⚗️ Tema 10: Química: materia, reacciones y gases

Generalitat de Catalunya · Cuerpo de Bombers de la Generalitat · Bombero/a de primera de la escala técnica

Resumen

Estructura de la materia. El átomo tiene un núcleo con protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), y a su alrededor electrones (carga negativa). Los protones definen el elemento; si cambia el número de neutrones hablamos de isótopos, y si sobran o faltan electrones, de iones. Hay unos cien tipos de átomo, cada uno con su símbolo (H, C…), y al unirse forman moléculas, que se escriben con su fórmula (H2O). El número atómico (Z) es el número de protones, y en un átomo neutro coincide con el de electrones; el número másico (A) es la suma de protones y neutrones (A = Z + N). Según la IUPAC ambos se escriben a la izquierda del símbolo: Z abajo y A arriba. Los isótopos tienen el mismo Z y distinto A (O-16, O-18, U-235, U-238); el hidrógeno tiene tres: protio (H-1), deuterio (H-2, D) y tritio (H-3, T). La masa atómica de la tabla periódica es la media ponderada de sus isótopos.

Polaridad (polaritat): cuando en una molécula aparecen zonas con carga se dice que es polar (el agua, la sal, el alcohol); si no, no polar (los hidrocarburos). Lo polar se disuelve en disolventes polares y lo no polar en no polares. Por eso el aceite y el agua no se mezclan: no es el aceite el que no quiere, es el agua, cuyas moléculas se atraen entre sí y no dejan sitio a las no polares. Esto importa, por ejemplo, para elegir la espuma: los líquidos polares, miscibles con agua, destruyen las espumas convencionales.

Enlaces. Los interatómicos se forman intercambiando o compartiendo los electrones de valencia (los de la última capa). Iónico: un metal cede electrones y un no metal los capta; se forman cationes (+) y aniones (−) unidos por atracción electrostática en redes iónicas. Covalente: dos no metales comparten electrones; si uno atrae más, se forman dipolos. Metálico: los metales comparten sus electrones externos en una nube que se mueve libremente, lo que explica la conductividad eléctrica y térmica, la ductilidad y la maleabilidad. Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles y explican el estado físico y la facilidad de evaporación: interacciones iónicas, puentes de hidrógeno (H unido a O, N o F; explican el punto de ebullición alto del agua y que el hielo flote) y fuerzas de Van der Waals o de London (dipolos inducidos, presentes en todas las sustancias moleculares).

Reacciones químicas: los reactivos se transforman en productos rompiendo y formando enlaces; se representan con una ecuación que se ajusta con coeficientes. Tipos: síntesis (A + B → AB; la cal viva con agua da hidróxido de calcio), descomposición (AB → A + B, a menudo por calor: la pirólisis de la celulosa da gases inflamables y humo), sustitución simple (Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu), sustitución doble (AB + CD → AD + CB; el agua dura con el espumógeno puede precipitar sales y estropear la espuma), ácido-base o neutralización (HCl + NaOH → NaCl + H2O, útil en derrames), combustión (hidrocarburo + O2 → CO2 + H2O + energía) y redox (una sustancia se oxida perdiendo electrones y otra se reduce ganándolos: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3). La ley de conservación de la masa (Lavoisier, 1789) dice que en un sistema cerrado la masa de reactivos es igual a la de productos: 16 g de CH4 + 64 g de O2 dan 44 g de CO2 + 36 g de H2O. La ley de Proust añade que la proporción entre masas es constante.

Estequiometría: los cálculos de cantidades a partir de la ecuación ajustada. Un mol son 6,022 · 10²³ entidades (número de Avogadro). La masa molar (M) son los gramos de un mol (agua: 2 · 1,008 + 16 = 18,016 g/mol) y n = m / M. En condiciones normales (0 °C y 1 atm) un mol de cualquier gas ocupa unos 22,4 L (volumen molar); en otras condiciones se usa P·V = n·R·T, con R = 0,0821 L·atm/(mol·K) y T en kelvin. Reactivo limitante: el que se acaba primero y marca cuánto producto se forma; se divide el número de moles de cada reactivo por su coeficiente y el menor es el limitante. En C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O, con 2 mol de propano y 8 de O2 (2/1 = 2 frente a 8/5 = 1,6), el limitante es el oxígeno.

Estados y cambios de estado. Sólido: forma y volumen propios; líquido: volumen propio pero no forma; gas: ni forma ni volumen, ocupa todo el recipiente. Fusión (sólido → líquido), solidificación, vaporización (evaporación, lenta y a cualquier temperatura, o ebullición, rápida y a su temperatura), condensación, sublimación (sólido → gas) y sublimación inversa. La ebullición llega cuando la presión de vapor iguala a la exterior: a menos presión, hierve a menos temperatura. La presión de vapor crece con la temperatura y nos dice si un líquido inflamable dará vapores suficientes para arder. El punto crítico es la temperatura por encima de la cual un gas no se puede licuar por mucha presión que se aplique (nitrógeno −146,8 °C, CO2 30,1 °C, butano 152 °C, agua 374,4 °C). Con él se clasifican los gases: comprimidos si Tc < −10 °C y licuados si está entre −10 y 70 °C.

Estado gaseoso. La teoría cinético-molecular supone partículas de tamaño despreciable, en movimiento rectilíneo y aleatorio, con choques perfectamente elásticos, sin fuerzas entre ellas y con una temperatura proporcional a su energía cinética media. Leyes: Boyle-Mariotte, a temperatura constante P · V = constante; Gay-Lussac, a volumen constante P / T = constante; Charles, a presión constante V / T = constante; y la general P·V = n·R·T (temperaturas siempre en kelvin). Ejemplos del manual: una botella de 70 L a 200 bar liberada a la atmósfera ocupa 14.000 L (14 m³); si esa botella pasa de 25 °C a 300 °C, su presión sube a unos 384,6 bar.

Termoquímica. Las reacciones exotérmicas liberan energía y las endotérmicas la absorben. La entalpía (H) es el contenido energético a presión constante, y a presión constante su variación coincide con el calor intercambiado (ΔH = qp); por convenio q > 0 es calor absorbido y q < 0, cedido. El primer principio dice ΔU = q + w, y el trabajo de expansión es w = −Pext · ΔV. El calor pasa siempre del cuerpo caliente al frío; se mide en julios o calorías (1 cal = 4,18 J). La temperatura indica el nivel térmico, no la energía almacenada. El calor específico del agua líquida es 4.180 J/kg·°C (1 cal/g·°C), muy alto frente al hierro (460) o la arena (840); el hielo y el vapor tienen 0,5 cal/g·°C. Calor latente de fusión del agua: 79,7 cal/g; de vaporización: 539 cal/g. Llevar 1 kg de agua de 20 °C a vapor cuesta 80 + 539 = 619 kcal: por eso el agua pulverizada, que se vaporiza mejor, enfría más que a chorro.

Hidrocarburos: compuestos solo de carbono e hidrógeno. Los alcanos son saturados (enlaces simples C–C), de fórmula CnH2n+2 y terminados en -ano (metano, etano, propano, butano); no polares e insolubles en agua; gases de C1 a C4, líquidos de C5 a C17 y sólidos desde C18; poco reactivos salvo con el oxígeno. Los alquenos tienen un doble enlace C=C, terminan en -eno (eteno, propeno), son algo más polares y densos, muy reactivos en el doble enlace y arden más rápido. Propiedades físicas (se miden sin cambiar la composición) y químicas (se ven al reaccionar). Densidad: el agua 1 g/cm³; aceite 0,92, alcohol 0,79 y gasolina 0,72 flotan. En gases se usa la densidad relativa al aire: por debajo de 1 suben (hidrógeno, gas natural), por encima bajan (butano, CO2). Los metales conducen bien el calor; el aire seco aísla, pero el agua conduce 20 veces más que el aire. El agua destilada es aislante eléctrica: la hacen conductora las sales disueltas. La viscosidad baja al calentar (agua 1 cP, aceite de oliva 84 cP) y los tensioactivos rebajan la tensión superficial del agua para que moje mejor.

Claves para el examen

• Z = protones (define el elemento); A = protones + neutrones; N = A − Z.
• Isótopos: mismo Z, distinto A. Hidrógeno: protio (H-1), deuterio (H-2, D), tritio (H-3, T).
• Iónico: metal + no metal, transferencia. Covalente: no metales, comparten. Metálico: nube de electrones.
• Puente de hidrógeno: H unido a O, N o F; por él el agua hierve a 100 °C y el hielo flota.
• Neutralización: ácido + base → sal + agua (HCl + NaOH → NaCl + H2O).
• Oxidarse = perder electrones; reducirse = ganarlos.
• Lavoisier (1789): la masa se conserva. 16 g CH4 + 64 g O2 → 44 g CO2 + 36 g H2O.
• 1 mol = 6,022 · 10²³ entidades; agua 18 g/mol; 1 mol de gas en CN (0 °C, 1 atm) = 22,4 L.
• Reactivo limitante: el menor cociente moles / coeficiente.
• Punto crítico: por encima no se licúa. Comprimidos Tc < −10 °C; licuados entre −10 y 70 °C.
• Boyle (T cte): P·V = cte. Gay-Lussac (V cte): P/T = cte. Charles (P cte): V/T = cte. Siempre en kelvin.
• ΔH = qp; q < 0 exotérmico (cede calor), q > 0 endotérmico.
• Agua: calor específico 4.180 J/kg·°C (1 cal/g·°C); latente de fusión 79,7 cal/g y de vaporización 539 cal/g; 1 cal = 4,18 J.
• Alcanos CnH2n+2 (-ano, saturados): C1-C4 gases. Alquenos: doble enlace (-eno).
• Gasolina 0,72 g/cm³ flota en el agua; el agua destilada no conduce, la conducen las sales.

Vídeos recomendados

• NÚMERO ATÓMICO y NÚMERO MÁSICO con EJERCICIOS · Clases Particulares en Ávila
• ¿Qué es enlace químico? Tipos de enlace: Iónico, Covalente, Metálico [Fácil y Rápido] · A Cierta Ciencia
• LEYES DE LOS GASES: Boyle Mariotte, Charles, Gay Lussac · Aprende: BIG BANG CAMPANO
• CALOR LATENTE y ESPECÍFICO [Explicación FÁCIL] · seletube

← Tema 9 · Tema 11 →