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Tema 1: Estructura de la materia y ordenación de los elementos.
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Tema 1: Estructura de la materia y ordenación de los elementos.
Introducción.
En la antigua Grecia, filósofos como Demócrito y sus discípulos elaboran una
concepción atomista de la materia. La materia está formada por átomos: partículas
indivisibles.
Mucho tiempo después, Dalton elabora un modelo atómico basado en cinco postulados:
-
La materia está constituida por átomos, que son partículas indivisibles e
indestructibles.
Los átomos de un mismo elemento químico son iguales en masa y propiedades
químicas.
Los átomos de diferentes elementos químicos tienen una masa diferente y
distintas propiedades químicas.
Los compuestos están formados por combinaciones de átomos de diversos
elementos químicos.
En las reacciones químicas, la masa permanece siempre constante.
Modelo atómico de Thomson
Experiencias realizadas a lo largo del siglo XIX sugieren que la materia puede tener una
constitución más elemental que los átomos: los átomos pueden contener a su vez
partículas eléctricas.
El modelo atómico de Thomson se basa en que la materia se encuentra por lo general en
estado eléctricamente neutro. Modelo del pastel de pasas: los electrones se hayan
inmersos en una masa densa y sin oquedades de protones.
Modelo atómico de Rutherford.
Bombardeando una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio), observó
que algunas de estas partículas se desviaban, otras no.
Rutherford pensó que el átomo estaría constituido por un núcleo en el que se encontraría
casi toda la masa y que alrededor estarían girando los electrones como lo hacen los
planetas alrededor del Sol.
Este modelo no justifica la existencia de espectros atómicos, y además el electrón en su
giro iría perdiendo energía (por emisión de radiación electromagnética) y acabaría
precipitándose sobre el núcleo.
1.1. Orígenes de la teoría cuántica e hipótesis de Planck.
Todos los cuerpos emiten energía radiante debido a su temperatura.
Vamos a estudiar precisamente esta energía emitida por un cuerpo.
Los cuerpos negros son los que mayor energía radiante absorben, y por tanto los que a
su vez más energía pueden emitir.
Vamos a llamar cuerpo negro a aquél que absorbe todas las radiaciones, y en
consecuencia es también un emisor ideal.
Podemos acercarnos al ideal de cuerpo negro con la siguiente construcción: si en una
caja como la de la figura hacemos un pequeño agujero, la radiación que penetrara por
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este orificio sería absorbida tras múltiples reflexiones en sus paredes.
También podríamos analizar la radiación que saldría por dicho orificio si vamos
calentando ese cuerpo.
Observaríamos entonces que dicha radiación depende sólo de la temperatura y no de las
características de la sustancia caliente.
Además, al aumentar la aumentar la temperatura, según la teoría clásica debería cambiar
la intensidad de la radiación de la luz emitida, pero no la frecuencia dominante.
La conclusión de Planck fue que la radiación electromagnética no es un continuo; la
energía es emitida en pequeños paquetes, cuantos de radiación o fotones, cuya energía
depende de la frecuencia de la radiación según la ecuación:
E = hf
Siendo h la constante de Planck ( 6,63x10-34 Js) y f la frecuencia de la radiación
electromagnética.
La hipótesis de Planck marca el inicio de la denominada mecánica cuántica.
1.2. Espectros atómicos.
Newton demostró que la luz blanca podía ser descompuesta en sus colores integrantes al
atravesar un prisma, lo que daba origen a lo que él denominó un espectro continuo.
Sin embargo, se obtienen espectros distintos a partir de la luz emitida por distintas
sustancias calentadas o sometidas a descargas eléctricas, y además en este caso los
espectros obtenidos son discontinuos y característicos de cada elemento.
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1.3. El átomo de Bohr y sus limitaciones.
Bohr propuso un modelo atómico basado en tres postulados:
Primer postulado: El electrón se mueve con velocidad constante en órbitas
(permitidas) sin emitir ningún tipo de radiación (estados estacionarios).
Segundo postulado: Sólo están permitidas las órbitas para las que el momento angular
del electrón es un múltiplo entero de h/2.
Tercer postulado: El paso del electrón de una órbita a otra se lleva a cabo se lleva a
cabo emitiendo o absorbiendo energía en cantidad exactamente igual a la diferencia de
energía que hay entre ambas.
El modelo atómico de Bohr explica las líneas espectrales para el átomo de hidrógeno:
 : longitud de onda de la radiación emitida en la transición entre el nivel nj y el nivel ni
R: constante de Rydberg
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El modelo de Bohr, a pesar del éxito en la interpretación de las líneas espectrales para el
hidrógeno, presentaba insuficiencias importantes:
- Deja de funcionar para átomos multielectrónicos.
- Al mejorar la tecnología se descubrieron nuevas líneas espectrales que no se
podían explicar con el modelo de Bohr.
- Habla de órbitas estacionarias en las que los electrones no emiten energía, pero
no da una justificación de por qué es así.
- El principio de incertidumbre y el de dualidad onda-corpúsculo no concuerdan
con la órbita como un lugar concreto en el que deben estar los electrones.
1.3.1. Modelo atómico de Sommerfeld.
A medida que mejoran las técnicas espectroscópicas se observa que las rayas originales
explicadas por la teoría de Bohr, eran en realidad multiplotes (varias rayas muy juntas).
Sommerfeld propuso como explicación que cada órbita de Bohr constaba en realidad de
varias órbitas. Matemáticamente estas órbitas se representan mediante un nuevo número
cuántico: número cuántico secundario o azimutal. Los valores de l dependen de la capa
o nivel y abarcan desde cero hasta n – 1.
1.3.2. Efectos Zeeman y espín.
Zeeman observó que el espectro atómico de una muestra inmersa en un campo
magnético contenía nuevas rayas, por desdoblamiento de las originales: en cada capa o
nivel energético existen distintas subcapas con una orientación distinta de forma que los
electrones interfieren con el campo magnético externo de forma distinta. Se introduce
para diferenciar estas subcapas un número cuántico: número cuántico magnético, m,
cuyo valor va desde – l a + l pasando por cero.
Más adelante se observa un nuevo desdoblamiento frente a campos magnéticos, cada
raya de las anteriores era en realidad un doblete. Se sugirió que los electrones además de
girar alrededor del núcleo, giran sobre sí mismos (spin). Se introduce entonces un nuevo
número cuántico, número cuántico spin, ms, que puede tomar los valores +1/2 y – 1/2.
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1.4. Mecánica cuántica. Hipótesis de De Broglie y Principio de Heissemberg.
Los modelos mecánico-ondulatorios están basados en la dualidad onda-corpúsculo, el
principio de incertidumbre y la introducción de la función de onda, que describe el
comportamiento del electrón.
Un orbital es una región del espacio en la que hay una determinada probabilidad de
hallar un electrón. Representa un estado energético en vez de una órbita bien definida.
Luis de Broglie intenta extender a toda la materia la dualidad onda-corpúsculo que ha
existido desde siempre para explicar la naturaleza de la luz. Para ello aplicó a las
partículas en movimiento conceptos ondulatorios.
La ecuación de Planck permite conocer la energía de una onda:
E  hf 
hc

La ecuación de Einstein muestra la energía correspondiente a una masa m:
E  mc 2
Suponiendo que ambas ecuaciones se refieren a la misma energía:
hc
h

mc
Si aplicamos esto en general a una partícula que se mueve con velocidad v, podremos
decir que: toda partícula que se mueve lleva una onda asociada cuya longitud de onda
es:
h
h
 
p mv
Principio de incertidumbre de Heisemberg.
 mc 2   
Existen magnitudes físicas cuyo valor no se pueden conocer simultáneamente con total
precisión, como por ejemplo la posición y la cantidad de movimiento de una partícula:
h
2
1.5. Orbitales atómicos y números cuánticos.
xp 
Ecuación de onda de Schödinger: es una ecuación de onda  que representa el estado
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del electrón, y de forma que  dV representa la densidad de probabilidad de encontrar
al electrón en una determinada región.
La probabilidad de encontrar al electrón en una determinada región, se representa
muchas veces por una nube de puntos, que será más densa cuanto mayor sea la
probabilidad de encontrar al electrón.
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Orbitales atómicos. Los orbitales atómicos se representan mediante una nube de carga y
encierran la región en la que existe el 90% de probabilidad de que se halle el electrón.
Nombre de los orbitales atómicos.
NÚMEROS CUANTICOS
l
m
0
0
0
0
1
-1, 0, +1
0
0
1
-1, 0 ,+2
2
-2, -1, 0, +1, +2
n
1
2
3
Tipo
s
s
p
s
p
d
ORBITALES
Nombres
1s
2s
2py, 2pz, 2px
3s
3py, 3pz, 3px
3dxy, 3dyz, 3dz², 3dxz, 3dx²y²
Significado de los números cuánticos.
El número cuántico principal n indica la capa o nivel de energía: K, L, M, N, O, P, Q. El
número máximo de electrones en un nivel: 2n2
El secundario l indica el subnivel o tipo de orbital:
l=0
l=1
l=2
l=3
s
p
d
f
(n): capa concreta
(n,l): tipo de orbital
(n,l,m): orbital concreto
(n,l,m,s): un determinado electrón
1.6. Configuraciones electrónicas y propiedades periódicas.
Distribución (configuración) electrónica, es el modo en que se sitúan los electrones en la
periferia de los átomos. Indica en qué capas y orbitales hay electrones y cuantos.
La simbología utilizada es: nX e , siendo:
n: número de capa
X: tipo de orbital
e: número de electrones alojados en ese tipo de orbital.
Para determinar la configuración electrónica nos basamos en tres principios:
 Principio de exclusión de Pauli.
 Principio de mínima energía.
 Principio de máxima multiplicidad o de Hund.
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
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Principio de exclusión de Pauli.
El número de electrones que caben en una capa recordemos que es 2n2.
El Principio de exclusión de Pauli nos dice: “En un mismo átomo no puede haber dos
electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por tanto en cada orbital hay como
máximo dos electrones”.

Principio de mínima energía.
Los electrones se van colocando en orbitales comenzando por los de menor energía. La
energía de un orbital viene dada por la suma de los números cuánticos n+l según las
reglas:
- La energía de un orbital será menor cuanto menor sea su suma n+l.
- Cuando haya varios orbitales para los que la suma n+l tenga el mismo valor,
tendrá menos energía el de menor valor de n.
La regla más sencilla para obtener la distribución electrónica de un determinado
elemento es la de Moeller:
Principio de máxima multiplicidad de Hund.
Los orbitales de un mismo tipo son isoenergéticos, por lo que no habrá prioridad en su
llenado. Pero si son varios los electrones que van a distribuirse, cada uno de ellos se
colocará en un orbital distinto antes de que alguno de ellos se llene con dos electrones.
Diagramas de orbital.
Distribuciones electrónicas especialmente estables.
Los gases nobles reciben ese nombre por que tienen una estructura estable, lo que hace
difícil que se combinen con otros átomos.
Esto se debe a que los gases nobles tienen 8 electrones en su capa de valencia (ns2 np6)
(de ahí la regla del octeto) salvo el He (1s2).
Un átomo que tiene configuración de gas noble se dice que tiene una estructura de capa
cerrada.
También son especialmente estables aquellos en que todos los orbitales de un tipo están
semilleros (ya que esto permite un gran desapareamiento); se denominan estructuras de
semicapa cerrada y están presentes en los elementos con np3, nd5, nf7. También son
estables d10, f14).
La configuración electrónica real no concuerda siempre con la teórica, como es el
ejemplo del Cr: la configuración electrónica teórica sería:
Cr( Z= 24):[Ar] 4s23d4.
Sin embargo su configuración electrónica real es:
Cr(Z=24): [Ar]4s13d5.
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La tabla periódica.
La tabla periódica que manejamos en la hoy deriva de la propuesta por Mendeleiev: los
elementos químicos están organizados según un criterio de números atómicos
crecientes, y la separación de subgrupos en A y B tiene relación con la distribución
electrónica.
La tabla que manejamos en la actualidad se debe a Werner y Seaborg.
 grupos y periodos.
- Las columnas de la tabla periódica se denominan grupo y contienen elementos
químicos con propiedades similares: todos disponen de una distribución
electrónica similar en la capa de valencia. La nomenclatura:
recomendada por la IUPAC: numerarlos del 1 al 18.
Tradicional: IA, IIA …… IB, IIB……
- Filas: se llaman periodos y se numeran del 1 al 7. El número del periodo indica
el valor del número cuántico principal de la última capa.
Propiedades periódicas.
Las propiedades periódicas dependen de:
- carga nuclear (número atómico).
- Efecto pantalla: las propiedades periódicas dependen de la capa de valencia. Las
capas internas del átomo provocan una repulsión sobre los electrones más
exteriores que hace disminuir el efecto de la carga nuclear.
- Capa de valencia: cuanto más alejada esté la capa de valencia, menos será la
atracción que hay entre el núcleo y estos electrones.
Radio atómico.
El radio atómico es la distancia que separa el núcleo del átomo de su electrón más
periférico.
Se define como radio covalente: la mitad de la distancia que separa los núcleos de dos
átomos iguales unidos por un enlace covalente sencillo. Radio atómico creciente:
Radio iónico.
Tamaño del anión o catión de un elemento químico.
Los cationes resultan ser de menor tamaño que el elemento correspondiente ( Na  ). Los
aniones resultan de mayor tamaño: ( Cl  ).
Energía de ionización (E.I.) o potencial de ionización (P.I.).
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La mínima energía que debemos proporcionar a un átomo para arrancar un electrón de
su capa de valencia. Crece:
Afinidad Electrónica: (A.E.): mínima energía que cede o desprende un átomo que se
encuentra en estado gaseoso y fundamental cuando capta un electrón. Crece:
Electronegatividad: tendencia de un átomo a atraer sobre sí el par de electrones de un
enlace químico:
EN 
EI  AE
crece:
2
Carácter metálico:
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Tema 2: El enlace químico.
2.1. Concepto de enlace.
Llamamos enlace químico o interatómico a las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos cuando forman moléculas o cristales, y también a las fuerzas que mantienen
unidas a las moléculas cuando se presentan en estado sólido o líquido.
El enlace se produce por que se establecen fuerzas de tipo electrostático entre átomos.
La energía de enlace es la energía que entra en juego en la formación de un enlace:
El tipo de enlace dependerá del valor de su electronegatividad: determina si uno de ellos
tiene más o menos tendencia a ganar electrones o los dos tienen una tendencia similar:
- iónico
- covalente
- metálico
Nota: Recordamos la representación de Lewis
2.2. Enlace iónico. Energía reticular. Ciclos de Born-Haber. Propiedades.
El enlace iónico se establece cuando se combinan elementos con electronegatividades
muy diferentes.
El más electronegativo (no metal) formará iones negativos, y el menos electronegativo
(metal) iones positivos. El enlace se produce por la atracción electrostática entre los
iones que tienen carga de distinto signo.
Nota: representación de Lewis: en su representación los iones deberán incluir el número
de electrones que poseen según su carga.
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Energía reticular (de red): energía que hay que comunicar a un mol de un compuesto
iónico para que sus iones se separen a una distancia tal que dejen de interaccionar. El
estado reticular es de menor energía.
Ciclo de Born-Haber
Es un ciclo termodinámico en el que se estudian, desde el punto de vista energético,
todos los procesos que intervienen en la formación de un mol de un compuesto iónico
que lo integran.
Entalpía de formación: energía para la formación de un mol de cristal a partir de sus
componentes en su estado más estable:
Propiedades de los compuestos iónicos.
 La energía de red es mayor cuanto mayor sea su carga y menor su tamaño.
 Sólidos a temperatura ambiente, con elevados puntos de fusión (para romper un
compuesto iónico hay que romper su red cristalina).
 Solubles en disolventes polares.
 No conducen la electricidad en estado sólido (conductividad de 2ª especie).
 Son duros y frágiles. Dureza: resistencia al rayado. Fragilidad: resistencia a los
golpes.
2.3. El enlace covalente.
Se establece cuando se combinan átomos de elementos con electronegatividades muy
altas y parecidas:
 apolar: misma electronegatividad (H2)
 polar: distintas electronegatividades (HCl).
Enlaces covalentes moleculares: agua
Sólidos covalentes: diamante, grafito.
2.3.1. Estructura de Lewis.
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Existen otros compuestos que forman enlaces covalentes y comparten más pares de
electrones que los necesarios para obtener la configuración de gas noble: PCl5: el
fósforo comparte sus 5 electrones de forma que llega a tener 10 electrones en su capa
externa. La posibilidad de formar más enlaces de los que permite la regla del octeto se
da en los elementos del tercer periodo y posteriores. A partir del tercer periodo aparecen
orbitales de tipo d de energía parecida a los de tipo s y p del mismo nivel
Enlaces covalentes coordinados o dativos.
Los electrones del enlace son aportados por el mismo átomo. Debe ocurrir que exista un
átomo con un par de electrones si compartir (especie dadora) y otro que pueda aceptar
un par de electrones (especie aceptora). Se denomina también enlace dador-aceptor y se
representa con una flecha( )
Ejemplo: H3O+
El átomo de oxígeno de la molécula de agua cede uno de sus pares de electrónicos sin
compartir al protón H+, y una vez formada la nueva especie, todos los enlaces son
iguales y la carga se dispersa por el sistema.
Estructuras resonantes. Enlaces deslocalizados.
Algunas especies químicas se pueden representar de varias formas alternativas; ninguna
es imagen exacta de lo que ocurre pero se considera su comportamiento intermedio
entre todas ellas. Estas especies químicas se representan mediante una estructura que
tiene enlaces deslocalizados: los electrones del enlace no están asignados a ningún par
de átomos concreto, son compartidos por toda la molécula y se representan con una
línea discontinua.
2.4.2. Teoría del enlace de valencia TEV.
Para que se forme un enlace entre dos átomos, cada uno de ellos debe tener un orbital
con un electrón desapareado, de esta manera, al aproximarse las nubes de carga de los
orbitales de los átomos hasta una distancia adecuada, se producirá la superposición
parcial de ambas y, en la zona común, tendrá lugar el apareamiento de los electrones.
Hibridación de orbitales atómicos.
La teoría del enlace de valencia (TEV) no justifica la forma de las moléculas
resultantes.
Los orbitales moleculares se obtienen como combinación lineal de orbitales atómicos:
orbitales híbridos. Todos ellos son isoenergéticos: los electrones alojados en ellos tienen
la misma energía.
Un orbital híbrido se nombra indicando cuáles son los orbitales atómicos que lo
integran, y sus características van a ser intermedias con respecto a las de esos orbitales
atómicos.
Veamos algunos orbitales híbridos que se forman como combinación de un orbital s y
orbitales p.
Híbridos sp3
Híbridos sp2
Híbridos sp
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Pag.: 101: 18-19-20
Hibridación del Carbono: en los enlaces sencillos, dobles y triples.
Fuerzas Intermoleculares:
Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas de las sustancias
covalentes, permitiendo que éstas aparezcan en estado sólido o líquido, o que se
disuelvan en otras sustancias.



Dipolo-dipolo: se establecen entre moléculas polares.
Enlace de puente de hidrógeno: entre moléculas que tienen átomos de hidrógeno
unidos a otros elementos muy electronegativos.
Ión-dipolo: responsable de la solubilidad de los compuestos iónicos en
disolventes polares.
Propiedades de las sustancias polares.
 Los sólidos covalentes tienen elevados puntos de fusión. Las sustancias
covalentes moleculares se pueden presentar a temperatura ambiente como
sólidos, líquidos o gases.
 Solubles en disolventes de polaridad similar.
 No conducen la electricidad (en general).
 Son blandas y elásticas.
Enlace metálico.
Se produce cuando se combinan entre sí elementos de electronegatividades bajas y
parecidas.

Modelo del mar de electrones.
En el bloque metálico, los átomos se han liberado de sus electrones de valencia y estos
forman un mar de electrones en el que se han insertado los iones metálicos positivos.
Tema 5: Cinemática y equilibrio químico.
5.1. Velocidad de reacción.
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A medida que se produce una reacción química la concentración de reactivos disminuye
con el tiempo; y a su vez aumenta la de productos.
Veamos como ejemplo la siguiente reacción:
I 2( g )  H 2( g ) 
 2HI ( g )
Podemos expresar la velocidad instantánea de esta reacción en términos de la
desaparición o aparición de las especies químicas que entran en juego:
vI2  
d I 2 
d H 2 
d HI 
; vH 2  
; vHI 
dt
dt
dt
También podríamos expresar la velocidad instantánea de esta reacción:
v  vI2  vH2 
d I 2 
d H 2  1 d HI 
1
v HI  


2
dt
dt
2 dt
Para una reacción genérica:
aA  bB  cC  dD
v
1 d A
1 d B  1 d C 
1 d D 



a dt
b dt
c dt
d dt
5.5.1. Ecuaciones cinéticas. Órdenes en la reacción.
Analicemos la siguiente reacción química de formación del amoniaco:
N 2( g )  3H 2 ( g )  2 NH 3( g )
Si manteniendo la temperatura constante, vamos variando las concentraciones de los
reactivos, se observa experimentalmente que la variación de la velocidad de la reacción
depende de la concentración de los reactivos, y que además esta dependencia es distinta
con respecto a cada reactivo:
Obtenemos que la velocidad aumenta con el cuadrado de la concentración de Nitrógeno
y linealmente con la concentración de Hidrógeno.
v  k N 2  H 2  : ecuación de velocidad.
2
La velocidad no depende de la estequiometría, se obtiene experimentalmente.
Para una ecuación genérica:
aA  bB  cC  dD
la ecuación de velocidad o ley de velocidad es:
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v  k A B 


A los coeficientes  ,  se les llama orden parcial de reacción, y a    orden global.
Los órdenes parciales más habituales son: 0, 1 y 2.
(pag. 152-4)
5. Mecanismo de reacción. Molecularidad.
Una ecuación química representa un proceso global, pero no se explica cómo se lleva a
cabo.
Se llama mecanismo de reacción al conjunto de etapas sencillas (etapas elementales)
que representan el avance de la reacción a nivel molecular. Estos mecanismos dependen
de las sustancias que intervienen.
La molecularidad de una reacción o de cada etapa es el número de especies químicas
que intervienen como reactivos.
Cuando hay varias etapas, la velocidad de la reacción viene determinada por la más
lenta.
Pag.: 156 -10 ; pag.: 157-12
5.3. Teoría de las reacciones químicas. Teoría del estado de transición.
5.3.1. Teoría de las colisiones.
Enunciada por Lewis y Trautz, nos dice que para que se produzca una reacción química,
primero han de chocar las especies reaccionantes y después romperse los enlaces entres
sus átomos, para que se unan a continuación de otro modo.
Para que la colisión sea eficiente debe ocurrir que las moléculas tengan:
- la orientación adecuada
- suficiente energía.
5.3.2. Teoría del complejo activado.
Tras un choque eficaz, se llega a un estado de transición en el que se forma un complejo
activado, que es una especie química inestable. A partir de esta es posible obtener los
productos de la reacción.
5.3.3. Energía de activación. Diagramas de entalpía.
5.4. Factores de los que depende la velocidad de reacción.
-
Temperatura: cuanto mayor es la temperatura, mayor es la energía cinética de
los reactivos, por tanto mayor la probabilidad de que las colisiones sean de
energía suficiente como para romper los enlaces existentes y formar nuevos
enlaces.
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-
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Concentración y presión: la velocidad de reacción depende del número de
choques entre los reactivos, un aumento de las partículas presentes en el mismo
   
-
volumen determina un mayor número de colisiones ( v  k A B ). Para
el caso de los gases, la presión es un factor influyente, ya que al aumentar las
presión, aumenta la concentración.
Naturaleza de los reactivos y la superficie de contacto: en función del tipo de
enlaces que deben romperse, la reacción será más rápida o más lenta. También
la superficie de contacto o si están en fase líquida o disueltos va a influir en la
velocidad de reacción.
5.4.1. Catalizadores.
Los catalizadores son especies químicas que tienen la propiedad de alterar la velocidad
de una reacción sin formar parte de los reactivos ni de los productos. El proceso
mediante el cual se modifica la velocidad de una reacción se llama catálisis.
- Catalizadores positivos: reducen la energía de activación.
- Catalizadores negativos: inhibidores, aumentan la energía de activación.
5.4.2. Aplicaciones a la obtención de de HNO3 a partir del NH3.
Un método muy importante para la producción de ácido nítrico es la oxidación catalítica
del amoníaco, realizada por Wilhelm Ostwald (1853-1932). Se mezcla amoníaco
procedente del proceso Haber o del de la Cianamída, con unas diez veces su volumen de
aire, calentado previamente a unos 600°C. La mezcla se pone en contacto con una malla
de platino (catalizador). La reacción es exotérmica, y la temperatura asciende hasta unos
1000°C.
4NH3 + 5 O2 4NO + 6H2O + 215.000 calorías.
La mezcla permanece poco tiempo en contacto con el catalizador, aproximadamente
0,01 segundo, para evitar la oxidación del óxido nítrico. Luego se añade más aire, para
bajar la temperatura de la mezcla y oxidar el óxido nítrico a dióxido de nitrógeno.
2NO + O2 2NO2 + 27.800 calorías.
El dióxido de nitrógeno reacciona con el agua para formar ácido nítrico y óxido nítrico.
3NO2 + 3H2 2H3+O + 2NO3- + NO
El óxido nítrico vuelve a la cámara de reacción y se oxida a dióxido de nitrógeno. La
mayor parte de la producción de ácido nítrico se obtiene mediante este procedimiento.
5.5. Reacciones reversibles y equilibrios.
Un sistema se encuentra en equilibrio cuando su composición no varía con el tiempo.
Para una reacción química, en el estado de equilibrio hay una determinada cantidad de
cada uno de los reactivos y de los productos.
El equilibrio químico es reversible, se puede alcanzar un mismo estado de equilibrio
partiendo de los reactivos o de los productos. Por eso el equilibrio se representa con una
doble flecha.
5.5.1. Ley de acción de las masas o del equilibrio químico.
Tema 1: Estructura de la materia y ordenación de los elementos.
Esta ley expresa que para una reacción general:
aA  bB  cC  dD
Se cumple que la siguiente relación entre la concentraciones es constante:
[C ]c [ D] d
Ke 
, a esta constante se le llama constante del equilibrio.
[ A] a [ B]b
Pag. 178: 2-3
5.5.2. Constantes de equilibrio.
5.5.3. Tablas para el cálculo de concentraciones en el equilibrio.
5.5.4. Cociente de reacción.
5.5.5. Grado de disociación.
5.6. Equilibrio heterogéneo.
5.7. Principio de Lêchatelier.
17