Factores Intrínsecos y Externos.

Factores intrínsecos: naturaleza de los reactants y del estado en que se encuentren. Naturaleza y estado de los reactants. Factores externos: temperatura, presión, concentración, catalizador.

Catalizador acelera (+) y (-).

DeltaRr = DeltaHp – DeltaHr.
DeltaHreal > DeltaHp = -DeltaHr

Vd->
aA + bB = cC + dD
<- Vi

Vd = Vi

Los que rompen este equilibrio son los factores externos: temperatura, presión, concentración, catalizador.

Los catalizadores no “intervienen” como tal, sino que aceleran el proceso de reacción.

P es proporcional a 1/V } V es proporcional a #moles.

Si aumenta la presión, favorece donde haya menor número de moles.

Si a+b>c+d y se aplica presión, se favorecen los productos.

Combustión.
Antes de hacer los ejercicios, hay que balancear la ecuación.

Tipos de reacciones.
Se agrega la combustión. Hay combustible y comburente y obtenemos CO2 y H2O.

PF = peso fórmula.
PM = peso molecular.

Velocidad de reacción.
aA + bB -> cC + dD
-d[A]/dt = d[C]/dt
M = mol/L
V = k[A][B]

Descomposición.
aA -> bB + cC
El orden de una reacción lo determina la etapa lenta.
Si está entre corchetes, significa concentración de lo que esté dentro de corchetes.
[A] = concentración de A.

Medida de la Velocidad.
aA + bB -> cC + dD
El método físico es mejor porque se miden variables continuas.
El método químico mide variables discretas.

-DeltaH = – entonces exotérmica
DeltaH = + entonces endotérmica

aA + bB + Q -> cC + dD es DeltaH = +
aA + bB -> cC + dD + Q es DeltaH = –

Para llegar a la energía máxima se utilizan los factores: concentración [], temperatura, presión, catalizadores +-.

DeltaP = incremento de presión.
+: acelera la reacción química.
Lo define el paso más lento.
V = K[A]^n[B]^m

Si n = 1 orden 1 -> A y si m = 1 orden 1 -> B } orden total: 2.

Descomposición (normalmente los de descomposición son orden 1).
aA -> bB + cC
A -> A

Velocidad de reacción: V = K[A]^n
Si n = 0 entonces orden 0.
Si n = 1 entonces orden 1.
Si n = 2 entonces orden 2.

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Reacciones Químicas.

Reacción química es una combinación de dos elementos químicos diferentes o dos moléculas diferentes o dos sustancias químicas diferentes para dar un producto con propiedades químicas y físicas diferentes.

La química es la clave tecnológica de los países desarrollados.

Ea = Energía de activación.
Exotérmica: cambio positivo.
Endotérmica: cambio negativo.
DeltaH Reacción = DeltaHp – DeltaHr.

Reacciones completamente ineltásticas. Los choques queremos que sean inelásticos para que reaccionen.

No toda colisión da lugar a la formación de productos.

Colisión efectiva: choque completamente inelástico.

Para que se dé una reacción química se deben romper enlaces.

Sin energía, los reactants no pueden formar productos.

DeltaG: cambio de energía de Gibbs.

Para balancear por tanteo, dejar de último el oxígeno y el hidrógeno.

Todas las fuentes primarias de energía de corriente directa (pilas o baterías). Oxidación – Reducción. Redox.

Problemas de intercambio son de oxidación-reducción.

Si dióxido de carbono y agua, la reacción de combustión.

Reacción:

  • Composición o combinación: 2 reactantes – 1 producto.
  • Descomposición: 1 reactante – varios productos.
  • Reemplazo.
  • Metástasis.
  • Neutralización: un ácido y una base.

Combinación o composición:

  • Metal – no metal.
  • No metal – oxígeno.
  • Óxido de metal – agua. CaCO3 + H2O = Ca(OH)2 [tortillas] + CO2 (g)
  • Óxido de metal + óxido de no metal = sal

Descomposición:

  • De hidratos.
  • De cloratos.
  • De óxidos metales.
  • De carbonatos.
  • De carbonatos de hidrógeno o bicarbonatos.
  • Del agua.

Reemplazo o desplazamiento:

  • Entre metales (+ activo litio).
  • Para los no metales (+ activo flúor).

Metástasis es doble desplazamiento.

Neutralización:

  • Ácido + base = sal + agua.
  • Óxido de metal + ácido = agua + sal.
  • Óxido no metal + base = agua + sal.

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Gases reales e ideales.

  1. Ley de Boyle. P1V1 = P2V2. n, T = constantes.
  2. Ley de Charles. V1/T1 = V2/T2. P, n = constantes.
  3. Ley de Charles Gay Iussac. P1/T1 = P1/T2. V, n = constante.
  4. Ley Combinada. P1V1/T1 = P2V2/T2. n = constante.
  5. Fracción molar. x = n/nT -> x1 = n1/nT ^ x2 = n2/nT -> x1 + x2 = 1
  6. Ley de Dalton. P1 = x1PT
  7. Van der Walls (gas real). (P + (an^2)/V^2)(V-nb) = nRT

o/o = porcentaje
oo/o = partes por mil
ooo/ooo partes por millón

P.p.m. = masa de soluto / masa de solución * 10^6 = miligramos de soluto / kg de solución = miligramos de soluto (mg) / litros de solución (L)

Para resolver ejercicios de gases solamente se admite P y T absolutos.

Pabsoluta = Pmanom + Pat
Tabsoluta = {K R}

Condiciones Normales.

  • TPN: P = 1atm ^ T = 0ºC = 273.15ºK
  • Stándar: P = 1atm ^ T = 25ºC = 298.15ºK

Las unidades de R son las que mandan.

Solo los gases nobles son atómicos. Los demás gases son moleculares.

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Soluciones.

Componentes de las soluciones:Soluto: es el componente que se encuentra en menor proporción en una solución.
Solvente: es el componente que se encuentra en mayor proporción en una solución.

Las soluciones pueden ser:

  • Gas-gas: aire.
  • Líquido-líquido: alcohol etílico y agua.
  • Líquido-gas: CO2 en agua.
  • Líquido-sólido: agua y NaCl.
  • Sólido-gas: manteca e H2.
  • Sólido-sólido: Cu/Sn, Zn/Pb.

Solución insaturada: % Soluto < % Solvente.
Solución saturada: es un equilibrio de la solución con el sólido.
Solución sobresaturada: cuando se incrementa la temperatura del sistema, disolviendo más sólido en la solución.

Clasificación de Soluciones.

  • Velocidad de disolución.
  • Tamaño de partícula: a menor tamaño de partícula mayor velocidad de disolución.
  • Temperatura: el incremento de temperatura en un sólido o en un líquido se incrementa la velocidad de disolución.
  • Presión: se refiere a los gases.
  • Agitación.

En soluciones acuosas, el agua es el solvente y lo demás el solito.

  • Porcentuales.
  • % P/P: masa soluto / masa de solución * 100. Masa de solución = masa del solito + masa del solvente.
  • % P/V: masa del soluto / volumen de solución * 100.
  • % V/V: volumen del soluto / volumen de solución * 100. Volumen de solución != volumen de soluto + volumen de solvente. D = m/V -> m = dV

Partes por millón (ppm). Molaridad (M). Número de moles por litro de solución. M = # moles de soluto / litros de solución. N = # moles = masa (g) / masa molar (g/mol). Normalidad (n). Del número equivalente de soluto por litro de solución. N = # equivalentes soluto / litros de solución. Peso equivalente: una base. P. Eq. = masa molar / # de OH. Si ácido: P. eq. = masa molar / H+. Si sal: P. eq. = masa molar / # oxidación total. Molalidad (m). Número de moles de soluto por kilogramo de solvente. m = moles de soluto / kg de solvente.

Peso fórmula es para los iónicos.
Masa molar es para covalentes.

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La Masa Molar.

La masa molar se define como la masa en gramos o kilogramos de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas) en una sustancia.

La regla de Hund establece que la distribución más estable de electrones en los subniveles es el que tenga mayor número de espines paralelos.

Z es el número atómico.

N (z=10) es el más estable y no tiene reacciones químicas porque está lleno.

Anomalías que no siguen la regla de Hund.
Cromo (z=24)
Ag (z=47)
Cobre.

Paramagnetismo: que estén electrones libres en un subnivel, o sea, orbitales semilleros.
Diamagnetismo: cuando estén los subniveles y orbitales totalmente llenos.

Tabla Periódica.
Para su estudio se divide en:

  • Grupos o familias (columnas).
  • Períodos (filas).

Una propiedad periódica es la energía de ionización que se incrementa según la flecha (para arriba en grupos y para derecha en familias).

Enlace Químico.
Los enlaces son fuerzas que mantienen a los átomos unidos para formar moléculas y cristales.

Macromoléculas.
ADN, RNA.

Los latidos del corazón, debido al monóxido de carbono (CO), que enlaza la hemoglobina.
El viagra también es usado en mujeres para la circulación.

Regla del octeto.
Cuando se forme un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga 8 electrones.

Enlace sencillo: Eléctricamente neutros porque la distancia al núcleo es la misma: H2, O2, N2.

Los 3 tipos de enlace son:

  1. Enlace irónico.
  2. Enlace covalente (molecular).
  3. Enlace metálico.

Enlace iónico: es cuando el metal cede electrones al no metal y este lo acepta.

Pauling: electronegatividad.

Características del enlace iónico:

  • Se produce por fuerzas electrostáticas.
  • Es un enlace no dirigido porque se produce en todas direcciones.
  • Los iones que lo forman se alinean formando grandes estructuras o redes cristalinas.
  • Tienen grandes energías de enlace (enlace fuerte).
  • Se da cuando el catión cede electrones al anión.

Enlace covalente: se forma de la reacción química entre no metales de igual electronegatividad o diferente electronegatividad. De igual electronegatividad el enlace es covalente no polar. N2, O2, F2, Br2, I2, S2, H2.
El H2 es un no metal pero aparece en esta lista por cómo reacciona, reacciona parecido a un no metal.

Propiedades del enlace covalente:

  • Enlace es dirigido.
  • Se da por compartimiento electrónico entre no metales.
  • El enlace es menos fuerte que el enlace iónico.
  • No conducen la corriente eléctrica de enlaces polares.
  • Si el enlace se da entre 2 átomos de diferente electronegatividad el par electrónico está mas cerca del más electronegativo.

Enlace Covalente Polar H2O.

  • 6 electrones en la última capa.
  • El oxígeno tiene más fuerza que el hidrógeno y por esa diferencia de fuerzas se forma la polaridad.
  • Los electrones enlazantes, entonces, están más cerca del núcleo que tiene más fuerza.

Los enlaces covalentes pueden ser:

  1. No polar.
  2. Polar.
  3. Coordinado.

De la tabla periódica se obtienen:

  • Electronegatividad.
  • Capa de valencia.
  • Cationes y aniones.

Capa de Valencia es la cantidad de electrones de la última capa de un átomo.
Lewis: grado de estabilidad del enlace y electrones no enlazantes.

HF: fluoruro de hidrógeno.
HCl: cloruro de hidrógeno.
HBr: bromuro de hidrógeno.
HI: ioduro de hidrógeno.

En sistemas acuosos:
HF: ácido fluorhídrico.
HCl: ácido clorídrico.
HNO3: ácido nítrico.
H2CO3: ácido carbónico.

NO2: ión nitroso.
H2SO4: ácido sulfúrico.

Propiedades de los compuestos Iónicos.

  1. Son sólidos.
  2. Tienen estructuras cristalinas.
  3. La mayoría son solubles en agua.
  4. Fundidos conducen la corriente eléctrica.
  5. En solución acuosa conducen la corriente eléctrica.

Fuerzas Intermoleculares.

  1. Fuerzas Ion-Dipolo.
  2. Fuerzas Dipolo-Dipolo.
  3. Fuerzas por puentes de hidrógeno.
  4. Fuerzas de London o de Vanderwall.

London son fuerzas débiles que se dan en compuestos covalentes no polares.

LiF: floruro de litio.
NaCl: cloruro de sodio.
NBr: bromuro de nitrógeno.
RbI: ioduro de rubidio.
CaO: óxido de calcio.
HNO3: ácido nítrico.
K2SO4: sulfato de potasio.
SO4: ion sulfato.
KCN: cianuro de potasio.
K+ + CN-: ión cianuro.
AgNO3: nitrato de plata.
H3PO4: ácido fosfórico.
HIO4: ácido peryódico.
HClO3: ácido clórico.
HClO: ácido hipocloroso.

CN-: ion cianuro.
IO4-: ion peryodato.
(BrO3)-: ion bromato.
CLO2-: ion clorito.
NO3-: ion nitrato.

Entalpía de enlace es la energía requerida para disociar una molécula en sus componentes.

CuCl: cloruro de cobre I, cloruro cuproso, monocloruro de cobre.
CuCl2: cloruro de cobre II, dicloruro de cobre, cloruro cúprico.
Al2O3: óxido de aluminio.
HgI2: yoduro de mercurio II, diyoduro de mercurio, yoduro mercúrico.
Mg3N2: nitruro de magnesio.
NaCl: cloruro de sodio.
FeCl3: cloruro de hierro III, tricloruro de hierro, cloruro férrico.
Ba(NO3)2: nitrato de bario.
Al(PO4): fosfato de aluminio
CH3Cl: cloruro de metilo.

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