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 UNIDAD I:”Sistemas materiales”
o Sistema material una porción del universo que se aísla con limites reales o imaginarios
para el estudio de sus propiedades, estos se clasifican según sus propiedades intensivas.
o Propiedades intensivas características propias del sistema que no varían según la
cantidad de masa del sistema que evalúe. Densidad, punto de fusión, punto de ebullición
o Propiedades extensivas características propias del sistema que varían según la
cantidad de masa del sistema que evalúe. masa, volumen
o Clasificación de los sistemas
o Sistema homogéneosistema cuyas propiedades intensivas son constantes en todos los
puntos analizados en el sistema.
 Solución  formados por dos
o más componentes fraccionables, en donde el
componente que se encuentra en mayor proporción se llama solvente y el que se
encuentra en menor, soluto. Cualquier sal disuelta en agua sin precipitar
 Sustanciaformado por un solo componente no fraccionable.
1.Simplesustancia que a someterla a métodos de descomposición
térmicos o eléctricos no se pueden aislar distintas porciones con al
menos una propiedad intensiva diferente. cloro
2.Compuestauna sustancia que puede
sintetizarse partir de otras.
Cloruro de sodio
o Sistema heterogéneosistema donde se ha determinado que al menos una de las
propiedades intensivas evaluadas varia en al menos un punto del sistema. Arena y piedras
 Coloideleche, sangre humana
 Sistema heterogéneo que mirado a simple vista y con microscopio parece
homogéneo, pero con ultra microscopio se puede ver que es heterogéneo

Una dispersión de partículas de una sustancia (fase dispersa) en un medio
dispersor, formado por otra sustancia.
1
o Métodos separativos o mecánicosnos permite aislar las distintas partes de un
sistema donde las propiedades intensivas no varían. De un sistema heterogéneo se obtienen
sistemas homogéneos.
 Disolución mezcla de sólidos, uno soluble y el otro no.
 Sedimentación liquido y solido liviano. Se lo deja fluir y el solido se
deposita en el fondo.
 Decantación 2 fases liquidas no miscibles. O una fase liquida y la ora
solida. Se lo deja reposar.
 Filtración líquido y solido. Se hace pasar la mezcla por una superficie
porosa donde solo pueden atravesarlo las partículas de menor tamaño.
 Lavado 2 sólidos. Elimino impurezas.
 Separación magnética 2 sólidos, uno solo con props. magnéticas.
o Métodos de fraccionamiento  se utiliza en sistemas homogéneos para separar las
distintas sustancias que componen una solución.
 Destilación solido no volátil + liquido. 2 liquidos con distinto pto. De
ebullición.
 Cristalización solido disuelto en un solución. Se separa del liquido
formando cristales.
o Métodos de descomposición métodos que buscan disgregar una sustancia
compuesta en las simples que la componen.
o Elemento  lo que tienen en común las sustancias simples o compuestas que por
descomposición dan la misma sustancia simple. electrolisis
o Fase región del sistema a estudiar donde las propiedades intensivas son constantes en
todos los puntos. Una sección homogénea dentro de un sistema heterogéneo.
o Interfase superficie de contacto entre dos fases. separación entre dos fases, puede ser
continua o discontinua.
o Composición centesimal muestra cuánto hay de cierto componente en 100 partes del
sistema. Se habla de masa, entonces la composición centesimal muestra cuantos gramos de
cierta sustancia hay en 100 gramos de solución. Es un porcentaje, una propiedad intensiva.
o Leyes ponderables de la química
 Ley de Lavoiser conservación de la masa
La masa de un sistema aislado permanece constante cualquiera sea la
transformación química o física que ocurra en el.

Ley de Proust  proporciones definidas
2
Cuando dos o mas elementos de combinan para formar una sustancia
compuesta lo hacen según relaciones de masa constantes. Una sustancia
tendrá siempre la misma composición y propiedades.
X gramos de A + y gramos de B
Z gramos de A + w gramos de B

Ley de Dalton proporciones
múltiples
Las cantidades de un mismo elemento que se unen en cantidad fija a otro
elemento para formar en cada caso un compuesto distinto, están en
relación de números enteros y pequeños.
1,4 gramos de nitrógeno + 1,6 gramos de oxinego 
1,4 gramos de nitrógeno + 3,2 gramos de oxigeno 
Masa de oxigeno1/masa oxigeno2=2
 Ley de Ritcher proporciones equivalentes
Dados tres elementos que forman tres sustancias distintas. La relación
entre las masas de dos de ellas que se combinan con un tercero es igual a
la relación en que se combinan entre si multiplicada por un numero
entre y generalmente pequeño.
o
Ley de Gay-Lussac combinaciones en volumen. A presión y temperatura
constantes, las sustancias gaseosas presentan en sus reacciones químicas reacciones
simples de volúmenes de combinación tanto entre los reactivos como en los productos
formados.
o
Teoría atómica de Dalton
1. la materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles
llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propia
masa y cualidades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas
diferentes.
3. Los átomos sólo se redistribuyen en las reacciones químicas, no se crean ni
se destruyen. lavoiser
3
4. Los compuestos químicos están formados por la unión de diferentes
elementos que se combinan entre sí en una relación de números enteros
sencillos. dalton
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones
distintas y formar más de un compuesto. Proust
6. Volúmenes iguales de gases, en iguales condiciones de presión y
temperatura tienen igual número de átomos.
o
Hipótesis de Avogadro la materia está formada por partículas constituidas por uno
o más átomos denominadas moléculas.
 el volumen de cualquier gas debe de ser proporcional al número
de moléculas presentes (interpretación de Gay Lussac)
 cuando dos gases reaccionan entre sí, los volúmenes que
reaccionan de cada uno de los gases tienen una relación sencilla
entre sí. Si el producto es un gas, su volumen se relaciona con el
volumen de los reactivos mediante una relación sencilla
comprobada por Gay Lussac.
o
Teoría atómico-molecular de Avogadro le agrega a los postulados de Dalton
el concepto de molécula diciendo que los átomos de iguales o distintos elementos se
combinan para formar moléculas, y que los gases simples poseen moléculas biatómicas y
mismo volumen de gases tiene la misma cantidad de moléculas. Un mol de cualquier
sustancia en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen.
o
o
Atomicidad es el número de átomos que forma una molécula.
Masa atómica relativa  numero que indica cuantas veces mayor es la masa del
átomo de un elemento dado con respecto de una unidad de referencia arbitraria tomada
como unidad, la doceava parte del carbono 12.
o
Masa molecular relativa numero que indica cuantas veces mayor es una
molécula en relación a la misma unidad, se obtiene calculando la suma de masas atómicas
relativas de los átomos que la componen.
o
Mol es el numero que expresado en gramos coincide con la masa atómica relativa o la
masa molecular relativa
o
o
Numero de Avogadro cantidad de partículas que hay en un mol. 6,02
.
Masa del átomo es considerada como la masa total de protones y neutrones que
componen un átomo.
o
Formula mínima o empírica son formulas que solo indican el numero relativo de
átomos de cada tipo en una molécula. Los subíndices de una formula empírica siempre
son las proporciones enteras más pequeñas.
o
Formula molecular son las formulas que indican los números y tipos de átomos
que forman una molécula.
4
o
Numero de valencia capacidad numérica de combinación de los átomos de un
elemento respecto del elemento H, al que se eligió como unidad de capacidad numérica
de combinación. Puede ser tanto negativo como positivo.
o
Reglas de valencia
1. Toda molécula es neutra, por lo tanto, la sumatoria de las valencias de sus
elementos es igual a cero.
2. Todo elemento libre tiene valencia cero, no esta combinado con nada.
3. La valencia de un ion simple y compuesto coincide con la carga del ion.
4. La valencia del hidrogeno es -1 cuando actúa con metales y +1 con no
metales.
5. El oxigeno por lo general tiene valencia -2. Excepto cuando forma peróxidos
y al combinarse con flúor, donde la valencia es +2.
6. Los elementos de los grupos 1,2 y 3 de la tabla periódica tienden a coincidir
la valencia con el número de grupo. A partir del grupo 4 su máxima valencia
coincide con el número de grupo. En el grupo 5 la valencia son 3 y 5, en el
grupo 6 las valencias son 2,4 y 6; y en el grupo 7 las valencias son 1,3,5 y 7.
o
Nomenclatura inorgánica es la asignación de nombres a las sustancias
inorgánicas. Conjunto sistemático de reglas.
o Compuestos binarios (formados por 2 elementos)
1. Oxidos: son compuestos que contienen oxigeno y otro elemento.
2. Hidruros: son compuestos formados por H y un metal.
3. Hidrácidos: son compuestos formados por H y un no metal (grupo 7 es lo
mas común.
o Compuestos ternarios (formados por tres elementos)
1. Hidróxidos: contienen un metal y OH-.
2. Oxoácidos: contienen un nometal y O y H.
3. Sales: se obtiene reemplazando el hidrogeno de los oxoacidos por un
mental. Oso ito// icoato.
1 valencia
2 valencias
3 valencias
4 valencias
Hipo--------oso
Hipo--------oso
--------oso
------------oso
-------------oso
De ----------------ico
------------ico
-------------ico
Per--------ico
o
Transformaciones
1. Físicas: son aquellas que no alteran la estructura interna del material. Solo
cambian la forma.
2. Químicas: son aquellas donde se altera la estructura interna del material.
o
Reactivo todas aquellas sustancias iniciales que intervienen y desaparecen en una
reacción química.
5
o
Índice de reactivo es el cociente entre la cantidad real de reactivo y la cantidad
estequiometrica (ideal) de una reacción. Relación cuantitativa.
o
Reactivo limitante es aquel reactivo cuyo índice de reactivo es el menor., este se
consume totalmente en la reacción y pone un fin a esta.
o
Concentración
1.
2.
3.
4.
5.
6.
o
%m/m  gr de soluto en 100 gramos de solución.
%m/v  gr de soluto en 100 ml de solución.
%v/v  ml de soluto en 100 ml de solución.
M (molaridad)  moles de soluto en un litro de solución.
m(molalidad) moles de soluto en un kilo de solvente.
X(fracción molar) moles de soluto sobre moles de solución.
Purezacantidad de soluto que hay en la solución o mezcla que lo contiene.
o %Pur=
o
*100 %
Perdida diferencia entre la cantidad que se debería obtener idealmente y la que se
obtuvo en la realidad.
o %Per=
o
Rendimientoindica la capacidad de la reacción química a genera producto. El
rendimiento es la cantidad obtenida, el de abajo es el porcentual.
o %R=

UNIDAD II: ”Composición del átomo”
o Los filósofos griegos de la antigüedad creían que todo el mundo estaba formado por
pequeñas partículas indestructibles e indivisibles a las que llamaron átomos.
o
Descubrimiento del electrónlos científicos en el siglo XIX comenzaron a estudiar
las descargas eléctricas a través de tubos parcialmente evacuados (tubos al vacio,
extrayendo el aire por bombeo) y permitiendo que el gas se encuentre a muy baja presión.
Colocando en los extremos interiores del tubo dos placas metálicas aplicando una
diferencia de voltaje muy alta entro estos se produce una radiación dentro del tubo. A esta
radiación la llamaron rayos catódicos porque se origina en el electrodo negativo, cátodo.
En este experimento se observaba un resplandor verdoso en el vidrio cerca a la zona de la
placa conectada a la terminal positiva (ánodo). Al interponer objetos entre el ánodo y el
cátodo aparecían sombras con las formas del objeto. Los experimentos revelaron que los
campos magnéticos o eléctricos desviaban los rayos catódicos y ello sugería que los rayos
tenían carga eléctrica. Thompson descubrió que los
rayos no dependían del material de las placas
metálicas, y que una tercera palca expuesta a estos
rayos adquiere carga negativa, por lo que se
6
concluyo que los rayos catódicos son corrientes de electrones (partículas de carga
negativa).
o
Descubrimiento del protón al perforar el cátodo aparecía una fluorescencia o
brillo detrás de este. Esto llevo a postular la existencia de una radiación que viajaba en
sentido contrario a los rayos catódicos. Se la llamo ratos canales y están formados por
partículas de carga positiva, protones. Su carga es la misma que la del electrón, pero su
masa es 1826 veces mayor.
o
Rayos x y ondas electromagnéticas los rayos x fueron descubiertos por
Rontgen al interponer una placa de cartón cubierta de cristales platino-cianuro de bario a
los rayos catódicos y observar una fluorescencia cuya trayectoria no era desviada por un
imán. (no están cargadas las partículas que daban la fluorescencia). Estos rayos atraviesan
materiales como papel, madera y aluminio, pero no atraviesan el plomo y los huesos. Casi
de forma simultánea, Becquerel observo que algunos compuestos de uranio causaban en
forma espontanea efectos similares a los rayos x. estudios posteriores de los Curie
demostraron lo mismo y mostraron que los rayos x estaban formados por 3 rayos:
 rayos alfa : partículas positivas
 rayos betha: partículas negativas
 rayos gamma: energía neutra. chequear
o
Modelo atómico de Thomson  el átomo consiste en una esfera de
1
materia cargada positivamente en cuyo interior se encuentran incrustados
electrones en suficiente cantidad como para que el átomo sea neutro en
niveles energéticos bastante complejos.
o
Experiencia de Rutherford su objeto de estudio fue el comportamiento de la
materia frente a los rayos alfa. Dispuso una delgada lamina de oro expuesta a la radiación
y observo que los rayos mayormente atravesaban la lamina como si fuera porosa, unas
pocas se desviaban y otras menos rebotaban.

Modelo atómico de Rutherford la totalidad de la
carga positiva y la mayoría de la masa del átomo está
concentrada en un pequeño volumen al que llamo núcleo. Este
está rodeado por electrones que sin chocar con el giran
alrededor suyo a distancias variables pero sin exceder un cierto
radio máximo. Los electrones existen en número suficiente
como para neutralizar la carga positiva radicada en el núcleo.
o
Modelo atómico de Bohrsegún el modelo de Rutherford los electrones deberían
ser atraídos por la carga positiva. en experimentos surgidos en la espectroscopia cuando
sistemas atómicos gaseosos son excitados térmicamente o eléctricamente, estos emiten
energía en forma de radiación luminosa de colores característicos para cada elemento;
7
fotografiada esta radiación da lugar a un conjunto de líneas llamadas espectro atómico y
en estudios hechos por Planck según los cuales la energía irradiada por diferentes
elementos cuando son sometidos al calor de una llama se emite en forma discontinua a
través de partículas discretas llamadas fotones. Esta energía corresponde a saltos de
energía de los electrones entre un nivel excitado y un estado fundamental.
 un átomo posee determinado número de orbitas estacionarias en las
cuales los electrones no absorben ni emiten energía, aunque estén en
movimiento.
 El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza
centrifuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de
las cargas opuestas.


Un electrón solo emite energía al pasar de una órbita a otra. ∆E=hV
o
Siendo E=-
o
∆E=(-2,18
J)
El momento angular del electrón es:
o
o
con n=1,2,3…
R=
Modelo atómico Bohr-sommerfield las orbitas descritas por los electrones
pueden ser circulares o elípticas, lo que supone muy pequeñas diferencias en los estados
energéticos de los electrones. Cuando un electrón recorre una órbita su forma espacial
esta de acuerdo a la relación
siendo a el mayor radio y b el menor. La órbita
elíptica puede tener diferentes orientaciones espaciales posibles, dado por m=2l+1.
o
Números cuánticos

N= numero cuántico principal. representa el nivel energético.


L= numero cuántico acimutal, la forma de la órbita. 0 < l < n-1
M=numero cuántico magnético, representa la orientación de la
órbita. M=2l+1. (tercer columna de la tabla, puede ser desde cero
hasta el numero maximo). –l < m < l
= indica la orientación de giro del electrón

8
Ejemplo de cálculo de orbitales:

o
Para el electrón rodeado con azul
determinamos los números
cuánticos:
o N corresponde al nivel de energía
dado en este caso por el numero
3
o 0< L< N-1, de manera que en este
nivel de energía L puede ser 0, 1 o
2, el 0 corresponde al S, el 1 al P y
el 3 al D. en este caso es L=1 == p
o M en este caso va de -1<M<1,
representando cada línea azul, de
modo que en este caso es M=1.
o El Ms es arbitrario pero de modo
que los dos electrones que estén
en la misma rayita azul tengan
uno distinto, a este le ponemos
-1/2
Configuración electrónica
o Forma espacial de los orbitales
9
o Principio de exclusión de Pauli sugiere que las partículas similares no pueden
existir en un mismo estado energético, es decir no pueden tener la misma velocidad y
posición, dentro de los límites fijados por el principio de incertidumbre. En base a esto
postula:



los electrones ocupan los orbitales de menor energía posible de forma
estable.
En cada orbital hay un numero máximo de dos electrones.
En un átomo no puede haber dos electrones con los 4 números cuánticos
principales iguales.
o Regla de Hund propone una regla empírica basada en la observación de que los
electrones se encuentran en un estado más estable cuando se encuentran desapareados
que cuando están apareados, que establece ‘los electrones en orbitas de igual número
cuántico acimutal no se aparean hasta que no haya, al menos, un electrón en cada uno de
ellos’.
Esto implica que primero se llenan todos los orbitales y después se repiten
lugares
o Teoría atómica modernatiene dos principios
 la imposibilidad de conocer con exactitud la energía y posición del electrón del
átomo a la vez. La imposibilidad de conocer el momento lineal y la posición de una
partícula se conoce como el principio de Heisenberg.
10
 Por tener cargas opuestas, el electrón está sometido a un campo electrostático
esférico dentro del cual está obligado a moverse.
o
Ecuación de Schroedingercomparando el movimiento con el comportamiento de
las ondas el científico propuso una función de estado que posee la información necesaria
para conocer la posición y la energía del electrón. El cuadrado de la función permite
calcular la probabilidad de encontrar un electrón en algún lugar del espacio.
o
o
Orbital atómicoregión con mayor probabilidad de encontrar el electrón
Dirección orbitalica señala la dirección de donde encontrar el electrón.
o Numero másico  representa la masa de todas las partículas presentes en el núcleo, tanto
protones como neutrones.
o Numero atómico  representa el numero de protones del átomo.
o Isotopos  átomos de un mismo elemento que difieren en la cantidad de neutrones.
o Masa atómica promedio  es el promedio ponderado de los distintos isotopos de un
mismo elemento que se encuentran en el espacio.
 UNIDAD III: “Propiedades periódicas – Enlaces”
o
Tabla periódica – ley periódica  a fines del siglo XVIII, Mendeleiev propuso agrupar
los elementos de acuerdo a masas atómicas crecientes. Luego Moseley lo corrigió y
determino que debía hacerse según el número atómico Z. La ley periódica dice:”las
propiedades químicas y la mayoría de las propiedades físicas de los elementos son función
periódica del numero atómico Z”.
grupos
periodos
o
Periodos (filas) están formados por los elementos que tienen el mismo número de
orbital. Se numeran de arriba para debajo de uno en adelante. Son 7 en la actualidad.
o
Grupos (columnas) formados por los elementos que tienen la misma configuración
electrónica en su capa de valencia. Van del 1 al 18. Existen dos grupos (A y B), si el electrón
diferenciante se encuentra en el orbital s o p pertenece al grupo A, y si esta en el orbital d,
pertenece al grupo B.
o
Regla de Slater permite calcular en forma aproximada la fuerza atractiva que el núcleo
ejerce sobre un electrón teniendo en cuanta el efecto de atenuación que produce la
11
presencia de otros electrones en el mismo nivel energético (pero distinto numero cuántico
acimutal) y en niveles inferiores. Este efecto se lo conoce como apantallamiento.

o
.
Propiedades periódicas
 Radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de
dos átomos adyacentes del mismo elemento. Aumenta al descender de un grupo y
para los elementos de los grupos s y p, el radio atómico disminuye de izquierda a
derecha en un periodo. Se debe a que al aumentar el periodo, aumenta el n,
aumenta el tamaño del átomo y aumenta el radio. Por otro lado, al aumentar el
grupo, aumenta la carga nuclear efectiva, los electrones son mas atraídos al núcleo,
lo que implica menor radio. Aplicación: comparar distintos radios entre elementos

Radio iónico  los aniones suelen tener un radio mayor que los átomos de los
que proceden porque está incorporando un electrón que genera mayores
repulsiones interelectronicas. Los cationes suelen tener un radio menor que el
átomo del cual proceden porque pierde un electrón que disminuye las repulsiones y
al haber un excedente de carga positiva nuclear, el átomo se hace más compacto.
Aplicaciones: comparar iones y el átomo neutro de un mismo elemento, series
isoelectronicas (iones que tienen la misma configuración electrónica y que difieren
en su tamaño por la cantidad de protones y la fuerza de atracción de ellos).

Energía de ionización  es la energía mínima necesaria que hay que
entregarle a un átomo de un dado elemento en fase gaseosa para eliminar de el un
electrón de su nivel de valencia. Su unidad es eV o kJ/mol. Es siempre positiva. Al
aumentar el grupo, disminuye el radio y aumenta la fuerza de atracción, por lo tanto
es necesaria más energía. Al aumentar un periodo, aumenta el n, disminuye la
energía del electrón y disminuye la energía de ionización.
 Ecuación:
12

Afinidad electrónica  se define como la energía liberada cuando un átomo
en fase gaseosa incorpora un electrón. Un elemento posee una elevada afinidad
electrónica si el electrón adicional que se incorpora ocupa una capa en la que
experimenta una elevada carga nuclear efectiva. Todas las energías son negativas.


Electronegatividad  es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para
atraer hacia si los electrones cuando forma parte de un compuesto. Cuando un
átomo presenta una elevada energía de ionización (I) y una elevada afinidad
electrónica (
), tiene gran tendencia a adquirir electrones más que a perderlos. Su
unidad es MJ/mol.

|)
Aplicaciones: polaridad de enlaces. Cuanto mayor sea la diferencia
de electronegatividad de dos átomos que formen un compuesto
mas polar será su enlace.

Potencial iónico  (φ fi) facilidad que presenta un ion en fase gaseosa para que
su nube electrónica sea deformada por un campo eléctrico. Se calcula dividendo la
carga del ion y su radio, y se la interpreta como densidad de carga del ion. Los iones
pueden ser duros o blandos según si son deformables por un campo eléctrico o no,
si tiene una alta densidad de carga positiva y un radio iónico pequeño será duro,
13
caso contrario será blando. Cuanto mayor es el potencial iónico, mayor es la fuerza
electrostática que ejerce a otro ion, mayor es su punto de fusión y menos tendencia
tiene a ceder el protón H+ en casa de tenerlo, menos acido.

Aplicaciones: punto de fusión (cuanto más alto sea el potencial iónico mas difícil
será separar las moléculas, mayor será el punto de fusión), acidez, dureza
o Enlaces atómicos 
 Enlace iónico  un átomo muy electronegativo se une con un átomo muy
electropositivo (este último le cede los electrones al electronegativo para que este
logre su configuración electrónica estable según la teoría del octeto) dando lugar a
especies cargadas (iones) que se mantienen unidas por fuerzas electrostáticas, los
positivos son cationes y los negativos aniones. Estos compuestos son sólidos a
temperatura ambiente, duros, tienen elevadas temperaturas de ebullición y se
fusión, no conducen electricidad en estado sólidos, pero en solución o fundidos si lo
hacen (la mayoría son solubles en agua).
Metal + no metal
 Enlace covalente  es la unión química generada por la compartición de uno o
más pares de electrones entre dos átomos. A temperatura ambiente pueden estar
en cualquiera de los 3 estados, no son buenos conductores de electricidad y son
poco solubles en agua donde tampoco conducen electricidad.
no metal + no metal
 Enlace metálico  se produce una deslocalización de los electrones de la capa
de valencia, quedando cada uno con carga eléctrica positiva (cationes). Los
electrones liberados se encuentran en movimiento (así conducen la corriente
eléctrica) formando una nube de electrones que envuelve a cada uno de los
cationes y los mantiene unidos por atracción electrostática. Son sólidos a
temperatura ambiente (excepto el mercurio y el galio), poseen elevadas
14
temperaturas de fusión y ebullición, son buenos conductores de calor y electricidad,
en general son duros y se oxidan con facilidad.
o Teoría del octeto las uniones químicas son resultado de compartir, ceder o ganar
electrones por parte de los átomos que al participar adquieren generalmente la configuración
electrónica de un gas noble (grupo VIIIA). Sin embargo existen excepciones a esa teoría,
cuando los átomos pertenecen a periodos 3 o inferiores, pueden obtener una configuración
estable con más de 8 electrones en su capa de valencia (expansión del octeto), o que se
estabilicen con menos de 8 electrones (contracción del octeto).
1. Expansión:
2. Contracción:
o
Estructura de Lewis interpretación de la unión covalente mediante la representación
de los electrones de valencia de los átomos participantes, empleando guiones por cada par de
electrones.

Estrategias:
1. Sumar el número total de electrones de valencia
disponibles en todos los átomos y dividir por dos.
2. Ubicar el elemento menos electronegativo como
átomo central.
3. Distribuir los átomos alrededor del átomo central.
4. Poner enlaces simples.
5. Poner 8 electrones a los átomos que rodean el
átomo central.
6. Finalmente, hacer que el átomo central tenga 8
electrones.
o
Polaridad de la unión química en las uniones de átomos
diferentes, el par electrónico compartido estará más cerca del
elemento más electronegativo que adquiere una densidad de carga
negativa, mientras que el otro, una densidad positiva. Se forma un
dipolo eléctrico y si unión se llama covalente polar, sucede en la
molécula de agua.
o
Resonancia  se sabe que las uniones triples son más fuertes que las dobles, y estas que
las simples. Cuando una sustancia puede representarse por más de una estructura aceptable,
la molécula real es un hibrido de resonancia de todas esas estructuras posibles ya que una sola
de ellas no puede explicar todas sus propiedades. La estructura predominante dependerá de
la electronegatividad de los átomos que participan de la unión y del número de electrones que
cada átomo gane o pierda, respecto de su estado original (carga formal). La carga formal se
calcula:

15

es el número de electrones de valencia,
son los pares
solos y
los pares compartidos.
 La estructura de menor energía predominara.
o
Uniones intermoleculares 
 Unión por dipolo son fuerzas atractivas que se producen por la existencias de
asimetrías eléctricas en las moléculas (dipolo molecular). Como la formación de
dipolos depende de la facilidad con que la nube electrónica se puede deformar, las
moléculas formadas por átomos con más electrones presentan fuerzas dipolo –
dipolo más intensas que aumentan con la masa molecular.
Pueden ser de dos tipos:
 Permanentes (unión de Van der Wals): la molécula se comporta
como un dipolo, la región positiva se atrae con la negativa de una
molécula próxima. también existen las fuerzas ion dipolo presente
en disoluciones donde los iones sueltos son atraídos por las
moléculas bipolares.
 Transitorios (unión por fuerzas de London): en moléculas sin
polaridad y también en las polares, el movimiento electrónico
puede producir asimetrías de carga de muy corta duración.

Unión puente de hidrogeno  se da en una molecular polar entre un átomo
que posee un par de electrones libres con el cual atrae al átomo de hidrogeno unido
a un átomo electronegativo (F,O y N) de moléculas próximas (principalmente en
estados solido y liquido).
Ninguna de estas fuerzas es mas fuerte que las uniones covalentes o iónicas. Dentro de
ellas, las más fuertes son las de puente de Hidrogeno.

Predicción de la geometría molecular 
llevada a cabo por Gillespie (1970), se
basa en que un átomo central A, al hacer la estructura de Lewis queda rodeado por
átomos unidos a él y los pares de electrones libres al tener carga negativa, intentaran
minimizar las repulsiones entre ellos situándose lo más alejadamente posible.
16
 UNIDAD IV: “Gases”
o
Propiedades generales- no tienen forma ni volumen propio, ocupan todo
el volumen del recipiente que los contienen, son fáciles de comprimir y se
expanden fácilmente al aumentar su temperatura. En un gas ideal se desprecia el
tamaño de la molécula frente al recipiente que lo contiene. Las fuerzas atractivas
en un gas son débiles.
o
Presión, volumen y temperatura en gases ideales se necesitan 4
variables para definir una condición física, o estado, de un gas: temperatura,
presión, volumen y número de moles. Las ecuaciones que las relacionan se
conocen como leyes de los gases.
 Ley de Boyle-Mariotte: para una dada masa de gas constante (proceso
isotérmico) el producto de la presión y el volumen que ocupa es
constante.
17

Primera Ley de Charles y Gay-Lussac:
relaciona el volumen y la temperatura de una
cierta cantidad de gas mantenida
a presión constante y dice que el volumen es
directamente proporcional a la temperatura:

Segunda Ley de Charles y Gay Lussac: Establece la relación entre la
temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

Ley de Avogadro: el volumen de un gas mantenido a temperatura y
presión constante es directamente proporcional al numero de moles del
gas. V= kn
o Ecuación de los gases ideales
 comenzamos manteniendo la presión constante y variando la
temperatura y por la ley de Gay Lussac obtendremos:
 Ahora manteniendo la temperatura constante
de Boyle Mariotte y reemplazando
, utilizanod la ley
Cuando un gas se comporta cumpliendo esta ecuación general de
estado a presiones y temperaturas alejadas de las condiciones que
permiten la licuefacción se lo llama “gas ideal”. Se escribimos en
aquella ecuación el volumen ocupado por mol de gas, la relación
18
entre p, v y t muestra un valor constante para todo gas que vale
0,082
conocido como R=constante universal de los
gases. Entonces la ecuación del gas ideal se conoce como:
PV=nRT.
o
Teoría cinética de los gases que se comportan idealmente




o
Un gas se compone de un número muy grande de partículas muy
pequeñas perfectamente elásticas que se mueven en todas las
direcciones.
Las partículas son tan pequeñas que su volumen es despreciable en
comparación al recipiente que las contiene.
A temperatura constante la energía cinética media de las moléculas es la
misma para todos los gases.
Las fuerzas de interacción de las partículas entre si son despreciables.
Velocidad molecular a partir de las formulas para la energía cinética y la
temperatura se obtiene la expresión:
donde
es la
constante de Boltzman y T la temperatura
absoluta. Aquí se ve que un aumento de
temperatura aumenta la velocidad molecular y por
lo tanto aumenta la velocidad y la energía cinética,
de lo contrario disminuye la energía. La velocidad
promedio se define como la suma de las
velocidades de cada partícula dividió el número
total de partículas. Como la distribución no es
simétrica hay que señalar la velocidad más
probable, aquella que poseen el mayor numero de
partículas. Aumentando la temperatura, la
distribución cambia de manera de aumentar la v
promedio y la más probable. La curva se aplana en su máximo indicando una mayor
distribución de velocidades mayores que la promedio.
o
Ley de Grahamsi dos gases en igual concentracion se dejan pasar a traves de un
orificio muy pequeño (efusion), lo haran con una relacion de velocidades tal que:
siendo m las masas molares de cada gas. La presión de un gas se debe a los
choques de las partículas del gas contra las paredes del recipiente que lo contiene. A una
dada temperatura, si se disminuye el volumen, el numero de choques contra las paredes
aumentara y , por lo tanto, lo hará también la presión. A volumen constante, si aumento la
temperatura aumentara la velocidad de las moléculas y el numero de choques contra las
19
paredes, lo que provoca un aumento en la presión. La temperatura absoluta de un gas es
una medida de la energía cinética promedio de sus moléculas.
 Efecto de aumentar el volumen a temperatura constante: igual temperatura indica
igual energía cinética pero como deben de recorrer una mayor distancia,
disminuyen los choques y disminuye la presión.
 Efecto de aumentar la temperatura a volumen constante: aumenta la energía
cinética promedio de las moléculas, mas velocidad, mas choques, mas presión.

Ley de Daltones un sistema gaseoso formado por las sustancias a, b, c, etc., cuya
presión total es p , cada gas ejerce una presión parcial
de la sustancia i.

siendo x la fracción molar
Desviación del comportamiento ideallos gases reales no se comportan
idealmente cuando estas se aproximan a las temperaturas muy bajas, principalmente
cuando estas se aproximan a la temperatura en la que el gas se licua. Esto sucede porque
las moléculas tienen un volumen finito y se atraen, cosa que despreciábamos en la
ecuación de gas ideal. Cuando hay mucha presión, las moléculas se encuentran como
“apiñadas” y el impacto de una molécula contra la pared del recipiente se reduce, el
resultado es que la presión es menor que la de un gas ideal. Por otro lado, al enfriar un
gas, la k promedio disminuye y las atracciones intermoleculares se mantienen constantes.
Este enfriamiento les quita a las moléculas la energía que necesitan para vencer su
influencia de atracción mutua.

Ecuación de van der waalsesta ecuación incluye todas esas aproximaciones
antes nombradas además corrige la ley de Boyle ya que según el, a 0 grados kelvin, el
volumen debía ser 0 lo que implicaría desaparición de la materia, lo cual es ilógico.
El factor que corrige la presión se debe a que en el comportamiento ideal no tomamos en
cuenta la atracción de las moléculas del gas entre si pero realmente eso ocurre y se
obtiene que la presión real es menor que la ideal.
El factor que corrige el volumen se debe a que el volumen de un gas a muy bajas
temperaturas será mayor que le ideal, ya que sino en la temperatura de cero kelvin
implicaría que el gas ha desaparecido.

UNIDAD V : ”Líquidos y sólidos”
o Estado liquido  no tiene forma propia pero si volumen. Son prácticamente
incompresibles. Se adapta a la forma de la parte inferior del recipiente que lo
contiene, pero no se expande para llenarlo, fluye fácilmente. Esto se debe a las
fuerzas intermoleculares que son lo suficientemente fuertes como para mantener
juntas a las moléculas, pero las fuerzas de atracción no son lo suficientemente
20
intensas como para que no se muevan unas respecto de otras, por eso puede
verter. Son llamadas fuerzas de cohesión. La viscosidad de las sustancias en estado
líquido es la resistencia a fluir que depende de la facilidad con la que se mueven
las partículas una respecto de otra, disminuye con la temperatura. La tensión
superficial es la energía necesaria para modificar la superficie de un líquido un
centímetro cuadrado. Se da porque las moléculas de la superficie no
experimentan fuerzas simétricas en todas las direcciones sino que hay una fuerza
hacia dentro que las hace juntarse y reducir el área superficial. Esto produce una
especie de capa débil.
o
Estado sólido  tiene forma y volumen propio. Presentan diferentes grados
de dureza. Son prácticamente incompresibles, no fluyen. Las fuerzas de
atracciones intermoleculares son lo bastante intensas no solo para mantener muy
juntas las moléculas sino para fijarlas prácticamente en su sitio. Los que posee
estructura ordenada se llaman cristalinos y los que no son amorfos, estos tienen
puntos de fusión que varían en un rango, no es especifica como en los cristalinos.
o
Pasaje de estado pasan al entregarles calor, la temperatura donde el
cambio se realiza se mantiene constante debido a que la energía que se entrega al
sistema se utiliza para el cambio de fase.
o
Fuerzas intermoleculares  son fuerzas de atracción entre las moléculas,
son las responsables del comportamiento no ideal de los gases.
 Fuerzas dipolo-dipolo  son la fuerza de atracción entre
moléculas polares, su origen es electrostático, a mayor momento
dipolar mayor la fuerza.
 Fuerzas ion-dipolo  atraen entre si a un ion y a una molécula
polar. Depende de la carga y el tamaño del ion y de la molécula.
21
 Fuerzas de dispersión  fuerzas de atracción que se generan a
partir de los dipolos temporales inducidos en las moléculas.
o
Presión de vapor  las moléculas de un líquido se mueven con diferentes
velocidades, algunas de ellas que se encuentran en la superficie poseen suficiente
energía cinética como para vencer las fuerzas de atracción de sus vecinas y
escapar a la fase gaseosa aumentando la presión de vapor. A cualquier
temperatura dada, se tiene un movimiento continuo de moléculas de fase liquida
a fase gaseosa. Pero al aumentar la fase gaseosa, aumenta la probabilidad de que
una molécula de la fase gaseosa choque contra la superficie del líquido y vuelva a
ser capturada por este. En algún momento, la frecuencia de estos dos sucesos se
iguala y se produce el equilibrio dinámico, cuando la evaporización y la
condensación suceden a la misma vez. Como resultado de estas evaluaciones se
puede definir la presión de vapor de un líquido como la presión ejercida por su
vapor cuando los estados líquido y vapor están en equilibrio dinámico. Cuando la
presión de vapor alcanza la presión atmosférica, decimos que se alcanzo la
temperatura de ebullición. Ejemplo: la olla a presión aumenta la presión externa,
lo que permite alcanzar una mayor temperatura sin llegar a la temperatura de
ebullición, permitiendo cocinar a altas temperaturas sin “hervir” el agua.
o
Licuefacción de los
gases (curvas de
Andrews) si un gas se enfría
pierde energía cinética y se
comprime, las moléculas son
influenciadas por el campo
de atracción de las fuerzas
de Van der Waals y el gas se
22
licua. La isoterma crítica representa la temperatura máxima donde pueden
coexistir el líquido y el vapor dependiendo claramente de las condiciones de
presión y temperatura. Por debajo de la isoterma crítica pueden existir tanto
líquido como vapor pero por encima de esta solo puede encontrarse la sustancia
en fase gaseosa. La línea punteada denominada curva de saturación encierra a los
estados que son si o si una mezcla de liquido y vapor.
Cual es la diferencia entre gas y vapor? El gas es la sustancia en estado gaseoso
por encima de la isoterma critica, donde no puede existir liquido. El vapor es la
sustancia en estado gaseoso en equilibrio con el liquido.
o
Ley de continuidad de estados si se realiza una sucesion de cambios de
estado si n pasar por la campana, la sustancia puede pasar de fase gaseosa a
liquida de manera que sus propiedades cambiaran de forma continua, es
imposible distinguir el pasaje de una fase a otra.
o
Ley de Raoult en presencia de un soluto no volatil, la
presion de vapor de un solvente liquido volatil disminuye al
disminuir la fraccion molar del solvente en la solucion. Si a
una temperatura la presion de vapor del solvente es ,
entonces a una dada fraccion molar
del solvente, la
presion del vapor de la sustancia P disminuira según
P=
.
La recta que une los puntos en el grafico anterior esta dada
por la suma de las presiones parciales y responde a la
ecuacion:
Raoult en dos sustancias volatiles

Desviaciones de la ley de Raoult hay de dos tipos y depende del
soluto y de la temperatura de la solucion, estas se originan en las
interacciones desiguales qe existen entre soluto y solvente.
1. Desviación positiva: si la presión de vapor para una solución con
cierta composición es mayor que la obtenida en la ecuación.
2. Desviación negativa: la presión de vapor para una solución con
cierta composición es menor que la obtenida en la ecuación.

Desviaciones de la ley de Raoult en soluciones binarias con
componentes volátiles  cuando la interacción entre las moléculas
A y B en el líquido resultan fuerzas de repulsión, tienden a pasar a la fase
23
gaseosa, y la temperatura de ebullición es menor que la esperada, es la
desviación positiva. En cambio si la interacción resulta ser de atracción la
desviación es negativa. (a temperatura constante)
o
Destilación  en un sistema binario ideal a medida que se aumenta la
temperatura el vapor se enriquece con el componente más volátil (mayor presión
de vapor). El diagrama de la derecha presenta un azeotropo de temperatura de
ebullición mínimo ya que debajo del punto N no puede existir vapor. Cuando la
desviación de la ley de Raoult es negativa, entonces la presión de vapor es menor
que la esperada, por lo que se necesita una mayor temperatura para que esta
presión iguale a la presión atmosférica y alcance la ebullición.
o
Mezcla azeotropica  líquidos que sin ser sustancias puras destilan a una
temperatura definida sin modificar su composición.
o
Ley de Henry siendo una sustancia gaseosa B muy poco soluble en un
solvente A. la ley de Henry establece que la solubilidad de B en el solvente es
proporcional a la presión de B:
o
Equilibrio liquido-vapor la variación de la presión y la se la temperatura de
la curva de equilibrio sigue la relación conocida como la ecuación de Clapeyron y
Clausius:
Donde L es el calor de vaporización constante que debe de entregarse a un mol de
sustancia liquida para transformarla en vapor, v es el cambio de volumen que se
produce cuando un mol de sustancia liquida se transforma en gaseosa. Si se
considera despreciable el volumen molar del liquido frente al del vapor y este se
comporta como un gas ideal, se demuestra que :
24
o
Diagrama de fases para una sustancia
pura  graficas que representan la variación
de presión de vapor frente a la temperatura de
cada uno de los estados de agregación de la
materia. La energía absorbida en estos pasajes
es utilizada para romper las fuerzas de
interacción entre las partículas que mantenían
su volumen de forma rígida. el punto triple
representa la coexistencia de los tres estados.
Los puntos de temperaturas de fusión y
ebullición dados cuando p es igual a 1 atm son los puntos normales de fusión y
ebullición. Este diagrama es el del agua y presenta una diferencia respecto a la
mayoría de las sustancias, la pendiente de la curva de fusión tiene pendiente
negativa debido a que la densidad del solido es menor que el liquido, lo que
generalmente no ocurre.
o
Soluciones ideales aquella que obedece la ley de Raoult en todo el
intervalo de concentraciones.
o
Soluciones binarias con soluto no volatil las soluciones de soluto no
volatil en solvente volatil presentan propiedades que, cuando son diluidas solo
dependen de la concentracion del soluto. Se las denomina propiedades coligativas
y estas son:
 Decenso relativo de la presion de vapor  según la ley de Raoult la
presion de vapor de una solucion en estas condiciones es P=
. O lo
que es lo mismo

y dado que

y
reordenando: 
Ascenso de la temperatura de ebullición  en un diagrama de fases se
observa como la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de
vapor. Se aprecia entonces como aumenta en consecuencia la
temperatura de ebullición.
(m=molalidad)
25

Descenso de la temperatura de congelación
 la presencia de un soluto no volátil
produce un ascenso en la temperatura de
fusión, conocido como descenso crioscopico.
(m=molalidad)

Presión osmótica  es la presión que se
requiere para detener la osmosis (el paso selectivo de moléculas del
disolvente a través de una membrana porosa desde una disolución diluida
hacia una de mayor concentración).
(M=molaridad)
 UNIDAD VI: “Transferencia de energía en las reacciones
químicas”
o
Energía interna se define primero un sistema como parte limitada del universo que
se estudia, el resto es el “entorno”. Un sistema puede ser: cerrado (intercambia energía
pero no materia), abierto (intercambia tanto energía como materia), o adiabático (no
intercambia energía ni materia). La energía interna de un sistema se define como la suma
de todas las energías cinéticas y potenciales de todas las partes que lo componen. Se la
representa con el símbolo E. En general, no se conoce su valor numérico si no el cambio de
E que acompaña a una variación en el sistema. Si el ∆E>0, el sistema gano energía de su
entorno, y si es negativo, perdió energía a su entorno. En una reacción química, el estado
inicial del sistema se refiere a los reactivos y el final a los productos.
o
Transferencia de energía 


Trabajo: W= f*d (objeto que se mueve contra una fuerza)
Calor: energía que se transfiere de un objeto con mayor temperatura a
uno de menor.
La energía queda definida como la capacidad para realizar trabajo o transferir
calor.
o
Primera ley de la Termodinámica ‘la energía no se destruye ni se crea, la
energía se conserva’ – cualquier energía perdida por un sistema deberá ser ganada por el
entorno, y viceversa. Se puede expresar esta ley diciendo que cuando un sistema sufre
cualquier cambio químico o físico, el cambio que acompaña en su energía interna, ∆E, esta
dado por el calor agregado al sistema o que se desprende de el, q, mas el trabajo realizado
sobre el sistema o por el, w:
∆E= q + w
o
Trabajo presión-volumen como el trabajo de los pistones. Si la presión es
constante, el trabajo presión-volumen esta dado por: w=-p∆v, si el cambio de volumen es
26
positivo el trabajo efectuado por el sistema es negativo. Esta convención del trabajo es
para respetar la convención de que todo lo que es entregado al sistema es positivo y todo
lo que el sistema entrega al entorno es negativo.
Si el trabajo es entregado al
sistema, entonces disminuye el
volumen y p∆v <0 de modo que
para que el trabajo sea positivo
debe definirse:
W= - p∆v
o
Entalpia es la función termodinámica que representa el flujo de calor en cambios
químicos que se efectúan a presión constante cuando no se efectúa más trabajo que el de
trabajo presión-volumen. Es una función de estado, es decir que su valor no depende de la
historia especifica de la muestra, solo de su condición actual. Se denota con el símbolo ‘H’.
H=E+pv, siendo E la energía interna. Un cambio a presión constante ∆H= ∆E + p∆v, y
recordando que w=-p∆v y que ∆E= q + w: ∆H= ∆E +p∆v= q + w – w= q. Entonces el cambio
de entalpia es igual al calor ganado o perdido a presión constante, y este puede ser de un
cambio físico (cambio de estado) o de una reacción.
o
Entalpia de reacción  Es una propiedad extensiva y proporcional al reactivo
consumido, la reacción inversa cambia de signo dicha entalpia y depende del estado de los
reactivos y productos. Si ∆H>0, el sistema habrá ganado calor del entorno, o sea que el
proceso es endotérmico, de lo contrario lo habrá perdido y es un proceso exotérmico.
 ∆Hreaccion= ∑Hproductos - ∑Hreactivos (se deduce a partir de las entalpias de
formación de los compuestos aquellos que se forman quedan en el mismo signo
que al formarse mientras que aquellos que desaparecen quedan en el signo
inverso)
 Por definición, la entalpia estándar de formación de la forma mas estable de
cualquier elemento es cero.
o
Energía reticulares la energía liberada al formarse un mol de un compuesto ionico
a partir de sus iones gaseosos. (ver Born-Haber)
o
Entalpia estándar de una reacción cambio de entalpia cuando todos los
reactivos y productos están en su estado estándar (su forma pura a 1 atm y a 25 grados
centígrados) ∆
o
Entalpia de formación cambio de entalpia relacionado a la reacción que forma un
mol del compuesto a partir de sus elementos, con todas las sustancias en su estado
estándar. La entalpia estándar de formación de la forma más estable de cualquier
elemento es cero. Todo lo que sea estándar acomoda la definición a condiciones
estándares.
27
o
Entalpia de combustión es la variación de entalpia cuando un mol de una
sustancia reacciona completamente con oxigeno bajo CNPT. Son siempre exotérmicas, por
lo tanto las entalpias de combustión son siempre negativas.
o
Entropía (S) es una medida directa de aleatoriedad o desorden del sistema, describe
el grado en el que los átomos, las moléculas o los iones de distribuyen en forma
desordenada en una región dad del espacio.
o
Energía libre  (G) G= H – TS, función termodinámica de estado. Tiene unidades de
energía. Describe la energía utilizable o disponible.
o
Reacción espontaneaaquella que ocurre en un conjunto dado de condiciones. Si la
variación de energía libre es negativa, la reacción es espontanea; si la variación es mayor a
cero la reacción no es espontanea, y si la variación es cero, el sistema está en equilibrio y
no hay cambio neto. Si ∆H<0 da una tendencia de la espontaneidad, una gran
probabilidad, pero si ∆G <0 tenemos la certeza de
que es espontaneo.
o
Ciclos termodinámicos  se representan por
medio de diagramas entalpicos, donde los procesos
se presentan en niveles de energía a lo largo del eje
vertical. Los procesos exotérmicos se indican
mediante flechas hacia abajo y los endotérmicos
mediante flechas hacia arriba, la longitud de las
flechas es proporcional a la entalpia del proceso. El
valor cero de entalpia se elige de forma arbitraria.
o
Calor de disolución el calor intercambiado en el proceso de convertir los iones en
estado sólido a iones hidratados.
o
Calor de hidratación el calor intercambiado de pasar de iones en estado gaseoso a
iones hidratados.
o
Ley de Lavoassiare y Laplace el cambio energético que acompaña a una reacción
química es de magnitud exactamente igual pero de signo opuesto al que va asociado a la
misma reacción cuando se realiza en sentido opuesto.
o
Ley de Hess el cambio energético que acompaña a una
reacción química a P constante, es independiente de si la
reacción se produce en una o varias etapas.
o
Ciclo de Born y Haber vincula las propiedades
atómicas de sustancias simples con la entalpía de formación
y la entalpia reticular de una sustancia iónica. Así, por
ejemplo para la entalpia de formación del NaCl tendremos:
28
o
Capacidad calorífica cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un
objeto en 1 grado. Es una propiedad extensiva.
o
Capacidad calorífica molar cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura un mol de cierta sustancia un grado.
o
Calor especifico la capacidad calorífica de 1 gramo de sustancia. Es una propiedad
intensiva. El calor especifico del agua es de 1,18 J/g *grado
o
o Caloría  cantidad necesaria para elevar la temperatura de 1 gramos de agua de 14,5
grados centígrados a 15,5 grados centígrados.
o
Calorimetría a presión constante  se trata de medir el flujo de calor en un
cambio. Si el calorímetro impide perfectamente la transferencia de calor entre la
disolución y su entorno:
.

=0

o
A= solución, B=reacción
Calor latente  energía requerida por una sustancia para cambiar de fase.


=0
Q= mL
UNIDAD VII: “Reacciones electroquímicas”
o
Electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan
como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten en iones en
solución, los electrolitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también
son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos. Ejemplos: solución de NaCl,
dióxido de carbono reaccionando con agua y otras sales disueltas en agua.
o
No electrolitossustancias que cuando se disuelven en agua se separan en sus
moléculas: las moléculas tienen movilidad por estar en disolución acuosa pero son
eléctricamente neutras, no conducen la electricidad. Ejemplo: sacarosa, benceno.
o
Reacciones de oxidación-reducción son reacciones químicas que reconocemos
llevando la cuenta de los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en
29
la reacción, ocurre una transferencia de electrones. Estas reacciones se observan con
claridad separándolas en hemirreacciones. En toda reacción redox debe de haber tanto
oxidación como reducción. La sustancia que hace posible que ora se oxide actúa como
agente oxidante y la que permite que otra se reduzca actúa como agente reductor. Estas
reacciones pueden ser espontaneas o no espontaneas, para que sean espontaneas ∆E>0,
de modo que el elemento que se reduce tenga mayor E. (E es la electronegatividad
electroquímica definida más adelante)
o
Numero de oxidación es un numero entero que representa el numero de
electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. Es
positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que tiene tendencia a
captar electrones y negativo en caso contrario.
o
Electronegatividad electroquímica (E)  fuerza impulsora que induce a que
tenga lugar una hemirreaccion de intercambio de electrones. En una reacción, el elemento
con mayor E es el que se reduce.
o
Pila:
un dispositivo
experimental para generar
electricidad mediante una
reacción redox espontanea.
En funcionamiento de esta
pila se basa en la reacción
espontanea de ambas
hemirreacciones en
recipientes separados,
necesitando que la
transferencia de electrones se
realice a través de un alambre
conductor externo. Las barras
en el dibujo de zinc e
hidrogeno (comúnmente trataremos con cobre) son los electrodos. Para que esta reacción
ocurra sin inconvenientes es necesaria la implementación de un puente salino, en este
caso compuesto por cloruro de potasio cuyos iones no reaccionaran con los iones de las
disoluciones ni de los electrodos pero impiden la acumulación excesiva de carga positiva
en el ánodo y carga negativa en el cátodo. La corriente eléctrica fluye de este modo del
ánodo al cátodo porque existe una diferencia de energía potencial eléctrica entre los
electrodos medida en volts y se denomina también fem.
o
Fuerza electromotriz(FEM) es la diferencia de potencial entre los dos electrodos
de una celda voltaica que proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a lo
largo del circuito externo. Se denota como
, se llama potencial de celda y se mide
en V. cuando la reacción que se lleva a cabo es espontanea el FEM es positivo. Depende de
las reacciones especificas que se llevan a cabo en anodo y catodo, de las concentraciones
de reactivos y productos y la temperatura.
30
o
o
En CNPT (concentración 1 molar): FEM=
Potencial de contacto es el potencial que se produce entre el ánodo/cátodo y el
líquido. Si la sal del puente salino hace que la movilidad del anión sea aproximadamente
igual a la del catión ∆E contacto=0. Para que el potencial de contacto sea nulo es necesario
que los iones del puente salino presenten la misma movilidad que la reacción.
o
Ecuación de Nerst en caso de que la reacción no se efectúe en condiciones
estándar utilizamos la ecuación de Nerst para corregir la E:
Dada una hemireacción: aA + n
E=
c
la ecuación de Nerst es:
donde A es la sustancia oxidada y C la sustancia reducida.
Para calcular el ∆E de una reacción redox espontanea, se calcula el E de cada
hemirreaccion por separado, si no están en condiciones estándar se aplica la ecuación de
Nerst y luego de produce el delta de modo que ∆E quede positivo indicando cual es la
sustancia que se reduce y cual la que se oxida.
Si no es espontanea, o te dan la ecuación que sucede y hay que ver si es espontanea o no,
calculas el ∆E como el E del que se reduce menos el E del que se oxida y si da menor que
cero no es espontanea.
o
Electrolisis
se lo llama asi al conjunto de transformaciones químicas producidas por
el pasaje de corriente eléctrica a través de un electrolito fundido o disuelto. utilizamos
energía eléctrica para realizar reacciones redox no espontaneas. Por ejemplo
descomponer NaCl en los elementos que lo componen. La electrolisis se lleva a cabo en
celdas electrolíticas. Cuanto más negativo sea el valor de
mas favorable va a ser la
oxidación. En disoluciones acuosas tenemos que tener en cuenta el rol del agua. Si bien el
agua favorece la disolución de las sales, complica la electrolisis ya que necesitamos saber
si se oxida/reduce en vez de los iones de la sal. En un medio acido, la presencia del ion H+
favorece la electrolisis de la sal, mientras que en un medio básico ocurre lo opuesto.
31
o
Leyes de Faraday:
1. La masa de una sustancia que se descompone no depende de la
presión o temperatura a la que esté sometido el sistema.
2. La masa de la sustancia descompuesta o producida durante una
electrolisis es proporcional a la cantidad de electricidad que circula.
a.
yq=

3. A un mol de carga (electrones) le corresponte una cantidad de
electricidad de 96500 Coloumbs  un faraday.
o
Sobrepotencial si al calcular el potencial que hay que aplicarle a una solución para
que la electrolisis de cierta reacción ocurra es menor que al que hay que aplicarle en la
práctica, decimos que esa diferencia de potencial entre la real y la teórica es un
sobrepotencial.
o
Constantes de equilibrio de los electrolitos cuando se alcanza el equilibrio
químico (las concentraciones de especies oxidadas sobre las reducidas es igual a la
constante de equilibrio) el valor de E=0.

UNIDAD VIII: “Cinética química”
o
Fuerza impulsora  dada la reacción aA + bA  cC , definimos fuerza
impulsora como
si comparamos 2 Fimp de 2 reacciones, sabemos
que se produce preferentemente la que tenga mayor Fimp. La fuerza impulsora es
la fuerza que impulsa a que la reacción ocurra. Ejemplo: electronegatividad
electroquímica.
o
Rapidez de reacción química es el cambio de concentración de los
reactivos o productos por unidad de tiempo (M/s). En general, disminuye
conforme la reacción avanza ya que disminuye la concentración de los reactivos.
 V=
 V=
donde k es la constante de velocidad que
depende de la temperatura
o
Orden de reacción  los exponentes de una ecuación de velocidad
denominan ordenes de reacción y el orden de reacción es la suma de respectivos
ordenes (∝+β). Indican cómo influye la concentración de cada reactivo en la
velocidad de la reacción. Se determinan experimentalmente. Si la reacción ocurre
en un único paso a y b coinciden con los coeficientes estequiometricos. Si no lo
son, es decir que si las reacciones no son espontaneas para sacar los valores de K,
∝ Y β necesitamos de tres ecuaciones donde mantengamos constante algún valor
y averigüemos las velocidades experimentalmente. (ver en la práctica)
o
Vida media de una reacción  es el tiempo necesario para que la
concentración de un reactivo disminuya a la mitad de su valor original.
32
o
Molecularidad es el número de moléculas que forman parte como reactivos
de una reacción elemental.
o
Factores que afectan la rapidez de reacción





o
El estado físico de los reactivos: cuanto más choquen las moléculas y haya
más superficie de contacto mayor será la velocidad de reacción. (ejemplo
del laboratorio de
en polvo o en trozos)
La concentración de los reactivos: a mayor concentración aumentan los
choques por lo tanto mayor velocidad.
Temperatura: a mayor temperatura, mayor energía cinética, mas
velocidad.
Catalizador: agente que aumenta la velocidad pero no sufre cambio
químico durante el proceso.
Inhibidor: agente que disminuye la velocidad pero no participa en la
reacción.
Teoría de las colisiones la idea central es que las moléculas deben chocar
para que reaccionen. En la mayor parte de las reacciones, solo una pequeñísima
fracción de las colisiones desembocan en reacción. Existen impedimentos como:
 Factor de orientación: las orientaciones relativas de las moléculas
determinan si los átomos tienen la posición adecuada para formar
enlaces nuevos.
 Energía de activación: es la energía mínima que se necesita para
iniciar una reacción. Las moléculas que chocan deben tener una
energía cinética mayor o igual que esta.
o
Ecuación de Arrhenius  en base a estos factores surge una ecuación:
. la velocidad de reacción disminuye a medida que Ea aumenta. De esta
ecuación se deriva la siguiente:
1.
Catálisis  un catalizador es una sustancia que aumenta la rapidez de una
reacción mediante la disminución de su energía de activación
o es homogénea si el catalizador esta en la misma fase que las
moléculas reaccionantes, y es heterogénea si el catalizador esta en
distinta fase.
2.
UNIDAD IX: “Equilibrio”
o
Equilibrio químico como proceso dinámico se da cuando la velocidad
de reacción en ambos sentidos es la misma, tanto la reacción directa como la
inversa.
33
Ley de acción de masas expresa la relación entre las concentraciones de los
o
reactivos y productos presentes en el equilibrio en cualquier reacción reversible, y
tiene un valor constante dado por
molaridades en disoluciones)
(presiones parciales para gases y
Concepto termodinámico del equilibrio se da cuando además de tener
o
un equilibrio químico dinámico, la temperatura se mantiene constante de modo que
∆G=0.
Constante de equilibrio
o
puede estar dada bajo presión,
concentraciones molares o bajo fracción molar. si
>1 el equilibrio esta
desplazado hacia la derecha (predominan los productos), y si
<1 el equilibrio
esta desplazado hacia los reactivos. Teniendo las concentraciones de equilibrio
puedo obtener la Keq y teniendo Keq puedo averiguar las concentraciones de
equilibrio.
 La
de una reacción que ha sido multiplicada por un número es
igual a esa constante elevada a ese número.
 La
de una reacción que está compuesta por dos o más pasos
es el producto de las constantes de cada uno de esos pasos.
 La
o Constantes 
de una reacción inversa es la inversa de la original.
o
o
.
o
.
o
.
Relación entre constantes


siendo para ambos
la
diferencia entre los moles de productos y
reactivos
 Para pasar de
a
utilizamos la ecuación de
gases ideales y obtenemos la equivalencia y para
pasar de
a
utilizamos la ley de Dalton para
presiones parciales y sale la expresión.
o
Principio de Le Chatelier  si un sistema en equilibrio es perturbado por un
cambio de temperatura, la presión o concentración de uno de los componentes del
sistema, desplazara su posición de equilibrio de modo que contrarreste la
perturbación.
34
1. Concentración: mas reactivos, se mueve a la derecha. Mas productos, se
mueve a la izquierda.
2. Volumen y presión: a mayor volumen, menor presión y para aumentar la
presión se mueve hacia donde haya más números de moles; menos
volumen, mayor presión, se mueve hacia donde haya menos números de
moles.
3. Temperatura: si la reacción es endotérmica, un aumento de temperatura
provoca un desplazamiento hacia la derecha (absorbe mas calor): si es
exotérmica un aumento de temperatura provoca un desplazamiento a la
izquierda.
4. Catalizadores: aumenta la rapidez con la que se alcanza el equilibrio, pero
no desplaza su posición.
o
Electrolitos fuertes y débiles en las disoluciones de electrolitos fuertes no existe
el equilibrio ya que la ionización es total. Pero para los ácidos y bases débiles, existe un
equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el
nombre de constante de acidez Ka y una constante de basicidad Kb. Para cualquier par
conjugado
o
Teorías acido-base
1. Arrhenius: se reconoce al acido como substancia que produce H+ en agua
y base como substancia que produce OH- en agua.
2. Bronsted-Lowry: reconoce al acido como sustancia capas de donar un
protón H+ a otra sustancia y a la base como substancia capaz de
aceptar el protón H+.
o
o
Anfotera  substancia capaz de actuar como acido y base. Ejemplo: agua.
Pares conjugados acido base  un par conjugado acido-base se da cuando un
acido y una base difieren solo en la presencia del protón hidronio. Cuanto más fuerte es el
acido, más débil es su base conjugada y viceversa. La posición de equilibrio favorece la
transferencia del protón a la base más fuerte.
o
Ácidos y bases débiles y fuertes  Los ácidos y bases fuertes se ionizan
totalmente en el agua, no están en equilibrio, la reacción sucede en un solo sentido,
mientras que los débiles se ionizan de forma limitada, hidrolizándose y dando lugar al
equilibrio.
35
1. Acidos fuertes HCl, HBr, HI,
,
,
,
2. Bases fuertes NaOH, KOH,
o
Autodisociacion del agua el agua es anfótera, una molécula que puede donar un
protón a otra molécula de agua.
.
o
Constante de producto iónico del agua
o
pH la concentración molar
.
de H+(ac) en una disolución
acuosa es muy pequeña, por
lo tanto expresamos el pH= a medida que aumenta la
concentración del ion de
hidrogeno disminuye el Ph,
aumentando la acidez, de
este modo cuanto menor sea
el pH mas acida será la
solución. La neutralidad se
alcanza en el pH igual a 7 y se
da cuando un compuesto básico y uno acido compensan el efecto del otro neutralizando la
solución.
o
pOH la concentración molar de OH- en una disolución acuosa y la expresamos pOH= -
o
pOH + pH=14
Determinar la acidez o basicidad de una solución
o
1. me fijo en que iones se disocia el soluto en la solución. (ejemplo: el
se disocia en
y
)
2. me fijo de que acido o base provienen esos iones (ejemplo:
proviene
de la base débil
y el
proviene del acido fuerte HCl)
3. el ion proveniente del electrolito fuerte se disocia totalmente y no
participa en el pH, mientras que el débil va a determinar la acidez o
basicidad. Establecemos el equilibrio del electrolito débil y vemos si este
aumentaría la concentración de
.
(el ejemplo:
de modo que
disminuiría el pOH, aumentando el pH y siendo una solución básica)
36
o
Constante del producto de solubilidadla constante de equilibrio entre un
sólido iónico y su disolución saturada se calcula igual que cualquier, pero tiene la
particularidad de coincidir con lo que se conoce producto de solubilidad.
o
La solubilidad no es lo mismo que Kps, la solubilidad es la concentración en que el solido
puede estar disuelto en una solución mientras que Kps consiste en una constante de
equilibrio.
o
Efecto del ion común efecto que se produce si aumentamos la concentración de
uno de los componentes o iones y alcanzamos de nuevo el equilibrio, la concentración del
otro ion se verá disminuida. Al agregarle a una solución que contenga un electrolito débil
(se recuerda que al ser débil esta en equilibrio dinámico, no se disocia totalmente) una sal
o un electrolito fuerte que se disocie totalmente y uno de sus iones coincida con un ion
que se encuentre en equilibrio en la solución. Esto hará que se corra la posición de
equilibrio por Le Chatellier y reduzca la concentración del otro ion.
Ejemplo
y le agregamos acetato de sodio NaAc.
de
tenemos una solución de acido acético en agua
se disocia totalmente en sus iones por ser una sal y la concentración
aumenta corriendo al posición de equilibrio hacia la izquierda por la ley de Le
Chatellier aumentando la concentración de
y disminuyendo la de
.
Apliaciones:
 Solubilidad agregando un ion común hace que reduzca la
concentración de uno de los iones por lo que corre en equilibrio y
afecta la solubilidad de la sal en la solución.
 pH si el electrolito débil disuelto es una base débil compuesta
por un metal y x grupos
como algunos hidróxidos, agregarla
a la solución en equilibrio una sal con el mismo ion que el otro que
aparece en la solución desplazaría el equilibrio afectando la
concentración de
y así modificando el pH.
 Buffer son soluciones que presentan un par conjugado acido
base que resisten cambios drásticos de pH cuando se agregan
pequeñas cantidades de un acido o base fuerte. Esta solución
resiste los cambios de pH porque contiene tanto una especie
acida que neutraliza los iones
y una especie básica que
neutraliza los iones
. Sin embargo estas especies no deben
consumirse la una a la otra en una reacción de neutralización.
Para preparar una solución Buffer, se mezcla un acido o base débil
con una sal de ese acido o base para aumentar la concentración
37
del ion disuelto de modo que la concentración de cada
componente del par conjugado sea similar.
es una reacción de un acido y su base
conjugada, en la solución se encuentra presente la especia HX y
una sal que al disolverse libera
aumentando su concentración.
Al agregarle un grupo
(una base fuerte) esta reaccionara con
la parte acida de la ecuación: HX +
modificando un poco las concentraciones del acido y su base
conjugada, pero si estos cambios son pequeños son despreciables.
Al agregarle un
este reaccionara con la base conjugada:
neutralizando el ion de hidrogeno modificando
un poco las concentraciones del acido y su base conjugada pero
no significativamente y manteniendo el pH constante.
Si en un ejercicio te piden recalcular el pH te calculas las nuevas concentraciones después de la
perturbación del equilibrio y con la Ka o Kb obtenes la concentración de H+ y de ahí el pH, siempre
va a haber una pequeña variación, pero se supone despreciable.
o
Predicción de la precipitación de sales se mezclan dos disoluciones que
contienen dos iones que pueden formar una sal insoluble (AB). Para determinar si se
formara un precipitado calculamos Q y la comparamos con K.
1. SI Q=k REACCION EN EQUILIBRIO, SOLUCION
SATURADA
2. SI Q<K  SOLUCION NO SATURADA, NO OCURRE LA
PRECIPITACION
3. SI Q>K  SOLUCION SOBRESATURADA, OCURRE LA
PRECIPITACION
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