Sustancias puras: Es un conjunto de moléculas idénticas de igual tamaño, masa y forma.
Moléculas: Es la menor porción material que se puede presentar en una sustancia pura.
Las moléculas presentan movimiento o energía cinética, el cual es proporcional a la temperatura las cuales se atraen mediante la fuerza de atracción.
El cristal liquido se encuentra entre la temperatura de un solido y un liquido, los cuales pueden presentar varios ordenamientos moleculares de tipo esmectico, estado nematico y colesterico.
Las sustancias puras y las propiedades.
Una fase: Es una porción de materia que posee propiedades iguales, ya sean físicas o químicas.
El punto triple del agua se obtiene a 0.0075 C° - 4.58 mmhg de forma estable, esto quiere decir que se encuentran los tres estados de la materia al mismo tiempo.
Sistemas heterogéneos
Técnicas de separación de los sistemas heterogéneos
Filtración: Consiste en hacer pasar un liquido a través de un filtro de papel por los cuales escurrirá al fondo del recipiente las moléculas que se encuentren en estado liquido y en el filtro quedaran las moléculas que se encuentren en estado sólido.
Decantación: El liquido que sea mas denso se va a alojar en el fondo del recipiente y los demás líquidos se van a acomodar en orden de acuerdo a su densidad.
La formula de densidad: D=m/V
Densidad: g/cm3
Masa: g
Volumen: cm3
Centrifugación: consiste en hacer girar a gran velocidad unos tubos con un líquido cualquiera y gracias a la fuerza centrifuga las moléculas mas densas se alojaran al final del tubo.
Por ejemplo: Al centrifugar tubos con sangre, se separan los glóbulos rojos del plasma, los glóbulos rojos al ser mas densos se alojan al final del tubo.
Sublimación: Consiste en hacer pasar un sólido a gas o un gas a sólido, sin pasar por el estado liquido.
Disolución: Consiste en hacer pasar una muestra por distintos líquidos hasta lograr separar las fases.
Tamización: Se filtra de acuerdo a su tamaño, en el cual quedaran atrapadas en la rejilla las partículas más gruesas, separándolas de las más delgadas.
Sistemas homogéneos
Soluciones: En estado sólido las más conocidas son las siguientes: aleaciones (bronce, aleación de cobre y estaño). En estado liquido podemos nombrar el agua con sal, en estado gaseoso se puede nombrar el aire (oxigeno, nitrógeno, etc.)
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS
Destilación: Consiste en aplicar calor a un recipiente donde se almacena la mezcla y un condensador donde se enfrían los vapores generados, para Luego convertirlos de nuevo en liquido, esto es debido a los diferentes puntos de ebullición de cada sustancia.
Extracción por solvente: El soluto es extraído del solvente original por un solvente extractor, inmiscuible con el primero, y que disuelve mejor al soluto.
Cristalización: Se lleva a la solución a la condición de saturación a una temperatura alta, luego se deja enfriar lentamente y como la solubilidad es menor a menores temperaturas se forman cristales. Mientras menor cantidad de núcleos de cristalización se formen, mejores y mayores cristales se obtienen. Mientras más grande sea el cristal formado, la sustancia es más pura o menos contaminada con impurezas.
Cromatografía: Las diferentes Sustancias Puras de una mezcla se pueden separar por Cromatografía. se siembra en un soporte fijo o estacionario. El flujo de una fase móvil arrastra de diferente manera (separa) los distintos tipos de moléculas. Las moléculas son retenidas por la fase estacionaria mediante fuerzas de retención y al mismo tiempo son arrastradas por la fase móvil mediante fuerzas de arrastre. La intensidad de estas fuerzas ( de naturaleza eléctrica ) son propias de cada sustancia. Si una sustancia es pobremente retenida pero fuertemente arrastrada tendrá un bajo tiempo de elución en cambio otra que es fuertemente retenida y pobremente arrastrada demorará mucho en cruzar la fase estacionaria y tendrá un tiempo de elución elevado.
LAS SUSTANCIAS PURAS
EL CAMBIO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES
Las sustancias puras son moléculas de similares características, de tamaño, masa y forma bien definidas. Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia Puras distintas de las iniciales. En estos casos ha ocurrido un Cambio Químico o Reacción Química.
Algunas moléculas se rompen en fragmentos o degradan con relativa facilidad, finalmente se llega a fragmentos o moléculas muy resistentes a la ruptura o degradación. Estas últimas sustancias de difícil ruptura o degradación se consideran fundamentales y se les denomina Elementos y con ellas se formarían aquellas más complejas y que se les denomina Compuestos.
Ley de la conservación de la materia (Lavoisier): En un cambio químico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.
Ley de proporciones definidas (Proust): La proporción en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante no importando la procedencia del compuesto.
Ley de proporciones múltiples (Dalton): Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman dos o más compuestos están en relación de números enteros.
MODELO ATÓMICO
Las leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:
1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. (Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS
Con esta visión más profunda de los aspectos estructurales de la materia (modelo atómico) se comprenden categorías aún mas finas de los sistemas materiales, esta vez en relación a las Sustancias Puras.
Compuesto: Molécula de distintos tipos de átomos.
Elementos: Moléculas o (átomos aislados) constituidas por un mismo tipo de átomo.
Para separar los elementos desde los compuestos se utiliza la electrolisis.
Nomenclatura química:
Átomo de cobre: Cu
Átomo de oxigeno: O
Átomo de Hidrogeno: H
Una molécula de una Sustancia Pura se representa por su Fórmula
Una molécula de Oxido de Cobre (I) se representa por Cu2O
El número de átomos del elemento se indica con un subíndice después del Símbolo y se llama Atomicidad.
Atomicidad es el número de átomos de un elemento.
Un reordenamiento de átomos de un cambio Químico se representa por su Ecuación
Un reordenamiento de átomos de la formación del hidróxido de cobre (I) se representa por
Cu2O + H2O = 2 Cu OH
El número de partículas idénticas se indica delante de la fórmula con el Coeficiente Estequiométrico
CuO2H2 Cu(OH)2
LEY DE VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GASES ( Gay Lussac)
Los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.
HIPOTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO
En volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T existe igual número de moléculas.
1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad
(relacionable con
2) del número de Impactos (proporcional al número de moléculas)
Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’, la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.
Aplicando el Principio de Avogadro recién enunciado a lo observado por Gay Lussac según los ejemplos ya entregados se concluye que los volumenes de reaccionantes y productos observados se explican mediante las siguientes proposiciones de reordenamientos:
2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O
N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3
H 2 + Cl 2 = 2 H Cl
Estudio de los Átomos
La materia y la electricidad.
Diferentes experimentos demuestran que existen dos tipos de electricidad y se les denomina positiva y negativa, si dos cuerpos tienen el mismo tipo de carga se repelen y si son de distinto tipo de atraen.
Thompson demuestra experimentalmente, con el tubo de rayos catódicos la existencia de los electrones.
Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
Carga
_________________ = 1,76 . 10 8 (Coulomb / gramo)
Masa
Millikan determina la carga eléctrica del electrón en su clásico experimento de la gota de aceite.
Así la carga del electrón se establece en 1,6 . 10 -19 coulomb y su masa en 9,1. 10 –28 gramos.
LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES
Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)
Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o mejor, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
El nucleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes, en una primera aproximación a las órbitas planetarias del sistema solar.
NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES.
A CARGA
S
Z X
Definición:
A: Numero Masico es el numero de protones mas el numero de neutrones.
Z: Numero Atómico es el numero de protones.
Carga: es la carga eléctrica o estado de oxidación y es igual al numero de protones menos es el numero de electrones.
- Isótopos son átomos de igual numero atómico pero distinto numero masico.
- Isóbaros son átomos de igual numero masico y distinto numero atómico.
1 unidad de masa atómica, 1 (u.m.a.), equivale a 1/12 de la masa del átomo de 12C.
1 unidad de masa atómica prácticamente coincide con la masa de un protón o de un neutrón.
1 (u.m.a.) = 1, 67 . 10 - 24 ( g ).
Envoltura de los átomos
LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía.
MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS
c = velocidad de propagación de la onda (cm/ seg)
l = longitud de onda (lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período (tiempo de un ciclo) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
:. l = c / n :. n = c / l :. n = 1 / l(N° de ondas ) cm -1
Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
En los rayos X y los rayos gamma aumenta la frecuencia, pero disminuye su longitud de onda. A lo contrario de las ondas de radio ya que su frecuencia disminuye y su longitud de onda aumenta.
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h n
h = Constante de Planck = 6,62 10 -27 erg. Seg
EL ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
(Principios Básicos de Química H.Gray)
1) Orbitas circulares
2) Momento angular = m e v r = n h / 2 p n = 1,2,3...........a
Energía asociada a los cambios de órbita
El electrón para cambiarse a una orbita mayor debe ganar energía y para bajar a una orbita menor debe perder energía en forma de foton.
Efecto Compton
El foton es una onda, pero al chocar con otra partícula, se comporto como una partícula. El electrón que es una partícula, se comporto como una onda y se produce a la difracción.
DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG
Es imposible conocer simultáneamente la posición y el momento de un electrón.
D x D p = l . h / l = h > 0
ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER
-h² ( d²ψ + d²ψ + d²ψ ) + v (x) ψ = E ψ
8π² m dx² dy² dz²
Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck,
y = Amplitud de la onda,
m = masa dela partícula
x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z ) = Energía Potencial,
E = Energía de la partícula
Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
y = f (x,y,z) ; E = g (x,y,z)
y 2 a Probabilidad de encontrar la partícula en x,y,z
El encontrar, mediante el cálculo, las zonas de alta probabilidad de encontrar la partícula equivale a determinar los orbitales.
LOS NUMEROS CUANTICOS
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores? infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,..............a ( Es el mismo n del átomo de Bohr)
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? n
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3, .........(n-1)
s p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores? 2l +1
¿Cuáles? - l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l
s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores? 2
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2
ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.
En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
1S
2S 2P
3S 3P 3d
4S 4P 4d
5S 5P 5d
6S 6P 6d
7S 7P
Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)
Principio de Hund
En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p, o una serie de 5 orbitales d, o bién una de7 orbitales f. Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos.
PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS
Parece conveniente indicar en este momento que el principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón o electrón desapareado. Esta circunstancia tiene una importante consecuencia en las propiedades magnéticas de los elementos. Aquellas sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spín se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables.
De no suceder así, es decir, si todos los orbitales tienen electrones apareados ( spin + 1/2 y - 1/2 ) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número
SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS
Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas
Ejemplo: Z= 77
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.
Radio Atómico: Es la distancia que se establece entre el núcleo y el ultimo electrón del átomo.
El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período. Si bién los electrones están similar orbital, la carga positiva del nucleo se incrementa ejerciendo progresivamente mayor atracción sobre los electrones. Se muestra la situación observando los electrones periféricos (dibujados en amarillo) en orbitales 2p para elementos del 2° Período.
El Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Los electrones periféricos se encuentra en un orbital del mismo tipo pero en el nivel siguiente. Para comprender la situación hay que recordar que, por un lado, el radio de la órbita en el átomo de Bohr o volumen del orbital en el átomo de Hidrógeno es proporcional al cuadrado de n. Por otro lado, también hay que tener presente que el aumento de Z significa mayor atracción sobre los electrones. Predomina el primer efecto pero atenuado por el segundo factor.
Los iones son atomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones.El Radio de lo iones es diferente al de los atomos neutros. Los iones negativos ( ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, ( pierden electrones) son menor Radio.
EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)
Es
A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de
LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)
Es
A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de
No cuenta para los gases nobles
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.
LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)
Mid
Tampoco cuenta para los gases nobles
Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.
Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.
H +1 (-1) He0
Li +1 Be +2 B+3 C -4+2+4 N –3 (+1)+3 (+4)+5 O –2 F -1 Ne0
Na+1 Mg+2 Al+3 Si -4+2+4 P –3+3+5 S –2+2+4+6 Cl -1+1+3+5+7 Ar0
K +1 Ca +2 Br -1+1+3+5+7 Kr0
Rb+1 Sr +2 I -1+1+3+5+7 Xe0
Cs+1 Ba +2 Cr+3+6 Mn +2+4+6+7 Fe +2+3 Co+2 Ni +2 Cu (+1) +2 Zn +2 Rn0
Fr +1 Ra +2 Hg (+1)+2 Cd +2 Ag+1 Au +1+3 Pb +2+4 Sn+2+4
La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
M+m n N -n m
M = Metal N = No Metal
TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES
SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA
OXIDOS METALICOS
M 0 + O 0 2 ________ > M +m 2 O –2m
Ejemplos: Cu +12 O –2 Oxido de cobre I , antes Oxido cuproso
Cu +2 O –2 Oxido de cobre II , antes Oxido cúprico
OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
N 0 + O 0 2 _________> N +n2 O –2n
Ejemplos: C +2 O –2 Oxido de carbono II , antes Anhidrído carbonoso
C +4 O –22 Oxido de carbono IV, antes Anhidrído carbónico
Como se puede observar, la denominación antigua que es muy persistente, depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.
Así:
Número de estados 1 2 3 4
de Oxidación
hipo ------ oso hipo ------ oso
------- ------oso ------ oso ------ oso
-------ico ------ ico ------ ico
per ------ ico
------- = raíz del nombre del elemento
LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
M +m2 O -2m + m H+12 O-2 = 2 M+m ( O-2 H+1)m
Ejemplo:
Al +32 O -23 + 3 H+12 O-2 = 2 Al+3 ( O-2 H+1)3 ( Al ( OH)3 )
Oxido de Aluminio Hidróxido de Aluminio
LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
N +n 2 O -2n + H+12 O -2 = H+12 N+n2 O-2n+1
Ejemplo:
S+6 O-2 3 + H+12 O–2 = H+12 S+6 O-24 ( H2 S O4 )
Anhídrido Sulfúrico Acido Sulfúrico
LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
n H 02 + N 02 = 2 H+1n N – n
Ejemplo:
n H 02 + S 02 = 2 H+12 S – 2 ( H2 S )
Acido Sulf hídrico
LOS ACIDOS Y LAS BASES
Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí son liberados:
H2O
H2O = H + + OH –
ión hidrógeno ión hidroxilo
ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno
H2O
HA = H + + A –
ácido ión hidrógeno anión del ácido
Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos:
Ejemplos:
H 2 S O 4 = 2 H + + SO4 –2
Ácido sulfúr ico Anión sulf ato (1)
Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión
oso _____________> ito
ico _____________> ato
H 2 S = 2 H + + S –2
Ácido sulf hídrico Anión sulf uro
Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión
hídrico ___________> uro
BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo.
H20
BOH = B + + OH –
base catión de la base ión hidroxilo
Así se comportan los hidróxidos:
Ejemplo:
u ( O H ) 2 = Cu+2 + 2 OH -
catión cúprico (1)
- Anión es un ión de carga negativa y Catión es un ión de carga positiva. Los nombres provienen de
LAS SALES ( RESULTADO DE
OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O
Ejemplo:
3 H+12 S+6 O -24 + 2 Al+3 ( O H)-3 = Al+32 ((S+6 O –24) -2)3 + 6 H2O
( 3 H2 S O4 + 2 Al ( O H) 3 = Al 2 (S O4) 3 + 6 H2O )
Acido Sulfúrico Hidróxido de Aluminio Sulfato de Aluminio Agua
HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+1n N – n + n M+m ( O H )– m = M+mn N – nm + mn H 2 O
Ejemplo:
H+12 S–2 + 2 Al+3 ( O H ) -3 = Al +32 S– 23 + 6 H 2 0
( H2 S + 2 Al (OH )-3 = Al2 S3 + 6 H 2 0 )
Acido Sulfhídrico Hidróxido de Aluminio Sulfuro deAluminio Agua
LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
M0 + m /2 H02 = M+m H -m
Ejemplo:
Mg0 + H02 = Mg+2 H–2 ( Mg H2 )
Hidruro de Magnesio
EL ENLACE QUIMICO
El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.
Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.
a. ENLACE IONICO. Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
b. ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
Ejemplos de estas situaciones, donde se muestra la estructura electrónica a nivel molecular, se dan a continuación mediante las correspondientes notaciones de Lewis.
En la segunda parte de gráfico precedente se muestra como un enlace covalente deviene en covalente polar y luego en iónico polar simplemente al crecer la asimetría de la posición de la pareja de electrones compartida.
A continuación una visión total, o sea las diferentes situaciones en función de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados.
ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente o de compartición, es uno de los átomos participantes del enlace el queaporta la pareja de electrones del enlace. El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular.
Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales haciendo uso de la siguiente relación:
CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )
Algunos ejemplos:
" Cuando para una molécula se puede escribir varias varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es una mezcla de todas ellas que se denomina hibrido de resonancia y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad."
Ejemplo: el dióxido de carbono
Los porcentajes de contribución al híbrido en este caso son estimativos y se entregan sólo a forma de ilustración.
Otro ejemplo: el ión carbonato
En este caso la contribución es la misma pues las estructuras son equivalentes desde el punto de vista de la energía. Se ha demostrado por la técnica de difracción de los rayos x, que las distancias entre el carbono y los oxígenos es siempre la misma y corresponde a un valor intermedio entre la longitud de un enlace simple y uno doble.
Reglas de la resonancia electrónica
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.
3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.
4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.
5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.
6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución.
Ejemplo: Formas resonantes del propenaldehído en fórmulas abreviadas
Ejemplo: Formas resonantes del propenaldehído en fórmulas abreviadas
EL ENLACE QUÍMICO Y
ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. En el grafico siguiente se muestra la energía de éste orbital molecular en función de la distancia internuclear. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas. Este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.
La diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia. En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos. Corrresponde al proceso de ruptura d el enlace.
TIPOS DE UNIONES
Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.
Unión s (sigma)
Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre linea internuclear
Combinación de orbitales atómicos p.
Unión p (pi)
Orbital Molecular Enlazante con superposición de orbitales atómicos fuera de linea internuclear.
TIPOS DE ENLACES Y UNIONES
CUADRO COMPARATIVO DE ENERGÍAS Y LONGITUDES DE ENLACE |
ENLACES | C-C | C = C |
| H - H | C - H | C - O | C = O |
ENERGÍAS DE ENLACE Kcal/mol | 83 | 146 | 200 | 104 | 99 | 85 | 179 |
LONGITUDES DE ENLACE A° | 1,54 | 1,35 | 1,2 | 1,07 | 1,43 | 1,22 |
GEOMETRÍA MOLECULAR
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la GEOMETRIA MOLECULAR .
Veamos las hibridaciones más simples.
CRITERIOS PARA DECIDIR
Hay que observar la multiplicidad de los enlaces, esto es, cuántas uniones pi deben formarse. Para cada unión pi un átomo debe disponer un orbital p.
Dos uniones pi obligan a un átomo a tener 2 orbitales p, o sea que, la hibridación debe ser sp.
Una unión pi requiere un orbital p. Por lo tanto el átomo puede tener hibridación sp o sp2,pero no sp3 (esta no tiene orbitales p). La ambigüedad se resuelve mediante el siguiente criterio complementario.
2.-CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES
Las parejas de electrones, ya sean enlazantes o bién no enlazantes, se repelen por tener igual carga. Entonces el criterio obliga a dar el máximo ángulo de separación a todas las parejas de electrones.
En los graficos siguientes los electrones del átomo cuya hibridación tratamos de determinar los representamos como puntos azules y los electrones del átomo vecino con el que se enlaza como puntos rojos. Así, las parejas enlazantes se grafican como puntos azul y rojo indicando electrones que pertenecen al átomo en cuestión y al otro átomo respectivamente y las no enlazantes del átomo como un par de puntos azules.
Como se puede observar, si el número de parejas de electrones alrededor de un átomo es tres la hibridación es sp,
En cambio, si el número de parejas de electrones es cuatro la hibridación es sp2.
Cuando existen solamente uniones s la hibridación se determina sólo en base del criterio de repulsión de parejas.
Cuando hay sólo una unión s no hay hibridación.
Dos parejas de electrones la hibridación es sp , tres parejas de electrones la hibridación es sp2 y cuatro parejas de electrones la hibridación es sp3 .
OTRAS HIBRIDACIONES Y LAS PRINCIPALES GEOMETRIAS MOLECULARES
ALGUNAS APLICACIONES
Puesto que los orbitales s son pequeños y de baja energía comparados con los orbitales p que son de mayor alcance y mayor energía, los enlaces de átomos hibridizados mantendrán aquellas características según el grado de carácter s o p tenga cada situación.
Tipo de enlace (simple) | Caracter s (%) | Radio Covalente Medio ( A°) | Longitud de Enlace (A°) | Estabilidad |
Cp -Cp | 0 % | - | + | |
Csp3 - Csp3 | 25 % | 0,763 | 0,763+0,763 = 1,526 | ++ |
Csp3 - C sp2 | 0,763+0,743 = 1,506 | +++ | ||
Csp3 - C sp | 0,763+0,691 = 1,454 | ++++ | ||
Csp2 - C sp2 | 33,3 % | 0,743 | 0,743+0,743 = 1,486 | +++++ |
Csp2 - C sp | 0,743+0,691 = 1,434 | ++++++ | ||
Csp - C sp | 50 % | 0,691 | 0,691+0,691 = 1,382 | +++++++ |
PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LAS SUSTANCIAS PURAS
Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.
A continuación trataremos de visualizar las distintas categorías de sustancias y sus propiedades fisicoquímicas principales.
MOLECULAS GIGANTES
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) n , pero n es indeterminada.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.
COVALENTES TRIDIMENSIONALES
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles.
El Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp3 ) es un ejemplo típico de ésta categoría. Las láminas de Silicio de la nariz del Discovery son otro ejemplo.
COVALENTES BIDIMENSIONALES
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 . Es interesante consignar que en cada orbital pz existen un electrón. Estos electrones se pueden desplazar sobre la malla y en consecuencia el grafito es conductor de la corriente eléctrica.
COVALENTES UNIDIMENSIONALES
Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).
Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).
Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.
En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.
En cambio, las macromoléculas rígidas no tienen favorable el factor entrópico y así son dificiles de fundir y solubilizar. Estos polímeros rígidos, en el sólido son monofásicos y de mucha resistencia ( Kevlar).
En la práctica un gran número de macromoléculas se encuentran entre estas dos situaciones extremas y el grado de endurecimiento o ablandamiento depende de las temperaturas a que se encuentran sometidos los sistemas.
Los procesos de ablandamiento sobrevienen en zonas de temperaturas bien definidas para cada tipo de macromoléculas.
Muchas veces las cadenas macromoléculares sintéticas o naturales se conectan entre sí mediante átomos o grupos de átomos enlazados covalentemente ( polímeros reticulados) con propósitos tecnológicos precisos. En estos casos las estructuras resultantes semejan a las redes covalentes bi o tridimensionales y así también son sus propiedades, nula solubilidad y puntos de fusión demasiado elevados que amenazan la estabilidad química de las sustancias.
Copolímero de estireno-butadieno (neumáticos) vulcanizado con S.
Este tipo de productos son difíciles de recuperar y reutilizar ( Reciclaje) precisamente por las razones ya mencionadas y constituyen un problema para la ecología por la contaminación del ambiente.
La celulosa es un polímero natural de características estructurales semirígidas y si a ello agregamos que entre las cadenas macromoleculares existen fuerzas de atracción, de alta magnitud como los puentes de H debido a la presencia de mucho grupos de -OH son comprensibles las dificultades para la fusión y la solubilización.
Estructura tipo celulosa
IONICAS.
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de
Son estructuras de temperatura de fusión elevadas , alrededor de los
Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua. Las moléculas del solvente rodean los iones apuntando sus fracciones de carga al ión de carga opuesta. Así los iones solvatados son separados al debilitarse el enlace iónico. De ésta forma los iones disueltos (móviles) constituyen partículas para el flujo eléctrico.
METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.
Ya nos hemos referido a la fortaleza del enlace metálico y podemos generalizar diciendo que los puntos de fusión de los metales son medianamente altos. Señalemos que metales como el Hg, Cs, y Fr son líquidos a temperatura ambiente.
La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
Es interesante observar la relación entre las conductividades eléctricas y térmicas y la situación de los diagramas de energía de los orbitales llenos y vacíos de metales y no metales. Los metales promueven sus electrones de valencia de orbitales s a los orbitales p vacíos que se encuentran energéticamente cercanos formando éstos últimos orbitales o bandas de conducción. Por el contrario, los no metales tienen los electrones en orbitales p y los orbitales s siguientes vacíos se encuentran energéticamente lejanos por lo que no se produce la promoción y los electrones permanecen ligados a sus respectivos átomos.
MOLECULAS CONVENCIONALES O SUSTANCIAS MOLECULARES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
Sin embargo al momento de racionalizar las propiedades fisicoquímicas de este tipo de estructuras, el tipo de enlace interatómico ( covalente) y su fortaleza no cuenta pués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos son fuerzas intramoleculares ( fuerzas dentro de las moléculas; pero no interatómicas o de enlace químico ) las determinantes de las propiedades.
En todo caso las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica, pero las hay de diferente naturaleza y magnitudes pero siempre dependen en definitiva de las características eléctricas, del tamaño y geometría de las moléculas.
En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.
FUERZAS INTERMOLECULARES
| TIPO MOLECULAR | FUERZA | MAGNITUD | FENÓMENO | SOLUBILIDAD | PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN |
| APOLAR | VAN DER WAALS | DEBIL | POLARIZABILIDADELECTRONICA | SOLVENTE APOLAR | MUY BAJOS |
| POLAR | ATRACCIÓN DIPOLO-DIPOLO | MEDIANA | POLARIDAD MOLECULAR PERMANENTE | SOLVENTE POLAR | BAJOS |
| ____ X - H ( X= F, O, N ) | PUENTE HIDROGENO | FUERTE | POLARIDAD PERMANENTE LOCALIZADA | SOLVENTE POLAR | MEDIANOS |
EFECTOS COMPARADOS DE DISTINTAS FUERZAS INTERMOLECULARES SOBRE LAS TEMPERATURAS DE EBULLICIÓN
Las fuerzas de Van der Waals son comparativamente las fuerzas intermoleculares de menor intensidad pero pueden existir grandes diferencias de sus magnitudes entre moléculas que las poseen como único factor de atracción.
Estas diferencias pueden ocasionarse por :
a) por significativa diferencia del tamaño de las moléculas.
b) por la presencia de átomos de mucha diferencia en la cantidad de electrones o de muy distinta polarizabilidad electrónica.
c) por la circunstancia de presentar una geometría muy diferente.
RESUMEN
MAPA CONCEPTUAL
ACERCA DE LAS PROPIEDADES FISICO QUIMICAS
DE LAS SUSTANCIA PURAS
EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES
Hemos estudiado a la materia en su dimensión submicroscópica, es decir la realidad de átomos y moléculas. Hemos profundizado el estudio de tal forma que incluso hemos comprendido el comportamiento de las propiedades fisico químicas de sustancias puras, éstas, perfectamente perceptibles y medibles en una dimensión macroscópica ( de laboratorio o industria ).
A esta altura de nuestro estudio reconocemos, que en la dimensión macroscópica, no hemos desarrollado las herramientas para trabajar con las sustancias desde el punto de vista cuantitativo, esto es, trabajar con cantidades (masas) definidas de las sustancias que participan en los fenómenos químicos.
No obstante lo expresado, cuando hablamos al comienzo del curso del Peso Relativo de los Atomos o bien del cálculo del Peso Atómico a partir de mezclas de isótopos algo muy importante avanzábamos en el sentido del trabajo cuantitativo. En efecto, cuando determinábamos aquellas magnitudes siempre estaba presente el hecho que comparábamos una misma cantidad de atomos de cada elemento.
¿ Qué cantidad de átomos del elemento hay en el Peso Atómico del elemento expresado en gramos?
Daremos la respuesta más simple, en base a un experimento también simple esquematizado en el siguiente gráfico.
Aprovechamos la doble circunstancia que la radiación alfa está constituída por nucleos de Helio, el primero de los gases nobles, cuyo Peso Atómico se ha determinado igual a 4,0026 y que podemos medir la cantidad de núcleos que en la radiación pasan a través del detector de un Contador Geiger.
Colectamos 4,0026 gr. de Helio y leemos en el contador la cantidad de núcleos detectados y luego transformados en átomos. Hemos colectado 6,023. 10 23 átomos de Helio. Esta es la respuesta, válida para todos los elementos, a la pregunta formulada:
En el Peso Atómico de un elemento expresado en gramos existen 6,023 .10 23 átomos del Elemento.
Si pesaramos en la balanza de una confitería 51 de gramos de virutas de vanadio metálico estaríamos pesando aproximádamente 6,023 10 23 átomos de vanadio puesto que el Peso Atómico de ese metal se ha determinado como igual a 50,94.
El valor 6,023 1023 fué determinado por Avogadro mediante cálculos estadísticos acerca de sistemas gaseosos y de ahí que se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).
N = 6,023 .10 23
Este valor pasa a ser de importancia central en la química cuantitativa y es la base de la definición del concepto de mol
DEFINICIÓN DE MOL
Un Mol es 6,023 10 23 unidades.
Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química, como recién lo dijimos, podemos medir cómodamente un mol de átomos de Vanadio o un mol de átomos de cualquier otro elemento en la balanza de una confitería.
Pero el Número de Avogadro de átomos es una cantidad tan grande de átomos o bién los átomos son tan pequeños y livianos que son magnitudes que desafían nuestra imaginación. Según nos hizo notar recientemente un colega, si tuvieramos una hilera de 1 mol de hormigas de 1mm cada una separadas cada una de la precedente por una distancia también de 1mm, la longitud de la hilera cubriría 1,2046 10 18 Km. Tal hilera cubriría mil doscientos setenta y ocho millones de veces la trayectoria circular de
NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO
El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento
expresada gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos
EL MOL DE MOLECULAS
Volvamos a nuestra experiencia de recolección de Helio puesto que podemos sacar mucho más provecho de ella y coloquemos a nuestro sistema en situación comparativa con otros.
Recordemos que nuestra muestra de Helio gaseoso ocupa un volumen de
Tomemos idéntico volumen de otros gases por ejemplo cloro gasoso ( Cl2 ) y de metano ( CH4 ) medidos también en TPE. De acuerdo a lo establecido por Avogadro en su célebre hipótesis, en los tres sistemas hay igual número de moléculas. Esto quiere decir que en cada uno de los tres casos hay N moléculas. También quiere decir que en cada uno de los casos nos encontramos frente a un mol de moléculas de cada gas.
Podemos generalizar:
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un volumen de
Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.
Ahora..... ¿Cuál es la masa expresada en gramos de 1 mol de moléculas? La respuesta a esta pregunta nos lleva a otra definición:
DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas
CALCULO DEL PESO MOLECULAR
Generalizando, si una Sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........
A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...
y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.
Mr AaBbCc........ = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C +........
¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?
Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol
También podemos generalizar importantes conceptos acerca de un doble significado, a nivel submicroscópico y a nivel macroscópico, de la notación química de Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.
Presentaremos este doble significado valiéndonos de representaciones gráficas para las entidades submicroscópicas y las representaciones gráficas ampliadas para los conceptos (de moles) usados a nivel macroscópico.
NOTACIÓN QUÍMICA
Nivel Submicrocópico Nivel Macroscópico
SÍMBOLO
1 átomo 1 mol de átomos
FÓRMULA
1 molécula 1 mol de moléculas
ECUACIÓN
1 reordenamiento
1 mol de reordenamientos
TRABAJO CON FRACCIONES DE MOLES
EJERCICIO DE PRESENTACIÓN DE RELACIONES DE CALCULO
Dados
¿Cuántos moles de moléculas son? Ar C = 12 ; Ar H = 1
M r = 1 * 12 + 4 * 1 = 16 (g/mol)
n = N° moles de moléculas Sustancia = masa Sustancia / M r Sustancia =
= 0,16 (g) / 16 (g/mol) = 0,01 moles de moléculas.
¿ Cuántas moléculas de metano son?
N° de moléculas Sustancia = N° de moles de moléculas Sustancia* N =
= 0,01 (moles) * 6,023.1023 (moléculas/mol) = 6,023. 1021 (moléculas )
¿Cuántos átomos de carbono y cuántos átomos de hidrógeno?
N° de átomos Elemento = N° moléculas Sustancia * Atomicidad Elemento
N° de átomos C = 6,023. 1021 (moléculas ) 1 (átomo/molécula) = 6,023. 1021 átomos C
N° de átomos H = 6,023. 1021 (moléculas ) 4 (átomo/molécula) = 24,092. 1021 átomos H
¿ Cuántos moles de átomos de carbono y cuántos moles de átomos de hidrógeno?
N° de moles de átomos Elemento= N° de moles de moléculasSustancia* Atomicidad Elemento
N° de moles de átomos C = 0,01 ( moles de moléculas)* 1( mol de átomos/mol de moléculas)
= 0,01 (moles de átomos de C)
N° de moles de átomos H = 0,01 ( moles de moléculas)* 4( mol de átomos/mol de moléculas)
= 0,04 (moles de átomos de C)
Otra forma de calcular el número de átomos:
N° de átomos Elemento = N° de moles de átomos Elemento * N
N° de átomos C = 0,01 moles de átomos C * 6,023. 1023 (átomos/mol) = 6,023. 1021 átomos C
N° de átomos H = 0,04 moles de átomos H * 6,023. 1023 (átomos/mol) = 24,092. 1021 átomos H
¿Cuántos gramos de carbono y cuántos gramos de hidrógeno?
masa Elemento = N° de moles de átomos Elemento * A r Elemento
masa C = 0,01 moles de átomos C * 12 g/mol =
masa H = 0,04 moles de átomos H * 1 g/mol =
¿ Cuál es la composición porcentual en peso de cada elemento?
% Elemento = (masa Elemento/ masaSustancia ) 100
% C = (0,12 / 0,16 ) 100 = 75 %
% H = (0,04/ 0,16 ) 100 = 25 %
PROPIEDADES INTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.
PROPIEDADES EXTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.
La composición de un sistema expresada en % en peso es una magnitud INTENSIVA.
Una magnitud intensiva debe poder calcularse con una relación independiente del tamaño del sistema.
% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100
% C = ( 1 * 12 / 16 )100 = 75 %
% H = ( 4 * 1 / 16 )100 = 25 %
¿Cuál es el volumen del sistema en TPE.?
Volumen Gas TPE = N° de moles de moléculas 22,4 (L/mol)
Volumen Gas TPE = 0,01 (moles) * 22,4 (L/mol) = 0,224 (L)
¿ Cuál es la densidad del sistema a TPE.?
Densidad = masa / Volumen
Densidad = masa / Volumen = 0,16 (g) / 0,224 (L) = 0,714 (g/L)
La densidad es una propiedad intensiva, que depende sólo de
Densidad Gas TPE = M r / 22,4
Densidad Gas TPE = 16 (g/mol) / 22,4 (L/mol) = 0,714 (g/L)
¿Cuál sería el valor del volumen del sistema y el valor de su densidad si las condiciones de Presión y Temperatura fueran cualesquieras otras, distintas de TPE?
Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las distintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso. Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:
n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.
Para comenzar el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar
Volumen Molar = V = V / n (L/mol)
Ley de Boyle
Volumen Molar vs. Presión
Ley de Charles
Volumen Molar vs. temperatura
Ambas leyes se pueden agrupar en una sóla expresión:
(V P) /( n T) = k1 k2 = R = 22,4 (L)*1 (atm) /1 (mol)* 273,16 ( °K) = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :
PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación es aplicable a los gases reales dentro de márgenes no extremos de Presión y temperatura.
Reiterando la pregunta: ¿Cuál sería el valor del volumen del sistema y el valor de su densidad si las condiciones de Presión y Temperatura fueran cualesquieras otras, distintas de TPE?
¿Si por ejemplo la muestra de metano estuviera a
V = nRT/P = 0,01(mol) 0,082 (L atm / mol °K) 373,16 °K / (1000 mmHg / 760 mmHg/atm) = 0,232 (L)
densidad P,T = masa / Volumen = 0,16 (g) / 0,232 ( L ) = 0,69 ( g / L )
Pero como ya hemos establecido, la densidad es una propiedad intensiva y debería poder calcularse de datos independientes del tamaño del sistema.
densidad P,T = masa / Volumen = n M r / ( n R T / P) = Mr P / R T
densidad P,T =
=16 ( g/mol)* (1000 (mmHg) / 760 (mmHg/atm)) / 0,082 (L atm / mol °K)* 373,16 °K =
= 0,69 ( g / L )
MÉTODO DE DETERMINACIÓN DEL PESO MOLECULAR
La determinación experimental del valor de Mr es de fundamental importancia cuando no se conoce la fórmula de alguna sustancia. Si la sustancia se puede evaporar podemos aplicar la ecuación anterior pero para calcular el Peso Molecular.
Mr = densidad P,T RT / P
DETERMINACIÓN
DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
Mostraremos a continuación la forma sistemática de determinar las fórmulas empíricas y las moleculares haciendo uso de los conceptos de Ar y Mr.
ANALISIS QUÍMICO _ Ar__> FÓRMULA EMPÍRICA _Mr_> FÓRMULA MOLECULAR
Composición % Relación en el número de Atomos Número Exacto de átomos
Los datos de composición de un compuesto entregados por el Análisis Químico a la forma de composición porcentual de los elementos, es por lo general, el punto de partida. Como ya hemos establecido éstas magnitudes son de tipo Intensivas. Sin embargo, para poder calcular el número de moles de átomos, que es esencialmente de tipo extensivo, es preciso trabajar con un sistema de tamaño definido y adecuado a los datos y cálculos. Esto es, nos damos una Base de Cálculo (B.C.),por lo general
Ejemplo: Dada la composición en % que se indica y Ar C = 12 y Ar H = 1
En la molécula, el número de átomos de H es el doble que el número de átomos de C.
Esto equivale decir que la fórmula empírica es CH2. Además " Mr " Empírico = 12*1+1*2= 14 (g/FE)
Fórmula Empírica
% | Base de Cálculo. | masa elemento (g) | N° moles de átomos = MasaElemento /Ar | Relación entre los números de moles de átomos. Se divide por el menor valor N° de moles de átomos (*) |
85,71 % C | 100 g. Compuesto | 85,71 | 85,71 / 12 = 7,1425 * | 7,1425 / 7,1425 = 1 |
14,28 % H | 14,28 | 14,28 / 1 = 14,28 | 14,28 / 7,1425 = 1,999 = 2 |
En la molécula, el número de átomos de H es el doble que el número de átomos de C.
Esto equivale decir que la fórmula empírica es CH2. Además " Mr " Empírico = 12*1+1*2= 14 (g/FE)
Fórmula Molecular
Si m = 1 Mr CH2 = 14 * 1 (g/mol)
Si m = 2 Mr ( CH2 ) 2 = 14 * 2 (g/mol)
Si m = 3 Mr ( CH2 ) 3 = 14 * 3 (g/mol)
Si m = m Mr ( CH2 ) m = Mr Empírico * m (g/mol)
m = Mr / "Mr" Empírico
Si el problema de ejemplo continúa : la sustancia es un gas a
Recordamos la relación para calcular Pesos Moleculares experimentalmente:
de
densidad P,T = Mr P / R T y de allí :
Mr = densidad P,T RT / P
Mr = 2,82 (g/L) 0,082 ( L atm/mol °K) 363,16 °K / 1 atm = 83,97 (g/mol)
m = Mr / Mr Empírico = 83,97 ( g/mol ) / 14 ( g /F.E ) = 5,99 = 6
Por lo tanto
( CH2 )6 = C6 H12
NOTA IMPORTANTE: Cuando se calcula la relación o proporción en que se encuentran los moles de átomos no siempre resulta ser de números enteros, en ese caso la relación debe ser llevada a números enteros por amplificación o, con decimales muy próximos a enteros, por aproximación. Los siguientes ejemplos son ilustrativos: | ||||
relación A 1 * 2 = 2 B 2,5 * 2 = 5 | relación A 1 * 3 = 3 B 1,33 * 3 = 4 | relación A 1 * 4 = 2 B 2,25 * 4 = 9 | relación A 1 * 5 = 5 B 1,20 * 5 = 6 | relación A 1 B 2.9 = 3 |
EJERCICIOS ESPECIALES DE DENSIDAD Y PESO MOLECULAR.
FORMULAS EMPIRICAS Y MOLECULARES. Ar A = 9 g/mol; Ar B = 16 g/mol y Ar C = 1 g/mol
1.- Cuál es el valor de la densidad del gas ABC4 a 300° C y 2 atm. 1, 65 g/L 1,29 g/L 1,23 g/L 2,35 g/L 2,23 g/L |
2.- Cuál es la fórmula de un compuesto que a 48,64% de A, 43,24% deB y 8,11% de C. ABC4 A2BC3 A4B2C6 A6B3C9 A2B2C3 |
SOLUCIONES
Al comienzo del curso señalamos que las soluciones son sistemas homogéneos( por lo tanto son una sóla fase), formado por mezclas de diferentes sustancias puras ( diferentes tipos de moléculas). También vimos que éstas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.
Estos sistemas tienen una importante presencia, tanto en sistemas de materia viviente como en materia inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Pueden ser muy complejos cuando el número de diferentes sustancias mezcladas es muy elevado o bién simples como ternarios( 3 ) y binarios (2).
Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan:
Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción y
Solvente: Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.
Sin embargo, cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Similarmente, cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Sistemas de Solubilidad infinita
El soluto y el solvente se mezclan en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también se mezclan sin limitaciones. Son situaciones de solubilidad infinita. El concepto de solubilidad ya ha sido presentado con anterioridad.
Sistemas Saturados
Las limitaciones aparecen con mucha claridad cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o bién originalmente gas con líquidos. Estas situaciones límites se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.
La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.
Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre
Por lo general, la solubilidad de los sólidos originales en líquidos aumenta al aumentar
En cambio, la solubilidad de gases originales en líquidos crece al aumentar
Sistemas Sobresaturados.
En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad ?, pero es una situación inestable y se conoce como sobresaturación. Se obtienen llevando al sistema a la situación de saturación a alta temperatura y se baja bruscamente la temperatura. Mientras el sistema no se estabilice se encuentra en situación de sobresaturación. El sistema vuelve a la normalidad cuando se den las condiciones cinéticas para que el soluto en exceso precipite como sólido o bién sea liberado como gas.
Sistemas Diluídos.
Son aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por
Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones.
En primer lugar, para trabajar cuantitatívamente con soluciones es preciso visualizar los componentes del sistema para asignar sin confusiones los conceptos de soluto, solvente, solución, las respectivas masas, volumenes y densidades. El siguiente gráfico puede ayudar en ese sentido:
En el gráfico anterior representamos, en amarillo, moles de partículas de una sustancia ( " soluto") antes de disolverla, se indica el N° de moles y se calcula la masa de la sustancia conociendo el Peso Molecular de la misma. Luego, representamos, en celeste, el líquido que disolverá la sustancia ( " solvente " ), se indica el volumen del líquido y se calcula su masa conociendo la densidad del líquido puro. Estos sistemas se mezclan formando la solución representada en color verde, las partículas de soluto las graficamos del color de la solución (aúnque sabemos que son invisibles), se indica un hipotético volumen de solución ( ligeramente mayor al del líquido puro) y se calculan la masa y la densidad de la solución.
Recalquemos las relaciones más importantes y hagamos algunos comentarios de importancia.
Masa de solución = Masa de soluto + Masa de solvente
Todas estas magnitudes son Extensivas pues dependen del tamaño de la solución
Obsérvese que el volumen que tiene la sustancia que va a disolverse ,en su estado original, no guarda ninguna relación con el volumen que vaya a ocupar el soluto en la solución. De allí que sea muy difícil estimar el volumen de una solución a partir de la información de las sustancias de partida. El volumen de una solución es un dato que se obtiene experimentalmente ( por medición).
Teniendo claros los conceptos de masa y volumen de solución comprendemos el concepto de:
Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución
La forma usada para caracterizar una solución, luego de especificar el soluto y el solvente, es establecer la relación entre las cantidades de ellos. Esta relación es
Existen varias formas de expresar la concentración, las mostraremos en el gráfico siguiente, indicando las ecuaciónes que las definen y mostrando un ejemplo de su cálculo con los datos del sistema ya entregados:
Un alumno perspicaz podría pensar, "¿ no bastaría con la densidad de la solución para caracterizarla...? ¿Para qué la concentración y de tantas formas ?". En cierto modo el alumno tendría razón pues existe una relación entre la densidad de una solución y la concentración de su soluto. En verdad hay razones de: 1) comodidad en la preparación de soluciones, pues como se ha dicho no se sabe el volumen que tendrá la solución, 2) es difícil medir el valor de la densidad con la prontitud o la precisión requerida y 3) existen fenómenos, que veremos más adelante, que quedan descritos por leyes cuyas expresiones usan aquellas formas especiales de concentración.
En las servitecas se mide la "concentración" del ácido sulfúrico de las baterias mediante un densímetro. La medición indica si la bateria tiene mucho o poco uso. En el capítulo de Oxido Reducción veremos que relación tiene la concentración del ácido con el uso de la bateria. El densímetro es un aparato de vidrio de forma alargada, con un lastre de peso regulado en un extremo, que se hunde más o menos en una solución según si la densidad del líquido sea baja o alta respectivamente. El método se basa en el principio de Arquímedes que todo alumno debe ya conocer y comprender.
En el trabajo de laboratorio se determina aproximádamente la concentración ( % p/p ) de las soluciones "concentradas" ( alto valor de concentración) de los reactivos más usados midiendo la densidad de la misma mediante un densímetro y recurriendo posteriormente a valores tabulados.
Por ejemplo una solución de NaOH de densidad 1,48 g/mL es 45,22 % p/p, según la siguiente tabla.
CONVERSIÓN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
Una forma de conocer la comprensión y el dominio del tema de soluciones por parte de los alumnos, es plantearles una situación problemática que implique la conversión de las unidades de concentración. Se señala la concentración con una determinada modalidad y algunos otros datos y se pide la concentración en otra modalidad. La mayor dificultad por parte de los alumnos es comprender que para usar y aplicar las ecuaciones enmarcadas, ya entregadas, deben tener una solución, es decir un sistema con todas sus magnitudes extensivas definidas aúnque en un comienzo desconocidas. La información de propiedades Intensivas como
Esto es:
Dato inicial Concentración Ecuación de definición Base de calculo Cantidad de soluto
A % p/p % p/p = (MASAsoluto(g) / MASAsolución(g))*100 100g.solución A g.de soluto
A M M = n soluto / V (L) solución 1(L) solución A moles soluto
A m m = n soluto / MASA solvente(Kg) 1Kg. solvente A moles soluto
X soluto = A X soluto = n soluto/(nsoluto + nsolvente) (nsoluto + n solvente) =1 A moles soluto
Ejemplo:
Otro ejemplo:
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
En este punto es conveniente decir que las expresiones encerradas por marcos rojos en el gráfico de definición de unidades de concentración, además de ser la definición matemática de una determinada forma de concentración, son ecuaciones matemáticas que pueden y deben ser operadas con las reglas del Algebra.El alumno deberá ser capaz de despejar la variable que interese, establecer cadenas de ecuaciones etc. Además, el alumno deberá prestar especial atención al significado de cada una de las variables visualizándolas mentalmente junto al sistema que se trate en cada caso . Una vez más se insta al alumno en este curso a usar el Algebra y abandonar el uso de las reglas de tres, procedimiento mecánico que puede conducir a graves errores.
PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN A PARTIR DE OTRA SOLUCIÓN CONCENTRADA
A modo de ejemplo de lo que se preconiza se presenta la siguiente situación problemática de preparación de una solución a partir de una solución concentrada ( la misma solución con que se trabajó en el primer problema de conversión de unidades).
PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS
SUSTANCIA NO SOLVATADA
Otra forma de preparar soluciones, y de muy común ocurrencia, es es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. Este tipo de preparación hace uso sólo de las dos primeras relaciones del ejercicio anterior. ( La sustancia debe pesarse seca, sin muestras de humedad)
SUSTANCIA SOLVATADA
Muchas sustancias, especialmente sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas. Las moléculas existen como complejos, es decir iones metálicos rodeados por moléculas que se les unen por enlaces de coordinación. Existe una estequiometría definida y no se trata de agua de humedad de la muestra. Un caso típico son las sales de Cu +2 que se rodean por 5 moléculas de agua formando un complejo que da coloración azul a las sales de cobre pentahidratadas. Un ejemplo concreto es el CuSO4 x 5 H2O, sulfato de cobre II pentahidrato.
La preparación de una solución acuosa de una sustancia hidratada no ofrece nuevas dificultades, el agua de hidratación pasará a formar parte del solvente que se agregará en la cantidad requerida hasta el enrase del matraz aforado. La masa de sustancia a pesar debe tomar en cuenta la masa del agua de hidratación y esto se consigue calculando el Peso Molecular Hidratado, como se indica en el ejemplo a continuación. La muestra debe ser pesada seca, sin humedad, pues como ya se ha expresado el agua de humedad no es el agua de hidratación.
Nunca es insistir demasiado en el trabajo con las ecuaciones de definición como expresiones algebraicas. En varias ocasiones ya hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:
n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.
Así también podríamos utilizar las fórmulas:
n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,
MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc.
Ejemplo:
De las ecuaciones anteriores, la más importante, por ser la de más corriente aparición es: n soluto = M * V solución (L); esta ecuación la encontraremos más adelante constituyendo parte fundamental en ecuaciones de procesos de dilución, evaporación de solvente, mezcla de soluciones y Titulación.
CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE
Se trata de operaciones de manejo de soluciones en que la cantidad de soluto permanece constante.
Cuándo a una solución se le agrega solvente, la concentración disminuye a otro valor, cuanto menor mientras mayor sea la cantidad de solvente agregado. El proceso se llama "dilución".
Si por el contrario, a una solución se le quita cierta cantidad de solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporado. La acción de aumentar la concentración por evaporación del solvente se llama "concentrar"
¿Cómo se obtiene la relación que describe estos procesos? Se expresa la cantidad de soluto al comienzo y también al final, como la cantidad de soluto se conserva se igualan las expresiones, apareciendo la relación que liga las concentraciones y las cantidades de solución, iniciales y finales.
M i * V i = M f * V f
Apliquemos la ecuación al siguiente ejemplo:
MEZCLA DE SOLUCIONES
Seguir las cantidades de soluto es también la clave para resolver problemas de mezcla de soluciones.
Ejemplo:
PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN MÁS DILUIDA A PARTIR DE OTRA DE BAJA CONCENTRACIÓN.
Otra forma de preparar soluciones es por "dilución" de una más "concentrada". Se toma un determinado volumen de la solución más concentrada con una pipeta y se vacía en un matraz aforado de capacidad adecuada.
Nuevamente el cálculo se basa en el hecho que la cantidad de soluto es la misma, antes y después de diluir.
Otro ejemplo:
EQUILIBRIO QUÍMICO
CARACTERIZACIÓN CUANTITATIVA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
Recordemos, con la matriz de análisis, los aspectos más sobresalientes del ejemplo de presentación de la situación de equilibrio químico que vimos en la unidad anterior.
2 H2 + O2 = 2 H2O
t = 0 Situación inicial ( i ) 2 moles 1 mol 0 mol
Variación en moles = Δ n ( r ) - 2x -x 2x
tf = te Equilibrio ( e ) 2-2x 1-x 2x
2(1-x)
x es constante e indica la razón de transformación alcanzado el equilibrio y nos orienta de la posición del equilibrio.
Desde un punto de vista sólo conceptual la situación de equilibrio esta bien descrita pero desde un punto de vista práctico o cuantitativo poco significado tiene tal descripción si no se sabe directa o indirectamente el valor de x. Observamos que x está relacionada con las cantidades o concentraciones de las sustancia en equilibrio pero que éstas a su vez , además de x, dependen también de las cantidades o concentraciones iniciales. Tratemos de buscar relaciones de carácter más general.
Ya hemos expresado que, por convención, se acostumbra a analizar la situación de equilibrio arribando a ella desde los reactivos formales y que por otra parte esa situación de equilibrio es el resultado de la igualación en valor absoluto de las velocidades de reacción directa e inversa.
Se observa que a partir del momento inicial y en cada instante, las velocidades directa e inversa varían conforme a lo expresan sus respectivas leyes de velocidad. Esto es, si las reacciones directa e inversa quedan expresadas por la ecuación generalizada siguiente y además son elementales ( Estado Transición de un choque)
a A + b B = c C + d D
velocidad instantánea directa = kd [ A ]a [ B ]b disminuye pues [ A ] y [ B ] disminuyen.
velocidad instantánea inversa = ki [ C ]c [ D ]d aumenta pues [ C ] y [ D ] aumentan.
Estas variaciones cesan cuando las velocidades se igualan en valor absoluto y se alcanza la situación de equilibrio en el instante te. De allí en adelante en el tiempo las velocidades no cambian ni tampoco cambian las concentraciones de las especies involucradas en las reacciones.
velocidad instantánea directa = velocidad instantánea inversa ( a partir de te )
kd [ A ]ea [ B ]eb = ki [ C ]ec [ D ]ed (*)
La ecuación (*) sugiere que existe una constante, la constante del equilibrio, K eq, asociada al mismo y que definimos mediante la siguiente expresión:
Esta constante de equilibrio, K eq, es de carácter más general o intensiva que x pues es igual a una expresión matemática cuociente de concentraciones de equilibrio y no depende de las particularidades extensivas de un sistema en particular. Mejor que x su valor nos indica la posición del equilibrio aunque ambas estén relacionadas.
¿Cuál es la relación entre Keq y x ?... Recordemos la condición de estequiometría para una situación de equilibrio químico:
- Δ nA/a = - Δ nB/b = Δ nC/c = Δ nD/d = x (Razón de transformación en el equilibrio) (*)
- ( neA - niA) / a = - ( neB - niB ) / b = ( neC - niC ) / c = ( neD - niD) / d = x (**)
y de forma esquemática, la matriz de análisis de las situaciones:
a A + b B = c C + d D
t = 0 Situación inicial ( i ) niA niB niC niD
Variación en moles = Δ n ( r ) -ax -bx +cx +dx
tf = te Equilibrio ( e ) ( niA - ax ) ( niB - bx ) ( niC + cx ) ( niD + dx)
Así y recordando que la expresión muestra concentraciones molares o Molaridades ( moles /L) y si V es el Volumen del sistema :
SITUACIONES ESPECIALES DE EXPRESIONES DE CONSTANTES DE EQUILIBRIO
El estudiante debe observar que en la expresión de la constante de equilibrio aparecen las concentraciones de las sustancias que formalmente afectan las velocidades de reacción tanto directa ( en el denominador) como la inversa ( en el numerador ). Ya sabemos que en el equilibrio estas concentraciones no cambian espontáneamente pero si alguna de ellas variara provocaría el efecto de desigualar las velocidades directa e inversa y como consecuencia de ello la posición del equilibrio cambia a otro valor de x. Dicho de otra manera, en la expresión de la constante de equilibrio aparecen sólo las concentraciones de las especies que pueden variar significativamente y al hacerlo afectarán la posición del equilibrio. De esta forma se podrán comprender la mayor parte de los casos de las siguientes situaciones especiales:
EQUILIBRIOS QUE INVOLUCRAN REACTIVOS O PRODUCTOS GASEOSOS
La expresión de la constante de equilibrio de sistemas que presentan sustancias en estado gaseoso , sólo por convención y formalismo, cambia la concentración por la presión parcial de la sustancia gaseosa. La constante en función de la presiones parciales se llama Kp y aquella que mantiene la expresión en función de las concentraciones se llama, comparativamente Kc
Ejemplo: N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 ( g)
EQUILIBRIOS QUE COMPROMETEN FASES CONDENSADAS EN SISTEMAS HETEROGÉNEOS.
Se trata del caso de sustancias que presentan pobre solubilidad entre sí o tienden a la inmiscibilidad.
La fase condensada o aquella que no corresponde a una concentración, no aparece en la expresión de la constante de equilibrio.
como por ejemplo el Br2 ( l ) en H2O:
o bien el PbCrO4 ( s) en H2O:
En estos casos la constante de equilibrio se conoce como constante del Producto de Solubilidad o K P.S
Cabe hacer notar que la condición de saturación de una solución corresponde a la situación de equilibrio de la reacción de solubilización.
EQUILIBRIOS QUE COMPROMETEN AL SOLVENTE.
Cuando una reacción involucra al solvente o medio en que se realiza la reacción este no aparece en la constante de equilibrio pues la variación de su concentración como consecuencia de la reacción es irrelevante frente al valor normal de su concentración . Recordemos que el agua pura de densidad 1g/mL o 1000 g/L es 1000/18 moles/L o 55,55 Molar
Ejemplo:
NUESTRO PRIMER PROBLEMA DE EQUILIBRIO QUIMICO
Sírvanos nuestro primer problema para ilustrar los dos casos fundamentales de análisis de situaciones de equilibrio.
En a)
Información de las concentraciones de equilibrio nos permiten calcular la constante de equilibrio.
y en b), el caso inverso
Conocido el valor de la constante de equilibrio determinar las concentraciones de equilibrio
a) Al reaccionar 1 mol de acido acético con 1 mol de alcohol etílico alcanzado el equilibrio existe 2/3 de mol de éster. Determine el valor de la constante de equilibrio. ( Todas las especies reaccionantes son líquidas y miscibles a la temperatura ambiente de reacción).
Matriz de Información de Partida
CH3COOH + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 + H2O
ácido alcohol éster agua
t = 0 Situación inicial ( i ) 1 1 0 0
Variación en moles = Δ n ( r )
tf = te Equilibrio ( e ) 2/3
Determinación posible de una primera variación en moles o Δ n
Si en el equilibrio hay 2/3 de mol de ester y al comienzo nada había, podemos concluir que para el éster,
Δ n = +2/3 y escribimos en la matriz:
CH3COOH + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 + H2O
ácido alcohol ester agua
t = 0 Situación inicial ( i ) 1 1 0 0
Variación en moles = Δ n ( r ) + 2/3
tf = te Equilibrio ( e ) 2/3
Determinación de las otras variaciones con
- Δ n acido / 1 = - Δ n alcohol / 1 = Δ n ester / 1 = Δ n agua / 1 pero
- Δ n acido / 1 = - Δ n alcohol / 1 = + 2/3 / 1 = Δ n agua / 1 luego
CH3COOH + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 + H2O
ácido alcohol éster agua
t = 0 Situación inicial ( i ) 1 1 0 0
Variación en moles = Δ n ( r ) - 2/3 - 2/3 +2/3 +2/3
tf = te Equilibrio ( e ) 2/3
Determinación de las cantidades de moles en el equilibrio
Como ya sabemos las cantidades iniciales y las variaciones de todas las sustancias podemos concluir de elaborar la matriz de análisis escribiendo la situación en el equilibrio.
CH3COOH + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 + H2O
ácido alcohol ester agua
t = 0 Situación inicial ( i ) 1 1 0 0
Variación en moles = Δ n ( r ) - 2/3 - 2/3 +2/3 +2/3
tf = te Equilibrio ( e ) 1/3 1/3 2/3 2/3
Cálculo de la Constante de equilibrio
b) Se mezclan para hacer reaccionar 1 mol de acido acético con 3 moles de alcohol etílico. La temperatura del sistema es la misma ambiental bajo cuyas condiciones se determinó el valor de la constante de equilibrio. ¿Cuales son las concentraciones en equilibrio de todas las especies?
Matriz de Información de Partida
CH3COOH + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 + H2O
t = 0 Situación inicial ( i ) 1 3 0 0
Variación en moles = Δ n ( r )
tf = te Equilibrio ( e )
Como la temperatura es la ambiental el valor de
Una constante de equilibrio cambia su valor si cambia la temperatura.
Determinación de las variaciones de moles o Δ n con
No disponemos de datos de concentraciones de equilibrio por lo tanto expresaremos los Δn en función de la razón de transformación de las situaciones de equilibrio x que pasa a constituirse en una incógnita matemática que debemos calcular:
CH3COOH + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 + H2O
ácido alcohol éster agua
t = 0 Situación inicial ( i ) 1 3 0 0
Variación en moles = Δ n ( r ) - x - x + x + x
tf = te Equilibrio ( e )
Determinación de las cantidades en el equilibrio, primero, como función de x
Como ya sabemos las cantidades iniciales y las variaciones de todas las sustancias podemos concluir el análisis escribiendo la situación en el equilibrio.
CH3COOH + CH3CH2OH = CH3COOCH2CH3 + H2O
ácido alcohol éster agua
t = 0 Situación inicial ( i ) 1 3 0 0
Variación en moles = Δ n ( r ) - x - x + x + x
tf = te Equilibrio ( e ) 1-x 3-x x x
Cálculo de la Incógnita X