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 . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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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 . . . . . . . . . . . . . . . . .
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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 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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. 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
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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 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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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. .
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213
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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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