Leyes Ponderales

Ley de la Conservación de la Materia (o de Lavoisier, 1785):

“En una reacción química ordinaria la cantidad de materia se mantiene cte.”

[Lo que se conserva en una reacción química es la materia. Si hacemos reaccionar 2 especies distintas (concepto de reacción química), esa aparición de sustancias nuevas a partir de la interacción de las sustancias iniciales, lo que dice la Ley de Lavoisier, es que en este citado proceso, la materia se conserva]. (Esto es cierto desde el punto de vista químico, pero se pierde materia fruto de la transformación de la energía).

Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust, 1801):

“Un compuesto determinado contiene siempre los mismos elementos en una relación cte. De masas”

[La relación que existe entre los elementos que forman un compuesto es siempre la misma, independientemente de la cantidad de compuesto que haya, sin embargo, esto no quiere decir que esos elementos se relacionen igual para compuestos distintos, como es el caso del H2O y el agua oxigenada, el CO y el CO2, etc.]

Ley de Proust: m_a/m_b=Cte.

Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton, 1803):

“Las masas de un elemento que se combinan con una masa fija de otro están en relación de números enteros sencillos”.

[Un elemento que combina con una cantidad fija de otro, como es el caso del O con el C, lo hace en una combinación de números enteros sencillos, es decir, mientras que la masa fija son 3g de C, el O combina con 4g para formar CO, y con 8g para formar CO2. Por tanto, la proporción del elemento variable es de 8:4, o lo que es lo mismo, de 2:1].

Leyes Volumétricas

Ley de los Volúmenes de Combinación (o de Gay-Lussac, 1809):

“Los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química están en una relación de mínimos enteros sencillos”

[A T y P ctes., los coef. de la reacción ajustada representan también la relación de los volúmenes de las especies ajustadas: 2H2(g) + O2(g) –> 2H2O (g) (2:1:2)].

Hipótesis de Avogadro (1811):

“Volúmenes iguales de gases a la misma Tª y P, contienen el mismo número de partículas”.

Mol: “Cantidad de sustancia equivalente a un número de Avogadro de átomos o moléculas de esa sustancia”. [NºAv=6.023*10^23].

Masa atómica: masa atómica media de todos los isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia de cada isótopo en la naturaleza. [Masa atómica=SUM(abundancia del isótopo) * (masa del isótopo)].

Isótopo: Átomo que pertenece al mismo elemento químico que otro, tiene su mismo número atómico, pero distinta masa atómica.

Fórmula empírica: Relación más pequeña de números enteros en la que se encuentran los átomos de los elementos que forman un compuesto. [La fórmula molecular pesa “n” veces la fórmula empírica].

Enlace Químico

Entendemos por enlace la forma en que están unidas las partículas y la fza. Con las que se unen las partículas de una sustancia, y están relacionadas con las propiedades características de esa sustancia. Algunas características de los enlaces químicos son:

• Fzas. Que mantienen unidas a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico.
• Al formarse un enlace se desprende energía. La distancia a la que se colocan los átomos es aquella a la que se desprende la mayor energía dando lugar a un sistema de mayor estabilidad.
• Los átomos se unen para tener menor energía y mayor estabilidad que estando separados.
• Los e- más externos son los responsables de la unión, así como la estequiometria y geometría de las sustancias químicas.
• Se necesita energía para disociar los compuestos o uniones en átomos o iones aislados.
• Cada enlace químico se caracteriza por una determinada distancia internuclear llamada distancia de enlace.

Tipos de Enlaces: Distinguimos entre un tipo de enlace u otro en función de la diferencia de electronegatividad que haya entre ellos. Así:

• ΔE=0 -> Enlace Covalente (Puro).
• 0<ΔE<2 -> Enlace Covalente Polar.
• ΔE>=2 -> Enlace iónico.

Polaridad: “Unión entre átomos con distinta electronegatividad, de forma que uno tenga tendencia a atraer e-, y el otro a expulsarlos, formando una carga parcial positiva en un extremo del enlace, y una carga parcial negativa en el otro extremo del enlace, en definitiva, un dipolo”.

A medida que aumenta la ΔE, los enlaces van siendo más polares, hasta llegar a un momento en que el enlace es puramente iónico, es decir, la ΔE es tan grande que desaparece esa compartición de e- (ya no hay atracción de e- por una parte del enlace y expulsión por otra), desaparece el dipolo y nos encontramos con una especie con carga positiva y otra especie con carga negativa, la transf. De e- es completa.

Luego en función de la electronegatividad, y en definitiva, de la posición relativa de un par de elementos en la tabla periódica según las propiedades de los distintos elementos, cuanto mayor sea la ΔE, aumentará el carácter iónico, y cuanto menor sea la ΔE, más crecerá el carácter covalente de ese enlace.

2>

Enlace Iónico: Se forma cuando se unen iones cargados positiva y negativamente mediante fzas. Electroestáticas. Se da entre metales (ceden e- y forman cationes) y no-metales (captan e-, formando aniones). [Es prácticamente imposible hallar una molécula de enlace iónico tal cuál describe su formulación, es decir, aislada. Esto se debe a que los compuestos iónicos se agrupan en cantidades inmensas, formando una estructura cristalina de iones positivos y negativos, debido a que se ven atraídos por fzas. Electroestáticas que reducen la energía del sistema en comparación con una molécula aislada, y en consecuencia estabiliza este tipo de formaciones, de ahí que se encuentren de esta manera en la naturaleza. Cualquier especie iónica experimenta este fenómeno. Son todos sistemas sólidos, que en función de la naturaleza de sus aniones y cationes, cristalizarán en una estructura u otra. En la formación de estas estructuras cristalinas se desprende energía, conocida como “energía reticular o de red”, que es la energía que se desprende en la formación del sólido iónico a partir de sus iones en estado gaseoso, y se rige por la Ley de Coulomb (fza. Que atrae a 2 cargas opuestas es proporcional a las cargas e inversamente proporcional a las distancias entre ellas).Propiedades: Duros: Debido a que tenemos que separar una estructura unida por fzas. Importantes, como son las electroestáticas.Tienen puntos de fusión y ebullición altos: Debido a que tenemos que suministrar grandes cantidades de energía calorífica para romper las uniones de esos iones y cambiar su estado.Solamente solubles en disolventes polares: Las cargas positivas de la estructura iónica se verán atraídas por las negativas del disolvente polar, y viceversa, de modo que dejan sus posiciones en la red a causa de la acción del disolvente polar.Conductores en estado disuelto o fundido: Una vez han sido sacados de sus posiciones en la red, las cargas positivas funcionan como transportadores de los e-, siendo ese flujo de e- la propia electricidad.Frágiles: como consecuencia de su dureza.Enlace Covalente: Se origina tras la compartición de e- entre átomos.[Ya no hay transf. De e- a átomos de mayor electronegatividad, sino que los e- son compartidos. Este hecho ocurre como consecuencia de la perpenetración de las nubes electrónicas por distintos e-. En definitiva consiste en tener una alta densidad electrónica alrededor del núcleo correspondiente, causantes de interpenetrarse y mezclarse ocurriendo la consiguiente formación del enlace, de manera que cada perpenetración de nubes electrónicas correspondan un par de e-, que no pertenece ni a un átomo ni a otro, sino a los dos al mismo tiempo, y dependiendo de la electronegatividad de estos, esa nube electrónica/par de e-, estará más lejano al más electropositivo y más próximo del más electronegativo, pero no existe carga iónica real en el enlace covalente].Geometría molecular y polaridad.Los e- que forman los enlaces de una molécula siempre van a tender a estar situados lo más lejos posible (posición de equilibrio), debido a la carga negativa que les repele.Los enlaces son polares para uniones de átomos con distinta electronegatividad, estando los e- más cercanos al elemento más electronegativo (se crea una carga parcial negativa en el más electronegativo y una carga parcial positiva en el más electropositivo).Nos encontramos con que cada enlace polar forma un dipolo, y en función de cómo estén localizados geométricamente ejercerán una resultante de momentos dipolares iguales o distintas a cero. Si la resultante es nula, la molécula será no polar, mientras que si es distinta de cero, la molécula será polar.Orden, Longitud y Energía de enlace.Orden de enlace: nº pares de e- compartidos entre 2 átomos (sencillo= Orden 1, doble = Orden 2, etc.).Longitud de enlace: Distancia entre los núcleos de los átomos que forman el enlace.Energía de enlace: Energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en una especie gaseosa.Estos 3 términos se relacionan entre sí mediante la dificultad existente para romper un enlace covalente: a mayor orden , menor longitud, mayor energía de enlace, y por consiguiente, mayor dificultad para romper el enlace.Enlace Metálico: El enlace que tiene lugar entre elementos metálicos (no son compuestos), se caracteriza porque los e- se comparten colectivamente según “el modelo de mar de e-“.[Se forman redes compactas parecidas a la de los compuestos iónicos, con la diferencia de que en las posiciones de equilibrio de esa red cristalina, se encuentran los núcleos metálicos/cationes correspondientes, inmersos en una nube de e- externos de los elementos metálicos. Según el modelo de mar de e-, los elementos metálicos están en posiciones de eq. Dependiendo de la red cristalina en que ocurra la formación del sólido metálico, e incluidos en esa red cristalina se encuentran todos los e- correspondientes a esa enorme cantidad de cationes ordenados. Este modelo explica muchas de las propiedades de los metales, aunque tiene alguna limitación (cuya consecuencia es la aparición del modelo de bandas para darle explicación)].

Propiedades:Los metales son dúctiles y maleables debido a la no direccionalidad del enlace metálico, pudiendo distorsionar la estructura debido a que inmediatamente volverá a ordenarse de forma que vuelva a formarse la red cristalina. Son buenos conductores debido a que los e- están deslocalizados, permitiendo por tanto el paso de la corriente eléctrica, o lo que es lo mismo, de e- sin oposición.Propiedades térmicas propias de los metales también tienen respuesta mediante la estructura cristalina y la nube de e- de las que se hacen referencia en el modelo de mar de e-, sin embargo, el brillo característico de los elementos metálicos no puede explicarse sin recurrir a la teoría del modelo de bandas.Enlaces Intermoleculares: enlaces entre moléculas (pueden ser debidos a las aglomeraciones formadas por la polaridad existente en las moléculas). Estas interacciones son electroestáticas y debidas a esas polaridades. Hasta los gases nobles, que en principio son monoatómicos, pueden condensar debido a este tipo de interacciones.Las fzas. Electroestáticas o de Van der Waals, pueden dividirse en dos bloques: fzas de dispersión e interacciones dipolo-dipolo.Interacción Ión-Dipolo: En este caso estamos únicamente ante cargas eléctricas, que se verán atraídas o repelidas en función de que estemos ante un catión o un anión. El catión atraerá la carga parcial negativa del dipolo y repelerá la positiva. De forma análoga sucederá con el anión. Este tipo de fzas. Son las responsables del proceso de disolución de compuestos iónicos en disolventes polares.Interacción Dipolo-Dipolo: Cuando determinadas moléculas dipolares están lo suficientemente próximas, las cargas eléctricas tienen posibilidad de interaccionar al orientarse hacia el polo contrario. No perder de vista que hablamos de fzas. De muy corto alcance, por lo que es necesario que las moléculas estén muy próximas. Esta atracción causará una aglomeración de dipolos que modificará las propiedades físicas de las moléculas.Interacción Dipolo-Dipolo Inducido: Si tenemos una molécula polar, con distintas cargas en sus extremos, y la situamos cercana a un átomo neutro o a una molécula no polar, estos últimos verán cómo sus e- se dirigen hacia un extremo u otro dependiendo de a qué carga de la molécula polar esté cercana. Esta desviación de los e- provocará una carga parcial negativa donde se dirijan y una carga parcial positiva en aquel extremo del que se alejen, dando lugar a un dipolo inducido.Fzas. De Dispersión o de London: Presentes en todas las moléculas, polares o no polares, consecuencia de la naturaleza no estática de los e-, que en determinados momentos originan dipolos instantáneos, e inmediatamente los deshacen. Surgen por tanto una sucesión de dipolos instantáneos, que se originan y deshacen constantemente. Esta circunstancia dada en millones de moléculas, genera millones de dipolos instantáneos con sus pertinentes dipolos inducidos y fzas. Atractivas de corto alcance, aún cuando suceda en moléculas no polares como ya se ha comentado, que modifican las propiedades físicas de estas. La magnitud de estas fzas. De dispersión dependen de la forma de la molécula, mayores al aumentar la masa molecular de éstas. Si tenemos dos moléculas de dimensiones y geometrías semejantes, las interacciones dipolo-dipolo serán las predominantes, mientras que si una molécula es mucho mayor que la otra, la fza. Predominante será la de dispersión.Propiedades de las Disoluciones.Presión de vapor: Es debida a la volatilidad de los líquidos, que es la mayor o menor tendencia con la que un determinado líquido pase de estado líquido a estado de vapor. En el caso de que tengamos un líquido con cierta volatilidad en el interior de un envase cerrado, la tendencia de ese líquido a vaporizar hará que éste intente escapar del recipiente sin lograr su objetivo, de modo que vuelve a condensar. Se establece de este modo una corriente de moléculas que vaporizan y condensan hasta encontrar un equilibrio dinámico entre las moléculas del líquido volátil que pasan a estado de vapor y la cantidad de moléculas que condensan. En definitiva las que se encuentren en estado de vapor, como todo gas, ejercerán una presión, que es la conocida como presión de vapor. Esa presión de vapor dependerá pues de la Tª, a mayor Tª mayor presión, es decir, tendremos más sustancia en estado de vapor a mayores Tªs, sin embargo siempre existirá ese eq. Entre líquido y vapor a cualquier Tª, además de que le ocurre a cualquier líquido, con mayor o menor volatilidad.

¿Qué ocurre si añadimos un soluto no volátil? Si medimos las presiones de vapor, la del disolvente puro, será mayor que la que ejerza el vapor del líquido en la disolución. El soluto no es volátil, las únicas moléculas que vaporizan son las del disolvente. ¿Qué efecto ejerce entonces ese soluto no volátil? Que se incorpora al seno del líquido impidiendo el paso de moléculas del disolvente a que se volaticen. Esto resulta en que establecido el eq. En la disolución, hay menor número de moléculas en estado de vapor, y en consecuencia, una menor presión de vapor. -> A mayor número de moléculas de soluto no volátil, menor presión de vapor. No depende de la naturaleza del soluto, únicamente del número de partículas de éste.Podemos calcular la nueva presión de vapor obtenida tras la adición de ese soluto no volátil mediante la Ley de Raoult (aunque también es válida para disoluciones entre líquidos volátiles, ya que cada uno ejerce sobre el otro una disminución de la presión de vapor): P=X·ºP -> PConsideraremos una disolución ideal cuando todos los componentes de la misma cumplan esta ley. ΔP=ºP_disolvente · X_soluto;Propiedades Coligativas: Conjunto de propiedades cuyo valor depende únicamente de la concentración del soluto, y no de su naturaleza.Disminución de la presión de vapor. ¿Qué consecuencia tiene esta disminución de la presión de vapor?Aumento de la Tª de Ebullición (Aumento ebulliscópico).Tª ebullición: Tª a la cual la presión de vapor total del líquido se iguala a la  atmosférica. Punto de ebullición normal cuando la presión es 1 atm.Se requiere mayor Tª para que la presión de vapor alcance 1 atm.Ese aumento de la Tª de ebullición es directamente proporcional a la concentración molal (moles soluto/kg_disolvente) de esa disolución. Esa cte. De proporcionalidad recibe el nombre de cte. Ebulloscópica y es particular de cada líquido.Descenso de la Tª de fusión/congelación (Descenso crioscópico).En lugar de congelar el agua a 0ºC, se requerirá de una Tª menor para lograr esa congelación completa.Este descenso de la Tª de congelación de directamente proporcional a la concentración molal (moles soluto/kg_disolvente) de esa disolución. Esa cte. De proporcionalidad recibe el nombre de cte. Crioscópica  y es particular de cada líquido.Ósmosis.Flujo de disolvente, a través de una membrana semipermeable, hacia el seno de una disolución más concentrada. (Este flujo se establece debido a las distintas concentraciones de disolución y disolvente, y no se establecerá el equilibrio de forma natural hasta que ambas concentraciones sean iguales).Presión Osmótica (π): Presión necesaria para detener el flujo desde la disolución más diluida hacia la más concentrada.  Π=c·R·T (c es la molaridad)Este fenómeno tiene una gran importancia en los seres vivos, debido a que las paredes celulares de estos son semipermeables, y dependiendo de que la presión en el exterior sea la misma (isotónica), mayor (hipertónicas) o menor (hipotónicas), el flujo no se producirá, se producirá de fuera hacia dentro y las dimensiones de las células crecerán hasta no poder soportarlo y cederán, o establecerán el flujo hacia el exterior hasta que se sequen, respectivamente.Factor de Van’t Hoff: i=prop.coligativa(electrolito)/prop.coligativa(no electrolito).Cinética QuímicaTeoríasTeoría de las Colisiones: Nos indica que una reacción tiene lugar cuando los choques entre las moléculas de los reactivos son eficaces. Para que esos choques sean eficaces las partículas deber tener energía cinética suficiente para poder colisionar y, además, que colisionen con una orientación tal que permita esa reorganización de átomos que supone una reacción química. El número de colisiones es directamente proporcional a la concentración de partículas (mayor probabilidad de una orientación eficaz al haber mayor número de partículas) y a la Tª (mayor energía de las partículas).Teoría del Complejo Activado: Presupone la formación de un compuesto intermedio inestable, con un alto contenido en energía, que es precisamente el que se descompone en los productos de la reacción. Para que un determinado proceso se lleve a cabo, es necesaria lo que se conoce como una energía de activación, es decir, el suministro de una determinada cantidad de energía, de manera que se forme el compuesto intermedio, inestable, con un alto contenido de valor energético y pueda descomponerse posteriormente en los productos. A mayor energía de activación necesaria, menor será la velocidad de la reacción.

 Factores de los que depende la velocidad:Naturaleza de los Reactivos. Las sustancias cuyos átomos están unidos por enlaces covalentes reaccionan más lentamente que las unidas por enlace iónico, debido a que el enlace covalente es un enlace direccional, y por consiguiente para que tenga lugar la reacción, tiene que darse la circunstancia de que las moléculas consigan ponerse en contacto en orientación correcta, mientras que en el caso del enlace iónico no es direccional, y por tanto, esa orientación de las moléculas no juega papel alguno en la reacción.Estado Físico de los Reactivos. Las reacciones serán más rápidas en estado gaseoso al producirse mayor número de choques entre moléculas, pues poseen mayor energía, o en estado líquido que si están en estado sólido. La superficie de contacto influye negativamente a la velocidad de reacción. Cuanto más pulverizado esté el sólido, mayor será la velocidad de reacción.Concentración de los Reactivos. A mayor cantidad de partículas, mayor frecuencia de las colisiones y la velocidad de transformación de los reactivos es mayor.Temperatura. La Tª entra en juego a través de la Ec. De Arrhenius: k=A·e^(-Ea/(RT))Catalizadores: Se trata de especies químicas que se añaden al medio de reacción y que no participan en ella, una vez que ha tenido lugar ésta, aparecen los catalizadores en el mismo estado de forma en que se añadieron. Su único objetivo es reducir la Ea del proceso, es decir, hacerlos más rápidos. Sin embargo, en ocasiones en las que nos interesase rebajar la velocidad del proceso (medición de magnitud, etc), existen catalizadores específicos, que reducen esa velocidad de reacción, y que reciben el nombre de catalizadores negativos.La catálisis heterogénea  es un ejemplo especial de catálisis, y es aquella en que el catalizador se encuentra en una fase distinta a la de los reactivos. (Si se encontrase en la misma fase recibe el nombre de catálisis homogénea). En la catálisis heterogénea el fenómeno de reducción de la velocidad de reacción tiene lugar mediante la adsorción en la superficie del catalizador sólido. Los reactivos en fase gaseosa se ponen en contacto con ese catalizador sólido, se adsorben y difunden a una velocidad extrema en el interior de ese sólido las moléculas gaseosas y en el seno del catalizador reaccionan. Ocurrida la reacción, salen de ese sólido de manera que el catalizador permanece en las mismas condiciones y estado en los que se encontraba antes de tener lugar la reacción.