MÉTODO DE ESTUDIO DE LA ASIGNATURA

1º) Estudiar detenidamente el resumen teórico que se presenta para cada tema

2º) Acudir al libro de texto para consultar aquel apartado o concepto que no se haya comprendido al estudiar el resumen indicado anteriormente (únicamente los apartados que en él aparecen).

Nota :Al final de cada tema, se encuentra en el libro de texto, un resumen del mismo con las fórmulas más importantes que en él aparecen

(Pueden ser de gran ayuda para la resolución de los ejercicios)

3º) Estudiar los Ejercicios Resueltos que aparecen en el libro de texto a lo l largo de todo el tema

4º) Resolver los Ejercicios de Autoevaluación que se indican para cada tema en esta página Web, consultando sus soluciones cuando sea necesario

5º) Visualizar (y experimentar con) las animaciones didácticas que aparecen en las páginas Web que se indican en cada tema 6º) Consultar con el profesor de la asignatura, todas las dudas que se tengan, bien personalmente, bien por teléfono (943 - 28.82.11) o mediante correo electrónico (muranga@irakasle.net) Nota : Las figuras que aparecen en los resúmenes teóricos correspondientes a las tres evaluaciones del curso de Química de 2º Bachillerato que se presentan en esta página Web han sido tomadas del libro:

• QUÍMICA 2 (Ciencias de la Naturaleza y de la Salud/ Tecnología) Ed. S.M. (Bachillerato)(Utilizado como libro de texto ,durante el curso 2008-2009, de la asignatura Química 2º Bachillerato en el I.B.D. “Bilintx” de Guipúzcoa)

QUÍMICA 2º BACHILLERATO

1ª EVALUACIÓN

TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA

• RESUMEN TEÓRICO

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS

• PÁGINAS WEB

TEMA 2: ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

• RESUMEN TEÓRICO

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS

• PÁGINAS WEB

TEMA 3: UNIONES ENTRE ÁTOMOS

• RESUMEN TEÓRICO

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS

• PÁGINAS WEB

TEMA 4: ENLACE COVALENTE

• RESUMEN TEÓRICO

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS

• PÁGINAS WEB

TEMA 5: LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA

• RESUMEN TEÓRICO

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS

• PÁGINAS WEB

TEMA 6: TERMODINÁMICA

• RESUMEN TEÓRICO

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

• EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN RESUELTOS

• PÁGINAS WEB

QUIMICA 2º BACHILLERATOTEMA1

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

1.- Descubrimiento de la estructura atómica• Experimento de Rutherford para determinar la estructura atómica :

a) El átomo consta de una parte central cargada positivamente ,muy pequeña llamada NÚCLEO. En él se encuentran los PROTONES

b) Alrededor del núcleo se encuentra otra zona mucho mayor llamada CORTEZA dónde se encuentran los ELECTRONES cargados negativamente.

• El número de protones en el núcleo se denomina NÚMERO ATÓMICO

y se representa por la letra Z

2.- Una nueva partícula : El Neutrón. Isótopos• Descubrimiento del NEUTRÓN (J. Chadwick en 1932)• Concepto de NÚMERO MÁSICO : A = nº de protones + nº de neutrones• ISÓTOPOS: Átomos con el mismo nº de protones en su núcleo pero

distinto nº de neutrones .

3.- Espectros atómicos Espectros de absorción y espectros de emisión (Leer y ver figuras en el libro)

4.- Modelo atómico de Bohr (importante)N. Bohr en 1913 propuso un modelo atómico para explicar las características de los espectros de los átomos. Se basaba en las siguientes hipótesis:

a) Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares.b) En estas órbitas, los electrones se mueven sin perder energíac) Sólo están permitidas aquellas órbitas cuya energía tome valores dados

por la siguiente ecuación :

E = - 2H

nR

Siendo RH una constante de valor 2,180x10-18 J y n un número entero con valores desde n = 1 en adelante ( n= 1,2,3,4,....)a) Un electrón puede saltar de una órbita a otra , absorbiendo o emitiendo la

energía De esta forma explicaba los espectros atómicos. Ver los ejercicios resueltos que se refieren al modelo atómico de Bohr del libro (imp.)

5.- Explicación del espectro del átomo de hidrógeno (Ver en el libro de texto)Importante ejercicios resueltos y propuestos que se refieren a este apartado

6.- Mecánica CuánticaEl modelo de Bohr daba una explicación teórica satisfactoria del espectro del átomo de hidrógeno. Pero cuando se quiso aplicar a otros elementos los resultados predichos por el modelo no concordaban con los obtenidos experimentalmente.

Se comprendió que era necesaria una nueva teoría a la que se denominó Mecánica Cuántica y que fue desarrollada Bohr, Heisenberg, Dirac y otros eminentes físicos.Esta nueva teoría se fundamentaba en dos hipótesis :

• La dualidad onda-corpúsculo• El principio de incertidumbre

Es importante comprender el concepto de orbital ( ver libro de texto)

7.- Orbitales y números cuánticos (muy importante)• Subniveles de energía : En átomos polielectrónicos (Z>1) los niveles de

energía se dividen en “subniveles”. Para cada nivel de energía hay tantos subniveles como indique su número n ( número cuántico principal). Los distintos subniveles se diferencian por medio de un parámetro, l , llamado número cuántico secundario

• Número de orbitales en un subnivel : Un subnivel a su vez admite orbitales.Un subnivel caracterizado por un número cuántico secundario l, admite 2l +1 orbitales.

• Los números cuánticos son : n, l, ml que caracterizan a un orbital.En cambio los números cuánticos, n, l, ml, ms caracterizan a un electrón en un orbital. Importante , resolver cuestiones y ejercicios sobre este apartado.

8.- Los orbitales: forma y energía• La forma de los orbitales: Ver las formas de los orbitales s, p, d en el

libro de texto.• Energía de los orbitales: muy importante el DIAGRAMA DE MÖLLER

por su aplicación en el cálculo de las distribuciones electrónicas

9.- Configuraciones electrónicas ( muy importante)Reglas para ocupar los orbitales:

- Principio del Aufbau- Principio de exclusión de Pauli- Regla de Hund

Páginas Web que pueden ayudar al estudio del tema 1 :

http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=77&Itemid=33Se trata de un constructor de átomos e iones

http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=157&Itemid=1Bonita página web, muy didáctica, para trabajar con el nº atómico , nº másico y con la carga del átomo de un elemento

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ea/act7constructoratomos.swfPágina web en la que se construyen de forma sencilla los átomos de algunos elementos (H, He, Li,...) conociendo su nº atómico así como el nº de neutrones en su núcleo.

http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=14&Itemid=33En esta animación se presenta el modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno. En concreto, se visualizan los saltos de su único electrón a órbitas permitidas superiores, cuando absorbe un fotón de energía determinada

http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP2/2C/2C2/Página web en la que se describen los orbitales atómicos : denominación, forma, características, etc...

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/espectroselementos/espectros.htm#upPágina Web en la que se describen los espectros atómicos de emisión y de absorción de algunos elementos. Se explica también cómo se producen.

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/animaciones2006/1ElectronSpin.swfAnimación para “visualizar” el spín del electrón

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/SistemaPeriod/Sistemaper2/sisperfp.htmInteresante página web en la que se construyen las distribuciones electrónicas de los distintos elementos al ir recorriendo la T.P.

EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION

TEMA 1 : ESTRUCTURA DE LA MATERIA

Ejercicio nº 1 :Un láser emite una radiación cuya longitud de onda vale λ = 7800 Å

a) Calcular la frecuencia de esta radiaciónb) Calcular la energía de un fotón de la misma frecuencia anterior

Datos: 1 Å = 10-10 m ; c = 3x108 m/s ; h = 6,63x10-34 J.s

Ejercicio nº 2:Dado el elemento de nº atómico Z = 19

a) Escribir su configuración electrónicab) Indicar los posibles valores que pueden tomar los números cuánticos de

su electrón más externo.

Ejercicio nº 3 :Contestar razonando la respuesta a las siguientes cuestiones :

a) ¿Cuántos orbitales hay en el segundo nivel de energía?b) La energía de estos subniveles ¿aumenta o disminuye con el nº cuántico

secundario l ?c) ¿En qué se parecen y en qué se diferencian los orbitales p ?d) ¿Por qué el subnivel de energía 2p puede alojar más electrones que el

subnivel 2s ?

Ejercicio nº 4 :Razonar cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son posibles?

a) n = 2 ; l = 1 ; ml = 1b) n = 1 ; l = 0 ; ml = -1c) n = 4 ; l = 2 ; ml = -2d) n = 3 ; l = 3 ; ml = 0

Para cada una de las combinaciones posibles, escribir la designación habitual de los subniveles correspondientes a los números cuánticos dados.

Ejercicio nº 5 :

Un electrón efectúa un salto entre los niveles energéticos que se muestran en la figura:

Energía en eV -0,85 -1,51 -3,40

-13,6

Calcular la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética desprendida.Datos : h = 6,63x10-34 J.s ; 1 eV = 1,6x10-19 J ; c = 3x108 m/s

Ejercicio nº 6 :Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los elementos: A : 1s2 2s2 2p2 ; B : 1s2 2s2 2p1 3s1

Razonar si las siguientes afirmaciones son VERDADERAS o FALSAS

a) La configuración dada para B no es posibleb) Las dos configuraciones representan al mismo elemento químico

RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA

Ejercicio nº 1 :

a) Aplicando la expresión :

ν = 10 x 7800

310 x 7800m/s 10 x 3 c 18

10 -

8

===λ

3,85 x10 –10 s -1 (Hz)

b) Aplicando la ecuación :

E = 6,67x10-34 x 3,85x 1014 = 2,55x10-19 J

ν (frecuencia) = λc

E = h. ν

Ejercicio nº 2:

a) El nº atómico es Z = 19 , la distribución electrónica será :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

b) n = 4 ; l = 0 (tipo s) ; ml = 0 ; ms = + ½ ( o – ½)Eligiendo : ms = + ½ :Los cuatro números cuánticos serán: ( 4, 0 ,0, +1/2)

Ejercicio nº 3 :

a) El nivel energético n = 2 posee 4 ORBITALES: 2s (1 orbital) y 2p (3 orbitales)

b) Aumenta. La energía de los subniveles 2p ( l =1) es mayor que la energía de los subniveles 2s (l = 0)

c) Se parecen en que tienen la misma forma geométrica y la misma energía y se diferencian en su orientación en el espacio. (ver figuras en el libro)

d) Es debido a que el subnivel 2p tiene 3 orbitales (3 x 2 = 6 electrones), en cambio el subnivel 2s tiene únicamente 1 orbital (1 x 2 = 2 electrones)

Ejercicio nº 4 :

a) POSIBLE (2, 1, 1)

b) NO ES POSIBLE

c) POSIBLE (4, 2, -2)

e) NO ES POSIBLE

Ejercicio nº 5 :

Aplicando la expresión : ∆E = h. νPara calcular ∆E debemos convertir la energía en eV a Julios (J)1 eV = 1,6x10-19 J

∆E = (13,6 – 1,51) eV x 1,6x10-19 (J/eV) = 1.934x10-18 J Por consiguiente : 1.934x10-18 = h.ν = 6,63x10-34 . ν

ν = =34 -

-18

10 x 63,610 x 934.1

2,917x1015 s-1

La longitud de onda λ se calcula a partir de :

λ = = νc

= 10 x 917,2

10 x 315

8

1,028 x10-7 m

Ejercicio nº 6 :

a) FALSA : Sí es posible, porque ha habido un “salto de un electrón desde el subnivel 2p al 3s y esto es posible si al átomo se le comunica energía.Se dice que el átomo se encuentra “excitado”.

b) VERDADERA : pues el nº de electrones es el mismo en ambas (Z = 6)

QUIMICA 2º BACHILLERATOTEMA 2

ORDENACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

1.- La Tabla Periódica La T.P. se construye en orden creciente al número atómico Z.• Grupos y Períodos ( definirlos en la T.P., indicando sus nombres)• Iones positivos y negativos• Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

2.- Configuración electrónica y Periodicidad El hecho de que todos los elementos de mismo grupo de la T.P. posean propiedades químicas similares, así como el número de electrones de la última capa sugiere que :LAS PROPIEDADES QUÍMICAS DE UN ELEMENTO ESTÁN RELACIO -NADAS CON LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE SU ÚLTIMA CAPA(capa de valencia)Por ejemplo , la configuración electrónica de los elementos del grupo de los halógenos (grupo 17) (no se incluye el At)

Se aprecia que todos ellos tienen la misma configuración electrónica en su último nivel ( ns2 np5). Por esta razón estos elementos tienen propiedades químicas muy parecidas.

3.- Bloques del Sistema Periódico.

a) Gases Nobles (grupo cero)

b) Elementos Representativos (grupos s y grupos p ) c) Metales de Transición (grupos d)

d) Metales de Transición Interna (grupos f)

Ver en libro de texto las configuraciones electrónicas de los elementos de cada bloque

3.- El tamaño atómico y el sistema periódico (importante) • En general el tamaño (radio atómico) aumenta al DESCENDER en un

GRUPO• En general el tamaño atómico disminuye al AVANZAR (hacia la derecha) en

un PERÍODO

Los iones positivos (cationes) son siempre más pequeños que los átomos neutros de los que proceden. Lo contrario ocurre con los iones negativos (aniones); son siempre más grandes que los átomos neutros

4.- Variación periódica de la energía de ionización (E.I.)• En general la E.I. disminuye al DESCENDER en un GRUPO• En general la E.I. aumenta al AVANZAR en un PERÍODO

5.- Variación periódica de la afinidad electrónica (A.E.)La A. E. ( o electroafinidad) es la energía que se desprende (o bien se gana) cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se convierte en ión negativo.• En general la A.E. disminuye al DESCENDER en un GRUPO.• En general la A.E. aumenta al AVANZAR en un PERÍODO

Se aprecia que la Afinidad electrónica varía en la T.P. de la misma formaque la Energía de Ionización (E.I.)

6.- Electronegatividad carácter metálico y reactividad La Electronegatividad de un elemento es la tendencia que tienen sus átomos a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento.• En general la E.N. disminuye al DESCENDER en un GRUPO• En general la E.N. aumenta al AVANZAR en un PERÍODONota : el Flúor (F) es por consiguiente el elemento más electronegativo

Se aprecia que la Electronegatividad varía en la T.P. de la misma formaque la Energía de Ionización (E.I.) y que la Afinidad Electrónica (A.E.)

Metales y no metales :Los elementos metálicos son los que poseen valores pequeños de la energía de ionización y electronegatividades muy bajas. Por consiguiente tienen tendencia a perder fácilmente electrones y tienen muy poca tendencia a ganarlos.

El carácter metálico : aumenta al DESCENDER en un GRUPO y Disminuye al AVANZAR en un PERIODO ( aumenta hacia la izquierda)Los elementos con más carácter metálico se encontrarán en la parte inferior izquierda de la T.P:

Todo lo contrario se puede decir para el carácter no metálico :Los elementos más no metálicos ( metaloides) se encontrarán en la parte superior derecha de la T:P.( sin tener en cuenta a los gases nobles)

IMPORTANTE : En el libro de texto ver una tabla resumen con las variaciones en la T.P. de todas las propiedades atómicas vistas anteriormente, es la siguiente :

Páginas Web interesantes como ayuda para el estudio del tema 2:

http://www.educaplus.org/sp2002/index1.htmlExcelente página Web que describe con mucho detalle la Tabla Periódica de los elementos químicos (Muy buena página Web )

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap10/energia_de_ionizacion.htmAnimación en la que se aprecia el concepto de energía de ionización de un átomo así como los diferentes valores que pueden tomar la 1ª, 2ª , 3ª,... energías de ionización.

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap10/variaciones_periodicas_energiadeionizacion.htmVariación en la T.P. de la energía de ionización al descender en un grupo o bien desplazarse en un período

http://www.educaplus.org/properiodicas/index.htmlOtra excelente y muy completa página Web que desarrolla todos los apartados que se estudian en este tema: Tabla periódica, propiedades de los elementos de la T.P., propiedades periódicas de los elementos al desplazarse en la T.P, etc....

http://www.webelements.com/ (en inglés)Página Web que describe la tabla periódica de los elementos así como la propiedades de cada uno de ellos. Se pueden ver fotografías de los elementos.

http://www.chemicalelements.com/Excelente página Web en la que se muestra la Tabla Periódica de los elementos. Posee la particularidad que podemos elegir la forma de su presentación: puede mostrar las configuraciones electrónicas, puede mostrar el número atómico, etc...http://www.lenntech.com/periodic-chart.htm?gclid=CJ3u5qD185ECFQ8ZQgod1GrBxgPágina web en la que se describen las propiedades de los elementos de la T.P. (con fotografías de ellos) junto con sus aplicaciones y su influencia en el medio ambiente

EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION

TEMA 2 : ORDENACION PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Ejercicio nº 1 :Dadas las configuraciones electrónicas siguientes:A : 1s2 2s2 2p5

B : 1s2 2s1

C : 1s2 2s2

D : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

a) Señalar el bloque del Sistema Periódico al que pertenecen A, B, C y Db) Indicar el grupo y período a los que pertenecen cada uno de los

elementos anteriores.c) Si el grupo posee un nombre específico, indicarlo

Ejercicio nº 2 :Un ión negativo X -, posee la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6

a) Indicar el nº atómico de X así como su símbolo químicob) Indicar el grupo y período a los que pertenece en la T.P.c) ¿Cómo es la electronegatividad de X ? ¿Por qué ?

Ejercicio nº 3 :a) Escribir la configuración electrónica de los átomos de F (Z = 9) ;

Cl (Z = 17) y Br (Z = 35) y ordenarlos de menor a mayor radio atómico, justificando la respuesta.

b) Escribir la configuración electrónica de los átomos Na(Z = 11) ; Mg (Z = 12) y Al( Z = 13) y ordenarlos de mayor a menor energía de ionización

Ejercicio nº 4 :Dado el elemento A (Z = 17) ,justificar cuál o cuales de los siguientes elemen-tos B (Z = 19), C (Z=35), D ( Z = 11)

a) Se encuentran en su mismo períodob) Se encuentran en su mismo grupoc) Son más electronegativosd) Tienen menor energía de ionizacióne) Tienen mayo radio atómico

Ejercicio nº 5 :La E.I. (energía de ionización) del Cu es 744 kJ/mol

a) Calcular la E.I. por cada átomo de Cu medida en eV (electrón- voltios)b) ¿Cuánto vale la frecuencia mínima de una radiación electromagnética

capaz de ionizar un átomo de cobre ?Datos : 1 eV = 1,6 x 10-19 J ; h = 6,62 x 10-34 J.s

Ejercicio nº 6 :Un elemento cuya configuración electrónica es : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10

4s24p5

a) ¿Es representativo, de transición, de transición interna o gas noble?b) ¿Cómo se llama el grupo al que pertenece?c) ¿Cómo será el radio atómico del Cl (Z=17), mayor, igual o menor?d) ¿Cómo será la E.I. (energía de ionización) del Cl mayor, igual o menor?e) ¿Cómo será la electronegatividad del I (Z= 53), mayor, igual o menor?f) ¿Cómo será la afinidad electrónica del I ,mayor, igual o menor ?

Ejercicio nº 7 :Rellenar los huecos en la tabla siguiente :

SIMBOLOS 23Na + 31P 3-

PROTONES 9 28NEUTRONES 10 31 118ELECTRONES 26 79CARGA NETA -1 0

Ejercicio nº 8 :Los elementos que se designan por las letras A, B, C, D y E (no se trata de símbolos químicos)ocupan las siguientes posiciones en la T.P.

A E B

C D

Considerando estos cinco elementos, responder VERDADERO / FALSO razonando la respuesta:

a) El radio atómico de E es mayor que el de Ab) El elemento C es un gas noblec) La energía de ionización de B es menor que la de Ed) Los elementos A y B son muy diferentes entre síe) El elemento E es un metal alcalinof) El elemento E es un halógenog) El elemento más electronegativo es Dh) La electroafinidad de E es mayor que la de Ai) El elemento C posee muy poca estabilidadj) El elemento tiene D es un metal alcalinotérreok) El elemento con menor radio atómico es E

RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 2 : ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Ejercicio nº 1 :

a) El elemento A : REPRESENTATIVOEl elemento B : REPRESENTATIVOEl elemento C : REPRESENTATIVOEl elemento D : METALES DE TRANSICIÓN

b) El elemento A : período 2º ; grupo VII BEl elemento B : período 2º ; grupo I AEl elemento C : período 2º ; grupo II AEl elemento D : período 4º ; grupo VII A

c) El elemento A :grupo de los halógenosEl elemento B : grupo de los metales alcalinosEl elemento C : grupo de los metales alcalino-térreos

Ejercicio nº 2 :

a) El número atómico de X vale Z = 9b) Se encuentra en el período 2º ;grupo VII B (halógenos)c) La electronegatividad de X es la más alta, pues se encuentra en la parte

superior derecha de la T.P. (se trata del Flúor)

Ejercicio nº 3 :

a) F : 1s2 2s2 2p5

Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

Los tres elementos están en el mismo grupo (halógenos VIIB)Dado que el radio atómico aumenta al descender en un grupo y al avanzar hacia la izquierda en un período, a ordenación de menor a mayor radio atómico será : F < Cl < Brb) Na : 1s2 2s2 2p6 3s1

Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2

Al : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Los tres elementos están en el mismo período (3º) Dado que la E.I. aumenta en un período al avanzar hacia la derecha, la ordenación de mayor a menor E.I. será : Al > Mg > Na

Ejercicio nº 4 :

a) Se encuentra en el mismo período que A únicamente el elemento D pues el último nivel energético, en ambos es el mismo (2º)

b) Se encuentra en el mismo grupo que A únicamente el elemento C, pues posee la misma configuración electrónica en su último nivel.

c) Ningún elemento es más electronegativo que el A, pues es el que se encuentra más a la derecha y más arriba en la T.P.

d) Los tres elementos B, C, D poseen menor energía de ionización dado que los tres tienen un tamaño atómico mayor que A.

e) Los tres elementos B, C y D poseen mayor radio atómico que A

Ejercicio nº 5 :

a) Realizando la proporción:

kJ/átomo Xátomo 1

átomos de kJ/mol 744átomos 10 x 6,022 23

=

Se obtiene : X = 1.235 x 10-21 kJ /átomo de CuHay que convertir este valor a eV:

eV X

J 10x 10 x 235,1eV 1

J 10 x 1,6 3-21-19

=

Se obtiene: X = 7,721 eV

b) Aplicando: E = h . ν La frecuencia valdrá :

ν = 34-

-18

10 x 62,610 x 1,235

hE = = 1,865 x1015 Hz

Ejercicio nº 6 :

a) Se trata de un elemento REPRESENTATIVO (grupo VII B)b) El grupo de los HALÓGENOSc) El radio atómico del Cl será MENOR (pues se encuentra por encima en la

T.P.)d) La E.I. del Cl será MAYORe) La electronegatividad del I será MENORf) La afinidad electrónica del I será también MENOR

Ejercicio nº 7:

SIMBOLOS 23Na +

31P 3- F - Ni 2+ Au

PROTONES 11 15 9 28 79NEUTRONES 12 16 10 31 118ELECTRONES 10 18 10 26 79CARGA NETA +1 3 - -1 2 + 0

Ejercicio nº 8 :

a) FALSO, pues se encuentra a la derecha de Ab) VERDADEROc) VERDADERO, pues se encuentra debajo de Ed) FALSO, pues se encuentran en el mismo grupoe) FALSO, pues se trata de un no metal halógenof) VERDADEROg) FALSO, dado que el elemento más electronegativo es el Eh) VERDADERO, dado que E está más a la derecha que Ai) FALSO, dado que es un gas noble y posee máxima estabilidadj) VERDADEROk) VERDADERO, pues E es el que s encuentra más arriba y más a la

derecha-

QUIMICA 2º BACHILLERATOTEMA 3

UNIONES ENTRE ATOMOS

1.- ¿ Por qué se unen los átomos ?

Los gases nobles poseen una configuración electrónica en su último nivel: s2 p6 • Esta configuración concede al átomo gran estabilidad : (estado de mínima

energía)• Los elementos se unen entre sí para adquirir esta máxima estabilidad• Cuando reaccionan entre sí los átomos de los elementos pierden o ganan

los electrones necesarios para adquirir la estructura de gas noble con 8 electrones en la última capa ( regla del octeto). El número de electrones intercambiados se denomina electrovalencia

2.- El enlace iónico

El Cl ( Z= 17) y el Na ( Z = 11) ¿ Cómo forman enlace ?

Distribución electrónica del Cl : 1s2 2s22p6 3s23p5

Distribución electrónica del Na : 1s2 2s22p6 3s1

El Cloro es muy electronegativo ( tendrá mucha tendencia a aceptar un electrón en su último nivel; en cambio el Na es muy electropositivo con mucha tendencia a ceder el electrón 3s1 de su último nivel.El Na cederá entonces el electrón 3s1 al Cl que pasará a tener 3p6.Se forman dos iones cargados con carga contraria ( Cl-) y (Na+)

El enlace iónico es la unión que se produce entre iones positivos y negativos, debida a las fuerzas de Coulomb ente los iones. Este enlace tiene lugar entre elementos de muy distinta electronegatividad

3.- La energía reticular En el enlace iónico los iones forman una red cristalina tridimensional. Por ejemplo en el CsCl (cloruro de cesio), la red sería :

Esta ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de energía llamada energía reticular representada por la letra U.

4.- Las redes iónicasVer en el libro de texto los distintos tipos de redes iónicas : red cúbica centrada en cuerpo; cúbica centrada en las caras; red tetraédrica, ....

5.- Ciclo de Born-Haber (importante)

Q Na (s) + ½ Cl2 NaCl (cristal) S ½ D U E.A Na (g) Cl (g) Cl- + Na+

E.I.

Dado que la energía se tiene que conservar vayamos por el camino que vayamos, se cumplirá que :

Es importante estudiar los ejercicios resueltos en el libro de texto que se refieren a este apartado

Q = + S + ½ D + E.I . + E.A . +

6.- Propiedades de los compuestos iónicos (Muy Importante para las cuestiones)

Los compuestos iónicos tienen temperaturas altas de fusión y de ebullición• Son sólidos a temperatura ambiente• En general son compuestos duros• En estado sólido no conducen la electricidad, pero sí lo hacen en estado

fundido o en disolución.

7.- Enlace metálico • Descripción : Circulación por la red metálica de un “gas electrónico”. Los

iones positivos estarían colocados en los vértices de la red. Aparece una atracción entre el

“gas electrónico” y los iones positivos da coherencia al cristal.• Propiedades de los metales :

- Brillo intenso- Gran conductividad eléctrica y térmica - Maleabilidad, ductilidad y resistencia a la tracción

La grandes conductividades eléctrica y térmica se explican por la facilidad que tienen algunos electrones de valencia presentes en la “nube electrónica” para moverse a través del sólido.

Paginas web interesantes que pueden ayudar al estudio del tema 3 :

http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1349&mid=55Muy buena animación que muestra la formación de NaCl mediante enlace iónico

http://www.hschickor.de/nacl.swfSimulación para comprender la formación del enlace iónico entre el Cloro y el Sodio y la formación de la red iónica correspondiente.

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ModelocineticoSLG/ModeloSolido/modsolido2fp.htmModelo cinético de red de un sólido cristalino (Ejemplo : NaCl)

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ModelocineticoSLG/ModeloSolido/modsolido2fp.htmModelo cinético molecular en un líquido

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ModelocineticoSLG/ModeloGas/ModGas2fp.htmModelo cinético molecular en un gas

http://www.chemedia.com/cgi/smartframe/v2/smartframe.cgi?http://es.geocities.com/josemanuelpuertas/ENLACE_QUIMICO/enlace.htmPágina web muy completa en la que se desarrollan los conceptos necesarios para comprender los enlaces :iónico, covalente y metálico.Al final de la página hay una tabla resumen muy didáctica http://programs.northlandcollege.edu/biology/Biology1111/animations/hydrogenbonds.htmlSimulación para entender el enlace por “puente de hidrógeno” en el aguahttp://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/waalsanim.htmSimulación en la que se estudian las fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals entre dipolos (permanentes). También se aprecian las fuerzas entre moléculas apolares o fuerzas de dispersión de London

EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 3 : UNIONES ENTRE ÁTOMOS

Ejercicio nº 1 :Los elementos S, Cl, Ar y Ca tienen números atómicos 16,17,18 y 20 respectivamente :

a) A partir de sus configuraciones electrónicas indicar qué compuestos con enlace iónico podemos formar con ellos.

b) Indicar las fórmulas químicas que tendrían dichos compuestos

Ejercicio nº 2 :Escribir la fórmula química (empírica) del compuesto que forma cada uno de los pares de iones siguientes y nombrando dichos iones así como los compuestos resultantes:

a) K + y Cr2O7 2-

b) Cu 2+ y O 2-

c) Al3+ y Cl -

d) Na + y SO32-

e) Fe 3+ y CO3 2-

Ejercicio nº 3 :Completar la tabla siguiente escribiendo las fórmulas de los compuestos formados por combinación de los elementos que en ella aparecen :

Cl ( Z = 17) S ( Z = 16) O ( Z = 8) I ( Z = 53) K (Z = 19) Mg (Z = 12) Al (Z = 13)

Ejercicio nº 4 :Dados los elementos A, B y C cuyos números atómicos son respectivamente 12, 16 y 17

a) A partir de sus configuraciones electrónicas indicar la naturaleza del enlace de los compuestos obtenidos al unir A con B y A con C

b) Indicar la fórmula de los compuestos formados y describir algunas de sus propiedades.

Ejercicio nº 5 :Escribir la configuración electrónica del ca ( Z = 20) y del Br ( Z = 35)

a) Razonar qué tipo de enlace formarán entre ellosb) Escribir la fórmula de dicho compuestoc) Describir las propiedades que deben esperarse en el compuesto

formado

Ejercicio nº 6 :Responder VERDADERO / FALSO a las afirmaciones siguientes, razonando la respuesta:

a) En un enlace iónico las E.I. (energías de ionización) de los elementos que forman el enlace son elevadas.

b) A mayor energía reticular, más estable resulta el compuesto iónico.c) Las electronegatividades de los átomos en un enlace iónico son

pequeñas.d) En un enlace iónico los cationes tienen menor volumen que los átomos

neutros de los que provienen.e) En el enlace iónico todos los iones tienen igual carga.

Ejercicio nº 7 :Construir un diagrama de Born – Haber con los datos que se dan a continuación y utilizar dicho diagrama para calcular la energía de formación del bromuro de potasio (KBr).Datos : Energía de sublimación del K : S = 81,26 kJ/molEnergía de vaporización del Br2 : Ev = 30,7 kJ/molEnergía de disociación del bromo gaseoso : D = 193,5 kJ/molEnergía de ionización del K : EI = 418,4 kJ/molAfinidad electrónica del bromo : AE = - 321,86 kJ/mol Energía reticular del bromuro de potasio : U = - 697,05 kJ/mol

Nota : El bromo se encuentra en la naturaleza en forma molecular en estado líquido. El potasio en cambio es un metal sólido.

Ejercicio nº 8 :Atendiendo al tamaño de los iones que los forman y considerando su energía reticular, ordenar en orden creciente (de menor a mayor) de solubilidad los siguientes compuestos:

CaF2 ; CaCl2 ; CaBr2 ; CaI2

RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 3 : UNIONES ENTRE ÁTOMOS

Ejercicio nº 1 :

a) Las configuraciones electrónicas son las siguientes :S (Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Cl (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Ar (Z = 18) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Ca (Z = 20) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Según estas configuraciones, podrán unirse mediante enlace iónico : S y Ca Cl y Ca

b) Las fórmulas de los compuestos que formarán serán : CaS : Sulfuro de calcio ( o cálcico) CaCl2 : Dicloruro de calcio

Ejercicio nº 2 :

a) K+ + Cr2O72- : K2Cr2O7 (Dicromato potásico)

b) Cu2+ + O2- : CuO (Oxido de cobre (II)) c) Al3+ + Cl- : AlCl3 (Tricloruro de aluminio) d) Na+ + SO3

2- : Na2SO3 (Sulfito sódico) e) Fe3+ + CO3

2- : Fe2(CO3)2 (Carbonato de hierro(III) , (o bien, carbonato férrico)

Ejercicio nº 3 :

Cl ( Z = 17) S ( Z = 16) O ( Z = 8) I ( Z = 53) K (Z = 19) KCl K2S K2O KI Mg (Z = 12) MgCl2 MgS MgO MgI2

Al (Z = 13) AlCl3 Al2S3 Al2O3 AlI3

Ejercicio nº 4 :

a) Las configuraciones electrónicas serán : A (Z = 12) : 1s2 2s2 2p6 3s2

B (Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

C (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Al unirse A con B : Enlace iónico (pues A es electropositivo y B electronegativo)Al unirse A con C : Enlace iónico (pues A es electropositivo y C electronegativo)

b) Las fórmulas de los compuestos formados serán:A con B : ABA con C : AC2

Ambos compuestos poseerán las propiedades de los compuestos iónicos :

• Son sólidos a temperatura ambiente• Altas temperaturas de fusión• Buenos conductores de la electricidad en estado fundido o en

disolución.• Forman redes cristalinas

Ejercicio nº 5 :

La configuración electrónica del Ca (Z = 20 ) es : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

La configuración electrónica del Br (Z = 35) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

a) El enlace entre el Ca (metal : electropositivo) y el Br (no metal : electronegativo) será un ENLACE IÓNICO

b) La fórmula del compuesto formado será : CaBr2

c) Las propiedades del compuesto formado serán las indicadas en el ejercicio nº 4 :

• Son sólidos a temperatura ambiente• Altas temperaturas de fusión• Buenos conductores de la electricidad en estado fundido o en

disolución.• Forman redes cristalinas

Ejercicio nº 6 :

a) FALSA : En el enlace iónico, uno de los elementos es un metal y éstos no suelen tener energía de ionización elevadas (parte izquierda de la T.P.)

b) VERDADERAc) FALSA: En el enlace iónico, uno de los elementos es un no metal y

éstos suelen tener altas electronegatividades (parte derecha de la T.P.)d) VERDADERA : Los cationes son los iones cargados positivamente, y

éstos tienen menor tamaño que los átomos neutros de los que procedene) FALSA : En el enlace iónico los iones no tienen por que tener la misma

carga

Ejercicio nº 7 :

El diagrama de Born – Haber será : K (s) + ½ Br2 (l) KBr (cristal)

Q +Ev (energía de formación)

+S ½ Br2 (g) +U +½ D K (g) Br (g) K+ Br -

+ EA

+ EI

Se tiene que cumplir que :

La energía de formación Q, a partir de K(s) y de Br2 (l) se calcula sustituyendo en la fórmula anterior los datos que se dan en el enunciado del ejercicio :

Q = 81,26 + 30,7 + ½ x193,5 - 321,86 + 418,4 – 697,05 = - 391,8 kJ/mol

Q = S + Ev + ½ D + EA + EI + U

Ejercicio nº 8 :

La energía reticular de un compuesto iónico viene dada por la expresión :

U = k 0

21

dq.q

Siendo q1 y q2 las cargas de los iones, k una constante y d0 la distancia entre los iones.Cuanto mayor sea U más estable será el compuesto iónico y por consiguiente menor será su solubilidad.

La distancia interiónica se puede considerar que es la suma de los radios de los iones : d0 = ra + rc

En este caso al ser el catión (rc) el mismo en todos los compuestos (Ca2+), la distancia entre los iones dependerá únicamente del radio del anión (ra)Se cumplirá, teniendo en cuenta las posiciones en la T.P. de los iones aniones : U (CaF2) > U (CaCl2) > U (CaBr2) > U (CaI2)Entonces la solubilidad en orden creciente será a la inversa , o sea :

solubilidad del CaF2 < solubilidad del CaCl2 < solubilidad del CaBr2 < solubilidad del CaI2

QUIMICA 2º BACHILLERATOTEMA 4

ENLACE COVALENTE

1.- El enlace covalente : Representación de Lewis La formación de muchos compuestos químicos no puede explicarse acudiendo al enlace iónico. En general son los que resultan de las uniones entre no metales. Así por ejemplo la formación de las moléculas de H2O , NH3 , CH4 , PCl3 , O2 , Cl2 , ...y otros muchos más no puede explicarse mediante enlace iónico, sino que se explica mediante el llamado enlace covalente.

En 1916 Lewis propuso que este enlace se formaba mediante la compartición de pares de electrones. Esta compartición tendría como finalidad conseguir que los átomos que se unen lleguen a adquirir la estructura de gas noble ( regla del octeto) para así conseguir un sistema más estable (de menor energía) que el formado por los átomos separados.Las moléculas formadas se representan mediante el diagrama de Lewis

Cl ( Z = 17) 1s2 2s22p6 3s23p5 Cl ( Z = 17) 1s2 2s22p6 3s23p5 Molécula de gas cloro ( Cl2) según Lewis :

Ver en el libro de texto la formación de la molécula de oxígeno gaseoso (O = O) con un enlace doble entre los dos átomos de oxígeno

La molécula de agua se formará a partir de dos enlaces covalentes entre un átomo de oxígeno con 2 átomos de hidrógeno :H (Z= 1) 1s1

O (Z= 8) 1s2 2s2 2p4

O H H

De esta forma los tres átomos adquieren la configuración estable de gas noble

Puede existir también enlace covalente triple :N ( Z = 7) 1s2 2s22p3

La molécula de nitrógeno : N2 se formará mediante un enlace triple : N ≡ N

2.- El enlace covalente : Ideas mecanocuánticas.

Teoría del enlace de valencia ( EV )(Importante) Se basa en los siguientes puntos :

a) Dos átomos forman un enlace cuando se solapan orbitales de ambos átomos.

b) Se origina así una zona de común de alta densidad electrónicac) Los orbitales que se solapan deben tener estar semillenos ( con un

electrón) y sus electrones deben tener”spin” antiparalelos.d) Los orbitales solapados forman uno solo y sus electrones se dice que

están apareados.

El solapamiento frontal s-s ; p-p, s-p origina los enlaces tipo σ

El solapamiento lateral origina los enlaces tipo π

La molécula de gas cloro se formará al “solaparse” dos orbitales atómicos (OA) en solapamiento tipo σ Cl ( Z = 17) 1s2 2s22p6 3s23p5

Cl ( Z = 17) 1s2 2s22p6 3s23p5

Los dos orbitales tipo p que poseen 1 electrón cada uno se solapan frontalmente y forman una zona común de gran probabilidad de encontrar allí los dos electrones del enlace covalente.

Ver figuras casos de las moléculas de O2, y de N2

3.- Parámetros moleculares

Los parámetros moleculares que más interesan para determinar la estructura de las moléculas son :

• Angulo de enlace• Longitud de enlace• Energía de enlace

Los valores de las longitudes de enlace , junto con los ángulos de enlace, determinan la geometría de la molécula.

4.- Moléculas polares (Importante )

En un enlace covalente entre átomos diferentes, el más electronegativo atrae con más intensidad (fuerza) a los electrones comunes del enlace (par electrónico) . El desplazamiento de esta carga eléctrica hacia un lado de la molécula forma lo que se denomina un dipolo eléctrico y al fenómeno se le llama POLARIDAD.Ver en libro de texto cómo se forma un dipolo eléctrico , su momento dipolar µ y el fenómeno de la polaridad en las moléculas.

+q d - q Dipolo eléctrico : • • momento dipolar: µ = q.d

La molécula del agua (H2O) posee dos dipolos cuyo momento dipolar total se muestra en la figura en color verde. Por consiguiente la molécula de agua es POLAR.

Lo mismo se puede decir de la molécula del amoníaco (NH3) forma tres dipolos con tres momentos dipolares. El momento dipolar total se muestra también en color verde.

La molécula Cl2 es molécula apolar ( 0 % ) de polaridad pues no posee momento dipolar La molécula de HCl es molécula polar( posee polaridad pues el Cl posee mayor EN : electronegatividad)

El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Ver figuras momentos dipolares en las moléculas de H2 , H2O , NH3 ...

5.- Geometría molecular Existían discrepancias experimentales para la geometría de las moléculas utilizando la teoría de E.V. Por ejemplo en la molécula del BeCl2

experimentalmente se demuestra que la molécula es lineal con momento dipolar nulo , en desacuerdo con la teoría E.V.

Para conciliar este y otros casos parecidos con la teoría E.V. se introdujo el concepto de hibridación de orbitales (Ver figuras y tipos de hibridaciones .

La combinación de los orbitales atómicos da lugar a otros orbitales denominados orbitales híbridos de igual energía y donde se sitúan los electrones del enlace.Existen varios tipos de orbitales híbridos :• Orbitales híbridos "sp" . Es lineal : Ver ejemplo del BeCl2

En ésta 1 orbital "s" se "une" a un orbital "p" para dar dos orbitales híbridos "sp"

• Orbitales híbridos "sp 2 " . Es plana : Ver ejemplo del BCl3 En ésta ,1 orbital "s"se "une" a dos orbitales "p" para dar tres orbitales híbridos"sp2

• Orbitales híbridos "sp3 ". Es tetraédrica. Ver ejemplo del CH4 En ésta 1 orbital "s" se "une" a tres orbitales "p" para dar 4 orbitales híbridos "sp3 "

6.- Fuerzas intermoleculares Las fuerzas que unen a las moléculas ( no a los átomos) entre sí se denominan fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Pueden ser de tres tipos :• Fuerzas de atracción dipolo-dipolo:Se originan entre moléculas polares

permanentesEjemplos : H2O, SO2 , HF, CH3 - CH2OH

• Fuerzas de atracción dipolo - dipolo inducido.: Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima que

en principio es apolar, pero por efecto de la distorsión aparece un dipolo en la molécula apolar y por consiguiente fuerzas atractivas.

• Fuerzas de atracción London : Son debidas a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas de forma aleatoria debidas a vibraciones...Son fuerzas más débiles que las anteriores debido a su brevedad.

• Enlace por puente de hidrógeno

Es un tipo de unión entre moléculas en las que un átomo de hidrógeno actúa de "puente" entre dos átomos muy electronegativos, generalmente, F, O, N... que se encuentran unidos al hidrógeno mediante enlace covalente muy polarizado debido a la alta EN del otro átomo. Ver ejemplo en la molécula de HF , H2O, ....Este enlace permite explicar algunas propiedades anómalas del agua , p.ej. punto de fusión y de ebullición , actuación como disolvente...

7.- Sustancias molecularesLas sustancia moleculares forman moléculas por agrupación de átomos que se encuentran unidos por enlaces covalentes.

La característica fundamental de las sustancias formadas por agrupación de moléculas es la gran intensidad de las fuerzas de enlace entre los átomos que componen la molécula ( fuerza interatómica debida al enlace covalente)

Por otro lado hay que destacar también la debilidad de las fuerzas de unión entre las propias moléculas (fuerzas intermoleculares)

Por ejemplo : entre las moléculas del gas hidrógeno:

H2 H2

fuerzas intermoleculares muy débiles

En cambio entre los átomo de hidrógeno que forman la molécula H2

H H

Fuerzas interatómicas muy fuertes (enlace covalente)

Debido a la debilidad de las fuerzas intermoleculares, la mayoría de las sustancias moleculares tendrán temperaturas de fusión y ebullición bajas lo que explica también que en condiciones ordinarias de presión y de temperatura sea gases

8.- Sólidos covalentesLos sólidos covalentes, también llamados sólidos atómicos o reticulares, son sustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante un número muy elevado de enlaces covalentes formando redes tridimensionales. Normalmente forman estructuras cristalinas y todo el cristal puede considerarse como una sola molécula.

Las uniones entre los átomos son muy fuertes (enlaces covalentes) y por consiguiente se necesita mucha energía para separarlos. ÇEsto origina que los sólidos covalentes tendrán temperaturas de fusión y ebullición muy altas y que en general será muy duros.

Ejemplos de sólidos covalentes, se pueden citar al diamante y al cuarzo (SiO2) cuyas estructuras se representan en la figura siguiente :

En la tabla siguiente se resumen las propiedades generales de las sustancias moleculares y de los sólidos covalentes (importante para resolver cuestiones)

Por esta razón, las sustancias moleculares rara vez se encuentran en estado sólido o líquido a temperatura ambiente ( son gases), a menos que las moléculas tengan gran masa molecular sean dipolos permanentes, o existan enlaces por “puente de hidrógeno” en ellas (caso del agua)

Paginas web interesantes que pueden ayudar al estudio del tema 4:

http://www.chemedia.com/cgi/smartframe/v2/smartframe.cgi?http://es.geocities.com/josemanuelpuertas/ENLACE_QUIMICO/enlace.htmPágina web muy completa en la que se desarrollan los conceptos necesarios para comprender los enlaces: iónico, covalente y metálico.Al final de la página hay una tabla resumen muy didáctica

http://www.chemedia.com/cgi/smartframe/v2/smartframe.cgi?http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalenteDescripción del enlace covalente según la enciclopedia “wikipedia”

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap13/hydrogen_bonding_activity.htmAnimación que presenta en las moléculas del agua las fuerzas intramoleculares (enlaces covalentes) y las intermoleculares por medio del enlace por puente de hidrógeno

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/Intermoleculares2/intermolec2.htmPágina web en la que se describen mediante animaciones las distintas fuerzas intermoleculares : Ión – Ión ; Ión – dipolo ; Ión – dipolo inducido ; Puentes de hidrógeno

http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/polaridadmolecular/MolecularPolarity.dirPágina web que ayuda a comprender el concepto de momento dipolar en las moléculas polares. Se presentan dos ejemplos de moléculas con momentos dipolares individuales pero que pueden dar un momento dipolar resultante nulo.

EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 4 : ENLACE COVALENTE

Ejercicio nº 1 :a) ¿Qué se entiende por covalencia de un elemento?b) ¿Cómo se explica que el carbono (C) pueda tener 2 covalencias

distintas de valores 2 y 4?

Ejercicio nº 2 :Representar las estructuras de Lewis de las moléculas siguientes : Cl2 ; NH3; O2; HCl ; H2O ; HOCl Datos : Números atómicos (Z) : H = 1 ; O = 8 ; N = 7 ; Cl = 17

Ejercicio nº 3 :Los números atómicos de los elementos A y B ( no son sus símbolos químicos) son 35 y 20 respectivamente.

a) Razonar el tipo de enlace que se dará en las combinaciones A – A y A – B

b) Indicar las fórmulas químicas de los compuestos formados en ambos casos

c) Explicar las diferencias entre las propiedades de dichas sustancias según el tipo de enlace.

Ejercicio nº 4 :Dadas las siguientes sustancias: Flúor, fluoruro sódico y fluoruro de hidrógeno

a) Explicar el tipo de enlace que se puede encontrar en cada una de ellasb) Ordenarlas razonadamente de mayor a menor punto de fusiónDatos : Números atómicos (Z) : H = 1 ; F = 9 ; Na = 11

Ejercicio nº 5 :Responder VERDADERO / FALSO razonando la respuesta:

a) En la molécula de N2 hay un enlace covalente tripleb) En la molécula de CO2 hay un enlace covalente dativoc) La molécula HCl así como la molécula H2 son polaresd) Entre las moléculas de HF se dan enlaces por “puente de hidrógeno”e) Todos los compuestos covalentes tienen bajas temperaturas de fusiónf) Todas las moléculas que contienen H pueden unirse a través de enlaces

por “puente de hidrógeno”Datos : Z ( C) = 6 ; Z (O ) = 8; Z(N) = 7; Z (Cl) = 17; Z(F) = 9 ; Z(H) = 1

Ejercicio nº 6 :Teniendo en cuenta los valores de la siguiente tabla :

Masa molecular Punto de ebullición

Energía de enlace

N2 28 -196 ºC N – N : 225 kcal/mol CCl4 154 77 ºC C – Cl : 80 kcal/mol

¿Cuáles de las siguiente afirmaciones son ciertas?a) La temperatura de ebullición del CCl4 es más baja porque la energía de

enlace C – Cl es menor que la del N - Nb) Las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas de N2 son muy

débilesc) Las fuerzas de van der Waals en el CCl4 son del tipo dipolo– dipolo y por

tanto más fuertes que las que actúan en el N2

d) Las fuerzas de van der Waals crecen con la masa moleculare) Las fuerzas intermoleculares no están relacionadas con las energías de

enlaceRazonar las respuestas

Ejercicio nº 7 :Indicar dos compuestos de cada clase:

a) Compuestos covalentes apolaresb) Compuestos covalentes polaresc) Compuestos con enlaces por “puente de hidrógeno”d) Compuestos con resonanciae) Cristales covalentes

Ejercicio nº 8 :Entre las siguientes sustancias : Cuarzo (SiO2), Potasio, Cloruro de sodio, Metano y Agua, elegir :

a) Una sustancia covalente de punto de punto de fusión muy altob) Una sustancia líquida cuyas moléculas están ligadas por fuerzas de Van

der Waals y enlaces por “puentes de hidrógeno” y que funde por debajo de la temperatura ambiente.

c) Un gas covalente formado por moléculas tetraédricas.

RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 4: ENLACE COVALENTE

Ejercicio nº 1 :

a) La covalencia es el número de enlaces covalentes que puede formar y coincide con el número de electrones desapareados que posea en su configuración electrónica.Este número se puede conocer aplicando la regla de Hund (de máxima multiplicidad)

b) El carbono posee Z = 6 , por consiguiente su configuración electrónica será :

1s2 2s2 2p2

Aplicando la regla de Hund se deduce que tiene COVALENCIA 2 (2 electrones desapareados) :

1s 2s 2px 2py 2pz ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑

La covalencia 4 se explica considerando que un electrón en el subnivel 2s puede promocionar hasta el subnivel 2pz, pasando de una situación con 2 electrones desapareados a otra con 4 electrones desapareados :

1s 2s 2px 2py 2pz ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑

Ejercicio nº 2:

A partir de las configuraciones electrónicas de los elementos que intervienen en las moléculas indicadas se obtienen las estructuras de Lewis de dichas moléculas.Cada uno de los guiones (−) representa un PAR DE ELECTRONES COMPARTIDOSe consigue así la estructura de ”octeto” en el último nivel de todos los átomos presentes en las moléculas a partir de pares de electrones compartidos (comprobar) :

a) Cl – Clb) H − N − H

H

c) O = Od) H − Cle) H − O − Hf) H − O − Cl

Ejercicio nº 3 :

A : nº atómico Z = 35 configuración electrónica : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

B : nº atómico Z = 20 configuración electrónica : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

a) El enlace en la combinación A y A será COVALENTE SIMPLE, pues al compartir un par de electrones ambos adquieren la estructura de gas noble con 8 electrones en su último nivel:

A − A (covalente: compartiendo 1 par electrónico)La combinación A – B en cambio se origina mediante ENLACE IÓNICO, dado que A es un elemento muy electronegativo (tendrá mucha tendencia a captar un electrón) y B es electropositivo (tendrá tendencia a desprenderse de 2 electrones 4s).

b) Las fórmulas serán:Combinación de A y A A2

Combinación de A y B BA2

c) Las propiedades de A2 (enlace covalente): Bajos puntos de fusión y de ebullición, mal conductor de la electricidad, y se encontrará en estado gaseoso a temperatura ambiente. Además las fuerzas de Van der Waals entre sus moléculas serán débiles.

Las propiedades de BA2 (enlace iónico) : Altos puntos de fusión y de ebullición. Buen conductor de la corriente eléctrica en estado fundido o en disolución. Se encontrará en estado sólido a temperatura ambiente y formará redes cristalinas.

Ejercicio nº 4 :

A partir de las configuraciones electrónicas:H (Z = 1) : 1s1

F (Z = 9 ) : 1s2 2s2 2p5

Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1

a) Se deduce que :Molécula de Flúor: F2 : ENLACE COVALENTE SIMPLEFluoruro sódico: NaF : ENLACE IÓNICOFluoruro de hidrógeno : HF : ENLACE COVALENTE SIMPLE

b) La ordenación de mayor a menor punto de fusión será la siguiente: NaF > HF > F2

El compuesto de mayor punto de fusión es el que tiene enlace iónico (NaF), a continuación aquel que posea enlaces por “puente de hidrógeno” (HF) y por último las sustancias con enlaces covalentes (F2).

Ejercicio nº 5 :

a) VERDADERO. A partir de la configuración electrónica del N : 1s2 2s2 2p3

, se deduce que la molécula de N2 es : N ≡ N , donde el símbolo (≡) indica un enlace triple

b) VERDADERO : A partir de las configuraciones electrónicas se obtiene :

CO2 : O C O

c) FALSA : La molécula HCl ES POLAR debido a las diferentes electronegatividades del H y del Cl, pero la molécula de H2 NO ES POLAR

d) VERDADERA : Debido a que el H está unido a un elemento muy electronegativo (F)

e) FALSA : No todos los compuestos covalentes tienen bajas temperaturas de fusión; por ejemplo los sólidos covalentes como el diamante tienen altos puntos de fusión

f) FALSA : Solamente habrá unión mediante enlace por “puente de hidrógeno” en aquellas moléculas en las que el H esté unido a un elemento muy electronegativo

Ejercicio nº 6 :

a) FALSO : Las temperaturas de ebullición no tienen que ver con las energías de enlace

b) VERDADERO : En las moléculas de N2, existen enlaces covalentes (triples) entre los átomos de nitrógeno y debido a ello las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas de N2 son débiles.

c) FALSO : La molécula de tetracloruro de carbono (CCl4) NO ES POLAR , pues tiene momento dipolar nulo.

d) VERDADERO : Es una de sus características (ver teoría en el libro de texto)

e) VERDADERO : No están relacionadas con las energías de enlace sino que con los momentos dipolares y con la masa molecular.

Ejercicio nº 7 :

a) H2 y CH4 (metano)b) HCl y H2Oc) HF y NH3 (amoníaco)d) O3 (ozono) y C6H6 (benceno)e) SiO2 (cuarzo) y diamante

Ejercicio nº 8 :

a) Una sustancia covalente de punto de fusión muy alto : CUARZO (SiO2)b) Una sustancia líquida cuyas moléculas están ligadas por fuerzas de Van

der Waals y enlaces por “puentes de hidrógeno” y que funde por debajo de la temperatura ambiente : EL AGUA (H2O)

c) Un gas covalente formado por moléculas tetraédricas : EL METANO (CH4)

QUÍMICA 2º BACHILLERATO TEMA 5

LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA

1.- Reacciones y ecuaciones químicas - Una reacción química es un proceso durante el cual unas sustancias se

transforman en otras. Se produce un reagrupamiento de átomos, mediante ruptura de enlaces y formación de otros nuevos.

- Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas.Ejemplo : N2 + 3 H2 2NH3

- En toda reacción química ajustada deben cumplirse el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de la carga eléctrica.

2.- Interpretación de una reacción química (Muy Importante)Los coeficientes estequiométricos de una reacción química ajustada indican la proporción entre moléculas moles ( y consiguientemente gramos) de los reactivos y productos que intervienen en una reacción química

a) Interpretación microscópica ( a nivel molecular)

Por ejemplo, en el caso de la reacción: H2 + ½ O2 H2O

Dado que no existe ½ molécula de oxígeno, la reacción se puede poner así :

2 H2 + O2 2 H2O

b) Interpretación macroscópica 2 H2 + O2 2 H2O

2 moles de hidrógeno + 1 mol de oxígeno 2 moles de agua

2 x 2 g/mol + 1x 32 g/mol 2 x18 g/mol

4 g de hidrógeno + 32 g de oxígeno = 36 g de agua

c) Relación entre volúmenes de reactivos y productos:

Volumen Molar Normal : 1 mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura ( P = 1 atm; t = 0 ºC) ocupa un volumen de 22,4 litros

3.- Cálculos estequiométricos (muy Importante )

a) Conocida la masa de una sustancia reaccionante puede calcularse la de otra sustancia que intervenga en la reacción ( reactivo o producto) b) Cálculos con Equivalentes gramo ( Ver someramente)

c) Si existe una sustancia reaccionante que contiene impurezas, sólo la parte pura correspondiente a la sustancia interviene en la reacción. (importante) d) Pueden darse varias reaccionas sucesivas, en que el producto de la primera

reacción sea el reactivo de la segunda. 4.- Estequiometría Volumétrica Ver en el libro de texto ejercicios de aplicación de la ecuación general de los gases perfectos:

5.- Reactivo limitante Ver someramente, intentando entender el ejercicio resuelto a modo de ejemplo

6.- Concentración de una disolución (Muy Importante) En una disolución podemos distinguir el soluto y el disolvente. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto que contiene una determinada cantidad de disolución. Hay varias formas de expresarla :

1.- Porcentaje en masa ( % en peso ) 2.- Molaridad y Normalidad (muy importantes) 3.- Molalidad 4.- Fracción molar

P.V = n .R.T

7.- Cálculos con reactivos en disolución

Son muy importantes los ejercicios que se encuentran resueltos a modo de ejemplo

8.- Rendimiento en las reacciones químicas

En los procesos químicos el rendimiento η de la reacción no suele ser del 100 % debido a impurezas, escapes.... etc.

Páginas Web que pueden ayudar al estudio del tema 5:

http://www.explorescience.com/index.cfm?method=cResource.dspResourcesForCourse&CourseID=336Página Web para ejercitarse en el ajuste de reacciones químicasHay que elegir la animación: Balancing Chemical equations

http://www.educaplus.org/gases/con_cantgas.htmlBonita animación para comprender el concepto de mol en química (utiliza una balanza para obtener el valor de 1 mol de distintas sustancias). Se necesita tener instalado Java

http://www.visionlearning.com/library/modulo_espanol.php?c3=&mid=53&ut=&l=sOtra página web en la que se explica el concepto de mol

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=56&l=&c3=Simulación en la que se representa la reacción de formación de agua a partir de gas hidrógeno y gas oxígeno (se requiere FLASH)

http://es.wikipedia.org/wiki/Reactivo_limitantePágina web de wikipedia para comprender el concepto de reactivo limitante

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/limitr15.swfAnimación en FLASH muy didáctica que ayuda a comprender el concepto de reactivo limitante

http://www.ibercajalav.net/Para ver las simulaciones hay que entrar donde indica: ”acceso libre” De todas las simulaciones que aparecen en pantalla, hay que elegir:Moles y disoluciones – Concentración - Ejercicio 3En esta simulación se calcula la concentración de una disolución en g/L

http://www.ibercajalav.net/Para ver las simulaciones hay que entrar donde indica: ”acceso libre” De todas las simulaciones que aparecen en pantalla, hay que elegir:Moles y disoluciones – Molaridad - Ejercicios 1, 2, 3Excelentes simulaciones para comprender el concepto de molaridad

http://web.educastur.princast.es/proyectos/biogeo_ov/Animaciones/Indice_anim.htmPágina Web en la que se presentan ejemplos de reacciones de combustión

EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION

TEMA 5: LOS CALCULOS EN QUIMICA

Ejercicio nº 1 :Ajustar e interpretar a nivel microscópico y macroscópico la ecuación química siguiente :

Na (s) + H2O (l) NaOH (aq) + H2 (g)

Ejercicio nº 2 :Calcular el volumen de oxígeno (O2) medido a 25 ºC y 700 mm de Hg de presión que se necesita en la combustión de 10 litros de butano (C4H10) que se encuentran a 25 ºC y 1 atm. De presión.Dato : La reacción de combustión del butano es :

C4H10 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g) (sin ajustar)

Ejercicio nº 3 :La glucosa de la uva (C6H12O6) produce, por fermentación, alcohol etílico según la reacción :

C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2

El alcohol mezclado con el resto del mosto constituye el vino.a) ¿Cuánto alcohol se obtendrá a partir de 5 kg de glucosa?b) ¿Cuántos litros de CO2 se desprenderán a 25 ºC y 1 atm de presión?R = 0,082 atm.l.mol-1.ºK-1

Masas atómicas : C = 12 u ; O = 16 u ; H = 1 u

Ejercicio nº 4 :Una disolución HNO3 15 M tiene una densidad de 1,40 g/mL. Calcular :

a) La concentración de dicha disolución en % en masa de HNO3

b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 litros de disolución de HNO3 0,05 M

Masas atómicas : N = 14 u ; O = 16 u ; H = 1 u

Ejercicio nº 5 :Calcular :

a) La masa en gramos de una molécula de aguab) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de aguac) El número de moléculas que hay en 11,2 L de H2 que están en c.n.

(condiciones normales de presión y de temperatura)Masas atómicas : H = 1 u ; O = 16 uNº de Avogadro : NA = 6,022x1023

Ejercicio nº 6 :En una botella de ácido clorhídrico concentrado(HCl), figuran las siguientes indicaciones : 36,23 % en masa de HCl; densidad 1,180 g/cm3. Calcular :

a) La molaridad de la disoluciónb) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar 1

litro de disolución 2 M. Masas atómicas : H = 1 u ; Cl = 35,5 u

Ejercicio nº 7 :Una fábrica produce cal ( óxido de calcio) a partir de calcita (carbonato cálcico) mediante la reacción : CaCO3 CaO + CO2

Calcular la producción diaria de óxido de calcio si la fábrica consume 50 Tm (toneladas métricas) de calcita del 85 % de pureza en carbonato de calcio y el rendimiento de la reacción es del 95 %.Masas atómicas : Ca = 40 u; O = 16 u; C = 12 u

Ejercicio nº 8 :¿Dónde habrá mayor número de átomos de oxígeno : en 20 g de hidróxido de sodio (NaOH) o en 5,6 litros de gas oxígeno medidos a 0 ºC y 2 atm de pre-sión ? R = 0,082 atm. L.mol-1 ºK-1

Masas atómicas : O = 16 u; H = 1 u

Ejercicio nº 9 :Calcular la cantidad de hidróxido potásico (KOH) que debe disolverse en agua para obtener 3 litros de disolución 0,2 MMasas atómicas :K = 39 u; O = 16 u; H = 1 u

Ejercicio nº 10 :Un trozo de 100 g de una muestra que contiene cinc (Zn), reacciona exactamente con 150 cm3 de un ácido clorhídrico de densidad 1,19 g/cm3 y que contiene 37,23 % en peso de HCl.Calcular el porcentaje de cinc en la muestra

Masas atómicas : Zn = 63,5 u ; Cl = 35,5 u; H = 1 u

RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 5 LOS CALCULOS EN QUÍMICA

Ejercicio nº 1 :

La reacción ajustada será :

2 Na(s) + 2 H2O (l) 2 NaOH (aq) + H2 (g)

A nivel microscópico : 2 átomos + 2 moléculas 2 moléculas + 1 molécula

A nivel macroscópico : 2 moles + 2 moles 2 moles + 1 mol 2x23 g + 36 g 2x40 g + 2 g

Ejercicio nº 2 :

La reacción ajustada será : 2 C4H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O

Calculemos los moles de butano C4H10 :

Aplicando P.V = n.R.T se obtiene : n = 0,4 moles de butanoSegún la reacción anterior :

2

104

2

104

O de moles xHC de moles 4,0

O de moles 13HC molesde 2

=

Se obtiene X = 2,6 moles de O2

Aplicando nuevamente : P.V = n.R.T

V = ==

760700

298 x 082,0 x 6,2P

T.R.n 68,98 L de O2

Ejercicio nº 3:

a) La reacción ajustada será: C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2

1 mol 2 moles + 2 moles 180 g 2 x 46 g + 2 x 44 g

Realizando la proporción adecuada se obtiene :Con 5 kg (5000 g) de C6H12O6 se obtienen 2560 g de C2H5OH (comprobar)

b) A partir de la reacción anterior se puede hacer la siguiente “regla de tres” 180 g de C6H12O6 2 x 44 g de CO2

5000 g de C6H12O6 X g de CO2

Se obtiene : X = 55,56 moles de CO2

Aplicando P.V = n.R.T y sustituyendo valores , se obtiene :

V = 1357,56 L de CO2

Ejercicio nº 4 :

a) Disolución 15 M indica que : tenemos 15 moles de HNO3 / litro de disolución

15 moles x 63 g/mol de HNO3 = 945 g de HNO3 puro / litro de disolución

Acudiendo al dato de la densidad :

1 L de disolución tiene una masa de : m = V x d = 1000 cm3 x 1,40 g/cm3 = 1400 g

1 litro de la disolución tiene una masa de 1400 gPor consiguiente :

Si en 1400 g de disolución 945 g son de soluto (HNO3) En 100 g de disolución X g serán de soluto

Se obtiene X = 67,5 g de HNO3 / 100 g de disolución 67,5 % en masa de HNO3

b) En 10 litros de disolución 0,05 M hay : 10 litros x 0,05 moles / litro = 0,5 moles de HNO3 puro

Si en 1000 mL de disolución hay 15 moles de HNO3

Serán necesarios X mL de disolución para contener 0,5 moles de HNO3

Se obtiene: X = 33,33 mL (cm3) de la disolución 15 M

Ejercicio nº 5 :

a) 1 mol de agua = 18 g1 mol de agua tiene 6,022x1023 moléculas de agua

6,022x1023 moléculas de agua 18 g de agua 1 molécula X g

Se obtiene : X = 2,99x10-23 g cada molécula de agua

b) 2 g de agua equivalen a 182

= 0,111 moles de H2O

Por consiguiente:

0,111 molesx =molécula

H de átomos 2xmol 1

moléculas 10 x 022,6 23

1,32x1023 átomos

de Hidrógeno

c) Aplicando : P.V = n.R.T

n = ==273 x 082,02,11 x 1

RTV.P

0,5 moles de gas hidrógeno

0,5 moles x mol 1

moléculas10 x 022,6 23

=

= 3,01x1023 moléculas de Hidrógeno (H2)

Ejercicio nº 6 :

a) La masa de 1 litro de la disolución es: m = Vxd = 1000 cm3x1,180 g/cm3

= 1180 gSólo el 36,25% de esta cantidad es HCl, por consiguiente :

1180 g x =HCl de g 5,36HCl de mol 1x

disolución de g 100HCl de g 23,36

11,7 moles de HCl

dado que estos moles de HCl se encuentran en 1 litro de la disolución, ésta tendrá una concentración de 11,7 mol/litro, o sea 11,7 M

b) Una molaridad 2 M significa: que hay 2 moles de HCl por litro de disolución

V2

disolución decm 1000HCl de moles 7,11

3=

Se obtiene V = 171 cm3 de disolución

Ejercicio nº 7

La reacción de disociación del carbonato cálcico es :

CaCO3 CaO + CO2

1 mol 1 molSi el rendimiento es del 95 %, por cada mol de CaCO3 se producen :

=100

95 x 10,95 moles de CaO por cada mol de CaCO3

Masa de CaCO3 que se consume diariamente : 50 (Tm) x 106 (g/Tm) x 10085

= 42,5 x 106 g

42,5 x 106 g x 3CaCO de g 100

mol 1 = 4,25 x105 moles de CaCO3

Por consiguiente, la masa de CaO que se produce diariamente será :

4,25 x 105 moles de CaCO3 x =CaO de mol 1CaO de g 56x

CaCO de mol 1CaO de moles 95,0

3

2,27 x 107 g de CaO

La misma cantidad en Kg sería : 2,27 x103 kg = 2270 kg de CaO

Ejercicio nº 8 :

a) 1 mol de hidróxido sódico NaOH : 23 + 16 + 1 = 40 g Cálculo del nº de átomos de Oxígeno en los 20 g de NaOH:

20 g de NaOH x x xg 40

mol 1

NaOH de molécula 1O de átomo 1 x

mol 1NaOH de moléculas10 x 6,022 23

=

= 3,01x1023 átomos de Oxígeno

b) Aplicando : P.V = n.R.T 2 x 5,6 = n x 0,082 x 273 n = 0,5 moles de O2

0,5 moles x 2

23

O de molécula 1átomos 2x

mol 1moléculas 10x022,6

=

= 6,022x1023 átomos de oxígeno

Por consiguiente hay más átomos de oxígeno en los 5,6 litros de oxígeno gas (O2) que en los 20 g de NaOH

Ejercicio nº 9 :

1 mol de KOH = 39 + 16 + 1 = 56 g/mol

0,2 M = 0,2 moles de KOH /litro de disolución

0,2 moles/L x 3 litros = 0,6 moles

0,6 moles x 56 g /mol = 33,6 g de KOH

Ejercicio nº 10 :

La reacción ajustada es la siguiente : Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

Primeramente se calcula la cantidad HCl puro que reacciona :

150 cm3 x 1,19 g /cm3 x =muestra de g 100

puro HCl de g 37,23 66,455 g de HCl puro han

reaccionado

A continuación, podemos calcular la cantidad de Zn que ha reaccionado :

puro HCl de g 455,66Zn de g X

puro HCl de g 36,5 x 2Zn de g 63,5 =

Se obtienen X = 57,80 g de Zn

Por consiguiente, en 100 g de muestra 57,80 g son Zn

El porcentaje de Zn en la muestra será entonces: 57,80 %

QUÍMICA 2º BACHILLERATO TEMA 6

TERMODINÁMICA

1.- La primera Ley de la Termodinámica

La termodinámica es la parte de la Química que estudia la transferencia de energía entre un sistema ( una mezcla de sustancias en un recipiente que reaccionan entre sí) y su entorno. La primera ley de la Termodinámica dice :En un proceso químico, el cambio (o variación de energía interna del sistema es igual a la suma del calor y del trabajo intercambiados con el entorno

Ver criterio de signos para el calor Q y el trabajo W

2.- Concepto de Entalpía (muy importante)

Cuando los procesos se verifican a presión constante ( p = cte. ) es decir sin variación de la presión, se utiliza una magnitud denominada Entalpía :H

La variación de entalpía de un proceso (reacción) vale

∆U = Q + W

H = U + P.V

∆H = ∆U + P. ∆V = Qp

3.- Entalpía de reacción

En una reacción química (con reactivos y productos) ∆H se puede calcular así :

Cumpliéndose que dicha variación de entalpía ∆H , es igual a la energía en forma de calor: Q intercambiada con el entorno cuando el proceso se realiza a presión constante (por eso se especifica así :QP = ∆H )

Muchas reacciones tienen lugar en recipientes abiertos; y en ellas la presión externa permanece constante dado que se trata de la Patmosférica.. En estas condiciones el calor intercambiado con el entorno es igual a la variación de entalpía de la reacción

Si se absorbe calor QP > 0 ∆H > 0

Reacción ENDOTÉRMICA

Si se desprende calor QP < 0 ∆H < 0 Reacción EXOTERMICALos diagramas entálpicos en ambos casos serían los siguientes:

4.- Entalpías de formación

Condiciones estándar: Presión = 1atmósfera; Temperatura = 25 ºC

Definimos la variación de entalpía estándar ∆H 0 de una reacción como la suma de las entalpías de formación estándar de los productos menos la suma de las entalpías de formación estándar de los reactivos.

Nota : Las entalpías de formación estándar suelen ser dato en los ejercicios.

∆H = Σ H productos - Σ H reactivos

∆H 0 = Σ H f0 (productos) - Σ Hf

0 (reactivos)

5.- Energía de Enlace (Leer en el libro de texto)

Se define la energía de un enlace químico como la entalpía ∆H de la reacción en la que se rompe un mol de dichos enlaces en estado gaseoso. Por ejemplo:

H2 (g) 2 H(g) ; ∆H = + 436 kJ

Significa que para romper 1 mol (6,022x1023) enlaces moleculares de H2 se necesita comunicar una energía de 436 kJ (endotérmica)

Cuando en una reacción intervengan únicamente sustancias en estado gaseoso, se puede calcular su entalpía ∆H, a partir de los valores de las energías de enlace según la expresión :

∆H = Σ Eenlaces rotos - Σ Eenlaces formados

Por consiguiente en una reacción endotérmica : ∆H > 0 Se cumplirá : Σ Eenlaces rotos > Σ Eenlaces formados

Por el contrario si la reacción es exotérmica : ∆H < 0Se cumplirá : Σ Eenlaces rotos < Σ Eenlaces formados

6.- Reglas de la termoquímica. Ley de Hess ( Muy importante)

Se deben tener en cuenta las siguientes reglas:• La variación de entalpía ∆H para una reacción es directamente

proporcional a la cantidad de reactivo o de producto.• La variación de entalpía ∆H para dos reacciones inversas son iguales

en magnitud, pero de signo contrario• El valor de ∆H para una reacción es el mismo, independientemente de

que ocurra en un paso o en varios. Esta ley se conoce como LEY DE HESS

Ver ejercicios resueltos de aplicación de la ley de Hess (importante)

7.- Entropía y segunda ley de la Termodinámica

• Desorden y Entropía

La expansión de un gas contenido en un recipiente que está contenido a otro recipiente es un proceso ESPONTÁNEO; algunas moléculas contenidas en el primer recipiente pasan al segundo hasta alcanzar un estado de equilibrio en el que la presión se iguala en ambos recipientes.

En los dos ejemplos anteriores se observa una tendencia ESPONTÁNEA de las moléculas gaseosas a mezclarse entre sí , ocupando el máximo de espacio posible; es decir alcanzando el MÁXIMO DESORDEN.

En Termodinámica se define una magnitud llamada Entropía que se representa por la letra S y que describe el grado de desorden de un sistema.Cuanto mayor es el grado de desorden de un sistema mayor es su entropíaLa entropía al igual que U y que H, es una función de estado. Esto significa que la variación de entropía ∆S entre dos estados inicial y final de un sistema sólo depende de ellos y no del camino o proceso seguido para ir desde el estado inicial al final.Para una reacción química se cumple que:

Las partículas que forman la materia se organizan de diferente manera según el estado de agregación que consideremos ( sólido, líquido o gaseoso)

En los sólidos las moléculas están en estados altamente ordenados (generalmente forman redes cristalinas). Por consiguiente en ellos le entropía tendrá un valor muy bajo.

Los líquidos tienen mayor entropía ya que en ellos las moléculas están menos ordenadas que en los sólidos.

Por último los gases tienen valores de entropía muy altos pues las moléculas en ellos están distribuidas totalmente al azar por todo el recipiente que los contiene. Por consiguiente el desorden en máximo y la entropía será por lo tanto muy alta

∆S = Σ Sproductos - Σ Sreactivos

Por consiguiente : Ssólido < Slíquido < Sgas

• Se puede definir la segunda ley de la Termodinámica:

“En un proceso espontáneo hay un incremento neto de entropía total, teniendo en cuenta tanto al sistema como al entorno” :

∆STotal = ( ∆S sistema + ∆Sreactivos) > 0 en los procesos espontáneos

Ampliar en el libro de texto

8.- Energía Libre de Gibbs

Cuando un sistema experimenta un cambio a temperatura y presión constantes(T = cte. ; p = cte. ) se puede determinar de manera sencilla la espontaneidad o no del sistema acudiendo a una magnitud llamada Energía libre de Gibbs, representada por G y vale :

Dónde T es la temperatura absoluta (ºK) ; H la entalpía y S la entropía del sistema.Para un proceso a T y p constantes la variación de energía libre de Gibbs vale :

G = H – T.S

∆G = ∆H – T.∆S

El signo de la variación de G , o sea el signo de ∆G determina la espontaneidad de una reacción o de cualquier proceso que transcurra a T y P constantes, así:

• Si ∆G es negativo, la reacción es espontánea• Si ∆G es positivo, la reacción no es espontánea. Pero la reacción

inversa sí será espontánea.• Si ∆G = 0 , el sistema se dice que está en equilibrio. No hay

tendencia a que se produzca la reacción en ningún sentido dominante.

Paginas web interesantes que pueden ayudar al estudio del tema 6 :

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/sign_conventions_for_heat_and_workchanges.htmAnimación para entender el convenio de signos de Calor que entra / sale de un sistema y del Trabajo que se ejerce por / sobre el sistema

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/types_of_energy.htmBonita animación en la que se muestra la variación de la energía cinética y potencial en el movimiento de caída de una bola desde una cierta altura. También se muestra la energía térmica de la bola como energía de movimiento vibratorio de sus átomos.

http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/energia4.htmEsta página web se refiere a la ley de Hess para las entalpías en las reacciones químicas

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/hess_law.htmOtra animación para entender la ley de Hess en Termoquímica. Se necesita Flash

http://www.kalipedia.com/fisica-quimica/tema/energia-reacciones-quimicas.html?x1=20070924klpcnafyq_120.Kes&x=20070924klpcnafyq_111.KesEn esta página Web se describen detalladamente las reacciones exotérmicas y endotérmicas

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap7/formaci%F3n_del_bromuro_de_alumini.htmAnimación en la que se aprecia la reacción de formación del Bromuro de Aluminio como ejemplo de reacción exotérmica (está en inglés)http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/energrea.htmSe describen ejemplos de reacciones exotérmicas y endotérmicas

http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0276-02/ed99-0276-02.htmlPágina Web sobre la energía, energía en los seres vivos y energía en el universo en general

http://physics.ius.edu/EnEspanol/II3Termodinamica/II17TeoriaCinetica/il17_3.htmlAnimación que muestra la diferencia entre proceso reversible e irreversible así como el concepto de entropía

EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 6 : TERMODINÁMICA

Ejercicio nº 1 :Responder VERDADERO / FALSO a las siguientes proposiciones, razonando la respuesta :

a) Toda reacción exotérmica es espontáneab) Cuando un sistema en estado gaseoso se expande, disminuye su

energía internac) En la reacción : 2 KClO4 (s) 2 KClO3 (s) + O2(g) la entropía

disminuye

Ejercicio nº 2 :Utilizando el diagrama de entalpía que aparece en la figura siguiente : H2(g) + O2(g)

-188 kJ Entalpía (H) H2O2(l) -286 kJ

H2O (l) + ½ O2 a) Escribir tres procesos químicos (reacciones) que se deducen de dicho

diagramab) Calcular ∆H en el proceso: H2O2 (l) H2O (l) + ½ O2 (g) ¿La reacción anterior, es exotérmica o endotérmica? ¿Se absorbe, o bien se desprende energía?c) Calcular la energía absorbida o desprendida al descomponerse 4 moles

de H2O2 (l)

Ejercicio nº 3 :Sabemos que la reacción: C(s) + 2 Cl2 (g) CCl4 (l) es exotérmica.Razonar los signos que tienen: ∆H, ∆S y ∆G de dicha reacción e indicar si es espontánea o no lo es.

Ejercicio nº 4 :El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ; ∆H = 3402,8 kJa) Calcular la entalpía de formación estándar de la glucosa C6H12O6

b) Calcular la energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis.

Datos : ∆ Hf0 [ CO2 (g) ] = -393,5 kJ/mol ; :

∆ Hf0 [ H2O (l)] = -285,5 kJ /mol

Masas atómicas : C = 12 , H = 1 , O = 16

Ejercicio nº 5 :En la combustión de 0,1 g de metanol (CH3OH) a 298 ºK, a presión constante, se liberan 2,26 kJ de energía mediante calor. Calcular las entalpías estándar de combustión y de formación del metanol.La reacción de combustión (sin ajustar) del metanol es la siguiente : CH3OH + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l)Datos : ∆ Hf

0 [ CO2 (g) ] = -393,5 kJ/mol ∆ Hf

0 [ H2O (l)] = -285,5 kJ /mol

Ejercicio nº 6 :En algunos países se utiliza el etanol (CH3OH : alcohol etílico) como alternativa a la gasolina en los motores de automóviles. Suponiendo que la gasolina es octano puro (C8H18),

a) Escribir las reacciones de combustión de ambas sustancias.b) Determinar qué combustible tiene mayor poder calorífico (calor por

kilogramo quemado)Masas atómicas : C = 12 ; O = 16 ; H = 1Entalpías de formación :

Etanol Octano Dióxido de

carbono

Agua

∆Hf0

( kJ/mol) -278 -270 -394 -286

Ejercicio nº 7 : Dadas las reacciones siguientes junto a sus variaciones de entalpía ∆H :a) P4 (s) + 6 Cl2 (g) 4 PCl3 (l) ∆H1 = -304,0 kcalb) PCl3 (l) + Cl2 (g) PCl5 (s) ∆H2 = -32,8 kcal

Calcular a partir de ellas el calor de formación del pentacloruro de fósforo sólido

Ejercicio nº 8 :Con las entalpías de formación que se indican en la tabla siguiente :

NO2 (g) NO (g) HNO3

(aq) H2O (l)

∆Hf0 kJ/mol 33,23 80,25 -207,4 -241,8

a) Calcular la variación de entalpía estándar de la reacción siguiente:

NO2 (g) + H2O (l) HNO3 (aq) + NO (g) (no está ajustada)

b) Calcular la molaridad de la disolución de ácido nítrico que se obtendrá, si se parte de 10 litros de dióxido de nitrógeno, medidos a 25 ºC y 3 atm.de presión y se hacen reaccionar con 4 litros de agua. ( Se supone que el volumen de líquido, 4 litros, no cambia al disolver el gas).

Ejercicio nº 9 :En la combustión completa de en condiciones estándar de 6 litros de eteno (C2H4), medidos a 27 ºC y 740 mm de Hg de presión, se desprenden 314,16 kJ, quedando el agua en estado gaseoso. Calcular :

a) La entalpía de combustión estándar del eteno.b) La entalpía de formación a 298 ºK del eteno.c) La variación de entropía a 298 ºK para el proceso de combustión

considerado (para los 6 litros de eteno)Datos : ∆G para la combustión del eteno : -1314,kJ.mol-1 ∆ Hf

0 [ CO2 (g) ] = -393,5 kJ/mol ∆ Hf

0 [ H2O (g)] = -241,8 kJ /mol R = 0,082 atm.L.ºK-1.mol-1

Ejercicio nº 10 :A partir de los datos dados en la tabla, deducir si la formación del dióxido de nitrógeno a partir de monóxido de nitrógeno y oxígeno, en las condiciones estándar es o no es :

a) Endotérmicab) Espontánea

∆ Hf0 kJ/mol ∆Gf

0 kJ/mol NO (g) 90,25 86,57 NO2 (g) 33,18 51,30

RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN

TEMA 6 : TERMODINÁMICA

Ejercicio nº 1 :

a) FALSO : Si es exotérmica ∆H < 0 Pero para que se sea espontánea se debe cumplir que la variación de energía libre de Gibbs ∆G < 0 (siendo ∆G = ∆H – T.∆S). Por consiguiente, pudiera ocurrir que no fuera ∆G < 0 , aunque ∆H < 0.

b) VERDADERO : Se cumple que ∆U = Q – P.∆V (siendo P.∆V = ∆W)Si el gas se expansiona, se cumplirá que ∆V > 0, y por consiguiente si no hay aporte ni cesión de calor, ∆U < 0 indicando esto que la energía interna disminuirá.

c) FALSA : La entropía (S) de los productos es mayor que la entropía de los reactivos, dado que entre los productos aparece un gas (O2) que tiene gran desorden en sus moléculas y por consiguiente más entropía (medida del grado de desorden de un sistema) que los líquidos (l) y sólidos (s).

Ejercicio nº 2 :

Los tres procesos que se deducen del diagrama de entalpías son : 1) H2 (g) + O2 (g) H2O (l) + ½ O2 (g) ; ∆H1 = - 286 kJ 2) H2 (g) + O2 (g) H2O2 (l) ; ∆H2 = - 188 kJ 3) H2O2 (l) H2O (l) + ½ O2 (g) ; ¿ ∆H3 ?

a) Para calcular ∆H3 se debe realizar la siguiente operación: (ver diagrama) :

reacción (3) = reacción (1) – reacción (2)

por consiguiente : ∆H3 = ∆H1 - ∆H2 = - 286 – ( -188) = - 98 kJ (exotérmica)

b) H2O2 (l) H2O (l) + ½ O2 (g) ; ∆H3 = -98 kJ / mol

Al descomponerse 4 moles de H2O2 (l) , se desprenderá una energía :

4 moles de H2O2 (l) x =mol

kJ 98 392 kJ se desprenden

Ejercicio nº 3 :

• ES EXOTÉRMICA , pues ∆H < 0

• ∆S = Σ S(productos) - Σ S(reactivos)Dado que entre los reactivos s encuentra un gas y sabiendo que su entropía es mayor que la de los líquidos y gases, se deduce que ∆S < 0

• Sabiendo que ∆G = ∆H – T.∆S

El proceso será espontáneo siempre que ∆G < 0Por consiguiente pueden ocurrir los siguientes casos :Para altas temperaturas: T.∆S > ∆H ∆G> 0 :NO ESPONTÁNEOPara bajas temperaturas: T.∆S < ∆H ∆G< 0 : ESPONTÁNEO

Ejercicio nº 4 :

a) La reacción ajustada es:

6CO2 + 6H2O C6H12O6(glucosa) + 6O2 ; ∆H0 = 3402,8 kJSe cumplirá : ∆H0 = Σ ∆Hf

0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)

∆H0 = ∆Hf0(C6H12O6) - [(∆Hf

0 (CO2 (g) + ∆Hf0 (H2O (l))]

3402,8 = ∆Hf0(C6H12O6) – ( 6x(-393,5) + (6x(-285,5)))

3402,8 + 6x(-393,5) + 6x(-285,5) = ∆Hf0(C6H12O6)

3402,8 – 2361 – 1713 = ∆Hf0(C6H12O6)

∆Hf

0(C6H12O6) = - 671,20 kJ

b) 1 mol de glucosa C6H12O6 = 12x6 + 1x12 + 6x16 = 180 g

==acosglu de g 180

kJ 8,3402glucosa de mol

kJ 3402,8 18,904 kJ / g de glucosa

18,904 kJ / g de glucosa x 500g de glucosa = 9452,22 kJ son necesarios

Ejercicio nº 5 :

La reacción de combustión del metanol ( CH3OH) es la siguiente:

CH3OH + 23 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l)

1 mol de CH3OH = 12 + 4 + 16 = 32 g

Si 0,1 g de CH3OH 2,26 kJ

32 g de CH3OH X

Se obtiene X = 723,20 kJ / mol de metanolPor consiguiente: ∆H0 de combustión del metanol = - 723,20 kJ ( energía liberada)Aplicando ahora :

∆H0 = Σ ∆Hf0 (productos) - Σ ∆Hf

0 (reactivos) ∆H0 = ∆Hf

0 (CO2) + 2x∆Hf0(H2O) - ∆Hf

0 (CH3OH) - 723,20 = - 393,5 + 2x(- 285,8) - ∆Hf

0 (CH3OH) despejando ∆Hf

0 (CH3OH) : ∆Hf

0 (CH3OH) = - 241,90 kJ/mol

Ejercicio nº 6 :

a) Etanol (alcohol etílico) : CH3 – CH2OH : C2H6O (masa molecular 46) La reacción de combustión del etanol es :

C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O ; ∆H1 = ? Octano (gasolina) : C8H18 (masa molecular 114) La reacción de combustión del octano es :

C8H18 + 2

25 O2 8 CO2 + 9 H2O ; ∆H2 = ?

b) ∆H1 = Σ ∆Hf0 (productos) - Σ ∆Hf

0 (reactivos) ∆H1 = 2x∆Hf

0 (CO2) + 3x∆Hf0(H2O) - ∆Hf

0 (C2H6O)

Sustituyendo los datos dados en el enunciado del ejercicio : ∆H1 = 2x(-394) + 3x(-286) –(-278)

∆H1 = - 1368 kJ / mol de C2H6OAplicando nuevamente : ∆H2 = Σ ∆Hf

0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)

∆H2 = 8x∆Hf0 (CO2) + 9x∆Hf

0(H2O) - ∆Hf0 (C8H18)

Sustituyendo valores:∆H2 = 8x(-394) + 9x(-286) –(- 270)∆H2 = - 5456 kJ / mol

El poder calorífico por kg de etanol será :

=kg/g 1000xg/mol 46kJ/mol 1368

29.739 kJ/ kg de etanol

El poder calorífico por kg de octano será :

= kgg/ 1000xg/mol 114kJ/mol 5456

47.859,64 kJ /kg de octano

Por consiguiente el PODER CALORÍFICO DEL OCTANO ES MAYOR

Ejercicio nº 7 :

A partir de las reacciones : a) P4 (s) + 6 Cl2 (g) 4 PCl3 (l) ∆H1 = -304 kcal b) PCl3 (l) + Cl2 (g) PCl5 (s) ∆H2 = -32,8 kcal

debemos obtener la reacción de formación del pentacloruro de fósforo :

P + 25 Cl2 PCl5 reacción (*)

Esta reacción se obtiene:

=+ (b) reacción 4

(a) reacción reacción (*)

Por consiguiente:

∆Hf0 (PCl5) = 2

1 H4H

∆+∆

∆Hf0 (PCl5) = kJ 108,8- -32,8)(

4304 - =+

∆Hf0 (PCl5) = - 108,8 kJ / mol

Ejercicio nº 8 :

a) La reacción ajustada será: 3 NO2

+ H2O 2 HNO3 + NO ∆H0 = Σ ∆Hf

0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)

∆H0 = 2x∆Hf0 (HNO3) + ∆Hf

0 (NO) – 3x∆Hf0 (NO2) - ∆Hf

0 (H2O)Sustituyendo valores :∆H0 = 2x(-207,4) + 90,25 - 3x(33,2) – ( - 241,8) = -182,35 kJ

b) Aplicando P.V = n.R.T 3x10 = nx0,082x298 n = 1,227 moles de NO2

Según la reacción anterior : Si 3 moles de NO2 producen 2 moles de HNO3

1,227 moles de NO2 producirán X moles de HNO3

Se obtiene X = 0,818 moles de HNO3

La molaridad será : M = )litros(V

HNOmolesdeºn 3−−− =

4818,0

= 0,204 M

Ejercicio nº 9 :

a) La reacción ajustada será :C2H4 + 3 O2 2 CO2 + 2 H2O (g)Aplicando P.V = n.R.T (para calcular los moles de eteno)

300x082,0nx6x760740 =

n (eteno) = 0,237 moles de C2H4

Si moles 0,237 de C2H4 314,16 kJ 1 mol de C2H4 X kJ Se obtiene X = 1325,56 kJ ∆H = - 1325,56 kJ /mol(∆H es negativa por ser exotérmica)

b) C2H4 + 3 O2 2 CO2 + 2 H2O (g) ; ∆H0 = - 1325,56 kJ /mol ∆H0 = Σ ∆Hf

0 (productos) - Σ ∆Hf0 (reactivos)

∆H0 = 2x∆Hf0 (CO2) + 2x∆Hf

0(H2O) - ∆Hf0 (C2H4)

Sustituyendo valores :-1325,56 = 2x(-393,5) + 2x( -241,8) - ∆Hf

0 (C2H4) Se obtiene : ∆Hf

0 (C2H4) = 54,96 kJ/molc) Sabiendo que : ∆G = ∆H – T.∆S

∆S = =∆∆T

G-H=

298(-1314,15) - 1325,56 -

- 0,038 J/mol

Ejercicio nº 10 :

a) La reacción será :NO + ½ O2 NO2

∆H0 = Σ ∆Hf0 (productos) - Σ ∆Hf

0 (reactivos)

∆H0 = ∆Hf0 (NO2) - ∆Hf

0 (NO) = 33,18 – 90,25 ∆H0 = - 57,07 kJ/mol ∆H0 < 0 Reacción EXOTÉRMICA

b) ∆G = ∆H – T.∆S ∆G0 = Σ ∆G0 (productos) - Σ ∆G0 (reactivos) ∆G0 = ∆G0 (NO2) - ∆G0 (NO) ∆G0 = 51,30 – 86,27 = - 35,27

∆G0 < 0 reacción ESPONTÁNEA