ISOTOPOS Z: A M

ISOTOPOS
Z: Número atómico: Nº protones−−−−−− caracteriza a un elemento quÃ-mico.
ISOTOPOS: Ãtomos de un mismo elemento con distinto nº de neutrones.
A: Nº másico−− nº de protones +nº de neutrones (nucleones)
M: masa atómica (en u)
Tenemos en cuenta sus isótopos naturales, masa isotópica y su abundancia relativa.
La media ponderada de las masas de sus isótopos.
ANTECENDENTES DEL MODELO DE BOHR
Se basa en el modelo atómico nucleado de Rutterford.
• Estudio de los espectros atómicos
• TeorÃ-a cuántica de Planck.
1.− Espectro atómico:
La luz es una onda electromagnética.
λ : distancia entre dos puntos sucesivos que están el mismo estado de vibración (m)
Ï…: Longitud de onda recorrida en 1 segundo (Hz , S−1 )
T: tiempo que tarda en recorrer una longitud de onda (s). Es la inversa de la frecuencia.
C = λ /T = λ − Ï… velocidad de propagación de la onda.
Espectro: separación de una radiación compleja en las radiaciones sencillas que la componen (cada una de
las cuales tiene υ única)
Espectro atómico: se calienta o se somete a una ddp (voltaje) muy alto un elemento gaseosos y emite una luz
que se descompone.
El espectro atómico de emisión se recoge en una pantalla todos los elementos tiene un especto diferente.
Para el hidrógeno Se observan una seria de lÃ-neas (llamadas lÃ-neas espectrales) en distintas zonas del
espectro electromagnético.
La primera serie espectral observada están en la zona del visible de Balmer
Experimentalmente 1/ λ = R ( ¼ − 1/n2) n>2
Serie de Balmer
1
R(constate de Rydberg) R = 1,097.10 m−1
Serie de Lyman Ultravioleta
Serie de Paschen. Serie de Brackett. Seria de PfundInfarrojos.
Serie
Lyman
Balmer
Paschen
Brackett
Pfund
n1
1
2
3
4
5
n2
2,3,4,.âˆ
3,4,5,. âˆ
4,5,6,. âˆ
5,6,7,. âˆ
6,7,8,. âˆ
2.− TeorÃ-a cuántica de Planck
La emisión de energÃ-a por un cuerpo se hace en forma de pequeños paquetes de energÃ-a, llamados
cuantos o fotones.
E = h∙υ Siendo E = energÃ-a del fotón
h =constante de Planck h = 6,62.10−34 J∙s
υ = frecuencia de la radiación.
Modelo atómico de Bohr (1913)
1.− Los electrones se mueven alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares de energÃ-a fija.
Mientras el electrón se mueve en la misma órbita, su energÃ-a no cambia.
2.− El espacio alrededor del núcleo está cuantizado, es decir, hay órbitas permitidas (niveles) y órbitas
no permitidas.
Para que se cumpla me . Ve. R = n h / 2П siendo R = radio de órbita
n = nº cuántico principal = niveles permitidos. Valores 1,2,3, ∠(n=1 es el nivel más próximo al
núcleo.
3.− La absorción o emisión de energÃ-a por un átomo es debido a los transitos electrónicos entre
diferentes capas (o niveles). Cuando el electrón (e ) pasa a una órbita más interna emite un fotón.
AE = | E final − E inicial | AE < 0 cuando emite energÃ-a
AE < 0 cuando absorva inergÃ-a.
ORBITAS DE BOHR
MECANICA CUANTICA
Se basa en:
• Dualidad onda − crepúsculo
2
• Principio de incertidumbre de Heisenberg
Dualidad onda−crepúsculo
De Broglie hace extensivo este carácter a cualquier partÃ-cula Cualquier partÃ-cula en movimiento lleva
asociada una onda
E = h∙υ = h∙c/λ
h∙c/λ = m∙c2 λ= h/ m∙c
E = m∙c2
λ = h/ m∙v para cualquier partÃ-cula a nivel microscópico
Principio de incertidumbre de Heisemberg
Hay un lÃ-mite en la precisión de la determinación de la posición y la cantidad de movimiento de una
partÃ-cula.
Ec. de onda de Schrödinger.
Orbital zona del espacio alrededor del núcleo dónde la posibilidad de encontrar al electrón es del 90%.
Plantea una ec. De ondas para el electrón. Tiene dos soluciones:
E = nivel energético del electrón
ψ = función de onda al nivel energético.
ψ no tiene significado fÃ-sico.
Ψ2 = probabilidad de encontrar el e en una zona determinada.
Estas soluciones vienen dadas por tres número cuánticos n, l, m que definen un orbital.
Valores 0n−1. Se representa por letras
l=0s
l=1p
l=2d
l=3f
m nº cuántico magnético. Indica la orientación de los orbitales en el espacio.
Un orbital se simboliza por un nº (definido por n) + letra (definida por l) + subÃ-ndice (definido por m, solo
en caso de orbitales p)
Para saber cuantos electrones caben en un orbital nos vamos a basar en el Principio de exclusión de Pauli: en
3
un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Numero cuántico de espÃ-n −s−
En un orbital un electrón (e−) solo puede tener dos situaciones, es posible definidas por el nº cuántico
espÃ-n.
Valores = + ½ y −1/2
Como un orbital viene definido por los tres número cuánticos solo nos van a caber 2 e− con los espines
contrarios para poder cumplir el Principio de Exclusión de Pauli.
Forma de los orbitales
Ψ2 probabilidad de encontrar el e− en una zona de átomo.
Al representar ψ2 GRAFICAMENTE salen formas de los orbitales
Configuración electrónica
Es la distribución de los e− en los órbitales. Cuando esta distribución es la de menor energÃ-a se llama
configuración electrónica fundamental.
Tres reglas o principios:
Principio de Aufbau (Principio de mÃ-nima energÃ-a)
Los electrones se colocan en los orbitales de menor energia disponible
La energÃ-a de un orbital viene dada por la suma de n + l si la suma sale igual para varios orbitales tiene
menor E en el de menor n.
Se sigue el orden de un diagrama de llenamo (Moëller)
Principio de exclusión de Pauli
En un mismo átomo no puede haber dos e− con los 4 nº cuánticos iguales
En cada órbital entran 2 e− con los espines contrarios.
Principio de máxima multiplicidad de Hund
Cuando hay varios orbitales del mismo tipo (de la misma energÃ-a) los e− se colocan de forma que están lo
más desapareados posible c con el mismo espÃ-n.
Configuraciones electrónicas que son especialmente estables
• Estructura de gas noble (capa llena)
• Capa semillena ( p5, d5, f7)
24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 −−−Teórica
4
4s1 3d5 −−− Real
29Cu ................................4s2 3d9 Teórica
4s1 3d10 Real
Tabla de Menteleiev
Orden de masa atómica creciente: ordena los elementos en lÃ-neas horizontales.
Propiedades semejantes: ordena los elementos en las columnas verticales.
Predicciones:
• Cuestiones el valor de la masa atómica de algunos elementos :de otro valor.
• Invertir el orden de algunos elementos.
• Dejar huecos en la tabla periódica I, Be, N
TABLA PERIODICA ACTUAL
Se ordenan los elementos por orden creciente de Z (nº atómico)
Warner y Seaborg
Cuando los elementos se ordenan según el Z creciente las propiedades fÃ-sicas o quÃ-micas se repiten
periódicamente. Esta peridodicidad se debe a la repetición de la configuración de los elementos de
valencia.
Hay una relación directa entre la configuración electrónica de la última capa y la posición en la tabla de
un elemento.
Periodo: los e− están colocados en la misma capa externa. El nivel energético coincide con el nº
atómico n que nos indica el periodo
− Cada elemento se diferencia del anterior por el electrón diferenciador.
− El electrón diferenciador es el responsable de las propiedades de los elementos del mismo periodo.
Grupo: tienen en común la configuración electrónica de la capa de valencia (el mismo nº de e− situado
en orbitales del mismo tipo).
Según la configuración electrónica de la e− valencia distinguimos los siguientes bloques:
• Bloque s = grupo 1 y 2. Incluye el He .Configuración electrónica de la misma capa n sx (x = 1,2)
• Bloque p = grupo 13 (terreos), 14 (carbonoides), 15 (nitrogenoideos), 16 (anfigenos), 17 (alogenos),
18 (gases nobles).
ns2 npx (x = 1,2,3,4,5,6,)
• →Bloque d = metales de transición
ns2 (n−1) dx (x =110)
5
• Bloque f = metales de transición interna
n s2 (n−2) fx (x = 114)
Propiedades periódicas
Son aquellos cuyo valor cualitativo se puede determinar por la posición que ocupa el elemento en la tabla.
• Tamaño del átomo (radio atómico/radio iónico).
Radio atómico:
+ ↓ aumenta el nº de capas radio ¡
los e − entran en la misca capa, pero la Z aumenta, aumenta la atracción lectroestática y el rayo disminuye.
Radio iónico:
Catión< átomo neutro ya que pierde e− y Z igual
Anión> átomo neutro ya que gana e− y Z igual
Ãtomos isoelectrónicos 8O2−, 9F−, 10Ne, 11 Na+ , 12 Mg2+
10e− 10e− 10e− 10e− 10e−
Para átomos isoelectrónicos el radio es menor cuando el Z es menor.
EnergÃ-a de ionización (EI) o Potencial de ionización
EI Es la energÃ-a mÃ-nima necesaria para arrancar el e− más externo a un átomo neutro en estado
gaseoso . Para convertirlo en ión monopositivo en estado gaseoso.
x(g)+ EI x+ (g) + 1e− 1ª EI >0 hay que dar energÃ-a
−↓ Al descender en un grupo, aumenta el radio; el electrón que queremos arrancar está menos retenido,
hay que dar menos energÃ-a para arrancarlo, menor EI.
+→ Al avanzar, en un perÃ-odo, el radio disminuye, los e− están más retenidos, hay que dar más
energÃ-a para arrancarlos. Mayor EI.
Afinidad electrónica
AE EnergÃ-a intercambiada en el proceso por el cual un átomo neutro en estado gaseoso gana e− para
convertirse en un ión mononegativo en estado gaseoso.
x(g)+1e − →∆E→ x− (g) 1º AE puede ser negativa si el elemento cede
E (Exotérmico) Ej. Halógeno.
Puede ser positiva si el elementos gano E (endotérmica)
6
Ej. Alcalinoterreo.
2º AE>0 siempre.
−↓ Al descender en un grupo, el radio aumenta y el e− que se introduce estará menos retenido la energÃ-a
implicada es menor AE
+→ Al avanzar en un periodo, el radio disminuye, el e− más retenido y también más cerca de la
configuración de gas noble. Mayor AE.
La AE está relacionada con el carácter oxidante + AE oxidante se reduce (+e−)
Electro negatividad (EN)
EN Es la tendencia de un átomo a atraer hacÃ-a sÃ- el par electrónico que comparte con otro átomo. Es
un a propiedad de átomo enlazado.
MULLIKEN: La define como EN = (EI+AE)/2
PAULING: Escala cualitativa Li Be B C N O F Cs,Fr
Estudiando la polaridad de los enlaces de los elementos obtuvo la EN de todos.
Sigue la misma variación que EI y AE. El H en lugar de P.
Reactividad de los metales y no − metales.
Un metal es más reactivo cuanto más fácilmente cede el e−, es decir, cuanto menor EI tiene ↓+
carácter metálico
Un no− metal es más reactivo cuánto más fácilmente gana e− , es decir, cuanto más AE tiene |+
carácter n−metal
Estado de oxidación
Número e− cedidos o ganados total (iónicos) o parcialmente (covalente) para adquirir configuración
estable.
Se representa en un número de oxidación (No)
• El No es positivo si cede e−
• El No es negativo si gana e−
EnergÃ-a de enlace y distancia de enlace
Al acercar los átomos predominan las fuerzas de atracción que estabilizan (la energÃ-a potencial
disminuye hasta un mÃ-nimo) si seguimos acercando los átomos y predomina las fuerzas de repulsión y
aumenta la E potencial.
La distancia de enlace es la distancia a la cual la E potencial es mÃ-mica.
EnergÃ-a de enlace es la despedida en proceso de formación de enalace.
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Electronegatividad y el tipo de enlace
EN de los átomos
Muy diferente
Altas y similares
Bajas y similares
Tipo de enlace
E. Iónico
E. covalente
E. Metálico
Tiene lugar entre
Metal + No metal
No metal + No metal
Metal +Metal
Notación de LEWIS
• Representación bidimensional de las moléculas
• Indica cuales on los átomos que se unen y el tipo de enlace
• No indica la geometrÃ-a de la molécula
TEORIA DEL OCTEO (LEWIS, KOSSEL)
Los átomos ganan, pierden y comparten e− para adquirir la estructura del gas más próximo a ellos en la
tabla periódica (ns2 np6) con 8e− en la capa de valencia. (Salvo lose lementos con Z pequeño que
adquieren la configuración del He 1s2)
Enlace IonÃ-co
Se da entre elementos de muy distinta EN. El elemento más electronegativo (no metal) en una primera etapa
gana electrones y se convierte en anión. El elemento menos EN pierde e− y da cationes; en ambos casos para
conseguir el octeto.
En una segunda etapa, los iones de distinto signo formados se atraen por fuerzas electroestaticas dando lugar
al enlace iónico.
El resultado no es un molécula, es una red iónica. Es una fórmula empÃ-rica, indica la proporción
mÃ-nima entre iones para que el cristal sea neutro.
Cada ión se rodea de mayor número posible de iones de signo contrario, esto se llama Ã-ndice o número
de coordinación. Esto depende del radio de los iones.
Estudio energético del enlace iónico
Al formarse un catión damos una energÃ-a (EI) al formarse un anión normalmente se libera energÃ-a.
Los iones formados se ordenan formando un ared que es más estable, liberandose una energÃ-a que es
denominada energÃ-a reticular, se representa con al letra u.
E. reticular es la energÃ-a liberada en le proceso de formación de un mol de cristal iónico sólida a partir
de sus iónes en estado gaseosos.
Se mide en KJ/mol o J/mol.
Calculo u (energÃ-a reticular)
* Teórica u = (K. q catión . q anion)/d0
d0 = distancia interiónica = rcation+rcatión
8
A = Constante de Madelung = considera la estructura de la red.
H
n = factor de Born −Landé considera las repulsiones electrónicas
Experimental implica dificultades, pero se puede hacer a partir de un método indirecto que es el ciclo de
Born−Haber se basa en un compuesto directo, se origina a partir de dos métodos.
• Directo a partir de los elementos en condiciones estandar se obtiene un mol de compuesto iónico.
• Indirecto previamente a la formación de 1 mol de compuesto iónico sólido se forman los iones
correspondientes en estado gaseoso a partir de los elementos.
Para hallar la energÃ-a nos basamos en la Ley de Hess si una reacción puede transcurrir en varias etapas
(reales o teóricas) la energÃ-a (entalpÃ-a) de proceso directo es igual a la suma de energÃ-as (entalpÃ-as)
implicadas en los procesos que dan lugar al proceso global.
La energÃ-a (entalpÃ-a) no depende del camino seguido si no de la situación inicial o final.
Es la energÃ-a que se absorve en el proceso de formación de 1 mol de un compuesto a partir de su elementos
estandar.
Propiedades de los compuestos iónicos
Depende fundamentalmente u, que es la función de la carga de los iónes y su radio.
− Estabilidad térmica: los compuestos iónicos en condiciones estándar sólidos. Los puntos de fusión
(Pf) y puntos de ebullición (Pe) son altos, tanto más altos cuanto mayor sea q iones y r iones
− Dureza: resistencia a ser rayado. A mayor u↑ más dificultad para romper el enlace más dureza.
− Fragilidad: resistencia a los golpes. Al golpear podemos enfrentar cargas del mismo signo y las repulsiones
hacen que rompa.
− Solubilidad: depende fundamentalmente de la densidad de los iónes. A más AEN más fácilmente se
disuelve en bipolar (agua)
Para que se disuelva un compuesto iónico ∆H hidrata > |u|
Enlace covalente
Teoria de Lewis: los metales a los que les faltan pocos electrones para adquirir una configuración comparte
electones.
1 para de electrones H−F enlace sencillo
2 par de e− O=O enlace doble
3 par de e− N N enlace triple
Enlace covalente coordinado o dativo: uno de los atomos tiene un par de e− libre y el otro tiene un orbital
dodnde poder aceptarlos H3O+
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H
│
H − O − H + H+ → H − O− H
Excepciones
Û Hay elementos que amplian el octeto
La posibilidad de ampliar oteto, ocurre a partir del 3º periodo. Que pueden ser usados para aceptar mas
electrones.
Û Hay elementos que no llegan al octeto.
El boro tiene 6e− de valencia
→estabilidad
Es un compuesto covalente
El Be tiene 4e− de valencia
Û Hay elementos que al formar un compuesto tiene nº impar de e−
NO→ hay 11e− de valencia
Determinacion experimental de la notación de Lewis de moléculas e iones.
• Escribo la cofiguracion electrónica de los elementos que intervienen de la capa de valencia.
O s2p4
H s1
• Recuento de los electrones de valencia= 6 + 1â–ª 2 = 8 e−. Se la suma 1e− si es una anion y se le resta 1 e−
si es catión.
• Escribo los simbolos de los elementos y los uno mediante enlaces sencillos. El atomo central es el menos
electronegativo.
H−O−H
Y reparto los e− que restan entre los atomos de manera que sean estables (octeto).
H−O−H
• Si el nº de e− no cuadra entonces ponemos un enlace doble y repetimos el proceso H2O.
Las formas resonantes son cada una de las formas de representar una molecula variando la ordenación de los
e−.
Teoria de enlace de valencia (TEV)
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Cuando se van a unir dos atomos para formar un enlace covalente cada uno de ellos debe tener un orbital con
un e− desapareado, de tal forma que cuando se aproximen a la distancia adecuada se dara un solapamiento
entre los dos orbitales y en la zona común los e− se aparean dando lugar al enlace.
Los orbitales tendrán tamaño y energÃ-a comparables y tienen que aproximarse con orientación
adecuada.
Û Tipos de enlace
−Enlace (sigma): es un solapamiento frontal ente los orbitales que contienen los electrones que se van a
compartir.
Enlace π : se da un solapamiento lateral entre los orbitales que contienen los electrones que se van a
compartir
Tiene dos zonas de solapamiento
El enlace (sigma) es mas fuerte que el enlace π, porque es mas efectivo el solapamiento frontal a la distancia
de enlace y la repulsión entre nucleos es menor.
Cuando se forma un enlace único entre 2 orbitales p, el enlace es (sigma). Si se va a formar un doble enlace,
el primero es un (sigma) y el segundo π. Si es un triple enlace el primero será (sigma) y los dos siguiente π.
Cl s2 p2 p2 p1
Cl2 Cl−Cl Cl s2 p2 p2 p1
O2 O=O O s2 p2 p1 p1
O s2 p2 p1 p1
N2 N N N s2 p1 p1 p1
BeCl2 Be s
Cl s2 p2 p2 p1
Cl s2 p2 p2 p1
Pero experimentalmente se sabe que la geometria de la molecula es lineal (apolar).
Hibridacion de orbitales atomicos
Los atomos centrales de las moléculas usan unos orbitales hibridos que se forman por combinación. Se
forman por combinación de sus orbitales atomicos de valencia. Se forman tantos orbitales hibridos como
orbitales atomicos se combinen. Son isoenergeticos. Cumplen el principio de exclusión de Pauli (caben 2e−)
. Se nombran con el nombre de los orbitales atomicos que los froman.
Hibridacion sp
Hibridacion sp2
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BH3
(sigma) entre sp2 C y sp2 C. 4 (sigma) entre sp2 C y S del H. Ï€ entre p C y p C. La geometrÃ-a molecular es
plana, triangular para cada conjunto.
Benceno: C6H6 Estructura cÃ-clica 6 C, cada C tiene hibridación sp2 y forma 2 enlaces (sigma) con los C
adyacentes y 1 (sigma) con el s de H.
Los orbitales p1 se solapan lateralmente dando un enlace Ï€. Los e− del enlace Ï€ están deslocalizados por
toda la molecula →da estabilidad.
Hibridacion sp3
4 (sigma) de sp3 de C con s de H
GeometrÃ-a tetraédrica
Para C en los compuestos organicos
• Enlace sencillo→sp3
• Enlace doble→sp2
• Enlace triple→ sp
Para determinar la geometrÃ-a molecular por hibridación de orbitales atomicos.
1ª notación de Lewis de la molecula
2º Determinacion del tipo de molecula que es
A= atomo cental
B= atomo unido al central
E=pares de electrones libres del atomo central
AB2 Tipo de molecula
3º Sacamos la hibridcion del atomo central: sp
4º Sacamos la geometrÃ-a molecular. En este caso es lineal O=C=O
1º notación de Lewis
2º Tipo de molecula (AB2)
3º aplico la tabla:
Tipo de molecula
Pares de e− libres
AB2
AB2E
AB3
0
1
0
Hibridacion de
at.central
sp
sp2
sp2
Geometria molecular Ejemplo
Lineal
Angular
Trigonal
CO2
SO2
BH3
12
AB2E3
AB3E
AB4
2
1
0
sp3
sp3
sp3
Algular
Piramidal
tetraedrica
H2O
NH3
CH4
Teoria RPECV
Los pares de electrones de la capa de valencia de los atomos que forman enlace covalente se situan de manera
que estén lo mas alejados posible para que las repulsiones entre ellas
PNE: pares no enlazantes
PE: pares enlazantes
Las repulsiones tiene distinto valor si son entre PNE o PE
PNE−PNE > PNE−PE>PE−PE
Polaridad de las moléculas
Si los atomos son de la misma EN→enlace covalente apolar
Son de distinto EN→ enlace covalente polar, los pares de e− del enlace están mas próximos al atomo mas
EN.
Cuanto mayor es el ΔEN→ mayor polaridad. La polaridad se mide con el momento dipolar u que es una
magnitud vectorial.
La cantidad de la molecula depende de su geometrÃ-a
Polaridad
La polaridad de una molecula covalente depende de su geometrÃ-a
Fuerzas intermoleculares
Son los responsables de los iones entre moléculas covalentes. Son la que hacen que estén en estado
solido, liquido. Hay de varios tipos:
• Fuerzas de van der wools:
Ûfuerzas dipolo−dipolo (de orientación): se dan moléculas covalentes polares. Cuanto mayor es la
ΔEN→mas intensas son las fuerzas dipolo−dipolo.
Û Fuerzas de dispersión (de London): se dan entre moléculas covalentes apolares.
Se puede producir un desplazamiento de electrones en una molecula apolar generándose en ella un dipolo.
Ese dipolo molesta a la molecula vecina produciéndose en ella una atracción electroestática. Son las
fuerzas intermoleculares de menor intensidad. Las fuerzas de dispersión dependen de la masa molecular e
atómica, ya que a mayor masa se desplazan los electrones mas externos al estar menos retenidos y se crea
con mas facilidad el dipolo instantáneo.
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−Enlace de hidrogeno: se dan entre moléculas con un H unido a un elemento muy pequeño y muy
electronegativo. (F,O,N) y otra molecula con un atomo muy electronegativo.
Cada molecula se une tetraédricamente a otras 4 moleculas de agua
Propiedades de los compuestos covalentes
−Sustancias moleculares. La mayorÃ-a
Û Estado de agregación: gases (H2,N2,NH3), liquido (Br2,H2O), solidos (I2,P4,S8).
ÛCuando son solidos son redes de moléculas unidas por fuerzas intermoleculares.
Û Pfusion y Pebullicion bajos, porque para hervir o fundir estas sustancias hay que romper enlaces
intermoleculares que son débiles.
Generalmente, no son solubles en agua, salvo que sean moléculas polares. Son solubles generalmente en
disoventes organicos.
ÛRedes atomicas covalentes (solidos covalentes) : Cdiamante,Cgrafito,SiO2
• Cdiamante: El C presenta hibridación sp3, cad C esta unido tetraédricamente a 4 C formando una
red. Muy duro.
• Cgrafito: presenta hibridación sp2. Cada C esta unido a 3 C. La unión entre las laminas de grafito
es poco intensa. Los e− están deslocalizados y por eso conduce la corriente en sentido laminar.
• SiO2: hibridación sp3 y se une tetraédricamente a 4 O.
Propiedades: solidos, muy duro, no solubles en nada, no conducen la corriente eléctrica (salvo en grafito),
Pf y Pe muy altos. Son frágiles.
Transferencia
Es la parte de la ciencia que trata de los intercambios de energÃ-a (fundamentalmente trabajo y Q ) en los jos
y qos.
Conceptos básicos
• Sistema termodinámico: es la parte del universo separada del exterior por paredes reales o
imaginarias. Lo que rodea al sistema termodinámico se llama entorno. El sistema interacciona con el
entorno. Según la manera de interaccionar hay tres sistemas:
Û Sistema abierto: aquel que intercambia materia y energÃ-a con el entorno.
Û Sistema cerrado: aquel que intercambia energÃ-a y no materia con el entorno.
Û Sistema aislado: no intercambia materia ni energÃ-a con el entorno.
• Variables termodinámicas: aquellas magnitudes que describen un sistema termodinámico (Ej:
P,T,V)
Primer principio de la termodinámica
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La energÃ-a interna (μ) es la suma de todas las energias de las partÃ-culas del sistema.
1º principio de la termodinámica Δμ =Q + W
La variación de energÃ-a interna de un sistema es la suma del calor y el trabajo que intercambia con su
entorno
μ= función de estado , Julios.
Intercambios de calor: al recibir o ceder calor puede variar su temperatura (ΔT).
Intercambios de trabajo: si actúan gases en las transformaciones quÃ-micas el trabajo se refleja en un
cambio de volumen.
W= −pâ–ª Δv Wexpansion→ ΔV>0→Wexp<0 lo hace el sistema
p= presión
ΔV→m2 Wcompresion→ΔV<0→Wcomp>0 se hace sobre el sistema
Aplicación del primer principio de la termodinámica a procesos termodinámicos concretos.
Û Procesos aâ–ªv =cte, ΔV= 0 → W=0→Δμ=Qâ–ªv
El calor intercambiado por un sistema dea volumen constante es iguala la variación de su energÃ-a interna.
Û Procesos a p=cte (lo mas habitual)
Δμ=Q+W
Δμ= Qp − pâ–ª ΔV
Llamamos entalpia H = μ + p▪V , es una función de estado, se mide en julios.
H1 − H2 = Qp
ΔH= Qp
El calor intercambiado por un sistema a presión constante es igual a la variación de su entalpia.
Si Qp sale del sistema → ΔH <0→ la reacción, es exotérmica.
Si Qp entra del sistema → ΔH <0→ la reacción, es endotermica.
Relacion entre Qv y Qp
El primer principio Δμ = Q + W
Δμ= Qp + W → μ= ΔH− pΔV
Si intervienen gases en la transformación quÃ-mica
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p▪ΔV= Δn ▪ R ▪ t R=8,31 J/mol▪K
Δn= moles gaseosos productos−moles gaseosos en activo
Entalpia estándar de una reacción
Ec. TermoquÃ-mica: indica las sustancias, sus coeficientes, los estados de agregación, calor intercambiado
en el proceso. Puede aparecer T,P.
A p=cte, el calor (Qp)= ΔH= entalpia de reacción= calor intercambiado en una transformación qª que se
produce a presión constante.
Pueder ser ΔH>o si el proceso es endotérmico
ΔH<0 si el proceso es exotérmico
Podemos representarlo en un diagrama entalpico: se representan las entalpias de los reactivos y productos y la
variación de H de la reacción en el transcurso de esta.
ΔHº= variación de entalpia de una reacción que transcurre a p=1atm y 25ºC
−Ley de Hess
Calculo de la −A través de las entalpias de formacionΔHfº
ΔHº −energias de enlace
Calculo de ΔHº por la ley de Hess
Podemos conocer ΔHº a partir de los ΔHº de reacciones que combinadas nos den la ecuación que
estamos buscando.
Ley de Hess: si una reacción puede producirse en varias etapas reales o teoricas, la ΔH del proceso directo
es igual a la suma de las ΔH de las reacciones que cnducen a la reacción global.
Ejemplo
Calculo de ΔHº, a partir de las ΔHfº
ΔHfº : variación de entalpia estándar de formación= variación de entalpia en el proceso de formación
de 1 mol de compuesto a partir de sus elementos, en condiciones estándar.
Tablas donde se recogen las ΔHfº (KJ/mol)
Calculo de ΔHº a partir de la energÃ-a de enlace
Energia (entalpia) de enlace→ la energÃ-a necesaria para romper un mol de enlace de entre dos atomos en
estado gaseoso con la energÃ-a desprendida al formarse.
2º principio de la termodinámica
ΔH<0 proceso endotermico
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ΔH>0 proceso exotérmico
Entropia: s= función de estado que mide el grado de deorden molecular del sistema. Se mide en
julios/kelvin=J/K.
Ej: reactivos−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−productos
Sreactivo−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−Sproducto
ΔS: ΣSproducto−: ΣSproducto
• ΔS>0 aumenta el desorden −Ley de Hess
• ΔS<0 disminuye el deorden
¿Cómo aumentar el desorden, la entropÃ-a?
T↑→Ec→movilidad→↑desorden→↑S
Ssolido<Sliquido<<Sgas
Si se forman moles gaseosos y el numero de moles gaseoso en productos es mayor que en reactivos.
Δn gaseosos>o aumenta la entropÃ-a
CaCO3(s)→ CO2 (g) + CaO(s) Δn gaseosos=1
Û mezcla, disolucion
Û cuando una moleculagrande da lugar a otras mas pequeñas.
2º principio de la termodinámica: un sistema evoluciona de forma expontanea si la variación de entalpia
del universo aumenta con esa transformación.
ΔG<0 reaccion espontanea
ΔG>0 reaccion no espontanea
ΔG=0 reaccion en equilibrio
Para hallar ΔG=ΔH−TΔS donde
T = temperatura absoluta (K)
ΔH = variación de entalpia
Δs = variación de entropÃ-a
ΔGº (condiciones estándar) si ΔHº y Δsº
Las temperaturas altas favorecen la espontaneidad. Sera espontaneo a altas temperaturas.
Sera espontaneo a temperaturas bajas.
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