Enlaces Intermoleculares por Fuerzas de Van der Waals

  • Dipolo-dipolo: Entre moléculas polares. Esta interacción se produce por las atracciones electrostáticas que se producen entre la zona cargada negativamente de una molécula y la positiva de otra, lo que provoca que las moléculas se vayan orientando unas con respecto a otras.
  • Dipolo instantáneo-Dipolo inducido: Son fuerzas muy débiles, aunque aumentan con el número de electrones de la molécula. Todos los gases, incluyendo los gases nobles y las moléculas no polares, experimentan fuerzas atractivas débiles entre sus moléculas o átomos, dado que sus puntos de ebullición son muy bajos.
  • Enlace por puente de hidrógeno: No llega a la categoría de enlace, es veinte veces más débil que un enlace covalente. El enlace por puente de hidrógeno es una interacción entre moléculas debida a la polaridad de los enlaces covalentes y se da entre el átomo de hidrógeno, cargado positivamente, y un átomo electronegativo pequeño como el oxígeno, nitrógeno o flúor.

Leyes Ponderales

  1. Ley de Lavoisier (Ley de la conservación de la masa): “En toda transformación química la cantidad o masa de los reactivos es igual a la masa total de los productos obtenidos.”

    ΣM reactivos = ΣM productos

  2. Ley de Proust (Ley de las proporciones definidas): “Cada vez que dos o más elementos se unen para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación constante de sus masas”.

    A + B -> AB

  3. Ley de Dalton (Ley de las proporciones múltiples): “Cuando dos elementos se unen entre sí para dar dos compuestos diferentes, las masas diferentes de uno de los elementos que se combinan con una masa constante de un segundo elemento están en una relación de números enteros sencillos”.

    A + B -> BA / 2A + B -> BA2

  4. Ley de Gay-Lussac (Ley de los volúmenes de combinación): Cuando dos o más sustancias gaseosas reaccionan entre sí para dar otra sustancia, gaseosa, los volúmenes que ocupan estos gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números sencilla.

    2 vol. Hidrógeno + 1 vol. Oxígeno -> 2 vol. Agua

Leyes de los Gases

  • Ley de Boyle-Mariotte (1662) – Procesos isotermos (T = cte): Si consideramos una cantidad dada de gas y aumentamos la presión (manteniendo constante la temperatura) su volumen disminuye. Si por el contrario disminuimos la presión, su volumen aumenta. La relación entre P y V se puede obtener a partir de la ecuación de los gases perfectos:

    En un proceso isotermo, el producto de la presión ejercida por un gas por el volumen ocupado es constante. P y V son inversamente proporcionales.

  • Ley de Charles (1787) – Procesos isobaros (P = cte): Si consideramos una cantidad dada de gas y aumentamos su temperatura (manteniendo constante la presión), su volumen aumenta. Si por el contrario disminuimos la temperatura, su volumen disminuye. La relación entre T y V se puede obtener a partir de la ecuación de los gases perfectos:

    En un proceso isobaro (P=cte), volumen y temperatura son directamente proporcionales.

  • Ley de Gay-Lussac (1805) – Procesos isocoros (V = cte): Si consideramos una cantidad dada de gas y aumentamos su temperatura (manteniendo constante el volumen), su presión aumenta. Si por el contrario disminuimos la temperatura, su presión disminuye. La relación entre T y P se puede obtener a partir de la ecuación de los gases perfectos:

    En un proceso isocoro (V=cte), presión y temperatura son directamente proporcionales.

Estequiometría

La estequiometría (Stoecheion Elemento y Metron Medida) es la parte de la química que se ocupa de las reacciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en las reacciones químicas. Es decir, la relación entre cantidades de sustancias que reaccionan, con la cantidad de sustancias que se producen.

Energía de las Reacciones Químicas

Las reacciones químicas se han usado desde que se descubrió el fuego para producir energía. Las reacciones químicas van acompañadas en unos casos de un desprendimiento y en otros de una absorción de energía.

Para que se verifique una reacción química ha de producirse:

  • Una ruptura de los enlaces en los reactivos, lo que generalmente implica aportar energía.
  • Un reagrupamiento de los átomos de forma distinta.
  • Una formación de nuevos enlaces para formarse los productos, lo que generalmente implica un desprendimiento de energía.

Pueden ser endotérmicas o exotérmicas.

Teorías de las Reacciones Químicas

Teoría de las Colisiones

La teoría de colisiones, propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946) y otros químicos, afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o choque. El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz (a) y debe cumplir estos dos requisitos:

  • Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos.
  • Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

Los choques que no cumplen estas condiciones y, por tanto, no dan lugar a la reacción, se denominan choques ineficaces (b).

Teoría del Complejo Activado

Esta teoría se formula 15 años después que la de colisiones y se debe a la contribución de varios grupos científicos.

La Teoría del complejo activado indica que para que se produzca una reacción química los reactivos deben adquirir una cantidad determinada de energía hasta alcanzar un estado de transición, complejo activado, que tiene más energía que los productos.

  • Complejo activado es una “cuasi” molécula en donde los enlaces de los reactivos no se han terminado de romper y los enlaces de los productos no se han terminado de formar.
  • La energía de activación es la energía que necesitan los reactivos para alcanzar el estado de transición o complejo activado.

Velocidad de Reacción

  • Velocidad de reacción es la cantidad de una sustancia que se transforma en una reacción química en la unidad de tiempo.
  • Factores de los que depende:
  1. Concentración de los reactivos: +[Reactivos] = +V (+moléculas +choques)
  2. Temperatura de la reacción: +Tª = +V (+choques eficaces)
  3. Naturaleza de los reactivos: Reacciones entre compuestos de naturaleza inorgánica +V / Reac. Entre comp. De naturaleza orgánica –V
  4. Estado de subdivisión: Las reacciones entre sustancias en estado gaseoso son más rápidas que entre sustancias en estado líquido y mucho más si las sustancias se encuentran en estado sólido.
  5. Catalizadores: Catalizador es una sustancia (compuesto o elemento) capaz de modificar la velocidad de una reacción química, permaneciendo el mismo inalterado. A este proceso se le llama catálisis: Es el proceso mediante el cual aumenta la velocidad de las reacciones químicas por medio de la presencia de un catalizador.

Ácidos y Bases

  • Ácidos: Sabor agrio. Sus disoluciones conducen la electricidad. Colorean de rojo el papel de tornasol. Reaccionan con bases neutralizando sus propiedades: Acido + Base –> Sal + Agua. Reaccionan con metales desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con carbonatos.
  • Bases: Sabor amargo. Conducen la electricidad. Colorean de azul el papel de tornasol. Reaccionan con los ácidos, neutralizando sus propiedades. Por lo general, no reaccionan con metales. Son untuosas al tacto.

Teoría de Arrhenius

  • Ácido es toda sustancia que en medio acuoso cede protones H+.

    Acido + agua –> cationes + aniones

  • Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia cede iones hidróxidos(OH-).

    Base + agua –> aniones + cationes

Explicación de la conductividad de disoluciones de ácidos y de bases:

Cuando se disocian los ácidos y las bases liberan iones a la disolución. Por eso este tipo de disoluciones conducen la corriente eléctrica, ya que disponen de cargas libres que pueden moverse en el medio.

Explicación de la neutralización:

H+ + OH– -> H2O

Si la concentración de base es suficiente, todos los iones H+ procedentes del acido serán neutralizados por los OH– procedentes de la base. Un exceso de base otorgara a la disolución resultante un carácter básico. Por el contrario, la existencia de iones H+ no neutralizados, debido a un exceso de acido, dará lugar a una disolución ácida.

Limitaciones de teoría de Arrhenius:

  • Incluye bajo ambos conceptos un gran número de ácidos y bases (los más conocidos), pero excluye sustancias como el NH3 o el Na2CO3, las dos de carácter básico, que no contienen el ion OH–, por lo que no se comportaran ajustándose a la definición. Sin embargo, se comportan a todos los efectos como bases.
  • La definición de Arrhenius se refiere únicamente a sustancias en disolución acuosa e ignoran, por tanto, la posibilidad de que existan ácidos y bases en condiciones diferentes.

Teoría de Bronsted–Lowry

  • Ácido es toda especie química (molécula o ion) capaz de ceder protones ( H+ )
  • Base es toda especie química (molécula o ion) capaz de captar protones (H+ ).