materia
En el Sistema periódico los elementos están colocados por orden
creciente de nº atómico.
Grupos 18 periodos 7
Metales//no-metales
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
PROPIEDADES PERIÓDICAMENTE
ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un
átomo en estado gaseoso A(g) + energía de ionización (1ª) A+(g) + e-
Las segundas, terceras, etc.. energía de ionización de un átomo son mucho más elevadas
que la primera.
AFINIDAD ELECTRÓNICA Es la energía liberada cuando un átomo gana un electrón. Se
suela expresar en kJ/mol.. A + e- A- + energía (afinidad electrónica)
TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS. Los radios atómicos se determinan experimentalmente a
partir de las longitudes de enlace. Aumenta al descender en un grupo, disminuye al
avanzar por el periodo hacia la derecha
El radio de los cationes es menor que el radio de los átomos neutros de los que proceden.
El radio de los aniones es mayor que el radio de los átomos neutros del que proceden.
ELECTRONEGATIVIDAD de un elemento se define como la tendencia de un átomo de ese
elemento que forma parte de una molécula a atraer hacia sí los electrones.
Lo mismo que la energía de ionización y la afinidad electrónica, la electronegatividad
aumenta en el S.P. de izquierda a derecha y de abajo a arriba, siendo máxima para el flúor
y mínima para el cesio.
VALENCIAS Y Nº DE OXIDACIÓN Al estudiar la formulación ya henos visto que las
valencias y nº de oxidación de los elementos varían periódicamente.
¡OJO con los gases nobles!
Regla de Lewis: en la formación de un enlace, los átomos tienden aceder, ganar o compartir electrones hasta que adquierenconfiguración de gas noble: ns2 np6 (1s2 en el caso del H; también Li,Be)
enlace
ENLACE IÓNICO: se da entre metal y no-metal.
Transferencia de uno o varios electrones del elemento de bajaelectronegatividad (el metal) al elemento de alta electronegatividad (el no-metal.
Se forman cationes (+) y aniones (-) que se atraen electrostáticamente.Estructura de red cristalina iónica.
Son sólidos, altos p. fusión y ebullición, conducen fundidos y disueltos, solublesen agua.
Valencia iónica de un elemento es la carga que adquieren sus átomos alconvertirse en iones positivos o negativos (ceden o ganan electrones paraadquirir configuración de gas noble. (Ej Ca +2 Br -1 → compuesto seráCaBr2.)Índice de coordinación de un ión en una red cristalina iónica es el nºde iones de signo contrario que le rodean a la misma distancia (Ej en el Na Cles 6 lo que indica 6 Na+ rodean a cada Cl- y viceversa).
ENLACE METÁLICO: se forma entre metales (baja energía de ionización yorbitales de valencia vacíos. Se forma un mar de electrones alrededor de losiones positivos. Sólidos a T ambiente salvo el Hg. Conducen el calor y laelectricidad. P. f y eb. Altos. Brillo, dúctiles y maleables.
enlace
ENLACE COVALENTE: se origina cuando se unen no metales entre sí. Los átomos
comparten pares de electrones (1 par compartido, enlace sencillo, dos pares, enlace doble
y tres pares enlace triple. Se llama enlace covalente coordinado si el par de electrones
compartido procede del mismo átomo y no un electrón de cada átomo. Caso NH4+
Estructura de Lewis: alrededor del átomo central se representan con puntos los
electrones de valencia (los de la última capa, ej N: 1s2 2s2 2p3 5 electrones de valencia.
Covalencia: nº de enlaces covalentes que puede formar un elemento. Caso del nitrógeno la
covalencia será 3 puesto que tiene 5 electrones de valencia deberá formar 3 enlaces para
llegar a 8. análogo cov de H= 1; de C=4 de O=2, etc.
Salvo el C (diamante, grafito) o SiO2 que forman redes atómicas donde los enlaces
son muy fuertes (covalentes), los compuestos covalentes FORMAN MOLÉCULAS.
Las moléculas se unen entre sí por FUERZAS DE VAN DER WAALS que son debidas a la
fuerza de atracción entre dpolos instantáneos que se forman en las moléculas.
ENLACE DE HIDRÓGENO o puente de hidrógeno (si hay un H unido directamente a F,
N, O) son más fuertes que las fuerzas de van der Waals por eso estos compuestos
tienen p. de f. y eb. Anormalmente altos (ojo pero nunca como un iónico o covalente) y se
disuelven en agua (puentes de hidrógeno con el agua); (también con el amoniaco). OJO!!
empezar escribiendo la configuración y no fiarse de la memoria
Fepresión
ESTRUCTURA DEL
GRAFITO
