MAGNITUDES FUNDAMENTALES DE CAMBIO

INTRODUCCIÓN A LOS CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

EJERCICIOS ESPECIALES INTRODUCTORIOS DE LA ESTEQUIOMETRÍA CON CONDICIONES NORMALES Y ECUACIÓN DE LOS GASES. A_r A = 9 g/mol; A_r B = 16 g/mol y A_r C = 1 g/mol

1.- Dada la Ecuación Química A2BC3 (g) = 2 AC (g) + BC (g) ¿ Cuántas moléculas de AC se producen al reaccionar 1 molécula de A2BC3? Notación Química, Definición de Ecuación Nivel Submicroscópico	1; 2; 3; N; 3N
2.- ¿ Cuántos moles de moléculas de AC se producen al reaccionar los 74 g. de A2BC3? Notación Química, Definición de Ecuación Nivel Macroscópico	N; 2; 2N; 4N; 4
3.- ¿ Cuántos gramos de BC se obtienen al reaccionar 74 g de A2BC3? Notación Química, Definición de Ecuación Nivel Macroscópico Mol, Peso Molecular	17g; 34g; 68g; 74g; 148g
4- ¿ Qué volumen del gas AC se produce simultáneamente, medido éste en C.N.? Notación Química, Definición de Ecuación Nivel Macroscópico Mol, Peso Molecular, Volumen Molar de gases en Condiciones Normales de P y T.	5,6L; 11,2L; 22,4L; 44,8L; 89,6L
5.- ¿ Cuál es el volumen total del sistema después de reaccionar totalmente los 74 g de A2BC3 si la Presión es de 1 atm y la temperatura 0 °C	22,4L; 24,2L; 134,4L; 179,2; 44,8L
6.- ¿ Cuál es la densidad del sistema en C.N. o TPE terminada completamente la reacción ? densidad = masa mezcla / Volumen de la mezcla	3,3g/L; 3,05g/L; 0,55g/L; 0,413g/L; 1,65g/L;

7.- Para el sistema de reacción 1N2 + 3 H2 = 2NH3 Reacciona 1 mol de N2 por cada unidad de tiempo transcurrido. a) Complete la siguiente tabla calculando lo que se indica. b) Grafique X en función del tiempo transcurrido. c) Grafique los nt de todas las especies en función de X. d)¿Cuántos moles de NH3 existen cuando los moles de N2 e H2 son iguales? e)¿Cuál es el valor límite o máximo que puede alcanzar X ?
a) tiempo	Dn N2 ( nt N2 - ni N2)	nt N2	-Dn N2 / 1	Dn H2 (nt H2 - ni H2)	nt H2	-Dn H2 / 3	Dn NH3 (nt NH3 - ni NH3)	nt NH3	+Dn NH3 / 2	X
0	0	7	0	0	15	0	0	3	0	0
1	-1	6	1	-3	12	1	+2	5	1	1
2	-2	5	2	-6	9	2	+4	7	2	2
3	-3	4	3	-9	6	3	+6	9	3	3
4	-4	3	4	-12	3	4	+8	11	4	4
5	-5	2	5	-15	0	5	+10	13	5	5
6

Observar: -Dn N₂ / 1 = -Dn H₂ / 3 = +Dn NH₃ / 2 = X

Esta relación es, para este caso, la importante CONDICIÓN DE ESTEQUIOMETRÍA

b.- El gráfico de X en función del tiempo.

La razón de transformación X = Dn / Coeficiente Estequiométrico, es también asociada a la coordenada de avance de la reacción, en este caso, el avance es lineal e igual en relación al tiempo puesto que hemos señalado que " reacciona 1 mol de N₂ por cada unidad de tiempo transcurrido ". Sin embargo la relación puede ser de otro tipo (una curva de cualquier tipo) y está relacionada con el concepto de velocidad de la reacción.

NOTA:

EN LOS GRÁFICOS LA COORDENADA DE AVANCE DE REACCIÓN X SE SEÑALA COMO R.

c.- Gráfico de los n_t de todas las especies en función de X.

SOLUCIONES

La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

factores que afectan la solubilidad:

a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).

b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional

modo de expresar las concentraciones:

porcentaje peso a peso :indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

porcentaje peso a volumen: indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES

El valor 6,023 10exp23 fué determinado por Avogadro mediante cálculos estadísticos acerca de sistemas gaseosos y de ahí que se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).
N = 6,023 .10exp 23
Este valor pasa a ser de importancia central en la química cuantitativa y es la base de la definición del concepto de mol.

DEFINICIÓN DE MOL Un Mol es 6,023 10 23 unidades:

Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 . Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.

ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES:

Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las dis

tintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso. Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:

n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

Donde:

• = Presión
• = Volumen
• = Moles de Gas.
• = Constante universal de los gases ideales .
• = Temperatura absoluta

PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LAS SUSTANCIAS PURAS

Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.

Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.

El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que

es el más devil

.

EL ENLACE QUIMICO

El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.

Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".

La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.

Enlace iónico

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).

Enlace covalente

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.

POLARIDAD DE LOS ENLACES

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.

El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de un mismo elemento unidos entre sí. Estas distancias se calculan mediante técnicas de difracción de rayos X, neutrones o electrones.

Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta con el valor de Z, es decir, hacia abajo, ya que el número de niveles electrónicos aumenta en el mismo sentido.

En los períodos cortos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico, pues el electrón diferenciador se sitúa en el mismo nivel energético y la carga nuclear va aumentando. Debido a esto, la carga nuclear atrae con más fuerza, para igual distancia, a los electrones periféricos, lo que produce la correspondiente disminución. En los períodos largos la variación es más irregular, existiendo dos mínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno correspondiente.

Los elementos del grupo primero son los de mayor radio atómico.

POTENCIAL DE IONIZACIÓN

El Potencial de ionización (P&) Es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo o molécula especifica a una distancia tal que no exista interacción electrostática entre el Ion y el electrón. Inicialmente se definía como el potencial mínimo necesario para que un electrón saliese de un átomo que queda ionizado. El potencial de ionización se media en voltios. En la actualidad, sin embargo, se mide en electrón-voltios (aunque no es una unidad de SL) o en julios por mol. El sinónimo energía de ionización (El) se utiliza con frecuencia. La energía para separar el electrón unido más débilmente al átomo es el primer potencial de ionización; sin embargo, hay alguna ambigüedad en la terminología. Así, en química, el segundo potencial de ionización del litio seria la energía del proceso.

LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)


Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .

A ⁰ _(g) + e- = A^-1 _(g) + ELECTROAFINIDAD

Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .

No cuenta para los gases nobles


LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)

La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.

La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.

LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)

La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.

Tampoco cuenta para los gases nobles

envoltura de los atomos

La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química. Los resultados de las investigaciones muestran aspectos sorprendentes de la naturaleza de la materia y la energía. Estos aspectos, en relación al atomo, permiten fundamentalmente la comprensión del comportamiento químico de las sustancias.

LOA NÚMEROS CUÁNTICOS.

n = Número cuántico principal.

Se asocia al tamaño y energia de los orbitales

¿Cuántos valores? infinito

¿Cuáles? 1,2 3,4,..............a ( Es el mismo n del átomo de Bohr)

l = Número cuántico secundario

Se asocia al tipo o forma de los orbitales

¿Cuántos valores? n

¿Cuáles? 0, 1, 2, 3, .........(n-1)

s p d f

Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.

m = Numero cuántico magnético.

Se asocia con la orientación espacial de los orbitales

¿Cuántos valores? 2l +1

¿Cuáles? - l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l

s = Numero cuántico de spín electrónico.

Se asocia al giro del electrón sobre su eje

Principio de Hund

En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p, o una serie de 5 orbitales d, o bién una de7 orbitales f. Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos.