Cinética Química

La cinética química se encarga del estudio de la velocidad de las reacciones químicas. La velocidad media no es constante; cuando la reacción se completa es nula y en intervalos de tiempo iguales disminuye. La velocidad instantánea es la velocidad en un momento dado.

Teoría de las Colisiones

Gilbert Lewis elaboró una teoría para explicar las reacciones químicas a nivel molecular. Mediante experimentos y comprobaciones de que no todas las colisiones eran eficaces, concluyeron que la energía necesaria para que un choque sea efectivo y rompa los enlaces necesarios para que se pueda producir la reacción se denomina energía de activación.

Teoría del Complejo Activado

Henry Eyring elaboró otra teoría para explicar las reacciones químicas a nivel molecular. Mediante pruebas moleculares concluyeron que las moléculas de los reactivos, al acercarse, experimentaban una deformación que derivaba en un estado intermedio (estado de transición) que duraba poco pero poseía mucha energía, y que formaba el complejo activado que forma los enlaces. Pero para llegar a esto se basaban en la teoría anterior de la energía de activación, que definían como la energía que se necesita para formar el complejo activado. Esta energía necesaria rompería los enlaces de los reactivos y formaría los enlaces de los productos.

Ecuación de Velocidad

Ecuación experimental que predice la variación de la velocidad de la reacción química según las concentraciones de los reactivos. Cuanto mayor sea k (constante de velocidad), mayor será la velocidad de reacción.

Orden de la Reacción

Suma de coeficientes a los que están elevados los términos de concentración en la ecuación de velocidad.

Vida Media de una Reacción

Tiempo necesario para que la mitad de los reactivos se conviertan en productos. Los reactivos radiactivos tienen siempre orden 1.

Factores que Afectan la Velocidad de Reacción

• Concentración de los reactivos: Esto puede verse en la ecuación de velocidad y se explica en la teoría de las colisiones, donde al aumentar la concentración de reactivos aumenta el número de moléculas y el choque entre ellas, con lo que aumenta la velocidad.
• Naturaleza: Dependiendo de la sustancia química y de sus propiedades, la velocidad varía, como por ejemplo la variación de velocidad entre compuestos covalentes e iónicos.
• Estado físico: Las sustancias gaseosas reaccionan más rápido que las demás, después las líquidas y finalmente las sólidas.
• Grado de división de los reactivos: Aumenta con mayor superficie de contacto debido a que hay más choques.
• Temperatura: A mayor temperatura, mayor velocidad en las reacciones químicas, esto lo estableció Svante Arrhenius, y a menor temperatura, menor velocidad. Al aumentar la temperatura, aumenta el número de partículas con la energía requerida en un choque efectivo.

Catalizadores

Los catalizadores son sustancias que aumentan o disminuyen la velocidad de reacción sin consumirse durante el proceso, aunque no pueden hacer que una reacción pueda llegar a ser espontánea, solo aumentar la velocidad. Existen dos tipos:

• Catálisis homogénea: Todas las sustancias están en el mismo estado.
• Catálisis heterogénea: Cuando las sustancias están en distintos estados de agregación.

Actuación de los Catalizadores

Dependiendo de cómo actúan, hay dos tipos de catalizadores: los que forman un compuesto intermedio que facilitan la reacción y aumentan la velocidad, o los que absorben reactivos y crean un camino alternativo a la reacción. El último tipo son los inhibidores, que imposibilitan la reacción.

Distancia de Enlace

Distancia en la que la energía potencial es mínima y existe una máxima estabilidad. Se da en la situación de mínima energía al crearse el enlace químico.

Enlace Iónico

Tipo de enlace químico en el que los iones se unen por atracción electrostática. Forman una red cristalina, neutra, tridimensional y compacta. Propiedades:

• Sólidos por red cristalina.
• Duros y frágiles por iones positivos y negativos, y su energía reticular (cuanto más estable, más dureza).
• Puntos de fusión y ebullición elevados debido a las fuertes uniones electrostáticas.
• Solubles en sustancias polares a temperatura ambiente por solvatación (se rompe la red polar en el seno del disolvente).
• Conductividad eléctrica nula en estado natural debido a la imposibilidad de movimiento.

Enlace Covalente

Compartición de pares de electrones con desprendimiento de energía. Dos átomos unidos así tienen menor energía que separados. Parámetros de enlace: energía de enlace, longitud de enlace y ángulo de enlace.

Enlace Covalente Dativo

Enlace químico en el que un átomo aporta electrones que le sobran y el otro aporta un orbital vacío donde ponerlos. Esto deriva en el concepto ácido-base de Lewis, donde el ácido es el átomo que acepta los electrones en un orbital vacío y la base es el que los cede.

Estructuras Resonantes

Son aquellas moléculas que se pueden representar con más de una estructura de Lewis. Todas las formas de representarla conforman el híbrido de resonancia.

Electronegatividad en el Enlace Covalente

Capacidad de un átomo de atraer hacia sí un par de electrones del enlace covalente. El enlace es apolar cuando los átomos tienen parecidas o iguales electronegatividades, y polar cuando los átomos tienen distintas electronegatividades. Las diferencias de carga en una misma molécula crean el momento dipolar medido en debyes (a mayor electronegatividad, mayor momento dipolar). Cuando la diferencia de electronegatividad entre átomos es de más de 1.7, el enlace es iónico, y cuando es menor de 1.7, el enlace es covalente.

Moléculas Covalentes

Cuando se agrupan átomos con enlaces covalentes, forman una molécula covalente, y la unión de esas moléculas forma una red cristalina covalente (sustancia covalente). Existen tres tipos de redes (dos del carbono y la del sílice).

Existen dos tipos de sustancias covalentes:

• Sustancias atómicas: Alto punto de fusión, no solubles en agua y solo conducen la corriente en la red de grafito.
• Sustancias moleculares: Puntos de fusión y ebullición bajos, estados de agregación dependen de la masa molecular, no tienen polaridad y no conducen la corriente.

Propiedades de los Metales

• No solubles en ningún disolvente.
• Maleables y dúctiles.
• Duros.
• Puntos de fusión y ebullición elevados.
• Buenos conductores térmicos y eléctricos.
• Alta densidad.
• Emiten electrones.

Enlace entre Moléculas

Existen diversos tipos de enlaces:

• Átomo-átomo (enlace covalente).
• Ion-ion (compuesto iónico).
• Ion-dipolo (disolución composición iónica).
• Dipolo-dipolo (fuerza intermolecular o de Van der Waals).
• Puente de hidrógeno.

Tipos de dipolo (desplazamientos con carga permanente):

• Dipolo instantáneo: Cambio de carga apolar en polar tras un desplazamiento de las cargas.
• Dipolo inducido: Dipolo creado por el dipolo instantáneo de una carga cercana.
• Dipolo permanente: Creado con la diferencia de electronegatividad.

Fuerzas de Van der Waals

Son enlaces intermoleculares dipolo-dipolo que aumentan su fuerza a medida que aumenta la polaridad de la molécula.

Fuerzas de London

Enlaces intermoleculares entre dipolo instantáneo y dipolo inducido. Las fuerzas aumentan con el tamaño de la molécula, al igual que los puntos de fusión y ebullición.

Enlace de Hidrógeno

Enlace intermolecular entre moléculas polares que poseen un átomo de hidrógeno y un átomo pequeño y electronegativo. Se caracteriza por ser el enlace intermolecular más fuerte y poseer altas temperaturas de ebullición.