REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

Las reacciones de oxido reducción son reacciones de transferencia de electrones.

OXIDACION: es una pérdida de electrones y la especie que experimenta tal pérdida de electrones aumenta su Número de Oxidación o Carga eléctrica.

REDUCCION: es una ganancia de electrones y la especie que experimenta tal ganancia de electrones disminuye su Número de Oxidación o Carga eléctrica.

Aº = A+ + e- Semirreacción de oxidación
Bº + e- = B- Semirreacción de reducción

Toda semirreacción correctamente escrita presenta el correcto......

a) BALANCE DE MASA
b) BALANCE DE CARGA

REDUCTORES Y OXIDANTES

Aº + Bº = +A + B-
se oxida, es el reductor se reduce, es el oxidante

LAS PILAS O CELDAS GALVÁNICAS

Corresponden a reacciones redox cuyo potencial eléctrico es positivo, ΔE0 > 0, es decir reacciones que (en el sentido directo) evolucionan espontáneamente liberando energía química a la forma de energía eléctrica.

S. de oxidación Aº (s) = A+a + ae- /*b E0A
S. de reducción B+b + be- = Bº (s) /*a -E0B

ΔE0 = E0A + ( -E0B )
ΔE0 > 0

LA ELECTROLISIS

Corresponden a reacciones redox cuyo potencial eléctrico es negativo, ΔE0 <>

S. de reducción A+a + ae- = Aº (s) /*b - EºA
S. de oxidación Bº (s) = B+b + be- /*a EºB

ΔE0 = E0B + ( -E0A )
ΔE0 <>


Ecuación en relacion a la carga con el nº de electrones
Δn e- = q ( Coulomb ) / 96500 (Coulomb/ mol de e-)

Formula para la intesidad de corriente
I = q/t

LA CORROSIÓN DE LOS METALES

La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos.
La corrosión puede ser mediante una reacción química (oxidorreducción) en la que intervienen dos factores:

• la pieza manufacturada
• el ambiente
  

VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO.

Se ha encontrado experimentalmente que para cualquier sistema químico en equilibrio del tipo:
xA + yB + ... = mP + nQ + ...
La concentración de los reactivos satisface la siguiente condición general:

Pexp(m) * Qexp(n)
______________= k= constante
Aexp(x) * Bexp(y)

El principio de Le Chatelier

Cuando se aplica una restricción a un sistema químico en equilibrio, el sistema se alterará de tal manera que elimine la restricción. O lo que es lo mismo, al aplicar una tensión al sistema esta causará que cambie de manera que se minimice dicha tensión.
Las dos restricciones principales aplicables a los sistemas químicos son:

• Alteración de la temperatura
• Alteración de la concentración

Efecto de la temperatura en el equilibrio

Cuando una reacción procede absorbiendo o generando calor en una dirección dada, el principio de Le Chatelier nos permite predecir como se alterará la posición del equilibrio al cambiar la temperatura. Así:

A + B = C + D (producción de calor)

Subir la temperatura del sistema, causará que la reacción proceda de manera que se pueda eliminar el calor aplicado. Si la posición del equilibrio favorece la formación de C + D, al subir la temperatura la composición del equilibrio se desplazará a la izquierda favoreciendo la producción de A + B.
Lo anterior quiere decir que al subir la temperatura:

• En las reacciones exotérmicas:Reactivos = Productos + calor DH (-)la posición del equilibrio cambia a la izquierda
• Y en las reacciones endotérmicas:Reactivos + calor = Productos DH (+) la posición del equilibrio cambia a la derecha

Efecto de la concentración en el equilibrio

Ahora, ¿que ocurre al cambiar la concentración de los reactivos o de los productos en una reacción?
Nótese que la Keq no cambia al cambiar la concentración de los reactivos, cambia la posición del equilibrio.
Al cambiar la concentración añadiendo o removiendo un producto o reactivo, estamos ejerciendo una tensión, para eliminarla, el sistema cambiará.

Efecto de la presión en el equilibrio

¿Que ocurre al cambiar la presión de una reacción?
Aunque las variaciones en la presión, tampoco afectan la constante de equilibrio, si pueden cambiar la posición del equilibrio, específicamente en los procesos donde cambia el volumen.

Reacaciones acido-base

El agua tiene una serie de propiedades que la hacen muy especial, estas se deben a su geometría y a los átomos que la componen. Así, una molécula de agua forma enlaces intramoleculares con otras, pero además puede ocurrir que al chocar con ellas, pierda o gane un hidrógeno. Este fenómeno se conoce como auto-ionización. Al este proceso se le clasifica como una reacción ácido base.

Definición de Brönsted:
Un ácido es aquella especie que dona protones
Una base es aquella especie que acepta protones.

Definición de Lewis:
Un ácido es aquella especie que acepta pares electrónicos
Una base es aquella especie que dona pares electrónicos

Formulas fundamentales para el trabajo con acidos y bases

Kw = [ H+ ] [ OH-] = 10 -14

pH = - log [ H+ ] y pOH = - log [ OH-]

[ H+ ] = antilog -pH y [ OH- ] = antilog - pOH

pH + pOH = 14

SOLUCIONES

Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción
Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.

Relaciones principales para el trabajo con soluciones

masa soluto= Nº de moles * Mr

Densidad solucion= Masa solucion/Volumen solución

Ecuaciones para la derminación de las concetraciones de las soluciones

Porcetaje en peso peso
% p/p= (Masa soluto/Masa solución)* 100

Molaridad(M)
M=n soluto/V solución

Molalidad(m)
m=n soluto/ Masa solvente

Fracciones Molares
x soluto= n soluto/ n soluto + n solvente
x solvente= n solvente/ n solvente + n soluto
x soluto + x solvente= 1

CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE LA CANTIDAD DE SOLVENTE

M i * V i = M f * V f

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.


DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO
El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.

DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.

Ecuaciones para el trabajo de moles

n = N° moles de moléculas Sustancia = masa Sustancia / M r Sustancia

N° de moléculas Sustancia = N° de moles de moléculas Sustancia* N

N° de átomos Elemento = N° moléculas Sustancia * Atomicidad Elemento

N° de moles de átomos Elemento= N° de moles de moléculasSustancia* Atomicidad Elemento

N° de átomos Elemento = N° de moles de átomos Elemento * N

masa Elemento = N° de moles de átomos Elemento * A r Elemento

% Elemento = (masa Elemento/ masaSustancia ) 100

PROPIEDADES INTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.
PROPIEDADES EXTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.

% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100

Densidad = masa / Volumen

Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :

PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)

DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

Mostraremos a continuación la forma sistemática de determinar las fórmulas empíricas y las moleculares haciendo uso de los conceptos de Ar y Mr.

ANALISIS QUÍMICO ___ Ar___> FÓRMULA EMPÍRICA ___Mr__> FÓRMULA MOLECULAR
Composición % Relación en el número de Atomos Número Exacto de átomos


CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Propiedades FISICO-QUIMICO de las Sustancias Puras

• Existen grandes moléculas, los polímeros, constituidos de una infinidad de unidades monométricas.


• Las grasas o aceites son lípidos constituyentes de tejidos animales y vegetales.


• De una grasa o aceite se puede obtener un jabón.


• Los azúcares fundamentales mas conocidos poseen estructuras cíclicas.


• Las proteínas son macromoléculas constituidas de aminoácidos.

Polímeros

Los polímeros son macromoléculas formadas por la unión de pequeñas moléculas denominadas monómeros.

Los polimeros, por lo general, son compuestos no volátiles, de alta viscosidad si son líquidos, textura vidriosa o sólida. Agunos polímeros sintéticos son moldeables a temperaturas moderadas.

Se encuentran en forma natural en animales y vegetales. Entre ellos tenemos la proteínas, resinas, celulosa o almidon. Industrialmente se preparan polimeros sintéticos tales como: fibras textiles, plásticos, resinas, gomas sintéticas, etc. Algunos polímeros especialmente sintéticos se conocen con el nombre genérico de plásticos, lo que alude a su facilidad para moldearlos y deformarlos.

Moleculas de vida

Es desconsertante la gran variedad de formas de vida animal y vegetal en nuestro planeta, en la que participa 50% de los elementos conocidos. Sin embargos, los elemtos mas frecuentes son el carbono, hidrogeno, oxigeno y nitrogeno, que en conjunto conforman el 96 % de la masa corporalde un ser humano.

Lipidos

Entre ellos se encuentran las grasas y aceites constituyentes de tejidos animales y vegetales. El reino animal almacena energía en moléculas de lípidos, las que actuan además como aislante térmico.

Los lipidos son ésteres que se forman por reacción de la glicerina y ácidos carboxílicos de cadena larga (ácidos grasos).

El triéster de la glicerina se denomina frecuentemente triglicérido. Las grasas son lípidos formados de ácidos grasos alifáticos saturados, que a temperatura ambiente son sólidos. En cambio, los aceites son líquidos constituidos de ácidos grasos alifáticos no saturados (poseen enlaces dobles).

Enlace Químico

La mayor parte de nuestro planeta está conformado de compuestos y de mezclas de compuestos. Así sucede en las rocas, en el suelo, en las aguas y en los sres vivos. La presencia natural de materiales constituidos de átomos aislados es muy escasa. Unos de los pocos ejemplos son el helio y el árgon presentes en la atmofera en cantidades inferiores al 1%.

La escasez de átomos aislados en la naturaleza, revela que deve existir una fuerza que tiende a la formación de conglomeradosde átomos o compuestos. Esta fuerza s el enlace quimico. En unátomo aisladosus electrones se encuentran sometidos a la acción de un nucleo central. Cuando dos átomos se acercan, sus electrones caen bajo la influciasimultánea de los dos núcleos, pasando a un estado energético más bajo que en los átomos aislados.

En el proceso de formación de enlaces, participan fundamentalmente los electrones del nivel mas externo de los átomos, denominados electrones de valencia.

Existe una gama de átomos que van dede una alta capacidad para atraer electrones (alta electronegatividad) hasta los que tienen baja capacidad para retenerlos ( baja electronegatividad).

Cuando la union se verifica entre átomos iguales, como en H2 o Cl2, los electrones del enlace se comparten por igual entre ambos átomos. Este tipo de enlace, producto de una compartición de electrones, se denomina enlace covalente.


Esta clase de enlace también ocurre entre átomos diferentes, siempre que las electronegatividades no sean muy desiguales. En el caso de H2O o CO que también son covalentes, el átomo mas electronegativo atrae hacia sí los electrones del enlace, despoblando parcialmete al otro.

Se establece un cierto grado de asimetría en la distribución de cargas, lo que conduce a un enlace covalente polar o parcialmente iónico.

Cuando las electronegatividades son muy diferentes, la polarizacion de cargas es extrema. El átomo menos electronegativo entrega completamente uno o mas electrones al átomo mas electronegativo, proceso que conduce a la formación de iones de carga opuesta. En este caso no hay electrones compartidos y la unión se verifica por la atacción electrostática entre iones de cargas contrarias. Este tipo de enlace se denomina enlace iónico.


Un tercer tipo de enlace, el enlace metálico, se origina en el movimiento azaroso de los electrones de valencia entre espacios que posee una matriz ordenada de iones negativos.





Simbolo de Lewis

A fin de sistematizar el estudio del enlace quimico, es necesario de disponer de un medio grafico que describa la cantidad de los electrones de valencia en los átomos. Para tal propósito se utilizan los símbolos de Lewis, que consisten en escribir el simbolo químico de un elemento rodeado de un número de ountos que equivalen a sus electrones de valencia. La característica fundamental es que "la cantidad de electrones de valencia en elementos representativos y gases nobles es igual al número del grupo". Esta correlación entre el sistema periódico y los símbolos de Lewis facilita la comprensión del enlace químico.


Enlace iónico

El enlace iónico se caracteriza por una transferencia total de uno o más electrones desde la capa de valencia de un átomo de baja electronegatividad hasta un átomo de alta electronegatividad. El átomo que cede electrones se transforma en un ión positivo (catión) y el que los gana se convierte en un ión negativo (anión). El enlace iónico resulta por atracción electrostática entre iónes de cargas opuestas.

La atracción electroestática entre iónes de cargas opuestas (-)(+).

Esta entidad es tan polar que induce a la asociación con otros pares iónicos, generando progresivamente una estructura tridimensional ordenada, denominada cristal o red cristalina. En ella los cationes y aniones se ordenan, ocupando posiciones alternadas.







Enlace covalente

Para comprender este tipo de enlacves es fundamental conocer las configuraciones electrónicas de los átomos que se enlazan y en particular los electrones de valencia. Un enlace covalente consiste fundamentalmente en un apareamiento y compartición de dos electrones entre dos átomos. Con el objeto de alcazar un mejor conocimiento de la naturaleza molecular de la materia, es necesario disponer de modelos estructurales que nos acerquen a la realidad. Uno de estos modelos son las formulas o estructuras electrónicas de Lewis, que describen aproximádamente la distribución electrónica de una especie molecular.

Moléculas diatómicas covalentes

Estas moléculas se forman entre moléculas iguales (homoatómicas u homonucleares) o entre átomos diferentes (heteroatómicas u heteronucleares) y de electronegatividades parecidas.

Moléculas homoatómicas

Ejemplos de estas oléculas son: H2, Cl2 y N2.
En la molécula de hidrógenos H2 los únicos dos electrones disponibles son compartidos ente los átomos formando un enlace simple.

Moléculas covalentes poliatómicas

Son moléculas que tienen tres o más átomos. En ellas se debe definir un átomo centralque, por lo general, es el menos electronegativo. El átomo de hidrógeno es un caso especial, porque debido a su baja covalencia, sólo puede ser un átomo ligerante o lateral.


Excepciones a la regla de octeto


1.- Se ha visto anteriormente que el hidrógeno está incapacitado para alcanzar un octeto.
2.- Moléculas deficientes en electrones.
3.- Moléculas que sobrepasan el octeto.
4.- Moléculas impares.

Enlasce covalente coordinado o dativo

En algunos enlaces covalentes, los dos electrones del enlace son donados o aportadossólo por uno de los átomos que dispone de electrones no compartidos.


Resonancia

En algunas moléculas es posible escribir más de una fórmula de Lewis.
Sin embargo, ante la carencia de un modelo simple, la molecula real no corresponde a ninguna de las estructuras sino a un híbrido de resonancia, que es el resultado de las estructuras de Lewis

Geometría molecular

La estructura y forma de las moléculas juegan un rol muy importante en los procesos químicos y biológicos. Las reacciones químicas dependen de la forma que tienen las moléculas.

Dos pares o grupos de pares de electrones AX2

Dos pares de electrones experimentan una repulsión mínima cuando se encuentran en lados opuestos al átomo central. La molécula AX2, por consiguiente es lineal, con un ángulo X-A-X de 180º

Tres pares o grupos de pares de electrones

La repulsión mínima entre tre pares de electrones en torno al átomo central A, ocurre cuando éstos se sitúan en los vértices de un triángulo equilátero. Son posibles las moléculas AX3 Y AX2.

Cuatro pares o grupos de electrones

La geometría optima para la mínima repulsión entre cuatro pares se obtiene cuando los electrones se ubican en los vértices de un tetraedro, ángulos X-A-X cercanos a 109º

Polaridad molecular

Un enlace covalente puro ocurre solo entre átomos idénticos, situación que se da en las moléculas diatómicas H2, F2 o N2. Estas moléculas son apolares, donde la densidad electrónica esta simétricamente distribuida. Sin embargo, cuando los átomos son distintos y con diferentes electronegatividades el enlace se polariza hacia el elemento mas electronegativo. En este caso el enlace covalente es polar.

En moléculas poliatómicas para establecer si son polares o apolares, no basta con conocer las electronegatividades. Es preciso conocer la geometría espacial de la molécula y de ella establecer la distribución de la nube electrónica.

Interacciones moleculares

La fuerza o tendencia a formar agregados moleculares se conoce como interacción molecular o fuerza intermolecular.
Las interacciones moleculares más fundamentales son los enlaces por puente de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.

• Enlaces por puentes de idrógeno: estos ocurren entre compuestos que ademas de hidrógeno contenen un elemento muy electronegativo, como F,O, N o Cl.
• Fuerzas de Van der Waals: son interacciones débiles entre moléculas polares o no polares.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

El RADIO ATOMICO (R.A.)

El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una propiedad fácil de medir ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la que se encuentre el elemento en cuestión.
En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo.
En los períodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)

Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.

A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-

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

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 .

LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)

La electronegatividad es una medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro, en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

Iónico (diferencia superior o igual a 1,7)
Covalente polar (diferencia entre 1,7 y 0,4)
Covalente no polar (diferencia inferior a 0,4)

Cuanto más pequeño es el

radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa.

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

FORMACIÓN DE LOS IONES

Un ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión y un ion negativo es un anión. La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida o ganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) se convierte ( ) en el catión Na+: Na - 1 e-  Na+ (18.1) Si un átomo de oxígeno gana dos electrones se convierte en el anión O=: O + 2 e-  O= (18.2) Cuando un ion sencillo se une con moléculas neutras o con otro ion de signo opuesto que no compensa totalmente su carga, se forma un ion complejo. Tal es el caso del ión amonio NH4 + producido por la unión del ión hidrógeno con la molécula de amoníaco NH3 : H+ + NH3  NH4 + o del ion hidronio formado por la unión del ion hidrógeno con la molécula de agua H2 O:
H+ + H2 O ® H3 O+
Aun cuando los iones proceden de los átomos son, desde un punto de vista químico, muy diferentes de ellos. Así, la sustancia sodio metálico, compuesta por átomos de sodio Na, reacciona enérgicamente con el agua, mientras que el ion sodio Na+ no lo hace. Debido a las diferencias existentes en su configuración electrónica, átomos e iones suelen presentar diferencias notables en su capacidad para reaccionar químicamente con otras sustancias.

LA FORMACION DE LAS MOLECULAS

La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.

TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES

• OXIDOS METALICOS
• OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
• LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
• LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
• LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
• LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
• LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)