1. Combinación binaria:
Compuestos químicos formados por la unión de dos tipos de
átomos diferentes. En química inorgánica son combinaciones binarias los
hidruros, los haluros, los óxidos, los peróxidos y las sales binarias.
Por ejemplo, es una combinación binaria el óxido de sodio: Na2O o el amoniaco: NH3
2. Combinación ternaria:
Compuestos químicos formados cuando se unen tres tipos de
átomos diferentes. En química inorgánica son combinaciones ternarias los
hidróxidos, los oxoácidos y las oxisales.
Son ejemplos de combinaciones ternarias el hidróxido de magnesio: Mg(OH)2 o el ácido sulfuroso: H2SO3
3. Combinación cuaternaria:
Compuestos químicos formados cuando se unen cuatro tipos de
átomos diferentes. En química inorgánica son combinaciones cuaternarias las
sales ácidas.
Son compuestos cuaternarios el hidrogenosulfato de sodio:
4. Hidruros:
Combinaciones binarias entre el hidrógeno y un metal (en el
caso de los hidruros metálicos, cuya fórmula general es MHm) o entre
el hidrógeno y un no metal (si el elemento no metálico es de los grupos 13, 14
o 15 hablamos de hidruros volátiles, cuya fórmula general es XHn;
y si el elemento no metálico es de los grupos 16 o 17 hablamos de haluros de
hidrógeno, cuya fórmula general es HmX).
Por ejemplo, es un hidruro metálico el hidruro de magnesio:
5. Óxidos:
Combinaciones binarias entre el oxígeno y un átomo metálico
(en el caso de los óxidos metálicos, con fórmula general MmOn)
o entre el oxígeno y un átomo no metálico (en el caso de los óxidos no
metálicos, con fórmula general XmOn).
Son ejemplos de óxidos el óxido de calcio: CaO, o el óxido de hierro (III):
6. Peróxidos:
Combinaciones binarias entre un átomo cualquiera y la
partícula O2 que es irreducible. Tienen como fórmula general Xm(O2)n.
Uno de los peróxidos más importantes es el peróxido de
hidrógeno o agua oxigenada, con fórmula H2O2.
7. Sales binarias:
Combinaciones binarias entre dos elementos que no sean
hidrógeno ni oxígeno. Tienen como fórmula general AmBn
donde B es un no metal y A es un metal.
Son sales binarias el cloruro de sodio: NaCl o el sulfuro de litio:
8. Hidróxidos:
Combinaciones ternarias entre un metal, oxígeno e hidrógeno
que cumplen la fórmula general M(OH)x , coincidiendo el valor de x
con la valencia con la que actúa el metal en el hidróxido. Son compuestos con
características básicas.
Algunos ejemplos de hidróxidos son el hidróxido de sodio (llamado comúnmente sosa): NaOH o el hidróxido de magnesio: Mg(OH)2
9. Oxoácidos:
Combinaciones ternarias entre un átomo metálico o no metálico, el hidrógeno y
el oxígeno, que tienen como fórmula general HmXnOp. La nomenclatura más utilizada para estos oxoácidos es la nomenclatura tradicional (prefijos y
sufijos según la valencia del átomo central).
Son ejemplos de oxoácidos el ácido hipocloroso: HClO, o el ácido nítrico:
10. Oxisales:
Combinaciones ternarias formadas por un catión y un anión.
Se obtienen sustituyendo en un oxoácido todos los protones por átomos
metálicos. Tienen como fórmula general MmXmOp.
Son ejemplos de oxisales el carbonato de sodio:
11. Sales ácidas:
Combinaciones cuaternarias formadas por un anión y un
catión. Se obtienen sustituyendo parcialmente los protones de un oxoácido por
átomos metálicos. Tienen como fórmula general MmHnXpOq.
Son compuestos con carácter ácido en disolución acuosa.
Son sales ácidas el hidrogenocarbonato de calcio:
1. Grupo funcional:
Átomo o conjunto de átomos unidos a una cadena de carbonos,
que aportan a la molécula unas propiedades químicas y una reactividad
determinada. Son grupos funcionales el grupo alcohol, el éter, la cetona, el aldehído,
el éster, la amida, la amina o el ácido carboxílico.
2. Serie homóloga:
Grupo de compuestos con el mismo grupo funcional donde cada compuesto se diferencia del anterior y del posterior por la presencia de un CH2 más o de un CH2 menos respectivamente.
Por ejemplo, el propano, el butano y el pentano son tres alcanos que formarían
una serie homóloga:
3. Hidrocarburos:
Son un grupo de compuestos químicos orgánicos que contienen
principalmente carbono e hidrógeno. Son los compuestos orgánicos más simples y de ellos derivan el resto de compuestos orgánicos.
Los hidrocarburos pueden ser alcanos (hidrocarburos
saturados, con todos sus enlaces simples entre carbonos), alquenos
(hidrocarburos insaturados con al menos un doble enlace entre carbonos),
alquinos (hidrocarburos insaturados con al menos un triple enlace entre
carbonos), hidrocarburos cíclicos, aromáticos, pueden contener halógenos, grupos oxigenados…
4. Alcoholes:
Compuestos orgánicos oxigenados que contienen como grupo
funcional el grupo hidroxilo (-OH). Cuando el alcohol es es grupo funcional
principal de la molécula la terminación para la nomenclatura es -ol. Si el
alcohol es un sustituyente se nombra con el prefijo hidroxi-.
5. Éter:
Compuestos orgánicos oxigenados que contienen como grupo
funcional el grupo éter (-O-) donde el oxígeno se une a dos radicales variables
(cadenas hidrocarbonadas). Se nombran poniendo los nombres de los radicales en
orden alfabético y terminando en -éter.
6. Aldehído:
Compuestos orgánicos oxigenados que contienen como grupo
funcional el grupo aldehído (-CHO) en uno de los carbonos terminales de la
cadena.
Cuando el aldehído es el grupo funcional principal, se
utiliza la terminación -al en la nomenclatura, mientras que si es un
sustituyente se utiliza el prefijo formil-.
7. Cetona:
Compuestos orgánicos oxigenados que contienen como grupo
funcional el grupo cetona (-CO) en uno de los carbonos interiores de la cadena.
Cuando la cetona es el grupo funcional principal, se utiliza la terminación -ona en la nomenclatura, mientras que si es un sustituyente se utiliza el prefijo oxo-.
8. Éster:
Compuestos orgánicos oxigenados que contienen como grupo
funcional el grupo éster (-COO-)
Cuando el éster es el grupo funcional principal, se utiliza
la terminación -oato para la cadena principal (R) y la terminación -ilo para la
cadena secundaria o sustituyente (R´).
9. Ácido carboxílico:
Compuestos orgánicos oxigenados que contienen como grupo
funcional el grupo ácido carboxílico o carboxilo (-COOH).
Los ácidos carboxílicos se nombran comenzando con la palabra
ácido, seguido del nombre de la cadena de carbonos correspondiente terminada en
-oico.
10. Amina:
Compuestos orgánicos nitrogenados que contienen como grupo
funcional el grupo amina (-NH2). Estas aminas pueden ser primarias
(cuando el nitrógeno solamente está unido a una cadena de carbonos, -NH2),
secundarias (si el nitrógeno está unido a dos cadenas de carbonos, -NHR) o
terciarias (si el nitrógeno está unido a tres cadenas de carbonos, -NR1R2).
Cuando la amina es el grupo funcional principal se nombran
utilizando la terminación -amina, y si el grupo amina es un sustituyente se
utiliza el prefijo amino-.
11. Amida:
Compuestos orgánicos nitrogenados que contienen como grupo
funcional el grupo amida (-CONH2). Estas amidas pueden ser primarias
(cuando el nitrógeno solamente está unido a una cadena de carbonos, -CONH2),
secundarias (si el nitrógeno está unido a dos cadenas de carbonos, -CONHR) o
terciarias (si el nitrógeno está unido a tres cadenas de carbonos, -CONR1R2).
Cuando la amida es el grupo funcional principal se nombran
utilizando la terminación -amida.
1. Número atómico:
El número atómico (Z) indica el número de protones que tiene
un elemento en su núcleo. También indica el número de electrones del elemento
en el caso de que se trate de un átomo neutro y no de un ion.
2. Número másico:
El número másico (A) indica el número de protones y de
neutrones que tiene un elemento en su núcleo.
3. Orbital:
Región del espacio donde existe una alta probabilidad de
encontrar al electrón. Una combinación de tres números cuánticos (n, l, m)
describen a un orbital determinado en un átomo y una combinación de cuatro
números cuánticos (n, l, m, s) describen al electrón o a los electrones que lo
ocupan.
4. Números cuánticos:
Son las soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger que describen un orbital en un átomo (n, l, m) o un electrón en un orbital (n, l, m, s). Hay 4 números cuánticos distintos:
1) Número cuántico principal, n: indica la capa o nivel de energía. Toma valores enteros y positivos (n = 1, 2, 3, 4…)
2) Número cuántico secundario, l: indica el subnivel energético y el tipo de orbital. Toma valores desde 0 hasta n-1.
3) Número cuántico magnético, m: indica la disposición espacial del orbital. Toma valores desde -l hasta +l.
4) Número cuántico de espín, s: indica el sentido de giro del electrón. Toma valor +1/2 o -1/2.
5. Principio de exclusión de Pauli:
El principio de exclusión de Pauli establece que: “no pueden existir en un mismo átomo dos electrones con los
valores de los cuatro números cuánticos iguales”. Esto implica que en cada
orbital solo puede haber 2 electrones como máximo y que estos deben tener
espines opuestos (deben estar apareados).
6. Principio de máxima multiplicidad de Hund:
“Cuando en un subnivel energético hay varios orbitales
disponibles, los electrones tienden a ocupar primero el máximo número de orbitales
con espines paralelos”. Esto implica que primero debemos colocar los electrones
ocupando todos los orbitales en paralelo, y después se completan con electrones
con el espín opuesto hasta completar el subnivel.
7. Configuración electrónica:
Distribución de los electrones en los orbitales de un átomo
siguiendo el orden de llenado que indica el diagrama de Möeller (los orbitales
se ocupan en orden creciente de energía, puesto que el orbital con menor
energía es el más estable).
Hay tres tipos de configuraciones electrónicas:
1) Configuración fundamental: sigue el orden de llenado del diagrama de Möeller.
2) Configuración excitada: algún electrón se encuentra en un orbital que no le corresponde según el orden de llenado del diagrama de Möeller. Esto ocurre porque el electrón absorbe suficiente energía para saltar a otra capa más externa del átomo.
3) Configuración prohibida: algún electrón se encuentra
en un orbital inexistente (por ejemplo en un orbital 2d), o se encuentra excediendo la capacidad máxima de un
orbital (habiendo 3 electrones en un orbital s, por ejemplo).
Si quieres saber más sobre configuraciones electrónicas y la información que podemos sacar de ella sobre los elementos, pincha en el siguiente vídeo para ver la explicación 🧪💪🏼
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8. Tabla periódica:
La tabla periódica recoge todos los elementos químicos ordenados según su número atómico. Está organizada en grupos (cada una de las 18 columnas) y en periodos (cada una de las 7 filas). Dentro de cada grupo se encuentran elementos con características y comportamiento similar. Los grupos de la tabla periódica son:
* Grupo 1: metales alcalinos
* Grupo 2: metales alcalinotérreos
* Grupos del 3 al 12: metales de transición
* Grupo 13: Boroideos
* Grupo 14: Carbonoideos
* Grupo 15: Nitrogenoideos
* Grupo 16: Anfígenos
* Grupo 17: Halógenos
* Grupo 18: Gases nobles
Si quieres aprenderte los elementos fundamentales de la tabla periódica y sus valencias en pocos minutos pincha en el siguiente vídeo ⚛️💪🏼
9. Ion:
Molécula o átomo que presenta carga positiva o negativa. Dependiendo de cómo sea su carga puede ser:
* Catión: presenta carga positiva por déficit de electrones (por ejemplo el catión Na+ o el ion Mg2+).
* Anión: presenta carga negativa por tener electrones de más (por ejemplo el anión Cl- o el anión SO42-).
10. Radio atómico:
Es la mitad de la distancia entre núcleos de dos átomos
adyacentes iguales que forman un compuesto. En una molécula covalente formada
por átomos distintos puede definirse como la distancia desde el núcleo hasta el
electrón más externo de ese átomo.
En el sistema periódico, el radio aumenta a medida que
bajamos en un grupo (porque aumenta el número de niveles energéticos ocupados
con electrones) y a medida que nos dirigimos a la izquierda en un periodo
(porque disminuye la carga nuclear efectiva y los electrones están menos
fuertemente atraídos por el núcleo haciendo que se alejen un poco más de este).
11. Energía de ionización o potencial de ionización:
Energía mínima necesaria para arrancar el electrón más
externo de un átomo que se encuentra en su estado fundamental y en estado
gaseoso.
En el sistema periódico, la energía de ionización aumenta a
medida que subimos en un grupo, debido a que el electrón más externo se
encuentra en un nivel energético más cercano al núcleo, por lo que se encuentra
fuertemente atraído por este. En un periodo aumenta hacia la derecha por el
aumento de la carga efectiva nuclear, que atrae con mayor fuerza al electrón
haciendo que cueste mayor energía arrancarlo.
12. Electroafinidad o afinidad electrónica:
Energía (normalmente desprendida) cuando un átomo gaseoso y
en su estado fundamental capta un electrón para formar un anión.
En el sistema periódico, la electroafinidad aumenta en un
grupo hacia arriba, porque el electrón captado entra en un nivel energético más
cercano al núcleo por lo que estará más atraído y estabilizado y se desprenderá
mayor energía. Aumenta en un periodo hacia la derecha, por el aumento de la
carga nuclear efectiva que hace que el electrón que entra esté más fuertemente
atraído por el núcleo y más estabilizado.
13. Electronegatividad:
Tendencia de un átomo de atraer hacia sí mismo el par de
electrones que comparte con otro átomo en un enlace covalente.
La electronegatividad aumenta en el sistema periódico hacia
arriba en un mismo grupo debido a que el par de electrones compartido se
encuentra más cercano al núcleo del átomo y por ello está atraído con mayor
fuerza. Aumenta hacia la derecha en un mismo periodo debido al aumento de la
carga efectiva nuclear (atracción del núcleo hacia los electrones).
14. Propiedades periódicas:
Las propiedades periódicas son las características de los
elementos químicos que están relacionadas son su ubicación en la tabla
periódica. Las más importantes son: la energía de ionización, la
electroafinidad, la electronegatividad y el radio.
Si quieres aprender más
sobre propiedades periódicas y cómo justificarlas pincha en el siguiente vídeo
Para ver el vídeo más grande desde un teléfono móvil es recomendable girar el teléfono hacia un lado para poner la pantalla en horizontal.
1. Enlace covalente:
Unión entre átomos no metálicos o con
electronegatividades similares que se da por compartición de electrones.
Algunos ejemplos de compuestos formados por enlace covalente
son: H2O, CCl4, SO2…
2. Enlace iónico:
Unión entre un metal y un no metal (átomos con electronegatividades muy diferentes).
El átomo metálico tiene baja electronegatividad, por lo que tiene tendencia a
perder electrones formando un catión. El átomo no metálico tiene alta
electronegatividad, por lo que capta los electrones perdidos por el metal para
formar un anión.
Algunos ejemplos de compuestos formados por enlace iónico
son: NaCl, MgF2, Li2S…
3. Enlace metálico:
Enlace formado entre átomos metálicos que comparten sus
electrones de forma colectiva (modelo del mar de electrones, gas de electrones
o de la nube de electrones).
Algunos ejemplos de compuestos formados por enlace metálico
son: Na, Fe, Zn, Co…
4. Diagrama de Lewis:
El diagrama de Lewis es una representación de una molécula (enlace covalente) que
muestra cómo se distribuyen los electrones alrededor de los átomos. Los pares
de electrones enlazantes o compartidos, se dibujan como líneas entre los
átomos, mientras que los pares de electrones solitarios o electrones
antienlazantes se dibujan como líneas pertenecientes a uno de los átomos de la
molécula.
El siguiente esquema representa el diagrama de Lewis del
amoniaco:
5. Regla del octeto:
La regla del octeto de Lewis afirma que en la capa de
valencia de un átomo en una molécula siempre hay ocho electrones (configuración
electrónica del gas noble) lo que supone la máxima estabilidad del átomo.
Hay excepciones importantes a esta regla:
1) Hipovalencia: átomos que completan su octeto y adquieren su mayor estabilidad con menos de 8 electrones (por ejemplo el H, que completa el octeto con 2 electrones, el Be que lo completa con 4 electrones o el B y el Al que lo completan con 6 electrones).
2) Hipervalencia: átomos que en ocasiones pueden rodearse de más de 8 electrones (por ejemplo el P, que puede rodearse de 10 electrones en moléculas como el PCl5 o el S, que puede rodearse de 12 electrones en moléculas como el SF6).
6. Geometría molecular (según la TRPECV):
La geometría de una molécula es el resultado de la
distribución tridimensional de sus átomos. La TRPECV (Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia) nos permite predecir la
geometría de una molécula en base a las nubes electrónicas que tiene cada
átomo. Esta teoría establece que:
“Los pares de electrones de las capas de valencia de los
átomos de la molécula se repelen entre sí, por lo que la molécula adopta en el
espacio la orientación que minimice estas repulsiones entre electrones, para
aumentar su estabilidad”.
Las geometrías moleculares más importantes son:
* Geometría lineal: en moléculas con un átomo central unido a dos sustituyentes, y sin pares de electrones solitarios en el átomo central.
* Geometría triangular plana o trigonal: en moléculas con un átomo central unido a tres sustituyentes, y sin pares de electrones solitarios en el átomo central.
* Geometría angular: en moléculas con un átomo central unido a dos sustituyentes, y con uno o dos pares de electrones solitarios en el átomo central.
* Geometría tetraédrica: en moléculas con un átomo central unido a cuatro sustituyentes, y sin pares de electrones solitarios en el átomo central.
* Geometría pirámide trigonal: en moléculas con un átomo central unido a tres sustituyentes, y con un par de electrones solitarios en el átomo central.
Si quieres aprender más sobre la geometría molecular y cómo asignarla en las moléculas más importantes en selectividad, pincha en el siguiente vídeo
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7. Polaridad de enlace:
La polaridad de un enlace viene determinada por la
diferencia de electronegatividad entre sus átomos, y se mide por medio de una
magnitud física llamada momento dipolar (µ).
Si los átomos unidos por el enlace tienen
electronegatividades muy similares, el enlace es apolar (esto pasa en enlaces
formados entre dos átomos iguales), mientras que si hay distinta
electronegatividad entre ellos (cuando los átomos unidos son distintos) el
enlace será polar:
El vector momento dipolar se representa con una flecha apuntando
hacia el átomo más electronegativo (zona con densidad electrónica alta).
8. Polaridad de una molécula:
Para las moléculas diatómicas, la polaridad del enlace
coincide con la polaridad de la molécula (debido a que solo hay un vector
momento dipolar).
En el caso de moléculas con más de dos átomos, la suma total de los momentos dipolares de los enlaces determina si la molécula es polar o no.
* Si la suma total de los momentos dipolares de los enlaces es cero, la molécula será apolar (µ = 0).
* Si la suma total de los momentos dipolares de los enlaces es distinta de cero, la molécula será polar (µ ≠ 0).
Para determinar la polaridad de una molécula, lo más
sencillo es dibujarla primero con su geometría correspondiente y dibujar los
momentos dipolares individuales de los enlaces (fechas que van desde el
elemento menos electronegativo hacia el más electronegativo).
En la siguiente imagen se muestran dos ejemplos:
En la molécula de CO2
se anula la suma de los momentos dipolares de los enlaces debido a la geometría
lineal de la molécula. Por lo tanto (µ = 0) y se trata de una molécula
apolar.
En la molécula de H2O no se anula la suma de los momentos dipolares de los enlaces porque ambos van dirigidos hacia el átomo de oxígeno, y debido a la geometría angular de la molécula (µ ≠ 0) tratándose el agua de una molécula polar.
Si quieres aprender más sobre la polaridad y cómo asignarla en las moléculas más importantes en selectividad, pincha en el siguiente vídeo
9. TEV: Teoría del enlace de valencia:
Esta teoría establece que los enlaces covalentes se forman
por el solapamiento de los orbitales atómicos con electrones desapareados y
espines opuestos. Por lo tanto, un elemento podrá formar tantos enlaces
covalentes como electrones desapareados tenga (covalencia), aunque hay casos en
los que las covalencias obtenidas no coinciden con los valores experimentales,
como ocurre con el carbono, que forma 4 enlaces covalentes en lugar de 2 para
poder completar su octeto con 8 electrones alrededor. La TEV explica estos
casos mediante el término de promoción electrónica, donde un átomo puede
promocionar electrones a otro orbital vacío dentro de la misma capa electrónica.
En la imagen se muestran ejemplos para el nitrógeno y el carbono:
10. Solapamiento entre orbitales:
Existen dos posibles solapamientos entre orbitales:
1) Solapamiento sigma (δ): es un solapamiento frontal entre orbitales y de mayor fortaleza que el solapamiento pi. Los primeros enlaces entre dos átomos (enlaces simples) siempre se establecen mediante solapamiento sigma.
2) Solapamiento pi (π): es un solapamiento lateral entre orbitales y de menor fortaleza que el solapamiento sigma. Se da este tipo de solapamiento en el segundo y tercer enlace entre dos átomos (es decir, entre átomos unidos con enlace doble o triple).
En la siguiente imagen se marcan los enlaces sigma y pi del
CH4 y del CH2O:
11. Hibridación:
La hibridación es el proceso mediante el cual los orbitales
atómicos puros se combinan entre sí para transformarse en otros orbitales
diferentes llamados orbitales híbridos, con el fin de formar orbitales iguales
en características, longitud y energía, y así poder explicar la realidad de
algunas moléculas.
Se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos
puros se combinen. Para indicar la hibridación de un átomo, simplemente basta
con contar las nubes electrónicas que tiene dicho átomo alrededor:
* 2 nubes electrónicas = 2 orbitales híbridos = hibridación del átomo central: sp
* 3 nubes electrónicas = 3 orbitales híbridos = hibridación del átomo central: sp2
* 4 nubes electrónicas = 4 orbitales híbridos = hibridación del átomo central: sp3
12. Nubes electrónicas:
Contabilizan como nubes electrónicas los pares de electrones
solitarios de un átomo y los sustituyentes o átomos directamente enlazados a
ese átomo.
Por ejemplo, el N en la molécula de NH3 tiene
alrededor 3 nubes electrónicas (un par de electrones solitario y tres átomos de
H).
En la propanona, el carbono con el grupo cetona tiene
alrededor 3 nubes electrónicas (está unido a dos grupos -CH3 y a un
oxígeno) mientras que los carbonos de los -CH3 están rodeados de 4
nubes electrónicas (los tres átomos de H y el resto de la molécula).
13. Fuerzas intermoleculares:
Interacciones débiles que forman las moléculas entre sí y que pueden ser de distintos tipos:
1) Puentes de hidrógeno o enlaces de hidrógeno: Son las fuerzas intermoleculares de mayor fortaleza. Los pueden formar las moléculas que contengan enlaces directos entre el hidrógeno y uno de los tres átomos más electronegativos de la tabla periódica (F, O, N). Por ejemplo, pueden formar puentes de hidrógeno entre sí las moléculas de H2O o las moléculas de HF.
2) Fuerzas de Van der Waals: Son fuerzas intermoleculares más débiles que los puentes de hidrógeno. La fortaleza de las fuerzas de Van der Waals aumenta al aumentar el tamaño de la molécula. Hay dos tipos de Fuerzas de Van der Waals:
2.1) Dipolo-dipolo: se establecen entre moléculas polares (dipolos permanentes) cuando la zona con densidad de carga negativa de una molécula interacciona con la zona con densidad de carga positiva de otra. La fortaleza de esta fuerza aumenta a medida que aumenta la polaridad de las moléculas.
2.2) De dispersión o de London: Se encuentran presentes en todas las moléculas y son las únicas que pueden existir en las moléculas apolares. Se establecen por la formación de dipolos instantáneos en moléculas apolares (se producen fluctuaciones muy rápidas y cambios de distribución en los electrones de las moléculas apolares que hacen que puedan formar dipolos instantáneos). Estos dipolos instantáneos generan dipolos en las moléculas cercanas (dipolos inducidos) por lo que interaccionan entre sí.
14. Punto de fusión:
El punto de fusión de una sustancia es la temperatura a la
que se produce el cambio de estado sólido a estado líquido.
Los puntos de fusión de los compuestos metálicos y de los
compuestos iónicos (redes cristalinas) son muy altos debido a que cambiar de estado
dichas sustancias supone romper los enlaces entre átomos que mantienen unido el
compuesto.
En cambio, los puntos de fusión de las moléculas (compuestos
de enlace covalente) son relativamente bajos, porque para cambiar de estado la
sustancia no se rompen los enlaces entre átomos, sino las fuerzas
intermoleculares existentes entre las moléculas que son muy débiles en
comparación con los enlaces químicos.
15. Punto de ebullición:
El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a
la que se produce el cambio de estado líquido a estado gaseoso.
Los puntos de ebullición de los compuestos metálicos y de
los compuestos iónicos (redes cristalinas) son muy altos debido a que cambiar
de estado dichas sustancias supone romper los enlaces entre átomos que mantienen
unido el compuesto.
En cambio, los puntos de ebullición de las moléculas
(compuestos de enlace covalente) son relativamente bajos, porque para cambiar
de estado la sustancia no se rompen los enlaces entre átomos, sino las fuerzas
intermoleculares existentes entre las moléculas que son muy débiles en
comparación con los enlaces químicos.
16. Conductividad eléctrica:
Capacidad de un material o de una sustancia para dejar pasar
la corriente eléctrica a través de él. Para que una sustancia sea un buen
conductor eléctrico debe permitir el libre movimiento de electrones por su
estructura.
Los compuestos metálicos son generalmente buenos conductores
gracias a que los electrones se mueven libremente por toda la red metálica
según el modelo de la nube de electrones que explica el enlace metálico.
Los compuestos iónicos son buenos conductores únicamente en
estado fundido o cuando se encuentran disueltos, ya que en estos casos se
encuentran disociados en sus iones, lo que permite la libre circulación de
cargas.
En el caso de los compuestos covalentes, son generalmente
malos conductores de la electricidad debido a que los electrones se encuentran
en posiciones localizadas (en los orbitales) sin libre movimiento.
17. Compuestos covalentes atómicos:
Los compuestos covalentes atómicos o cristales covalentes son compuestos formados por multitud de átomos unidos mediante
enlaces covalentes. Pertenecen a este tipo de compuestos las dos formas
cristalinas del carbono puro (el grafito y el diamante), el cuarzo (red
covalente de SiO2) y el corindón (red covalente de Al2O3).
18. Ley de Coulomb:
Utilizamos la Ley de Coulomb en química para poder comparar
la estabilidad entre dos compuestos iónicos. A mayor fuerza de atracción entre
los iones, más estable será un compuesto iónico, y por tanto mayores puntos de
fusión y de ebullición tendrá y menos soluble será.
19. Energía reticular o energía de red:
La energía reticular es la energía desprendida al formarse
un mol de compuesto iónico a partir de sus componentes en estado fundamental.
Cuanta mayor energía reticular se desprenda al formar un
compuesto iónico, mayor estabilidad tendrá este y por tanto mayores serán sus
puntos de fusión y de ebullición y menor será su solubilidad.
20. Ciclo de Born-Haber:
El ciclo de Born-Haber representa las etapas en la formación
de un compuesto iónico a partir de sus componentes en su estado fundamental
(reacción entre un metal y un no metal) y las energías implicadas en cada uno
de los procesos.
La siguiente imagen muestra el ciclo de Born-Haber para la
formación del cloruro de sodio:
1. Unidad de masa atómica (uma):
Una uma corresponde a la doceava parte de la masa de un
átomo de carbono-12. El carbono 12 es uno de los isótopos del carbono, y se
representa: 12C.
2. Isótopos:
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se
diferencian en su número de neutrones y que por tanto tienen distinto número
másico (A).
Por ejemplo, el hidrógeno tiene tres isótopos:
* El protio (1H), con un único protón en su núcleo y sin neutrones.
* El deuterio (2H), con un protón y un neutrón en su núcleo.
* El tritio (3H), con un protón y dos neutrones en su núcleo.
Observamos que todos tienen igual número de protones en su
núcleo (número atómico) al tratarse de átomos del mismo elemento, pero difieren
en el número másico (número de protones + neutrones) y por tanto en su masa.
3. Masa atómica:
La masa atómica de un elemento indica el número de veces que
dicha masa es superior a una unidad de masa atómica.
Por ejemplo, la masa atómica del O es 16 uma, lo que quiere
decir que la masa de un átomo de oxígeno es 16 veces mayor que la doceava parte
de la masa del 12C.
4. Masa molecular y masa molar:
La masa molecular es la suma de las masas atómicas de los
elementos que forman una molécula.
Por ejemplo, sabiendo que la masa atómica del H = 1, la del
C = 12 y la del O = 16; la masa molecular del ácido carbónico H2CO3
será 1·2 + 12 + 16·3 = 62 uma y su masa molar (la masa expresada en g/mol) será
62 g/mol.
5. Mol:
Cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 átomos,
moléculas o partículas. A este número se le conoce como número de Avogadro (NA).
6. Ecuación de los gases ideales:
La ecuación de los gases ideales relaciona la presión, el
volumen, el número de moles y la temperatura de cualquier gas con comportamiento
ideal.
7. Condiciones estándar:
Condiciones estándar de presión y temperatura son P = 1 atm
y T = 25 ᵒC
= 298 K
8. Condiciones normales:
Condiciones estándar de presión y temperatura son P = 1 atm
y T = 25 ᵒC
= 298 K
9. Volumen molar:
En condiciones normales de temperatura y presión (P = 1 atm
y T = 0 ᵒC
= 273 K), 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros.
¡Ojo! Podemos utilizar esta igualdad solo cuando el
ejercicio se refiera a condiciones normales.
10. Rendimiento:
El rendimiento es la cantidad de producto obtenido en una
reacción química (cantidad real) respecto de la esperada según el cálculo
teórico (cantidad teórica).
Se expresa en % y se calcula mediante la siguiente fórmula,
donde las cantidades pueden expresarse en cualquier unidad (g, kg, moles…)
11. Riqueza o pureza:
La riqueza o la pureza indican la cantidad de masa pura que
contiene una muestra en tanto por ciento. Se puede calcular mediante:
12. Reactivo limitante y reactivo en exceso:
El reactivo limitante es el reactivo que determina la
cantidad de producto que se formará en una reacción química.
El reactivo en exceso es el reactivo cuya cantidad se
consume parcialmente. Una vez haya finalizado la reacción quedará cantidad sin
reaccionar de este reactivo en el medio de reacción.
Por ejemplo, para la siguiente reacción ajustada:
Supongamos que se añaden 1 mol de CH4 y un mol de O2. Como los coeficientes estequiométricos de la reacción ajustada nos indican que 1 mol de CH4 necesita 2 moles de O2 para reaccionar, podemos afirmar que el reactivo limitante será el oxígeno y que cuando se acabe la reacción terminará quedando un exceso de CH4 de 0,5 moles.
13. Fórmula empírica:
Fórmula química en la que los subíndices indican la relación
entera más sencilla entre los átomos de los elementos que forman el compuesto.
Por ejemplo, para la glucosa de fórmula molecular C6H12O6
su fórmula empírica será: CH2O.
14. Fórmula molecular:
Fórmula química en la que los subíndices indican la cantidad
real de los átomos que forman el compuesto. La fórmula molecular es siempre un
múltiplo entero de la fórmula empírica.
Por ejemplo, la fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6
y su fórmula empírica es CH2O.
15. Composición centesimal:
Es el porcentaje en masa de cada uno de los elementos que
forma un compuesto químico.
Por ejemplo, en el benceno de fórmula C6H6, podemos
afirmar que el C y el H tienen la misma composición centesimal, puesto que
tienen el mismo % en masa de cada uno de sus elementos.
Sin embargo, en la glucosa de fórmula C6H12O6
el % en masa del hidrógeno será el doble que el % del C y del O, que serán
iguales entre ellos.
1. Molaridad (M):
La molaridad o concentración molar expresa la concentración
de una disolución en mol/L.
2. Molalidad (m):
La molalidad expresa la concentración de
una disolución en moles de soluto por kg de disolvente.
3. Porcentaje en masa:
El porcentaje en masa es otra forma de expresar la
concentración de un soluto en una disolución.
¡Importante! Recuerda que disolución = soluto +
disolvente.
4. Porcentaje en volumen:
El porcentaje en volumen es otra forma de expresar la
concentración de un soluto en una disolución.
¡Importante! Recuerda que disolución = soluto +
disolvente.
5. Densidad:
Relación entre la masa y el volumen de una disolución. La
masa de la disolución y el volumen pueden expresarse en diversas unidades,
aunque en el SI debe expresarse en g/L.
¡Importante! Recuerda que disolución = soluto +
disolvente.
6. Fracción molar (χA):
La fracción molar se utiliza para expresar la concentración
de un soluto en una disolución. Está expresada en tanto por uno, por lo que
debe dar un número comprendido entre 0 y 1, y no tiene unidades.
7. Presión parcial:
En una mezcla de gases, cada gas ejerce una presión en el
recipiente que es directamente proporcional a la cantidad de moles que haya de
dicho gas.
Podemos calcularla mediante su fracción molar o con la ley
de los gases ideales:
8. Presión total:
La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma
de las presiones parciales de todos los gases que forman la mezcla:
9. Disolución:
Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular de
dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí. También puede definirse
como una mezcla homogénea formada por un disolvente y uno o más solutos.
¡Importante! Tanto el soluto como el disolvente
pueden encontrarse en cualquier estado de agregación. El disolvente será por
tanto la sustancia que se encuentra en mayor cantidad y el soluto la que se
encuentre en menor cantidad.
Podemos diferenciar entre los siguientes tipos de disoluciones:
1) Disolución saturada: disolución que no admite más cantidad de soluto. Tiene la máxima cantidad de soluto que puede disolverse a una temperatura determinada.
2) Disolución insaturada: disolución que admite más cantidad de soluto. Tiene menor cantidad de soluto de la máxima que puede disolverse a una temperatura determinada.
3) Disolución sobresaturada: disolución con mayor cantidad de soluto de la que puede disolverse a esa temperatura, por lo que hay una parte que no se encuentra disuelta y se observa como precipitado (sólido).
1. Velocidad de reacción:
La velocidad de una reacción química es el cambio que
experimenta la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al
tiempo.
En el sistema internacional la velocidad de reacción se expresa en mol·L-1·s-1
= mol/L·s
2. Ecuación de la velocidad media:
Para una reacción genérica: aA + bB → cC + dD
donde A y B son los reactivos; C y D los productos; y a, b,
c, d son los coeficientes estequiométricos, la ecuación de velocidad media
será:
¡Importante!
Observa que los reactivos llevan delante un signo negativo y los productos no,
para que la Vmedia sea siempre positiva.
3. Ecuación cinética:
La ecuación cinética relaciona la velocidad de la reacción
con las concentraciones molares de los reactivos que intervienen en el proceso.
Para una reacción química genérica entre gases: aA + bB →
cC + dD la ecuación cinética será:
Las unidades de K dependen de los valores
de los órdenes parciales y se pueden despejar a partir de la ecuación cinética.
Si quieres aprender más sobre la ecuación cinética y cómo despejar las unidades de K, pincha en el siguiente vídeo
Para ver el vídeo más grande desde un teléfono móvil es recomendable girar el teléfono hacia un lado para poner la pantalla en horizontal.
4. Órdenes parciales (α y β) y orden total de reacción:
Los órdenes parciales α y β indican la relación o
dependencia que hay entre la velocidad de la reacción y la concentración de los
reactivos.
α y β pueden tomar cualquier valor y no tienen por qué coincidir
con los valores de los coeficientes estequiométricos de la reacción ajustada
(eso solo ocurre en las reacciones elementales).
El orden total de la reacción se calcula sumando los órdenes
parciales:
5. Ecuación de Arrhenius:
La ecuación de Arrhenius se utiliza para comprobar la dependencia del valor de la constante cinética (K) con la temperatura. A mayor temperatura mayor valor de K y por tanto mayor velocidad de reacción:
6. Proceso elemental:
Un proceso o reacción elemental es aquella que ocurre en una
única etapa. En las reacciones elementales los coeficientes estequiométricos de
la reacción ajustada coinciden con los valores de los órdenes parciales.
Por ejemplo, para una reacción elemental:
2 A + B → C + 3 D
α = 2 y β = 1, por lo que la ecuación cinética para esta reacción
será:
Sin embargo, un proceso o una reacción no elemental es aquella que
sucede en varias etapas, y en ella los órdenes parciales no coinciden con los
valores de los coeficientes estequiométricos de la reacción.
7. Catalizadores:
Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad
de la reacción sin consumirse en el proceso.
Su modo de actuación es disminuir la energía de activación
del proceso, que es la energía mínima que tienen que adquirir los reactivos
para convertirse en productos, haciendo que el proceso ocurra más rápido.
Aumentan la velocidad de cualquier reacción química, independientemente de si
se trata de un proceso endotérmico o exotérmico.
Los catalizadores no alteran las variables termodinámicas de
las reacciones químicas (no modifican la entalpía ΔH, ni la entropía ΔS, ni la energía
libre de Gibbs ΔG).
Tampoco modifican los equilibrios químicos, puesto que en el
equilibrio ΔG = 0 y los catalizadores no pueden modificar este valor, por lo
que el sistema continua en equilibrio.
En los siguientes gráficos se muestran dos reacciones con distinta
entalpía en presencia y ausencia de catalizadores. Puede ser importante saber
identificar en un diagrama energético la energía de activación con o sin
catalizador, la entalpía, el complejo activado…
Nota: cuando hablamos de catalizadores solemos
referirnos a catalizadores positivos, que son los que aumentan las velocidad de
las reacciones químicas disminuyendo la energía de activación; pero también
existen catalizadores negativos o inhibidores que llevan a cabo el proceso
contrario (aumentan la energía de activación del proceso ralentizándolo).
8. Teoría de colisiones:
La teoría de colisiones es una teoría cinética que explica la
relación entre la velocidad de la reacción y los choques eficaces que se
producen entre las partículas de reactivo.
Esta teoría expone que para que un choque entre reactivos
sea eficaz (forme productos) debe darse con la energía suficiente y con la orientación
adecuada.
9. Teoría del estado de transición o del complejo activado:
Es una teoría cinética que explica que todas las reacciones
(independientemente de que sean endotérmicas o exotérmicas) pasan por un punto
máximo de energía donde se forma el complejo activado.
El complejo activado es una especie intermedia entre los
reactivos y los productos, donde los enlaces de los reactivos se están
rompiendo a la vez que se forman los nuevos enlaces de los productos. Es
altamente inestable debido a su alta energía y no se puede aislar como producto
final debido a su corto tiempo de vida. Se descompone rápidamente dando lugar a
los productos de la reacción.
La región donde se sitúa el máximo de energía se llama
estado de transición.
1. Equilibrio químico:
Un equilibrio químico es una reacción que nunca llega a
completarse puesto que la reacción ocurre en ambos sentidos (los reactivos
reaccionan para formar productos con la misma rapidez que estos productos se
disocian de nuevo para volver a formar reactivos).
En el equilibrio tenemos una mezcla dinámica entre reactivos
y productos donde las concentraciones de ambos se mantienen invariables
respecto al paso del tiempo.
El equilibrio químico solo puede tener lugar en recipientes
cerrados. Termodinámicamente es el momento en el que la variación de la energía
libre de Gibbs se iguala a cero (ΔGᵒ = 0).
Observamos en el siguiente esquema la representación de una
reacción que entra en equilibrio (a partir de la línea de puntos vertical).
Diferenciamos entre dos tipos de equilibrios según el estado
de agregación de sus componentes:
1) Equilibrio homogéneo: equilibrio donde todos los reactivos y productos se encuentran en el mismo estado. Por ejemplo el siguiente equilibrio entre gases: 2 HI (g) ⇄ H2 (g) + I2 (g)
2) Equilibrio heterogéneo: equilibrio donde coexisten especies con distintos estados de agregación. Por ejemplo, en el siguiente equilibrio: 2 NaHCO3 (s) ⇄ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g)
2. Ley de acción de masas: constante de equilibrio Kc:
Para una reacción genérica en
equilibrio: aA (g) + bB (g) ⇄ cC (g) + dD (g)
El producto de las concentraciones
molares de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes
estequiométricos dividido entre el producto de las concentraciones molares de
los reactivos elevados también a sus respectivos coeficientes estequiométricos
es igual a Kc (constante del equilibrio).
Esta constante depende únicamente de la
temperatura a la cual se lleve a cabo el proceso. No depende de las concentraciones
de los reactivos ni de los productos.
¡Importante!
Solo tienen concentración molar variable las sustancias gaseosas (g) y las
sustancias en disolución acuosa (aq), pero no los líquidos ni los sólidos
puros, por lo que en Kc solo se reflejan los (g) y las sustancias (aq).
Por ejemplo, para el equilibrio: 2 A (g) + B (s) ⇄ C
(g) + D (s)
3. Cociente de reacción: Qc:
El cociente de reacción es una magnitud que utilizamos para
conocer si un sistema se encuentra en el equilibrio, y de no ser así, hacia qué
sentido avanza para alcanzarlo.
Qc toma la misma expresión que Kc pero sin saber si las
concentraciones de las que hablamos son en el equilibrio.
Para un equilibrio genérico: aA (g) + bB (g) ⇄ cC (g) + dD (g) la
expresión de Qc será:
Comparando su valor con el de Kc podremos saber en qué punto se encuentra nuestro sistema:
* Si Qc > Kc: el sistema debe desplazarse hacia los reactivos (←) para alcanzar el equilibrio.
* Si Qc < Kc: el sistema debe desplazarse hacia los productos (→) para alcanzar el equilibrio.
* Si Qc = Kc: el sistema se encuentra en equilibrio.
4. Constante de las presiones: Kp:
En equilibrios en los que intervengan gases podemos escribir la constante del equilibrio, Kp, en función de las presiones parciales de las sustancias gaseosas de la reacción. Por ejemplo, para el equilibrio genérico:
aA (g) + bB (g) ⇄ cC (g) + dD (g)
¡Importante!
Solo ejercen presión parcial las sustancias gaseosas, por lo que en Kp solo
deben aparecer los gases. Observa cómo queda la expresión de Kp para el
siguiente equilibrio heterogéneo:
5. Relación entre Kc y Kp:
Podemos relacionar mediante la siguiente fórmula las
constantes del equilibrio Kc y Kp, lo cual es bastante útil y nos facilita el
trabajo en muchos ejercicios de equilibrio químico:
6. Grado de disociación (α):
El grado de disociación es la fracción de reactivo que se ha
disociado cuando se alcanza el equilibrio. Se expresa en tanto por uno, por lo
que el valor de alfa debe estar comprendido entre 0 y 1.
Para calcular alfa podemos utilizar la siguiente fórmula,
donde la “parte del reactivo que reacciona” es generalmente llamada “x” y va
multiplicada por el coeficiente estequiométrico de la reacción ajustada para
ese reactivo.
Alfa no tiene unidades, por lo que podemos calcular su valor
sustituyendo tanto moles como concentraciones molares.
7. Principio de Le Chatelier:
“Cuando se modifican las condiciones externas de un sistema
que se encuentra en equilibrio, este tiende a desplazarse hacia el sentido en
que se oponga al cambio (reactivos o productos) para volver a establecer un
nuevo equilibrio”.
Hay varios factores que podemos modificar para desplazar un
equilibrio químico hacia los reactivos o hacia los productos. Vamos a verlos
sobre el siguiente equilibrio:
2 A (g) + B (g) ⇄ C (g) + 3 D (g); ΔHᵒ < 0
* Concentraciones de reactivos o productos:
Al añadir un reactivo (A o B) el equilibrio tiende a
desplazarse hacia los productos (→) para consumir el exceso de reactivo
añadido.
Sin embargo, si añadiésemos un producto (C o D) el
equilibrio se desplazaría hacia los reactivos (←) para consumir el exceso
añadido.
¡Importante! Solo modifica el equilibrio añadir o
retirar sustancias gaseosas o acuosas del medio (porque son las que tienen
concentración molar variable) pero nunca lo modifican los sólidos o los líquidos
puros.
* Temperatura:
Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplazará hacia
el sentido en que la reacción sea endotérmica (ΔHᵒ > 0), para absorber
el exceso de calor del medio.
Como en este caso la reacción es exotérmica hacia el sentido
directo, será endotérmica en el sentido inverso. Este equilibrio se desplazará
hacia los reactivos (←) para oponerse al aumento de temperatura.
* Presión o volumen del recipiente:
Al aumentar la presión o disminuir el volumen del recipiente
el equilibrio se desplaza hacia el sentido en que haya menor número de moles
gaseosos. En este caso se desplazaría hacia los reactivos (←),
ya que hay 3 moles gaseosos en total, mientras que en el lado de los productos
hay 4.
En el caso de que para este equilibrio se disminuyese la
presión o se aumentase el volumen del recipiente, el equilibrio se desplazaría
hacia los productos (→) por ser el sentido con mayor número de moles gaseosos.
1. Sustancias iónicas o sales:
Son compuestos que generalmente presentan una alta
solubilidad en agua, de manera que al disolverse se disocian completamente en
sus iones.
Veamos en los siguientes ejemplos cómo serían los
equilibrios de solubilidad en agua para el cloruro de plata y para el sulfato
de sodio:
2. Solubilidad (s):
La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se puede
disolver en una determinada masa de disolvente a una temperatura concreta.
La solubilidad de las sales aumenta a medida que aumenta la
temperatura.
3. Producto de solubilidad (Ks):
El producto de solubilidad Ks es la constante de los
equilibrios de solubilidad de sales. Su valor depende únicamente de la
temperatura y se expresa como el producto de las concentraciones molares de los
iones en disolución elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos.
Por ejemplo, para el sulfato de sodio el producto de solubilidad será:
4. Efecto del ion común:
La adición de un ion común a una disolución hace que para
compensar dicha adición, el equilibrio se desplace hacia la izquierda (←)
disminuyendo la solubilidad de la sal disuelta.
Por ejemplo, para el equilibrio de solubilidad del cloruro
de plata:
La adición de iones plata (ion común a nuestra sal) produce
un aumento en la [Ag+] que hace que el equilibrio se desplace hacia
la izquierda para consumir el exceso de iones plata, produciendo un descenso en
la solubilidad del AgCl.
1. Teoría de Arrhenius de ácidos y bases:
Arrhenius definió el comportamiento de los ácidos y de las bases como:
* Ácido: sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus iones liberando H+, por ejemplo:
HCl → H+ + Cl-
* Base: sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus iones liberando OH-, por ejemplo:
NaOH → Na+ + OH-
Esta teoría tiene algunas limitaciones: se limita a
disoluciones acuosas y no incluye otro tipo de disolventes, y además considera los
iones OH- como los responsables de la basicidad de los compuestos
dejando fuera de la definición algunas bases importantes como el NH3.
Por ello es necesario complementarla con la teoría de Brönsted-Lowry.
2. Teoría de Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases:
La teoría de Brönsted-Lowry define el comportamiento de los ácidos y de las bases como:
* Ácido: sustancia capaz de ceder un protón, H+, a otra sustancia llamada base.
Por ejemplo: HCl + H2O → H3O+ + Cl-, donde el HCl (ácido) cede un protón al agua, que en este caso actúa como base.
* Base: sustancia capaz de aceptar un protón, H+, de otra sustancia llamada ácido.
Por ejemplo: NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-, donde el NH3 (base) capta un protón del agua, que en este caso actúa como ácido.
3. Sustancias anfóteras:
Una sustancia anfótera es aquella que puede comportarse como
ácido o como base en disolución. Por ejemplo el agua es una sustancia anfótera,
porque en presencia de ácidos (como el HF) se comporta como una base captando
protones, y en presencia de bases (como el NH3) se comporta como un
ácido cediéndole protones:
También son sustancias anfóteras algunas de las especies
intermedias de los ácidos polipróticos, como por ejemplo el ion
hidrogenocarbonato (HCO3-):
4. Equilibrio iónico del agua:
El agua pura tiene un equilibrio de autoionización, donde
algunas moléculas actúan como ácidos cediendo protones a otras moléculas de
agua que los captan actuando como bases. Esto ocurre gracias a que el agua es
una sustancia anfótera y puede presentar ambos comportamientos.
La reacción del equilibrio iónico del agua es:
5. Producto iónico del agua (Kw):
Si aplicamos la ley de acción de masas al equilibrio iónico
del agua:
Obtenemos la expresión del producto iónico del agua, Kw:
Kw tiene un valor a 25ᵒC
de 10-14 (su valor depende de la temperatura como ocurre con todas
las constantes del equilibrio).
En agua pura se cumple que: [H3O+] = [OH-], siendo neutra la disolución.
6. pH:
El pH es la medida de la [H3O+] que
hay en una disolución. Es una escala que va desde el 0 hasta el 14.
Podemos relacionarlo con la [H3O+] y con el pOH utilizando las fórmulas siguientes:
7. pOH:
El pOH es la medida de la [OH-] que hay en una
disolución. Es una escala que va desde el 0 hasta el 14 y que es opuesta a la
escala del pH.
Podemos calcular el pOH y relacionarlo con la [OH-]
y con el pH utilizando las fórmulas siguientes:
8. Ácidos fuertes:
Los ácidos fuertes son aquellos que se disocian por completo
en disolución acuosa (α ≈ 1). Planteamos por tanto sus disociaciones con una única
flecha de reacción (→) sin equilibrio.
Solamente son ácidos fuertes los 6 ácidos siguientes:
9. Bases fuertes:
Las bases fuertes son aquellas que se disocian por completo
en disolución acuosa (α ≈ 1). Planteamos por tanto sus disociaciones con una única
flecha de reacción (→) sin equilibrio.
Son bases fuertes los hidróxidos de los grupos 1 y 2 del sistema
periódico (excepto el hidróxido de Berilio):
10. Ácidos débiles:
Los ácidos débiles son aquellos que no se disocian por completo en
disolución acuosa, sino que lo hacen mediante un equilibrio (⇄).
Son débiles todos los ácidos que no pertenecen a la lista de los
ácidos fuertes (recuerda que los ácidos fuertes son: HCl, HBr, HI, HNO3,
HClO4 y H2SO4).
Estos ácidos tienen una constante de acidez (Ka) al
presentar un equilibrio. La expresión de la Ka es igual a la de la constante
del equilibrio, Kc.
Por ejemplo, vamos a escribir el equilibrio y la expresión
de la Ka para el ácido etanoico:
El valor de Ka nos indica la fortaleza
del ácido (a mayor valor de Ka mayor fortaleza tendrá el ácido puesto que
desplaza el equilibrio más hacia la derecha). Este valor depende únicamente de
la temperatura.
11. Bases débiles:
Las bases débiles son aquellas que no se disocian por completo en
disolución acuosa, sino que lo hacen mediante un equilibrio (⇄).
Son débiles todos las bases que no pertenecen a la lista de las
bases fuertes (recuerda que las bases fuertes son todos los hidróxidos de los
grupos 1 y 2 de la tabla periódica, excepto el de Berilio).
Estas bases tienen una constante de basicidad (Kb) al
presentar un equilibrio. La expresión de la Kb es igual a la de la constante
del equilibrio, Kc.
Por ejemplo, vamos a escribir el equilibrio y la expresión
de la Kb para el amoniaco:
El valor de Kb nos indica la fortaleza de
la base (a mayor valor de Kb mayor fortaleza tendrá la base puesto que desplaza
el equilibrio más hacia la derecha). Este valor depende únicamente de la
temperatura.
12. PKa y PKb:
PKa y PKb son otra forma de expresar la acidez o basicidad
de una especie. Los podemos relacionar con las constantes Ka y Kb según:
Cuando mayor valor de Ka o menor valor de PKa tenga un
ácido, más fuerte será.
Cuando mayor valor de Kb o menor valor de PKb tenga una
base, más fuerte será.
13. Reacciones de neutralización:
En las reacciones de neutralización un ácido y una base
reaccionan formando una sal y agua. Veamos los siguientes ejemplos ajustados de
reacciones de neutralización:
El hecho de que se llamen reacciones de neutralización no
significa que el pH de la mezcla sea 7 en todos los casos. Para que el pH sea
7, el ácido y la base han de ser fuertes y encontrarse en cantidades
estequiométricas.
14. Valoración o volumetría ácido base:
Una valoración es una técnica de análisis cuantitativo que
nos permite conocer la concentración desconocida de una disolución de un ácido
o de una base. Se realiza llevando a cabo una reacción de neutralización.
En la siguiente imagen vemos el material de laboratorio necesario
para llevar a cabo una valoración entre una disolución de HCl (disolución de la
cual desconocemos su concentración) y una disolución de NaOH con concentración
conocida, utilizando fenolftaleína como sustancia indicadora:
15. Punto de equivalencia:
En una valoración ácido-base, el punto de equivalencia es el
momento en el que termina la valoración porque el ácido y la base se encuentran
en cantidades estequiométricas (lo que no implica que el pH deba ser igual a
7).
El pH = 7 en el punto de equivalencia solo en valoraciones
entre ácido fuerte y base fuerte.
16. Hidrólisis de sales:
En el proceso de disociación de una sal en agua se generan
un catión y un anión. La hidrólisis es el fenómeno por el cual dicho catión o
anión reaccionan con el agua mediante un equilibrio aportando iones H3O+
o iones OH- a la disolución y por tanto modificando el pH de esta.
Para que un catión o un anión experimenten reacción de
hidrólisis deben proceder de un ácido débil o de una base débil. Veamos el
ejemplo para el cloruro de amonio: NH4Cl.
El NH4Cl en agua se disociará en sus iones:
El ion Cl- procede del HCl que es un ácido
fuerte. Por lo tanto este ion no presenta reacción de hidrólisis con el agua ni
modifica el pH de la disolución de la sal.
Sin embargo, el ion NH4+ procede del NH3 que es una base débil. Por lo tanto el NH4+ experimentará la siguiente reacción de hidrólisis con el agua:
Como aporta iones hidronio, H3O+,
a la disolución, hará que el pH de la disolución de la sal sea ácido.
1. Agente reductor:
Sustancia que lleva a cabo la semirreacción de oxidación. El
agente reductor cede electrones aumentando su estado de oxidación.
Por ejemplo, en la siguiente semirreacción de oxidación el cobre metálico (Cu) actúa como agente reductor:
2. Agente oxidante:
Sustancia que lleva a cabo la semirreacción de reducción. El
agente oxidante capta electrones disminuyendo su estado de oxidación.
Por ejemplo, en la siguiente semirreacción de reducción el
ion Cu2+ actúa como agente oxidante:
3. Reacciones redox:
Las reacciones redox son reacciones de oxidación-reducción
donde hay transferencia de electrones entre las sustancias reaccionantes.
Ocurren a la vez dos semirreacciones, una semirreacción de
oxidación donde un agente reductor cede electrones, y una semirreacción de
reducción donde un agente oxidante capta esos electrones.
4. Semirreacción de oxidación:
Reacción de oxidación en la que un agente reductor cede
electrones aumentando su estado de oxidación. Por ejemplo:
Semirreacción de oxidación: Fe2+ → Fe3+ + 1 e-
5. Semirreacción de reducción:
Reacción de reducción en la que un agente oxidante capta
electrones disminuyendo su estado de oxidación. Por ejemplo:
Semirreacción de reducción: Fe3+ + 1 e- → Fe2+
6. Método del ion-electrón:
El método del ion-electrón es un método para ajustar reacciones redox. Los pasos que se deben seguir para ajustar una reacción redox utilizando este método son:
1) Escribir la reacción química y asignar los números de oxidación de todos los átomos.
2) Identificar la semirreacción de oxidación (buscando el elemento que aumenta su número de oxidación) y la semirreacción de reducción (buscando el elemento que disminuye su número de oxidación).
3) Hacer un ajuste en masa de todos los átomos en las semirreacciones (salvo del hidrógeno y del oxígeno).
4) Ajustar los átomos de H y de O mediante la adición de moléculas de agua. Este paso es distinto si la reacción transcurre en medio ácido o en medio básico.
5) Hacer un ajuste en carga (electrones implicados en cada semirreacción).
6) Igualar el número de electrones de ambas semirreacciones y sumarlas para obtener la reacción ajustada en forma iónica.
7) Sustituir las especies iónicas por las especies iniciales moleculares para obtener la reacción global ajustada en forma molecular.
7. Pilas o celdas electroquímicas:
Una pila, celda electroquímica o celda galvánica, es un
dispositivo que permite obtener una corriente eléctrica a partir de una
reacción redox que ocurre de forma espontánea (ΔGᵒ).
Vamos a ver los componentes necesarios en el montaje experimental
de la Pila Daniell (pila constituida por electrodos de Zn y Cu):
Las pilas constan de un ánodo (polo negativo de la pila) y un cátodo (polo positivo de la pila).
* Ánodo: en él se produce la semirreacción de oxidación. Los átomos metálicos que conforman el electrodo (en este caso átomos de Zn) se oxidan pasando a la disolución como cationes Zn2+. Los electrones desprendidos en esta semirreacción viajan por el cable conductor hacia la celda del cátodo.
* Cátodo: en él se produce la semirreacción de reducción. Los iones metálicos disueltos (en este caso iones Cu2+) se reducen al captar los electrones cedidos en el ánodo a átomos de Cu metálico, que se adhieren a la superficie del cátodo.
Además, las pilas cuentan con un puente salino que se
encarga de conectar las dos disoluciones electrolíticas cerrando el circuito de
la pila y manteniendo la neutralidad de ambas disoluciones. Este puente salino
es un tubo de vidrio que contiene una sal inerte (generalmente KCl).
8. Potencial estándar de reducción (Eᵒ):
Cada electrodo tiene un potencial estándar de reducción (Eᵒ)
que indica la tendencia que tiene una especie a reducirse (a actuar como
cátodo). Su valor se mide en referencia al potencial estándar del hidrógeno al
que se le asigna el valor cero:
Los valores de los potenciales de cada elemento están
tabulados y nos permiten escoger al formar una pila quién actuará como cátodo
(el elemento con mayor potencial de reducción) y como ánodo (el elemento con
menor potencial de reducción), para que la reacción que se lleva a cabo sea un
proceso espontáneo.
El potencial estándar de una pila lo podemos calcular mediante la siguiente fórmula, sustituyendo los valores de los potenciales de reducción de los elementos que actúan como cátodo y como ánodo:
Por ejemplo, sabiendo que los potenciales para los
electrodos de Cu = 0,34 V y para el Zn = -0,76 V; podemos calcular el
potencial de la pila Daniell (pila que tiene cátodo de cobre y ánodo de zinc): 
9. Notación de una pila:
La notación de una pila es una forma de resumir las
reacciones y características del ánodo y cátodo de la pila según un convenio de
notación.
Se escribe a la izquierda la semirreacción de oxidación
(ánodo) y a la derecha la semirreacción de reducción (cátodo). Ambas
semirreacciones se separan mediante dos barras verticales que indican que ambas
celdas están separadas. Además, se añade una barra vertical que indica una
separación de fases dentro de alguno de los electrodos.
Por ejemplo, para la pila Daniell (pila formada por
electrodos de Cu y Zn) la notación sería:
10. Electrólisis:
La electrólisis es un proceso en el que se utiliza una
corriente externa para hacer que tenga lugar una reacción redox no espontánea.
Vamos a ver el montaje experimental que se utiliza en el laboratorio para
llevar a cabo una electrólisis, en concreto la del NaCl fundido:
La celda electrolítica debe contener una disolución o un
fundido de una sal (para que esta se encuentre disociada en sus iones) y dos
electrodos que se sumergen en ella y se conectan a una pila o batería externa,
que es la fuente que suministra los electrones para que se dé el proceso redox
no espontáneo.
En el ánodo de la celda ocurrirá el proceso de oxidación (donde
los iones Cl- se oxidarán pasando a formar cloro gaseoso, Cl2).
En el cátodo ocurrirá la reducción (donde los iones Na+ se reducirán
a átomos de Na que se adhieren a la superficie del electrodo).
La diferencia fundamental con las pilas, es que en la
electrólisis el ánodo es el polo positivo (porque atrae a los aniones) y el
cátodo es el polo negativo (para atraer a los cationes).
La reacción global que ocurre en esta celda será:
11. Electrólisis del agua:
En la electrólisis del agua, el agua se
descompone en hidrógeno (H2) y en oxígeno (O2) según la
siguiente reacción:
12. Cubas electrolíticas en serie:
Las celdas electrolíticas se pueden conectar en serie para
llevar a cabo distintas reacciones de electrólisis simultáneamente. En la
imagen adjunta observamos en este caso tres celdas, donde se llevan a cabo las
electrólisis del AgNO3, del CuSO4 y del AuCl3.
Las tres tienen en común la cantidad de corriente (Q) que circula por ellas:
Q = I · t
13. Constante de Faraday (F):
La constante de Faraday se define como la cantidad de carga eléctrica
que hay en un mol de electrones, y tiene un valor de: F = 96485 C/mol e-.
Utilizamos esta constante en química para poder calcular la
cantidad de materia que se deposita en una celda electrolítica, mediante:
1. Carbono primario:
Carbono directamente unido a un solo átomo de carbono. Se
encuentra en los extremos de las cadenas de carbono.
2. Carbono secundario:
Carbono directamente unido a dos átomos de carbono.
3. Carbono terciario:
Carbono directamente unido a otros tres átomos de carbono.
4. Carbono cuaternario:
Carbono directamente unido a otros cuatro átomos de carbono.
Es el C más sustituido.
5. Carbono quiral o carbono asimétrico:
Carbono unido a 4 sustituyentes distintos. La presencia de
estos C en las moléculas hace que existan isómeros ópticos o espaciales.
6. Isomería estructural o plana:
Dos compuestos son isómeros cuando tienen la misma fórmula
molecular pero poseen distinta fórmula estructural. Los isómeros estructurales
se diferencian en la estructura de su cadena hidrocarbonada, y podemos
diferenciar tres tipos distintos:
1) De cadena: compuestos que tienen el mismo grupo
funcional pero que se diferencian en las uniones entre carbonos de su cadena.
Por ejemplo, son isómeros de cadena el pentano y el metilbutano:
2) De posición: compuestos con el mismo grupo funcional
pero que se diferencian en la posición de este o de algún sustituyente. Por
ejemplo, son isómeros de posición el propan-1-ol y el propan-2-ol:
3) De función: compuestos con distinto grupo funcional.
Por ejemplo, son isómeros de función el propanal y la propanona
7. Isomería espacial o estereoisomería:
Dos compuestos son isómeros cuando tienen la misma fórmula
molecular pero poseen distinta fórmula estructural. Los isómeros espaciales se
diferencian en la distribución espacial de sus átomos, y podemos diferenciar dos
tipos distintos:
1) Geométrica (isomería cis/trans): isomería presente en
alquenos que tienen dos sustituyentes distintos en los carbonos adyacentes al
doble enlace. Podemos diferenciar entre forma cis y trans dependiendo de si los
sustituyentes iguales están orientados hacia un mismo lado del plano o hacia
lados opuestos. Veamos como ejemplo en la siguiente imagen los isómeros
geométricos del 1,2-dicloroeteno:
2) Óptica: isomería característica de los compuestos que
contienen carbonos quirales (carbonos unidos a 4 sustituyentes distintos).
Presentan actividad óptica porque desvían el plano de luz
polarizada hacia la derecha (isómero dextrógiro) o hacia la izquierda (isómero
levógiro).
Por ejemplo, presenta isomería óptica el butan-2-ol ya que
su segundo carbono es un C quiral. Ambos isómeros son enantiómeros (imágenes
especulares entre sí):
8. Reacciones de combustión:
Reacción entre un hidrocarburo y el oxígeno molecular que
conduce a la formación de dióxido de carbono y vapor de agua.
Ejemplo: reacción de combustión del etano
9. Reacción de adición:
Reacción orgánica en la que se añade a un alqueno o alquino
una molécula inorgánica. Las adiciones pueden ser de distintos tipos:
1) Hidrogenación: adición de hidrógeno molecular a un
doble / triple enlace.
Ejemplo: reacción de hidrogenación del eteno para obtener
etano
2) Halogenación: adición de una molécula de halógeno a
un doble / triple enlace.
Ejemplo: reacción de cloración del eteno para obtener
1,2-dicloroetano
3) Adición de haluros de hidrógeno: adición de un haluro
de hidrógeno (HX) a un doble / triple enlace.
Ejemplo: reacción de adición de HCl a eteno para obtener
cloroetano
Estas reacciones están regidas por la Regla de Markovnikov
en los casos en los que puedan formarse varios productos.
4) Adición de agua: adición de una molécula de agua a un
doble / triple enlace.
Ejemplo: reacción de adición de agua al eteno para obtener
etanol
Estas reacciones están regidas por la Regla de Markovnikov
en los casos en los que puedan formarse varios productos.
10. Regla de Markovnikov:
En reacciones de adición de reactivos asimétricos (por
ejemplo el H2O, HCl, HBr…) esta regla establece que para formar el
producto más estable (y por ello el que se obtiene de forma mayoritaria) el
hidrógeno se une al carbono unido a un mayor número de hidrógenos (carbono
menos sustituido) y el otro átomo se une al carbono con menor número de hidrógenos
(o carbono más sustituido).
Por ejemplo:
11. Reacciones de eliminación:
Reacciones orgánicas donde se obtienen como productos
alquenos o alquinos por eliminación de alguna pequeña molécula inorgánica. Hay
varios tipos de eliminaciones:
1) Eliminación de halógenos: eliminación de un halógeno
y de un hidrógeno del carbono adyacente. Estas reacciones se llevan a cabo con
una base fuerte en presencia de etanol o de calor.
Ejemplo: eliminación de HCl del cloroetano para formar eteno
2) Eliminación de agua / deshidratación: eliminación de
un -OH y de un hidrógeno del carbono adyacente. Estas reacciones se llevan a
cabo en presencia de H2SO4 y calor.
Ejemplo: deshidratación del propan-2-ol para formar propeno
12. Regla de Saytzev:
En reacciones de eliminación, esta regla establece que para
formar el producto más estable (y por ello el que se obtiene de forma
mayoritaria) el hidrógeno se elimina del carbono unido a un menor número de
hidrógenos (carbono más sustituido).
Por ejemplo:
13. Reacciones de sustitución:
Reacciones orgánicas donde se sustituye un halógeno por un
grupo hidroxilo o viceversa.
1) Reacciones de sustitución de un halógeno por un
hidroxilo: Se dan en presencia de una base fuerte (que puede estar en
disolución acuosa).
Por ejemplo, sustitución en el bromoetano para obtener etanol:
2) Reacciones de sustitución de un hidroxilo por un
halógeno: Se dan en presencia de un haluro de hidrógeno.
Por ejemplo, sustitución en el etanol para obtener bromoetano:
14. Reacciones de oxidación:
Reacciones orgánicas en moléculas que contienen grupos
oxigenados y que se oxidan en presencia de un oxidante (los oxidantes más
frecuentes son KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4…)
Los alcoholes primarios se oxidan a aldehídos, y los
aldehídos a ácidos carboxílicos.
Los alcoholes secundarios se oxidan a cetonas.
Por ejemplo, la oxidación del propanal a ácido propanoico:
15. Reacciones de reducción:
Reacciones orgánicas en moléculas que contienen grupos
oxigenados y que se reducen en presencia de un reductor (los reductores más
frecuentes son LiAlH4, NaBH4, H2…)
Los ácidos carboxílicos se reducen a aldehídos, y los
aldehídos a alcoholes primarios.
Las cetonas se reducen a alcoholes secundarios.
Por ejemplo, la reducción de la propanona a propan-2-ol:
16. Reacciones de condensación:
Reacciones en las que dos moléculas orgánicas se unen entre
sí, y se produce la pérdida de una molécula de agua en la formación del enlace
entre ellas. Dos reacciones de condensación importantes son:
1) Esterificación: Reacción entre un alcohol y un ácido
carboxílico que da lugar a la formación de un éster y a la pérdida de una
molécula de agua. Por ejemplo, la esterificación entre el metanol y el ácido
acético o etanoico para formar etanoato de metilo y agua:
2) Síntesis de amidas: Reacción entre una amina y un
ácido carboxílico que da lugar a la formación de una amida y a la pérdida de
una molécula de agua. Por ejemplo, la reacción entre el ácido acético o
etanoico y la metanamina para formar N-metiletanamida y agua:
17. Polímeros:
Los polímeros son macromoléculas formadas por la unión de
una o varias unidades químicas llamadas monómeros que se repiten a lo largo de
toda la molécula. Diferenciamos entre dos tipos de polímeros:
1) Polímeros de adición: polímeros formados por unión de
muchos monómeros donde no se produce la pérdida de moléculas simples, sino que
solamente ocurre una reordenación de los átomos. Son polímeros de adición por
ejemplo el polietileno (formado por repetición de monómeros de eteno) o el PVC
(el policloruro de vinilo, formado por repetición de monómeros de cloroeteno):
2) Polímeros de condensación: polímeros formados por unión de muchos monómeros donde se produce la pérdida de una molécula de agua en cada unión entre dos monómeros. Son polímeros de adición los poliésteres o las poliamidas:
2.1) Poliésteres: son polímeros que contienen el grupo funcional éster en su cadena principal. Se forman por reacción entre un ácido carboxílico con dos grupos carboxilo (-COOH) y un alcohol con dos grupos hidroxilo (-OH). Por ejemplo, en la siguiente reacción vemos la formación de un poliéster a partir de monómeros de ácido propanodioico y de butano-1,4-diol:
2.2) Poliamidas: son polímeros que contienen el grupo funcional amida en su cadena principal. Se forman por reacción entre un ácido carboxílico con dos grupos carboxilo (-COOH) y una amina con dos grupos amino (-NH2). Por ejemplo, en la siguiente reacción vemos la formación de una poliamida a partir de monómeros de ácido propanodioico y de butano-1,4-diamina:
1. Variación de entalpía (ΔH):
La variación de entalpía es la energía absorbida o desprendida
al darse una reacción química. Dependiendo de su signo podemos diferenciar
entre dos tipos de reacciones químicas:
1) Reacción endotérmica (ΔH > 0): reacción en la
que se absorbe calor. En este tipo de reacciones la energía inicial que tienen
los reactivos es inferior a la energía final de los productos.
2) Reacción exotérmica (ΔH < 0): reacción en la
que se desprende calor. En este tipo de reacciones la energía inicial que
tienen los reactivos es mayor a la energía final de los productos.
En el siguiente esquema observamos dos diagramas entálpicos
donde se representa la entalpía de los dos tipos de reacciones:
La entalpía se mide en el sistema internacional en Julios
(J), y se puede calcular para una reacción química a partir de las entalpías de
formación de sus componentes, multiplicadas por el coeficiente estequiométrico
de la reacción química ajustada (n), según:
2. Entropía (S):
La entropía es una función de estado que mide el grado de
desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden más bajo será el
valor de la entropía, que se mide en el sistema internacional en J/K.
Cuando ΔS < 0, significa que disminuye
la entropía o el desorden del sistema. Por ejemplo, cuando en una reacción
química se pasa de sustancias gaseosas (con mayor desorden interno) a
sustancias sólidas (mayor orden).
Cuando ΔS > 0, significa que aumenta la
entropía o el desorden del sistema. Por ejemplo, en una reacción química en la
que se pasa de sustancias sólidas a sustancias gaseosas.
Se puede calcular para un proceso químico a partir de las
entropías de sus componentes, multiplicadas por el coeficiente estequiométrico
de la reacción química ajustada (n), según:
3. Energía libre de Gibbs (G):
La energía libre de Gibbs es una función de estado cuya
variación nos indica si una reacción química es o no espontánea. Se mide en el
sistema internacional en Julios (J).
Cuando ΔG < 0, el proceso es espontáneo
(reacción que ocurre sin necesidad de que tengamos que inducirla).
Cuando ΔG > 0, el proceso no es
espontáneo (la reacción debe ser inducida para que tenga lugar).
Podemos calcular la energía libre de Gibbs de un proceso
relacionándolo con los valores de entalpía y entropía:
4. Ley de Hess:
Sabemos que la entalpía de una reacción química depende solo
de su estado inicial y final, y que su valor es independiente de que la
reacción transcurra en una o en varias etapas.
La ley de Hess establece que cuando una reacción química
puede expresarse como la suma algebraica de otras reacciones, la entalpía de la
reacción es igual a la suma de las entalpías de las reacciones parciales.
5. Energía:
Capacidad que tiene un cuerpo o un sistema para producir
trabajo o transferir calor.
La energía se expresa en el sistema internacional en Julios (J), aunque en algunos ejercicios podría aparecer expresado en calorías (1 cal = 4,184 J) o en electrón voltios (1 eV = 1,6·10-19 J).
6. Trabajo (W):
El trabajo es un mecanismo de transferencia de energía
basado en el empleo de una fuerza. Hablamos de trabajo de expansión-compresión
en sistemas que experimentan cambios de volumen.
El trabajo se expresa en el sistema internacional en Julios
(J).
7. Calor (Q):
El calor es la energía térmica que se transfiere de forma espontánea entre dos cuerpos que se
encuentran a distinta temperatura. Se expresa en Julios (J) en unidades del
sistema internacional.
El intercambio de calor se produce desde el cuerpo que se
encuentra a mayor temperatura hasta el cuerpo que se encuentra a una menor
temperatura hasta que se alcanza un equilibrio térmico donde se cumple:
8. Primer principio de la termodinámica:
Para todo sistema existe una función de estado denominada
energía interna (U) que toma un valor característico para cada estado y que
aumenta cuando el sistema absorbe calor (Q) o soporta un trabajo (W). Lo
expresamos matemáticamente según:
9. Segundo principio de la termodinámica:
En todo proceso espontáneo (ΔG < 0) se produce un
aumento de la entropía total del universo:
10. Función de estado:
Una función de estado es una propiedad física macroscópica
que caracteriza el estado de un sistema y que solo depende del estado del
sistema (y no de la forma en que el
sistema llegó a dicho estado). Es decir, su valor solo depende de los estados
final e inicial del sistema.
Son funciones de estado las magnitudes termodinámicas: la
entropía (S), la entalpía (H), la energía libre de Gibbs (G) y la energía
interna (U).
11. Variable intensiva:
Las variables intensivas son aquellas cuyo valor no depende
del tamaño del sistema. Son variables intensivas la densidad, la presión, la
temperatura, la concentración…
12. Variable extensiva:
Las variables extensivas son aquellas cuyo valor depende del
tamaño del sistema. Son variables extensivas la masa, el volumen o la energía.
13. Energía interna (U):
La energía interna es la suma de todas las energías
existentes en un sistema. Es una función de estado (depende únicamente del estado
inicial y final del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro).
Se expresa en el sistema internacional el Julios (J) y
matemáticamente expresamos la variación de la energía interna como la suma del
calor y del trabajo del sistema:
14. Proceso adiabático:
Proceso en el que no se produce intercambio de calor entre
el sistema y el entorno. El proceso ocurre con calor constante.
15. Proceso isocórico:
Proceso en el que no se produce cambio de volumen. El
proceso ocurre a volumen constante.
16. Entalpía de formación:
Es la energía que se absorbe o se desprende en la formación
de un mol de una sustancia en condiciones estándar a partir de sus componentes
en condiciones estándar. Se expresa en KJ/mol en unidades del sistema
internacional.
Las entalpías de formación de los elementos químicos puros
en su forma más estable en condiciones estándar son cero (por ejemplo para el C
(s), O2 (g), N2 (g), etc).
17. Entalpía de enlace:
La entalpía de enlace describe la energía que almacena un
enlace covalente entre átomos en una molécula. Son energías positivas
(absorbidas) tabuladas en base a la energía que se requiere para romper 1 mol
de enlaces, expresadas en KJ/mol.
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