Química 2º Bachillerato






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Radiación Electromagnética



Los parámetros característicos de las ondas son:

  • Longitud de onda: Es la distancia existente entre dos máximos o dos mínimos sucesivos de una onda. Una oscilación es una vibración que da lugar a una longitud de onda. Su unidad en el Sistema Internacional es el metro (m).
  • Amplitud: Es el valor máximo que puede adquirir la perturbación. Su unidad en el Sistema Internacional es el metro (m).
  • Frecuencia: Es el número de oscilaciones que pasan por cada punto en la unidad de tiempo. Su unidad en el Sistema Internacional es el hercio (Hz).
  • Período: Es el tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de onda. Es el inverso de la frecuencia. Su unidad en el Sistema Internacional es el segundo (s).
  • Velocidad de propagación de una onda: Es producto de la longitud de onda por la frecuencia. Se mide en el Sistema Internacional en m/s. En caso de ondas electromagnéticas en el vacío esta velocidad es c.

El espectro electromagnético es un continuo formado por un conjunto de radiaciones electromagnéticas. No solo está formado por la ondas que se perciben por los sentidos, sino por otras ondas llamadas microondas, infrarrojas, ultravioletas, rayos X, rayos gamma y rayos cósmicos.
Este vídeo nos explica el espectro electromagnético y como allí se observa advierto que existe otro tipo de división en el espectro electromagnético como es la radiación electromagnética ionizante, ultravioleta, visible  y no ionizante.





El Efecto Fotoeléctrico

El efecto fotoeléctrico es el fenómeno que consiste en la emisión de electrones por un material metálico al incidir sobre él una radiación electromagnética.

El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Hertz, en 1887, al observar que el arco que salta entre dos electrodos conectados a alta tensión alcanza distancias mayores cuando se ilumina con luz ultravioleta que cuando se deja en la oscuridad. Einstein dió la explicación teórica del efecto fotoeléctrico, basando esta explicación en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Planck. En 1921 Einstein fue galardonado con el Premio Nobel.

Este vídeo y las simulaciones siguientes sirven para asimilar el efecto fotoeléctrico:



Espectros de absorción y emisión


El espectro de absorción de una materia muestra la fracción de la radiación electromagnética incidente que un material absorbe dentro de un rango de frecuencias. Es, en cierto sentido, el opuesto de un espectro de emisión. Cada elemento químico tiene líneas de absorción en algunas longitudes de onda, hecho que está asociado a las diferencias de energía de sus distintos orbitales atómicos. Se emplea el espectro de absorción para identificar los elementos componentes de algunas muestras, como líquidos y gases; más allá, se puede emplear para determinar la estructura de compuestos orgánicos.

Los espectros de emisión y absorción de luz por los átomos permitieron la justificación y ampliación del modelo cuántico. La radiación emitida por los gases puede separarse en sus diferentes longitudes de onda por medio de un prisma.



ACTIVIDAD I: Observa los espectros de absorción y emisión de los elementos
ACTIVIDAD II: Series espectrales y la Ley de Rydberg
ACTIVIDAD III: Fórmula de Rydberg
ACTIVIDAD IV: Ejercicios de espectros atómicos




Espectros atómicos


Niels Bohr propuso en 1913, un intento de dar consistencia al modelo de Rutherford, evitando los inconvenientes de la electrodinámica clásica e introduciendo las ideas de cuantización de Planck. Propone los siguientes postulados:

Primer postulado: 
El electrón gira alrededor del núcleo del átomo en una órbita circular. Las órbitas electrónicas son estacionarias y el electrón cuando se mueve en ellas, no radia energía.

Segundo postulado:
El momento angular del electrón, L [L= r x p = r x (m· v); para una órbita circular, es L = rmv ] está cuantizado, lo que significa que de las infinitas órbitas que podría tener, sólo son posibles las que cumplen que el impulso angular es un múltiplo entero de h/2π (h es la constante de Plank)

Tercer postulado:
Cuando un electrón cambia de órbita de una órbita, de energía E2, a otra inferior, de energía E1, la energía liberada se emite en forma de radiación. La frecuencia (f) de la radiación viene dada por la expresión: E2 - E1 = h·f    (h es la constante de Plank)


Este vídeo nos comenta el Modelo atómico de Bohr:


ACTIVIDAD II: Simulación del modelo atómico de Bohr
Según el modelo atómico de Bohr se puede interpretar el espectro de emisión del hidrógeno y aparece explicado en el siguiente vídeo:

ACTIVIDAD IV: Números cuánticos


Sommerfeld propuso que las órbitas electrónicas sean elípticas. Cada nivel n presenta varios subniveles que dan cuenta del desdoblamiento de líneas espectrales. Propone un nuevo número cuántico, l, número cuántico secundario, que puede tomar los valores l = 0, 1, 2,…(n−1).

El desdoblamiento de líneas del Efecto Zeeman obligó a introducir un nuevo número cuántico, m, número cuántico magnético, que daba cuenta de la s orientaciones de las órbitas dentro de un campo magnético. Sus posibles valores son m = −l,..., 0, ..., +l

Por último hubo que introducir un último número cuántico para explicar lo que se conocía como efecto Zeeman anómalo, desdoblamiento de todos los subniveles cuando los espectros se realizaban con más resolución. Este número cuántico se conoce como, s, número cuántico de espín. Tiene valores de +1/2 y −1/2

Estos números cuánticos no son consecuencia de la teoría sino que se tienen que introducir para poder explicar los hechos experimentales.

ACTIVIDAD VI: Números cuánticos


Hipótesis de De Broglie

 
Esta hipótesis fue introducida por Louis-Victor de Broglie, físico francés de principios del siglo XX. En 1924 en su tesis doctoral, inspirada en experimentos sobre la difracción de electrones, propuso la existencia de ondas de materia, es decir que toda materia tenía una onda asociada a ella.

Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva asociada una onda, de manera que la dualidad onda-partícula puede enunciarse de la siguiente forma: una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse como una onda de longitud de onda, λ. 
La relación entre estas magnitudes establecida fue:

λ = h / mv

cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la partícula menor será la longitud de onda (λ), y mayor la frecuencia (ν) de la onda asociada.

ACTIVIDAD I: Hipótesis de De Broglie
ACTIVIDAD II: Ejercicios de la Hipótesis de De Broglie
 
Principio de Incertidumbre



El Principio de indeterminación o de incertidumbre de Heisenberg, indica que es imposible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, dos magnitudes conjugadas como son el valor de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula subatómica.



Orbitales atómicos y números cuánticos

La solución de la ecuación de onda de Schrödinger da origen a cuatro tipos de valores llamados números cuánticos. Estos números proporcionan una mejor característica de los electrones.


Un orbital es la zona del espacio donde existe una gran probabilidad de encontrar un electrón de un átomo. Este valor de probabilidad es aproximadamente del 90%.

ACTIVIDAD III: Orbitales atómicos
ACTIVIDAD IV: Animación orbitales atómicos
Configuraciones Electrónicas y Tabla Periódica



El principio de exclusión de Pauli es una regla que establece, que no puede haber en un átomo dos electrones con todos sus números cuánticos idénticos. En un mismo orbital solamente pueden existir dos electrones y con sus espines opuestos.

El principio de máxima multiplicidad de Hund indica que al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula es más estable  cuando tiene electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos).

ACTIVIDAD I: Principios de exclusión de Pauli y de máxima multiplicidad de Hund
ACTIVIDAD II: Orden energético creciente de llenado de electrones
ACTIVIDAD III: Estructuras electrónicas de los átomos
ACTIVIDAD IV: Repasa las configuraciones electrónicas
ACTIVIDAD V: Práctica las configuraciones electrónicas


Los elementos químicos aparecen clasificados en orden creciente de número atómico en la Tabla Periódica distribuidos a lo largo de 18 columnas o grupos y 7 filas o períodos. En cada grupo se colocan elementos con propiedades similares y en cada período se van colocando los elementos en orden creciente de número atómico.

ACTIVIDAD VI: Conoce la Tabla Periódica
ACTIVIDAD VII: Elige tu Tabla Periódica favorita
ACTIVIDAD VIII: Juega al tetris con la Tabla Periódica
ACTIVIDAD IX: Tabla periódica interactiva muy útil
ACTIVIDAD X: 2019 Año Internacional de la Tabla Periódica y de los Elementos Químicos

Recuerda:
"Solamente hay dos tipos de personas, los que se saben la tabla periódica y los que no...."


Propiedades periódicas



La energía de ionización es la energía mínima que se requiere para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental, transformándolo en un catión.

La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental incorpora un electrón, transformándose en un anión.

La electronegatividad es la tendencia que tiene un elemento para atraer hacia sí el par electrónico del enlace compartido con otro.
ACTIVIDAD III: Vídeo Electronegatividad

El radio atómico indica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomo.
El radio iónico establece la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo, pero haciendo referencia no al átomo, sino al ion.
Para repasar las propiedades periódicas puedes visitar las siguientes actividades

ACTIVIDAD V: Repasa las propiedades periódicas y realiza los ejercicios
ACTIVIDAD VI: Propiedades periódicas I
ACTIVIDAD VII: Propiedades periódicas II 
ACTIVIDAD VIII: Ejercicios para practicar las propiedades periódicas
ACTIVIDAD IX: Identifica propiedades




Enlace Químico: Curvas de Morse


Las fuerzas que mantienen unidos los átomos se denominan enlaces. Un enlace químico se produce cuando los átomos unidos adquieren un estado de menor energía y por tanto de mayor estabilidad, que cuando los átomos estaban por separado.
Cuando dos átomos están lo suficientemente separados, se puede suponer que no existe influencia mutua entre ellos y que la energía del sistema formado es nula. A medida que se van acercando, se ponen de manifiesto una serie de fuerzas de atracción de sus núcleos sobre las nubes electrónicas de los otros átomos (fuerzas de largo alcance), lo que produce una disminución de la energía del sistema. 
Cuando los átomos se encuentran uno cerca del otro, empiezan a actuar las fuerzas de repulsión entre las nubes electrónicas, estas fuerzas tienen un efecto mayor a corta distancia, entonces el sistema se desestabiliza. 
Ambas situaciones se pueden representar gráficamente mediante curvas de estabilidad, curvas de Morse. Se observa que existe una distancia internuclear en la que el sistema es más estable, siendo máximas las fuerzas de atracción y mínimas las de repulsión, esta distancia se denomina distancia de enlace y corresponde al mínimo de la curva. La energía correspondiente a esta distancia es la que se desprende en la formación del enlace químico.



Los diferentes tipos de enlaces químicos los puedes repasar en el siguiente vídeo y con las siguientes actividades:


ACTIVIDAD I: Repasa Enlace químico
ACTIVIDAD II: Tipos de enlaces
ACTIVIDAD III: Tema enlace químico





Enlace iónico



El enlace iónico es el resultado de la fuerzas de atracción electrostática entre iones de distinto signo. 
Un enlace se considera iónico cuando la electronegatividad de los elementos que forman el enlace es superior a 1,8.


Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por un número enorme de iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares, como el benceno.

ACTIVIDAD III: Redes iónicas cristalinas
ACTIVIDAD IV: Redes iónicas
ACTIVIDAD V: Resumen de las propiedades del enlace iónico

La energía de red o energía reticular es la energía que se desprende al fomarse un mol de cristal iónico a partir de los iones que lo componen en estado gaseoso. Para calcular la energía reticular se puede usar la ecuación de Born-Landé

ACTIVIDAD VI: Parámetros de los que depende la energía de red

Mediante el ciclo de Born-Haber es posible calcular el valor de la energía reticular utilizando un camino indirecto basado en la ley de Hess, sin más que sumar los cambios de energía que tienen lugar en el proceso de formación del compuesto iónico.

ACTIVIDAD VII: Vídeo del ciclo de Born-Haber
ACTIVIDAD VIII: Ciclo de Born-Haber
ACTIVIDAD IX: Ejemplos del Ciclo de Born-Haber

Este vídeo y las actividades siguientes te pueden servir para repasar la formación y las propiedades del enlace iónico:

ACTIVIDAD X: Repasa el enlace iónico




Enlace Covalente




El enlace covalente se produce entre dos átomos cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel (excepto el hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones). Para generar un enlace covalente es preciso que la diferencia de electronegatividad entre los átomos sea menor a 1,7.


Denominamos estructura de Lewis al esquema en el que aparecen todos los átomos de la molécula con sus electrones de la última capa y en la que vemos tanto los pares compartidos o enlaces covalentes, como los no compartidos o pares no enlazantes.
Los pasos a seguir son:
  • Realizar la configuración electrónica de los átomos para conocer cuántos electrones de valencia tienen.
  • Saber los enlaces que quiere formar cada uno de los átomos, serán los mismos que electrones le falten para completar el octeto.
  • Dibujar esos pares enlazantes y añadir los pares no enlazantes a cada átomo para que aparezcan todos sus electrones de la última capa.

Las estructuras resonantes son útiles porque permiten representar moléculas, iones y radicales para los cuales resulta inadecuada una sola estructura de Lewis. Se escriben entonces dos o más de dichas estructuras y se les llama estructuras en resonancia o contribuyentes de resonancia.

ACTIVIDAD VI:  La resonancia en química
ACTIVIDAD VII: Resonancia del benceno
ACTIVIDAD VIII: Estructuras resonantes

La teoría de repulsión de pares de electrones de valencia​​, es un modelo usado en química para predecir la forma de las moléculas o iones poliatómicos. Está basado en el grado de repulsión electrostática de los pares de electrones de valencia alrededor del átomo central.

ACTIVIDAD IX: Comparación de las geometrías de varias moléculas
ACTIVIDAD X: Teoría de repulsiones de la capa de valencia
ACTIVIDAD XI: Vídeo sobre teoría de repulsiones de la capa de valencia
ACTIVIDAD XII: Teoría de repulsiones de la capa de valencia



Para que una molécula sea polar, debe tener átomos con diferente electronegatividad y separación de cargas en la moléculas, con estas dos premisas en la molécula habrá un momento dipolar en la molécula.

ACTIVIDAD XIII: Polaridad de moléculas
ACTIVIDAD XIV: Naturaleza del enlace

La teoría de hibridación de orbitales complementa la teoría de enlace de valencia a la hora de explicar la formación de enlaces covalentes. En concreto, la hibridación es el mecanismo que justifica la distribución espacial de los pares de electrones de valencia. Los tipos de hibridación de orbitales que necesitamos aplicar para justificar la geometría de las moléculas más simples son: sp, sp2 y sp3.
Las ideas básicas del modelo de hibridación son:

  • Un orbital híbrido es una combinación de orbitales atómicos
  • El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales atómicos que se combinan.
  • Los orbitales híbridos formados tienen la misma forma y una determinada orientación espacial: sp lineal; sp2 triangular plana y sp3 tetraédrica.
  • Los orbitales híbridos disponen de una zona o lóbulo enlazante y otra zona o lóbulo antienlazante; el enlace se produce por el solapamiento del lóbulo enlazante con el otro orbital del átomo a enlazar.
ACTIVIDAD XV: Orbitales híbridos
ACTIVIDAD XVI: Vídeo sobre hibridación de orbitales  atómicos 
ACTIVIDAD XVII: Teoría de hibridación: Formación de enlaces


Los compuestos covalentes  diferenciaremos entre las propiedades de las moléculas y los cristales.
Los compuestos covalentes moleculares:

  • Tienen puntos de fusión y ebullición bajos debido a que las fuerzas entre las moléculas son débiles, siendo mayores cuando aumenta la polaridad.
  •  No conducen la electricidad ya que no hay cargas ni electrones libres.
  • Se disuelven en sustancias con su misma polaridad, es decir, si es apolar en disolventes apolares y en polares cuando sea polar.

Los cristales covalentes :

  • Tienen altos puntos de fusión y ebullición por estar los átomos unidos por enlaces covalentes bastante fuertes.
  • Son insolubles en casi todos los disolventes.
  • No conducen el calor ni la electricidad, a excepción del grafito que dispone de electrones que pueden moverse entre las capas planas. 
ACTIVIDAD XIX: Propiedades de los sólidos covalentes

Este vídeo y las actividades siguientes te pueden servir para repasar la formación y las propiedades del enlace covalente:

ACTIVIDAD XX: Repasa el enlace covalente I
ACTIVIDAD XXI: Repasa el enlace covalente II



Enlace metálico


Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí.  Existe la unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos núcleo atómicos y forman la nube electrónica En el enlace metálico todos los átomos comparten los electrones del nivel más externo, dando lagar a redes cristalinas metálicas. 

Los compuestos metálicos se ordenan redes tridimensionales, ocupando posiciones de equilibrio en los vértices de determinadas formas geométricas. Los metales de uso industrial más frecuente cristalizan en tres redes que son:
  • Red cúbica centrada en el cuerpo, con una coordinación de 8 como el litio o sodio.
  • Red cúbica de caras centradas, con una coordinación de 12 como el oro, aluminio o plomo.
  • Red hexagonal compacta, con una coordinación de 12 como magnesio, cinc o cadmio.
ACTIVIDAD IV: Redes metálicas
ACTIVIDAD V: Construye redes metálicas

Para explicar el enlace metálico se utilizan dos modelos:
  • Modelo del mar de electrones, en el que se afirma que los electrones de valencia no pertenecen a los átomos del metal, sino que todos ellos forman lo que se conoce como "mar de electrones", estando deslocalizados por toda la red y siendo comunes al conjunto de átomos que la forman.
  • Modelo de bandas, según el cual se describe la estructura electrónica del metal como una estructura de bandas electrónicas, o simplemente estructura de bandas de energía, debidas al solapamiento de los orbitales atómicos. Existiendo dos bandas una de valencia ocupada por los electrones de valencia de los átomos, es decir, aquellos electrones que se encuentran en la última capa o nivel energético de los átomos y otra banda de conducción que está ocupada por los electrones libres, es decir, aquellos que se han desligado de sus átomos y pueden moverse fácilmente. Estos electrones son los responsables de conducir la corriente eléctrica y en función de la distancia entre las capas de valencia y conducción se pueden clasificar los materiales como conductores, semiconductores o aislantes.
ACTIVIDAD VI: Vídeo del modelo de mar de electrones
ACTIVIDAD VII: Modelo de la teoría de bandas

Los metales son todos, salvo el mercurio, sólidos a temperatura ambiente, tienen alta conductividad térmica y eléctrica, poseen brillo metálico, son dúctiles y maleables y emiten electrones por efecto del calor y la luz.

ACTIVIDAD VIII: Resumen de las propiedades del enlace metálico

Este vídeo y las actividades siguientes te pueden servir para repasar el enlace metálico:


ACTIVIDAD IX: Repasa el enlace metálico
ACTIVIDAD X: Preguntas sobre enlace metálico


Fuerzas intermoleculares


Las fuerzas que tienden a unir las moléculas de compuestos covalentes se denominan fuerzas intermoleculares. 


Como las moléculas covalentes pueden ser polares y apolares a estas fuerzas se las clasifica de la siguiente manera:
  • Fuerzas dipolo-dipolo (moléculas polares)
  • Fuerzas de London (moléculas apolares o dipolos instantáneos)
  • Enlace de hidrógeno (moléculas con átomos de hidrógeno unidos a átomos de flúor, oxígeno o nitrógeno)

ACTIVIDAD II: Vídeo de fuerzas de Van der Waals
ACTIVIDAD III: Vídeo de enlace de hidrógeno
ACTIVIDAD IV: Resumen de las fuerzas intermoleculares I
ACTIVIDAD V: Resumen de las fuerzas intermoleculares II



Transformaciones energéticas y espontaneidad en las reacciones



La termoquímica es  el estudio de las transformaciones que sufre la energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una aplicación de la termodinámica a la química.
Un sistema termodinámico es la parte del universo que se está observando y el entorno es lo que le rodea. Distinguimos tres tipos de sistemas:
  • Abierto: Intercambia materia y energía con el entorno.
  • Cerrado: Intercambia energía, pero no materia con el entorno
  • Aislado: No intercambia materia, ni energía con el entorno.
Las variables de estado son cada una de las propiedades de un sistema que varían mientras el sistema evoluciona, existen dos tipos de variables de estado:
  • Extensivas: Dependen de la cantidad de materia del sistema.
  • Intensivas: No dependen de la cantidad de materia del sistema.
Las funciones de estado son variables que solamente dependen del estado del sistema y por este motivo, su variación solo depende de la situación inicial y final del sistema y no del camino llevado en la transformación.

ACTIVIDAD I: Vídeo de variables y funciones de estado

El equilibrio es el estado de un sistema que es estable frente a una transformación infinitesimal. Existen diferentes tipos de trasformaciones:
  • Reversibles: Se realiza a través de una serie continua de estados de equilibrio.
  • Irreversible: Se realiza de forma no reversible.
  • Isotérmica: Se realiza a temperatura constante.
  • Isobárica: Se produce a presión constante.
  • Isocórica: Se produce a volumen constante.
  • Adiabática: No existe intercambio de calor con el entorno.
ACTIVIDAD II: Vídeo de transformaciones termodinámicas
El primer principio de la termodinámica indica que la formas de cambiar la energía interna de un sistema es mediante variaciones de calor o de trabajo. “En un sistema cerrado, la energía intercambiada en forma de calor y trabajo entre el sistema y los alrededores es igual a la variación de la energía interna del sistema”.

ACTIVIDAD III: Vídeo del primer principio de la termodinámica
Entalpía de reacción: Es el cambio de entalpía que se produce cuando se forma 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes en su forma elemental

Estándar de formación: Es el cambio de entalpía que se produce cuando se forma 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes en su forma elemental, en condiciones estándar(25ºC, 1 atm)
  • ∆H < 0 EXOTÉRMICA
  • ∆H  > 0 ENDOTÉRMICA
ACTIVIDAD IV: Variación de entalpia
Ley de Hess: cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su calor de reacción es igual a la misma suma algebraica de los calores de las reacciones parcial.

ACTIVIDAD V:  Ley de Hess

Energía de Enlace: La energía de enlace es la cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes de una especie gaseosa. La energía de enlace promedio es el valor medio de las energías de disociación de enlace de varias especies distintas que tienen un determinado enlace. Las entalpías de enlace son positivas, la ruptura de un enlace es un proceso endotérmico.

Entropía: Es una medida del grado de desorden de un sistema. En una reacción espontánea, el desorden total del sistema y de su entorno siempre aumenta y es lo que se conoce como segundo principio de la termodinámica.

ACTIVIDAD VI: Concepto de entropia
ACTIVIDAD VII: Segundo principio de la termodinámica

Energía Libre: es una magnitud termodinámica extensiva (depende de la cantidad de sistema) que se emplea para saber si una reacción será espontánea o no:
∆𝐺=∆𝐻–𝑇·∆𝑆
  • ∆G < 0 Reacción ESPONTÁNEA 
  • ∆G = 0 Sistema en EQUILIBRIO 
  • ∆G > 0 Reacción NO ESPONTÁNEA 
ACTIVIDAD VII:  Espontaneidad y concepto de entropía
ACTIVIDAD VIII:  Energía libre de Gibbs

Tercer Principio de la Termoquímica: "La entropía de un cristal perfecto a 0 K es nula”. La entropía de un elemento puro en su forma condensada estable (sólido o líquido) es cero cuando la temperatura tiende a cero y la presión es de 1 bar.



Reactividad Química y Cinética Química

 




Una reacción química es un proceso mediante el cual una o varias sustancias iniciales, llamadas reactivos, se transforman en otras distintas a estas, denominadas productos.

ACTIVIDAD: Concepto de reacción química

La cinética química es la rama de la Química que estudia la velocidad de una reacción. En este vídeo vemos como evoluciona la concentración de reactivos y productos en una reacción química y sirve para entender el concepto de velocidad de reacción de química y las ecuaciones cinéticas:




Existe una relación entre las concentraciones de los reactivos y el tiempo diferentes para cada orden de reacción

ACTIVIDAD I: Relación entre la concentración de reactivos y el tiempo

Una secuencia de etapas elementales que da lugar a la reacción global es lo que se conoce como mecanismo de reacción, la etapa limitante de la velocidad de reacción es la etapa más lenta del mecanismo.
Molecularidad es el número de moléculas que intervienen en una reacción y no hay que confundirlo con orden de reacción, solamente en una reacción elemental ambos conceptos coinciden

ACTIVIDAD II:  Molecularidad


 Según la teoría de colisiones para que tenga lugar una reacción química es necesario:
  • Energía suficiente para que se rompan los enlaces entre átomos de reactivos. La energía mínima necesaria para que se produzca la reacción se denomina energía de activación.
  • Orientación adecuada para que, al romperse los enlaces, los átomos libres se puedan unir de la manera que requiere la formación de productos
ACTIVIDAD III: Teoría de colisiones

Según la teoría  del complejo activado:
Las moléculas que intervienen en una reacción chocan y se se forma un estado intermedio de transición de alta energía y que dura muy poco tiempo y no es aislable. Este estado intermedio se conoce complejo activado.
La energía necesaria para que se forme el complejo activado es la energía de activación.
ACTIVIDAD IV: Teoría del complejo activado

Una ecuación química es la representación escrita y abreviada de una reacción química. Ajustar una reacción química consiste en asignar a cada fórmula un coeficiente para que haya el mismo número de átomos de cada elemento en ambos miembros.

ACTIVIDAD V: Ajuste de reacciones
ACTIVIDAD VI: Ajuste de reacciones II
ACTIVIDAD VII: Ajuste de reacciones IV

La velocidad de reacción es la rapidez con la que se combinan los reactivos o la rapidez con la que se forman los productos, la velocidad de reacción depende de diversos factores como son la temperatura, la concentración de los reactivos, el grado de división de los reactivos sólidos y la presencia de catalizadores.

ACTIVIDAD VIII: Velocidad de reacción y factores de los que depende
ACTIVIDAD IX: Factores de los que depende la velocidad de reacción 
En los siguientes vídeos se puede ver con ejemplos el estudio cualitativo de la velocidad de reacción y los factores que influyen en ella, así como la importancia biológica e industrial de los catalizadores, como se puede apreciar en las siguientes simulaciones:

En una reacción química, siempre tiene lugar un intercambio de energía entre las sustancias que intervienen y el medio en el que se encuentran. Según sea el sentido del intercambio de energía estas pueden ser:
  • Reacciones endotérmicas tienen lugar con absorción de energía en forma de calor.
  • Reacciones exotérmicas transcurren con desprendimiento de energía en forma de calor.

Si conocemos la masa y el volumen de algunos de los reactivos o productos de reacción, podremos calcular la masa y el volumen de las demás sustancias de la reacción. Para obtener esta información cuantitativa, efectuamos cálculos estequimétricos, que resolveremos aplicando factores de conversión.

 ACTIVIDAD XI: Cálculos estequiométricos

Recordamos el procedimiento para efectuar cálculos estequimétricos:
  1. Escribimos y ajustamos la ecuación química correspondiente.
  2. Convertimos a moles el dato de partida.
  3. Aplicamos la relación molar entre la sustancia conocida y la que queremos conocer, según los coeficientes de la ecuación química ajustada.
  4. Calculamos la masa o el volumen de la sustancia requerida.



Equilibrio químico



El equilibrio químico es el estado en el que las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos

ACTIVIDAD I: Introducción al equilibrio
ACTIVIDAD II: Explicación en vídeo del concepto de equilibrio


La ley de acción de masas establece la relación existente entre las masas activas de los reactivos y la de los productos, en condiciones de equilibrio y en los sistemas homogéneos (disoluciones o fases gaseosas). Fue formulada por los científicos noruegos C.M. Guldberg y P. Waage, quienes reconocieron que el equilibrio es dinámico y no estático.


El equilibrio químico está gobernado por la constante de equilibrio K. El valor de la constante de equilibrio es siempre constante, sin importar cualesquiera que sean las concentraciones iniciales de las sustancias, siempre y cuando la temperatura no varíe. El valor numérico de K es una constante característica para cada reacción a una temperatura dada y valores altos de K indica que en el equilibrio prácticamente solo existen productos, así como valores cercanos a cero en la constante indicaría que en el equilibrio predominan los reactivos. La constante de equilibrio puede ser darse en función de las concentraciones Kc, en función de las presiones Kp o en función de las fracciones molares Kx. 

ACTIVIDAD VI: Aplicación de la constante de equilibrio en función de las presiones

El cociente de reacción coincide con la constante de equilibrio, cuando el sistema se encuentra en equilibrio.

ACTIVIDAD VII: Cociente de reacción

El grado de disociación es el cociente entre el número de moles disociados dividido entre el número de moles iniciales para una determinada sustancia, está relacionado con la constante de equilibrio.

ACTIVIDAD VIII: Balances de materia del equilibrio químico


El principio de Le Chatelier indica que:
"Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio"  
El término “perturbación” significa aquí un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. El principio de Le Chatelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios.

ACTIVIDAD IX :  Ejemplo de la modificación de un equilibrio (I)
ACTIVIDAD X:  Ejemplo de la modificación de un equilibrio. Principio de Le Chatelier

Con las siguientes actividades interactivas puedes asimilar los diferentes efectos que se producen en el equilibrio: 

ACTIVIDAD XI: Vídeo sobre el Principio de Le Chatelier
ACTIVIDAD XII: Presentación resumen del Principio de Le Chatelier
ACTIVIDAD XIII: Simulación del efecto de la presión en la síntesis de amoniaco.
ACTIVIDAD XIV: Simulación del efecto de la temperatura en la síntesis de amoniaco

En las siguientes actividades puedes repasar el tema de equilibrio químico y te ayudará a asimilar lo aprendido:



Equilibrio de precipitación


Equilibrio de solubilidad es cualquier tipo de relación de equilibrio químico entre los estados sólido y disuelto de un compuesto en la saturación.  La solubilidad de un soluto en un disolvente determinado es la concentración máxima, en mol/L, que se puede disolver a una determinada dada.
  
ACTIVIDADES I: Ejemplos del producto de solubilidad Kps y Ejemplos de solubilidad s

Consideremos inicialmente una solución saturada de electrolito AB, sin la presencia del precipitado:
AB(s) <=> A+(aq) + B–(aq)
Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y las constantes para predecir la solubilidad de sustancias en condiciones específicas (porque la solubilidad es sensible a las condiciones, mientras que las constantes lo son menos).


La adición de ion común al equilibrio provoca un desplazamiento en el equilibrio hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del electrolito.
La adición de iones, desplazará el equilibrio hacia disminuir la concentración de los iones, hasta que estas concentraciones lleguen al producto de solubilidad Kps, ocurriendo la formación de precipitado. 

ACTIVIDAD IV: Problemas de equilibrios de solubilidad 
ACTIVIDAD V: Problemas resueltos de solubilidad 
ACTIVIDAD VI: Artículo sobre equilibrio de solubilidad

En las siguientes actividades puedes repasar el tema de solubilidad y precipitación:

ACTIVIDAD VII: Repasa equilibrios, homogéneos y heterogeneos 
ACTIVIDAD VIII: Repasa equilibrios de solubilidad
ACTIVIDAD IX:Repasa el tema de solubilidad en la presentación



Ácido-Base



Para Arrhenius el concepto de ácido-base era:
  • Ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa produce iones hidrógeno, o bien iones hidronio.
  • Base es aquella sustancia que en disolución acuosa produce iones hidróxido al disociarse. 

Para Brönsted-Lowry el concepto de ácido-base fue:
  • Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones.
  • Base es toda sustancia capaz de aceptar protones.
 ACTIVIDAD : Ácido y Bases


Existen sustancias como el agua que pueden actuar como ácido y como base y denominamos anfóteras. 

ACTIVIDAD I: Simulación de ejemplos de disoluciones ácido-base

Los ácidos fuertes y las bases fuertes son aquellas sustancias que están totalmente disociadas. Un ejemplo de ácido fuerte es el ácido nítrico y un ejemplo de base fuerte es el hidróxido sódico. 
Los ácidos débiles y las bases débiles son aquellos que no se encuentran totalmente disociados, existiendo moléculas sin disociar, que están en equilibrio con sus correspondientes iones. Un ejemplo de ácido débil es el ácido acético y un ejemplo de base débil es el amoniaco. Tanto ácidos débiles como bases débiles establecen equilibrios y están gobernados por las constantes de acidez Ka o de basicidad Kb 
 
ACTIVIDAD II:   Simulador escala de pH

Kw es lo que se conoce como producto iónico del agua y es el producto de la concentración de iones oxonio e iones hidróxilo en la la disolución, como estas concentraciones suelen ser bajas se suele utilizar el concepto de pH o pOH para disoluciones ácidas o básicas.


El conoce como pH de una disolución al logaritmo con signo cambiado de la concentración de iones oxonio. Existiendo tres tipos de disoluciones en función de su pH:
  • Disoluciones ácidas pH < 7
  • Disoluciones neutras pH = 7
  • Disoluciones básicas pH > 7
ACTIVIDAD IX: Simulador de escala de pH

La hidrólisis de una sal es un fenómeno que ocurre al disolver ciertas sales en agua y hace que su pH sea diferente del pH neutro.

ACTIVIDAD VI: Propiedades ácido-base de las sales
ACTIVIDAD VII:  Aplicaciones ácido-base

Una reacción de neutralización es aquella en la que los iones oxonio provenientes de un ácido reaccionan con los iones hidróxilo de una base.
Para comprobar el pH en el punto de equivalencia (neutralización) se utilizan indicadores ácido-base, que son pares ácido-base débiles con distinto color en sus formas conjugadas. Al predominar una u otra forma se aprecia un cambio de color en la disolución.


Puedes repasar el tema ácido-base en los siguientes sitios web:

ACTIVIDAD XV: Tema Ácido-Base 100ciaquimica 
ACTIVIDAD XVI: Tema Ácido-Base Escritos Científicos 
ACTIVIDAD XVII: Tema Ácido-Base Química en Física y Química en Flash 
ACTIVIDAD XVIII: Tema Ácido-Base Quimitube
ACTIVIDAD XIX: Ejercicios Ácido-Base (Quimitube)

      
 Disoluciones reguladoras del pH


Las disoluciones reguladoras del pH, también conocidas como disoluciones amortiguadoras o buffers, son sistemas que ayudan a mantener el pH de una disolución relativamente estable, incluso cuando se añaden pequeñas cantidades de ácidos o bases. Estas disoluciones son esenciales en muchos procesos químicos, biológicos e industriales, ya que el pH puede afectar significativamente las reacciones químicas y la estabilidad de los compuestos.

Una disolución reguladora típica está formada por:
  • Un ácido débil y su base conjugada: Por ejemplo, ácido acético (CH₃COOH) y acetato de sodio (CH₃COONa).
  • Una base débil y su ácido conjugado: Por ejemplo, amoníaco (NH₃) y cloruro de amonio (NH₄Cl).

Estas combinaciones actúan como un sistema que puede neutralizar tanto los iones H⁺ (ácidos) como los iones OH⁻ (bases) que se añaden a la solución.

El pH de una solución reguladora se puede calcular utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, ecuación que aparece en el primero de los vídeos y para seleccionar la disolución reguladora idónea en torno a un pH, podéis este segundo vídeo.


Las disoluciones reguladoras del pH se emplean muchos campos de la Ciencia como son:
  • En bioquímica y biología: Mantienen el pH en fluidos biológicos como la sangre (pH ~7.4) y el citoplasma celular.
  • En la industria farmacéutica: Se utilizan para estabilizar medicamentos y garantizar su eficacia.
  • En laboratorios químicos: Son esenciales para realizar reacciones que requieren un pH específico.
  • En la industria alimentaria: Ayudan a controlar el pH en productos como bebidas y conservas.


 

Reacciones de oxidación-reducción


Las reacciones de oxidación-reducción (redox) son aquellas en las que se produce una transferencia de electrones.
  • La oxidación es la reacción en la que una sustancia pierde electrones
  • La reducción es la reacción en la que una sustancia gana electrones
El OXIDANTE es la sustancia que CAPTA los electrones, mientras que el REDUCTOR es la sustancia que los CEDE. 
En términos de números de oxidación, si un átomo AUMENTA su número de oxidación se OXIDA y, por el contrario, si DISMINUYE su número de oxidación entonces se REDUCE.

ACTIVIDAD I: Oxidantes y reductores
ACTIVIDAD II: Vídeo de ajuste redox en medio ácido
ACTIVIDAD III: Vídeo de ajuste redox en medio básico

En los procesos electroquímicos se transforma energía química en eléctrica o viceversa.
Las pilas galvánicas o celdas voltaicas son dispositivos que utilizan las reacciones redox para convertir la energía química en energía eléctrica. La reacción química utilizada es siempre espontánea. En una pila existe dos electrodos, el cátodo y el ánodo.
  • El cátodo es el electrodo donde tiene lugar la reducción.
  • El ánodo es el electrodo donde tiene lugar la oxidación.
ACTIVIDAD IV: Vídeo Pila Daniell

La fuerza electromotriz de una pila es la diferencia de potencial que se genera entre los electrodos; se puede medir con un voltímetro

ACTIVIDAD V: Vídeo de esponteneidad y potenciales de reducción 

El potencial normal de electrodo, es el potencial que tendría una pila formada por dicho electrodo y otro de referencia (electrodo de hidrógeno), que funcionen en condiciones estándar. El potencial se relaciona con la energía libre de Gibbs y así se conoce si es un proceso espontáneo o no lo es.
La electrolisis es un proceso mediante el cual una corriente eléctrica externa puede llegar a producir un proceso de oxidación-reducción no espontáneo. Las leyes de Faraday de la electrolisis expresan relaciones cuantitativas basadas en las investigaciones electroquímicas publicadas por Michael Faraday.
    • Primera ley de Faraday de la electrólisis: La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulombs.
    • Segunda ley de Faraday de la electrólisis: Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa depositada de una especie química en un electrodo, es directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.
      ACTIVIDAD VI: Vídeo de pilas galvánicas y electrolisis

      En los siguientes enlaces puedes repasar todo el tema de oxidación-reducción

      ACTIVIDAD VII: Tema Redox Quimitube
      ACTIVIDAD VIII: Ejercicios Redox (Quimitube) 



      Química del carbono




      La química orgánica es la química del carbono y de sus compuestos. Estos compuestos de carbono se encuentran formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno y otros heteroátomos, todos estos compuestos son los que llamamos compuestos orgánicos. Debido a la omnipresencia del carbono en los compuestos que esta rama de la química estudia esta disciplina también es llamada química del carbono.
      La química orgánica tiene una gran importancia debido a que los seres vivos estamos formados por moléculas orgánicas, proteínas, ácidos nucleicos, azúcares y grasas. Todos ellos son compuestos cuya base principal es el carbono. Los productos orgánicos están presentes en todos los aspectos de nuestra vida: la ropa que vestimos, los jabones, champús, desodorantes, medicinas, perfumes, utensilios de cocina, la comida, etc.
      ACTIVIDAD I: Repaso de los contenidos de 1º Bachillerato (I) 
      ACTIVIDAD II  Repaso de los contenidos de 1º Bachillerato (II) 

      ACTIVIDAD III: Tabla de grupos funcionales y su geometría 
      ACTIVIDAD IV:  Galería visual de moléculas orgánicas 
      ACTIVIDAD V:  Ejercicio de reconocimiento visual de moléculas 

      Los isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular, pero diferente estructura química. Existen varios tipos de isomería:
      • De cadena: varía la posición de los átomos de carbono de la cadena.
      • De posición: varía la ubicación del grupo funcional de la cadena.
      • De función: varía el grupo funcional.
      • Cis-Trans: se presenta en compuestos con doble enlaces y en la que los sustituyentes de los carbonos están colocados en posiciones diferentes.
      • Óptica; se presenta en moléculas con carbonos asimétricos, es decir con los 4 sustituyentes diferentes. Existiendo forma dextrógira y levógira, una de las cuales es imagen especular  de la otra
      ACTIVIDAD VI: Vídeo sobre las isomerías
      ACTIVIDAD VII:  Resumen de isomería 
      ACTIVIDAD VIII:  Ejercicios de isomería 
      ACTIVIDAD IX:  Tipos de isomería 

      Existen numerosas reacciones orgánicas como son las reacciones de sustitución, adición, eliminación, oxidación-reducción, condensación, esterificación y combustión, se pueden repasar en el vídeo de esta unidad y en los siguientes enlaces:

      ACTIVIDAD X: Buscador de reacciones orgánicas 
      ACTIVIDAD XI:  Apuntes de Reactividad Química Orgánica
      ACTIVIDAD XII:  Ejercicios resueltos de Química Orgánica 
      ACTIVIDAD XIII:  Resumen de reacciones orgánicas

      Los polímeros se definen como macromoléculas compuestas por una o varias unidades químicas (monómeros) que se repiten a lo largo de toda una cadena. 
      La parte básica de un polímero son los monómeros, los monómeros son las unidades químicas que se repiten a lo largo de toda la cadena de un polímero, por ejemplo el monómero del polietileno es el etileno, el cual se repite x veces a lo largo de toda la cadena.



       Reacciones de polimerización



      Las reacciones de polimerización son aquellas reacciones que dan lugar a la obtención de un polímero. El progreso de estas reacciones de polimerización depende del grupo funcional o de la estructura molecular del monómero que se polimeriza. 
      Según sean los productos de la reacción de polimerización, se distinguen dos tipos: 
      • Polimerización por adición 
      • Polimerización por condensación
       ACTIVIDAD II: La polimerización

      Existen polímeros naturales y sintéticos, algunos de estos ejemplos se pueden ver en:

       ACTIVIDAD III: 40 ejemplos de polímeros
      Estándares evaluables de aprendizaje: 

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