Leyes de las Reacciones Quimicas

Ley de la Conservación de la Masa (Lavoisier)

La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.

Ley de la Composición Definida y Constante

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una relación definida y constante.

Ley de las Proporciones Múltiples

Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con un peso fijo del otro están en la relación de números enteros sencillos.

Átomo

Componente más pequeño de un elemento químico.

Descubrimientos Importantes

• Crookes: Rayos catódicos
• Thomson: Relación e/m
• Millikan: e = 1.6×10^-19 c, m = 9.11×10^-28 g
• Goldstein: e = 1.6×10^-19 c, m = 1.673×10^-24 g (Protón)
• Chadwick: Neutrón, m = 1.674×10^-24 g

Espectros Atómicos

Constan de una serie de rayas que indican las frecuencias a las que el átomo emite o absorbe luz.

Isótopos

Son átomos del mismo elemento que difieren únicamente en el número de neutrones en el núcleo.

Modelo de Bohr

Explica los espectros del átomo de hidrógeno y de los sistemas constituidos por un núcleo y un solo electrón.

Energía de Ionización

Energía que se necesita para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso y convertirlo en un ion positivo.

Afinidad Electrónica

Energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso coge un electrón para formar un ión negativo.

Electronegatividad

Es el poder o tendencia de un átomo, dentro de una molécula, de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo.

Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Constituido por elementos de electronegatividad muy diferente. Se da entre metales y no metales. Los compuestos iónicos suelen ser sólidos cristalinos en condiciones ordinarias de presión y temperatura. Se da por la atracción electrostática entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina.

Energía Reticular

Cambio de entalpía al aproximar los iones gaseosos, desde una distancia infinita, hasta sus posiciones en el cristal.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Duros
• Punto de fusión y ebullición altos
• Solo solubles en disolventes polares
• Conductores en estado disuelto o fundido
• Frágiles

Enlace Covalente

Formados por pares de electrones compartidos. Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro. Se da entre átomos de electronegatividad parecida, entre no metales.

Valencia Covalente

Indicada por el número de enlaces covalentes simples que un átomo puede formar (electrones desapareados).

Longitud de Enlace

Distancia “media” entre los núcleos de dos átomos unidos por enlace covalente.

Ángulo de Enlace

Ángulo entre dos “líneas” de enlaces adyacentes.

Energía de Enlace

Es la energía intercambiada cuando se forma un mol de moléculas en estado gaseoso a partir de sus átomos en estado gaseoso.

Teoría de Orbitales Moleculares (OM)

Si tenemos una molécula diatómica: Al aproximarse los dos átomos, todos los orbitales de un átomo se van combinando uno a uno con los orbitales del otro, apareciendo unos nuevos orbitales que no son atómicos sino moleculares. Cada OM viene descrito por una función de onda.

Teoría del Gas Electrónico

Cada átomo metálico al integrarse en la red se fracciona en un ión positivo y uno o más electrones. Los átomos de los metales pierden fácilmente los electrones de valencia y se convierten en iones positivos (Na⁺, Cu²⁺, Mg²⁺). Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones desprendidos forman una nube o mar de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. Así, el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. El enlace no es entre átomos, sino más bien entre cationes metálicos y lo que fueron sus electrones. Fuerzas de atracción.

Teoría de Orbitales Moleculares Deslocalizados

Todos los orbitales del cristal de un tipo determinado interaccionan para formar un conjunto de orbitales moleculares deslocalizados. En cada orbital molecular se pueden colocar 2 electrones.

Comparación de Compuestos

Compuestos Iónicos

1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400°C)
2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua.
3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano (C₆H₁₄).
4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).

Compuestos Covalentes

1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, COMPUESTOS METALICOS: Punto de fusión y ebullición muy variado (alto).solubles fundidos en otros metales; aleaciones. Conductividad eléc. Se da por los e- móviles.El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre e-,Brillo. Son dúctiles y maleables (no frágiles).Tenacidad y deformabilidad: metalico mas fuerte q ionico(se rompe). ALEACIONES: La aleación más import el acero, es intersticialAl aumentar el C el acero más duro. 0,2 blando, 06 medio, 1 alto. 

TEMA 4 GASES: LEY DE BOYLE-MARIOTTE :A T cte, el V ocupado por una m gaseosa es inversamente proporcional a la P. Ley de charles gay lussac: a P cte, el V ocupado por una m gaseos es proporcional a su T abs. Ley Avogadro: V iguales de gases en idénticas condiciones de P y T tienen igual nº de moléculas. el V de un gas es prop al nº de moles en iguales condiciones de P y T.

TEMA 5: Mol:cantidad de cualquier sustancia que contiene el NA de partículas. Tipos de reacciones descomposición: aquellas en las que una sustancia se descompone en otras de estructura más simple.Sustitución aquellas en las que un elemento que forma parte de un compuesto es desplazado y sustituido por otro. Oxidación aquellas en las que existe una variación en el nº de oxidación de un par de elementos (uno aumenta y otro lo disminuye) Combustión. Se combina el oxígeno y un material oxidable, viene acompañada de desprendimiento de E y se manifiesta por incandescencia o llama. Limitante:, el reactivo que se consume limitante. exceso de reactivo