Download Conceptos básicos de química

Tipo de enlace
Características
(¿Cómo se forman?)
Elementos
Fuerzas de enlace/origen
Propiedades de los
compuestos con este tipo
de enlace
Ejemplos
Muy fuertes/Naturaleza electrostática
METÁLICO
Estructura en capas
superpuestas de los restos
positivos del metal (iones)
inmersos en una nube de
electrones
- Conductividad elevada
(electricidad y calor).
- Color y brillo metálicos
- Dúctiles, maleables.
- Elevados P.F. y P.E.
- Insolubles en agua
Metales y elementos
de transición de la
tabla periódica
Cu; Ag
Au; Zn;
Pt; Ni;
Ba; Pd;
K; etc
Fuertes/Naturaleza electrostática
IÓNICO
Atracción electrostática
entre iones positivos y
negativos de los elementos,
debido a una transferencia
de electrones
- Solubles en agua
- Conducen la corriente:
fundidos y disueltos
- Altos P.F. y P.E.
Sólidos a Tª ambiente
Metales y no metales
de la tabla periódica
Débiles/magnético
(no obstante, la fortaleza del enlace depende de la clase
de átomos)
COVALENTE
(puede ser puro o con
cierta polaridad)
Se da por compartimiento
de electrones de valencia
entre unos átomos y otros.
Elementos con átomos
de igual o parecida
electronegatividad
- Son moléculas gaseosas o
líquidos muy volátiles a Tª
ambiente (si es sólido sublima
fácilmente)
- Insolubles en agua.
- Bajos P.F. y P.E.
- No conducen la corriente a
no ser que las moléculas estén
polarizadas.
Todas las sales
inorgánicas: NaCl;
LiF; KCl; KBr; CaSO4;
NaF;
KI; ZnS
Todos los gases y los
óxidos no metálicos: HCl;
NH3; CO2 ; SO3 ; N2 ; H2
O2 ; F2 ; I2 ; H2O;
compuestos orgánicos,
proteínas, hidratos de
carbono, grasas, ácidos
H2S ; HNO3 ; etc
EL ÁTOMO: REVISIÓN HISTÓRICA
EPOCA
HECHOS EXPERIMENTALES
MODELOS
1808
Leyes ponderales: Ley de Lavoisier; Proust; Dalton
Modelo atómico de Dalton (recogió ideas de Leucipo y Demócrito
(siglo V a.de C)
1808-1811
Leyes volumétricas: Ley de Gay-Lussac; Hipótesis de
Avogadro
Modelo atómico-molecular (Tiene en cuenta la hipótesis de Avogadro)
Mediados del
siglo XIX
Fenómenos eléctricos (Faraday y Davy)
Radiactividad (Becquerel)
1897
Descubrimiento del electrón (Thomson)
1886
Descubrimiento del protón (Goldstein)
1904
Modelo de Thomson
1911
Experiencia de Rutherford
A lo largo del
siglo XIX
1913
Estudio de los espectros atómicos()
Comienzos del
siglo XX
Con espectroscopios de mayor poder de resolución se
comprobó que las rayas espectrales se desdoblaban en otras
líneas más finas y muy próximas
Modelo de Rutherford (idea de porosidad del átomo) ()
Modelo de Bohr ()
(Concepto de órbita)
Correcciones de Sommerfeld y Zeeman
1927
Principio de incertidumbre de Heisemberg.
Comportamiento dual de la materia
Descubrimiento del neutrón (Chadwich)
1932
Modelo mecano-cuántico.
(Concepto de orbital)
() Inconvenientes Modelo de Rutherford:- Los valores de masa elemental son mayores que el valor calculado a partir de los protones. Rutherford sugirió la existencia de otras partículas sin carga pero
de masa similar a la de los protones (posteriormente se descubrirían los neutrones).
- Un electrón que gira en una órbita emite energía por lo que el electrón iría perdiendo energía y caería en el núcleo. ÁTOMO INESTABLE.
- El modelo no explica los espectros de los átomos (discontinuos) formados por rayas luminosas de determinada frecuencia.
() Espectro: Es la imagen de la dispersión de la luz que emite una sustancia.
() Inconvenientes Modelo de Bohr:
- Sólo explicaba satisfactoriamente el espectro del hidrógeno.
Método para determinar la constante de Avogadro.
Por difracción de Rayos X se puede determinar cómo están dispuestos los átomos en un metal y la distancia entre ellos. Así, por ejemplo, se ha encontrado que en un
metal de plata 4 átomos ocupan un volumen de un cubo de 4,06  de arista ( (4,o6.10-8)3 cm3). Conociendo la densidad de la plata (10,64 g/cm3) podemos calcular el
número de átomos contenidos en un mol de átomos de plata, es decir, el nº de Avogadro.
Ar(Ag)= 107,8 u.m.a.
Este dato nos indica que un mol de átomos de plata tiene una masa de 107,8 g.
Calculamos el volumen de un mol aplicando el concepto de densidad:
g
3
m
m 107,8 mol
D=
; despejamos el volumen V =
=
= 10,13 cm
mol
V
D 10,64 g
cm 3
 Establecemos una proporción, aplicando el concepto de mol,para calcular el nº de Avogadro.
10,13
cm 3
4átomos
.
= 6,05.1023 átomos/mol
3

8
3
moldeátomos 4,06.10 cm
Escribir la ecuación ajustada que
represente el proceso químico
Pasar los datos a
cantidad de
sustancia
Si es volumen de
disolución
Si es masa
Si es volumen de
un gas
N = c.V
PV
n
RT
m
n
V
DATOS ( expresados
en moles)
Mediante proporción estequiométrica
RESULTADOS (expresados en moles
Expresarlos en las magnitudes
que nos interesen
Si es masa
m  n.M
Si es volumen de
un gas
nRT
V 
P
V 
n
c
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Clasificación de las reacciones químicas atendiendo a la forma de realizarse la transformación química y la naturaleza de los reactivos.
REACCIONES QUÍMICAS
Por la forma de la reacción
Análisis
De una
sustancia
pura
compuesta
para dar
Sustancias
puras más
simples
H2O  H2 + O2
KClO3  KCl + O2
Síntesis
De dos o
más
sustancias
puras para
dar
Sustancias puras
compuestas
N2 + H 2
 NH3
Por la naturaleza de los reactivos
Sustitución
Doble
sustitución
Donde un
elemento
sustituye a
otro y lo
deja
Intercambio de
Neutralización
reaccionan
Ácido+Base
Libre
Combustión
reaccionan
Combustible y
Comburente
Dos elementos
resultando
AB + C  AC + B
AgNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + Ag
Sal + Agua
AB +CD  AD + CB
KCl + AgNO3  AgCl +KNO3
resultando
Dióxido
de carbono y agua
HCl + NaOH NaCl + H2O
C6H12O6 + O2 CO2 + H2O