Apuntes de Química (2º Bachillerato) (2013)

Apunte Español
Universidad Universidad Politécnica de Madrid (UPM)
Grado Ingeniería de Tecnologías y Servicios de Telecomunicación - 2º curso
Asignatura Laboratorio de técnicas electro-termoquímicas
Año del apunte 2013
Páginas 64
Fecha de subida 06/04/2016 (Actualizado: 06/04/2016)
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LTET APUNTES DE QUÍMICA (2º BACHILLERATO) Por: Mikel Goig Encuentra mucho más en: Mikel Goig 1. Estequiometría Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 2. Física moderna Física nuclear DATOS HISTÓRICOS En 1896, Becquerel descubre la pechblenda (mineral de uranio), capaz de impresionar placas fotográficas protegidas de la luz solar, ya que la radiación que emitía era más penetrante. Becquerel comprobó que esta radiación desconocida podía desviarse mediante campos magnéticos, y además parte de ella estaba compuesta por partículas negativas, que en 1900 identificó con los electrones ya descritos por J. J. Thomson. En 1901 se dio cuenta de que era el uranio el responsable de las emisiones, por tanto, dichos electrones tenían que proceder del interior de los átomos de uranio. En 1898, P. Curie y su esposa M. Sklodowska descubrieron dos elementos radiactivos más: el polonio y el radio, y dieron el nombre de radiactividad a la radiación emitida por todas estas sustancias. Los esposos Curie comprobaron que la intensidad de la radiactividad era proporcional a la cantidad de sustancia radiactiva, por lo que era razonable pensar que se originaba en el interior de los átomos. Entre 1899 y 1906, E. Rutherford confirmó la existencia de tres tipos de radiaciones: radiación alfa (α), radiación beta (β) y radiación gamma (γ). CLASES DE RADIACTIVIDAD NATURAL Radiación alfa (α) Radiación beta (β) Radiación gamma (γ) Fue identificada como núcleos de helio, es decir, átomos de helio que han perdido sus dos electrones y tienen dos cargas eléctricas netas positivas. Fue identificada como rayos catódicos, es decir, como electrones. Fue identificada como radiación electromagnética, muy parecida a los rayos X pero de mayor energía. Tiene un escaso poder penetrante (son frenados por unos centímetros de aire). Tienen un mayor poder penetrante Tienen un gran poder penetrante (pueden atravesar varios metros de (necesita al menos un metro de aire). hormigón para ser detenida). Debido a su gran masa son muy ionizantes, arrancando electrones a otros átomos. Debido a su menor masa son poco ionizantes. Son ionizantes de forma indirecta, produciendo electrones muy energéticos, los cuales ionizan otros átomos. Las partículas α escapan del núcleo venciendo una barrera de potencial producida por las fuerzas nucleares de atracción, lo que parece imposible debido a que la energía de las partículas emitidas es mucho menor que la de la barrera. Se dice entonces que las partículas α atraviesan la barrera por el efecto túnel. El núcleo se desintegra mediante la conversión de un neutrón en un protón y un electrón, que abandona el núcleo inmediatamente después de crearse. Sin embargo, parece imposible que haya electrones en el núcleo. Se hace necesaria la presencia de antineutrinos. Al igual que la corteza electrónica, los núcleos también poseen distintos estados de energía. El paso de los núcleos desde estados excitados a su estado fundamental conlleva la emisión de fotones muy energéticos. Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA Partícula subatómica Símbolo Carga eléctrica (C) Masa (u) electrón e - -1,602·10-19 ≈ -1 0,0005486 ≈ 0 protón + p 1,602·10 ≈ 1 1,00728 ≈ 1 neutrón o 0 1,00867 ≈ 1 -19 n Número atómico (Z): número de protones que hay en el núcleo de un átomo. Coincide con el número de electrones (en átomos neutros). Nos da el número de orden del elemento en el sistema periódico. Número másico (A): número de nucleones (protones y neutrones) que hay en el núcleo de un átomo. La unidad de masa atómica es la unidad (u); 1u = 1,66·10-27 kg. A = Z + N Defecto de masa nuclear (∆m): es la diferencia entre la suma de las masas de todos los nucleones por separado y la masa total del núcleo. Defecto de masa atómica: es la diferencia entre la suma de las masas de los nucleones y electrones por separado y la masa total del átomo. Núclidos: átomos de un mismo elemento con el mismo número de protones y de neutrones. § Isótopos: átomos de un mismo elemento con igual número de protones y distinto número de neutrones. El conjunto de los isótopos de un mismo elemento se denomina pléyade. 1 3 1 H y 1 H § Isótonos: átomos con el mismo número de neutrones. 11 23 Na y 1224Mg § Isóbaros: átomos con el mismo número másico. 6 14 C y 714N § Isómeros: átomos con el mismo número de protones y de neutrones pero con distinto estado energético. Se distinguen añadiendo una m al número másico. 19 19m F 9 F y 9 Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig LA DESINTEGRACIÓN RADIACTIVA Leyes del desplazamiento radiactivo: fueron enunciadas por F. Soddy en 1913. § Cuando un núcleo X emite una partícula α, se convierte en otro Y con cuatro unidades menos de número másico y dos unidades menos de número atómico. § Cuando un núcleo X emite una partícula β, se convierte en otro Y cuyo número másico es el mismo y cuyo número atómico es una unidad mayor. § Cuando un núcleo X emite una partícula γ, altera su contenido energético pero no cambia el número de nucleones, por tanto, no cambia el elemento. Ley de la desintegración radiactiva: el número de átomos de una muestra radiactiva disminuye de forma exponencial con el tiempo transcurrido. DEDUCCIÓN (Ley de la desintegración radiactiva) 𝑵 = 𝑵𝟎 · 𝒆!𝝀𝒕 N = número de átomos que permanecen sin desintegrar. Disminuye de forma exponencial con el tiempo transcurrido. N0 = número inicial de átomos e = 2,71… λ = cte. de desintegración o de radiactividad (s-1). Representa la probabilidad por unidad de tiempo de que se desintegre un núcleo, por lo que depende de cada elemento. t = tiempo (s) § Periodo de semidesintegración o semivida: es el tiempo que tarda una muestra radiactiva en desintegrarse a la mitad.
DEDUCCIÓN (Periodo de semidesintegración o semivida) 𝑻𝟏/𝟐 = 𝑳𝟐 𝝀 Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig § Vida media: es el tiempo promedio de vida de un átomo radiactivo antes de desintegrarse. DEDUCCIÓN (Vida media) 𝝉= 𝑻𝟏/𝟐 𝑳𝟐 § Actividad o velocidad de desintegración: es el número de desintegraciones por segundo de una muestra radiactiva. Disminuye a lo largo del tiempo. DEDUCCIÓN (Actividad o velocidad de desintegración) 𝑨 = 𝝀𝑵 En el SI se mide en becquereles (Bq); un becquerel es una desintegración por segundo. Es habitual usar también el curio (Ci); 1Ci = 3,7·1010 Bq.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig LAS FUERZAS NUCLEARES Y LA ENERGÍA DE ENLACE Fuerzas nucleares: son fuerzas de atracción muy intensas y de muy corto alcance que estabilizan el núcleo. En 1935, H. Yukawa propuso que las fuerzas nucleares se deben al intercambio continuo de unas partículas que llamó mesones, con una masa 200 veces mayor que la del electrón, entre los cuales los piones (π), descubiertos en 1947, son los que transmiten dichas fuerzas nucleares. Por lo tanto, las partículas subatómicas se clasifican en: partículas que forman la materia (fermiones, como los protones y los neutrones) y partículas que transmiten las fuerzas (bosones, como los mesones). Tanto los fermiones como los bosones están formados por partículas más elementales denominadas quarks. Actualmente, sabemos que las fuerzas nucleares fuertes se deben al intercambio continuo de gluones entre los quarks y los antiquarks. Energía de enlace, de ligadura o de bond: es la energía liberada debido al defecto de masa nuclear y que estabiliza el núcleo. Si aumenta el defecto de masa aumentará consigo la energía de enlace, por lo que el núcleo se estabiliza. Se calcula mediante la Ecuación de Einstein, y aunque se mide en julios (J), suele expresarse en mega-electrónvoltios (MeV). ∆E = ∆m·c2 Energía de enlace por nucleón: es el cociente entre la energía de enlace y el número de nucleones. Representa la energía necesaria para extraer un nucleón del núcleo. Los núcleos más estables son los que tienen mayor energía de enlace por nucleón. Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig LAS REACCIONES NUCLEARES Las reacciones nucleares se realizan mediante el choque de un núcleo con una partícula o con otro núcleo. La pérdida de energía cinética se transforma en energía de excitación del núcleo, el cual evoluciona posteriormente dividiéndose o emitiendo alguna partícula. La barrera de Coulomb: la carga eléctrica positiva de los núcleos se opone a la entrada de otras partículas con carga positiva (como protones), estableciéndose una barrera de potencial denominada barrera de Coulomb, diferente en unas sustancias y en otras. Cuanta más energía tenga un protón mejor superará la barrera de Coulomb y será capaz de penetrar en el núcleo, por lo que suelen utilizarse aceleradores de partículas. Sin embargo, para los neutrones esta barrera no existe, por lo que pueden penetrar en los núcleos sin dificultad. Cuanta más energía tenga un neutrón, éste poseerá más velocidad y por lo tanto permanecerá menos tiempo en las cercanías del núcleo, disminuyendo la probabilidad de penetrar en él. Los neutrones lentos (denominados térmicos) son los que tienen más probabilidad de penetrar. Fusión nuclear: es la unión de núcleos ligeros para formar otro más pesado, liberando en el proceso mucha energía. Para ello se comunica a los núcleos pequeños una energía cinética suficiente para vencer la barrera de Coulomb y acercarlos a distancias en las que entren en juego las fuerzas nucleares. Fisión nuclear: es la división de núcleos pesados en otros más ligeros denominados fragmentos de fisión, liberando en el proceso mucha energía. El proceso puede interpretarse mediante el modelo de la gota líquida: una gota al vibrar adopta sucesivamente formas esférica y elipsoidal debido a la fuerza de recuperación de la tensión superficial que hace que la gota vuelva a su forma esférica y, por otra parte, a la inercia que produce el paso a la siguiente forma elipsoidal. Pero si el grado de deformación es suficiente, la tensión superficial no es capaz de parar la deformación y la gota se divide. Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Física cuántica La mecánica cuántica se aplica a partículas elementales (atómicas y subatómicas), y se basa fundamentalmente en dos hipótesis: hipótesis de De Broglie (principio de dualidad onda-corpúsculo) y principio de incertidumbre de Heisenberg. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR Modelos atómicos clásicos: § Modelo de Thomson (1904): el átomo es una esfera de carga positiva uniforme. § Modelo de Rutherford (1911): el átomo está formado por un núcleo de tamaño muy reducido donde se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa; y por los electrones que giran alrededor del núcleo a grandes distancias. Modelo atómico de Bohr (1913): se basa en los modelos clásicos e hipótesis nuevas, llamadas postulados de Bohr. § Primer postulado: los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares de energía fija. § Segundo postulado: las órbitas son estacionarias; los electrones giran en ellas sin perder energía. § Tercer postulado: sólo son posibles las órbitas cuya energía toma valores restringidos, dados por la siguiente expresión: E = energía de la órbita o nivel de energía (J) RH = cte. de Rydberg = 2,18·10-18 J n = número cuántico principal = 1, 2, 3,… 𝐸=− 𝑅! n! § Cuarto postulado: el salto de un electrón a otra órbita más externa se produce absorbiendo energía; y en el sentido inverso se emite energía en forma de radiación. 𝑬 = 𝑬𝟐 − 𝑬𝟏 = 𝒉𝝑 Aspectos positivos y negativos del modelo atómico de Bohr: § Permitió la interpretación del espectro del hidrógeno y reprodujo la ecuación de Balmer, que estaba propuesta experimentalmente. § Calculó el radio y la energía de las órbitas. § Consideró la hipótesis de Planck y el efecto fotoeléctrico. § El modelo sólo es válido para el hidrógeno e hidrogenoides (iones con un solo electrón). Para el resto el modelo ha de ser corregido (modelo de Sommerfeld-Wilson). § Las órbitas pueden ser circulares o elípticas, y no sólo circulares. § Incumple el principio de incertidumbre de Heisenberg, según el cual no pueden conocerse a la vez la posición y la velocidad del electrón.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig EL MODELO ATÓMICO MECANOCUÁNTICO Hipótesis de De Broglie (principio de dualidad onda-corpúsculo): las partículas elementales como el electrón pueden considerarse a la vez como corpúsculos y como ondas con una longitud de onda asociada. DEDUCCIÓN (Principio de dualidad onda-corpúsculo) λ = longitud de onda asociada (m) h = cte. de Planck = 6,62·10-34 J·s m = masa de la partícula (kg) v = velocidad (m/s) mv = p = cantidad de movimiento o momento lineal (kg·m·s-1) 𝝀= 𝒉 𝒎𝒗 Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927): es imposible conocer a la vez y con precisión la posición y la velocidad de las partículas elementales, como el electrón. DEDUCCIÓN (Principio de incertidumbre) ℎ ∆𝑥 · ∆(𝑚𝑣) ≥ 2𝜋 ∆x = error absoluto en la posición (m) ∆(mv) = error absoluto en la cantidad de movimiento o momento lineal (kg·m·s-1) h = cte. de Planck = 6,62·10-34 J·s El principio de incertidumbre se puede justificar a partir de las propiedades corpusculares y ondulatorias de las partículas: si se pretende determinar la posición de un electrón, y para ello se ilumina con un fotón de luz, éste golpea al electrón y le cede parte del impulso. Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Ecuación de ondas de Schrödinger: permite describir el movimiento ondulatorio de un electrón, el cual por moverse en torno a un núcleo puede considerarse ligado a él. Para que la ecuación tenga sentido físico han de imponerse una serie de restricciones conocidas como números cuánticos. Los orbitales atómicos son las soluciones de la ecuación de ondas aplicada a un átomo. Un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar un electrón con energía determinada. Se presenta mediante una nube de probabilidad o una superficie cerrada dentro de la cual hay una probabilidad mayor del 90% de encontrar al electrón. Un orbital atómico queda determinado por tres números cuánticos (n, l, m). NUMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS n 1, 2, 3… número cuántico principal tamaño y energía l 0… (n-1) número cuántico secundario, orbital o acimutal forma y subniveles de energía l = 0 orbital de tipo s forma esférica l = 1 orbital de tipo p forma bilobular l = 2 orbital de tipo d l = 3 orbital de tipo f m -l… …+l número cuántico magnético orientación en el espacio m s -1/2 ó +1/2 número cuántico spin sentido de giro del electrón Los orbitales atómicos de igual energía (igual n y l) se llaman orbitales degenerados, y sólo se diferencian en su orientación espacial. Número de orbitales Subnivel Nivel (n2) (2l+1) 1 1 Número de electrones Subnivel Nivel (2n2) [2(2l+1)] 2 2 Nivel de energía (n) Subnivel (l) Orientación (n) Nombre n = 1 l = 0 m = 0 1s l = 0 m = 0 2s 1 l = 1 m = 0, #1 2p (x, y ,z) 3 l = 0 m = 0 3s 1 l = 1 m = 0, #1 3p 3 l = 2 m = 0, #1, #2 3d 5 10 l = 0 m = 0 4s 1 2 l = 1 m = 0, #1 4p 3 l = 2 m = 0, #1, #2 4d 5 l = 3 m = 0, #1, #2, #3 4f 7 n = 2 n = 3 n = 4 4 2 6 8 2 9 16 6 6 10 18 32 14 La energía de los orbitales depende del nivel y del subnivel, y viene dada por la primera regla de Hund: el orden creciente de energía de los orbitales sigue el orden creciente del valor “n + l”. Para igual valor de la suma, el orbital de menor energía es el de menor valor de “n”.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Diagrama de Möller: es un método rápido para establecer el orden de llenado electrónico de los orbitales, que tiene lugar desde los de menor a los de mayor energía. Configuración electrónica: es la descripción abreviada de la situación de los electrones de un átomo. La más estable se consigue siguiendo estas reglas: § § § Principio de construcción de Aufbau: las configuraciones electrónicas más estables se obtienen situando a los electrones en los orbitales atómicos por orden creciente de energía, empezando por los más cercanos al núcleo. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones del mismo átomo no pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos. Como consecuencia, los orbitales se saturan con dos electrones que han de tener su spin opuesto (electrones apareados). Segunda regla de Hund o principio del máximo desapareamiento o de la máxima multiplicidad de spin: en orbitales degenerados, los electrones han de estar desapareados al máximo. Las configuraciones más estables son: § Gases nobles: último nivel completo. § Subnivel completo. § Máximo número de electrones desapareados.
Metales de transición Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig HIPÓTESIS DE PLANCK Los cuerpos emiten radiación electromagnética a cualquier temperatura, y si ésta aumenta la radiación emitida se hace más intensa y los cuerpos llegan a hacerse luminosos. A partir de entonces, si la temperatura sigue aumentando su color varía hacia tonos más blancos y azulados debido a que la radiación emitida es más rica en longitudes de onda cortas. Ley de Stefan-Boltzmann: la cantidad total de energía emitida, por unidad de tiempo y superficie, por un cuerpo negro es proporcional a la potencia cuarta de la temperatura absoluta. DEDUCCIÓN (Ley de Stefan-Boltzmann) 𝐸 = 𝜎𝑇 ! E = energía emitida por unidad de tiempo y superficie (J·s-1·m-2) σ = cte. de Stefan-Boltzmann = 5,67·10-8 J·s-1·m-2·K-4 T = temperatura absoluta (K) Ley de Wien: el producto de la longitud de onda máxima por la temperatura absoluta es constante. DEDUCCIÓN (Ley de Wien) 𝜆! 𝑇 = 2,897 · 10!! m·K λ = longitud de onda máxima (m) T = temperatura absoluta (K) Hipótesis de Planck: la energía emitida o absorbida no es continua sino en forma de cuantos (posteriormente llamados fotones), siendo la energía de un cuanto directamente proporcional a la frecuencia de la radiación. DEDUCCIÓN (Hipótesis de Planck) E = energía de un fotón (J) h = cte. de Planck = 6,62·10-34 J·s ν = frecuencia de la radiación (Hz ; s-1) c = velocidad de la luz (m/s) λ = longitud de onda asociada (m) 𝑬 = 𝒉𝝑 𝒄 = 𝝀𝝑 Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig EFECTO FOTOELÉCTRICO Consiste en la emisión de electrones cuando una superficie metálica (generalmente metales alcalinos) es iluminada por una radiación de frecuencia igual o superior a su frecuencia mínima, denominada frecuencia umbral. Si la radiación no transporta energía suficiente para extraer electrones de la superficie del metal nunca podrá producir efecto fotoeléctrico. La energía de los fotones incidentes se emplea, una parte, en extraer electrones de la superficie del metal, y la energía sobrante aparece como energía cinética de los electrones emitidos. DEDUCCIÓN (Efecto fotoeléctrico) 𝟏 𝑬 = 𝑾𝒆𝒙𝒕 + 𝑬𝒄 𝒉𝝑 = 𝒉𝝑𝟎 + 𝒎𝒗𝟐 𝟐 h = cte. de Planck = 6,62·10-34 J·s ν = frecuencia de la radiación (Hz ; s-1) ν = frecuencia umbral (Hz ; s-1) m = masa del electrón = 9,1·10-31 kg v = velocidad del electrón (m/s) Wext = trabajo de extracción o energía necesaria para arrancar el electrón (J) Las primeras observaciones del efecto fotoeléctrico se deben a H. Hertz y a J. J. Thomson, quienes efectuaron experimentos sobre recepción y emisión de electrones y sobre descargas eléctricas en tubos de vacío. Cuando la luz incide sobre un cátodo metálico (electrodo negativo de una pila), produce la emisión de electrones. Estos electrones llegan al ánodo (electrodo positivo) contribuyendo a la corriente que circula por el circuito. Si se invierte poco a poco la polaridad del ánodo, el potencial inverso creado disminuye el número de electrones que alcanza el ánodo y, por tanto, la corriente del circuito. La corriente llega a anularse cuando el producto de la carga del electrón por el potencial inverso (potencial de corte o de frenado) aplicado iguala la energía cinética de los electrones emitidos: 𝒆𝑽𝒓 = 𝑬𝒄 Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig ESPECTROS ATÓMICOS Y SALTOS ELECTRÓNICOS Espectros atómicos: constan de una serie de líneas recogidas sobre una placa fotográfica, las cuales están asociadas a las frecuencias de las radiaciones emitidas o absorbidas por los electrones de un átomo al cambiar su nivel de energía. § § El espectro de absorción es un conjunto de líneas negras correspondientes a las radiaciones absorbidas por los electrones. El espectro de emisión es un conjunto de líneas coloreadas correspondientes a las radiaciones emitidas por los electrones. Saltos electrónicos: si los electrones de un átomo reciben suficiente energía saltan de un nivel a otro de energía superior. Esta energía absorbida se emite en el salto contrario en forma de radiación electromagnética, y su frecuencia se calcula con la ecuación de Balmer. DEDUCCIÓN (Ecuación de Balmer) 𝟏 𝟏 𝟏 𝟏 𝝑 = 𝑹𝑯 𝟐 − 𝟐 𝑬 = 𝑹𝑯 𝟐 − 𝟐 𝒏𝟏 𝒏𝟐 𝒏𝟏 𝒏𝟐 ν = frecuencia de la radiación (Hz ; s-1) RH = cte. de Rydberg = 3,25·1015 Hz = 2,18·10-18 J = 1,09·107 m-1 n1 = número entero propio de la serie = 1, 2, 3,… n2 = número entero propio de cada línea de serie = 2, 3, 4,… 𝟏 𝟏 𝟏 = 𝑹𝑯 𝟐 − 𝟐 𝝀 𝒏𝟏 𝒏𝟐 SERIES DEL ESPECTRO DEL HIDRÓGENO Serie de Lyman (UV) n1 = 1 n2 1ª línea = 2 … Serie de Balmer (V) n1 = 2 n2 1ª línea = 3 … Serie de Paschen (IR) n1 = 3 n2 1ª línea = 4 … Serie de Brackett (IR) n1 = 4 n2 1ª línea = 5 … Serie de Pfund (IR) n1 = 5 n2 1ª línea = 6 … Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO Conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas. Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Física relativista POSTULADOS DE LA RELATIVIDAD RESTRINGIDA Fueron enunciados por A. Einstein en 1905. § Primer postulado: las leyes de la naturaleza deben tener la misma expresión en todos los sistemas de referencia inerciales. Como consecuencia, no es posible distinguir mediante experimentos físicos si un sistema está en movimiento o en reposo., ya que no existen sistemas de referencia absolutos. § Segundo postulado: la velocidad de la luz en el vacío es la misma para todos los observadores y es independiente del movimiento de la fuente luminosa que la emite. Cuando la velocidad es muy alta la masa aumenta, el tiempo se dilata y el espacio se contrae. Si la velocidad es igual a la velocidad de la luz la masa será infinita. DEDUCCIÓN 𝑚! 𝑡! 𝑚= 𝑡 = 𝑣! ! 𝑣! 𝐿 = 𝐿 1 − 𝑣 ! 1− ! 1− ! 𝑐! 𝑐 𝑐 m = masa relativista o de un objeto con velocidad (kg) m0 = masa en reposo (kg) v = velocidad (m/s) c = velocidad de la luz = 3·108 m/s t = tiempo relativista o de un objeto con velocidad (s) t0 = tiempo en reposo (s) L = longitud relativista o de un objeto con velocidad (m) L0 = longitud en reposo (m) DINÁMICA RELATIVISTA. EQUIVALENCIA MASA-ENERGÍA La energía que se desprende al desaparecer la masa (o la que se gana al aumentar la masa) es directamente proporcional al cuadrado de la velocidad de la luz. § Energía de un cuerpo en reposo: 𝑬𝟎 = 𝒎𝟎 𝒄𝟐 § Energía de un cuerpo a alta velocidad: 𝑬 = 𝒎𝒄𝟐 § Energía cinética relativista: 𝑬𝒄 = 𝑬 − 𝑬𝟎 = 𝒎𝒄𝟐 − 𝒎𝟎 𝒄𝟐 = (𝒎 − 𝒎𝟎 )𝒄𝟐 Principio de conservación de masa-energía: en la física clásica la masa y la energía se conservan por separado, mientras que en la física relativista se conserva el binomio masa-energía. Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 3. Ordenación periódica de los elementos Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 4. Enlace iónico Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 5. Enlace covalente Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 6. Termodinámica TERMODINÁMICA Todas las reacciones químicas implican un balance de materia y energía, ya que todas consisten en la rotura de los enlaces de los reactivos y en la formación de enlaces nuevos en los productos.
Las reacciones químicas se clasifican en endotérmicas (absorben calor) y exotérmicas (desprenden calor).
∆H 0 ; Reacción endotérmica ∆H 0 ; Reacción exotérmica Ecuaciones termoquímicas: son ecuaciones químicas ajustadas donde figura el calor de reacción y el estado físico de los reactivos y productos.
Sistema de signos “egoísta” Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Sistemas termodinámicos: conjunto de materia separada real o teóricamente del universo para su estudio.
Pueden ser:  Abiertos: intercambian materia y energía con el exterior.
 Cerrados: intercambian energía, pero no materia.
 Aislados: no intercambian ni materia ni energía (ej.: un termo).
 Homogéneos: constan de una sola fase.
 Heterogéneos: constan de dos o más fases.
*Fase: parte uniforme separada del resto por propiedades físicas definidas.
Variables termodinámicas o de estado: son propiedades que informan del estado de un sistema.
Pueden ser:  Extensivas: dependen de la masa total del sistema, por lo que no pueden definirse en cada punto (masa, volumen…).
 Intensivas, no dependen de la masa total, por lo que se pueden determinar en cada punto del sistema (presión, temperatura…).
Funciones de estado: su valor sólo depende de los estados inicial y final, y no de los procesos intermedios (energía interna, entalpía, entropía...).
o Energía interna (U): suma de todas las energías contenidas en el sistema.
En sistemas aislados se mantiene constante [Principio de conservación de la energía].
DEDUCCIÓN (Principio de conservación de la energía) ∆U = U2 - U1 = Q + W [Primer principio de la termodinámica] W = -p∆V QV = ∆U Qp = ∆H DEDUCCIÓN (Calor de reacción a v=cte.) Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig o Entalpía (H): calor intercambiado con el entorno, y puede ser de combustión (∆Hc) o de formación (∆Hf).
∆H = ∆U + p∆V = ∑∆Hf productos - ∑∆Hf reactivos = ∑Erotos - ∑Eformados Los elementos químicos a temperatura y presión normales (298K y 1atm) tienen una entalpía 0 en su forma más estable.
La entalpía de formación es la variación de energía que tiene lugar en la formación de un mol de un compuesto.
La entalpía de combustión es la variación de energía que tiene lugar en la combustión de un mol de un compuesto.
o Entropía (S): desorden de un sistema.
∆S = ∑∆Sproductos - ∑∆Sreactivos o Energía interna libre (A): energía que se comunica al exterior.
∆A = ∆U - T∆S o Entalpía libre de Gibbs (G): energía que se comunica al exterior cuando hay variación de volumen.
∆G = ∆H - T∆S = ∑∆Gproductos - ∑∆Greactivos Sólidos y líquidos: Gases: QV = Qp ; ∆U = ∆H Qp = QV + ∆nRT ; ∆H = ∆U + ∆nRT DEDUCCIÓN (Entalpía en los gases) Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Espontaneidad de un proceso:  Reacciones exotérmicas y con aumento del desorden (∆H < 0 ; ∆S > 0)  Reacciones exotérmicas y con aumento del orden (∆H < 0 ; ∆S < 0)  Reacciones endotérmicas y con aumento del desorden (∆H > 0 ; ∆S > 0)  Reacciones endotérmicas y con aumento del orden (∆H > 0 ; ∆S < 0) Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 7. Cinética Química VELOCIDAD DE REACCIÓN Magnitud positiva que representa la disminución de la concentración de los reactivos o el aumento de la concentración de los productos a lo largo de un intervalo de tiempo.
Se mide en mol·L-1·s-1.
Ley de la velocidad (reacciones homogéneas): vR = k [A]α [B]β v = velocidad de reacción (mol·L-1·s-1) k = cte. de velocidad (las unidades dependen de α y β). Es independiente de las concentraciones, pero su valor se modifica mucho con la temperatura. Corresponde a la velocidad cuando [A] y [B] = 1M α = orden parcial respecto de A β = orden parcial respecto de B α + β = orden total de la reacción (se tienen que deducir experimentalmente y no tienen por qué coincidir con los coeficientes estequiométricos) Ecuación de Arrhenius: k = cte. de velocidad A = factor preexponencial o de frecuencia e = 2,71… Ea = energía de activación (J) R = cte. de los gases (8,31 J/K·mol) T = temperatura absoluta (K) Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Factores de los que depende la velocidad de reacción:  Concentración: la velocidad de reacción aumenta con la concentración de los reactivos, ya que al haber mayor número de partículas presentes se produce un mayor número de choques. La velocidad suele ser mayor en el instante inicial, y va disminuyendo con el tiempo.
↑ [reactivos] ; ↑vR  Temperatura: la velocidad de reacción aumenta mucho al elevar la temperatura (∆T≈10oC; se duplica), ya que aumenta el número de choques y su eficacia.
↑T ; ↑vR  Energía de activación: la velocidad de reacción aumenta al disminuir la energía de activación.
↓Ea ; ↑k ; ↑vR  Catalizadores: son sustancias que modifican mucho la velocidad de una reacción, aumentándola o disminuyéndola, ya que afectan a la energía de activación. Los catalizadores no modifican ni la entalpía, ni la espontaneidad, ni la composición del equilibrio.
Catalizador (positivo) ; ↑vR Catalizador negativo o inhibidor ; ↓vR  Estado físico: la velocidad de reacción aumenta con el grado de división de los reactivos. En gases y líquidos la velocidad de reacción es máxima. En sólidos la velocidad aumenta si está firmemente dividido, ya que los choques ocurren en la superficie externa, y ésta aumenta con el grado de división.
Gases, líquidos y sólidos firmemente divididos ; ↑vR Sólidos ; ↓vR  Naturaleza de los reactivos: suelen ser rápidas las reacciones con sustancias iónicas en disolución, ya que no suponen reajustes de enlaces; y suelen ser lentas las reacciones con sustancias covalentes y orgánicas, donde se producen roturas y formaciones de varios enlaces.
Sustancias iónicas en disolución ; ↑vR Sustancias covalentes y orgánicas (excepto si son polvo) ; ↓vR Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Tipos de catalizadores:  Catálisis homogénea: el catalizador y los reactivos se encuentran en la misma fase (ej.: fabricación industrial del H2SO4).
 Catálisis heterogénea: el catalizador y los reactivos se encuentran en distinta fase. Suelen ser metales de transición con mucha superficie de contacto (níquel, platino…), los cuales adsorben reactivos gaseosos sobre su superficie produciendo un doble efecto: el aumento de la concentración sobre la superficie y el debilitamiento de los enlaces.
 Biocatalizadores o enzimas: catalizan procesos biológicos. Tienen un altísimo poder de catálisis y son altamente específicos.
MOLECULARIDAD Número de moléculas que intervienen en un choque, que hace progresar la reacción. Estos choques pueden ser entre las moléculas o con las paredes del recipiente, clasificándose en unimoleculares, bimoleculares, trimoleculares… Se aplica sólo a reacciones elementales, es decir, las que ocurren en un solo paso (R → P). Las reacciones con mecanismos complejos se pueden considerar formadas por un conjunto de reacciones elementales sucesivas.
Teoría de las colisiones: para que una reacción se produzca se han de romper los enlaces de los reactivos y formar enlaces nuevos en los productos, y para que esto suceda, las moléculas de los reactivos han de chocar. Estos choques han de tener energía suficiente para romper los enlaces de los reactivos y se tienen que producir con una orientación adecuada.
Energía de activación: energía mínima que necesitan los reactivos para alcanzar la barrera energética y formar el complejo activado. Éste es muy inestable por tener un alto contenido de energía, por lo que evoluciona rápidamente formando los productos.
Si la energía cinética es mayor que la energía de activación el choque será eficaz. Las reacciones exotérmicas continuarán por sí mismas, pero en las reacciones endotérmicas hay que suministrar energía a lo largo de todo el proceso.
En reacciones reversibles (R ↔ P) la entalpía puede calcularse según la ecuación: ∆H = Ead - Eai Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig MECANISMOS DE REACCIÓN Es el conjunto de pasos intermedios a través de los cuales transcurre una reacción química, ya que en general, éstas no ocurren como indica la ecuación estequiométrica global. En una reacción con varias etapas el perfil de la reacción tiene varias barreras energéticas, y la más elevada de ellas es el determinante, al igual que el proceso más lento determina la velocidad de la reacción.
 Mecanismos complejos (sustancias biomoleculares y reacciones elementales)  Mecanismos sencillos (sustancias iónicas) Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 8. Equilibrio Químico EQUILIBRIO QUÍMICO Velocidad de reacción: en las reacciones reversibles hay dos velocidades de reacción, una para la reacción directa y otra para la inversa, y se cumple que: La v1 disminuye con el tiempo al disminuir la concentración de los reactivos, y la v2 aumenta al aumentar la concentración de los productos. El equilibrio químico se establece cuando v1=v2: Constante de equilibrio [Ley de acción de masas, Gulberg y Waage]: su valor es independiente de las concentraciones iniciales de los reactivos y los productos, ¡sólo depende de la temperatura! Esta ley sólo es aplicable en disoluciones homogéneas o en gases a baja presión. En otros casos se ha de introducir el coeficiente de actividad (0 < μ < 1).
DEDUCCIÓN (Constante de equilibrio en función de las concentraciones) kc >>> 1 ; La concentración de los productos en el equilibrio es mucho mayor que la de los reactivos.
kc = 1 ; Las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio son iguales.
0 < kc <<< 1 ; La concentración de los reactivos en el equilibrio es mucho mayor que la de los productos.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Equilibrios gaseosos: Presión parcial: presión que ejercería un gas si él sólo ocupase todo el volumen de la mezcla.
DEDUCCIÓN (Presiones parciales) pi Vtotal = ni RT pi = [ i ]RT Ley de Dalton: pi = xi Ptotal Constante de equilibrio: DEDUCCIÓN (Constante de equilibrio en función de las presiones parciales) kp = kc (RT)∆n(gases) Equilibrios heterogéneos: en las reacciones de líquidos puros y sólidos, éstos no intervienen en las expresiones de las constantes de equilibrio por ser constante su concentración.
Cociente de reacción: informa sobre el estado de un sistema.
Q < kc ; Q = kc ; Q > kc ; Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Grado de disociación: número de moles que han reaccionado.
Ley del equilibrio móvil [Principio de Le Chatelier]: “cuando en un sistema en equilibrio se introduce un cambio en alguna de sus condiciones, el sistema evoluciona en el sentido en el que se contrarreste dicho cambio”.
 Concentraciones (adición o eliminación de R o P): un aumento de la concentración de R o una disminución de la concentración de P favorece la reacción directa, y viceversa.
↑[R] ó ↓[P] ; Reacción directa ↑[P] ó ↓[R] ; Reacción inversa  Temperatura: un aumento de la temperatura desplaza el equilibrio en el sentido en el que la reacción sea endotérmica, y viceversa.
↑T ; Reacción endotérmica (∆H>0) ↓T ; Reacción exotérmica (∆H 0)  Presión: un aumento de la presión desplaza el equilibrio en el sentido en el que se produzca una disminución del número de moles de gases.
↑P ; Reacción con disminución del número de moles de gases ↓P ; Reacción con aumento del número de moles de gases  Catalizadores: no afectan a la composición del equilibrio, pero acortan el tiempo necesario para alcanzarlo.
Isoterma de Van Hoff: relaciona la cte. de equilibrio y la energía libre de Gibbs.
∆G= - RT Lkp ∆G < 0 ; ↑kp ; ∆G = 0 ; kp = 1 ; ∆G > 0 ; ↓kp ; Síntesis industrial del amoniaco: obtenemos amoniaco a partir de los compuestos que lo forman: N2 (se obtiene por destilación fraccionada del aire) y H2 (se obtiene por reacción de CH4 y vapor de agua). La síntesis se realiza a temperaturas moderadamente altas (300oC), a presiones altas y con presencia de catalizadores: 2N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) La temperatura debe ser intermedia, ya que a temperaturas altas disminuye el rendimiento pero aumenta la velocidad de reacción; y a temperaturas bajas aumenta el rendimiento pero disminuye la velocidad.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 9. Reacciones ácido-base PARES CONJUGADOS ÁCIDO-BASE Son especies químicas que se diferencian en un protón. Cuando un ácido, HA, cede un protón, se forma A-, que actúa como base conjugada del ácido.
Las reacciones entre ácidos y bases dan lugar a dos pares conjugados ácido-base. La fortaleza de los pares es inversa, de modo que a un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil, y viceversa.
Anfolitos o anfóteros: son sustancias que actúan como ácidos o como bases dependiendo la sustancia a la que se enfrenten (ej.: agua, H2O/ bicarbonato, HCO3-).
Agua, H2O Bicarbonato, HCO3- Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Se mide mediante la cte. de equilibrio de ionización del agua.
 Acidez DEDUCCIÓN (Constante de acidez) pkA = -log kA  Basicidad DEDUCCIÓN (Constante de basicidad) pkB = -log kB Ácidos fuertes (ej.: H2SO4, ácido sulfúrico/ HNO3, ácido nítrico/ HCl, ácido clorhídrico):  Se disocian totalmente en agua (α ≈ 1)  Tienen ctes. de acidez no medibles (kB >>> 1)  Tienen una gran tendencia a ceder protones.
Ácidos débiles (ej.: CH3-COOH, ácido acético o etanoico/ HCN, ácido cianhídrico).
Bases fuertes (ej.: HIDRÓXIDOS: LiOH, NaOH, KOH, Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2):  Se disocian totalmente en agua (α ≈ 1)  Tienen ctes. de basicidad no medibles (kB >>> 1)  Tienen una gran tendencia a captar protones o a liberar iones hidróxido.
Bases débiles (ej.: AMONIACO y AMINAS: NH3, R-NH2).
Ácidos polipróticos: se disocian cediendo sus protones de uno en uno.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig ESCALA DEL pH: DISOCIACIÓN O IONIZACIÓN DEL AGUA Producto iónico o cte. de disociación del agua: producto de las concentraciones molares de los iones hidronio e hidróxido. Es constante para la misma temperatura.
DEDUCCIÓN (Producto iónico del agua) Kw = [H3O+][OH-] = 10-14 Concepto de pH: fue introducido por Sorensen (1909) para facilitar el cálculo de la acidez en las disoluciones.
pH = -log [H3O+] [H3O+] = 10-pH pH + pOH = 14 pOH = -log [OH-] [OH-] = 10-pOH PREDICCIÓN DE LAS REACCIONES ÁCIDO-BASE El equilibrio se desplaza en el sentido en el que el ácido más fuerte cede su protón.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig RELACIÓN ENTRE LA CONSTANTE DE UN ÁCIDO Y SU BASE CONJUGADA kA·kB = kw = 10-14 Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig HIDRÓLISIS Es la reacción de los iones de una sal disuelta con las moléculas del agua. Es inversa a la neutralización.
SAL + AGUA → ÁCIDO + BASE  Sal de ácido fuerte y base fuerte (ej.: NaCl ; HCl + NaOH / KNO3 ; HNO3 + KOH) Disolución neutra (pH = 7) → No hay hidrólisis  Sal de ácido fuerte y base débil (ej.: NH4Cl ; HCl + NH3 / NH4NO3 ; HNO3 + NH3) Disolución ácida (pH < 7)  Sal de ácido débil y base fuerte (ej.: CH3COONa ; CH3COOH + NaOH) Disolución básica (pH > 7)  Sal de ácido débil y base débil (ej.: CH3COONH4 ; CH3COOH + NH3) Disolución neutra, ácida o básica Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig NEUTRALIZACIÓN HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O 2HNO3 + Mg(OH)2 → Mg(NO3)2 + 2H2O H2SO4 + 2LiOH → Li2SO4 + 2H2O ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA HCl + KOH → KCl + H2O 2HBr + Ca(OH)2 → CaBr2 + 2H2O nA = nB → MAVA = MBVB HCl + NH3 → NH4Cl HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O VALORACIONES ÁCIDO-BASE Valorar una disolución es hallar su concentración, para lo que usaremos las reacciones de neutralización.
Valoración de un ácido fuerte: se toma un volumen perfectamente medido del ácido y se echa sobre un vaso junto a unas gotas del indicador (fenolftaleína). Con una bureta enrasada se añade gota a gota una disolución de concentración conocida de una base fuerte (disolución patrón), hasta que se produzca el cambio de color del indicador. Se cierra la bureta y se anota el volumen gastado.
 El salto del pH en las proximidades del punto de equivalencia es muy grande.
 El punto de equivalencia se produce a pH=7, ya que no hay hidrólisis.
 Como indicador se utiliza fenolftaleína, que vira a pH=9,4.
Valoración de una base fuerte: se utiliza como disolución patrón un ácido fuerte.
 El salto del pH en las proximidades del punto de equivalencia es muy grande.
 El punto de equivalencia se produce a pH=7, ya que no hay hidrólisis.
 Como indicador se utiliza fenolftaleína, que vira a pH=9,4.
Valoración de un ácido débil: se utiliza como disolución patrón una base fuerte.
 El salto del pH en las proximidades del punto de equivalencia es mucho menor.
 El punto de equivalencia se produce a pH>7, ya que hay hidrólisis básica.
 El indicador ha de virar en las proximidades del punto de equivalencia.
Valoración de una base débil: se utiliza como disolución patrón un ácido fuerte.
 El salto del pH en las proximidades del punto de equivalencia es mucho menor.
 El punto de equivalencia se produce a pH 7, ya que hay hidrólisis ácida.
 El indicador ha de virar en las proximidades del punto de equivalencia.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Indicadores ácido-base: son ácidos o bases débiles que presentan distinta coloración en zona ácida y en zona básica. El indicador se ha de seleccionar de forma que su pK sea próximo al punto de equivalencia de la valoración.
HIn + H2O → In- + H3O+; Ácida Básica B + H2O → BH+ + OH-; Básica Ácida ; color ácido ; pH = pKIn - 1 ; viraje ; pH pKIn ; color básico; pH = pKIn + 1 LLUVIA ÁCIDA Se debe a los ácidos (H2SO4, HNO3, H2CO3…) que se forman en la atmósfera a partir de los gases contaminantes que proceden generalmente de combustiones.
S + O2 → SO2; N2 + O2 → NO2 + NO; SO2 + O2 → SO3; NO + O2 → NO2; SO3 + H2O → H2SO4 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 CO2 + H2O → H2CO3 Efectos nocivos:  Deterioro de materiales de construcción [CaCO3 + H2CO3 → Ca (HCO3)2].
 Deterioro de libros y documentos.
 Disminución del pH, especialmente en ríos y lagos, lo que produce la muerte de peces y plantas.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig ÁCIDOS Y BASES DE INTERÉS INDUSTRIAL Propiedades físicas  Disolución acuosa de concentración máxima 38% en peso, soluble en agua.
HCl Ácido clorhídrico  El punto de fusión, el punto de ebullición y la densidad dependen de su concentración.
Propiedades químicas Síntesis y aplicaciones  Ácido muy fuerte, por lo que se  Obtención de emplea en la obtención de desinfectantes, PVC y otros ácidos.
teflón.
HCl + NaBrO2 → NaCl + HBrO2  Producto de limpieza (depuración de aguas).
 El HCl es también un gas irritante.
HNO3 Ácido nítrico  Disolución acuosa de  Ácido muy fuerte.
 Obtención de fertilizantes concentración máxima 68% y explosivos (nitroglicerina, en peso, muy soluble en agua.  Oxidante.
TNT), plásticos, tintes, HNO3+Mg→Mg(NO3)2+H2O+NO medicamentos…  El punto de fusión (-42˚C), el punto de ebullición (83˚C) y la  Producto de limpieza (agua densidad dependen de su fuerte).
concentración.
 Líquido incoloro, inodoro, denso y soluble en agua.
 Punto de fusión (10˚C) y punto de ebullición (300˚C).
H2SO4 Ácido sulfúrico  Ácido muy fuerte, por lo que se  Síntesis de otros ácidos emplea en la obtención de (nítrico y clorhídrico).
otros ácidos.
H2SO4 + NaCl → NaHSO4 + HCl  Obtención de fertilizantes, explosivos, plásticos,  Oxidante.
tintes, colorantes, H2SO4 + Cu→CuSO4+H2O+SO2 pinturas, detergentes…  Deshidratante.
H2SO4 + C12H22O11 → C + H2O…  En la industria metalúrgica, en la petroquímica…  Desprende hidrógeno al reaccionar con metales.
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2  Gas incoloro, de olor desagradable y muy soluble en agua.
 Punto de fusión (-77˚C) y punto de ebullición (-33˚C).
NH3 Amoniaco  Base débil. Reacciona con ácidos fuertes para dar sales amónicas.
NH3 + HCl → (NH4)Cl  Síntesis de otros ácidos (nítrico).
 Reductor, pasa a estados superiores oxidándose.
NH3 + O2 → N2 + H2O  Producto de limpieza (disolvente de grasas).
 Obtención de fertilizantes.
 En estado líquido se produce una reacción de autoiniciación.
NH3 → NH4+ + NH2 A altas temperaturas se descompone en sus elementos.
NH3 → N2 + H2 Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 10. Reacciones de precipitación SOLUBILIDAD Es la máxima cantidad de sustancia (soluto) capaz de disolverse en un volumen determinado de disolvente y formar una disolución saturada a una temperatura determinada. Es la concentración de una disolución saturada.
La solubilidad se da en muchas ocasiones en g/L, pero ha de manejarse en mol/L.
Tipos de disoluciones:  Concentradas: gran cantidad de soluto disuelto.
 Diluidas: escasa cantidad de soluto disuelto.
 Saturadas: máxima cantidad de soluto disuelto.
 Insaturadas: menor cantidad de soluto disuelto que una saturada.
 Sobresaturadas: mayor cantidad de soluto disuelto que una saturada. Son inestables y precipitan el exceso de sal disuelta.
Factores de los que depende la solubilidad:  La solubilidad aumenta con la temperatura, ya que el proceso de disolución es levemente endotérmico: ∆H > 0 (reacción endotérmica) ; ∆S > 0 → ∆G = ∆H-T∆S < 0 ↑Temperatura ; ↑Solubilidad  La solubilidad aumenta con un mayor número de cristales con iones pequeños y carga grande.
↑iones pequeños y con carga grande ; ↑Solubilidad  Efecto del ion común: la solubilidad de una sal disminuye cuando se añade otra sal soluble con un ion común.
Según el Principio de Le Chatelier, al aumentar la concentración del ion común el equilibrio se rompe y se desplaza en el sentido en el que disminuya la concentración de dicho ion, lo que hace que se desplace hacia la izquierda, precipitando sal y haciendo que disminuya la solubilidad.
↑ion común ; ↓Solubilidad La concentración de un ion común procedente de una sal insoluble es despreciable frente a la que procede de una soluble.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Proceso de disolución: es consecuencia de la interacción entre las moléculas del disolvente y los iones del soluto.
En la disolución de cualquier sal iónica existe un equilibrio heterogéneo entre la fase sólida sin disolver y los iones procedentes de la sal disuelta.
NaCl (s) + H2O AnBm (s) + H2O m+ nA n- (aq) + mB (aq) BaSO4 (s) + H2O Na+ (aq) + Cl- (aq) Ba2+ (aq) + SO42- (aq) AgCl (s) + H2O Ag+ (aq) + Cl- (aq) CaF2 (s) + H2O Ca2+ (aq) + 2F- (aq) Las sustancias iónicas y polares se disuelven en disolventes polares (agua); y las sustancias apolares, en disolventes apolares (CCl4, CH3-CH2-O- CH2- CH3; éter, C6H6; benceno, gasolina). *“SEMEJANTE DISUELVE A SEMEJANTE”+ Los sólidos iónicos se disuelven en agua en mayor o menor medida dependiendo entre otros factores de su energía reticular.
Producto de solubilidad: es la constante del equilibrio de solubilidad de una sal poco soluble, es decir, es el producto de las concentraciones molares de sus iones en el equilibrio elevadas a sus coeficientes en la ecuación de la disolución. [NO SE MIDE PARA SALES MUY SOLUBLES] NaCl (s) + H2O BaSO4 (s) + H2O AgCl (s) + H2O CaF2 (s) + H2O Na+ (aq) + Cl- (aq) ; Ks = [Na+][Cl-] eq Ba2+ (aq) + SO42- (aq) ; Ks = [Ba2+][SO42-] Ag+ (aq) + Cl- (aq) ; Ks = [Ag+][Cl-] - 2 Ca2+ (aq) + 2F- (aq) ; Ks = [Ca2+][F ] eq Ks = [Am+]n[Bn-]m eq eq eq El valor de Ks de una sal no se ve alterado por la presencia de otras sustancias, y sólo depende de la temperatura.
La solubilidad de una sal depende del producto de solubilidad, Ks, pero también del número de iones en los que se disocie dicha sal. De dos sales con el mismo valor de Ks, la que se disocie en menos iones tiene una solubilidad más pequeña.
Relación entre el producto de solubilidad y la solubilidad molar: Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Cociente de reacción: es el producto de las concentraciones molares de los iones procedentes de una sal elevados a su coeficiente en la ecuación de la disolución.
Qs = [Am+]n[Bn-]m Qs Ks Disolución insaturada (admite más soluto disuelto) Qs Ks Disolución saturada Qs Ks Disolución sobresaturada (precipita la sal hasta que la disolución está saturada) Para decidir si se forma o no precipitado, se calcula Qs y se compara con Ks.
Disolución de una sal insoluble (Ks << 1): consiste en retirar del equilibrio de solubilidad alguno de los iones originados al disolverse la sal, con lo que el equilibrio se desplazará en el sentido en el que los iones se repongan.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 11. Reacciones redox y electroquímica REACCIÓN REDOX Proceso simultáneo de oxidación y reducción.
Oxidación: proceso en el que una sustancia gana oxígenos, pierde hidrógenos, pierde electrones o aumenta su número de oxidación.
Reducción: proceso en el que una sustancia pierde oxígenos, gana hidrógenos, gana electrones o disminuye su número de oxidación.
Oxidante: sustancia capaz de perder oxígenos o ganar electrones (reducción).
MnO4- ; permanganato ; tetraoxomanganato (VII) Cr2O72- ; dicromato; heptaoxodicromato (VI) CrO42- H2O2 ; agua oxigenada ; peróxido de hidrógeno ; dióxido de dihidrógeno ; cromato ; tetraoxocromato (VI) SO42- ; sulfato ; tetraoxosulfato (VI) NO3- ; nitrato; trioxonitrato (V) O3 ; ozono ; trioxígeno HALÓGENOS (F2, Cl2, Br2, I2…) O2 ; oxígeno ; dioxígeno Reductor: sustancia capaz de ganar oxígenos o perder electrones (oxidación).
METALES (Li, Na, K…) HIDRUROS (NaH, CaH2, H2S, NH3…) Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Número o estado de oxidación: es un número positivo o negativo que indica la carga eléctrica real (sustancias iónicas) o formal (sustancias covalentes) que sustenta cada uno de los átomos que forman parte de una molécula o de un ion, es decir, indica la carga que tendría un átomo si todos los electrones de los enlaces que forma perteneciesen sólo al átomo más electronegativo.
El cambio en los números de oxidación permiten detectar las reacciones redox.
    El número de oxidación de los elementos libres no combinados es cero.
El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en peróxidos (-1) y en OF2 (+2).
El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en hidruros metálicos (-1).
El número de oxidación de los metales es positivo y coincide con su valencia iónica: o o o o +1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ; Ag +2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Rd ; Zn, Cd +3: Al +1,+2: Cu, Hg o +1,+3: Au o +2,+3: Fe, Co, Ni o +2,+4: Pb, Sn, Pt  El número de oxidación de los no metales es el que hace que la carga total sea nula en las moléculas e igual a la carga del ion en los iones: o -1: haluros (F, Cl, Br, I) o -2: sulfuros (S)  El número de oxidación del resto de elementos suele coincidir con su covalencia positiva.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Ajuste de reacciones redox; método del ion-electrón: En medio ácido-neutro:  Se asigna a cada uno de los elementos su número de oxidación.
 Se separan en dos semireacciones las moléculas o iones donde se encuentran los elementos que han cambiado su número de oxidación.
 Cada una de las semireacciones se ajusta respecto del elemento que ha cambiado su número de oxidación; respecto del oxígeno, añadiendo agua donde sea necesario; respecto del hidrógeno, añadiendo protones; y respecto de la carga, añadiendo electrones.
 Se iguala el número de electrones en las dos semireacciones.
 Se suman las dos semireacciones obteniéndose la reacción redox.
 Se halla la reacción molecular completa, ajustando si es necesario los elementos que no han cambiado su número de oxidación.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig En medio básico (se reconoce por la presencia de hidróxidos):  ...
 Cada una de las semireacciones se ajusta respecto del elemento que ha cambiado su número de oxidación; respecto del oxígeno, añadiendo agua en el miembro en el que sobren oxígenos; respecto del hidrógeno y del oxígeno, añadiendo iones hidróxido donde sea necesario; y respecto de la carga, añadiendo electrones.
 … Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Pares redox:  Están formados por un oxidante y su forma reducida y por el reductor y su forma oxidada.
 Se escriben siempre en el sentido en el que se produce la reducción.
 En ellos la fortaleza es inversa, de manera que a un oxidante fuerte le corresponde un reductor conjugado débil y viceversa.
 El carácter oxidante o reductor se mide con el potencial de electrodo.
Valoraciones redox: suelen ser fuertemente coloreadas, con cambios bruscos de color, por lo que generalmente no necesitan indicadores.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig ELECTROQUÍMICA Procesos electroquímicos: consisten en la transferencia de electrones entre los oxidantes y los reductores.
Uno de los procesos consiste en producir corriente eléctrica continua por transformación de energía química en las reacciones redox espontáneas (pilas galvánicas o voltaicas).
Pilas galvánicas o voltaicas: están formadas por dos disoluciones (Cu(NO3)2 y AgNo3), separadas por un puente de vidrio relleno de un electrolito ajeno a las disoluciones (KCl). En cada disolución se introduce una barra metálica, llamadas electrodos, unidas entre sí por conductores metálicos.
En el electrodo negativo (ánodo; Cu) ocurre la oxidación y en el electrodo positivo (cátodo; Ag), la reducción.
Los electrones liberados por el Cu recorren el circuito eléctrico exterior, originando corriente eléctrica continua.
Para mantener la neutralidad eléctrica de las disoluciones, han de circular al mismo tiempo y en sentido opuesto, los iones del puente salino (en el ánodo aparecen iones Cu2+ y acuden iones Cl-, y en el cátodo desaparecen iones Ag+ y acuden iones K+).
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Otros tipos de pilas: Pilas de botón (de mercurio o de óxido de plata): Pilas secas: Pilas alcalinas: Acumuladores de plomo (batería de los coches): Acumuladores de níquel y cadmio (pilas recargables): Electrodo normal de hidrógeno: consta de un electrodo de platino sumergido en una disolución 1M de iones H+ y sobre el que se burbujea hidrógeno a 1atm.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Potencial de electrodo o de semipila, o potencial normal de reducción: es una medida de la tendencia a que se produzca la reducción: Eo < 0 ; Reductores (la oxidación es espontánea) Eo = 0 ; (2H+ + 2e- → H2) Eo > 0 ; Oxidantes (la reducción es espontánea) Para medir el potencial de un electrodo se combina con el electrodo normal de hidrógeno formando una pila, y la fuerza electromotriz inducida en la pila dará el valor numérico del potencial. El signo será positivo o negativo dependiendo de si el electrodo hace de electrodo positivo o negativo, respectivamente.
En la serie electroquímica de tensiones se encuentran ordenados los potenciales normales de reducción desde los más negativos (mejores reductores) hasta los más positivos (mejores oxidantes), estando en el centro el potencial normal del H2.
Potencial de pila: para medir el potencial de una pila se escriben las semireacciones de electrodo y los potenciales de electrodo con su signo correspondiente. La fuerza electromotriz de la pila es la suma de ambos potenciales.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Espontaneidad de una reacción redox: una reacción redox es espontánea si tiene un potencial total positivo (Eo>0), por lo que podría aprovecharse para formar una pila.
Ecuación de Nerst: en general, el potencial o fuerza electromotriz de una reacción depende además, de la concentración (o de la presión en gases) y de la temperatura.
DEDUCCIÓN (Ecuación de Nerst) E = potencial (V) Eo = potencial normal (V) R = 8,31 J·K-1·mol-1 T = temperatura absoluta (K) n = número de moles F (Faraday) = 96485 C/mol de eQ = cociente de reacción (si Q=Kc ; equilibrio ; E=0) Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Electrólisis: es la producción de una reacción redox no espontánea, mediante el consumo de corriente eléctrica continua (con una fuerza electromotriz adecuada) que circula a través de un electrolito fundido o disuelto (con los iones dispersos).
El recipiente donde se realiza se llama cuba electrolítica. El circuito eléctrico consta de un generador de corriente eléctrica (pilas, acumuladores…) y de conductores metálicos que acaban en electrodos introducidos en la disolución.
[¡Signo contrario a las pilas!] En el electrodo negativo (cátodo; Na) ocurre la reducción y en el electrodo positivo (ánodo; Cl2), la oxidación.
Aplicaciones:     Obtención de elementos muy puros (Fe, Al, Cu, Na…).
Recubrimiento de metales (con Au, Ag, Cu, Cr…; el metal hace de cátodo).
Purificación de metales.
Acumuladores eléctricos (acumuladores de plomo o de níquel y cadmio).
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Leyes de Faraday:  La cantidad de sustancia producida en la electrólisis es directamente proporcional a la intensidad de corriente y al tiempo que circula, es decir, a la carga eléctrica:  Para una misma carga eléctrica la cantidad producida es directamente proporcional al equivalente-gramo de la sustancia (Eq = mol/nº de e-).
 La cantidad de electricidad necesaria para obtener un equivalente-gramo es un Faraday (1F = 96500 C).
Corrosión de metales (hierro): es un proceso electroquímico que requiere agua y oxígeno.
En el ánodo se produce la oxidación (Fe → Fe2+ + 2e-); y en el cátodo la reducción (O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O).
El Fe2+ se oxida a lo largo del proceso a Fe3+ y se deposita en forma de orín o herrumbre.
La corrosión se puede evitar mediante recubrimiento y aislamiento con pinturas u otros metales como Zn o Sn.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig 12. Química orgánica o del carbono TIPOS DE FÓRMULAS ORGÁNICAS TIPOS DE FÓRMULAS ORGÁNICAS Empíricas: indican la proporción entre el número de átomos de cada elemento que hay en la molécula.
Moleculares: indican el número de átomos de cada elemento que forman la molécula.
Es un múltiplo de la fórmula empírica.
Semidesarrolladas o estructurales: indican la estructura de la molécula.
Desarrolladas: especifican todos los enlaces existentes.
Tridimensionales o espaciales: indican la forma y disposición de los enlaces en el espacio.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig ESTRUCTURA E HIBRIDACIÓN DE LOS ENLACES C-C El carbono sólo forma enlaces covalentes y es tetravalente (forma cuatro enlaces covalentes), porque tiene cuatro electrones en su última capa.
Enlace simple Hibridación 3 Enlace doble Enlace triple 2 sp sp sp Tetraédrica Trigonal plana Lineal Tipo de enlaces σ Libre rotación en torno al enlace σ σyπ No hay rotación (pero es posible una isomería cis-trans) σ y 2π No hay rotación Reactividad Poca reactividad (debido a los enlaces σ) Atacable por reactivos electrófilos (debido a los enlaces π) Atacable por reactivos electrófilos (debido a los enlaces π) Si el terminal es H, será un ácido Geometría molecular Grupos funcionales: agrupaciones características de átomos que determinan la reactividad de una molécula.
Funciones orgánicas: compuestos con el mismo grupo funcional que se diferencian en el esqueleto hidrocarbonado.
ácidos > esteres > amidas > aldehídos > cetonas > alcoholes > aminas > éteres Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig ISOMERÍA Compuestos orgánicos con igual fórmula molecular y distinta fórmula estructural que tienen propiedades físicas y químicas diferentes.
Constitucional (plana) De cadena: distinta cadena.
De posición: igual grupo funcional situado en distinta posición.
De función: distinto grupo funcional.
Estereoisomería (del espacio) Geométrica (cis-trans): se da en hidrocarburos con dobles enlaces. Los compuestos “cis-“ tienen los dos sustituyentes iguales en el mismo lado del doble enlace; y los compuestos “trans-“ en lados opuestos.
Óptica (enantiomería): se da en hidrocarburos con carbonos aritméticos (con cuatro sustituyentes distintos).
Son moléculas quirales, es decir, con simetría respecto de un plano; y no superponibles.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig TIPOS DE REACCIONES ORGÁNICAS Sustitución : un átomo o grupo de átomos sustituye o desplaza a uno de los sustituyentes del carbono.
Radicálica: Nucleófila: Electrófila: Adición: es inversa a la eliminación y consiste en añadir una pequeña molécula a otra mayor que contenga un enlace múltiple, disminuyendo consigo el orden del enlace. Si la adición es de agua se llama hidratación.
“Regla de Markownikoff”: el hidrógeno del reactivo se añade preferentemente al carbono del doble enlace más hidrogenado.
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Eliminación: es inversa a la adición y consiste en la pérdida de una pequeña molécula dentro de otra mayor, formándose simultáneamente un enlace múltiple. Si la eliminación es de agua se llama deshidratación.
“Regla de Saytzeff”: se forma preferentemente el alqueno más sustituido.
Redox: Oxidación: de alquenos, aldehídos, alcoholes… Si la oxidación es completa se llama combustión completa, y da lugar a dióxido de carbono y agua.
Reducción: de alquenos y alquinos sobre todo.
Síntesis: puede ser total, a partir de los elementos; o parcial, por transformación de otras sustancias.
Esterificación: eliminación intramolecular entre dos o más moléculas grandes. Si es de agua se llama condensación.
ÁCIDO + ALCOHOL → ÉSTER + AGUA Polimerización: formación de macromoléculas por la unión sucesiva de pequeñas unidades, denominadas monómeros. El grupo de átomos que se repite a lo largo de la estructura se llama unidad recurrente (entre 50 y 50.000 veces).
Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig HIDROCARBUROS CxHy Alifáticos: pueden ser de cadena abierta, o alicíclicos (cadena cerrada: cicloalcanos, cicloalquenos, cicloalquinos).
Alcanos (parafinas o hidrocarburos saturados).
Estructura: enlaces simples.
Isomería: de cadena.
CnH2n+2 -ano Reactividad: poco reactivos.
Reacción de sustitución radicálica (halogenación): a altas temperaturas y en presencia de luz.
Reacción de oxidación (combustión total).
Nomenclatura: metano etano propano butano pentano metilpropano (isobutano) 2,3-dimetilbutano 2,2-dimetilpropano 2,3-dimetilpentano ciclobutano Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Alquenos: tiene al menos un enlace doble.
Estructura: algún enlace doble.
CnH2n Isomería: de posición y cis-trans.
-eno Reactividad: reactivos.
Reacción de adición (de halógenos): origina derivados halogenados.
Reacción de adición (de haluros de hidrógeno): origina derivados halogenados.
Reacción de adición (hidratación): origina alcoholes.
Reacción de adición (hidrogenación): se produce una reducción, originando alcanos.
Reacción de oxidación (suave): origina polialcoholes añadiendo MnO4-.
Reacción de oxidación (moderada): se rompen los dobles enlaces y origina aldehídos o cetonas añadiendo O3 y Zn.
Reacción de oxidación (fuerte): se rompen los dobles enlaces y origina ácidos añadiendo O3.
Reacción de oxidación (combustión total).
Nomenclatura: eteno (etileno) propeno 1-buteno 2-buteno 1,3-pentadieno 1,3,6-octatrieno 1,4ciclohexadieno 1,3ciclohexadieno Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Alquinos: tienen al menos un enlace triple.
Estructura: un enlace triple.
CnH2n-2 Isomería: de cadena y de posición.
-ino Reactividad: muy reactivos.
Reacción de adición (de haluros de hidrógeno): origina derivados halogenados.
Reacción de adición (hidratación): origina aldehídos o cetonas.
Reacción de adición (hidrogenación): se produce una reducción, originando alquenos y después alcanos.
Reacción de oxidación (combustión total).
Nomenclatura: etino (acetileno) 1-butino 2-butino 1-penten-3-ino 1-penten-4-ino 3-penten-4-ino 1,4-hexadiino Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer Mikel Goig Aromáticos: cíclicos con enlaces dobles alternados.
Benceno (C6H6) y sus derivados.
Estructura: fórmulas resonantes de Kekulé.
1,2 → orto- → o- 1,3 → meta- → m1,4 → para- → p- Reacción de sustitución electrófila (halogenación): Reacción de sustitución electrófila (nitración, HNO3): Reacción de sustitución electrófila (sulfonación, H2SO4): Reacción de sustitución electrófila (alquilación, derivados halogenados): Reacción de adición electrófila (de halógenos): es muy difícil que se origine, ya que se rompería la aromaticidad.
Reacción de adición electrófila (hidrogenación): es muy difícil que se origine, ya que se rompería la aromaticidad.
Nomenclatura: benceno metilbenceno (tolueno) naftaleno bifenilo Si necesitas más apuntes puedes encontrarlos en unybook.com buscando el usuario mgoigfer ...