Química General: Enlaces Químicos, Termodinámica y Cinética Química en Español

Enlace químico:

Fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o moléculas que forman las sustancias. En la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que el número de estos sea igual a 8 en su nivel de valencia.

Enlace iónico

Unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto formado por una red cristalina iónica. Sales binarias y de orden superior, algunos óxidos e hidróxidos.

Valencia iónica del elemento

Carga que adquieren sus átomos al convertirse en iones positivos o negativos.

Índice de coordinación

Es el número de iones de signo contrario que le rodean a la misma distancia. Las estructuras cristalinas que deben cumplir los compuestos iónicos son: que el empaquetamiento deba ser máximo, es decir, los iones deben ocupar el menor volumen posible; y que el cristal deba ser neutro, es decir, el número de cargas positivas tiene que ser igual al de cargas negativas.

Ciclo Born-Haber

Energía de red o reticular (U): en los compuestos iónicos es la energía del proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso, cuando entre ellos no hay interacción alguna. Es un proceso exotérmico y la energía de red es negativa. Cuanto más negativa sea la U, más estable es el compuesto que se forma y más energía desprende. La U es mayor cuanto mayores sean las cargas de los iones. Cuanto mayor sea la U, el cristal iónico será más estable.

Enlace covalente

Unión de 2 átomos que comparten un par de electrones. Superposición de 2 orbitales semiocupados de átomos diferentes con emparejamiento de los electrones de spin antiparalelo.

• E.C. Simple: molécula de F₂.
• E.C. Doble: se comparten 2 pares de electrones (NO).
• E.C. Triple: se comparten 3 pares de electrones (N₂).

Valencia covalente

Número de enlaces covalentes que puede formar un elemento, depende del número de sus electrones desemparejados.

Geometría molecular

Método de repulsión de pares de electrones del nivel de valencia (RPENV): los pares de electrones enlazantes y los libres que rodean al átomo central se orientan de tal manera que, al aproximarse al núcleo, se alejen entre sí lo suficiente para que las repulsiones entre ellos sean mínimas. La orientación adoptada determina la geometría molecular.

Enlace apolar

Enlace covalente en que los electrones son compartidos por igual por los 2 átomos, de modo que la densidad electrónica es simétrica respecto de los 2 núcleos.

Enlace polar

Uno de los 2 átomos por ser más electronegativo que el otro, desplaza hacia él la carga electrónica compartida. Hay una transferencia parcial de los electrones.

Momento dipolar

Magnitud vectorial cuyo módulo se define como el producto de la distancia que separa 2 cargas de igual magnitud y de signo contrario por el valor absoluto de una de esas cargas. Su sentido es de la carga positiva a la negativa.

Hibridación de orbitales atómicos

Hibridación sp³: produce 4 orbitales híbridos. Los orbitales sp³ están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular formando ángulos de 109,5º entre sí (CH₄).

Hibridación sp²: se forman 3 orbitales híbridos sp². Los nuevos orbitales están situados en un mismo plano y forman ángulos de 120º. Se mantiene 1 orbital p sin hibridar (eteno, CH₂=CH₂). Dos orbitales híbridos sp² de 2 átomos de carbono se superponen mediante enlace covalente, mientras que los 2 orbitales 2p no híbridos forman un enlace π.

Hibridación sp: se forman por combinación de 1 orbital s con uno p. Los nuevos orbitales son lineales y forman un ángulo de 180º. En cada átomo se mantienen 2 orbitales p sin hibridar (etino, CH≡CH). Un orbital híbrido sp de cada C forma un enlace σ con otro orbital 1s de un átomo de H. Los 2 orbitales 2p no hibridados de cada átomo de C forman enlaces π con los orbitales 2p del otro átomo de C.

Enlace metálico

Fuerza de unión entre los átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas. Los metales a temperatura y presión ambientes se presentan en forma de cristales.

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de atracción existentes entre moléculas de las sustancias covalentes.

Puentes de hidrógeno

Interacciones electrostáticas entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalente con otro átomo muy electronegativo (F, O, N).

Fuerzas de Van der Waals

• Fuerzas dipolo-dipolo: entre moléculas con momento dipolar permanente (HCl).
• Fuerzas dipolo-dipolo inducido: entre moléculas con momento dipolar permanente y otras sin momento dipolar, moléculas apolares (HCl + Ar).
• Fuerzas de dispersión de London: entre moléculas apolares (O₂ + O₂).
• Ion-dipolo: se disuelve un compuesto iónico en H₂O (Na⁺ + H₂O).
• Ion-dipolo inducido: entre un ion y una molécula apolar. Fuerzas muy débiles y con moléculas de gran tamaño.

Termodinámica

Ciencia que trata de los cambios de energía que se producen en los procesos físicos y químicos.

Termoquímica

Parte de la química que trata de los cambios de calor que suceden en las reacciones químicas.

Reacciones endotérmicas

Se suministra a los reactivos suficiente cantidad de calor.

Reacciones exotérmicas

Desprenden calor y forman a la vez nuevas sustancias.

Sistema termodinámico

Parte del universo que separamos arbitrariamente del resto con límites definidos para acotarla, con objeto de alguna investigación.

Variables termodinámicas

Magnitudes utilizadas para describirlo sin ambigüedad.

• Variables extensivas: su valor depende de la cantidad de materia que contiene el sistema (masa, volumen).
• Variables intensivas: su valor no depende de la cantidad de materia del sistema (temperatura, densidad, presión).

Proceso termodinámico

Transformación en la que un sistema intercambia energía con su entorno, pasando desde un estado inicial de equilibrio a otro estado final de equilibrio.

1º Principio de la termodinámica

La energía ni se crea ni se destruye. La cantidad total de energía del universo se mantiene constante. La variación de energía interna (ΔU) es igual a la suma del calor intercambiado entre el sistema y su entorno y el trabajo realizado por el sistema o sobre él.

• Entalpía estándar de reacción: variación de entalpía en una reacción en la que los reactivos en estado estándar se transforman en productos en estado estándar.
• Entalpía estándar de formación: variación de entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de una sustancia en su estado estándar a partir de sus elementos en dicho estado, a los que se les asigna la entalpía 0.
• Entalpía estándar de combustión: variación de entalpía que se produce cuando se quema 1 mol de la sustancia en su estado estándar para obtener los productos correspondientes en dicho estado.
• Entalpía estándar: es igual a la diferencia entre la suma de las entalpías de los enlaces que se rompen en los reactivos y la suma de las entalpías de los enlaces que se forman en los productos.

Entropía (S)

Función de estado que mide el grado de desorden molecular de los sistemas. Al pasar de sólido a gas, la entropía aumenta; disminuye cuando aumenta el orden molecular.

3º Ley de la termodinámica: Entropía molar estándar

Entropía de 1 mol de sustancia a presión de 1 atm y a la temperatura de 25 ºC. La entropía de una sustancia cristalina pura con ordenamiento perfecto es 0 en el cero absoluto.

2º Principio de la termodinámica

Modificación del grado de desorden del universo como consecuencia de los procesos que tienen lugar en él. La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio.

Cinética química:

Parte de la química que trata de la velocidad con que suceden las reacciones, los factores que influyen y el mecanismo a través del cual los reactivos se transforman en productos.

Velocidad media de reacción

Se mide a partir de la disminución de la concentración de un reactivo o el aumento de la concentración de un producto en un intervalo de tiempo.

Velocidad instantánea

Derivada de la concentración con respecto al tiempo de un reactivo o de un producto, dividida por su correspondiente coeficiente estequiométrico y convertida en una cantidad positiva.

Teoría de colisiones

Para que el choque de 2 partículas garantice la reacción entre ellas, las partículas deben: disponer de la energía cinética suficiente para que tenga lugar el reordenamiento de los enlaces y la formación de una nueva sustancia; y también deben colisionar con la debida orientación.

Teoría del complejo activado

Cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que, en el choque, da lugar a un estado intermedio de alta energía y corta duración. Es una combinación de las moléculas que puede dar lugar a los productos o volver a producir los reactivos iniciales. Se llega a formar si las moléculas de los reactivos tienen una energía inicial superior a la energía de activación (energía adicional que deben absorber las moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo activado).

Ecuación de velocidad

Expresión matemática que relaciona la velocidad instantánea de una reacción en un momento dado con las concentraciones de los reactivos presentes en ese momento (v = k·[A]^x·[B]^y).

Factores que influyen en la velocidad de reacción

• Temperatura: al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad de reacción y aumenta K (K = A·e^-Ea/RT).
• Concentración de reactivos: (v = k·[A]^x·[B]^y); si aumenta la concentración de reactivos, aumenta la velocidad.
• Naturaleza, estado físico y grado de división del reactivo: según la naturaleza, hay sustancias más reactivas que otras (Na muy reactivo, Pt poco reactivo). Estado físico: la gasolina en vapor tiene más velocidad que en líquido. Grado de división: a mayor superficie de contacto, mayor velocidad de reacción de los reactivos.
• Catalizadores: en reacciones exotérmicas, cuanto mayor Ea, menor velocidad; en reacciones endotérmicas, cuanto menor Ea, mayor velocidad. Los catalizadores homogéneos están en el mismo estado físico que los reactivos; los heterogéneos están en distinto estado físico que los reactivos.