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Unformatted text preview: 2 Material recopilado y elaborado por Roberto Palmer Navarro y puesto a disposici´ on del alumnado del IES La Hoya de Bu˜ nol. Gracias a la colaboraci´on de todo el alumnado y del profesorado de la asignatura, cada a˜ no se renueva y actualiza. Esta obra est´a bajo una licencia Attribution-NonCommercialShareAlike 2.5 Spain de Creative Commons. Para ver una copia de esta licencia, visite o env´ıe una carta a Creative Commons, 171 Second Street, Suite 300, San Francisco, California 94105, USA. ´Indice general 1. Estequiometr´ıa 1.1. Leyes ponderales de las combinaciones qu´ımicas . . . . . . . . . . 1.2. Masas at´ omicas y f´ ormulas emp´ıricas . . . . . . . . . . . . . . . . 1.2.1. Los gases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.2.2. Obtenci´ on de f´ ormulas emp´ıricas conocidas las masas at´omicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.3. C´ alculos estequiom´etricos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.3.1. Pureza de un reactivo, rendimiento de una reacci´on y reactivo limitante . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.3.2. Disoluciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.4. Ejercicios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1.5. PAU: Problemas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12 13 2. Termoqu´ımica y termodin´ amica 2.1. Calor de reacci´ on. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.1.1. Ley de Hess. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.1.2. Entalp´ıa de formaci´ on y de combusti´on. . . . . . . . . 2.1.3. Energ´ıas de enlace. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.2. Primera ley de la termodin´ amica . . . . . . . . . . . . . . . . 2.2.1. Energ´ıa interna. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.2.2. Aplicaci´ on de la primera ley a las reacciones qu´ımicas. 2.3. Segunda ley de la termodin´amica. . . . . . . . . . . . . . . . . 2.3.1. Entrop´ıa. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.4. Energ´ıa libre de Gibbs. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.4.1. Energ´ıa libre de formaci´on ∆Gof . . . . . . . . . . . . 2.5. Ejercicios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.6. PAU: Problemas y cuestiones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29 29 32 34 36 37 37 38 40 41 42 44 47 52 3. Sistema peri´ odico y enlace qu´ımico 3.1. Sistema peri´ odico . . . . . . . . . . . . 3.1.1. Valencia . . . . . . . . . . . . . 3.1.2. El modelo de capas . . . . . . . 3.2. Enlace qu´ımico y estructuras de Lewis 3.2.1. Compuestos i´ onicos . . . . . . 3.2.2. Compuestos covalentes . . . . . 3.2.3. Electronegatividad . . . . . . . 3.3. Ejercicios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 59 59 61 62 65 65 66 68 68 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 7 8 9 15 16 18 24 4 ´INDICE GENERAL 4. Configuraciones electr´ onicas 4.1. Introducci´ on a la Mec´anica Cu´antica . . . . . . . . . . . . 4.1.1. Radiaci´ on electromagn´etica . . . . . . . . . . . . . 4.1.2. Espectro del hidr´ogeno . . . . . . . . . . . . . . . . 4.1.3. Comportamiento corpuscular de la luz . . . . . . . 4.2. El ´ atomo de hidr´ogeno . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.2.1. Explicaci´on de los espectros del hidr´ogeno . . . . . 4.2.2. Modelo de Bohr . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.2.3. Configuraciones electr´onicas . . . . . . . . . . . . . 4.3. Comportamiento ondulatorio de los electrones . . . . . . . 4.3.1. Principio de exclusi´on de Pauli: orbitales at´omicos. 4.4. Enlace covalente . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.4.1. Teor´ıa de los orbitales moleculares. . . . . . . . . . 4.4.2. Teor´ıa del enlace de valencia. . . . . . . . . . . . . 4.5. Ejercicios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5. Geometr´ıa molecular y cristalina 5.1. Geometr´ıa de las mol´eculas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.1.1. Estructuras de Lewis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.1.2. Teor´ıa de la repulsi´on de pares de electrones de la capa de valencia VSEPR. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.1.3. Polaridad de las mol´eculas. . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.1.4. Fuerzas intermoleculares . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.2. Geometr´ıa de los s´olidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.2.1. S´ olidos i´onicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.2.2. S´ olidos met´alicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.2.3. S´ olidos at´omicos. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.3. Ejercicios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.4. PAU: Cuestiones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6. Cin´ etica y equilibrio 6.1. Cin´etica qu´ımica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.1.1. Velocidad de reacci´on . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.1.2. Factores que influyen en la velocidad de una reacci´on . . . 6.1.3. Mecanismos de reacci´on . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.1.4. Catalizador . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.2. Equilibrio qu´ımico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.2.1. Equilibrio en fase gaseosa . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.2.2. Cociente de reacci´on y c´alculo de concentraciones en el equilibrio . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.2.3. Efecto de las condiciones sobre la constante de equilibrio . 6.2.4. Equilibrios heterog´eneos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.3. Relaci´ on entre ∆Go y Kp . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.4. Ejercicios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6.5. PAU: Problemas y cuestiones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 71 71 72 73 74 74 74 76 76 78 79 80 80 82 87 89 89 89 90 91 96 97 97 101 102 104 106 115 115 115 118 120 121 122 123 125 126 127 130 132 137 ´INDICE GENERAL 5 7. Equilibrio ´ acido-base 149 ´ 7.1. Acidos y bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 149 7.1.1. Pares ´ acido-base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 150 ´ 7.1.2. Acidos fuertes y d´ebiles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 151 7.1.3. Reacciones ´ acido-base . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152 7.2. Equilibrios en disoluciones acuosas de ´acidos y bases . . . . . . . 153 7.2.1. Autoionizaci´ on del agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 155 7.2.2. Escala y c´ alculo del pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 155 7.2.3. Relaci´ on de Ka , Kb , Kw de los pares ´acido-base conjugados.157 7.2.4. Disoluci´ on de las sales. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 158 7.2.5. Disoluciones amortiguadoras o tamp´on. . . . . . . . . . . 160 7.2.6. Indicadores y valoraciones ´acido-base. . . . . . . . . . . . 162 7.3. Definiciones de ´ acidos y bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 163 7.4. Obtenci´ on de ´ acidos y bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 165 ´ 7.4.1. Acido n´ıtrico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 165 ´ 7.4.2. Acido sulf´ urico. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 165 7.4.3. Amon´ıaco . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166 7.5. Ejercicios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166 7.6. PAU: Problemas y cuestiones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169 8. Equilibrio redox 175 8.1. Reacciones redox . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 175 8.1.1. Estado de oxidaci´ on . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 176 8.1.2. Los hal´ ogenos como agentes oxidantes . . . . . . . . . . . 176 8.1.3. Reacciones entre metales . . . . . . . . . . . . . . . . . . 177 8.1.4. Reacciones de los metales con ´acidos . . . . . . . . . . . . 177 8.1.5. Fuerza de los medios oxidantes y reductores. . . . . . . . 180 8.2. Procesos redox no espont´ aneos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 182 8.2.1. Electr´ olisis de sal N aCl fundida . . . . . . . . . . . . . . 182 8.2.2. Electr´ olisis de cloruro de sodio acuoso . . . . . . . . . . . 183 8.2.3. Electr´ olisis de sulfato de sodio acuoso. . . . . . . . . . . . 184 8.2.4. Electr´ olisis de sulfato de cobre con electrodos de cobre . . 184 8.2.5. Aspectos cuantitativos de la electr´olisis . . . . . . . . . . 185 8.3. Procesos redox espont´ aneos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 186 8.3.1. C´elulas primarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 188 8.3.2. Pilas secundarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 189 8.4. Relaci´ on entre el potencial de una pila y la energ´ıa libre de Gibbs 189 8.5. Ejercicios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 191 8.6. PAU: Problemas y cuestiones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 193 9. Qu´ımica del carbono 9.1. Qu´ımica del carbono . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9.1.1. Al´ otropos del carbono . . . . . . . . . . . . . 9.1.2. Compuestos inorg´ anicos del carbono . . . . . 9.1.3. Hidrocarburos . . . . . . . . . . . . . . . . . 9.2. Hidrocarburos oxigenados . . . . . . . . . . . . . . . 9.3. Combinaciones nitrogenadas . . . . . . . . . . . . . . 9.4. Caracter´ısticas generales de los compuestos org´anicos 9.4.1. Isomer´ıa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9.4.2. Reactividad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 203 203 203 204 204 206 208 210 210 210 ´INDICE GENERAL 6 9.5. Pol´ımeros . . . . . . . . . . 9.5.1. Pol´ımeros sint´eticos 9.5.2. Pol´ımeros naturales 9.6. PAU: Cuestiones . . . . . . A. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 213 213 216 217 223 Cap´ıtulo 1 Estequiometr´ıa 1.1. Leyes ponderales de las combinaciones qu´ımicas El 1 de noviembre de 1772 es considerado como la fecha del nacimiento de la qu´ımica moderna cuando Lavoisier (1740-1794) env´ıa a la Academia Real de Ciencias de Par´ıs una comunicaci´ on en la que se demuestra que toda combusti´on de una sustancia en el aire produce una combinaci´on con el ox´ıgeno. El mismo Lavoisier formul´ o la ley de conservaci´on de la masa: durante un cambio qu´ımico no se producen variaciones (observables) de masa. La teor´ıa at´ omica de Dalton se basa en las leyes ponderales (relativas a la masa) de las combinaciones qu´ımicas: la de proporciones definidas, la de proporciones m´ ultiples y la de proporciones equivalentes. Dicha teor´ıa establece que cada elemento se compone de un n´ umero dado de part´ıculas (´atomos) iguales, indivisibles e inmutables, cuya masa es caracter´ıstica para el elemento dado; los compuestos est´ an formados por un n´ umero fijo de ´atomos de cada uno de los elementos constituyentes. Ley de proporciones definidas, enunciada por Proust en 1801: en un compuesto dado, los elementos constituyente se combinan siempre en las mismas proporciones, independientemente del origen y del modo de preparaci´on del compuesto. Por ejemplo el di´ oxido de carbono siempre se forma a partir de un 27,27 % de carbono y un 72,72 % de ox´ıgeno en masa, es decir que 2,66 g de ox´ıgeno se combinan con 1 g de carbono en esta combinaci´on. Ley de proporciones m´ ultiples, enunciada por el mismo Dalton en 1804: cuando dos elementos forman m´ as de una combinaci´on, los diferentes pesos de uno de ellos que se combina con el mismo peso del otro, est´an en una raz´on de n´ umeros enteros y peque˜ nos. El carbono forma dos combinaciones con el ox´ıgeno, una de ellas es la comentada anteriormente y la otra combinaci´on tiene la siguiente proporci´ on en masa 42,85 % de carbono y 57,14 % es decir 1,33g de ox´ıgeno frente a 1 g de carbono, donde se aprecia que la raz´on de ox´ıgeno frente a la misma cantidad de carbono en ambas combinaciones es de 2:1. 7 8 CAP´ITULO 1. ESTEQUIOMETR´IA combinaci´on A carbono-oxigeno combinaci´on B carbono-ox´ıgeno 27,27 1 42,85 1 72,72 2,66 57,14 1,33 Ley de proporciones equivalentes, enunciada por Richter: los pesos de los elementos que reaccionan con un peso fijo de un tercer elemento, reaccionan entre si seg´ un una relaci´ on de n´ umeros enteros de dichos pesos. El cloro reacciona con el hidr´ ogeno en la proporci´on 97,26 % frente a un 2,74 % de hidr´ogeno mientras que el carbono lo hace con 75 % frente al 25 % de hidr´ogeno, al dividir cada pareja de valores se obtiene 35,5 g de cloro combinado con 1 g de hidr´ogeno y 3 g de carbono con cada 1 g de hidr´ogeno, se sabe que la combinaci´on entre cloro y carbono cumple la proporci´on en masa de 92,2 % de cloro frente a 7,8 % de carbono es decir en 11,82 g de cloro por 1 g de carbono que si se multiplican por 3 se obtienen sus pesos en las combinaciones respectivas con el hidr´ogeno. combinaci´on cloro-hidr´ogeno combinaci´on carbono-hidr´ogeno combinaci´on cloro-carbono raz´ on 1.2. H 1 1 Cl 35,5 11,82 x3 C 3 1 x3 Masas at´ omicas y f´ ormulas emp´ıricas En el siglo XIX era pr´acticamente imposible medir directamente la masa at´ omica absoluta de los ´atomos, a pesar de que era la caracter´ıstica que los defin´ıa, pero eso no fue obst´aculo para que al tomar la masa at´omica del hidr´ogeno como unidad el mismo Dalton obtuviera la masa at´omica relativa de unos veinte elementos. Para ello se basaban en las leyes de las combinaciones de las que supon´ıan una relaci´ on at´omica que muchas veces era incorrecta, pero tambi´en ocurr´ıa al contrario a partir de masa at´omicas aceptadas se obten´ıan f´ormulas emp´ıricas. Entonces se plantea la necesidad de conocer con certeza o bien la masa at´ omica o bien la f´ ormula emp´ırica de la combinaci´on. La ley de Dulong y Petit que la cumplen algunos metales de forma que el producto de su capacidad calor´ıfica espec´ıfica y de su masa at´omica relativa es aproximadamente igual a 6 cal/go C permiti´o conocer de forma fiable algunas masas at´ omicas. Por ejemplo el hierro tiene un capacidad calor´ıfica espec´ıfica de 0,1078 cal/go C, si cumple la ley de Dulong y Petit debe multiplicarse ese valor por 55,66 para obtener 6 cal/go C, que coincide de forma muy aproximada con la masa at´ omica del hierro que es 55,85. El principio de Avogadro afirma que en vol´ umenes iguales de gases diferentes existe el mismo n´ umero de part´ıculas bajo las mismas condiciones de presi´on y temperatura, permiti´ o conocer la f´ormula emp´ırica de algunas sustancias gaseosas. Esta hip´ otesis fue emitida para explicar la ley de vol´ umenes de los gases reaccionantes establecida por Gay-Lussac en 1809: cuando dos gases se combinan, existe una relaci´ on simple entre sus volumen medido en las mismas condiciones ´ ´ 1.2. MASAS ATOMICAS Y FORMULAS EMP´IRICAS 9 de presi´ on y temperatura, que la cumplen tambi´en los vol´ umenes de los gases obtenidos. El nitr´ ogeno reacciona con el hidr´ogeno y forma amon´ıaco, las tres sustancias son gases que bajo la misma presi´on y temperatura cumplen con la ley de vol´ umenes ya que reacciona 1 volumen de nitr´ogeno con tres vol´ umenes de hidr´ ogeno y se obtienen 2 vol´ umenes de amon´ıaco; seg´ un la hip´otesis de Avogadro hay el doble de part´ıculas de amon´ıaco y el triple de part´ıculas de hidr´ ogeno respecto a las de nitr´ ogeno, que resumiendo podr´ıa decirse que cada part´ıcula de nitr´ ogeno ha reaccionado con tres de hidr´ogeno y se han obtenido dos part´ıculas de amon´ıaco, esto s´ olo es posible si las part´ıculas de nitr´ogeno y de hidr´ ogeno est´ an formadas por dos ´atomos de cada elemento siendo la part´ıcula de amon´ıaco el resultado de la uni´on de 1 ´atomo de nitr´ogeno con tres ´atomos de hidr´ ogeno, siendo la f´ ormula emp´ırica N H3 . Figura 1.1: Espectr´ometro de masas En la actualidad se obtienen las masas at´omicas absolutas directamente mediante el espectr´ ometro de masas que consiste en un aparato en cuyo interior se ionizan las mol´eculas mediante el bombardeo con electrones que se aceleran en un campo el´ectrico para que atraviesen un campo magn´etico que curvar´a su trayectoria, las m´ as pesadas son menos desviadas que las menos pesadas. 1.2.1. Los gases Las tres leyes obtenidas experimentalmente y que cumplen todos los gases, especialmente en condiciones de altas temperaturas y baja presi´on son la ley de Boyle donde pV = k1 a temperatura constante, la ley de Charles donde V /T = k2 a presi´ on constante y la ley de Gay-Lussac donde p/T = K3 a volumen constante. De ellas se deriva la ecuaci´ on de los gases ideales en las que hay que incluir el n´ umero de part´ıculas del gas N : pV = N kT (1.1) 10 CAP´ITULO 1. ESTEQUIOMETR´IA Figura 1.2: Leyes de Boyle y de Charles; debe observarse que cuando se extrapolan las gr´ aficas de tres muestras gaesosas diferentes A, B y C, las tres rectas cortan el eje de temperaturas a -273o C, punto 0 de la escala termodin´amica o absoluta de temperatura. que responde a las hip´ otesis de la teor´ıa cin´etico corpuscular de los gases: el tama˜ no de las part´ıculas es sensiblemente inferior a la distancia entre ellas, las part´ıculas siempre est´ an en movimiento, sus choques son el´asticos, y la energ´ıa cin´etica media es proporcional a la temperatura absoluta. Unas hip´otesis que explican el comportamiento de la presi´on de una mezcla de gases, recogido en la ley de las presiones parciales enunciada por Dalton: la presi´on de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes individuales de la mezcla gaseosa. Figura 1.3: Distribuci´ on de las energ´ıas cin´eticas de las mol´eculas de un gas, seg´ un la teor´ıa cin´etico-molecular. Las energ´ıas cin´eticas promedio se indican mediante trazos. A medida que aumenta la temperatura, la energ´ıa cin´etica promedio de las mol´eculas aumenta; no obstante, a cualquier temperatura, una porci´ on de las mol´eculas puede tener velocidades muy altas. El n´ umero de part´ıculas de un gas es igual al cociente entre la masa del gas y la masa de una sola part´ıcula expresadas en gramos, l´ogicamente se obtiene un n´ umero enorme que puede simplificarse al introducir una magnitud macrosc´ opica llamada mol que es la cantidad de sustancia (n) que contiene una masa igual a su masa at´ omica o molecular expresada en gramos, por ejemplo 1 g de hidr´ ogeno equivale a 1 mol de ´atomos de hidr´ogeno, 18 g de agua equivalen ´ ´ 1.2. MASAS ATOMICAS Y FORMULAS EMP´IRICAS 11 a 1 mol de mol´eculas de agua. Si la masa no coincide con la masa at´omica o molecular, para obtener el n´ umero de moles se aplica la siguiente expresi´on, donde m representa la masa expresada en gramos y M la masa at´omica o molecular de la sustancia en cuesti´ on: m (1.2) n= M Resulta entonces que un mol de gases diferentes contienen el mismo n´ umero de part´ıculas designado por NA en honor a Avogadro, dicho de otra forma para obtener 1 g de ´ atomos de hidr´ogeno deben reunirse un NA de ´atomos de hidr´ ogeno, lo mismo ocurre para el agua ya que un NA de mol´eculas de agua dar´ıan lugar a 18 g de agua. Y si el n´ umero de moles es diferente a la unidad el n´ umero de part´ıculas que contiene viene dado por N = n · NA que se sustituye en la expresi´ on (1.2.1) y se obtiene pV = nNA kT ; experimentalmente se obtiene que para 1 mol de un gas donde la presi´on se mide en atm´osferas, el volumen en litros y la temperatura en kelvin, el producto NA · k vale 0,082057, que recibe el nombre de la constante de los gases ideales, designada por R. La b´ usqueda del valor del n´ umero de Avogadro comienza con un c´alculo aproximado obtenido por Loschmidt en 1865, y seguida por otros cientıficos como Lord Rayleigh en 1899 o Einstein en 1901, siendo en la actualidad el valor aceptado siguiente: NA = 6, 022 · 1023 mol−1 siendo k la ...
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