Quimica Inorganica by fd5565

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                                           Tema 1.1
                                         Fundamentos.
Química: es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades y los cambios que
experimentan. Los químicos estudian la composición de a materia.

Composición: identidades y cantidades de los componentes de la materia.

Estructura: se refiere a la distribución de los componentes.

Materia: es todo aquello que nos rodea, que ocupa un espacio y posee masa. Cada uno
de los distintos tipos de materia se llama sustancia y se distinguen en base a sus
propiedades físicas y químicas.

      Propiedades químicas: son aquellas que exhibe la materia cuando experimenta
cambios en su composición. Ej. : corrosión del hierro.

        Propiedades físicas: se pueden medir sin cambiar la composición. Ej. :
solubilidad, pto. De fusión, calor,... Una de las características fundamentales que se
observa en una sustancia es su estado físico. Decimos que ha tenido lugar un cambio
físico cuando se alteran las propiedades de la sustancia pero la composición química es
igual.

Sustancias. Elementos. Compuestos y Mezclas.

Sustancias: Cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen igual tipo de composición
y propiedades. Hay dos tipos de sustancias:

         Elementos.
         Compuestos.




1
    Tomado de
http://www.biologia.org/documentation/6770/doc_6Dxu7G/apuntes%20de%20quimica%20inorganica.doc
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Átomo: es la parte más pequeña de un elemento que posee todas las propiedades
químicas características de ese elemento.

Elemento: sustancia que esta formada por un único tipo de átomo, por lo tanto hay más
de cien tipos distintos de átomos. Los 103 primeros elementos se representan por una
mayúscula seguida de minúscula o solamente mayúscula. A partir del elemento 103 se
representan con tres letras.

Los elementos que están en la misma fila se dice que están en el mismo periodo y los
elementos que están en la misma columna se dice que están en el mismo grupo.

Compuesto: Sustancia constituida por 2 o más elementos combinados en una
proporción constante. Los diferentes átomos no están simplemente mezclados sino que
están enlazados de una manera específica formando grupos pequeños denominados
moléculas. Las moléculas son las partículas más pequeñas que presentan las
características químicas del compuesto.

Mezclas: Si existen combinaciones entre 2 o más elementos o dos o más compuestos
nos estamos refiriendo a las mezclas. Hay 2 tipos de mezclas.
       Homogénea: van a tener la misma composición y propiedades. Ej. : sangre,
coca-cola, aire, agua,...
       Heterogéneas: van a tener distinta composición ya que son mezclas no
uniformes. Ej. : agua y aceite.

Métodos de separación de los componentes de una mezcla:
         Existen diferentes técnicas basadas en las diferentes propiedades físicas. Ej. :
filtración ( basada en la solubilidad), cristalización, destilación (basada en los distintos
puntos de ebullición de los componentes), centrifugación ( basada en las distintas
densidades de los componentes), cromatografía ( capacidad de adherirse a una
superficie)

Medidas y unidades:
        Las propiedades de un compuesto pueden ser cualitativas( descriptivas) o
cuantitativas. Gran parte de la química esta basada en la medición de masa, volumen y
temperatura.

Masa: cantidad de materia que contiene.
Volumen: cantidad de espacio que ocupa la masa.
Temperatura: indica hasta que punto está caliente o fría la masa.
Tiempo: cuanto tarda en producirse un cambio físico o químico.

La combinación completa de reglas, símbolos y definiciones recibe el nombre de
sistema internacional de unidades.
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                                       Tema 2
                                   Estequiometría.

La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los
compuestos, composición estequiometría. También se refiere a las relaciones
cualitativas de las sustancias cuando experimentan cambios químicos.
Desde finales del siglo XIX, principios del siglo XX es conocido que los átomos están
formados por partículas más pequeñas. Su estructura interna está formada por protones,
neutrones y electrones.
Un átomo está formado por protones, neutrones y electrones.
Un átomo está formado por un núcleo cargado positivamente rodeado de partículas
cargadas negativamente. Las cargas positivas igualan a las negativas de forma que el
átomo es neutro. La mayor masa del átomo está concentrada en el núcleo que aunque es
muy pesado es muy pequeño a comparación con el tamaño del átomo.

              Radio atómico: 1-2.5 amstron.
              Radio núcleo: 10 a la menos 5 amstron.
              1 amstron: 10 a la menos 10 m.

Si el átomo fuese del tamaño de la Tierra. Su núcleo se podría contener en un campo de
football.

              Masa protón: 1,673x 10 a la menos 24 g
              Masa neutrón: 1,673x 10 a la menos 25 g
              Masa electrón: 9,11x 10 a la menos 28 g

La masa de los átomos oscila entre 10 a la menos 24 g y 10 a la menos 22. Puesto que
estas cantidades son tan pequeñas se ha utilizado la unidad de masa atómica.

u.m.a: Es la doceava parte de un átomo de carbono 12 contiene 6 protones y 6 neutrones
en su núcleo.
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                     1 u.m.a ------1,6605 x 10 a la menos 24 g

La masa de los átomos está comprendida entre 1 u.m.a y 250 u.m.a.

                    Número atómico. Número másico. Isótopos.

Número atómico: Número de protones que es igual al nº de electrones. Se representa
por z.
Número másico: suma de neutrones y protones. Se representa A.
Isótopos: Son los átomos de un elemento que tiene el mismo nº atómico pero diferente
nº másico. Tienen igual nº de protones pero distinto nº de neutrones.
        El nombre “isótopo” viene del griego y significa igual lugar e indica que aunque
los átomos tengan distintas masas, pertenecen a un elemento que ocupa un único lugar
en la tabla periódica.




Mol/Gramos.

Mol: un mol de cualquier sustancia es un peso expresado en gramos igual al peso
molecular de esa sustancia expresada en u.m.a.
Mol: un mol de una sustancia es igual a tantas moléculas como átomos de C12 hay en
12 gr de C12.
       Un mol de cualquier sustancia tiene 6.022 x 10 a la 23.
       Un mol de átomos de un elemento es el peso atómico de ese elemento expresado
en gramos.
       Un mol de moléculas de ese compuesto es el peso molecular de ese compuesto
expresado en gramos.

Definición de fórmula química.

Fórmula química: es una combinación de símbolos químicos y subíndices que indican
el tipo y el número de átomos de cada elemento presente según la molécula. Tenemos
que distinguir entre:
        Fórmula empírica: nos da la relación más pequeña de números enteros entre los
átomos presentes en ese compuesto.
        Fórmula molecular: nos da el número real de átomos diferentes que hay en esa
molécula.
Composición porcentual: nos dice el número o el peso de un elemento dividido por el
peso molecular y multiplicado por 100.
                                    Peso elemento
                            %=                      x 100
                                    Peso molecular

Ecuaciones químicas: los químicos han desarrollado un lenguaje para describir los
procesos químicos que implica el uso de fórmulas y ecuaciones. Las ecuaciones
químicas describen las sustancias que reaccionan (reactivos), las que se forman
(productos) y las cantidades relativas de las sustancias que participan. Describen de
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manera cualitativa el proceso químico indicando la naturaleza y el estado de reactivos y
productos.
Nos indica también las relaciones cuantitativas mediante los coeficientes
estequiométricos.
Una ecuación química debe estar siempre ajustada de manera que exista siempre el
mismo nº de átomos de un elemento a ambos lados de la reacción.

       2N2H4 (l + N2O4 (l                          3N2 (g + 4H2O (l

Una ecuación química ajustada permite establecer relaciones molares y relaciones de
masa.

Reacciones en disolución acuosa: la mayoría de las reacciones químicas se dan en
disoluciones por lo que para entender su estequiometría es necesario recordar las
medidas básicas de concentración.
Concentración: Cantidad de soluto que existe en una disolución.

              Molaridad (M) = nº de moles de soluto/ litros de disolución


Tipos de reacciones en disolución acuosa.

Reacción de precipitación: se produce cuando se obtiene un sólido o precipitado al
mezclar dos reacciones electrolíticas que contienen 1 catión o 1 anión.

       Ej: NaCl (ac + AgNO3 (ac             AgCl (g + NaNO3

Reacción Ácido – Base: son aquellas en las que se produce transferencia de H+. El
ácido es el dador de H+ y la base el aceptor.

       Ej: HCl (ac + NaOH (ac               NaCl (ac + H2O (l

Reacción redox: se produce transferencia de electrones. Se oxida el compuesto que
pierde e- y se reduce el que los gana.

       Ej: Zn (s + 2H+ (ac                  Zn2+ (ac + H2 (ag
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                                      Tema 3
                        Estructura atómica. Tabla periódica

Teoría atómica: la idea de que la materia está formada por partículas pequeñas es muy
antigua y se encuentra recogida en los escritos del filósofo griego Demócrito
(2400a.C.). Sin embargo, la primera evidencia experimental de la existencia de átomos
no apareció hasta 1805 en que un maestro inglés John Dalton estableció la 1ª teoría
Atómica cuyos postulados han soportado en lo esencial el paso del tiempo. 3 postulados
de ésta teoría son:

       1º Un elemento está constituido por partículas pequeñas llamadas átomos.
Todos los átomos del mismo elemento tienen las mismas propiedades.
       2º Los átomos de distintos elementos tienen distintas propiedades. En una
reacción química el átomo de un elemento no desaparece ni se transforma en otro
átomo.
3º Un compuesto es una combinación específica de átomos de más de un elemento.

Pronto los científicos se preguntaron si existían partículas más pequeñas y sin embargo
tuvieron que pasar otros cien años hasta que se demostró la existencia de partículas
subatómicas. Tres físicos fueron los pioneros en esta materia:

       Thomson
       Rutherford
       Millikan

        En 1897 Thomson descubrió la 1ª partícula subatómica cuando estudiaba el
comportamiento de los rayos catódicos, esta partícula de carga – (e-), determinó su
relación carga – masa (1´76 x 10 a la 8 C/g. En el modelo atómico de Thomson un
átomo es una esfera maciza positiva y con e- en su interior de manera que el átomo es
eléctricamente neutro.
        Millikan (1910) fue el que determinó la carga de e- que es 1,602 x 10 a la menos
19C.
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        En 1910 Rutherford y sus estudiantes realizaron un experimento que consistía en
bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa que son átomos de He a los que
se le ha arrancado 1e-. Recogieron el resultado de este bombardeo en una placa
fotográfica y lo que observaron fue que la mayoría de las partículas alfa atravesaron la
lámina de oro sin desviarse y que un pequeño número rebotaba en ángulos agudos.
Rutherford propuso un modelo atómico en el que la masa y la carga + se encuentran en
el núcleo pequeño a comparación con el tamaño del átomo y con los e- girando en
órbitas circulares como si fuese un sistema planetario. Esto permite explicar los
resultados experimentales. Al ser pequeña la probabilidad de encontrar un núcleo pocas
son las partículas alfa que rebotan las que no se desvían es porque pasan lejos del núcleo
y aquellas que sufren una pequeña desviación es porque pasan próximas al núcleo que
tiene carga +. Al estar las 2 cargadas positivamente se repelen.
En este modelo atómico la fuerza de atracción entre cargas viene expresado por la ley
de Coulomb.

                      F= K (q1-q2)/d(cuadrado)

Los e- están girando en órbitas concéntricas en torno al núcleo y no se caen sobre el
núcleo a pesar de la atracción entre cargas distintas. La explicación de Rutherford es
que los e- giran a gran velocidad lo que impide que con la atracción caigan sobre el
núcleo.
Otra aportación fue el cálculo del tamaño del átomo y núcleo el cual sería 10000veces
más pequeño que el átomo.

              Diámetro núcleo ~ 10 a la menos 12 cm.
              Diámetro atómico ~ 10 a la menos ocho cm.

Nuevas experiencias demostraron que el modelo propuesto por Rutherford era
incompleto.
La velocidad de la luz en el vació es distinta a la velocidad de la luz en otro medio como
puede se el vidrio. Cuando la luz pasa de un medio a otro se desvía. Este hecho es ya
conocido desde la época de Isaac Newton (1642-1727) quien demostró que la luz blanca
estaba constituida de varios colores que van desde el rojo hasta el ultravioleta. Lo
demostró haciendo incidir un haz de luz blanca sobre un prisma.
        Cuando los distintos componentes de la luz se recogen en una placa fotográfica
se obtiene lo que se denomina espectro que está formando por una serie de líneas
espectrales características de la luz que está siendo analizada. Gran parte del
conocimiento de la estructura atómica llegó con la espectroscopia que es el análisis de la
luz y otras radiaciones absorbidas o emitidas por diferentes sustancias. Algunos
elementos cuando se calientan o cuando sus vapores son expuestos a una descarga
eléctrica emiten luz de un color característico.

Organización de un espectro: al someter una muestra al calentamiento o a una descarga
eléctrica la muestra adquiere una energía que cambia la estructura interna de los átomos.
Cuando ésta estructura distorsionada se reajusta se pierde el exceso de energía mediante
la emisión de un fotón de luz.
Si la energía de un átomo disminuye AE, esta es la energía que transporta el fotón:

                             AE = hv = hC/
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En la época de Newton solo se conocía la variación entre el rojo y el blanco.
Actualmente se sabe que el espectro electromagnético continúa a ambos lados de la
región visible de nuestros ojos.
El primer átomo de estudio fue el H2. En el espectro de estudio del H2 se observan 3
líneas. La más sencilla es roja y aparece a 656nm por ello el átomo de H2 excitado es de
color rojo. Hoy se sabe que el espectro de H2 está formado por un gran nº de líneas cuya
frecuencia se puede determinar por la ecuación de Rydberg:

                      F = R (1/ Nf (cuadrado) – 1/Ni(cuadrado) )

Cada serie de líneas espectrales se obtiene dándole valores a Nf = 1,2,… y cada línea
individual de la serie se obtiene designando valores de Ni = Nf+1, Nf+2,…

       Así para Nf = 1       Lyman (ultravioleta)
               Nf = 2        Balmer (visible)
               Nf = 3        Paschen (infrarrojos)

En 1900 Planck llegó a la conclusión de que la radiación no puede ser emitida ni
absorbida de manera continua sino en pequeñas cantidades definidas que son múltiples
de la frecuencia de la luz correspondiente. La energía se absorbe o se emiten unidades
llamadas cuantos o fotones. La energía de un fotón se puede calcular con la ecuación:

                             E = hV
                      H = 6,62 x 10 a la menos 34 Js

Modelo atómico de Bohr: Cuando Bohr estableció su teoría ya se conocía el espectro
del H2 y la teoría cuántica de Pkanck. Hablaremos de 3 postulados importantes:

       -   El e- se encuentra en orbitales circulares alrededor del núcleo.
       -   El e- solo tiene un conjunto fijo de órbitas permitidas llamadas estados
           estacionarios. Mientras un e- se encuentra en una órbita, la energía es Cte. y
           no emite energía.
       -   Un e- solo puede pasar de una órbita permitida a otra órbita permitida. En
           estas transiciones están implicadas cantidades discretas y fijas de energía.

El modelo atómico de H2 Basado en estas ideas habla de un átomo que posee un núcleo
que está en el centro y un único electrón que se encuentra en una de las órbitas
permitidas. Los estados permitidos del e- se nombran n = 1, n = 2, … y así
sucesivamente. Estos números enteros reciben el nombre de nº cuántico. La situación
del átomo de H2 hace que el e- pase a una orbita superior, cuando el e- vuelve a caer a
una órbita menor emite una energía igual a la diferencia entre los dos niveles.
Normalmente el e- se encuentra en la órbita de menor energía que es la situada más
próxima del núcleo, n = 1. Cuando se encuentra en esta órbita se dice que el e- está en
estado fundamental. Cuando está en otras órbitas se dice que está excitado. Esta teoría
permite descubrir el radio de la órbita, velocidad y energía del e.
El modelo atómico de Bohr solo permite explicar átomos que poseen únicamente un e-
como por ejemplo el hidrógeno, pero no permite explicar átomos de más electrones.
Para explicarlos Sommerfield introdujo pequeñas variaciones a este modelo:

       -   Las órbitas además de circulares pueden ser elípticas.
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       -   Para cada órbita n puede haber n sub-órbitas. n es circular y n – 1 elípticas.

Surge así la necesidad de otro nº cuántico que sirva para delimitar a la sub–órbita a la
que pertenece el e-, el cual se denominó nº cuántico secundario L.
Si n = 1, una órbita circular y no hay una órbita elíptica.
A pesar de las modificaciones realizadas sobre el modelo atómico de Bohr no se podía
explicar el espectro de un gran nº de átomos.
Hay dos nuevas ideas que aparecen al principio del s.xx que nos conducen a la nueva
descripción mecano – cuántica del átomo. Estas 2 ideas son:

Dualidad Onda – Corpúsculo. Hipótesis de De Broglie.
        El hecho de que a la luz presente tanto propiedades ondulatorias como de
partícula sugirió a Louis De Broglie que una partícula pequeña como un e- puede tener
propiedades de onda en circunstancias adecuadas. De Broglie predijo que una partícula
de masa m y velocidad v lleva asociada una longitud de onda tiene un valor numérico
igual a :
                              h/m x v
Esta conclusión se extendió y generalizó para toda la materia de manera que no solo los
fotones llevan asociada una onda sino que toda la materia presenta esta dualidad, para
cualquier tipo de materia.
Esta teoría fue confirmada experimentalmente cuando se consiguió realizar la difracción
de e-.
Todos los objetos de la vida cotidiana presentan un comportamiento ondulatorio aunque
no lo observamos. Esto es debido a que la masa es muy grande y por tanto es muy
pequeña. Sin embargo las partículas atómicas tienen masas comparables a la cte. de
Planck y por tanto sus longitudes de onda son apreciables.

Principio de incertidumbre de Heisemberg: Uno de los principios fundamentales de
la mecánica cuántica es que es imposible determinar con exactitud la trayectoria del e-
entorno a un núcleo. El principio de incertidumbre de Heisemberg enunciado es 1927 es
una afirmación teórica que se encuentra de acuerdo con todas las observaciones
experimentales. Nos dice que es imposible determinar con toda exactitud la posición y
la cantidad de movimiento de una partícula. Matemáticamente el producto de la
incertidumbre de la posición y de la cantidad de movimiento es:

                             A x A(mv) = h/ 4

La conclusión inmediata de este principio es que la concepción de órbita en el átomo de
Bohr debe ser modificado ya que según sus ecuaciones se podían determinar
exactamente la velocidad y el radio del e-. El concepto de órbita tanto plana como
elíptica debe ser sustituida por el orbital que implica la probabilidad de encontrar el e-
en una posición determinada.

Ecuación de onda de Shrödinger. Shröndinger partiendo de la idea de que toda partícula
en movimiento lleva asociada una onda fue capaz de hallar la ecuación que describe este
movimiento. Las soluciones a la ecuación de onda se denominan funciones de onda y
definen a la partícula. A partir de la función de onda se puede determinar la
probabilidad de encontrar un e- en una región del espacio. La ecuación de onda es una
ecuación diferencial que si se intenta resolver se observa que tiene soluciones para
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determinar valores de energía cuantizadas por 3 números. Estos números se denominan
números cuánticos.

       -   El primer nº cuántico es el nº cuántico principal (n) que puede tomar valores
           desde 1 hasta infinito.
       -   El segundo nº cuántico es el número cuántico secundario o azimutal (L) y
           que puede tener valores desde cero hasta n – 1.
       -   El tercer número cuántico es el magnético (m) que puede tener valores desde
           – L a +L pasando por el cero.

Para cada uno de los valores de energía se obtendrá una función de onda descrita por
estos tres números.
Al volumen en el espacio en el que resulte más probable encontrar el e- se le denomina
orbital atómico.
Matemáticamente viene expresado por las soluciones a la ecuación de onda que son las
funciones de onda.
        N ( número cuántico principal) describe el nivel de energía que tiene el e- así
como su volumen en el espacio.

       n1 = K (nivel)
       n2 = L
       n3 = M

L (número cuántico secundario o azimutal): nos indica la forma geométrica del orbital.
Varía desde l = 0 hasta n – 1.
       L = 0 orbital esférico // orbital s
       L = 1 orbitales p que son 2 lóbulos con un nodo central.
       L = 2 orbitales d, que son 4 lóbulos.
       L = 3 orbitales f.

M ( nº cuántico magnético): nos informa de la orientación del orbital en el espacio.
Tiene valores desde – L a + L.

       Si L = 1                     m      -1,0,+1
       Si L = 0                     m      0

Los orbitales son formas geométricas tridimensionales.

Existe un 4º nº cuántico denominado de spin que se refiere a la orientación del campo
magnético que el giro del e- produce los valores son +1/2 y –1/2.
Por lo tanto los valores n, m y L describen un orbital atómico determinado en el que
solo se pueden colocar 2 e- lo que se conoce como el principio de exclusión de Pauli
que dice que ningún átomo puede tener los cuatro números cuánticos iguales.

Estructura de los átomos multi - electrónicos: La ecuación de Shrodinger solo se
resuelve exactamente para el átomo de H2. Para otros átomos se complica enormemente
y no se puede resolver. Se utilizan operaciones matemáticas y de una manera sencilla
las diferencias entre un átomo de H2 y un polielectrónico son:
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       -   El núcleo de un átomo polielectrónico está más cargado que el de un átomo
           de H2, por lo tanto atrae a los e- con más fuerza y hace disminuir la energía
           de un e-.

Sin embargo al aumentar el nº de e- también aumentan las fuerzas de repulsión y hace
que aumente la energía de los e-.
Como resultado, los átomos poli electrónicos tienen orbitales parecidos a los del H2
pero con distintas energías. En él átomo de H2 la energía depende únicamente de n. En
los átomos poli electrónicos la energía depende de n y de L.
La energía de un orbital s es menor que la de un orbital p y la de éste menor que la de un
orbital d siempre que estemos en la misma capa.
La diferencia de energía de los orbitales de igual capa pueden atribuirse a su forma.
Un orbital s es esférico y en él los e- pueden estar cerca del núcleo.
En el orbital p hay en el núcleo un nodo y los e- están más lejos del núcleo.

Configuración electrónica de los átomos.
Representar la configuración electrónica de un átomo consiste en distribuir los e- de un
elemento en niveles.


                       1s2
                       2s2 2p6
                       3s2 3p6 3d10
                       …

Es necesario recordar el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund: “ Mientras
sea posible los e- se colocan en cada subnivel energético con los spin desapareados”.
El principio de Aufban nos recuerda que los e- deben colocarse en los niveles más bajos
de energía. De esta manera obtendremos la configuración electrónica en el estado
fundamental o de mínima energía de cualquier elemento.

                                    Sistema Periódico

Mendeleev y Meyer publicaron de manera independiente ordenamientos de los átomos
conocidos en función de sus propiedades.
La clasificación de Meyer se basó en las propiedades físicas y Mendeleev en sus
propiedades químicas.
Los elementos con propiedades químicas similares y según su peso atómico estaban
ordenadas por Mendeleev.
La tabla periódica actual sigue el orden de los números atómicos. Las propiedades de
los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. La Ley Periódica dice
que si se ordenan los elementos conforme aumenta su nº atómico se encuentran de
forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas similares.
Los grupos y familias tienen propiedades físicas y químicas similares.
Los periodos y los elementos de ese periodo tienen propiedades que caían de forma
progresiva en la tabla y tienen el mismo nº cuántico n.
El grupo 1 a es el grupo de los alcalinos. El grupo 2 a es el de los alcalino – térreos y así
sucesivamente.

Propiedades periódicas de los elementos.
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 Energía de Ionización: se define como la cantidad mínima de energía que hay que
suministrar a un átomo neutro gaseoso y en estado fundamental para arrancarle el e-
enlazado con menor fuerza, es decir, mide la fuerza con la que está unido el e- al átomo.
Es una energía muy elevada para los gases nobles y es necesaria una mayor cantidad de
energía.
Las energías de ionización pequeña indican que los e- se arrancan con facilidad.
A medida que aumenta n el e- está más lejos del núcleo, la atracción es menor y por lo
tanto, la energía de ionización es menor.
En el mismo periodo aumenta la carga nuclear y la energía de ionización tiene valores
más grandes.




Afinidad Electrónica: se define como la variación de energía que tiene lugar cuando
un átomo en estado gaseoso adquiere un e-.
Cuando el F adquiere un e- se libera energía, es un proceso exotérmico y la afinidad
electrónica tiene un valor negativo.
Si el valor negativo es alto, estos átomos ganan con facilidad e-.
La afinidad electrónica y la energía de ionización varían igual en la tabla periódica.




Electronegatividad: mide la tendencia relativa de los átomos a atraer hacia si el par de
e- compartido en el enlace con otro átomo.
La electronegatividad puede expresarse como:

                             PI + AE/2

y varía en la tabla periódica de mismo modo que estos.
Este valor es útil para predecir el enlace entre 2 átomos. Dos átomos con
electronegatividad similar se unirán con enlace covalente y al revés con enlace iónico.

Estado de oxidación: es el nº de e- que tiene que ganar o perder un átomo para adquirir
la configuración de gas noble.

Radio atómico: la mitad de la distancia entre dos átomos del mismo elemento unidos
por enlace covalente.
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En un grupo aumenta n al añadir más e- a orbitales de mayor tamaño. Al aumentar a
carga nuclear y añadir e- al mismo nivel, los más externos son más atraídos y el radio
disminuye.




Radio iónico: cuando un átomo pierde 1 o + e- formando un ión + hay un exceso de
carga nuclear actuando sobre los e- del catión resultante. El núcleo atrae con más fuerza
los e- y en consecuencia los cationes son más pequeños que los átomos de los que
proceden.
Si consideramos dos cationes izo electrónicos por ejemplo el Na+ y el Mg2+ que tienen
el mismo nº de e- en idéntica configuración, el Mg2+ es mayor que el Na+ porque su
carga nuclear es mayor. Un catión será tanto más pequeño cuanto mayor sea su carga.
De la misma forma los aniones son mayores que los átomos de los que proceden.
Los radios iónicos son tanto mayores cuanto mayor es la carga.

                                   Enlace Química

Se describen el conjunto de instrucciones que mantienen los átomos unidas entre si o las
moléculas unidas entre si para dar lugar a estructuras más estables de los átomos o
moléculas de partida. La causa de que se produzca un enlace química es la economía
energética es decir, la búsqueda de la estabilidad. Los elementos más estables son los
gases nobles y todos los demás tienden a adquirir la configuración electrónica del gas
noble más próximo y para ello juegan con los e- de valencia. Esto es evidente para
aquellos elementos cuyos e- más externos están en orbitales s o p. Sin embargo los
elementos de transición con e- en orbitales d tienen mayor dificultad para adquirir la
configuración de gas noble. En este caso la estabilidad se consigue con orbitales d
semillenos.
En general los enlaces químicos se pueden dividir en 2 grupos:
       - Interatómicos o intramoleculares: son los responsables de mantener unidas
           entre si a moléculas u otro tipo de estructuras superior a los átomos. Se
           incluyen:
               o Enlace covalente.
               o Enlace iónico.
               o Enlace metálico.
       - Fuerzas intermoleculares: mantienen unidas entre su moléculas de la misma
           sustancia.
               o Enlaces de H2
               o Enlaces de Van der Vaals.

Enlace Iónico: se forma entre átomos que poseen energía de ionización y afinidad
electrónica muy diferentes. Esta situación permite a un átomo transmitir uno o más
electrones de valencia a su compañero.
A partir de la configuración electrónica de un elemento se puede deducir su capacidad
para recoger o ceder electrones. Un metal alcalino puede transformarse fácilmente en un
ion positivo mediante un gasto de energía igual a su P.I. En cambio un halógeno tiene
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tendencia a ganar 1e- para adquirir la configuración de gas noble, transformándose en
un ion negativo y cediendo una cantidad de energía igual a su AE.(afinidad electrónica.
Cuando dos átomos de electronegatividades muy diferentes se hallan uno en presencia
de otro se producirá la transferencia de un e- desde el elemento menos electronegativo
al más electronegativo. Es fácil deducir que estos iones de signo contrario se unirán por
fuerzas electroestáticas de unión.
Se forma entre metales alcalinos y alcalino-térreos con halógenos y calcógenos dando
lugar a compuestos sólidos de puntos de fusión elevados y que fundidos o en disolución
son buenos conductores. Ej: el ClNa no existe como molécula aislada sino que se
encuentra formando parte de redes cristalinas en las que los iones se sitúan unas
alrededor de otras de manera que la atracción electrostática sea máxima entre ellas.

Enlace covalente: se forma por compartición de e- entre los distintos átomos que
forman la molécula. La diferencia de electronegatividad de los átomos que forman la
molécula puede variar desde cero hasta valores muy pequeños que en ningún caso
puede dar lugar a que se produzca transferencia de electrones. Cada átomo tiende a
adquirir su configuración más estable compartiendo electrones con átomos de
estructuras similares.




Estructura de Lewis.
Lewis en 1916 resaltó que la configuración electrónica de los gases nobles es
particularmente estable ya que los átomos podían adquirir estabilidad compartiendo
electrones con otros átomos formando enlaces mediante pares de e- y adquiriendo
estructuras como las de los gases nobles.
Los elementos del 2º periodo pueden representarse mediante la indicación de puntos, el
número de electrones de valencia.

       Li             Be             Be            C              O

Cuando se escriben las estructuras de Lewis debe cumplirse siempre la regla del octeto:
Los elementos alcanzan una máxima estabilidad cuando su capa más externa tiene 8e-.
Reglas:
       - Escribir el esqueleto molecular uniendo todos los átomos por medio de un
          enlace sencillo.
       - Contar el número de electrones de valencia. Para una molécula neutra, los
          electrones de valencia coinciden con la suma de los átomos que constituyen
          la molécula. En el caso de los cationes el número de electrones de la carga
          será sustraído. En los aniones ha que sumar el número de electrones
          correspondientes a la carga del anión.
       - Distribuir los electrones restantes entre los átomos de manera que se cumpla
          la regla del octeto. A veces es necesario compartir dos pares de electrones
          diciendo que los átomos están unidos por un enlace doble. Si los átomos
          están unidos por 3e- decimos que están unidos por enlace triple. Los e- que
          no están implicados en el enlace decimos que son pares no compartidos.
                                     H

CH4                          H       C      H
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4+4=8
                                     H

H2O                              H–O–H
2+6=8


NH3                          H       N      H
5+3=8
                                     H
Estructuras Resonantes:
Existen moléculas para las que es posible escribir varias estructuras de Lewis. Estas
estructuras reciben el nombre de resonantes y se caracterizan por ser ínter convertibles a
través del movimiento de pares de e- sin cambiar las posiciones de los núcleos.

        O                            O                             O

        C                            C                             C

O              O             O               O              O             O
Experimentalmente se ha encontrado que las longitudes de enlace C – O en la molécula
de carbono son todas iguales y que la molécula es simétrica. Si alguna de las estructuras
resonantes fuese la verdadera, las longitudes serían distintas ya que en un enlace doble
es más corto que uno sencillo. La estructura real se aproxima a la media de todas las
formas resonantes y se denomina híbrido de resonancia. Los híbridos de resonancia no
son reales sino que son estructuras hipotéticas. Se representan de esta manera un enlace
sencillo y uno punteado,

Determinación de la estructura de Lewis.

        -   Aquella en la que existe un mayor nº posible de octetos.
        -   Aquella que tenga menor separación de cargas.
        -   Aquella en que las cargas se sitúen de acuerdo con las electronegatividades
            de los átomos.

Excepciones:
       Las estructuras de Lewis se cumplen bien para moléculas cuyo átomo central es
del 2º periódo ( C, N, O, F. Entre las moléculas que no cumplen la regla del octeto
están:
       1º Las que tienen un nº impar de e- de valencia. NO2 -> 17e-
       2º Las moléculas que contienen Al, B, Be

Octetos expandidos: aquellas moléculas que tienen átomos del 3er periodo como Se, S,
P que poseen por lo tanto orbitales de e- albergando un nº mayor en los orbitales d
vacíos y cercanos en energía.

Propiedades del enlace covalente. Polaridad. Longitud de enlace y energía de
disociación.
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Energía de disociación: energía que se pone en juego en el proceso en el que una
molécula diatómica en estado gaseoso se transforma en 2 átomos.

              X2 (g) ---------------------------2X AHºd
              H2 (g) ---------------------------2H AHºd=436 KJ/mol

En el caso de moléculas poli atómicas la energía de un enlace está afectado por los
demás átomos aunque las diferencias no son muy grandes.

Energía de Enlace: se calcula mediante ciclos termodinámicos experimentales y son
energías promedio

                      C – H 1,09 amstrong
                      C – C 1,54   “
                      C = C 1,34    “
                      C C 1,20     “

A medida que aumentamos la multiplicidad los enlaces son más cortos y más fuertes.

Polaridad de Enlace: se define como el porcentaje de carácter iónico que posee enlace
covalente. Viene determinada por las electronegatividades de los átomos.
Teoría de la Repulsión de los pares electrónicas de la capa de valencia. TRPECV.:
La teoría de Lewis nos informa de la configuración electrónica de una molécula. En
función de ello se puede explicar cualitativamente las fuerzas y las longitudes de enlace,
incluso algo de la reactividad de la molécula. Sin embargo, la teoría de Lewis no nos da
información sobre la geometría de la molécula que es la responsable de sus propiedades.
TRPECV permite predecir con bastante éxito la geometría de la molécula considerando
el nº de pares de e- que rodean el átomo central.
La molécula adoptará aquella disposición espacial que minimice sus repulsiones.

Aplicación de la TRECPV:
      - Se dibuja la estructura de Lewis de la molécula.
      - Se cuenta el nº de pares de e- enlazantes y no enlazantes que rodean al
          átomo central y se predice su distribución espacial de manera que las
          repulsiones entre los pares electrónicos sea mínima.
      - Se predicen los ángulos de enlace sabiendo que las repulsiones par libre –
          par libre es mayor que las repulsiones par libre – par enlazante que a su vez
          son mayores que las repulsiones entre pares enlazantes.

Polaridad Molecular: para las molécula diatómicas tenemos dos casos; átomos iguales
y átomos distintos. En las moléculas de átomos iguales. En las moléculas de átomos
iguales la carga es cero y es apolar.
En el caso de las moléculas poli atómicas es necesario considerar la geometría de las
moléculas además de la polaridad de los enlaces. La polaridad molecular es la suma
vectorial de los momentos dipolares de cada enlace.

Teoría de la Hibridación.
La teoría de Lewis del enlace químico y su ampliación, la TRPECV supone que cada
par de e- está situado entre 2 átomos enlazados. Sin embargo sabemos que los e- no
están localizados sino que se expanden por una región del espacio definida por los
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orbitales. La teoría de la hibridación permite combinar la aproximación de Lewis acerca
de la estructura molecular con la descripción de la molécula mediante orbitales.
La teoría de la hibridación se basa en 2 ideas:
        - El enlace se forma por solapamiento de orbitales atómicos y en el orbital
            resultante se sitúan los 2e-.
        - Los orbitales atómicos antes de solaparse para dar un enlace se combinan
            entre ellos para dar unos nuevos orbitales híbridos consiguiéndose así
            solapamientos máximos.

Teoría de la hibridación de moléculas con enlaces múltiples: la teoría de la
hibridación considera que cada par de e- extra de un enlace doble o triple no tiene
influencia en la geometría, es decir, los pares de e- de un enlace múltiple no están
hibridados. La geometría se fija por el nº de pares de e- de orbitales híbridos que rodean
al átomo central.

Hibridación de moléculas con enlace múltiple:
        Doble enlace: por solapamiento lateral de los orbitales p no hibridados se llama
enlace H y se caracteriza por tener l par de e- en un orbital cuya densidad electrónica es
nula en el eje que une los 2 átomos de C y máxima en la parte superior de éste eje.
Un enlace sigma es aquel en el que tenemos 2e- en un orbital cuya densidad electrónica
es máxima a lo largo de la línea que une los 2 átomos de C.
Teoría de Orbitales Moleculares: existen moléculas a las que ni la teoría de Lewis ni
la hibridación dan una explicación satisfactoria.
En términos mecanocuánticos el enlace está formado por el solapamiento de orbitales
moleculares. La aproximación de orbitales moleculares incluye 3 operaciones básicas:
        - Los orbitales atómicos se combinan para dar nuevos orbitales moleculares
            característicos de la molécula como un todo. El nº de orbitales moleculares
            es igual al nº de orbitales que se ha combinado.
        - Los orbitales moleculares se ordenan por energías crecientes.
        - Los electrones de valencia de la molécula se distribuyen entre los orbitales
            moleculares siguiendo las siguientes reglas:
                o Cada orbital puede alojar un máximo de 2e-,
                o Los e- van siempre al orbital molecular disponible que tenga menor
                    energía.
                o Se cumple la regla de Hunt. Si tenemos 2 orbitales moleculares de
                    igual energía y 2 e- se coloca un e- en cada orbital obteniéndose 2
                    orbitales semiocupados.
                o El caso más sencillo es la molécula de H2 cada uno con su orbital
                    1s.
                o De la combinación de los 2 orbitales 1s se obtienen orbitales
                    moleculares. En esta combinación pueden darse 2 situaciones:
                         Las nubes electrónicas se solapan alcanzando una
                            distribución electrónica de igual número de energía y es lo
                            que se denomina solapamiento constructivo y da lugar al
                            orbital molecular enlazante.
                         La segunda combinación es destructiva. Da lugar a un orbital
                            molecular de mayor energía que los orbitales atómicos
                            denominado orbital molecular antienlazante.
El solapamiento de orbitales 1s es frontal dando lugar a una distribución electrónica en
el eje de los 2 núcleos.
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                       +



Son de tipo sigma ya que e- se encuentran en la línea de unión e los 2 átomos Si
distribuios los orbitales en un diagrama de energía tendremos las siguientes
disposiciones.
                           H2



                           1s           1s




Se define el orden de enlace de una molécula como la mitad de e- en orbitales
enlazantes menos el nº de e- en orbitales no enlazantes.

               OE =E - NE/2
La molécula de He2 no existe ya que tiene igual energía que los átomos separados y la
formación de molécula tiene lugar cuando la energía es favorable.
Los orbitales híbridos van a albergar los pares de e- desapareados, los pares de e- que
forman un enlace sencillo y sólo 1 par de e- que forman un enlace doble o un enlace
triple.
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Tema 5.
Estado de Agregación.
Las fuerzas de unión entre átomos para dar lugar a las moléculas ha sido objeto de
estudio en el tema de enlace químico. En este tema vamos a ver las interacciones entre
las moléculas según la fortaleza de éstas podemos distinguir entre los distintos estados
de la materia. Las interacciones intermoleculares más importantes son:

       1º ión – ión
       2º ión – dipolo
       3º Dipolo – dipolo
       4º Enlaces de hidrógeno
       5º Fuerzas de London

Ión- Ión: son interacciones electrostáticas entre iones + e iones -. Son las responsables
de los elevados puntos de fusión y ebullición de los compuestos iónicos. Es el tipo de
interacción que encontramos por ejemplo en el NaCl. Matemáticamente:

                             E = - Z1xZ2/d

Ión – Dipolo: es la fuerza entre un ión y la carga parcial de un extremo de una molécula
polar. Un catión atrae la carga parcial más de un dipolo eléctrico negativo. La energía
de esta interacción disminuye con la distancia al cuadrado entre el ión y el dipolo.

                             E= - Z1xMomento/d(cuadrado)

Esta interacción es la responsable de la hidratación de cationes en disolución. La
hidratación es la unión de moléculas de H2O entorno a un ión.
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Dipolo – dipolo: se da entre moléculas polares. Es la interacción o atracción entre los
dipolos eléctricos de moléculas polares que son aquellas que tienen un momento dipolar
distinto a cero. Al ser interacciones entre cargas parciales son más débiles que las
interacciones en las que participan partículas cargadas.

Enlaces de Hidrógeno: es el responsable de los puntos de ebullición extraordinariamente
altos que presenta el NH3, el H2O y el FH ( fluorhidrico) comparadas con los puntos de
ebullición de los compuestos correspondientes con los átomos del 3er periodo son:

       NH3    OH2     FH     Líquidos.
       PH3    SH2     ClH    Gases.

debidos a los enlaces de H2. El enlace de H2 surge de la interacción entre un átomo de
H2 que se encuentra entre 2 átomos muy electronegativos como son F, O y N.
Si se representa el enlace de H2 como 3 puntos A – H       B dónde A y B son átomos
muy electronegativos. El enlace de H2 es un enlace débil pero cuando se puede produce
lo hace entre tantas moléculas que el conjunto es una interacción fuerte. La clave para
explicar este enlace es la naturaleza fuertemente polar del enlace A – H que hace que
exista una carga parcial positiva sobre el átomo de H2 la cual puede atraer el par de e-
libre del átomo vecino B. Especialmente si este átomo B es tan electronegativo que
puede tener una carga parcial -. El H2 es el único átomo capaz de experimentar este tipo
de enlace porque es tan pequeño que B puede acercarse mucho a la carga parcial + del
H2 e interaccionar fuertemente con él.

       N – H...F             O – H... F            F – H ...F
       N – H…O               O – H …O              F – H …O
       N – H …N              O – H …N              F – H …N

Este tipo de interacción produce una estabilización de unos 20 KJ/mol para el enlace
OH…O. Estos 20 Kj/mol es solo una fracción de la energía del enlace normal O – H
que es de 436 KJ/mol. Cuando puede producirse este enlace es lo suficientemente fuerte
como para predominar sobre cualquier otro tipo de interacción intermolecular. El H2O
es el ejemplo típico de compuesto con enlace H2. Cada molécula de H2O tiene 2
átomos de H2 enlazados covalentemente al átomo de O electronegativo. En el H2O
líquido las moléculas pueden estar unidas por enlace de H2 a otras moléculas de H2O.
Como consecuencia el H2O tiene el punto de ebullición de 100ºC y el sulfídrico que
podríamos pensar que tendría mayor punto de fusión de ebullición por ser más pesada
H2S            -85ºC siendo un gas.

Dispersión o London: son las fuerzas intermoleculares más débiles. Se dan en moléculas
no polares, aquellas en las que no existen separación de carga dentro de la molécula. Sin
embargo, a medida que se aproximan 2 moléculas las nubes electrónicas interaccionan y
producen un dipolo durante un tiempo muy corto en el que las moléculas están muy
próximos. Se produce entonces un dipolo temporal que a su vez produce otro dipolo
temporal en la molécula vecina. Cuando la molécula se separan dejan de interaccionar.
Este tipo de interacción es la que nos permite explicar porque aumentan los puntos de
ebullición al aumentar el peso molecular de las sustancias. La intensidad de estas
fuerzas depende de la capacidad de la molécula para polarizar nubes electrónicas.
En general, cuanto más grande es una molécula los e- más externos están más alejados
de los núcleos y por lo tanto son + fáciles de polarizar.
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Gases. Propiedades Generales.
La teoría cinética-molecular de los gases explica de manera teórica el comportamiento y
las propiedades de los gases. Esta teoría describe el comportamiento de los gases
mediante generalizaciones.
       1. Todos los gases contienen átomos o moléculas que se mueven al azar en
            línea recta y rápidamente.
       2. Los átomos o moléculas están separados entre si y no ejercen fuerzas
            apreciables sobre otros átomos o moléculas excepto cuando colisionan.
       3. Las colisiones entre ellos o contra las paredes de los recipientes que los
            contienen son elásticas. No hay pérdida de energía cinética. Una partícula
            pierde una energía y otra gana una cantidad idéntica.

Un gas ideal es aquel que se comparta de acuerdo con las premisas de la teoría cinético
– molecular y presenta un comportamiento perfecto. Sin embargo, los gases reales
presentan un comportamiento que se aproxima al de los gases ideales bajo condiciones
de alta Temp. Y bajo presión.
En general, las moléculas de los gases se encuentran bastantes separadas entre si. Las
interacciones son mínimo y tiende a ocuparse todo el volumen del recipiente que los
contiene. Son fácilmente compresible y se pueden licuar por enfriamiento o compresión.

Leyes de los Gases:
Son relaciones que describen el volumen la presión y la temperatura y la cantidad de gas
en nº de moles.
La presión se define como la fuerza que ejerce un gas por unidad de superficie. Las
unidades más utilizadas son atm, mmHg y Torr.

                             1atm=760mmHg=760Torr

Ley de Boyle: nos dice que le volumen de un gas es inversamente proporcional a la
presión, cuando se mantienen constantes la temperatura y el nº de moles del gas.

                                    V = 1/P

Nos permite conocer el V de un gas a una P final conocidos los valores de P y V
iniciales.

                                  P1V2=P2V2

Ley de Charles y de Gay-Lussac: nos dice que el volumen de un gas es directamente
proporcional a la temperatura cuando se mantienen ctes la P y el V.

                                 V1/T1=V2/T2

Ley de Avogadro: nos dice que el v de un gas es directamente proporcional al nº de
moles de dicho gas cuando se mantienen ctes la P y el V.

                                    V=n
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Volúmenes iguales de gases diferente contienen el mismo nº de moléculas gaseosas es
independiente e su identidad química.

Ley de los Gases Ideales.

                                     PV = nRT

Las cte se denomina R y es igual 0.082 atmL/Kmol = 8,31 J/Kmol = 1,98 cal/Kmol

Ley de Dalton de las presiones parciales: los gases que no reaccionan se pueden mezclar
en cualquier proporción para producir una mezcla homogénea. La ecuación que explica
la P de los gases en una mezcla es la ley de Dalton de las P parciales que nos dice que la
Ptotal de una mezcla gaseosa es – a la suma de las P parciales de cada gas en la mezcla.

                                     Pt=P1+P2+P3+…
                                     Pt= nt x RT/V
                                     Pt= Pa + Pb

Relación entre presión y fracción molar:

                                     Pa=XaPt

Tema 6.
Disoluciones.
Definición: una disolución es una mezcla homogénea de una sustancia llamada soluto
en otra llamada disolvente. Las principales diferencias entre disoluciones y sustancias
puras son:
        1. Los componentes de una disolución se pueden separar por métodos físicos.
            Los de los componentes puros.
        2. Los componentes de una disolución pueden estar en proporciones variables
            mientras que la composición de un compuesto puro es fija.
Existen ejemplos de disoluciones en los 3 estados de la materia.
        - gas: aire
        - Líquidos: disoluciones acuosas.
        - Sólidos: aleaciones.
Las propiedades de las disoluciones dependen de las concentraciones relativas de soluto
y disolvente. Estas cantidades se describen citando la concentración de soluto que nos
indica la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente.
Si las propiedades dependen de la cantidad de soluto vamos a ver las medidas de
concentración:
        % peso = peso soluto x 100/peso disolución
        X = nº de moles de soluto /nº de moles totales
        M = nº de moles de soluto /L de disolución         Molaridad
        m = nº de moles de soluto/ Kg de disolvente        Molalidad
        N = nº de moles equivalentes/ L disolución.        Normalidad
Un equivalente de un ácido es la cantidad de ácido que libera un mol de H+.
Un equivalente de base es la cantidad de base que libera un mol de OH-.

Saturación y solubilidad.
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Saturación si mezclamos 20 gr de sacarosa con 100 gr de H2O obtendremos una
disolución, pero si añadimos 200 gr de sacarosa en la misma cantidad de disolvente
observamos que no todo el sólido se puede disolver. Es lo que llamamos Disolución
saturada. Ésta es aquella que está en equilibrio con el soluto no disuelto. Representa el
límite de la capacidad de soluto para disolverse en una cantidad dada de disolvente.
Existen dos tipos de soluto:
        1. No electrolito: se caracteriza por que sus disoluciones acuosas no conducen
            la corriente eléctrica. Son sustancias que se disuelven como moléculas
            neutras que no pueden moverse en un campo eléctrico.
        2. Electrolitos: sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica ya que
            en disolución existen como iones.

Solubilidad en agua de los solutos: en general los no electrolitos son poco solubles en
agua a excepción de aquellos que pueden formar enlace de H2 que si son solubles. Las
disoluciones de electrolitos presentan gran solubilidad como consecuencia de las
interacciones ión – dipolo.

Influencia en la solubilidad de la P y la T.
En general la solubilidad de un soluto es un líquido aumenta al aumentar la T. Un
equilibrio dinámico tiende a oponerse a cualquier cambio en sus condiciones de
equilibrio.
Si el proceso de solubilidad absorbe calor AT > 0, un aumento de T aumenta la
solubilidad. La disolución de un sólido en un líquido es casi siempre un proceso de
disolución de un sólido en un líquido es casi siempre un proceso endotérmico por que es
necesario absorber calor para romper la energía de las redes del sólido.
Si el proceso de disolución es exotérmico, AT < 0 un aumento de T disminuye la
solubilidad. La disolución de un gas en un líquido es exotérmico por consecuencia el
proceso inverso que es el desprendimiento de un gas es endotérmico y se favorece a
mayor T.
Para un sistema gas- líquido a una T dada, un aumento de P trae consigo un aumento de
la solubilidad del gas. La ley de Henry nos dice que a baja presión la solubilidad de un
gas en un líquido es proporcional a la P parcial. La influencia de la P parcial en la
solubilidad se utiliza en el embotellado de bebidas carbonatadas.

Propiedades coligativas: las propiedades de una disolución son muy distintas a las del
disolvente puro. Estas propiedades que dependen fundamentalmente de la concentración
de partículas de soluto más que de la naturaleza del mismo de denominan propiedades
coligativas. Estas propiedades son:

       Descenso de la presión de vapor.
       Presón osmótica.
       Aumento de punto de ebullición.
       Disminución de punto de congelación.

Descenso de la presión de vapor: las velocidades a las cuales las moléculas de H2O
dejan la superficie del líquido se reduce en presencia de un soluto no volátil.
Las disoluciones concentradas de solutos no electrolitos se evaporan a v
considerablemente menores que las del agua pura.
La relación existente entre la P de vapor del disolvente y la concentración se suele
expresar en términos de la ley de Rault según la cual:
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                              P = X1 * Pº1
P = presión de vapor del disolvente en equilibrio con la disolución.
X = fracción molar.
Pº1 = presión de vapor del disolvente puro.

Si a un compuesto puro llamado A se le añade una sustancia no volátil B, el nº de
moléc. Con e- energía suficiente para escapar de la disolución es menor que cuando solo
teníamos el compuesto puro. En el vapor solo hay componenetes de A por lo tanto se
alcanzará un nuevo equilibrio dinámico con un menor número de moléculas A. El sist
experimenta un descenso en la P de vapor.

                      AP= Pº1 – P1 = Pº1 – (X1P1)
                      AP= (1 – X1)Pº1= X2*Pº1

El descenso de la P de vapor va a depender de la cantidad de soluto.

Aumento de punto de ebullición: como consecuencia del descenso de la presión de
vapor al añadirle un soluto no volátil la disolución debe calentarse más porque su P
debe de ser de una atm. Esto supone que la temperatura de ebullición de la disolución va
a ser más alta que la del disolvente puro.

                     ATe = Kb * m
ATe = punto de ebullición de la disolución en eq.
M = molaridad.

Disminución del punto de congelación. El agua del mar que es una disolución de un
electrolito en agua se congela a una t inferior a la del agua pura debido a la presencia de
un soluto por eso cuando en la carretera hay nieve o hielo se añade sal por que funde
antes. Existe un equilibrio dinámico entre partículas que se congelan y partículas que se
funden. Al añadir un soluto tendremos moléculas en el líquido que no se van a congelar,
se rompe por tanto el equilibrio ya que la velocidad a la que ahora congelan las
moléculas es menor. Es necesario una menor T para alcanzar de nuevo el equilibrio.
Matemáticamente:
                              ATf = Kf*m

Presión osmótica: las membranas semipermeables son aquellas que permiten el paso de
unas sustancias e impiden el de otras. Las membranas biológicas por ejemplo dejan
pasar el agua pero no otras sustancias. En el proceso de diálisis se utilizan membranas
semipermeables que permiten el paso al agua y a iones e incluso pequeñas moléculas
pero no el paso macromolecular. Consideramos el caso en el que tenemos una
membrana que solo permite el paso de disolvente entre 2 disoluciones de distinta
concentración. Las moléculas de disolvente atraviesan las membrana en las dos
direcciones pero hay un movimiento neto de moléculas de disolvente desde la
disolución más diluida a la más concentrada. Este proceso de llama ósmosis.

                              MRT

Termodinámica Química:
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Introducción:
Sistema: es aquella parte del universo que es objeto de estudio. El resto del universo q
es externo al sistenma se denomina entorno. Hay tres tipos de sistema:
        - abierto: permite el intercambio de masa y energía con el entorno.
        - cerrado: permite el intercambio de energía con el entorno pero no el
           intercambio de masa.
        - aislado: no permite el intercambio ni de energía ni de masa con el entorno.
Hay varios tipos de energía:
        - Energía potencial: debida a la posición de un objeto.
        - Energía cinética: debida al movimiento.
        - Energía química: forma de energía almacenada entre las unidades
           estructurales de la materia. Es la energía que se pone en juego cuando ocurre
           un proceso químico.
        - Energía térmica: asociada al movimiento aleatorio de átomos o de moléculas.
        - El valor es la transmisión de energía térmica entre 2 cuerpos que se
           encuentran a distinta T.
Todas las formas de energía son interconvertibles así bajo la luz solar la energía radiante
se transforma en energía térmica en la piel. La Ep de una roca en una montaña se
transforma en Ec si se deja rodar. Siempre se cumple la Ley de la conservación de la
energía: La energía del universo permanece cte.



Cambios energéticos en las reacciones químicas: el calos es la forma de energía mas
comúnmente absorbida o liberada en una reacción química. La termodinámica estudia
los cambios de calor durante las reacciones químicas.

                      2H2 (g + O2 (g         2H2O (l + energía.

Cualquier proceso que cede calor se llama exotérmico. Por lo contrario, cualquier
proceso que absorbe calor se denomina endotérmica.

                      2HgO + energía         2Hg (l + O2 (g

Las ecuaciones químicas en las que además de indicar las relaciones de masa indican los
cambios de calor se llaman ecuaciones termoquímicas.

Entalpía:
La mayor parte de los cambios físicos y químicos ocurren en condiciones de P=cte. Así
en el laboratorio la mayor parte de las reacciones químicas tienen lugar en matraces de
reacción abiertos al aire y por lo tanto a Patm. Para expresar el calor absorbido o
liberado durante el proceso se utiliza una cantidad llamada entalpía (H). El cambio de H
en un proceso a P =cte es igual a AH y es igual a la cantidad de calor liberada o
absorbida durante un proceso químico la entalpía de reacción es:

                              AH= Ah prod – AH react

Para un proceso endotérmico en el que el sistema absorbe energía del entorno AH es
positiva. En un proceso exotérmico en el que el sistema libera calor al entorno AH es
negativa.
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Se define la entalpía de formación de un compuesto como el cambio de color expresado
en KJ cuando se sintetiza un mol de ese compuesto a partir de esos elementos y en
condiciones de P = cte.
Esta cantidad puede variar según las condiciones experimentales y en consecuencia para
poner una tabla de datos con las entalpías de todos los compuestos se definió la entalpía
estandar de formación de un compuesto y que se define como la cantidad que resulta de
calor de la formación de un compuesto a partir de sus elementos en su estado estándar.
El estado estándar es a P = 1atm, T = 0ºC.
Una vez conocidas las entalpías de formación (AHºf) se puede obtener la entalpía de
cualquier compuesto.

Leyes de la termodinámica.
         1ª Ley. La entalpía es directamente proporcional a la cantidad de sustancia que
se produce en una reacción.
         2ª Ley: la entalpía de una reacción es igual a la entalpía de la reacción inversa
pero cambiando de signo.
         3ª Ley: la entalpía es una función de estado. Depende de las características y del
estado físico de la sustancia pero no de cómo se ha preparado. Así los cambios globales
de entalpía no dependen del camino recorrido por el sistema sino de los estados final e
inicial.
         Ley de Hess: cuando los reactivos se convierten en productos el cambio de
entalpía es el mismo independientemente de que el proceso se realice en uno o varios
pasos.
         Por lo tanto el cambio de entalpía global es igual a la suma de los cambios de H
individuales.
         La regla general al aplicar la ley de Hess es que e deberían acomodar la serie de
ecuaciones químicas correspondientes a la serie de reacciones o de etapas individuales
de tal manera que al sumarlas se anulan todas las especies intermedios excepto los
reactivos y productos que aparecen en la reacción global. Para lograrlo es necesario a
menudo multiplicar una o varias de las ecuaciones químicas por los coeficientes
adecuadas.
         Por lo tanto el cambio de entalpía global es igual a la suma de los cambios de H
individuales.
         La regla general al aplicar la ley de Hess es que se deberían acomodar la serie de
ecuación química correspondientes a la serie de reacciones o de etapas individuales de
tal manera que al sumarlas se anulen todas las especies intermedias excepto los
reactivos y productos que aparecen en la reacción global. Para lograrlo es necesario a
menudo multiplicar una o varias de las ecuaciones químicas por los coeficientes
adecuadas.
         Métodos para medir calor.
Capacidad calorífica: cantidad necesaria de calor para elevar 1ºC la T de una cantidad
dada de sustancia:
                                Q = c*T
Cuanto mayor sea la capacidad calorífica de una sustancia mayor será la cantidad de
calor necesaria para conseguir un aumento de temperatura. La capacidad calorífica es
una propiedad extensiva que depende de la masa. Por ello es + práctico definir el calor
específico o capacidad calorífica específica que es la cantidad de calor necesaria para
elvar 1ºC la T de 1gr de sustancias.

                              Q = m*Ce*T.
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Es importante también definir la capacidad calorífica molar. Cantidad de calor necesaria
para elevar 1ºC la T de 1 mol de una sustancia.
La cantidad de calor absorbida o liberada en un proceso químico se mide con un
calorímetro. Un calorímetro sencillo estaría formado por un recipiente de un material
aislante como por ej. espuma de poliestireno y una capa con una abertura donde se
coloca el termómetro.
Cuando introducimos los reactivos, la cantidad de calor absorbida o emitida por la
reacción hace que la T del H2O varíe. Esa cantidad de calor se puede medir.

                             Q = m*Ce*T

Si la reacción es endotérmica AH<0, se libera calor al medio, por lo tanto mayor
temperatura y Q>0 porque AT>0.
Si la reacción es endotérmica, menor temperatura y Q<0.
Ya que se puede considerar que la reacción que transcurre en u calorímetro lo hace a
P=cte se puede considerar que Q= - AH.

Entalpía de los cambios de fase: Hemos visto AQ en un proceso químico pero tb se
puede hablar de AH en un proceso físico. Los cambios de estado son procesos físicos
que van acompañados de absorción o liberación de calor. Al suministrar calor a un
sistema se produce u aumento de la entalpía que se detecta por un aumento de la
temperatura.
Entropía:
La termoquímica es una parte de una disciplina general llamado termodinámica que es
el estudio científico de la interconversión del calor y otras formas de energía. P,V y
energía son funciones de estado, propiedades determinadas por el estado, propiedades
determinadas por el estado en que se encuentra el sistema. Son propiedades del sistema
que tienen un valor definido para cada estado independientemente del camino para la
llegada a ese estado. Q y W no son funciones de estado.
Hasta ahora solo hemos hablado de que cuando en un proceso se libera E del sistema al
entorno el proceso es exotérmico y cuando es al revés el proceso es endotérmico. Pero
no hemos hablado de la espontaneidad de un proceso o de la rapidez con que puede
tener lugar.
Tanto la oxidación del Fe o la disolución de Na en H2O son espontáneos pero es muy
lento y el otro muy rápido.
Existen procesos espontáneos que pueden ser exotérmicos o endotérmicos.
Es necesario introducir una 2ª magnitud termodinámica llamada entropía para poder
predecir si un proceso va a ocurrir espontáneamente o no. La entropía esta relacionada
con el desorden.
2ª ley de la entropía: dice que la S del universo aumenta en un proceso espontáneo y se
mantiene cte en un proceso en equilibrio.

                     Asuniv = Assist + Asentorno

El cambio de entropía depende de la T.
      - Si el entorno está a mayor T los movimientos moleculares son
          suficientemente energéticos, la absorción de calos parra un proceso en el
          sistema tendrá relativamente poca importancia y la variación de entropía será
          menor.
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       -   Si el entorno está a menor T, la adición de calor producirá un incremento
           importante de los movimientos moleculares y por tanto AS aumenta. Por lo
           tanto existe una relación inversa entre T y AS.

                             ASent = 1/T

                             ASent = -Ahsist/T

Se introduce una nueva magnitud termodinámica llamada energía libre de Cribbs y es
igual a:
                          G = H – TS
                          AG = AH – TAS
>0 NO ESPONTÁNEO
= EQUILIBRIO
<0 ESPONTÁNEO




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