modulo estructura de la materia 2013-ii

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD
Escuela de Ciencias Básicas Tecnologías e Ingenierías
Contenido didáctico del curso Estructura de la Materia
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA
Escuela de Ciencias Básicas Tecnologías e Ingenierías
401581-ESTRUCTURA DE LA MATERIA
DOLFFI RODRÍGUEZ CAMPOS MSc.
(Director Nacional)
JENNY PAOLA ORTEGA
Acreditadora
CEAD JAG
2013
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Contenido didáctico del curso Estructura de la Materia
ASPECTOS DE PROPIEDAD INTELECTUAL Y VERSIONAMIENTO
La primera versión del módulo de Estructura de la Materia, se realizó en el 2010
por la Msc. DOLFFI RODRÍGUEZ CAMPOS, Docente Asistente de la UNAD, la
elaboración del módulo contó con las observaciones y sugerencias del Químico
Manuel Lozano Rigueros.
El presente modulo corresponde a la segunda versión, diseñada en el 2012 por la
Msc. DOLFFI RODRÍGUEZ CAMPOS, Docente Asistente de la UNAD, adscrita a
la Escuela de Ciencias Básicas, Tecnología e Ingeniería del CEAD Arbeláez. La
docente Dolffi Rodríguez, se ha desempeñado como tutora en los cursos de
Bioquímica, Química General, Química Orgánica, Bioquímica y Microbiología
desde el 2008; en la actualidad se desempeña como directora nacional del curso
Estructura de la Materia. La actual versión se basó en los contenidos propuestos
por los docentes: Pamela Patricia Zorro, Julia Stella Díaz y Johny Roberto
Rodríguez docentes de la sede Nacional de la Escuela de Ciencias Básicas y
contó con las observaciones y sugerencias de la Química Julia Stella Díaz Neira,
acreditadora del curso.
El presente documento cuenta con los últimos lineamientos emitidos por la UNAD
con el fin de que pueda ser publicada en los Repositorios autorizados de la
Universidad.
Este documento se puede copiar, distribuir y comunicar públicamente bajo las
condiciones siguientes:
• Reconocimiento. Debe reconocer los créditos de la obra de la manera
especificada por el autor o el licenciador (pero no de una manera que sugiera que
tiene su apoyo o apoyan el uso que hace de su obra).
• No comercial. No puede utilizar esta obra para fines comerciales.
• Sin obras derivadas. No se puede alterar, transformar o generar una obra
derivada a partir de esta obra.
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• Al reutilizar o distribuir la obra, tiene que dejar bien claro los términos de la
licencia de esta obra.
• Alguna de estas condiciones puede no aplicarse si se obtiene el permiso del
titular de los derechos de autor
• Nada en esta menoscaba o restringe los derechos morales del autor.
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TABLA DE CONTENIDO
INTRODUCCIÓN ............................................................................................................................. 7
UNIDAD 1. FUNDAMENTOS DE LA QUÍMICA................................................................................... 9
CAPITULO 1. EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y EL CONCEPTO DEL ÁTOMO ...................................... 9
Lección 1. La Química como ciencia, la investigación en Química y relaciones de la química
con la sociedad y la tecnología ............................................................................................. 10
Lección 2. La medición y el sistema internacional de unidades. ............................................ 21
Lección 3. Historia de la Química: ......................................................................................... 30
Lección 4. Las partículas subatómicas. Escala de tamaños en el universo.............................. 41
Lección 5. Peso, masa y número atómico, mol...................................................................... 57
CAPITULO 2: TABLA PERIÓDICA Y ENLACES............................................................................... 62
Lección 6. Características de la tabla periódica. Desarrollo de la tabla periódica ................... 62
Lección 7. La tabla periódica y la información que provee. Introducción a las propiedades
Periódicas y La tabla periódica Moderna .............................................................................. 68
Lección 8. Enlace químico y energía, Estructura molecular y Propiedades macroscópicas y
Tipos de fuerzas intermoleculares ........................................................................................ 75
Lección 9. Compuestos iónicos y Compuestos moleculares: Fórmulas, nombres y propiedades.
...........................................................................................................................................100
Lección 10. Determinación de las fórmulas de los compuestos a partir de la composición y a
partir de datos de masa.......................................................................................................120
CAPÍTULO 3. LEYES DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA. ...................................125
Lección 11 Reacciones Químicas. Ecuaciones Químicas .......................................................125
Lección 12. Leyes de conservación de la masa y la energía..................................................135
Lección 13. Número de oxidación, oxidación, reducción .....................................................142
Lección 14. Ecuaciones y balanceo de ecuaciones químicas .................................................150
Lección 15. Relaciones de masa en las reacciones químicas: estequiometria reactivo limite,
pureza. ................................................................................................................................154
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UNIDAD 2. ESTADOS DE LA MATERIA Y DISOLUCIONES ...............................................................174
CAPITULO 4. GASES ................................................................................................................174
Lección 16. Estados de la materia y la teoría cinética molecular ..........................................174
Lección 17. Propiedades de los gases ..................................................................................186
Lección 18. Leyes de los gases: fundamentos experimentales..............................................189
Lección 19. Estequiometria con gases..................................................................................218
Lección 20. Desviaciones del comportamiento ideal: gases reales .......................................221
Lección 21. Combustibles en estado gaseoso, composición de la atmósfera y efecto de
invernadero. .......................................................................................................................225
Capítulo 5. Líquidos y sólidos ..................................................................................................231
Lección 22. Propiedades de los líquidos: ..............................................................................232
Lección 23. Química del estado sólido: los Metales .............................................................248
Lección 24. Propiedades físicas de los sólidos ......................................................................264
CAPITULO 6. SOLUCIONES .......................................................................................................269
Lección 25. Proceso de disolución y su energía ....................................................................269
Lección 26. El concepto de concentración: la molaridad y otras unidades químicas .............274
Lección 27. Unidades de concentración físicas.....................................................................282
Lección 28. Variables que afectan la solubilidad. Reglas de solubilidad. Gráfico ...................287
Lección 29. Propiedades coligativas .....................................................................................289
Lección 30. Coloides. ...........................................................................................................309
UNIDAD 3 FUNDAMENTOS DE EQUILIBRIO QUÍMICO, CINÉTICA Y TERMODINÁMICA ..................314
Capitulo 7. Equilibrio químico..................................................................................................314
Lección 31. El equilibrio químico y el principio de Le Chatelier .............................................314
Lección 32. Constantes de equilibrio, factores que alteran el equilibrio químico. .................317
Lección 33 Iones en disolución: el concepto de electrolito ...................................................328
Lección 34. Tipos de ácidos y bases. Equilibrio químico ácido-base. Equilibrio iónico ..........331
Lección 35. Escala de pH, titulaciones ácido base-bases simples ..........................................353
Capitulo 8. Conceptos básicos de cinética química ..................................................................362
Lección 36. Mecanismos de Reacción ..................................................................................363
Lección 37. Temperatura y velocidad de reacción ................................................................365
Lección 38. Reacciones de primer orden..............................................................................373
Lección 39. Reacciones de segundo Orden ..........................................................................386
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CAPÍTULO 9. TERMOMETRÍA Y CALORIMETRÍA ........................................................................391
Lección 40. El concepto de masa y energía: .........................................................................391
Lección 41. La capacidad calórica y transferencia de calor ...................................................397
Lección 42. Temperatura y energía como propiedad de la materia. .....................................404
Lección 43. La energía, los cambios de estado .....................................................................410
Lección 44. Calorimetría ......................................................................................................420
Lección 45. Ley de Hess y Entalpías estándar de formación .................................................422
BIBLIOGRAFÍA...........................................................................................................................431
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INTRODUCCIÓN
Se presenta a la comunidad académica, en especial a los estudiantes de química
de la UNAD, el módulo denominado: estructura de la materia, elaborado bajo los
principios metodológicos de la educación superior a distancia.
Este curso metodológico tiene 3 (tres) créditos académicos, es teórico-práctico y
se inscribe en el campo de formación disciplinar. De esta forma, es fundamental
para la comprensión conceptual y procedimental de las principales leyes y teorías
científicas que rigen el estudio de la química y por ende de los cambios,
interacciones y dinámica molecular de la materia.
El propósito central del curso es el de comprender el origen y desarrollo de los
conocimientos relacionados con la estructura de la materia, en particular, la
manera como se conforman los elementos químicos , compuestos, átomos y
moléculas, estudiando los conceptos de enlace químico y estructura molecular,
desde la antigüedad hasta los comienzos del siglo XX.
El documento está organizado en tres grandes unidades: Química y Energía,
Estructura de la materia e interacciones moleculares y Cinética de reacciones y
equilibrio, los cuales a su vez se subdividen en capítulos y lecciones. Cada
capítulo de la obra se desarrolla utilizando una estrategia didáctica que busca
suministrar a los estudiantes elementos conceptuales, procedimentales y
metodológicos, encaminados a la generación de un aprendizaje autónomo
significativo. Por lo tanto, se comienza con el planteamiento de objetivos claros
que definen los propósitos usados del tema expuesto, sigue una breve
introducción y el despliegue de la temática central, apoyado con situaciones
problémicas y ejercicios prácticos, que ilustran y amplían los conceptos teóricos
descritos. Es importante anotar que cada ecuación planteada, se ha tratado en lo
posible de explicar con palabras, para así entender su significado y aplicabilidad.
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Adicionalmente, en cada unidad se dan los fundamentos conceptuales básicos
para la ejecución de las prácticas de laboratorio, las cuales son imprescindibles en
la preparación del estudiante para afrontar su vida profesional.
Para lograr un verdadero aprendizaje autónomo de estas temáticas, se requiere
que el estudiante tenga claro conceptos previos como: átomo, partículas
fundamentales, molécula y compuestos químicos. El contenido del módulo inicia
con una visión general e integral de la química como ciencia y su importancia en la
sociedad; posteriormente, se adentra en el fascinante microcosmos atómico, y
las leyes de conservación de masa y energía, lo mismo que en las reacciones
químicas en fase acuosa. A continuación, se prosigue con teorías del enlace y
geometría molecular que dan explicación de las diversas fuerzas de interacción y
repulsión en sistemas fisicoquímicos. Finalmente, se concluye con los principios
básicos del equilibrio químico, cinética y termodinámica.
Es importante señalar que para la comprensión significativa de estos temas, su
estudio está orientado por las principales leyes y teorías científicas que hacen de
la química una ciencia vanguardista que dinamiza y rige los principales procesos
industriales y biológicos que se desarrollan en este planeta.
Por último, se recomienda revisar detalladamente la bibliografía y cibergrafía
expuestas al final del módulo, con el fin de realizar consultas especializadas
orientadas a profundizar los temas descritos, de tal forma que el estudiante
promueva la autogestión de su aprendizaje autónomo independiente.
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UNIDAD 1. FUNDAMENTOS DE LA QUÍMICA
FICHA TÉCNICA UNIDAD 1
Nombre de la unidad
Fundamentos de la química
Palabras claves
Átomo, carga eléctrica, protón
neutrón, electrón, masa, enlace
químico, oxidación, reducción,
reactivo límite, pureza.
INTRODUCCIÓN:
En esta unidad se presenta 3 capítulos en los cuales se trabaja los fundamentos
de la química, el concepto del átomo, nomenclatura de compuestos inorgánicos,
las leyes de la conservación de la masa y la energía, clasificación y balaceo de
reacciones químicas.
Los temas que se tratan en esta unidad son la base para entender los conceptos
más relevantes de la química, en cada uno de los capítulos se desarrollarán
ejercicios que permiten entender los conceptos trabajados.
CAPITULO 1. EL MUNDO DE LA QUÍMICA Y EL CONCEPTO DEL ÁTOMO
En este capítulo se trabajan conceptos básicos para abordar diferentes temas de
la química como estructura atómica y características de las partículas
subatómicas, masa, volumen, también se aborda el tema de manejo de unidades
del sistema internacional. En cada una de las lecciones que se trabajan en este
capítulos se presentan ilustraciones, ejercicios desarrollados que faciliten el
entendimiento de los temas trabajados.
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Lección 1. La Química como ciencia, la investigación en Química y
relaciones de la química con la sociedad y la tecnología
Para definir la química como ciencia es importante primero hablar de lo que
significa ciencia:
El patólogo mexicano Ruy Pérez, dedicado también al estudio de la filosofía
humana realizó una propuesta para definir ciencia, según él “ciencia es actividad
humana creativa cuyo objetivo es la comprensión de la naturaleza y cuyo producto es el
conocimiento, obtenido por medio de un método científico organizado en forma deductiva y
que aspira a alcanzar el mayor consenso posible”
En este orden de ideas, la química por estudiar las propiedades de la materia y los
cambios en la composición de la misma, se puede considerar ciencia. La química
se convierte en disciplina científica en el siglo XVII, los avances tecnológicos que
se dieron en la Gran Bretaña, en el campo industrial con la máquina de vapor,
abrió el camino a la química industrial.
A continuación se describe un breve resumen de cómo la química llegó a ser
considerada ciencia:
El filósofo griego Aristóteles pensaba que las sustancias estaban formadas por
cuatro elementos: tierra, aire, agua y fuego. Paralelamente discurría otra corriente,
el atomismo, que postulaba que la materia estaba formada de átomos, partículas
indivisibles que se podían considerar la unidad mínima de materia. Esta teoría,
propuesta, por el filósofo griego Leucipo de Mileto y su discípulo Demócrito de
Abdera no fue popular en la cultura occidental dado el peso de las obras de
Aristóteles en Europa. Sin embargo tenía seguidores (entre ellos Lucrecio) y la
idea se quedó presente hasta el principio de la edad moderna.
Entre los siglos III a. C. y el siglo XVI d.C la química estaba dominada por la
alquimia. El objetivo de investigación más conocido de la alquimia era la búsqueda
de la piedra filosofal, un método hipotético capaz de transformar los metales en
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oro. En la investigación alquímica se desarrollaron nuevos productos químicos y
métodos para la separación de elementos químicos. De este modo se fueron
asentando los pilares básicos para el desarrollo de una futura química
experimental.
La química como tal comienza a desarrollarse entre los siglos XVI y XVII. En esta
época se estudió el comportamiento y propiedades de los gases estableciéndose
técnicas de medición. Poco a poco fue desarrollándose y refinándose el concepto
de elemento como una sustancia elemental que no podía descomponerse en
otras. También esta época se desarrolló la teoría del flogisto para explicar los
procesos de combustión.
Objeto de estudio de la Química, la materia y la energía:
La química tiene como objeto de estudio determinar la composición, estructura y
propiedades de la materia. Además, se encarga de determinar los cambios que
esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.
Los procesos estudiados por la química, implican el análisis de la interacción que
tienen las partículas fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas
compuestas como son los átomos y las moléculas, también partículas
microscópicas como cristales y superficies. Por lo tanto, la química es de gran
importancia en diferentes campos como la física, biología, medicina, geología y
astronomía entre otros.
Ramas de la Química y su función
Debido a que la química estudia un campo muy amplio, se hizo necesario dividirle
en áreas específicas como: Química General, Química inorgánica, química
orgánica, química analítica, Fisicoquímica y Bioquímica.
A continuación se presenta una breve síntesis del objeto de estudio de cada una
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Química General: Estudia los fenómenos comunes a toda la materia, sus
propiedades y leyes. Ciencia experimental que se ocupa de las transformaciones
de unas sustancias en otras sin que se alteren los elementos que las integran1.
Se puede dividir en:
Química pura Estudia las sustancias tanto orgánicas como inorgánicas, y los
métodos que se emplean para ello.
Química aplicada Utiliza los procedimientos de la química pura para resolver
problemas de distintas áreas
Las ramas de la Química pura son:
Química Orgánica: Estudia las sustancias de la materia viviente. Justus von
Liebig (1803−1873) fue uno de los principales artífices del desarrollo de la química
orgánica del siglo XIX. También estudió con Liebig el español Ramón Torres
Muñoz de Luna (1822−1890) que tradujo al castellano algunas obras del químico
alemán.
Una de las contribuciones de Liebig en el campo de la química orgánica fue el
desarrollo del método para determinar carbono e hidrógeno en sustancias
orgánicas. El procedimiento está basado en la propiedad del óxido cúprico de
oxidar las sustancias orgánicas que con él se calientan para transformarlas en
dióxido de carbono y agua.
Otra contribución fundamental en el desarrollo de la química orgánica de este
período fue la introducción por parte de Berzelius del concepto de "isomerismo" y
los estudios cristalográficos de Louis Pasteur (1822−1895) sobre los isómeros
ópticos del ácido tartárico (ácido 2,3−dihidroxibutanodioico). El "tártaro" (un tartrato
ácido de potasio) era bien conocido por los vinicultores como un sólido que se
separaba del vino durante la fermentación.
Química Inorgánica: Estudia las sustancias constituyentes de la materia sin vida.
1
[En línea] http://www.mundodescargas.com/apuntes-trabajos/quimica/decargar_ramas-de-laquimica.pdf.
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El tratado de química del sueco Jöns Jacob Berzelius (1779−1848) fue una de las
obras de referencia más importantes para los químicos de la primera mitad del
siglo XIX. Además de sus importantes contribuciones al desarrollo de la química
inorgánica, Berzelius es recordado por haber introducido las modernas fórmulas
químicas.
Físico−Química: Estudia los fenómenos comunes a estas dos ciencias, es decir
estudia la materia utilizando conceptos físicos y químicos. La química física no se
constituyó como especialidad independiente hasta finales del siglo pasado y
principios del actual. A pesar de ello, durante todo el siglo XIX se realizaron
notables aportaciones a algunos de los campos que habitualmente suelen reunirse
bajo la química física como la termoquímica, la electroquímica o la cinética
química.
Química Preparativa: Estudia la preparación y purificación de sustancias en
laboratorio para desarrollar nuevos productos.
Química Analítica: El desarrollo de la química analítica a mediados del siglo XIX
aparece con las obras de Heinrich Rose (1795−1864) y Karl Remegius Fresenius
(1818−1897). Heinrich Rose fue profesor de química en la Universidad de Berlín,
desde donde realizó numerosas contribuciones a la química, entre ellas el
descubrimiento del niobio. El proceso de análisis de Rose se abría con el uso del
ácido clorhídrico que permitía identificar la plata, mercurio y plomo.
La química analítica estudia los métodos de identificación y determinación de la
cantidad de elementos presentes en todos los compuestos2. Se subdivide en dos
ramas específicas:
Análisis cualitativo: detecta los componentes que forman parte de un
material.
2
[En línea] http://cdigital.dgb.uanl.mx/la/1020115308/1020115308_005.pdf.
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Análisis cuantitativo: detecta que cantidad de cada componente se
encuentra en un material
Las ramas de la Química Aplicada:
Quimiurgia: Estudia la aplicación de la química en la agricultura con vistas a su
utilización como materia prima en otras industrias; las mieles, por ejemplo
obtenidas de los azúcares de remolacha pueden utilizarse como base de alcohol,
las tusas de maíz para combustible, el maní para lanas artificiales (Ardil), la grasa
de la lana de los carneros para unturas y cosméticos y el furfural para una amplia
variedad de productos.
Bioquímica: Estudia los procesos químicos que ocurren en los seres vivos o sea
quiere decir la base molecular de la vida. En los procesos vitales interaccionan un
gran número de substancias de alto peso molecular o macromoléculas con
compuestos de menor tamaño, dando por resultado un número muy grande de
reacciones coordinadas que producen la energía que necesita la célula para vivir,
la síntesis de todos los componentes de los organismos vivos y la reproducción
celular. Al conjunto de reacciones que suceden dentro de los seres vivos se le
llama metabolismo. Actualmente se conoce a detalle la estructura tridimensional
de las macromoléculas de mayor importancia biológica, los ácidos nucleídos y las
proteínas, lo que ha permitido entender a nivel molecular sus funciones biológicas.
Gracias al conocimiento de la estructura de los ácidos nucléicos, se esclarecieron
los mecanismos de transmisión de la información genética de generación a
generación, y también los mecanismos de expresión de esa información, la cual
determina las propiedades y funciones de las células, los tejidos, los órganos y los
organismos completos.
Astroquímica: Estudia la composición sustancial existente en el universo. Es la
ciencia que se ocupa de la composición química del Sol y de los planetas, de las
estrellas y de la materia difusa interplanetaria o, más en general, interestelar.
La astroquímica estudia el comportamiento de los diversos tipos de moléculas y de
iones libres en la atmósfera de los cuerpos celestes, e investiga, además, la
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formación del denominado polvo cósmico y la abundancia relativa de los
elementos químicos en el Universo. Para ello se vale del análisis espectroscópico
de la radiación electromagnética emitida o absorbida por los cuerpos celestes.
Los
astroquímicos
cuentan
fundamentalmente
con
las
técnicas
de
la
radioastronomía y espectroscopia para realizar sus análisis de la materia
interestelar, las estrellas y las galaxias. La mayor parte del trabajo teórico en
cosmología está dedicado a rastrear la evolución de los elementos químicos
desde el primitivo Big Bang o Gran Explosión hasta la muerte de las estrellas.
Cristaloquímica: Sobre la relación entre la composición química y las
propiedades y formas de cristalización de las sustancias
Química Farmacéutica: Estudia la estructura, propiedades y aplicaciones de los
medicamentos.
Química técnica o industrial: Trata de la obtención de sustancias en operaciones
generales o unitarias (ingeniería química) o cada industria en particular (química
industrial).
Otras Ramas de la Química3:
Radioquímica: Estudia las transformaciones de los elementos y sustancias
radioactivas. También estudia las propiedades de los radioisótopos, los métodos
para su obtención y purificación, su uso en la investigación química y los efectos
químicos de las transformaciones nucleares.
Estequiometria: Es la rama de la química que se encarga de estudiar las
relaciones
ponderales
(de
peso),
masa−masa,
mol−mol,
masa−volumen,
mol−volumen... de las substancias que participan en una reacción química. Para
que dicha ley se cumpla las ecuaciones químicas deben estar correctamente
balanceadas; para ello existen tres diferentes métodos de balanceos de
ecuaciones, de balanceos de ecuaciones, son tanteo, algebraico, redox.
Estoicheión=elemento o sustancia, Metría = medición. Es la masa de una
microscópica molécula de cualquier compuesto, y se expresa en unidades de
masa (mas.)
3
[En línea] http://cdigital.dgb.uanl.mx/la/1020115308/1020115308_005.pdf.
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La Iatroquímica: El sistema iatroquímico, vigente durante la segunda mitad del
siglo XVII, asumió las interpretaciones paracelsistas, pero eliminando sus
elementos panvitalistas y metafísicos, que sustituyó por el mecanicismo, el
atomismo y el método científico inductivo.
En la figura 1 se puede apreciar un mapa conceptual que resumen las ramas de la
química con sus respectivas definiciones.
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Figura 1 Mapa conceptual Ramas de la Química.(Elaborado por: Dolffi Rodríguez, 2011). Ver en
http://cmapspublic.ihmc.us/rid=1HSCKCPMT-230GHY9-1GTW/RAMAS%20DE%20LA%20QU%C3%8DMICA.cmap
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La investigación en Química:
Debido a que la química es una ciencia que estudia el comportamiento de la
materia, este conocimiento permite su trasformación para beneficio del hombre.
En muchos países la química se considera una ciencia central, puesto que tiene
una relación directa con el desarrollo económico, debido a que todas las industrias
tienen una dependencia directa con la química en la medida que esta transforman
materiales en otros productos.
La investigación química opera en dos niveles: el de los descubrimientos
científicos básicos, que a menudo no tienen aplicación inmediata, y el de los
productos para satisfacer una necesidad determinada. Al producirse un problema
humano - escasez repentina o anunciada, fallos en los materiales, o nuevos
peligros - la industria química puede orientar sus objetivos de investigación para
encontrar una solución4.
En este orden de ideas, la investigación puede ser en química básica, o en
química aplicada. La primera tiene como fin conocer más acerca de los
materiales, sin importar la aplicabilidad de los conocimientos y la segunda busca
desarrollar un producto útil o resolver problemas concretos de la sociedad.
La investigación en química permite conocer las reglas universales del
comportamiento de la materia, las moléculas y materiales existentes en el
universo, lo que conlleva a crear, innovar y mejorar en muchos casos la calidad de
vida.
A continuación se numeran algunos campos en los que la investigación en
química ha tenido gran impacto:
En el campo farmacéutico, la investigación en química ha permitido una exitosa
lucha contra las enfermedades, con el descubrimiento y síntesis de fármacos, lo
que ha permitido mejorar y alargar la calidad de vida tanto para animales como
para seres humanos.
4
La Química y la vida [En línea] http://www.aecq.es/esp/quimica_vida.pdf.
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En la agricultura, los resultados de las investigaciones en química han permitido
desarrollar productos fitosanitarios como fungicidas, herbicidas e insecticidas
selectivos que permiten proteger y mejorar los cultivos.
En el campo de la cultura, uno de los descubrimientos más importantes que nos
acompaña desde hace más de 40 siglos, producto de la investigación en química,
ha sido la tinta. Esta ha tenido diversas modificaciones en el transcurso del
tiempo, en la medida que se ha modificado los soportes en los que se debía
aplicar. La persistencia de este producto, ha ser degradado por la luz, agentes
externos y por el efecto del tiempo, ha permitido transmitir la cultura a través de
los siglos.
Por
otra
parte,
los
científicos
están
investigando
para
alcanzar
la
superconductividad a altas temperaturas y están trabajando en materiales
cerámicos que utilicen poca o nada energía. Estas son entre otras muchas, las
aplicaciones y avances que ha tenido la investigación en química.
Desde 1901, con el fin de galardonar la labor de los investigadores químicos más
sobresalientes, se viene otorgando el Premio Nobel de química, por parte de la
Real Academia de las Ciencias de Suecia. Se han laureado 160 científicos con
este premio hasta el 2010.
Relaciones de la Química con la Sociedad y la tecnología:
La química, es una ciencia natural, trata
del conocimiento de las sustancias y de
sus transformaciones, sus aplicaciones
se dirigen hacia industria, que a su vez
tiene
una
fuerte
incidencia
en
la
sociedad.
El
desarrollo
de
la
química
ha
producido un alto impacto sobre cinco áreas cruciales para la sociedad
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contemporánea:
energía,
producción
de
alimentos,
salud,
transporte
y
comunicaciones.
En la actualidad los avances tecnológicos se basan en los conocimientos
aportados por la química y otras ciencias. La tecnología y la química se han
desarrollado a la par, permitiendo mejorar la
calidad de vida de los seres
humanos, mejorar la disponibilidad alimentaria, obtener nuevos materiales,
mejorar la salud, contribuir a la descontaminación.
En cuanto el aporte a la disponibilidad de alimentación, la química y la tecnología
han producido fertilizantes artificiales, los cuales contribuyen a mejorar y aumentar
las cosechas, este aumento en la producción de alimentos, ha hecho necesario
que se produzca aditivos alimentarios. Dichos aditivos tienen diferentes usos,
algunos son usados como conservantes, es decir que impiden el crecimiento de
microorganismos, otros como acidulantes para intensificar el sabor. También se
han utilizado como colorantes, los cuales mejoran el aspecto externo de los
alimentos y como antioxidantes para evitar la oxidación de los alimentos.
Con respecto a la obtención de nuevos materiales, tradicionalmente se venían
utilizando los aceros que son más pesados, presentan menor resistencia térmica,
y química, y mayor tenacidad. Estos materiales fueron reemplazados por
cerámicas que son materiales más duros y ligeros, presentan mayor resistencia
térmica, y mayor fragilidad.
En cuanto a la salud, la química y la tecnología, ha contribuido a la síntesis de
moléculas para la producción de nuevos medicamentos, por ejemplo las
sulfamidas y los antibióticos, han sido una de las grades contribuciones de la
química a la medicina para combatir las infecciones, causa de muchas muertes
antes de su descubrimiento. Esta contribución va de la mano con el desarrollo de
productos der limpieza, tales como jabones y detergentes, mejorando la salud y
calidad de vida humana.
Por otra parte, al mismo tiempo que la industria química contamina el medio
ambiente con aguas residuales, lluvia ácida, entre otros, ofrece medidas para
descontaminarlo, por ejemplo procedimientos y reactivos para neutralizar acidez
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de aguas, depurar aguas residuales, entre otros procesos aportados por la
química para proteger el medio ambiente.
Lección 2. La medición y el sistema internacional de unidades.
La elección de unidades ha sido siempre antropométrica al ser el hombre el sujeto
que mide ("El hombre es la medida de todas las cosas", Protágoras, s. V a.C.): el
ritmo día/noche, la longitud de un paso, la temperatura del cuerpo humano, etc. En
muchos casos la elección fue harto caprichosa; p.e. Luis XIV eligió la longitud de
su pie como unidad patrón, Jorge III de Inglaterra eligió en hacia 1770 como
unidad de volumen patrón la capacidad de su orinal (Galón Imperial), enviando
como patrón secundario a las colonias americanas el orinal de su mujer (Galón
USA); anecdóticamente, las colonias americanas declararon su independencia en
1776 y en 1811 Jorge III fue apartado del trono por enajenación mental.
Es muy importante, aunque no imprescindible, que las unidades sean universales
en el sentido de que su valor sea independiente de la posible variación de otras
magnitudes externas, es decir, que la duración del día sea la misma hoy que ayer,
que los pasos sean equidistantes y no varíen de un sujeto a otro, que la
temperatura del cuerpo humano no varíe con la edad, ni con el tiempo, ni de un
sujeto a otro, que la longitud del metro no varíe con la temperatura, etc. Cuanto
más universales son las unidades más sencillas son las relaciones entre ellas en
los modelos matemáticos que describen el comportamiento observado de la
Naturaleza, las llamadas "Leyes de la Física". (UNI).
Los científicos trabajan arduamente para la adopción de un sistema de unidades
de medidas conocido como el Sistema Internacional de Unidades (SI) (Systeme
International d’ Unites), para ellos sus estándares o patrones se conocen como
unidades SI, en la tabla 1, se presentan las unidades fundamentales de las cuales
derivan todas las demás. Los patrones para las unidades de longitud, masa y
tiempo, son las unidades métricas bien conocidas como: metro (m), kilogramo (Kg)
y segundo (s), otras unidades de gran interés miden la corriente eléctrica (el
ampere, A), la temperatura (el kelvin, K) y la cantidad de sustancia (el mol, mol).
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Las demás cantidades físicas, tales como energía, fuerza y carga eléctrica se
pueden expresar en términos de las unidades fundamentales, algunas de estas
cantidades se pueden observar en la tabla 2, junto con nombres, símbolos y
equivalencias.
Tabla 1 Unidades SI fundamentales
MAGNITUD
UNIDAD
SÍMBOLO
Longitud
metro
m
Masa
Kilogramo
Kg
Tiempo
Segundo
s
Intensidad corriente eléctrica
Ampere (amperio)
A
Temperatura
Kelvin
K
Cantidad de sustancia
Mol
mol
Intensidad luminosa
Candela
cd
Ángulo plano
Radián
rad
Angulo sólido
Esteroradian
sr
Tabla 2 Unidades de conversión de algunas unidades básicas
MAGNITUD FÍSICA
UNIDAD
Longitud
Metro (m)
Masa
Kilogramo (kg)
Tiempo
Segundo (s)
Volumen
Metro cúbico (m3)
Fuerza
Newton (N)
EQUIVALENCIA
1m=100cm; 1 pie=30, 48
cm; 1 pie=12 pulgada; 1
pulg= 2.54 cm
1Kg=103gr; gr=103mg;
1lb=454 g; 1mg=10-3g;
1Kg=2,2 lb; 1 ton=1000 Kg
1h=3600s
1m3=103L; 1L=1dm3;
1L=103mL=103 cm3;
1 galón =3,78 dm3 (EE.UU)
1N=1Kg.m.s-2; 1N=105
22
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Presión
Pascal (Pa)
Energía y trabajo
Julio (J)
Calor
Caloria (cal)
Potencia
Vatio (w)
dinas
1dina=1gcms-2
1Pa=1N.m-2; 1KPa=103Pa;
1atm=101325 Pa;
1atm=760mmHg=14,7 Psia
1atm = 1,01325 bar
1J=Nm=107ergios,
1 ergio=1 dina.cm;
1L.atm=101,325 J
1Cal = 4,186J; 1BTU=252
Cal
1Kcal=103cal
1W=J.S-1
1KW=103 W
La forma recomendada de escribir las cifras que acompañan unidades es dejando
un espacio después de cada tercer dígito a cada lado del punto decimal. Ejemplo:
1 032. 987 35
Las comas NO deben usarse para marcar millares, para Europa se usa la coma
para marcar el decimal, por lo que el número anterior se escribiría:
1 032, 987 35
Este sistema tiene las siguientes ventajas que hacen que actualmente sea
aceptado por la mayoría de los países y las autoridades internacionales:
•
5
Es un sistema coherente pues el producto o el cociente de dos o más de sus magnitudes
producen una unidad derivada.
Su unidad de fuerza es independiente de la aceleración generada por la gravedad, por lo que
es constante en todo lugar.
Cada magnitud tiene su propia unidad SI.
El factor para la obtención de unidades derivadas es siempre una unidad.
Se utiliza exclusivamente el sistema arábigo de numeración con base 10, permitiendo que la
relación de múltiplos y submúltiplos en una misma magnitud siempre sean relaciones
decimales con cada unidad.
Se pueden utilizar prefijos antes de las unidades para facilitar el trabajo con las magnitudes SI
demasiado grandes o muy pequeñas.
Todas las unidades SI están definidas mediante experimentos físicos que se pueden replicar
en laboratorios sin utilizar prototipos estándar.
En comparación con otros sistemas tales como el CGS, el Sistema Internacional posee
unidades relativamente grandes como el kilogramo para la masa y el newton y no la dina para
5
la fuerza.
En: ICONTEC. SI, sistema internacional de unidades. Bogotá, Voluntad, 1976., p. 24 – 25
23
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Las anteriores unidades se basan en el sistema decimal (cada diez unidades
generan otra superior); es decir, que pueden tener múltiplos y submúltiplos, todos
sobre base diez (10). Actualmente se dispone de 14 prefijos que indican cuantas
veces es mayor o menor la unidad derivada, de los cuales, los más usados se
listan en la tabla 3.
En la tabla 3 se presentan algunos de los prefijos utilizados para formar múltiplos y
submúltiplos en el SI
Tabla 3 Prefijos utilizados para formar múltiplos y submúltiplos (Brown, y otros,
1987 pág. 8)
PREFIJOS
Tera
Giga
Mega
Kilo
Hecto
Deca
Deci
Centi
Mili
Micro
Nano
Pico
Femto
Atto
ABREVIATURAS PARA
MÚLTIPLOS
T
G
M
K
h
da
d
c
m
u
n
p
f
a
EQUIVALENCIAS
1012
109
106
103
102
101
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
10-15
10-18
A continuación se dan las reglas de escritura de las unidades SI y sus símbolos,
con el fin de memorizar y mecanizar su escritura e interpretación teniendo en
cuenta la nomenclatura internacional y, de hecho, de las revistas especializadas6:
a) Los símbolos de las unidades deben escribirse en tipo romano (times roman),
independientemente del tipo usado en el texto.
b) Los símbolos de las unidades no tienen plural.
c) A los símbolos de las unidades no se les coloca punto final.
d) Los símbolos de las unidades se escriben después del valor numérico completo en la
expresión de una magnitud, dejando un espacio entre el valor numérico y el símbolo.
e) Los símbolos de las unidades se escriben con minúscula excepto cuando el nombre de la
unidad se deriva de un nombre propio; en este caso la primera letra se escribe con
mayúscula. Ejemplo: m metro; s segundo; A ampere; Wb weber.
6
ICONTEC. SI. Sistema internacional de unidades., p. 58 y ss.
24
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f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
En los símbolos de las unidades no se debe remplazar una letra mayúscula por la
minúscula o viceversa, aún en los textos especiales, pues cambia el significado. Por
ejemplo: 10 kg significa diez kilogramos. 10 Kg significa diez kelvin gramos.
Las unidades derivadas de nombres propios como ampere, newton, kelvin, no cambian en
plural, tal como sucede en castellano cuando se citan apellidos por ejemplo los Rivera, los
García. Así se debe decir 10 ampere y no diez amperes.
Las unidades no se escriben con mayúsculas porque no son realmente apellidos de los
sabios sino nombres de unidades que perpetúan su memoria.
Los símbolos de las unidades no se deben usar solos en el texto, en lugar de las unidades.
Se debe decir recorrió cuatro metros y no recorrió cuatro m.
Los símbolos se usan únicamente a continuación de los valores numéricos, expresados en
cifras y separados como se indica en (d).
Cuando la unidad compuesta está formada por la multiplicación de dos o más unidades,
esto debe indicarse en cualquiera de las formas siguientes: N.m Nm
Cuando el símbolo de una unidad coincide con el de otra con prefijo, se debe tener cuidado
para evitar confusiones. Por ejemplo, la unidad newton metro debe escribirse Nm ó m.N
para evitar errores con el milinewton (mN).
Cuando una unidad se forma por la división de una unidad por otra, esto se debe indicar
–1
por cualquiera de las formas siguientes: m/s ó m.s ó m/s.
La unidad de temperatura termodinámica es el kelvin y no el grado kelvin; su símbolo es K
y no °K. En la práctica se utiliza el grado Celsius cuyo símbolo es °C.
Para profundizar en el tema se sugiere consultar la siguiente página:
http://www.scribd.com/doc/37307898/NORMA-ICONTEC-NTC-1000METROLOGIA-SISTEMA-INTERNACIONAL-DE-UNIDADES
A continuación observemos algunos ejercicios de conversión de unidades:
Ejemplo 1:
Cuántos miligramos hay en 2 libras de azúcar?
Revisando la tabla 2 de conversión de unidades se tiene que:
1Lb= 454 g ; 1g =1000 mg
Utilizando los factores de conversión se tiene:
2Lb
454g 1000mg
5
×
=90.800mg ó 9,08×10 mg
1Lb
1g
RTA: 2Lb de azúcar contienen 9,08 x 105 mg
1 mol de cualquier gas ideal, en condiciones normales de presión (1atm) y
temperatura (273 K) ocupa un volumen de 22.386 L. El volumen que ocupa en
unidades de mL, dm3 y m3 será:
25
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Teniendo en cuenta que 1L=1000 mL; 1L=dm3; 1L=dm3; 1m3=1000 L utilizando los
factores de conversión se obtiene:
22,386L×
1000mL
=22386mL
1L
22,386 L×
22,386L×
1dm
=22,386dm
1L
1
=0,22386
1000L
Ejemplo 3:
En el SI la unidad de presión es el pascal, correspondiente a un Newton por metro
cuadrado (N/m2), de acuerdo con esto. ¿Cuál es la presión en pascales de un gas
que tiene una presión de 0.268 atm?
Se tienen que 1atm= 101 325 N/m2=101 325 Pa.
Teniendo en cuenta estas equivalencias se puede entonces escribir el siguiente
factor de conversión:
0.268 atm×101325
Pa
=27 200 Pa
atm
CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y NOTACIÓN EXPONENCIAL:
Para medir la masa de un objeto se cuenta con diferentes tipos de balanza, la
exactitud y la precisión de la medida depende de las limitaciones del aparato en el
que se mida, por ejemplo, una balanza analítica esta diseñada para producir
resultados correctos hasta 0,0001g. La precisión de una medida se indica por el
número cifras utilizadas para obtenerla, los dígitos son las cifras significativas.
Estas cifras corresponden a aquellas que son utilizadas con certidumbre y con
aproximación.
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A continuación se presentan una serie de reglas para escribir cifras significativas
para una medida7 :
1. Los ceros usados para localizar el punto decimal no son significativos. Por
ejemplo el valor de una medida es de 3 cm, que se puede expresar como
0.03 m, debido a que 1 cm es 0.01 m. Estos dos valores presentan
solamente una cifra significativa, los ceros que preceden el 3 no son
significativos. Otro ejemplo se puede apreciar en 0.0005030 este número
tienen cuatro cifras significativas que son el 5030, los ceros que preceden el
cinco son no significativos porque se han asignado para ubicar el punto
decimal, los ceros después del cinco son significativos.
En valores numéricos como por ejemplo 600, es difícil identificar los ceros
significativos, con el fin de evitar este tipo de problemas se utiliza la
notación científica. El punto decimal se localiza por la potencia de 10
empleada; la primera parte del término contiene solamente cifras
significativas. El valor de 600 puede expresarse en cualquiera de las
siguientes formas:
6.00 X 102 (tres cifras significativas)
6.0 X 102 (dos cifras significativas)
6
X 102 (uno cifras significativas)
2. Ciertos valores, tales como los que se originan de la definición de términos,
son exactos. Por ejemplo por definición hay 1000 mL en 1 Litro.
3. A veces la respuesta a un cálculo contiene más cifras que son
significativas. Las siguientes reglas se pueden utilizar para aproximar los
valores al número correcto de dígitos:
a. Si la cifra que sigue al último número a retenerse es menor a 5, las
demás cifras se pueden descartar y el último número no se modifica.
Ejemplo: 3.6247 es 3.62 hasta tres cifras significativas.
b. Si la cifra que sigue al último número que se va retener es mayor que 5
ó 5 con otros dígitos que le siguen, el último número se aumenta en 1 y
7
MORTIMER, Charles E. Química. México, D.F : Editorial Iberoamericana, 2005; P 11.
27
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las cifras restantes se descartan. Por ejemplo: el valor de 7.5647 al
aproximarse quedaría: 7.565 hasta cuatro cifras significativas. El valor
de 6.2501 se puede aproximar y quedaría 6.3 con dos cifras
significativas.
c. Si el número que sigue a la última cifra a retenerse es 5 y hay sólo ceros
después del cinco, el 5 se descarta y la última cifra se aumenta en 1, si
es impar o no se cambia si es un número par. En un caso de este tipo,
la última cifra del valor aproximado es siempre un número par. El cero
se considera un número par. Por ejemplo:
3.250 es a 3.2 hasta dos cifras significativas
7.635 se aproxima a 7.64 hasta tres cifras significativas
8.105 es 8.10 hasta tres cifras significativas
El número de cifras significativas en la respuesta a un cálculo dependerá del
número de cifras significativas en los valores usados en el cálculo. Por ejemplo: en
un recipiente se coloca 3,38g de sal que tiene una masa de 42.2 g ¿cuál será la
masa del recipiente más la sal? Por el número de cifras que se utilizaron se debe
expresar la respuesta con 0.1 g lo más próximo, la sumatoria dará 45,58 g pero
aproximándose el resultado será 45.6 g.
4. El resultado de una suma o resta debe presentarse con el mismo número
de cifras decimales que tenga el término con el menor número de
decimales. Por ejemplo para la siguiente suma:
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Debido a que el número 2.5 tiene un solo dígito seguido de un lugar decimal, el
resultado se puede aproximar a 347.1.
5. La respuesta a la multiplicación o división se reordena al mismo número de
cifras significativas como tenga el término menos preciso usando en el
cálculo, por ejemplo el resultado de la multiplicación: 152.06 X
0.24=36.4944, este valor debe reportarse como 36, puesto que el término
menos preciso en el cálculo es 0.24 (tiene dos cifras significativas)
NOTACIÓN CIENTÍFICA
En química con frecuencia se manejan valores o muy pequeños o muy grandes,
con el fin de facilitar el manejo de estas cantidades, se utiliza la llamada notación
científica. Sin importar la magnitud todos los números se pueden expresar de la
siguiente forma:
N X 10n
Donde N es un número entre 1 y 10, y n puede ser un número entero positivo o
negativo. Los siguientes ejemplos ilustran el empleo de la notación científica:
Ejemplo: expresar las siguientes cantidades en notación científica:
a. 578.456
b. 0.000000883
Rta:
a. 578.456= 5.78456 X 102
b. 8.83 X 10-7 en este ejercicio el punto decimal se movió 7 lugares hacia la
derecha, por lo tanto n=7.
En los casos que los valores de n sean 0 por ejemplo 2.3 x 100 n=0 equivale a
2.3. En el caso que el valor de n=1, este se omite, por ejemplo la notación
científica para 3.4 es 3.4 X 10 y no 3.4 X 101
29
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Lección 3. Historia de la Química:
Origen del universo-teoría del big bang:
En los años cuarenta el físico George Gamow estableció la hipótesis que el
universo se originó en una gigantesca explosión denominada Big Bang, ocurrida
hace miles de millones de años.
Esta hipótesis establecía que en los primeros instantes el universo ocupaba un
volumen muy pequeño y presentaba una temperatura muy alta. Esta gran bola de
fuego se fue enfriando gradualmente, de tal forma que se formaron los átomos, los
cuales por acción de la gravedad se juntaron en cúmulos para formar miles de
millones de galaxias, incluyendo
la vía láctea.
Cálculos más recientes indican
que el hidrógeno y el helio
habrían
sido
los
productos
primarios del Big Bang, y los
elementos
más
pesados
se
produjeron más tarde, dentro de
las estrellas. Sin embargo, la
teoría de Gamow proporciona
Ilustración 1. Expansión cósmica fuente http://mundoastronomia.portalmundos.com/laexpansion-cosmica-el-trabajo-de-hubble/
una base para la comprensión
de los primeros estadios del Universo y su posterior evolución. A causa de su
elevadísima densidad, la materia existente en los primeros momentos del Universo
se expandió con rapidez. Al expandirse, el helio y el hidrógeno se enfriaron y se
condensaron en estrellas y en galaxias8.
8
http://www.xtec.cat/~rmolins1/textos/es/univers01.htm. [En línea] [Citado el: 3 de Noviembre de
2010.] http://www.xtec.cat/~rmolins1/textos/es/univers01.htm.
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Estrellas y los elementos químicos
Una estrella comienza con una composición
porcentual aproximadamente así:
1% de Oxigeno, Nitrógeno, y Carbono
1% de elementos pesados como el Bismuto,
Hierro, Níquel, etc.
5% de Helio
93% de Hidrógeno (componente esencial)
Combustión del Hidrógeno:
Se puede transformar el Hidrógeno por dos
mecanismos distintos:
Cadena protón - protón, empieza Hidrógeno
y acaba en Helio
Ciclo de C - N - O ó ciclo del carbono parte
de H se fusiona con núcleos de carbono,
Nitrógeno y Oxigeno, como estados
Figura 2. Representación de la formación
de Deuterio. Fuente especificada no válida.
intermedios antes de transformarse en Helio.
La cadena protón-protón:
Cuando se ha condensado el Hidrógeno a partir de gas y el polvo interestelar se
hace posible la formación de una estrella luminosa que empieza a quemar
hidrógeno.
Esta cadena empieza en la formación de Helio a partir de las combinaciones de
protones de Hidrógeno (1H1) para formar Deuterio (1H2), Helio ligero (2H3) y por
último Helio común (2H4). Como se observa en el gráfico chocan dos protones que
se fusionan formando deuterio, el cual tiene la misma carga del Hidrógeno pero la
masa es doble, en esta reacción se emite un positrón y un neutrino.
31
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Si un núcleo de Hidrógeno choca con núcleo de deuterio se forma helio Ligero
((2H3) isótopo del helio, el número atómico es igual al Helio pero la masa es
menor, en esta reacción se emite fotones de luz; si chocan dos núcleos de Helio
liviano se forma Helio normal y se liberan 2 núcleos de Hidrógeno.
En esta cadena cuatro núcleos de hidrógeno forman un núcleo de Helio (2H4) es
así como se puede explicar el brillo del sol por emisiones de fotones de luz visible.
Ciclo del carbono:
En estas reacciones se supone que
en las estrellas además de haber
(1H1) hay otros elementos como el
carbono
(6C12)
los
núcleos
del
carbono hacen de catalizadores igual
que en química.
Los
núcleos
de
Hidrogeno
se
fusionan con los núcleos de carbono
y se forman en el interior núcleos de
Helio o partículas alfa (α). Entonces
el hidrógeno puede superar el campo
eléctrico repulsivo del núcleo de
carbono (6C12) y fusionarse con este
Figura 3. Ciclo del carbono (tomado de: ERAZO PARGA,
MANUEL. LAS TEORIAS COSMOLÓGICAS Y EL
ORIGEN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. Bogotá :
s.n., 2000. pág. 65.)
para
formar
un
núcleo
nuevo
compuesto por número másico 13 y
número atómico 7, este tipo de
nitrógeno es radiactivo y al cabo de un tiempo expulsa un positrón (e+) y un
neutrino (ν) transformándose en carbono (6C13) el número atómico es igual pero el
número másico aumenta, este es un isótopo del carbono inicial. Si este carbono
recibe un protón forma de nuevo Nitrógeno con número másico 14 y atómico 7
(7N14), si se une un protón a este átomo se transforma en 8O15 este núcleo es
radiactivo y emitirá un positrón (e+) y un neutrino (ν) transformándose en (17N15). El
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proceso ha consumido en total cuatro protones y ha formado un núcleo de Helio (4
1
1H ).
Cuando la estrella ha agotado el 15% aproximadamente de su hidrógeno inicial,
esta deja de arder en forma constante para arder más rápido, se expande y se
enfría,
convirtiéndose
en
gigante
roja
llegando a ser mil millones de veces más
grande que el sol.
A medida que se consume el hidrógeno
aumenta el Helio. Cuando este representa el
12% de la masa estelar, escasean las
reacciones nucleares, se contrae la estrella
y
calienta
el
núcleo
prosiguiendo
la
combustión del hidrógeno en una capa que
lo rodea.
La envoltura se dilata, aumenta el radio del
astro y se vuelve rojiza evolucionando a
gigante roja. El núcleo sigue contrayéndose
Figura 4. Formación de elementos pesados en
las estrellas. (Adaptado por RODRÍGUEZ Dolffi,
2001)
hasta alcanzar una temperatura de 100
millones de grados, hasta ese momento el
Helio permanecía inerte, pero este también se vuelve combustible, originándose
nuevas reacciones nucleares de fusión para transformarse en elementos más
pesados, como Carbono, oxigeno y Neón.
Origen de los átomos:
La concepción de la materia en su forma más simple, constituida por pequeñas
partículas llamadas átomos, que en griego significa indivisible, fue establecida por
los antiguos griegos Demócrito y Leucipo en el siglo V a.C, estas ideas cayeron en
desuso por más de dos mil años. Demócrito indico que los átomos tenían forma de
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esferas puesto que esta era la forma tridimensional más perfecta y el átomo era la
perfección de la materia.
Boyle en 1661 y Newton en 1687 aceptaron abiertamente en sus escritos la
existencia de los átomos, pero en el año de 1808 basado en las leyes de las
proporciones definidas, la ley de las proporciones múltiples, la naturaleza de los
gases y la ley de la conservación de la masa, Dalton propuso una nueva teoría
atómica. Esta teoría fue un intento de explicación para las diferentes formas de la
materia, suponía que todos los elementos estaban constituidos por partículas muy
pequeñas e indivisibles denominados átomos, idea que expuso como se mencionó
anteriormente Demócrito. Los dos propusieron que toda materia se constituía de
esferas pequeñas, indestructibles.
Por otra parte, Dalton afirmó que toda la materia estaba compuesta por
combinaciones de estos átomos, además que los átomos de un mismo elemento
son idénticos y que los átomos de elementos diferentes, son diferentes. También,
afirmó que los átomos de un mismo elemento tienen la misma forma, tamaño y
masa.
A continuación se resumen las hipótesis sobre la naturaleza, en las que se basa
la teoría atómica de Dalton:
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas
llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos,
tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un
elemento son diferentes a los átomos de los demás elementos.
2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En
cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los
elementos presentes siempre es un número entero o una familia sencilla.
3. Una reacción química implica solo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos, nunca supone la creación o destrucción de
los mismos.
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En cuanto a la primera hipótesis sobre la diferencia entre los átomos de diferentes
elementos, Dalton llegó a esta conclusión después de observar las diferencias en
las propiedades del oxígeno y el Hidrógeno, lo cual solo se podía deber a que
ambos presentaban átomos diferentes.
La segunda hipótesis corresponde a una extensión de la ley de las proporciones
definidas de Proust, publicada en 1799 por Joseph Proust. Esta ley establece
que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contiene los mismos
elementos, y en la misma proporción de masa. De tal forma que si la proporción
de masa de los diferentes elementos de un compuesto es fija, la proporción de
átomos también debe ser constante. También la segunda ley de Dalton, confirma
otra importante ley, la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley “si dos
elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno
de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una
relación de números enteros pequeños” (Chang, y otros, 2002 pág. 37). Un
ejemplo sería la que se establece entre el carbono y el oxígeno, que puede formar
dos compuestos diferentes, uno con el monóxido de carbono (relación 1:1) y el
otro con el dióxido de carbono (relación 1:2).
La tercera hipótesis de Dalton, es una forma de explicar la ley de la
conservación de la energía, que establece que la materia no se crea, ni se
destruye”9
Con base la teoría atómica de Dalton, un átomo se define como la unidad básica
de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Hacia el año de
1850, investigadores demostraron que los átomos están formados por partículas
más pequeñas, denominadas partículas subatómicas. La concepción actual de
9
Chang, Rymond y College, Williams. 2002. QUÍMICA. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 37.
35
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átomo se basa en la existencia de tres partículas fundamentales: electrones,
protones y neutrones.10
Como consecuencia de estos descubrimientos, en el siglo XIX, los químicos
organizaron una tabla periódica teniendo en cuenta la masa atómica de muchos
elementos, a los cuales se les había determinado la masa exacta. Los químicos de
esta época suponían que esta organización era lógica porque el comportamiento
químico de los elementos estaba relacionado con la masa atómica.
En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev y el químico alemán Lothar Meyer
propusieron un acomodo más amplio para los elementos, de acuerdo a la
repetición periódica y regular de sus propiedades. Este modelo agrupó los
elementos en forma más exacta, de acuerdo con sus propiedades, e hizo viable la
predicción de las propiedades de varios elementos que aún no se descubrían. Por
ejemplo Mendeleev planteó la existencia de un elemento que denominó ekaaluminio y predijo algunas de sus propiedades.
La tabla períodica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que se conocían hasta
entonces. En el año de 1900 se incorporaron 30 elementos más con lo que
completaron algunos de los espacios vacíos.
El concepto de carga eléctrica
En el siglo V a. C., los griegos sugirieron que la materia está compuesta de
partículas elementales indivisibles. Su intención era explicar las propiedades de la
inmensa variedad de sustancias encontradas hasta entonces con base en las de un
número reducido de materiales elementales. La esencia de estas sustancias,
pensaban ellos, se encontraba presente aun en la cantidad más pequeña que se
pudiese obtener: los átomos (ατοµο= indivisible).
Los antiguos griegos también intentaron entender la naturaleza de la luz y de la
electricidad, sin sospechar su conexión con la estructura de la materia. Discutían
sobre si la luz se transmite instantáneamente de su fuente al observador, o se
10
Ibid.,p.37
36
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transporta a una velocidad finita. En cuanto a la electricidad, Platón, en uno de sus
Diálogos, habla de "las maravillas de la atracción del ámbar", refiriéndose a una
resina amarillenta que al ser frotada con piel atrae a objetos ligeros como el pelo (la
palabra (ηλεκτρον es la voz griega que significa ámbar). Otra fenomenología
conocida desde entonces era el magnetismo, bautizada así en honor al material
que presenta esta propiedad en forma natural: la magnetita.
En este capítulo se revisará por separado la evolución independiente de los
conceptos de luz, electricidad y magnetismo hasta su fusión hacia fines del siglo
XIX. Simultáneamente seguiremos el camino de la hipótesis atómica, con base en
el progreso de la química durante el mismo periodo.
La electricidad y el magnetismo
La capacidad de la magnetita para orientarse con respecto a la tierra fascinó a los
antiguos, quienes pronto pudieron aplicarla a la navegación. Hacia fines del siglo
XVI el inglés William Gilbert fue el primero en utilizar métodos científicos al
estudio de la atracción que ejerce la magnetita sobre algunos metales y la
repulsión que ejerce sobre sí misma en cierta orientación. Gilbert mismo fue el
primero en sugerir que la tierra posee un campo magnético.
En cuanto a la electricidad, aunque era un fenómeno menos útil, en la Edad
Media ya se sabía que, además del ámbar, otros materiales como el vidrio y el
copal mostraban propiedades eléctricas. La variedad de estos materiales sugirió
que la electricidad no era una propiedad intrínseca de las sustancias sino una
especie de fluido que se producía o transfería al frotar o tocar unos materiales con
otros. Sin embargo, también se observó que la electrificación no sólo causaba la
atracción sino la repulsión entre algunos objetos.
En 1773 el químico francés Charles-François de Cisternay Du Fay observó que
las limaduras de hierro, luego de estar en contacto con vidrio electrificado, se
repelían entre sí, aunque eran atraídas por otras que habían estado en contacto
con resina electrificada. De ahí surgió la idea de electricidad vítrea y electricidad
resinosa como dos versiones diferentes del mismo fenómeno. Hacia 1745 el
37
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norteamericano Benjamín Franklin llegó a la conclusión de que se trataba de un
solo tipo de fluido constituido por partículas extremadamente pequeñas.
En el modelo de electricidad de Franklin la materia se comportaba como una
esponja capaz de absorber, contener y ceder partículas de electricidad. Así, al
frotar ámbar con piel, las partículas pasaban del primer material al segundo y en
forma opuesta cuando se frotaba vidrio con seda. Franklin se refería al exceso de
electricidad como carga positiva, y carga negativa en el caso contrario. Un
concepto implícito en estos razonamientos es el de la conservación de la carga.
Pronto se complementaron las ideas de Franklin con el postulado de que cuerpos
cargados de un mismo signo se repelen entre sí y aquellos cargados de signos
opuestos se atraen. (Menchaca)
Radioactividad:
En 1895, el físico alemán Wilhelm Rönten, observó que cuando los rayos
catódicos incidían sobre el vidrio o los metales, hacían que estos emitieran unos
rayos desconocidos. Estos rayos atravesaban la materia, oscurecían las placas
fotográficas y producían fluorescencia en algunas sustancias. Puesto que estos
rayos no eran desviados de su trayectoria por un imán, no estaban constituidos
por partículas cargadas como lo estaban los rayos catódicos. Estos rayos
recibieron el nombre de rayos X, por su naturaleza desconocida.
Posteriormente
Antoine
Becquerel,
estudió
propiedades
fluorescentes
de
las
encontró
las
sustancias
que
y
algunos
compuestos
de
Uranio
oscurecían
las
placas
fotográficas
cubiertas,
Figura 5. Descarga eléctrica en el aire a una presión de 0,1 mmHg (diseñado por
Dolffi Rodríguez)
38
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incluso en ausencia de rayos catódicos. Al igual que los rayos de Uranio, estos
rayos eran altamente energéticos, y no los desviaba un imán, pero diferían de los
rayos X en que se emitían espontáneamente.
Marie Curie discípula de Becquerel, sugirió el nombre de radioactividad para
describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación. Por esto se dice que
un elemento radioactivo emite energía espontáneamente.
La desintegración del Uranio y de sustancias similares a este, producen tres tipos
de rayos diferentes: los rayos alfa (α
α) que contienen partículas con carga positiva,
llamadas partículas α, las cuales se apartan de la placa positiva. Los rayos beta
(β) ο partículas beta (β
β), son electrones y se alejan de la placa negativa. Un tercer
tipo de rayos gamma (γγ), que al igual que los rayos X, no les afecta el campo
externo y no presentan carga11.
La existencia de electrones fue detectada por Davy en 1808, corroborada por
Faraday en 1833 y Stoney en 1874; Plücker en 1859 y Goldstein en 1876 hablaron
de rayos catódicos.
Determinaron que a presión ordinaria los gases son aislantes casi perfectos,
puesto
que
hace
falta
una
diferencia de potencial de unos
30000 voltios para que salte la
chispa eléctrica entre dos esferas
metálicas situadas tan solo a 1
cm de distancia. Identificaron que
a
medida
que
disminuye
la
presión aumenta la conductividad
eléctrica, aspecto que se observó
en un tubo de descarga provisto
Figura 6. Tubo de rayos catódicos. Elaborado por Dolffi
Rodríguez, 2010)
de electrodos y conectado a una
11
CHANG, Raymond, y Williams COLLEGE. Química. 7 ed. Mexico, D. F: Mc Graw-Hill Interamericana, S.A,
2002.
39
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bomba de vacío.
Establecieron que si se aplica a los electrodos una diferencia de potencial de
algunos miles de voltios y se conecta el dispositivo de vacío, se observa en el tubo
una serie de fenómenos que dependen del grado en enrarecimiento del gas
residual. A presión ordinaria no hay paso de corriente, pero a una presión de unos
50 a 10 mmHg aparecen una serie de descargas muy tenues que aumentan en
número y que a una presión de unos 5mmHg llenan completamente el espacio
entre los electrodos, y el tubo adquiere una luminosidad característica del gas que
contiene: púrpura con aire, rojo anaranjado con neón, azul con argón, etc. (tubos
luminosos de anuncios). Actualmente este tipo de descargas se utilizan para
estudiar el espectro de las sustancias que pueden obtenerse en forma de gas.
Cuando la presión disminuye a 0,1 mmHg el aspecto del tubo cambia apareciendo
unas zonas luminosas y obscuras señaladas en la figura 2.
Se observa una luminosidad en el cátodo (luz azulada inmediata al cátodo) un
espacio obscuro denominado espacio obscuro de Crookes, una luminosidad
negativa, el espacio obscuro de Faraday, la columna estriada negativa y la
luminosidad
anódica.
(Babor,
1985).
La
caída
de
voltaje
tiene
lugar
fundamentalmente en el espacio obscuro de Crookes. Si la presión disminuye aún
más, este espacio obscuro se ensancha y a la presión de 0,001 mmHg llena
completamente el tubo, la luminosidad negativa y la columna positiva
desaparecen, pero la pared del tubo opuesta al cátodo emite una luz verdosa
producida por fluorescencia. Si en el tubo existe un obstáculo cualquiera, aparece
su sombra nítida dentro de la fluorescencia de la pared, lo cual indica que ésta es
producida por una especie de rayos que salen del cátodo en dirección
perpendicular a su superficie, por lo que se denominan rayos catódicos.
Thomson, utilizó un tubo de rayos catódicos para estudiar su naturaleza,
(http://www.youtube.com/watch?v=9zHJ1x-A-gk) como se muestra en la figura 3,
en éste el ánodo, que se encuentra cerca al cátodo, consiste en un cilindro
metálico con un orificio muy estrecho y taladrado a lo largo del eje. Detrás del
40
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ánodo se encuentran dos placas metálicas entre las que se puede producir un
campo eléctrico vertical X, cuando se les aplica a estas una diferencia de
potencial. Por otra parte, en el extremo del tubo está situada una pantalla de
sulfuro de cinc, esta fluoresce en el punto en el que llega el haz de rayos
catódicos. Con el fin de producir un campo magnético horizontal H, se utiliza un
electroimán que se aplica externamente. El campo magnético que se produce,
actuará perpendicularmente al campo eléctrico y exactamente en la misma región
de éste.
El haz de rayos catódicos se desvía hacia la placa positiva cuando se aplica el
campo eléctrico, como estos no se dirigen totalmente a ella, se evidencia entonces
que estos rayos tienen inercia, es decir, que están constituidos por partículas que
tienen masa y carga eléctrica negativa. A estas partículas se les denominó
electrones.
Lección 4. Las partículas subatómicas. Escala de tamaños en el universo
El electrón
Posterior al experimento de Thomson, entre 1908 y 1917, R. A. Millikan, realizó
una serie de experimentos para medir con precisión, la carga del electrón, con
este trabajo se demostró que la carga de cada electrón era la misma. Millikan en
su experimento, analizó el movimiento de minúsculas gotas de aceite que
adquirían carga estática a partir de los iones del aire. Suspendía en el aire las
gotas cargadas mediante la aplicación de un campo eléctrico y seguía su
movimiento con un microscopio (figura 4) Millikan encontró que la carga del
electrón es de -1.6022 x 10-19 C, a partir de estos datos calculó la masa del un
electrón.
Masadeunelectrón carga/masa
41
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-1.6022x10-19C
9.10x10%&' g
-1.76x108C/g
Figura
7.
Experimento
de
Millikan
(tomado
de
http://depa.fquim.unam.mx/representaciones/electron.html)
El electrón de masa m, velocidad u y carga eléctrica e se mueve dentro de los
campos eléctrico o magnético una distancia l en un tiempo
(
)
, si se aplica
solamente el campo eléctrico la trayectoria de él es parabólica y dentro del campo
magnético es circular, pero fuera de los campos la trayectoria es rectilínea. Al
observar la figura 7, se puede identificar que la fuerza eléctrica sobre el electrón
es Xe y la fuerza magnética es Heu. Si las dos fuerzas son iguales, es decir si las
desviaciones producidas independientemente PP’ y PP” son idénticas, se cumple
Xe=Heu, de donde*
tiene,-*
./0
1
X
. Si se aplica solamente el campo magnético se
,
(fuerza magnética igual a la masa por la aceleración centrifuga),
42
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X
2 de la trayectoria circular del haz electrónico se cumple,
H r
(∙9:
3
55"
muy aproximadamente, *
,
o sea, 4
y por consiguiente a
4
75
::"
de donde e
u
Hr
partir de datos experimentales resulta:
-
; ∙ 55"
,& ∙ 3 ∙ 75
Esta misma expresión se encuentra, si se considera únicamente la desviación en
el campo eléctrico. El valor hallado para es 1,7592 x 108 coulombs/gramo, el
cual es independiente de la naturaleza de los electrodos y del gas residual que
llena el tubo de descarga, así como la velocidad de los electrones, siempre que
ésta no aproxime a la velocidad de la luz. La velocidad media de las partículas
catódicas es 2,8x109cm. Este valor es 1837 veces mayor que el correspondiente a
los iones hidrógeno, igual a 9,573x104 coulombs/gramo, ya que 1,008 gramos (un
ión gramo o sea 6,0235x1023 iones) llevan una carga de 96496 coulombs. Al
aceptar que la carga de las partículas catódicas es igual, aunque de signo opuesto
a la de los iones hidrógeno, es decir:
96496=>*3> ?@
=>*3> ?@
AóBC4D >
= 1,602x10%HI
C4D > = 4,802J10%HK =>*3> ?@/AóB
&
6,0235x10 A>B-@
AóB
AóBC4D >
La masa de los electrones sería 1837 veces menor que la de los átomos de
hidrógeno.
Protón
En 1886 Eugen Goldstein descubrió los rayos canales utilizando un tubo de
rayos catódicos con el cátodo perforado. Los rayos canales atravesaban las
perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior de este. Los rayos positivos
están formados por átomos o moléculas del gas que en el choque con los rayos
catódicos han perdido algún electrón y que por originarse en cualquier punto del
43
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espacio gaseoso entre los electrodos poseen velocidades distintas; los iones
formados junto al ánodo, cuando caen al polo negativo perforado, adquieren
velocidades superiores a los iones formados más cerca de éste último electrodo.
Las distintas velocidades poseídas por las partículas integrantes de los rayos
positivos dan lugar a que se desvíen en forma diferente en los campos eléctrico y
magnético, y además no se puede aplicar el método de los campos cruzados
utilizados por Thomson para hallar la carga específica de los electrones. Con el
ánimo de resolver esta dificultad en el año de 1911 Thomson emplea campos
eléctricos y magnéticos paralelos, en el método de las parábolas que se muestra
en la gráfica 1
Los campos eléctrico y magnético tienen dirección vertical pero sentido opuesto,
desviando el primero horizontalmente
hacia
la
derecha
y
el
segundo
verticalmente hacia arriba. Mientras
que
un
ión
rápido
experimenta
desviaciones muy pequeñas, un ión
lento sufre desviaciones elevadas.
Cuando se llena el tubo de descarga
con
Gráfica 1 Parábolas correspondientes a los
isótopos del neón.
hidrógeno,
se
obtiene
una
parábola que corresponde a partículas
de carga específica igual a 9,573 x 104
coulombs/gramo y que es la misma que la encontrada de los fenómenos de
electrolisis para los iones hidrógeno. Los rayos positivos en el hidrógeno están
constituidos por átomos de este elemento que han perdido un electrón y que se
denominan protones.
Desde 1900 ya se conocía que los átomos contenían electrones y eran
eléctricamente neutros, para lo cual debían contener el mismo número de cargas
negativas y positivas. Thomson propuso que un átomo se podía ver como una
esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los
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electrones, a este modelo se conoció con el nombre de “modelo de budín de
pasas”, esto se aceptó como una teoría durante algunos años. Figura 8.
En el año de 1910 el físico neozelandés, Ernest
Rutherford, utilizó partículas α para estudiar la
estructura de los átomos. Rutherford realizó un
experimento con el fin de demostrar la estructura
de los átomos, en dicho experimento utilizó
láminas muy delgadas de oro y otros metales
como blanco de partículas α, proveniente de una
fuente radioactiva. Observó que estas partículas
atravesaban la lámina sin desviarse o con una ligera desviación. De vez en
cuando algunas partículas eran desviadas con un gran ángulo, o regresaban por la
Figura 8 modelo de budín de pasas
misma
trayectoria
radioactiva.
hacia
Posteriormente,
la
fuente
Rutherford
explicó los resultandos, afirmando que la mayor parte del átomo es espacio vacío,
lo que explica porque la mayoría de partículas a atravesaron la lamina con poca o
ninguna desviación.
Rutherford propuso que las cargas positivas se encontraban ubicadas en un denso
conglomerado central dentro del átomo, al que llamó núcleo (figura 9). Es por esto
que cuando las partículas pasaban cerca del
núcleo en el experimento, actuaba sobre estas
una gran fuerza de repulsión que originaba una
gran desviación. Las partículas del núcleo que
tienen carga positiva recibieron el nombre de
protones y tienen la misma cantidad de carga del
electrón, la masa es de 1.67262 x 10-24 g.
Figura 9 Modelo atómico de Rutherford
En el año de 1913, se empleó neón un gas de
peso atómico 20,183 como productor de rayos positivos y se encontraron dos
parábolas: una muy intensa correspondiente a partículas de masa igual a 20 y
45
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otras más débil correspondiente a partículas de masa 22. Las intensidades de las
curvas eran independientes de las intensidades de las condiciones de las
descargas, debido a que no existía un elemento de peso atómico 22, se tuvo que
aceptar que las dos parábolas correspondían a átomos de neón de masa 20 y 22,
es decir que el neón existía en dos formas químicamente idénticas, pero de masa
diferente. Esta situación era contraria a las ideas de Dalton, las cuales eran
aceptadas de manera indiscutible, en las que se proponían que la masa de un
elemento era su propiedad más importante y que caracterizaba cada elemento
constituido por átomos completamente iguales, se determinó según lo encontrado
en el experimento con neón que los átomos de un mismo elemento, tenían masas
diferentes y que el peso químico encontrado era, en realidad, el valor medio de las
masas atómicas de los distintos átomos que lo integraban. A estos átomos de
masa distinta, pero de un mismo elemento químico, que tenían que situarse en el
mismo lugar de la tabla periódica, recibieron el nombre de isótopos (del griego
mismo lugar).
Neutrón
Los átomos eléctricamente neutros contienen el mismo número de protones y
Electrones. Con el fin de Justificar la masa total de los átomos, en 1920 Ernest
Rutherford postuló la existencia de una partícula sin carga, debido a que esta
particula no tiene carga es difícil localizarla. Sin embargo en 1932, James
Chadwick publico los resultados de su investigación, en la cual estableció la
existencia del electrón.
Arturo Menchaca Rocha, hace un breve recuento del descubrimiento del neutrón:
Tiempo antes, en el Laboratorio Cavendish de Cambridge, Inglaterra,
James Chadwick había realizado varios intentos de descubrir una
supuesta partícula neutra mencionada por su profesor Rutherford años
antes. Según comentarios posteriores, Chadwick pensaba producir
neutrones mediante descargas eléctricas que hicieran caer al electrón
hacia el protón en átomos de hidrógeno. Chadwick nació en Inglaterra
en 1891, fue alumno de Rutherford en Manchester y, cuando su
maestro descubrió la desintegración del nitrógeno en 1917, trabajó
46
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con él en la desintegración de otros elementos como el flúor, el
aluminio y el fósforo.
Su fe en la existencia de tal partícula resurgió al leer los resultados del
matrimonio Joliot-Curie, ya que Chadwick consideraba difíciles de creer
las interpretaciones de estos trabajos. En menos de un mes, realizó
una serie de experimentos que lo llevaron a la conclusión de que las
radiaciones de Bothe no eran otra cosa que los neutrones que él
buscaba. Chadwick quiso probar la capacidad de las radiaciones de
Bothe para arrancar núcleos de superficies. Pronto encontró que
podían eyectar núcleos de nitrógeno de un polímero cianurado con
energías considerables. Al repetir el cálculo de los Joliot-Curie,
suponiendo todavía que se tratase de rayos γ , encontró que la energía
necesaria para arrancar esos nitrógenos era casi el doble de la
requerida para explicar el caso de los protones de la parafina. Es decir,
la energía estimada, para los mismos rayos γ , difería enormemente de
un caso al otro. Sin embargo, si en lugar de rayos γ se suponía que se
trataba de algún tipo de partícula, la masa que se deducía en ambos
casos (protones de parafina y nitrógenos del polímero) resultaba ser
consistentemente la misma y aproximadamente igual a la del protón.
Por otro lado, la gran penetrabilidad de estas radiaciones implicaba
que, de ser una partícula, ésta debería ser neutra. Cabe recordar que
las partículas cargadas, debido al gran alcance de la fuerza eléctrica,
interactúan con las de los átomos a todo lo largo de su trayectoria
dentro de un material, por lo que pierden energía rápidamente.
El 27 de febrero de 1932, Chadwick reportó sus resultados,
interpretándolos como evidencia de una nueva partícula neutra, a la
que llamó neutrón, igual a la predicha por Rutherford doce años antes.
El descubrimiento de Chadwick, sin embargo, no tuvo una repercusión
inmediata en la concepción de la estructura del núcleo, puesto que él
mismo imaginaba al neutrón como un compuesto electrón-protón. Sólo
en un comentario, al final de su trabajo, menciona que, si el neutrón
fuese considerado como partícula elemental, podría resolverse el
problema de la estadística cuántica del nitrógeno, pero no le dio gran
importancia a este punto.
Es difícil definir quién o a partir de cuándo el neutrón pasó a ser
considerado como la segunda partícula elemental constituyente del
núcleo tal como ahora se concibe. El primer modelo del núcleo con
base en neutrones y protones fue propuesto por Heisenberg en 1932.
En este modelo los protones y neutrones estaban ligados por el
intercambio de electrones, pues todavía se seguía con la idea de que
había electrones en el núcleo. Si la fuerza responsable de la interacción
entre neutrón y protón surgía de este intercambio, una consecuencia
lógica del modelo de Heisenberg sería una diferencia en la interacción
neutrón-protón con el sistema protón-protón en que no habría
electrones que intercambiar. En 1936, las medidas de dispersión
47
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protón-protón hechas por Merle Antony Tuve, N. Heisenberg y L. R.
Hafstad demostraron que estas interacciones son tan fuertes como
aquellas para el sistema neutrón-protón. Ese mismo año, Gregory Breit
y E. Feenberg, así como, independientemente, Benedict Cassen y
Edward Uhler Condon, propusieron un modelo de fuerzas nucleares en
el que neutrones y protones interaccionaban indistintamente entre sí.
En estas ideas quedaba ya implícita la condición del neutrón como
partícula elemental en el mismo nivel del protón. El propio Chadwick,
al recibir el Premio Nobel en diciembre de 1935, ya habló del neutrón
como constituyente elemental del núcleo aunque sin dar una idea clara
de la naturaleza de su interacción con el protón.12
En el átomo existen otras partículas subatómicas, pero el electrón, protón y
neutrón son los componentes fundamentales del átomo importantes para la
química. En la tabla 4 se resumen los valores de carga y masa para estas tres
partículas.
Tabla 4 Valores de masa y carga de las partículas subatómicas.
partícula
Carga
masa
Coulombs
Carga Unitaria
Electrón
9.10939 x 10-28
-1.6022 x 10-19
-1
Protón
1.67262 x 10-24
+1.6022 x 10-19
+1
Neutrón
1.67493 x 10-24
0
0
Una partícula subatómica, es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser
una elemental o una compuesta por otras partículas subatómicas como son los
quarks, que se componen de protones y neutrones. Existen otras partículas
subatómicas tanto compuestas como elementales que no hacen parte del átomo
como lo son los neutrinos y bosones. “La mayoría de las partículas
12
MECHACA ROCHA, Arturo. EL DISCRETO ENCANTO DE LAS PARTÍCULAS ELEMENTALES [en línea]
< http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/068/htm/discreto.htm>
48
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elementales que se han descubierto y estudiado no pueden encontrarse en
condiciones normales en la Tierra, generalmente porque son inestables (se
descomponen en partículas ya conocidas), o bien, son difíciles de producir de
todas maneras. Estas partículas, tanto estables como inestables, se producen al
azar por la acción de los rayos cósmicos al chocar con átomos de la atmósfera, y
en los procesos que se dan en los aceleradores de partículas”13.
Las partículas elementales son muchas más y que día a día se descubren otras
nuevas, pero que debido a que para las reacciones químicas solo intervienen
electrones, neutrones y protones, por eso se hace énfasis en ellas.
Masa atómica:
En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones:
La cantidad de protones y neutrones determinan la masa del átomo, esta suma se
conoce como el número de masa y se representa con la letra A, este valor se
puede expresar en unidades de masa atómica (u.m.a) o en g/mol, los símbolos
que la respresetan son:
Z= # de protones
A = P + n Ecuación para determinar masa atómica
P=protones; n=neutrones
Los símbolos con que se representa el elemento corresponde a la letra inicial del
elemento en latín y va en mayúscula, cuando dos o más elementos tienen la
misma letra inicial para distinguirlos, se le adiciona una segunda letra en
minúscula que corresponde a la segunda, tercera o cuarta letra del respectivo
nombre en latín con el fin de diferenciarlo de otro (s) que tengan la primera, o la
13
WIKIMEDIA FOUNDATION. WIKIPEDIA la enciclopedia libre. [En línea] 8 de Julio de 2009.
http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica.
49
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primera y la segunda letra iguales. El número atómico y el número de masa del
elemento se ubican en la parte izquierda del elemento así:
Ejemplo 1:
De acuerdo con la información anterior. ¿Cuál es el número de electrones,
neutrones y protones para cada uno de estos elementos?. Ubicar los datos en una
tabla.
RTA:
De acuerdo a la fórmula A= p+ + n, donde A es la masa atómica del elemento, se
puede determinar la cantidad de neutrones de un compuesto. Sabiendo que el
número que aparece en la parte inferior izquierda corresponde al número atómico
(Z), que es el número de protones del elemento y que a su vez es el mismo
número de electrones porque el elemento no se ha combinado, por lo tanto se
tiene:
Para el Oxígeno:
# p+ = 8
e- = 8
A = 16 u.m.a
Despejando de la ecuación A = p+ + n, el número de neutrones será:
n = A - p+ ; por lo tanto:
n = 16 – 8 = 8 neutrones
50
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Para el Cloro:
# p+= 17
e- = 17
A = 35 u.m.a
n = 35 – 17 = 18 neutrones
Para el Carbono
# p+= 6
e- = 6
A = 12 u.m.a (unidades de masa atómica)
n = 12 – 6 = 6 neutrones
Elemento
Símbolo
Número
atómico
Número de
protones
Número de
electrones
Número de
neutrones
Oxígeno
O
8
8
8
8
Cloro
Cl
17
17
17
18
Carbono
C
6
6
6
6
Isótopos:
Los átomos cuyo núcleo poseen el mismo número de protones pero difieren en el
número de neutrones reciben el nombre de ISÓTOPOS, estos átomos tienen
diferente masa atómica.
Algunos elementos existen en una sola forma isotópica por ejemplo Berilio, Sodio
y Flúor, pero la mayoría de los elementos tienen más de un isótopo natural.
El espectrómetro de masas se puede utilizar para determinar el número de
isótopos, las masas atómicas exactas y la cantidad relativa de cada isótopo, en
una muestra.
51
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A continuación se muestran algunos ejemplos para determinar masas y
abundancia de diferentes isótopos14:
Ejemplo 1:
El carbono se presenta en la naturaleza como una mezcla de
atómica de
12
6C
13
12
6Cy 6C.
La masa
es exactamente 12 u.m.a por definición, y la masa atómica de
H
MC
es 13.003 u.m.a. El peso atómico del carbono es 12.011 u.m.a ¿Cuál es el
porcentaje de átomos de
H&
MC
en el carbono natural?
La ecuación para determinar el peso atómico del carbono es:
(abundancia
12
6C)
(masa
12
6C)
+ (abundancia
Suponiendo que x es la abundancia de
H
MC,
12
6C,
PQ
ON)
(masa
PQ
ON)
=peso atómico C
entonces (1-x) es la abundancia de
por lo tanto:
RJSR12.00S + R1 − J SR13.003S = 12.011
12.00J + 13.003 − 13.003J = 12.011
−1.003J = −0.992
J = 0.989
Los átomos de
cantidades de
H&
MC,
HV
MC ,
constituyen el 98.9% de la cantidad total. Existen pequeñas
pero por ser tan pequeñas las cantidades, el peso atómico del
carbono se puede calcular sin tener en cuenta este isótopo.
Ejemplo 2:
¿Cuál es el peso atómico del magnesio hasta cuatro cifras significativas? El
elemento tiene un 78.99% de átomos de &V
H&WC (masa 23.99 u), 10.00% de átomos
de
&X
H&WC
(masa 24.99 u), y 11.01% de átomos de
&M
H&WC
(masa 25.98 u).
24
=19.95u
12MgR0.7899SR23.99S=19.95
25
12MgR0.1000SR24.99S=2.50u
14
Mortimer, C. E. Química, Mexico, D.F: Editorial Iberoamericana
52
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26
R0.1101SR25.98S
12MgR0.1101SR25.98S
2.86u
pesoatómicodelMagnesio
pesoatómicodelMagnesio 24.31u
24.31u
Masas atómicas:
Las masas atómicas de un elemento se calculan promediando las masas atómicas
de los isótopos naturales, con respecto a la abundancia relativa, por ejemplo el
cloro natural se presenta en forma de dos isótopos el
una abundancia isotópica de 74,77% y el
35
Cl de masa 34,969 u, con
37
Cl de masa 36.966 u, y una
abundancia isotópica del 24.23% de tal forma que la masa relativa del Cloro se
calcula:
MASA ATÓMICA DEL CLORO = (masa35Cl) * (abundancia35Cl) + (masa37Cl)*
(abundancia 37Cl)
MASA ATÓMICA DEL CLORO = 34,969 u*0.7477 + 36.966u*0.2423
MASA ATÓMICA DEL CLORO = 35,453 U
Es por esta razón que las masas atómicas de los elementos que se encuentran en
la tabla periódica aparecen con cifras decimales que aparentemente no coinciden
con lo expuesto en la teoría atómica, en términos de electrones, protones y
neutrones.
Las masas atómicas de todos y cada uno de los isótopos se miden en un
espectrómetro de masas que se calibran asignando 12 u. a la masa del isótopo
12
C, se le asignó arbitrariamente una masa atómica de 12 unidades (uma), por lo
tanto una unidad de masa atómica (uma), es igual exactamente a ½ de la masa
del átomo de carbono 12:
1 uma=
1
×1,99268×10-23 g=1,66057×10-24 g
12
Las muestras de un elemento que se encuentre en la naturaleza, tendrán la misma
composición en cualquier parte de la tierra, por ejemplo una muestra de carbón
53
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natural, tiene un 98,889% de Carbón 12 y 1,11% de Carbón 13. La masa promedio
del átomo de carbono en dicha muestra es de 12,011 uma.
A comienzos del siglo XIX, los químicos empezaron a interesarse por las
similitudes de los elementos. Hacia 1817 y 1829, Johann W Döbereiner, en un
artículo que publicó señalaba las propiedades y similitudes de algunos grupos de
elementos a los cuales él denominó tríadas, elementos como Ca, Sr, Ba; Li, Na, K;
Cl, Br, I; y S, Se, Te. Determinó que el peso atómico del segundo elemento de un
grupo es aproximadamente igual al promedio de los pesos atómicos de los otros
elementos del conjunto. De 1863 a 1866 John A. R. Newlands propuso y
desarrolló la “ley de las octavas”, esta ley establecía que cuando los elementos se
agrupan por orden creciente de su peso atómico, el octavo elemento es similar al
primero, el noveno al segundo y así sucesivamente. Esta clasificación la basó en
las octavas de las notas musicales, pero no fue tenida en cuenta por otros
químicos15.
Hacia 1869 se dieron las primeras aproximaciones a la clasificación de los
elementos con los trabajos de Lothar Meyer (1869) y en particular de Dmitri
Mendeleev, quien propuso una ley periódica, en donde los elementos similares
aparecen en columnas verticales, denominados grupos.
Escala de tamaños en el universo:
En nuestra vida diaria pocas veces somos conscientes de la grandeza del mundo
y del espacio que nos rodea. El universo es la totalidad del espacio y del tiempo,
de todas las formas de la materia, la energía y el impulso, las leyes y constantes
físicas que las gobiernan.
Podemos pensar que nuestro planeta es inmenso, y algunos creerán
erróneamente que es el más grande del sistema solar; pero nada mejor que las
15
Mortimer, Charles E. Química. México, D.F : Editorial Iberoamericana, 2005.
54
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imágenes que aparecen a continuación para compara el tamaño de la tierra con
los demás planetas de nuestro sistema solar.
Ilustración 2. Comparación de tamaños de diferentes planetas con la tierra (fuente:
http://www.entelequia.info/content/view/459499/El-tamano-en-el-Universo-te-sientes-pequeno.html)
Al observar esta ilustración se aprecia el tamaño similar de Venus con la Tierra,
(su proximidad y tamaño hacen que sea fácilmente visible de noche), Marte es
claramente más pequeño, por otro lado, Mercurio y Plutón (este último no forma
parte del Sistema Solar), parecen canicas.
Pero al observar el tamaño de la tierra comparado con los planetas gigantes del
sistema solar, podemos apreciar que nuestro planeta es muy pequeño comparado
con estos. Con el propósito de comprender mejor esta situación, los invito a
revisar la ilustración 2:
55
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Ilustración 3. Comparación de tamaño de la tierra con los planetas
gigantes del sistema solar. (fuente: http://www.entelequia.info/content/view/459499/Eltamano-en-el-Universo-te-sientes-pequeno.html)
Analizando esta imagen, se observa que el planeta tierra comparado con los
demás, es bastante pequeño. Así mismo, en la ilustración 3 se muestra el tamaño
extraordinario de nuestro sol, con relación al volumen de los planetas y en
especial la tierra. Sí esta escala se traslada a nivel atómico y molecular, es posible
entonces imaginar un contraste dimensional entre una partícula fundamental que
Ilustración 4. Comparación tamaño de los planetas con el sol (fuente:
http://www.entelequia.info/content/view/459499/El-tamano-en-el-Universo-te-sientes-pequeno.html)
como el electrón, frente al tamaño de átomos, moléculas, sustancias, compuestos,
objetos de uso cotidiano ó el cuerpo humano, lo cual permite asociar el
56
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escalamiento del tamaño atómico y molecular, con el dimensionamiento a nivel
planetario y cósmico. Lo expresado en párrafos anteriores, se puede apreciar
claramente en los siguientes videos:
http://uploads.ungrounded.net/525000/525347_scale_of_universe_ng.swf
http://www.youtube.com/watch?v=Cyasy54wDQc
Lección 5. Peso, masa y número atómico, mol.
Molécula
Al dividir un elemento se alcanza el átomo y cuando se divide un compuesto se
llega a una partícula pequeña que no puede romperse sin llegar a perder las
propiedades físicas y químicas del compuesto, ésta se denomina molécula y al
igual que el átomo es muy pequeña. Se pueden observar algunas a través de un
microscopio electrónico.
Según Briceño (1993), un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que
puede participar en combinaciones químicas. De igual forma una molécula es la
parte más pequeña de un compuesto que puede participar en combinaciones
químicas.
Otra definición que se encuentra de molécula corresponde a “un agregado de por
lo menos, dos átomos en una colocación definitiva que se mantienen unidos
a través de fuerzas químicas (denominados también enlaces químicos)”16.
Las moléculas se constituyen por uno o varios átomos que pueden ser iguales o
diferentes, por ejemplo la molécula de agua H2O, contiene átomos diferentes
como son el hidrógeno y el oxígeno; mientras que la molécula de Cl2, está
constituida por átomos iguales. Es importante tener en cuenta que la ley de las
proporciones definidas establece que en un compuesto los átomos están
16
Ibid.,p. 46.
57
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combinados en proporciones definidas en peso. Por lo tanto, una molécula puede
contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos, siempre
en proporción fija. Es importante tener en cuenta que al igual que los átomos las
moléculas son eléctricamente neutras.
Las moléculas que contienen solamente dos átomos se les conoce como
moléculas diatómicas, a este grupo corresponde el oxígeno (O2) y el Nitrógeno
(N2), al igual que los elementos del grupo VIIA, en donde se encuentra el Flúor
(F2), Cloro (Cl2), Bromo (Br2) y yodo (I2). Las moléculas diatómicas, también
pueden contener átomos de diferentes elementos, como por ejemplo el ácido
bromhídrico (HBr) y el monóxido de Carbono (CO).
Las moléculas que contienen más de dos átomos, reciben el nombre de
moléculas poliatómicas, las cuales pueden estar conformadas por átomos de un
mismo elemento como en el ozono (O3) que tiene 3 átomos de oxígeno o
constituidas por dos o más elementos diferentes como por ejemplo: amoniaco
PARA TENER EN CUENTA: EL
SUBÍNDICE REPRESENTA LA
CANTIDAD DE ÁTOMOS QUE
CONTIENE LA MOLÉCULA.
(NH3), el agua (H2O) y el ácido sulfúrico (H2SO4).
Aún cuando el átomo es la muestra representativa más pequeña de un elemento,
sólo los elementos denominados gases nobles se encuentran normalmente en la
naturaleza como átomos aislados; la mayor parte de la materia está compuesta
por moléculas o iones, los cuales están formados por átomos.
Las fórmulas químicas se utilizan para expresar la composición de las moléculas y
los compuestos ionicos, por medio de los símbolos químicos. Composición
significa no solamente los elementos presentes, si no también la proporción en la
58
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cual se combinan los átomos. La mayoría de los compuestos están formados por
elementos no metálicos, es decir que la mayoría de sustancias moleculares
contienen elementos no metálicos.
Peso atómico:
Es la masa promedio de una muestra representativa de átomos; para
determinarlo, se debe tener en cuenta la masa de los isótopos de cada elemento,
así como su abundancia relativa, de los cuales ya se habló en un apartado
anterior17.
El peso atómico de un elemento corresponde a la masa atómica del elemento
expresada en gramos. Por ejemplo, la masa atómica del oxígeno es 16, por lo
tanto, el peso atómico-gramo es 15 gramos.
El peso atómico de los elementos incluidos en la Tabla periódica es determinado
experimentalmente y en el caso de los no estables o radiactivos, se indica el peso
del isótopo más estable entre paréntesis.
Un ejemplo de para determinar el peso atómico de un elemento se puede apreciar
en el apartado 2.5
Moles:
Antes de mencionar el concepto mol, es importante mencionar un poco de la
historia del mol:
Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los
mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un
número igual de moléculas. Alrededor de 50 años después, un científico italiano
llamado Stanislao Cannizzaro usó la hipótesis de Avogradro para desarrollar un
grupo de pesos átomicos para los elementos conocidos, comparando las masas de
igual volumen de gas. Sobre la base de este trabajo, un profesor de secundaria
austríaco llamado Josef Loschmidt, calculó el tamaño de una molécula en cierto
17
Kotz, John C, Treichel, Jr y Paul, M. Química y Reactividad Química. México : Thomson.
59
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volumen de aire, en 1865, y eso desarrolló un estimado para el número de
moléculas en un volumen dado de aire. A pesar de que estas antiguas
estimaciones habían sido definidas desde entonces, ellas indujeron al concepto
del mol - a saber, la teoría de que en una masa definida de un elemento (su peso
atómico), hay un número preciso de átomos - el número de Avogrado18.
En 1870 se determinó el número de Avogadro, que corresponde a la cantidad de
átomos necesarios para obtener la masa atómica en gramos. El número de
Avogadro corresponde a un número de cosas o partes, denominado mol. Por
ejemplo cuando se tiene 12 unidades de cualquier cosa se dice que este valor
corresponde a una docena, otro ejemplo sería cuando se tiene 10 unidades de
algo, sería lo mismo que decir que este número corresponde a una decena. Así
mismo, el número de Avogadro corresponde a una cantidad equivalente a
6,023x1023 unidades que corresponde a un mol. Por ejemplo, si tenemos
6,023x1023 personas sería equivalente a decir 1 mol de personas, de esta forma
se puede hablar de 1 mol de manzanas, átomos etc, que corresponderán siempre
al número de Avogadro (6,023x1023).
Por lo tanto, un mol de cualquier elemento corresponderá al número de Avogadro,
es decir, 6,023x1023 átomos del elemento, por ejemplo: un mol de hidrógeno
corresponde a 6,023x1023 átomos de Hidrógeno y esta cantidad de átomos de
hidrógeno pesan 1 gramo; otro ejemplo sería un mol de átomos de carbono que
corresponden a 6,023x1023 átomos de carbono y esta cantidad pesa 12 gramos,
esta relación se aplica para todos los elementos de la tabla periódica.
Ejemplo 1:
Los gramos equivales de 4,0 moles de Fe sera:
Solución:
Se debe tener en cuenta el peso atómico del elemento y relacionarlo en el factor
de conversión de la siguiente manera:
18
CARPI, Anthony.El mo: Su Historia y el Uso. En: Visionlearning [en linea].
<http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=53&l=s>[citado en 5 Septiembre de
2003].
60
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gFe
4,0molesdeátomosdeFe
56g
= 224gdeFe
1moldeátomosdeFe
Ejemplo 2:
Cuántas moles de átomos de Sodio pesan 80 gramos?
Solución:
molesdeátomosNa = 80g × 1moldeátomosdeNa
23g
= 3,48molesdeátomosdeNa
Ejemplo 3:
Cuál es el peso en gramos de 0,5 moles de átomos de sodio?
g = 0,5molesdeátomosNa × 23g
= 11,5gdeNa
1moldeátomosdeNa
Como se mencionó anteriormente, 1 mol de átomos de carbono-12 tiene una
masa de 12 g y contiene 6.022 x 1023 átomos. Esta cantidad de carbono 12 es su
masa molar (M) y se define como la masa en gramos o kilogramos de 1 mol de
unidades (como átomos o moléculas) de una sustancia. Se puede observar que la
masa molar del carbono-12 en gramos es igual a su masa atómica expresada en
uma. De la misma manera se puede observar que la masa atómica del sodio (Na)
es 22.99 uma y su masa molar es 22.99 g; la masa atómica para el fósforo por
ejemplo es de 30.97 uma y su masa molar es de 30.97 g y así sucesivamente para
cada uno de los elementos de la tabla periódica. Si se conoce la masa atómica, se
conoce también la masa molar.
Teniendo en cuenta lo anterior es posible calcular la masa en gramos de un átomo
de carbono-12 de la siguiente manera:
1átomodecarbono-12×
1 >3á`> >a-=D4?>B> − 12
12.00Ca-bD4?>B> − 12
×
23
6.02x10 átomosdecarbono-12
1molátomodecarbono-12
=1.993x1023gdecarbono-12
61
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CAPITULO 2: TABLA PERIÓDICA Y ENLACES
En este capítulo se trabajan generalidades de la tabla periódica, enlaces químicos,
determinación de fórmulas empírica y molecular y nomenclatura de compuestos
inorgánicos. En cada una de las lecciones que se trabajan en este capítulos se
presentan ilustraciones, ejercicios desarrollados que faciliten el entendimiento de
los temas trabajados.
Lección 6. Características de la tabla periódica. Desarrollo de la tabla
periódica19
La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación
de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el
modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros
átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.
La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través
de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de
energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales
atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debe seguir
atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s e ir completando los
orbitales con los electrones en forma correcta.
19
Tomado y adaptado del módulo fenomenología-2010; autor:Frey Ricardo
Jaramillo
62
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Figura No. Esquema del llenado de
orbitales (regla de la diagonal).
El Átomo de Hidrógeno
En el átomo de hidrógeno, sólo es el valor del número cuántico principal el que
determina la energía de los orbitales. Todas las subcapas en una capa tienen la
misma energía. Los átomos de hidrogeno se transforman en iones de hidrógeno.
63
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En los diagramas de energía de orbitales, los electrones se representan por flechas.
La primera flecha en un orbital se traza apuntando hacia arriba, y representa un
electrón con el spin arriba. Trazar un diagrama de energía de orbitales lleva mucho
tiempo; es mucho más fácil mostrar la forma en que se distribuyen los electrones
entre los orbitales de un átomo trazando la configuración electrónica del átomo. Para
hacerlo se escribe el número cuántico principal de la capa principal y la letra de la
subcapa. Se indica la cantidad de electrones en la subcapa como un superíndice (o
exponente) a la derecha. Por ejemplo la configuración electrónica del átomo de
hidrogeno en su estado fundamental es 1s1.
Esta configuración indica que el único electrón del átomo de hidrógeno está en el
orbital 1s, cualquier otra configuración del átomo de hidrógeno se encuentra en estado
excitado. Por ejemplo, la configuración electrónica 2s1, que indica que el electrón del
átomo de hidrógeno esta en el orbital 2s, presenta un estado excitado del átomo de
hidrógeno. Un átomo tiene una cantidad infinita de estados excitados.
Átomos con más de un electrón.
Átomos con más de un electrón (Átomos que no sean de hidrógeno), se supone que
todos las energías de los orbitales son semejantes a los niveles de energía de
orbitales en el átomo de hidrógeno, excepto que es distinta la energía de los orbitales
en las distintas subcapas de la misma capa, puesto que cada electrón repele y es
repelido por los demás electrones. La fuerza de atracción de un electrón hacia el
núcleo es afectada por los demás electrones del átomo. También, los electrones
internos tapan o encubren la carga positiva del núcleo que atrae a los electrones
externos. En consecuencia, la carga nuclear efectiva, esto es, la carga que realmente
atrae a los electrones externos, es menor que la carga nuclear real. Como los
electrones s penetran más al núcleo que los electrones p, sienten más la fuerza de
atracción del núcleo que los electrones p. Por consiguiente la energía de los orbitales
64
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s es menor que la de los orbitales p de la misma capa. (Umland, J. B. & Bellama, J.
M., 2000).
Para orbitales que tienen el mismo número cuántico principal, el orden de energía es:
s <p<d<f
Se puede considerar que los arreglos electrónicos de los elementos están
construidos distribuyendo electrones en diagramas de energía de orbitales como
en la figura No. 15.
Este proceso de construcción se llama método aufbau (palabra alemana que
significa construcción). El número atómico del elemento determina cuántos
electrones hay que colocar. Por ejemplo, el número atómico del carbono es 6; hay
6 electrones en torno al núcleo de dicho elemento. Para construir su configuración
electrónica se comienza en la parte inferior del diagrama del átomo de carbono
(figura No. 15). Se distribuyen electrones en el orbital de energía mínima
disponible, el orbital 1s. Como un orbital sólo puede tener dos electrones y el
orbital 1s es de mucha menor energía que el orbital 2s, dos electrones entran en el
orbital 1s antes que algún electrón pase al orbital 2s. (Los orbitales s contienen un
máximo de 2 electrones, los p máximo de 6 electrones, los d máximo de 10
electrones y el f un máximo de 14 electrones). Se debe tener en cuenta que los
dos electrones de un orbital deben tener spines opuestos, uno arriba y otro abajo,
solo se permiten dos en el orbital 1s.
Al subir por el diagrama de energía de orbitales, el siguiente nivel es el del orbital
2s, donde se ubican dos electrones con spines opuestos; hasta ahora se tiene una
sumatoria de 4 electrones (2 electrones en 1s y 2 electrones en 2s). Puesto que el
átomo de carbono tiene 6 electrones, quedan por ubicar 2 electrones, los cuales
se ubican en el orbital 2p (puesto que el orbital 2p tiene capacidad para 6
electrones, la distribución se hace con dos espines hacia arriba y se crear espacio
vacios. Ver figura No. 16), el cual tiene la misma energía. Los orbitales que tiene la
misma energía se llaman orbitales degenerados. Puesto que un orbital es un
volumen en el espacio donde es probable encontrar un electrón con determinada
65
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energía, por lo tanto en un orbital los electrones se repelen entre sí, porque todos
tienen cargas negativas, por consiguiente, conservan distancias entre sí.
La configuración electrónica del átomo de carbono se escribe 1s22s22p2, que
significa tener dos electrones en el orbital 1s, dos en el 2s y dos en el 2p. Si se
desea indicar que los dos electrones 2p están distribuidos en distintos orbitales se
puede escribir la configuración electrónica 1s22s22px12py1. El subíndice x indica al
orbital p que es simétrico al eje X. El subíndice y indica al orbital p que es
simétrico con el eje y. Como los orbitales 2p son degenerados, se podrían haber
usado dos de los tres, así, 2px12pz1 o 2py12pz1, siendo configuraciones
electrónicas correctas, aunque poco usadas. (Umland, J. B. & Bellama, J. M.,
2000 p. 250).
Con frecuencia se usa configuraciones electrónicas abreviadas, para las cuales se
escribe el símbolo del gas noble cercano que tenga número atómico menor (el gas
noble que antecede al átomo que se desea distribuir mediante configuración
electrónica), entre paréntesis rectangulares, para representar los electrones
centrales. Los electrones centrales son todos los electrones de un átomo del gas
noble más cercano con el número atómico menor.
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:
•
Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número
atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de
electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
•
Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando
desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
•
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10ey f = 14e-).
Ejemplo:
Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos
electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.
66
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Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital
de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón
restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:
La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para
+1/2 y
para -1/2, respectivamente. También podemos describir la distribución de
electrones en el átomo de litio como: 1s22s1
Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos
magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos
electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar
decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s.
Regla de Hund.
La regla dice: “cuando se distribuyen electrones en orbitales con la misma energía,
sólo se debe acomodar un electrón en cada orbital antes de colocar dos en alguno
de ellos”. Se basa en los resultados de medidas de propiedades magnéticas. Los
átomos con electrones no apareados (impares) son paramagnéticos, estos se
magnetizan débilmente cuando se acercan a un imán y son atraídos al campo
magnético. En la mayor parte de ellos desaparece el magnetismo al retirar el imán.
Los átomos con todos sus electrones apareados son diamagnéticos, los
expulsados
de
un
campo
magnético.
El
magnetismo
de
una
especie
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paramagnética depende de la cantidad de electrones no apareados. Es posible
determinar la cantidad electrónica en una especie con una balanza analítica
sensible y un imán potente, midiendo la fuerza producida por el campo magnético
sobre la muestra. Un átomo de carbono en su estado fundamental tiene dos
electrones no apareados.
Lección 7. La tabla periódica y la información que provee. Introducción a las
propiedades Periódicas y La tabla periódica Moderna
Distribución electrónica:
La reactividad química de los átomos y las moléculas, se debe principalmente a la
organización de los electrones en los átomos aislados o enlazados. Los electrones
se desplazan alrededor del núcleo a altas velocidades, de acuerdo a ciertos
valores de energía que están permitidos, esto hace imposible la localización
precisa de los electrones en los átomos, sin embargo es factible ubicar ciertos
sectores alrededor de los núcleos donde la probabilidad de encontrar al electrón
es máxima; estos espacios se les denomina orbitales.
Se puede definir el orbital como el espacio donde el electrón permanece el 90%
del tiempo. El conjunto de orbitales de la misma energía constituye un subnivel y
la asociación de subniveles un nivel que son los propuestos por Bohr.
Las soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger asignan cuatro números a
todos y cada uno de los electrones en un átomo que corresponden a los
contenidos energéticos y se constituyen en algo como una identificación del
electrón; se les denomina números cuánticos.
Los números cuánticos son: el número cuántico principal (n), representa la
interacción electrostática entre el electrón negativo y el núcleo positivo, el número
cuántico principal o el azimutal o del momento angular (l), representa la fuerza
centrifuga que contrarresta la anterior; el número cuántico magnético (m),
68
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representa el campo magnético que genera el electrón al moverse de alguna
manera alrededor del átomo y el número cuántico espín (s), que representa el
campo magnético que genera el electrón al moverse sobre su eje de rotación.
Restricciones de los números cuánticos
Debido a las restricciones que guardan entre sí los números cuánticos, solo se
pueden encontrar ciertas combinaciones, que en general se le denomina
distribución electrónica.
Dentro de un átomo se localizan más cerca del núcleo los electrones de menor
contenido energético, esto es los de menor suma (n+1) y para dos electrones que
posean el mismo contenido energético, se localizará primero el de menor n.
n
l
m
s
n
l
m
s
1
0
0
-1/2
3
1
0
-1/2
1
0
0
+1/2
3
1
0
+1/2
2
0
0
-1/2
3
1
1
-1/2
2
0
0
+1/2
3
1
1
+1/2
2
1
-1
-1/2
3
2
-2
-1/2
2
1
-1
+1/2
3
2
-2
+1/2
2
1
0
-1/2
3
2
-1
-1/2
2
1
0
+1/2
3
2
-1
+1/2
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2
1
1
-1/2
3
2
0
-1/2
2
1
1
+1/2
3
2
0
+1/2
3
0
0
-1/2
3
2
1
-1/2
3
0
0
+1/2
3
2
1
+1/2
3
1
-1
-1/2
3
2
2
-1/2
3
1
-1
+1/2
3
2
2
+1/2
La distribución electrónica del elemento Unilenio
266
Uhe, el de mayor número de
protones hasta ahora descubierto, es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 5f14 6d7
Cuando se desee construir la distribución electrónica de algún elemento o ión,
bastará conocer el número de electrones y se irán colocando en la secuencia y
cantidad máxima que se indica en el ejempló anterior, hasta acomodarlos todos.
Los electrones que se encuentran localizados en el nivel cuántico más externo se
denominan electrones de valencia.
Tabla Periódica.
70
Figura 10 Tabla periódica [En línea] http://www.ptable.com/.
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La clasificación periódica de los elementos químicos tal como la conocemos
actualmente, es el resultado de numerosos intentos por sistematizar las
propiedades de los elementos, desde comienzos del siglo XIX, por Dobereimer,
Newlands, Meyer y Mendelejev; labor que resultó más compleja de lo que puede
parecer máxime cuando no se conocían todos los elementos de los cuales hoy se
tiene certeza de su existencia.
Lo que siempre se ha buscado es un comportamiento sistemático de la materia en
su estado más simple, los elementos aislados, el primero en enunciar una ley
periódica fue precisamente Mendelejev que propuso: Cuando los elementos se
estudian en orden creciente de pesos atómicos, la similitud de las propiedades
ocurre periódicamente. Con base en este criterio, hizo una de las primeras
clasificaciones completas de los elementos conocidos hasta 1869.
La clasificación de Mendelejev presentó algunas inconsistencias que resolvió
Moseley hacia 1913, mediante el estudio de los rayos X característicos, que
resultaban de la interacción de rayos catódicos altamente energizados con los
elementos aislados, pudo determinar con precisión los números atómicos.
LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS SE REPITEN SI SE ORDENAN EN
FORMA CRECIENTE DE SUS NÚMEROS ATÓMICOS.
Subdivisiones de la Tabla periódica.
La
tabla periódica se puede estudiar de diferentes formas, según el tipo de
relaciones que se pretenden establecer.
La primera y más común de las divisiones que se pueden tener de la tabla
periódica, es la de grupos (columnas) y periodos (filas), precisamente porque los
grupos contienen los elementos en los que se repiten ciertas propiedades o varían
proporcionalmente.
Inicialmente solo se reconocían los denominados GRUPOS A, en donde es mucho
más evidente la ley periódica, pero cada vez cobran más importancia los llamados
GRUPOS B.
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Se ha sugerido utilizar una nominación numérica del 1 al 18 que englobaría los
dos subgrupos
Los períodos indican el nivel cuántico principal que están llenando los átomos (en
su distribución electrónica) y el grupo el número y la clase de electrones que
ocupan los niveles energéticos más externos (electrones de valencia).
Para la mayoría de elementos que se localizan en los grupos A de la tabla, su
número de grupo tomado con signo positivo indica el estado de oxidación máxima
con el igual ese elemento actúa, otros estados de oxidación se hallan restándole
de dos en dos a este máximo. Los estados de oxidación negativos, para los
elementos del grupo IV-A en adelante, se hallan restando de ocho el número del
grupo al cual pertenecen
Los elementos de los grupos B presentan unos estados de oxidación suigéneris, lo
que sugiere memorizar los más importantes para un mejor manejo de ellos.
Otra división que se le puede asignar a la tabla periódica es la que corresponde a
los bloques que indican el tipo de orbital que se está llenando y tendremos los
bloques: s, p, d y f. Nótese que los grupos A están constituidos por los bloques s y
p;
y que los grupos B por el bloque d; estos también se conocen como los
elementos de transición, ó metales de transición y a los del bloque f como
elementos de transición interna.
La subdivisión más importante, por la proyección que posteriormente tiene, es la
que contempla dos grandes grupos los de la parte izquierda de la tabla "los
métales" y los de la parte derecha "los no metales".
Propiedades Periódicas.
Para explicar el comportamiento de los átomos aislados y enlazados, se han
estudiado propiedades comunes a todos los elementos; las más utilizadas han
sido: energías de ionización, energías de afinidad electrónica, tamaño de los
átomos y electronegatividad.
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Aunque dentro de algunos sectores estas propiedades varían regularmente,
cuando se estudian en forma global se presentan altibajos que en la mayoría de
los casos corresponden a las variaciones que presenta el tamaño de los átomos.
Como la distribución de los electrones en los átomos está determinada por una
función de probabilidad aún a grandes distancias del núcleo puede presentarse
una densidad electrónica importante, en consecuencia no es posible establecer
con precisión el tamaño del átomo.
En las mediciones de los tamaños atómicos es necesario utilizar técnicas
especiales, principalmente basadas en mediciones espectroscópicas con rayos X.
En todos los casos los átomos
se consideran esféricos y se habla del radio
atómico y del radio iónico.
El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos
átomos vecinos cuando el elemento se encuentra en su forma más densa,
generalmente estado sólido.
El radio iónico se determina a partir de las distancias entre dos iones vecinos en
un compuesto iónico en forma cristalina, en este caso la situación es un tanto
compleja por cuanto el tamaño del catión, ión positivo es generalmente mayor que
el anión, ión negativo, y la relación catión/anión muy variable.
El tamaño de los átomos (representado por el radio atómico), aumenta si se
recorre un período de arriba hacia abajo, pero decrece al recorrer un período de
izquierda a derecha.
En cuanto a los radios iónicos, estos guardan una correlación más o menos similar
a la que exhiben los átomos neutros, como podría esperarse al formarse un
catión, por pérdida de electrones, el tamaño se contrae y al formarse un anión, por
ganancia de electrones, el tamaño se amplía hay que tener en cuenta también que
se pueden formar cationes con carga +1, +2, +3...y aniones -1, -2, -3…etc.
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Como ya se había mencionado, por ejemplo la primera energía de ionización varía
en forma correlativa al radio atómico; tendencias semejantes pero atenuadas se
observan con la energía de afinidad electrónica y la electronegatividad.
La electronegatividad presenta la fuerza relativa de un átomo para atraer
electrones es un parámetro que se ha intentado calcular de diversas formas, la
escala más utilizada es la de Pauling, estos valores para los elementos más
comunes se pueden apreciar en la tabla 11.
Tabla 5 Electronegatividad de Pauling para algunos de los elementos más comunes
ELEMENTO
ELECTRONEGATIVIDA
D
ELEMENTO
ELECTRONEGATIVIDA
D
Aluminio
1.5
Hierro
1.8
Azufre
2.5
Magnesio
1.2
Bromo
2.8
Manganeso
1.5
Calcio
1.0
Nitrógeno
3.0
Carbono
2.5
Oxígeno
3.5
Cloro
3.0
Potasio
0.8
Cobre
1.9
Silicio
1.8
Flúor
4.0
Sodio
0.9
Fósforo
2.1
Yodo
2.5
Hidrógeno
2.1
Zinc
1.6
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Lección 8. Enlace químico y energía, Estructura molecular y Propiedades
macroscópicas y Tipos de fuerzas intermoleculares
Enlace químico y energía:
Muchas deben ser las propiedades que se deben considerar para las moléculas,
pero tal vez en un vistazo preliminar sea indispensable considerar como primordial
las fuerzas que mantienen unidos los átomos para que se comporten como una
identidad (las moléculas), que se denominan enlace químico.
Los enlaces químicos se han clasificado de diversas maneras; teniendo en cuenta
su naturaleza los enlaces se pueden clasificar en: iónicos, covalentes,
coordinados, metálicos y otros. En otros se pueden encontrar muchas fuerzas que
contribuyen a estabilizar las moléculas como son: puentes de Hidrógeno, las
fuerzas de Wan der Waals y las fuerzas de London.
Cuando los átomos de los elementos representativos se enlazan para formar
compuestos siempre tienden a adquirir configuración de gas noble. Esta
característica que también se conoce como regla del octeto, determina que los
átomos de los elementos representativos forman enlace de tal manera que tienen
acceso exactamente a ocho electrones, teniendo de esta manera, completamente
llenos los orbitales s y p más externos.
Experimentalmente se ha determinado que cuando se forma un enlace se libera
energía y cuando éste se rompe se absorbe energía. Por lo tanto, la energía de
enlace se define como la cantidad de energía necesaria para romper un enlace o
la energía que se libera cuando se forma un enlace20. Por lo anterior, se puede
afirmar que la energía que se necesita para romper un enlace entre dos átomos es
la misma que se libera cuando estos se unieron a una temperatura determinada.
Además se le denomina energía de atomización a la energía que se necesita para
romper todos los enlaces de una molécula compleja, esta energía corresponde a
la suma de todas las energías de enlace en la molécula.
20
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 368
75
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Para moléculas diatómicas, la energía atomización es la misma de energía de
enlace y para moléculas complejas se utiliza las entalpias de formación estándar y
las entalpias de formación de átomos gaseosos a partir de sustancias en estado
estándar (tabla 12).
Por ejemplo:
Calcular la energía promedio de enlace C-H a partir de la siguiente información:
a) Calor de formación estándar de la reacción:
b) Calores de formación de los átomos gaseosos a partir de sus elementos en
estado estándar
Solución:
Se ordena las ecuaciones:
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Se produce 4 enlaces C-H. Suponiendo que son idénticos, se deduce que en la
formación de uno solo de ellos se da:
Para el rompimiento de un enlace será:
Tabla 6 Entalpías de formación de átomos gaseosos a partir de sus elementos en su estado más
estable en condiciones estándar21(adaptada BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ :
EDUCATIVA, 1993, pág. 370.
Reacción
∆Hf
∆Hf
kCal/mol átomos
kJ/mol átomos
Átomo
½ H2(g) ---> H(g)
H
52,1
218
Li(s)---> Li(g)
Li
38,4
161
Be (s)--->Be(g)
Be
78,2
327
B(s)--->B(g)
B
132,6
555
C(s, grafito)--->C(g)
C
170,9
715
½ N2(g) --->N(g)
N
113,0
473
½ O2(g) ---> O(g)
O
59,6
249
21
Las siguientes condiciones definen el ESTADO ESTÁNDAR de una sustancia pura a
temperatura T (BRICEÑO, 1993):
1. Temperatura T
2. Presión=1 atm
3. Para una sustancia gaseosa pura, denotada por (g), es la correspondiente a la de un gas
ideal (hipotético) a 1 atm y cada temperatura.
4. Para una sustancia líquida pura, denotada por (l), es el correspondiente a la del líquido
puro a 1 atm y cada temperatura.
5. Para una sustancia sólida pura, denotada por (cr), es la correspondiente a la de la
sustancia cristalina pura a 1 atm y cada temperatura.
77
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½ F2(g) --->F(g)
F
18,9
79,1
Na(s)--->Na(g)
Na
25,8
108
Si(s)---> Si(g)
Si
108,4
454
½ Cl2(g) ---> Cl(g)
Cl
28,9
121
½ Br2(g) --->Br(g)
Br
26,7
112
½ I2(g) --->I(g)
I
25,5
107
La energía promedio de enlace para el grupo C-H es 415kJ/mol. Las energías de
enlace son un valor promedio. Para descomponer una molécula gaseosa en
átomos se requiere de una energía igual a la suma de las energías de enlace de
todos los enlaces en la molécula. Si el enlace analizado es para un par átomos
independientes a la molécula de la cual forma parte, se puede utilizar la
información de la tabla 13.
Tabla 7 energías de enlace promedio, adaptado BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ :
EDUCATIVA, 1993, pág. 371.
Energías de enlace promedio
Enlace
Kcal/mol
kJ/mol
Enlace
Kcal/mol
kJ/mol
H-C
99,3
415
C-N
69,7
292
H-O
110,0
460
C=N
148,0
619
H-N
93,0
389
C≡N
210,0
879
H-F
134,6
563
C-C
83,1
348
H-Cl
103,2
432
C=C
145,0
607
H-Br
87,5
366
C≡C
199,0
833
H-I
71,4
299
N-N
37,0
155
C-O
85,0
356
O-O
34,0
142
C=O
173,0
724
C-Cl
78,0
326
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Ejemplo 1:
Utilizando las energías de enlace de la tabla 13, calcular la energía de disociación
de la molécula CH3CHO(g).
Solución:
Esta reacción implica:
a) El rompimiento de 4 enlaces entre C-H: ∆H1=4(+415)=1660kJ/mol.
b) El rompimiento de un enlace C-C:
∆H2=348kJ/mol
c) El rompimiento de un enlace C=O:
∆H3 =724 kJ/mol
Por lo tanto, el ∆H para esta reacción será:
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 = 1660 + 348 + 724 =2732 kJ
Ejemplo 2:
Calcular el calor de formación del HCOOH gaseoso en kJ/mol, utilizando los datos
de las tablas 12 y 13.
Se determina ∆H°f para la reacción:
79
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a) Primero se calcula la energía requerida para convertir los reaccionantes en
átomos gaseosos, ∆HA:
La energía total para obtener átomos gaseosos es:
∆HA= ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 = 1650
b) Ahora se calcula la energía liberada cuando los átomos se unen, ∆HE para
formar la molécula gaseosa HCOOH. En este caso se tiene:
1. Formación de un enlace C-H: ∆H1=-415 kJ
2. Formación de un enlace C-O: ∆H2=-356 kJ
3. Formación de un enlace C=O: ∆H3=-724 kJ
4. Formación de un enlace O-H: ∆H4=-460 kJ
c) Se calcula ∆H°f =-sumando los valores de ∆H en las etapas a y b.
∆H°f= ∆HA + ∆HE
∆H°f= 1650 kJ + (-1955kJ)
∆H°f=-305kJ/mol
Comparando con el resultado con los que aparecen en las tablas de entalpías de
formación, se puede evidenciar que no existe mucha diferencia.
ELECTRONES DE VALENCIA:
Los electrones más externos de un átomo se les denomina electrones de valencia,
aunque esta regla presenta muchas excepciones se cumple en la mayoría de
compuestos comunes.
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En cuanto a los elementos de transición se puede tener otro criterio como son los
subniveles d llenos o semillenos, que son estables.
A continuación se explicará las características de cada uno de los principales
enlaces:
Enlace Iónico:
Este enlace se forma entre elementos con diferencia de electronegatividades
superiores a 1.2.
El enlace se establece por transferencia (parcial en los cristales) de electrones del
elemento menos electronegativo hacia el más electronegativo. El átomo que cede
electrones se convierte en un ión positivo, catión, con tantas cargas como
electrones haya cedido; el átomo que recibe electrones, se convierte en un ión
negativo, anión, con tantas cargas como electrones haya recibido. La fuerza que
mantiene unidos los átomos es la atracción de carga opuesta.
Los compuestos con enlaces iónicos pueden formar cristales iónicos, que son
arreglos regulares de iones positivos y negativos que los mantiene unidos debidos
al enlace iónico. Estos cristales tienen puntos de fusión elevados son duros y
frágiles; fundidos en solución acuosa son buenos conductores de la electricidad,
porque producen iones. Los compuestos que producen iones en solución acuosa
se denominan electrolitos.
Ejemplos:
NaCl; CaF2; K2O
En los cuales se han formado las especies:
Na+1 y Cl-1; Ca+2 y F-1; K+1 y O-2
Muchos compuestos iónicos son solubles, pero también los hay muy poco
solubles.
81
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Obsérvese que cuando los átomos que intervienen en la formación de enlaces
iónicos ceden o reciben electrones, están cumpliendo con la regla del octeto.
Enlace covalente:
Este enlace se forma entre elementos con diferencias de electronegatividades
menores de 1.2, el enlace se establece por compartición de un par de electrones,
cada átomo involucrado en el enlace aporta un electrón.
La fuerza que mantiene unido los átomos es la atracción de los dos núcleos
atómicos por el par electrónico compartido. Los compuestos con enlaces
covalentes pueden dar origen a dos tipos de cristales, los que se denominan
covalentes y los llamados moleculares.
Los cristales covalentes están constituidos por arreglos de átomos que los
mantienen unidos esto debido precisamente a los enlaces covalentes; estos
cristales tienen puntos de fusión elevados, son muy duros y no son conductores
de la electricidad, por lo general son insoluble en agua.
Ejemplo: C (diamante); SiO2 (Dióxido de Silicio)
Los cristales moleculares están constituidos por arreglos regulares de moléculas
que se mantienen unidas entre sí por fuerzas de London; son cristales de puntos
de fusión bajos, son blandos y conductores deficientes de la electricidad, aún en
estado líquido o en solución acuosa. La solubilidad en agua depende de su
naturaleza química y van desde altamente solubles hasta muy poco solubles.
Ejemplo:
H2O; NH3; H2; Cl2; CH4
En el enlace covalente se comparten electrones y se cumple con la regla del
octeto. Cuando este enlace se realiza entre átomos idénticos se establece un
enlace covalente puro y cuando se establece entre átomos diferentes se tiene un
enlace covalente polar.
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Es factible que dos átomos compartan más de un par electrónico en este caso se
presenta el enlace múltiple (doble o triple).
Ejemplo:
Se utilizará la representación de Lewis, alrededor del símbolo del elemento se
localizan los electrones de valencia; también se pueden simbolizar el par
electrónico por una pequeña raya.
Enlaces covalentes polares:
Enlaces múltiples:
Este enlace no presenta restricciones respecto a la electronegatividad, pero
requiere que uno de los átomos participantes en el enlace posea un par
electrónico que esté dispuesto a compartir y el otro átomo tenga un orbital libre,
donde localizar el par electrónico.
El enlace se establece por compartición de un par electrónico, que inicialmente
pertenece solamente a uno de los dos átomos involucrados en el enlace, el otro
átomo tan sólo aporta el orbital donde se localizará el par electrónico.
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La fuerza que mantiene unidos los átomos es también la atracción simultánea de
los núcleos por el mismo par electrónico.
Este es un enlace indudablemente polar, por cuanto se puede considerar una
pequeña deficiencia de carga sobre el átomo que aporta los electrones y un ligero
exceso de carga sobre el átomo que aporta el orbital. Alrededor de un mismo
átomo pueden establecerse varios enlaces covalentes coordinados.
Los compuestos que presentan este tipo de enlace son muy diversos no se
pueden asociar a formas cristalinas, específicas por cuanto pueden presentarse
en cristales iónicos y moleculares. Sin embargo, son muy importantes en la
química de las soluciones acuosas y no acuosas.
Enlace Metálico.
Como su nombre lo indica este enlace se establece entre átomos metálicos
(generalmente de la misma clase).
El enlace se establece por la interacción que se presenta entre los electrones de
valencia y aún otros, muy próximos a estos, de muchos átomos, con los núcleos
de todos los átomos, a los cuales pertenecían originalmente los electrones.
Los metales son cristales formados por organizaciones regulares de iones
positivos inmersos en un mar de electrones. Los puntos de fusión varían
ampliamente, su consistencia va desde muy blandos hasta muy duros, son
maleables, dúctiles y buenos conductores de electricidad y del calor.
Ejemplo: Na, Fe, W
Valencia y Número de Oxidación.
84
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Siempre que se consideren los átomos enlazados o que se examine su capacidad
de hacerlo, habrá que referirse a estas cualidades de los átomos. La valencia es
un número entero que se utiliza para describir la capacidad de combinación de un
elemento en un compuesto.
LA VALENCIA ES EL NÚMERO DE ENLACES
QUE UN ÁTOMO ES CAPAZ DE ESTABLECER
Los elementos que constituyen la química orgánica presentan las siguientes
Valencias: carbono, 4; hidrógeno, 1; nitrógeno, 3; oxígeno, 2; halógenos 1.
En los compuestos de la química inorgánica, también pueden asignarse valencias,
pero se presentan muchos casos en los que un mismo elemento se enlaza de
muchas maneras con otro u otros.
Para muchos fines ha sido mucho más conveniente usar el concepto de número
de oxidación, que aunque de alguna manera hace referencia a la capacidad de
combinación de un elemento en un compuesto, lo hace considerando una
transferencia hipotética de los electrones del elemento menos electronegativo
hacia el más electronegativo, independientemente del tipo de enlace que se
establezca entre ellos.
Los números de oxidación son cargas, ficticias en el caso de los compuestos
covalentes, asignados a los átomos de un compuesto, o ión, de acuerdo con
ciertas reglas arbitrarias.
Pueden usarse las siguientes reglas para asignar números de oxidación:
El número de oxidación de cualquier elemento es estado libre (sin combinarse con
otro) es siempre 0.
Ejemplo:
85
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0
0
0
0
0
H2 ;
O2;
K;
Na;
Cl2
En los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga del ión.
Ejemplos:
Los elementos del grupo I-A de la tabla periódica forman iones de carga +1,
por lo cual el estado de oxidación será siempre +1 en todos sus
compuestos.
Los elementos del grupo II-A de la tabla periódica forman iones de carga
+2, por lo tanto, el estado de oxidación será siempre +2 en todos sus
compuestos.
Los elementos del grupo III-A de la tabla periódica forman iones de carga
+3, por lo tanto, el estado de oxidación será siempre +3 en todos sus
compuestos.
c. El estado de oxidación del hidrógeno en los compuestos es generalmente +1,
excepto en los hidruros metálicos, en donde es -1.
+1
Ejemplo: H2O-2
Agua
+2 -1
,
Ca H2
Hidruro de Calcio
d. La oxidación del oxígeno en los compuestos es generalmente -2, excepto en los
peróxidos, en donde es -1, o en los compuestos fluorados donde puede ser
positivo.
Ejemplo:
cD&dH 7%& ;,&dH 7&%H ;f&%H 7 d&
Oxido de Sodio
Peróxido de hidrógeno
Fluoruro de oxígeno.
La suma algebraica de los estados de oxidación positivos y negativos de todos los
átomos en una molécula neutra debe ser igual a cero.
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Figura 11. Mapa resumen enlace químico. (Elaborado por Dolffi Rodríguez, 2010)
87
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Estructuras de Lewis y regla del octeto
En las estructuras de Lewis se representan los electrones no compartidos en el
enlace como puntos y los electrones que se comparten entre los átomos como
líneas. Por ejemplo la estructura de Lewis para el caso del Cl2 quedaría de la
siguiente manera:
..
.. Cl
..
.. .
Cl
.. .
En el modelo de Lewis la valencia es el número de pares de electrones
compartidos para completar el octeto de electrones. Para el caso de los no
metales los electrones de valencia corresponden al número del grupo, por ejemplo
los elementos del grupo VII A, puede formar un enlace para completar el octeto;
los del VI A como el oxígenos forman 2 enlaces.
El modelo de Lewis es muy acertado para calcular la composición de compuestos
de los no metales, en los cuales los enlaces covalentes predominan.
Para dibujar las estructuras de Lewis se requiere tener en cuenta una serie de
requisitos a saber:
1. Se debe sumar el número de electrones de valencia, si el elemento que se
está analizando es neutro, el número total de electrones es la suma de los
electrones de valencia de todos los átomos. Sí el ión está cargado
negativamente agregue la carga del ión a la sumatoria total, por ejemplo el
número de electrones de valencia en el N2O es (2x5)+6=16, en el CO32 es
4+ (3 x 6) +2=24
2. Escribir los símbolos de los átomos que participan, de tal forma que se
muestre que átomos están unidos entre sí. En algunos casos se escriben
en el orden en que están unidos en la molécula o ión, esto aplica para
fórmulas sencillas como la del CH4, pero se dificulta en moléculas como
H3PO4 puesto que se dificulta establecer inmediatamente que átomos están
enlazados entre sí.
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3. Una vez se determine la distribución de los átomos, se procede a dibujar un
enlace simple entre los átomos que se encuentran enlazados entre sí, luego
los electrones no compartidos se dibujan alrededor del átomo utilizando
símbolo de puntos, hasta tratar de formar un octeto alrededor de cada
átomo.
Estructura molecular o Geometría molecular:
Debido a que los orbitales atómicos tienen formas geométricas determinadas, la
distribución de los enlaces se hará en direcciones concretas. Por lo tanto, el
enlace covalente tiene una fuerte tendencia e impone formas geométricas
características a las moléculas, las cuales si son de tres átomos, pueden ser
angulares o lineales, por ejemplo:
Si la molécula es de cuatro átomos pueden tener alguna de las siguientes formas:
Entre mayor sea el número de átomos que contenga la molécula, más cantidad de
formas puede adoptar ésta.
La geometría molecular tiene gran relevancia, ya que permite deducir las
características químicas de la molécula, el curso de muchas reacciones químicas
89
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están influidas por las formas de las moléculas que están presentes en ellas, por
esto es importante el estudio de las formas geométricas de las moléculas.
Una de las teorías que se tiene en cuenta para el estudio de las formas
geométricas moleculares, es la teoría de repulsión de pares electrónicos, la cual
considera que en la formación de la molécula intervienen únicamente los orbitales
de valencia, a continuación se dara una breve explicación de dicha teoría.
Teoría de repulsión de pares electrónicos
Esta teoría se aplica para moléculas que tienen un átomo central que no sea
elemento de transición, además se basa en que los electrones, por tener carga
negativa, se repelen entre sí, y por tanto, se distribuyen tan lejos como sea
posible, en un espacio tridimensional.
Cuando las moléculas no tienen enlaces múltiples, su geometría se deduce de la
siguiente manera:
a) contar los electrones de la capa externa, que son los electrones de valencia
del átomo central, más un electrón por cada átomo unido al central.
b) Distribuir esos electrones externos en parejas (spín apareado).
c) La molécula toma la forma geométrica que permita la mayor separación
entre los pares de electrones.
d) La presencia de pares de electrones solitarios (no compartidos) afecta la
disposición de los otros pares de electrones. La intensidad de las fuerzas
de repulsión entre pares de electrones sigue el orden:
pc – pc < pc – ps < ps – ps
pc = par compartido
ps = par solitario
A este modelo se le conoce con el nombre de CAPA DE VALENCIA-REPULSIÓN
DE PARES o CVRP.
A continuación se ilustra un ejemplo de aplicación de este sistema:
BeF2: Átomo central Be (grupo II): 2e- de valencia
90
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1e- por cada átomo unido al central:
ghi
jhi kglgmnohp
1. Pares de electrones: 2
2. Agrupamiento de los pares: lineal
3. Pares solitario: 0
4. Geometría molecular: lineal
La máxima separación entre dos pares de electrones es 180°:
Ejemplo 2:
BF3 (figura 20): átomo central B, (grupo III): 3 ede valencia
1e- por cada átomo unido al central
3e-
6e- →3pares
1. Pares de electrones: 3
2. Agrupamiento de los pares: trigonal plana
3. Pares solitario: 0
4. Geometría molecular: triangular plana
Figura 12 Disposición
Fig___
geométrica de BF3
Iones:
Cuando son iones, por cada carga negativa se suma 1e- a los electrones externos.
Por cada carga positiva se resta 1 electrón.
Ejemplo 1:
SiF6-2:
átomo central Si, (IV grupo): 4e- de valencia
1e- por cada átomo unido al central: 6e91
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1e- por cada carga negativa: 1eElectrones externos: 12 eMolécula octaédrica
Ejemplo 2:
SF5- (figura 21: átomo central S, (grupo VI):
6e- de valencia
1e-: por cada átomo unido al central: 5e1e- por cada carga negativa: 1eElectrones externos: 12 e- --> 6 pares
Pirámide cuadrada con un par solitario
Figura 13 Disposición pirámide cuadrada con
un par solitario
Ejemplo 3:
XeF5-: átomo central Xe, (grupo VIII):8e- de valencia
1e-: por cada átomo unido al central: 5eMenos 1e- por cada carga negativa:1eElectrones externos:12 e- --> 6 pares
Pirámide cuadrada con un par solitario figura 22
Figura 14 Disposición geométrica
+
del XeF5
Geometría molecular y momento bipolar
Se define el momento dipolar como una cantidad vectorial con magnitud y
dirección definidas, para una molécula el momento dipolar se puede considerar
como la suma vectorial de los momentos individuales de sus diferentes enlaces. El
momento dipolar surge cuando se forma en el enlace, un polo positivo y otro
negativo. Cuando la carga de electrones se separa de su centro de atracción
positivo, una distancia r, se crea un momento dipolar dado por:
µ=e-x r
92
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Puesto que la carga del electrón es 4,8 x 10-10ues y las longitudes de enlace son
del orden de 1x10-8cm, el momento dipolar será del orden de 10-18 ues x cm. En
general, el momento dipolar indica la distribución desigual de carga alrededor de
uno o más enlaces, lo cual se debe al compartimiento desigual de los electrones
por los átomos del enlace.
Las moléculas diatómicas homonucleares presentan enlaces no polares, las
moléculas poliatómicas son no polares, cuando son simétricas, es decir que los
diversos enlaces que conforman la molécula están orientados de tal forma que los
momentos dipolares se cancelan, por ejemplo en el BeF2 que es una molécula
lineal, en el BCl3, molécula triangular y el CH4 molécula tetraédrica, se ha
observado que el momento dipolar para estas es cero.
La molécula de BeF2 se puede representar como:
Se puede observar en esta molécula que los momentos dipolares se orientan en
dirección contraria y debido a que son de la misma magnitud se cancelan. En la
molécula de BCl3, los dipolos se orientan de tal forma que se cancelan totalmente
los momentos dipolares, figura 23.
Figura 15 Orientación de los dipolos para BCl3
93
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Por lo general en las moléculas poliatómicas en las cuales las cuales las
posiciones no están igualmente ocupadas, son polares. Una molécula que sea no
polar podrá tener un momento dipolar inducido cuando se coloque en un campo
eléctrico22. El momento dipolar inducido se produce cuando la nube electrónica se
distorsiona por el campo eléctrico, produciéndose un desplazamiento de carga y
por tanto un momento dipolar inducido, en la medida que aumenta el tamaño
molecular, aumenta la deformación de la nube electrónica o polarizabilidad, por
ejemplo la molécula de I2 tiene mayor polarizabilidad que la de Cl2, debido a su
tamaño.
El momento dipolar de una sustancia se puede calcular midiendo la constante
dieléctrica del material en un condensador eléctrico.
Es importante, tener en cuenta que a las moléculas se les denomina dipolos
permanentes y a las no polares dipolos inducidos.
En la tabla 14 se presenta de manera resumida la relación entre la geometría
molecular y el momento dipolar. Las geometrías en las que los enlaces son A-X
están dirigidos simétricamente alrededor del átomo central, pueden ser lineales,
trigonales, planas y tetraédricas, estas moléculas dan momentos dipolares igual a
cero, es decir que las moléculas no son polares. En la geometría X, en la que los
átomos tienden a situarse a un lado de la molécula, las cuales pueden ser
dobladas y piramidales triangulares, presentan momentos dipolares diferentes, por
lo tanto, son moléculas polares.
Tabla 8 Relación entre la geometría molecular y el momento dipolar, adaptado
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 345.
FÓRMULA
GEOMETRÍA MOLECULAR
MOMENTO DIPOLAR
•
AX
AX2
22
Usualmente
•
Lineal
•
Lineal
•
Cero
•
Doblada
•
Usualmente
no
es
no
es
cero
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
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cero
AX3
AX4
AX5
AX6
•
Plana trigonal
•
Piramidal trigonal
•
Forma de T
•
Cero
•
Usualmente
•
Usualmente
•
Cero
•
Cero
•
Plana cuadrada
•
Usualmente
•
Tetraédrica distorsionada
•
Bipiramidal cuadrada
•
Octaédrica
no
es
no
es
no
es
cero
Tetraédrica
Bipirámide trigonal
es
cero
•
•
no
cero
•
Cero
•
Usualmente
cero
•
cero
Ejemplo 1:
Cada una de las siguientes molécula tiene un momento dipolar diferente a cero
(µ≠0). Seleccionar la geometría molecular que sea consistente con esta
información.
a) PbCl2
b) PH3
Solución:
a) Esta molécula puede ser lineal o doblada: AX2. Por repulsión de pares:
Doblada
b) Puede ser plana trigonal o pirámide trigonal: AX3. Por repulsión de pares:
Trigonal piramidal.
Ejemplo 2:
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Cuál de las siguientes moléculas se esperaría que tuviera µ=0, con base en su
simetría?
a. PCl4b. SiF4
c. OF2
Solución:
a) Por repulsión de pares:
b) Por repulsión de pares:
c) Por repulsión de pares:
Propiedades macroscópicas.
Las propiedades físicas macroscópicas de la materia se refieren a todas aquellas
que se pueden observar. Se clasifican en extensivas o generales e intensivas o
específicas:
Propiedades Extensivas o Generales de la materia: se le denomina así porque
la presentan todos los materiales, dependen de la cantidad de materia. Las dos
más importantes son la masa y el volumen, permiten conocer la cantidad de
materia que contiene un cuerpo.
Masa: se define como la cantidad de materia que posee un cuerpo, la unidad
básica de la masa en el SI (sistema internacional) es el Kilogramo.
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Volumen: corresponde a la cantidad de espacio ocupado por un cuerpo, en el SI
se mide en m3, aunque se utilizan otras unidades como el litro (L), decímetro
cúbico (dm3), centímetro cúbico (cm3), mililitro (mL).
Otra propiedad extensiva es el contenido de calor, longitud, cantidad de sustancia
(n).
Propiedades intensivas: No depende de la cantidad de materia seleccionada.
Ejemplos: densidad, temperatura, viscosidad, conductividad eléctrica, punto de
ebullición, punto de fusión, dureza, maleabilidad, ductilidad, color y olor.
Densidad: se refiere a la cantidad de materia por unidad de volumen se expresa
por la siguiente relación: Densidad=masa/volumen (d=m/v)
Temperatura: La temperatura es una medida de la intensidad del calor. La unidad
de base es el Kelvin con la abreviatura K. Kelvin es la 273,16ta parte de la
temperatura termodinámica del punto triple del agua pura23.
Viscosidad: es una tendencia de fluidos en movimiento que muestra una
tendencia de oposición a su flujo ante la aplicación de una fuerza. Cuanta más
resistencia oponen los líquidos a fluir, más viscosidad poseen24.
Conductividad Eléctrica: se define como la capacidad que tienen las sales
inorgánicas en solución (electrolitos) para conducir la corriente eléctrica. En la
mayoría de las soluciones acuosas, entre mayor sea la cantidad de sales
disueltas, mayor será la conductividad, este efecto continúa hasta que la solución
está tan llena de iones
que se restringe la libertad de movimiento y la
23
SICO. [En línea]
http://www.sicocv.es/pdf/lufft/Medici%C3%B3n%20de%20la%20Temperatura.pdf.
24
Hilda. de conceptos.com. [En línea] 27 de Abril de 2010. http://deconceptos.com/cienciasnaturales/viscosidad.
97
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conductividad puede disminuir en lugar de aumentas, dándose casos de dos
diferentes concentraciones con la misma conductividad25.
Tabla 9 Valores de conductividad de algunas muestras típicas
(fuente: http://arturobola.tripod.com/conducti.htm)
Temperatura de la muestra 25 ° C
Agua ultra pura
Agua de alimentación a calderas
Conductividad, µS/cm
0.05
1a5
Agua potable
Agua de mar
50 a 100
53,000
5 % NaOH
50 % NaOH
10 % HCl
223,000
150,000
700,000
32 % de HCl
700,000
31 % HNO3
865,000
Punto de ebullición: es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala a la
presión externa26.
Punto de fusión: Temperatura a la cual un sólido coexiste con su fase líquida en
equilibrio27.
Dureza: Es una propiedad mecánica de los materiales consistente en la dificultad
que existe para rayar (mineralogía) o crear marcas en la superficie mediante
micropenetración de una punta (penetrabilidad).
Maleabilidad: Propiedad que tiene algunos materiales para dejarse cortar en
láminas.
Ductilidad: La ductilidad es una propiedad que presentan algunos materiales,
como las aleaciones metálicas o materiales asfálticos, los cuales bajo la acción de
25
[En línea] http://arturobola.tripod.com/conducti.htm.
BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.
27
Helmenstine, Anne Marie. About.com:chemistry . [En línea]
http://translate.google.com.co/translate?hl=es&sl=en&tl=es&u=http%3A%2F%2Fchemistry.about.c
om%2Fod%2Fchemistryglossary%2Fa%2Fmeltingpointdef.htm&anno=2.
26
98
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una fuerza, pueden deformarse sosteniblemente sin romperse permitiendo obtener
alambres o hilos de dicho material. A los materiales que presentan esta propiedad
se les denomina dúctiles. Los materiales no dúctiles se clasifican de frágiles.
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Lección 9. Compuestos iónicos y Compuestos moleculares: Fórmulas,
nombres y propiedades.
Iones:
Un ión es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o
negativa. El número de protones en el núcleo del átomo permanece igual durante
las reacciones químicas, pero los electrones se pueden ganar o perder durante las
reacciones. La pérdida de uno o más electrones de un átomo neutro forman un
catión, un ión con carga neta positiva. Por ejemplo el átomo de Sodio (Na) puede
perder un electrón y formar el catión sodio, representado como Na+, es decir que:
Átomo de Na
Ión Na+
11 protones
11 protones
11 electrones
10 electrones
Por otra parte, cuando un átomo gana electrones, forma un anión, que es un ión
cuya carga neta es negativa debido a un incremento en el número de electrones.
Por ejemplo, un átomo de Cloro (Cl), puede ganar un electrón para formar el ión
cloruro Cl- :
Átomo de Cl
Ión Cl-
17 protones
17 protones
17 electrones
18 electrones
Debido a que la sal de mesa Cloruro de sodio (NaCl), es un compuesto iónico
porqe está formado por cationes y aniones.
100
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Un átomo puede perder o ganar más de un electrón, como ejemplo se encuentran
Mg2+, Fe3+, S2-, y N3-, debido a que estos iones contienen una misma clase de
átomos reciben el nombre de iones monoatómicos. La mayoría de los metales
tienden a formar cationes y los no metales aniones, salvo algunas excepciones.
También es posible encontrar iones que contienen más de un átomo y se les
denomina iones poliatómicos, por ejemplo el ión hidróxido (OH-), el ión cianuro
(CN-) y el ión amonio Rc,Vd ).
Moléculas:
Una molécula, es un agregado de por lo menos dos átomos en una colocación
definida, que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas (también llamados
enlaces químicos)28.
Por ejemplo el agua es una molécula conformada por Hidrógeno y Oxígeno en
relación de dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, otro ejemplo es el
hidrógeno gaseoso formado por moléculas de dos átomos de hidrógeno cada una.
Las moléculas son eléctricamente neutras, y si están conformadas por dos
átomos, se denominan moléculas diatómicas, son ejemplo de estas, el
hidrógeno (H2), Nitrógeno (N2), Oxígeno (O2), Fluor (F2), Cloro (Cl2), Bromo (Br2),
28
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 47
101
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que existen como moléculas diatómicas. También se pueden encontrar moléculas
diatómicas formadas por átomos de diferentes elementos, por ejemplo el ácido
Clorhídrico (HCl), monóxido de Carbono (CO) y cloruro de sodio (NaCl).
Se encuentran moléculas conformadas por más de dos átomos de un mismo
elemento, como es el caso del ozono (O3), estas moléculas reciben el nombre de
moléculas poliatómicas, son ejemplo el agua (H2O), y el amoniaco (NH3), entre
otras.
Fórmulas químicas:
Las fórmulas químicas se utilizan para expresar la composición de las moléculas y
los compuestos iónicos, a través de símbolos químicos. La composición se refiere
a los elementos presentes en el compuesto y a la proporción en la cual se
combinan los átomos.
Fórmulas moleculares:
Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que
están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia29. En las formula
molecular, el subíndice numérico, indica el número de átomos de cada elemento
que están presentes. Por ejemplo, en la fórmula del agua que es H2O, no aparece
subíndice en el Oxígeno, debido a que hay solamente un átomo de oxígeno, por lo
tanto es generalizado que cuando el subíndice sea uno se omite en las fórmulas.
Fórmulas empíricas:
La fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes en un compuesto y
la relación mínima en número enteros entre sus átomos, pero no indica el número
real de átomos en una molécula determinada. Por ejemplo, en el compuesto
Hidrazina N2H4 que se utiliza como combustible para cohetes, la fórmula empírica
29
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 49
102
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es NH2, obsérvese que tanto en la fórmula molecular como en la empírica la
relación entre el Nitrógeno y el Hidrógeno es 1:2, se puede apreciar que solo la
fórmula molecular indica el número real de átomos de N (dos) y de H (cuatro)
presentes en una molécula de Hidrazina.
Las fórmulas empíricas son las fórmulas más sencillas, se escriben de tal forma
que los subíndices de las fórmulas moleculares, se reduzcan a los subíndices más
pequeños posibles. En algunos compuestos las fórmulas empírica y molecular son
las mismas, este es el caso del agua (H2O), el amoniaco (NH3), el dióxido de
carbono (CO2), y el metano (CH4), entre otros.
Ejemplo
A continuación se muestra el modelo de esferas y barras del metanol, a partir del
modelo escribir la fórmula molecular del metanol:
Respuesta: Se puede apreciar que la molécula tiene un carbono, cuatro
hidrógenos y un oxígeno, por lo tanto, la fórmula molecular es CH4O, pero la forma
común de escribir la fórmula del metanol es CH3OH porque así se muestra como
están enlazados los átomos en la molécula.
Fórmulas de compuestos iónicos:
Las fórmulas de los compuestos iónicos generalmente son las mismas que sus
fórmulas empíricas debido a que los compuestos iónicos no están formados por
unidades moleculares discretas.
103
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Por ejemplo el cloruro de sodio (NaCl), contiene el mismo número de iones Na+ y
Cl-, ubicados en una red tridimensional figura 16 . Es decir que la relación entre
cationes y aniones están en una relación 1:1, por lo que el compuesto es
eléctricamente neutro.
Figura 16. a) Estructura del NaCl sólido, b) contacto entre los cationes y los aniones
+
del sodio, las esferas pequeñas representan los iones Na y las esferas grandes iones
Cl . c) Cristales de NaCl
Como se aprecia en la figura 16 el ión sodio Na+ no se encuentra asociado a un
ión Cl- en particular, si no que son 6 iones Cl- que lo rodean y viceversa, por tal
razón el NaCl es la fórmula empírica del cloruro de sodio. En otros compuestos
iónicos la estructura real puede ser diferente pero el arreglo de cationes y aniones
es de tal forma que los compuestos son eléctricamente neutros, por lo que no se
muestra en la fórmula de un compuesto iónico, no se muestra las cargas ni del
catión, ni del anión.30
Si los compuestos iónicos son eléctricamente neutros, la suma de las cargas de
los cationes y aniones debe ser igual a cero. Si la suma de cargas de los cationes
y aniones, es diferente a cero, se aplica la siguiente regla para que la fórmula sea
eléctricamente neutra: el subíndice del catión debe ser numéricamente igual a la
carga del catión y el subíndice del anión debe ser numéricamente igual a la carga
del catión. Si las cargas son numéricamente iguales no es necesario poner
subíndices.
Ejemplos:
30
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 52
104
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1. El catión potasio K+ y el anión bromuro Br-, se combinan para formar
bromuro de potasio. La suma de las cargas (+1) + (-1)=0, por lo que no es
necesario por escribir subíndices. La fórmula será KBr
2. El catión Zinc Zn2+ y el anión yoduro I-, se combinan para formar yduro de
zinc. La suma de las cargas de catión y el anión en este compuesto es:
(+2)+(-1)=+1. Para que la suma de carga sea igual a cero, se debe
multiplicar por 2 la carga del anión que es -1, y agregar un subíndice 2 al
símbolo del yodo. Por lo tanto, la fórmula del yoduro de zinc es ZnI2.
Nomenclatura de los compuestos:
En los inicios de la ciencia se conocían muy pocos compuestos por lo que era muy
sencillo memorizarlos y nombrarlos. Muchos nombres se asignaban con base en
el aspecto físico del compuesto, propiedades, origen o aplicaciones. Hoy en día el
número de compuestos sobrepasa los 13 millones por lo que ya no se hace
necesario memorizarlos, y además se ha diseñado un sistema que permite
nombrarlos con relativa facilidad. Las reglas propuestas son aceptadas a nivel
mundial, lo que facilita la comunicación en la comunidad científica particularmente
entre los químicos.
Para el estudio de la nomenclatura química es importante identificar dos tipos de
compuestos los orgánicos y los inorgánicos. Estos últimos se caracterizan por
contener carbono combinado con otros elementos como hidrógeno, azufre,
oxígeno y nitrógeno principalmente. Los demás compuestos se clasifican como
inorgánicos, aunque algunos compuestos que contienen carbono como monóxido
de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), disulfuro de carbono (CS2),
compuestos que contienen el grupo cianuro (CN-), así como los grupos carbonato
(b7&%) y bicarbonato (,b7 %) corresponden al grupo de compuestos inorgánicos,
esta excepción obedece a las propiedades que presentan.
Es importante recordar que las principales funciones químicas son: óxidos,
bases, ácidos y sales
105
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En la actualidad se aceptan tres sistemas o subsistemas de nomenclatura
Sistema de nomenclatura clásica o tradicional: utiliza los sufijos oso, ico
para oxidos, ácidos y bases, sufijos ito, ato y uro para sales oxisales y sales
haloideas respectivamente.
Sistema de nomenclatura estequiométrica o sistemática: se le
denomina también nomenclatura IUPAC. En esta nomenclatura IUPAC se
utilizan los prefijos mono, di, tri, tetra para indicar el número de átomos
presentes de cada elemento del compuesto.
Sistema de nomenclatura stock: en esta nomenclatura se escribe entre
paréntesis y en número romano el estado de oxidación del elemento con
estado de oxidación positivo o elemento metálico.
Nomenclatura de compuestos iónicos
Es importante recordar que todos los iones se conforman por cationes (iones
positivos) y aniones (iones negativos) todos los cationes se derivan de átomos
metálicos, exceptuando el ión amonio c,Vd . Los nombres de los cationes
metálicos provienen del nombre de los elementos, por ejemplo:
Elemento
Nombre del catión
Na
sodio
Ión sodio (o catión sodio)
K
potasio
Ión potasio (o catión potasio)
Al
Aluminio
Ión Aluminio (o catión
Aluminio)
Mg
magnesio
Ión Magnesio (o catión
Magnesio)
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Muchos compuestos iónicos son compuestos binarios, es decir compuestos
formados por dos elementos. Para estos compuestos primero se nombra el anión
no metálico y luego el catión metálico. El anión se nombra tomando la primera
parte del nombre del elemento como prefijo y adicionándole como sufijo “uro”. Por
ejemplo para el NaCl, el nombre es Cloruro de sodio, KBr bromuro de potasio,
ZnI2, yoduro de Zinc.
El sufijo “uro” también se utiliza para algunos grupos de aniones que contienen
elementos diferentes, como el cianuro (CN-). Así el compuesto KCN se llama
cianuro de potasio.
Otros compuestos se conocen compuestos terciarios lo que significa que son
compuestos formados por tres elementos.
En la tabla 10 se muestran algunos ejemplos de aniones y cationes comunes.
Como ya se mencionó, las sustancias iónicas consisten de aniones (iones
negativos) y cationes (iones positivos) interactuando eléctricamente. En una
sustancia iónica, siempre hay la misma cantidad de cargas positivas que de
cargas negativas. Por ejemplo, el sulfato de aluminio está formado por dos tipos
de iones: los cationes Al3+ y los aniones SO42-. Para que haya tantas cargas
positivas como negativas se requiere que por cada dos Al3+ haya tres SO42-. Para
representar esta situación se escribe la siguiente fórmula: Al2(SO4)3, en la cual los
subíndices señalan la proporción en que se encuentran los iones. La información
que da la fórmula es: cuáles iones integran la sustancia y en qué proporción están
(en este caso en una proporción 2:3 dos iones Al3+ por cada tres iones SO42-).
Otro ejemplo: el sulfato de magnesio consiste de muchos aniones sulfato, SO42-, y
muchos cationes Mg2+. La proporción en la que se deben de encontrar es 1:1, o
sea un Mg2+ por cada SO42-. La fórmula debería de ser Mg1(SO4)1. Sin embargo,
por simplicidad cuando el subíndice es uno se omite en la fórmula. De este modo,
la fórmula del sulfato de magnesio es simplemente MgSO4.
Las fórmulas químicas de las sustancias iónicas tienen el siguiente código:
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•
Cada ion tiene asignado un nombre y una fórmula química.
•
Los símbolos químicos se usan para indicar qué iones están presentes.
•
Los subíndices indican en qué proporción se encuentran los iones.
•
Los iones polinucleares se encierran entre paréntesis cuando el subíndice
correspondiente es distinto de uno.
•
Los aniones se colocan en la parte derecha de la fórmula y los cationes en
la parte izquierda (al revés de cómo se nombran).31
Algunos metales de transición pueden formar más de un catión, por ejemplo el
hierro puede formar dos cationes Fe+2, Fe+3. En el sistema antiguo de
nomenclatura o nomenclatura tradicional se asigna el sufijo “oso” al de menor
carga positiva y el sufijo “ico” al catión con mayor carga positiva, de tal forma que
los nombre para cada uno de los iones serán:
Fe+2 ión ferroso
Fe+3 ión férrico
Cuando el catión presenta tres o más diferentes cargas positivas es común utilizar
el nombre del sistema Stock, en la que se usa números romanos para indicar la
carga positiva, por ejemplo el manganeso (Mn) puede adoptar diferentes cargas
dependiendo el compuesto:
Mn2+: MnO óxido de manganeso (II) óxido de manganeso dos
Mn3+: MnO óxido de manganeso (III) óxido de manganeso tres
Mn4+: MnO óxido de manganeso (IV) óxido de manganeso cuatro
En la tabla 10 se muestran algunos cationes y aniones inorgánicos comunes
31
http://plinios.tripod.com/nomenclatura_sales.htm
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Tabla 10 Tabla de nombres y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes
Óxidos:
Los óxidos son los compuestos que surgen de la combinación de un elemento
metálico o no metálico con oxígeno. En el primer caso el oxido resultante es un
óxido básico y en el segundo un óxido ácido.
Óxidos Básicos:
Son compuestos que se sintetizan mediante la combinación de un metal y
oxígeno. Su formula general es X2Oy siendo “X” el símbolo del metal y “y” la
valencia del metal. La reacción de síntesis será:
4X + yO2 → 2 X2Oy
Ejemplo 1:
4Fe + 2O2→2Fe2O2 debido a que los subíndices en el óxido son pares, se debe
simplificar al máximo. Por lo tanto, simplificando los subíndices el óxido queda
FeO.
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En este compuesto el estado de oxidación del hierro es +2 pero del hierro también
puede formar óxidos utilizando una carga de +3, en este último caso el óxido será:
4Fe + 3O2→2Fe2O3
A continuación se presenta los nombres de cada uno de los óxidos, utilizando los
diferentes sistemas de nomenclatura:
Carga del
catión o
Compuesto
estado de
oxidación
Nomenclatura
tradicional
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura
stock
FeO
+2
Óxido ferroso
Monóxido de
Hierro
Óxido de Hierro
(II)
Fe2O3
+3
Oxido férrico
Trióxido de
hierro
Óxido de Hierro
(III)
Ejemplo 2:
El cromo es un elemento metálico que presenta las siguientes cargas positivas o
estados de oxidación: +2, +3, +4, +6, los óxidos que forman para cada estado de
oxidación.
Cr+2: 4Cr + 2O2 → 2 Cr2O2 → CrO
Cr+3: 4Cr + 3O2 → 2 Cr2O3
Cr+4: 4Cr + 4O2 → 2 Cr2O4 → CrO2
Cr+6: 4Cr + 6O2 → 2 Cr2O6 → CrO3
A continuación se presenta los nombres de cada uno de los óxidos, utilizando los
diferentes sistemas de nomenclatura:
Compuesto
Carga del
catión o
estado de
oxidación
Nomenclatura
tradicional
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura
stock
CrO
+2
Óxido
hipocromoso
Monóxido de
cromo
Óxido de
cromo (II)
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Cr2O3
+3
Óxido
cromoso
Trióxido de
dicromo
Óxido de
cromo (III)
CrO2
+4
Óxido
crómico
Dióxido de
cromo
Óxido de
cromo (IV)
CrO3
+6
Óxido
percrómico
Trióxido de
cromo
Óxido de
cromo (VI)
Para elementos con tres o más estados de oxidación, se utiliza el prefijo “hipo” y
sufijo “oso” para el menor estado de oxidación y el prefijo “per” y sufijo “ico” para la
mayor carga. Por esta razón, se utilizaron estos prefijos y sufijos en los óxidos del
cromo debido a que presenta más de tres estados de oxidación.
Óxidos Ácidos o anhídridos:
Los óxidos ácidos se sintetizan mediante la combinación de un no metal y
oxígeno. Su fórmula general es X2Oy, siendo "X" el símbolo del no metal y "y" la
valencia del no metal. La reacción de síntesis es:
2 X2 + yO2 → 2 X2Oy
Su nomenclatura consiste en nombrar la palabra "óxido o anhídrido" seguida del
nombre del no metal terminado en "oso o ico", según que el estado de oxidación
sea el menor o el mayor de ellos. En el caso de los halógenos, como el cloro, se
forman cuatro combinaciones con el oxígeno utilizándose los prefijos "hipo y per"
en el nombre del no metal para los estados de oxidación menor y mayor
respectivamente32.
Ejemplo 1: La reacción del cloro con el oxígeno con los diferentes estados de
oxidación:
2Cl2 + 1O2 → 2 Cl2O1→ cuando el subíndice o el coeficiente estequiométrico
es 1 se omite el número. Por lo tanto el óxido se escribe Cl2O
2 Cl2 + 3O2 → 2 Cl2O3
32
http://galeon.hispavista.com/melaniocoronado/COMPUESTOS.pdf. pg 26
111
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2 Cl2 + 5O2 → 2 Cl2O5
2 Cl2 + 7O2 → 2 Cl2O7
En el siguiente cuadro se presenta los nombres para cada uno de los óxidos del
cloro, utilizando los diferentes sistemas de nomenclatura:
Compuesto
Carga del anión o
elemento no
metálico
Nomenclatura
tradicional
Nomenclatura
sistemática
Cl2O
+1
Óxido
hipocloroso
Monóxido de
cloro
Óxido de cloro
(I)
Cl2O3
+3
Óxido cloroso
Trióxido de
cloro
Óxido de cloro
(III)
Cl2O5
+5
Óxido clórico
Pentóxido de
cloro
Óxido de cloro
(IV)
+7
Óxido
perclórico
Heptóxido de
cloro
Óxido de cloro
(VII)
Cl2O7
Nomenclatura
stock
En la tabla 11 se resume la nomenclatura de los óxidos ácidos.
Tabla 11. Nomenclatura de óxidos ácidos, adaptado por autor33
Nomenclatura
IIIA
IVA
VA
Óxido hipo_nometal_oso
Óxido no_metal_oso
Óxido no_metal_ico
B2O3
VI A
VII A
SO
Cl2O
CO
N2O3
SO2
Cl2O3
CO2
N2O5
SO3
Cl2O5
Óxido per_nometal_ico
Cl2O7
Bases o hidróxidos (álcalis)
33
http://galeon.hispavista.com/melaniocoronado/COMPUESTOS.pdf, pg 27.
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Las bases o hidróxidos surgen de la combinación de un óxido básico y agua. La
fórmula general para los hidróxidos es M(OH)x, donde “M” el símbolo del elemento
metálico y “x” la valencia del metal.
La reacción general de síntesis es:
M2Ox + xH2O → 2 M(OH)x
Ejemplos:
Fe2O3 + 3H2O → 2 Fe(OH)3
Ca2O2 + 2H2O → 2 Ca(OH)2
Na2O + H2O → 2 Na(OH)
Su nomenclatura consiste en nombrar la palabra "hidróxido" seguida de la
partícula "de" y a continuación el nombre del metal. Si el metal es monovalente
también se utiliza como nombre la palabra "hidróxido" seguida del nombre del
metal terminado en "ico". Si el metal es polivalente se utilizan los prefijos "oso" e
"ico" para nombrar los hidróxidos con la menor y mayor valencia, respectivamente.
Una nomenclatura más sencilla indica el estado de oxidación del metal en
números romanos encerrado entre paréntesis a la derecha del nombre del metal.34
Ejemplo:
Fe(OH)2 :
Hidróxido Ferroso
Hidróxido de Hierro (II)
Fe(OH)3 :
Hidróxido Férrico
Hidróxido de Hierro (III)
CuOH :
Cu(OH)2 :
Hidróxido cuproso
Hidróxido cúprico
Hidróxido de cobre (I)
Hidróxido de cobre (II)
Ácidos:
Los ácidos son sustancias que se caracterizan por:
a. Ceder protones (H+)
b. Enrojecer el papel tornasol azul
34
Ibid pag 28
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c. La fenolftaleína incolora en un medio neutro, permanece incolora en un
medio ácido.
d. Presentan sabor agrio
Las sustancias ácidas pueden agruparse en dos clases: hidrácidos y oxácidos.
Hidrácidos:
Son sustancias que surgen de la combinación del hidrógeno con un elemento no
metálico, por lo general la combinación se realiza con algunos elementos del
grupo VI y VII de la tabla periódica. Estos ácidos toman la terminación hídrico, por
ejemplo:
Reacción de no
metales con
hidrógeno
Nombre sistemático y
tradicional
Nombre en solución
acuosa
2HF
Fluoruro de Hidrógeno
Ácido Fluorhídrico
2HCl
Cloruro de Hidrógeno
Ácido Clorhídrico
2HBr
Bromuro de Hidrógeno
Ácido Bromhídrico
2HI
Ioduro de Hidrógeno
Ácido Iodhídrico
H2S
Sulfuro de Hidrógeno
Ácido Sulfhídrico
Seleniuro de
Ácido Selenhídrico
F2
Cl2
Br2
I2
S
+ H2
Se
Te
H2Se
H2Te
Hidrógeno
Teleniuro de
Ácido Telenhídrico
Hidrógeno
Oxácidos o Ácidos Ternarios:
Estos compuestos surgen de la combinación de un óxido ácido con agua. También
se les conoce como ácidos ternarios porque contienen oxígeno, hidrógeno y un no
metal. Su fórmula general es: HxEyOz, en donde E es por lo general un no metal,
los subíndices x, y, z son números enteros, el 1 por lo general se omite. Las
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reacciones de síntesis son diferentes de acuerdo al estado de oxidación del
elemento y del grado de hidratación, la nomenclatura es similar a la de los óxidos
ácidos, cambiándose el nombre de óxido por la palabra "ácido" y utilizándose los
correspondientes prefijos y sufijos de acuerdo al estado de oxidación del elemento
no metálico.
Tabla 12. Nomenclatura de algunos oxácidos
Nomenclatura
Ácido
metal_oso
III A
IV A
VA
VI A
hipo_no
HClO
Ácido_no metal_oso
Ácido _no metal_ico
VII A
H3BO3
H2CO3
Ácido per_no metal_ico
HNO2
H2SO3
HClO2
HNO3
H2SO4
HClO3
HClO4
El fósforo (P), el Arsénico (As) y el antimonio (Sb) son metales que pueden formar
diferentes ácidos, dependiendo del número de moléculas de agua con las que
reaccionen. Los óxidos de fósforo originan tres ácidos fosforosos y fosfóricos
debido a sus tres grados de hidratación. Si estos óxidos se combinan con una
molécula de agua forman los ácidos metafosforoso, HPO2, y metafosfórico, HPO3,
al combinarse con dos moléculas de agua forman los ácidos pirofosforoso,
H4P2O5, y pirofosfórico, H4P207, y al combinarse con tres moléculas de agua
forman los ácidos ortofosforoso, H3PO3, y ortofosfórico, H3PO4. Los ácidos
pirofosfónco y ortofosfórico son importantes por su presencia en estructuras
orgánicas fosforiladas como el adenosín difosfato o ADP, el adenosín trifosfato,
ATP, conocida esta última como la moneda energética celular porque es la
molécula donde biológicamente se almacena la energía liberada en los procesos
productores de energía. El prefijo meta indica menor contenido de agua y el prefijo
orto, indica mayor contenido de agua. Ejemplos:
115
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Bases o Hidróxidos:
Una base se define como una sustancia que libera iones hidróxido (OH-) cuando
está disuelta en agua, tienen fórmula general M(OH)x, donde “M” representa el
elemento metálico y “x” el estado de oxidación o carga del mismo.
Ejemplo:
NaOH Hidróxido de Sodio
KOH Hidróxido de Potasio
Al(OH)3 Hidróxido de aluminio
Las bases son sustancias colorean azul el papel tornasol rojo, enrojecer la
fenolftaleína (que en medio neutro y ácido permanece incolora), son cáusticos, se
nombran con la palabra hidróxido y nombre del metal con su número de oxidación
entre paréntesis (nomenclatura Stock), con la raíz latina del nombre del metal más
la terminación oso o ico (nomenclatura tradicional) o utilizando la nomenclatura
sistemática. Ejemplo:
Fórmula
Mg(OH)2
Nomenclatura
Tradicional
Nomenclatura Stock
Hidróxido de Magnesio HIidróxido de Magnesio (II)
Nomenclatura
sistemática
Dihidróxido
de
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Magnesio
Ba(OH)2
Hidróxido de Bario
Hidróxido de Bario (II)
Dihidróxido
Bario
de
Fe(OH)2
Hidróxido ferroso
Hidróxido de Hierro (II)
Dihidróxido
Hierro
de
Fe(OH)3
Hidróxido Férrico
Hidróxido de Hierro (III)
Trihidróxido
Hierro
de
Sales:
Las sales son sustancias iónicas formadas por un anión y un catión diferente de
H+, O2- y OH-. Son el resultado de la combinación de un ácido con una base y
además producen agua. Ejemplos:
El nombre de las sales depende del ácido que la forma, si proceden de ácidos
terminados en hídrico, se nombran con la raíz del elemento no metal seguida de la
terminación uro, más el nombre del metal correspondiente. Ejemplo:
NaCl
cloruro de sodio
CuI
Ioduro de cobre (I)
Las sales que provienen de ácidos, cuya terminación es oso, cambian la
terminación por ito, los ácidos terminados en ico producen sales terminadas en
ato. Ejemplo:
NaClO hipoclorito de sodio
KClO3 clorato de potasio
CaSO3 Sulfito de Calcio
Podemos clasificar las sales en neutras y ácidas según contengan o no
hidrógeno en su molécula.
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Las sales son neutras cuando todos los hidrógenos del ácido han sido
reemplazados por metales. Ejemplo:
SALES NEUTRAS
CaCl2
: Cloruro de Calcio
AgCl
: Cloruro de Plata
KI:
: Yoduro Potasio
NaNO3
: Nitrato de Sodio
AlPO3
:
Fosfito
de
Aluminio
Cu2CO3
:
Carbonato
cuproso
Ca(NO2)2 Nitrito de Calcio
Las sales ácidas contienen hidrógeno en sus moléculas, debido a que el metal no
ha reemplazado todos los hidrógenos del ácido. Ejemplos:
•
NaHS: Sulfuro ácido de sodio
•
KHSO4 : Sulfato ácido de Potasio
•
LiHSO4 : Sulfato ácido de Litio
•
NaHCO3: Carbonato ácido de Sodio
Hidruros salinos: son compuestos caracterizados por la presencia del hidrógeno
combinado con un metal. Ya que el hidrógeno es más electronegativo que los
metales, necesariamente su estado de oxidación será negativo.
Para darles nombre se menciona la palabra hidruro, después se especifica el
nombre del metal que interviene.
Ejemplos:
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LiH: hidruro de litio
CaH2: hidruro de calcio
Sales de hidruros:
Estos compuestos son conformaciones atómicas entre metales y no metales,
generalmente producidos por neutralización de ácidos y bases, o por la acción
directa de estos compuestos sobre los metales. Su nombre se establece
mencionando al no metal con la terminación uro seguido del metal. Por ejemplo,
en el compuesto iónico binario formado por el ión sodio (Na+) y el anión cloruro Cl-,
denominado cloruro de sodio, como cada ión tiene una carga 1, por tanto,
necesariamente tienen que estar presentes en igual número y su fórmula es NaCl.
También aquí es necesario determinar estados de oxidación, los cuales estarán
señalados por la terminación oso o ico en caso de nomenclatura tradicional o
común; o bien los números romanos empleados para la Nomenclatura de STOCK.
Fórmula
NaF
Nombre
Antiguo
Fluoruro de
Nombre moderno
Fluoruro de sodio
sodio
CuCl2
Cloruro cúprico
Cloruro de cobre (II)
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Lección 10. Determinación de las fórmulas de los compuestos a partir de la
composición y a partir de datos de masa
La formula de un compuesto indica el número de átomos presentes en el
compuesto. A partir de la fórmula es posible calcular el porcentaje con que
contribuye cada elemento a la masa total del compuesto. De esta forma al
comparar el resultado de la composición porcentual obtenida experimentalmente
con la muestra se determina la pureza de la misma.
La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada
elemento presente en un compuesto. Generalmente se calcula a partir de la
fórmula del compuesto. Los subíndices de la formula proporcionan el número de
moles de cada elemento en un mol del compuesto. De esta información y de los
pesos atómicos de los elementos, se puede obtener el número de gramos de cada
elemento contenidos en un mol del compuesto. El porcentaje de un elemento dado
es 100 veces la masa del elemento dividida por la masa de un mol del compuesto.
Ejemplo:
Cuál es el porcentaje de Fe en Fe2O3?
Un mol de Fe2O3 contiene:
2 mol de Fe = 2 (55.8)g Fe = 111.6g de Fe
3 mol de O = 3 (16.0)g O =___48.0 g de O__
159.6 g
La suma de las masas, 159.6 g, es la masa de un mol de Fe2O3. El porcentaje de
Fe en Fe2O3 es:
111.6gFe
100 69.92%deFeenFe2O3
159.6gFe2O3
La composición en porcentaje de un compuesto se determina frecuentemente por
análisis químico. Estos datos se pueden utilizar para hallar la fórmula empírica del
compuesto.
120
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Ejemplo:
EL Ag2S, se presenta como el mineral argentita, el cual es un mineral de plata.
Cuántos gramos de plata se pueden obtener teóricamente de 250 g de un mineral
impuro que tiene 70% de Ag2S?
Solución:
Se puede afirmar que por cada 100 gramos de mineral existen 70 g de Ag2S, por
lo tanto se debe averiguar en 250 g cuántos gramos de Ag2S existe. De esta forma
la ecuación quedará:
250 g de mineral×
70 g Ag2S
=175 g de Ag2S
100 g mineral
Se debe completar las ecuaciones para determinar los gramos de Ag que existen
en los 250 g de Ag2S, por lo tanto se utilizan la relación de moles, de tal forma que
la ecuación queda:
250 g de mineral×
70 g Ag2S
1molAg2S
2molAg 107.9gAg
×
×
×
=152.3 g de Ag
100 g mineral 247.9 g Ag2S 1molAg2S 1molAg
Determinación de fórmulas empíricas:
De acuerdo con la ley de las proporciones definidas, la composición porcentual de
un compuesto puro es constante. Conociendo la anterior y las masas relativas de
los átomos en el compuesto, se puede calcular su fórmula empírica.
La fórmula empírica de un compuesto, muestra la relación más simple en números
enteros de la molécula de un compuesto, por ejemplo en la molécula del agua
(H2O) la relación de los átomos de hidrógeno y oxígeno es de 2 a 1 ó 2:1
Para determinar la fórmula empírica de un compuesto se debe contar con el
porcentaje en peso de cada elemento del compuesto que ha sido determinado
experimentalmente. A partir de este porcentaje se determina el número de moles
de átomo de cada elemento en 100 gramos del compuesto y posteriormente la
relación de los moles de átomos.
Ejemplo:
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Determinar la fórmula empírica de un compuesto cuya composición en peso es:
2.04% de H; 32.7% de S y 65.262% de O
Asumiendo que en 100 gramos de compuesto, se tendrán 2.04 gramos de H; 32.7
gramos de S y 65.262 gramos de O, se puede determinar:
#moles de átomos de H=2.04g
1 mol de átomos de H
=2.040g moles de H
1.0g
#moles de átomos de S=32.7g
1 mol de átomos de S
=1.019g moles de S
32.006g
#moles de átomos de O=65.262g
1 mol de átomos de O
=4.078g moles de O
16g
La fórmula es H2,04, S1,019, O4,078, puesto que no se tiene una relación de números
enteros, se divide cada uno por el número menor:
H=
2.04
1.019
4.078
= 2S =
= 1O =
=4
1.019
1.019
1.019
Lo que conduce a: H2SO4
Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 70% de hierro y 30%
de oxígeno?.
Solución:
Según los datos del ejercicio por cada 100 gramos de compuesto se encuentran
70 gramos de hierro y 30 de Oxígeno. Se determina el número de moles:
70gdeFe
30gdeO ×
1molátomodeFe
=1.25molátomodeFe
55.85gdeFe
1molátomodeO
= 1.875molátomodeO
16gdeO
Estos dos valores reciben el nombre de cociente atómico y significa que 1.25 molátomo de Fe están unidos a 1.875 mol-átomo de O.
122
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Se reducen los dos valores a números sencillos dividiendo por el menor cociente
obtenido:
1.875
1.25
= 1
= 1.5
1.25
1.25
Como aún no son enteros uno de los dos números (1.5), se multiplican los dos
número (1 y 1.5) por 2 para conseguirlo:
P × g = gvhwhP. x × g = Q. yvhz
Por lo tanto la fórmula empírica es Fe2O3
Fórmula molecular:
La fórmula molecular expresa el número de átomos de cada elemento que hay en
la molécula; para determinarla se requiere del peso molecular del compuesto, el
cual se determina sumando los pesos atómicos de los elementos que lo
constituyen.
Ejemplo:
Se analizó un compuesto hallándose que tenía un 40% de carbono; 6,6% de
hidrógeno y 53,4% de oxígeno. El peso molecular del compuesto es 180.
Determinar su fórmula molecular.
Solución:
#molesdeátomosdeC = 40g ×
#molesdeátomosdeH = 6.6g ×
1moldeátomodeC
= 3,3molesdeátomosdeC
12g
1moldeátomodeH
= 6,6molesdeátomosdeH
1g
#molesdeátomosdeO = 53.4g ×
1moldeátomodeO
= 3,4molesdeátomosdeO
16g
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Al dividir por el menor número se obtiene:
N=
Q, Q
Q, Q
P|
O, O
Q, Q
gz
Q, j
Q, Q
P
Por lo que la fórmula empírica será: CH2O
Para determinar la fórmula molecular, primero se debe hallar el número de veces
(n) que se debe tomar el peso de la fórmula empírica para obtener el peso de la
fórmula molecular utilizando la siguiente ecuación:
(Peso molecular de la fórmula empírica)n=peso fórmula molecular
Reemplazando se obtiene:
(CH2O)n=180g ; es decir: (30g)n=180g al despejar n se obtiene: n=6
Por lo tanto la fórmula molecular se obtiene para este caso, multiplicando 6 por la
formula empírica así:
(CH2O)*6= C6H12O6
FÓRMULA MOLECULAR
DEL COMPUESTO
124
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CAPÍTULO 3. LEYES DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA.
En este capítulo se trabajan características y balanceo de reacciones químicas,
enlaces químicos, determinación de fórmulas empírica, molecular y nomenclatura
de compuestos inorgánicos. En cada una de las lecciones que se trabajan en este
capítulos se presentan ilustraciones, ejercicios desarrollados que facilitan el
entendimiento de los temas trabajados.
Lección 11 Reacciones Químicas. Ecuaciones Químicas
Reacción química y ecuación química
En cualquier
situación
de la vida diaria,
se encuentran
ejemplos
de
transformaciones químicas. La cocción de los alimentos, la combustión de un
cigarro, el crecimiento de una planta, el complejo proceso de las sensaciones
físicas que experimenta un ser humano, son apenas unos cuantos casos en los
que están involucrados cambios químicos. La abstracción que permite explica: al
menos globalmente, una transformación en términos de unos cuanto: compuestos
constituye una reacción química. Sin embargo, la reacción química conserva la
categoría de hecho real.
La explicación razonable de una transformación química, queda hecha cuando
bajo condiciones controladas, (experimentación), a partir de los compuestos:
involucrados en la reacción química, se obtienen los mismos productos. Este
proceso bien puede llevarse a cabo siguiendo todos los pasos exigidos por el
método científico, herramienta actual que tiene particular importancia en el
desarrollo científico y tecnológico.
Surge entonces la necesidad de esquematizar este concepto de reacción química,
para facilitar el manejo o aplicación; utilizando los símbolos y las fórmulas de los
compuestos químicos y con la ayuda de abreviaturas y símbolos adicionales se
125
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logra expresar de una forma abreviada, la reacción química en términos de una
ecuación química.
Siendo la ecuación una abstracción de orden superior, su interpretación y manejo
requiere de una serie de normas y el uso de ciertas convenciones que solo buscan
el entendimiento de todas las personas que de una u otra manera se tienen que
referir más en detalle a las transformaciones químicas.
Descripción de una Reacción Química
El elemento central de una reacción química es el símbolo que separa
reaccionantes de productos, este símbolo es generalmente una flecha sencilla
o cuando es necesario una flecha doble
utilizando el signo igual (=)
pero no es generalizado su uso.
Los
reaccionantes son los compuestos involucrados en el Proceso que se
consideran el punto de partida, en otras palabras son los que se van a
transformar; las fórmulas de los reaccionantes o reactivos se colocan a la
izquierda de la flecha.
Al leer una reacción química en la forma normal de izquierda a derecha, los
compuestos encontrados hasta antes de la flecha son los reaccionantes y los
encontrados después de esta son los productos.
Los productos son los compuestos involucrados en el proceso que se consideran
el punto de llegada o sea el resultado de la transformación y se colocan derecha
de la flecha.
Tanto reaccionantes como productos se separan entre sí por signos más (+) que
tiene el sentido de conjunto, eventualmente y dentro de explicaciones muy
particulares se usa el signo menos (-).
Las condiciones bajo las cuales es factible realizar esta transformación se
especifican sobre o bajo la flecha. Estas condiciones pueden ser:
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Temperatura, presión, catalizadores, pH y / o cualquiera otra condición que sea
menester especificar.
Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad con que sucede a
conversión de reactivos en productos, pero que no se consumen durante el
proceso.
También se ha encontrado útil especificar el estado en que se encuentran los
compuestos involucrados en la reacción, tanto reactivos como productos; esto se
hace colocando dentro de un paréntesis a manera de subíndices
A continuación de la fórmula una o más letras que indican esta condición: (s) para
sólido, (l) para líquido, (g) gases, (ac) Para solución acuosa; cuando se requiere
hacer énfasis en la formación de un compuesto poco soluble se utiliza una flecha
hacia abajo (
hacia arriba (
), si se trata del desprendimiento de un gas entonces la flecha va
).
Cuando no es necesario especificar las temperaturas dentro de las cuales se
puede llevar a cabo la reacción, sino que tan solo se quiere indicar que es
necesario suministrar calor, encima o debajo de la flecha, se coloca un triángulo
pequeño (∆).
En términos matemáticos una ecuación es sinónimo de igualdad, esto significa
que cuando en una reacción química el número teórico de átomos de
reaccionantes o reactantes se iguala al número relativo de átomos de productos
se considera que se ha transformado en una ecuación química y para lograrlo se
recurre al artificio matemático del balanceo de ecuaciones químicas.
Ejemplos:
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1. Un método para preparar oxígeno en el laboratorio consiste en descomponer
clorato de potasio, KClO3, por medio del calor, utilizando como catalizador dióxido
de manganeso, MnO2:
2. El gas carbónico (CO2) se puede producir en el laboratorio por acción de ácido
clorhídrico sobre el bicarbonato de sodio (NaHCO3), de acuerdo a la siguiente
reacción:
CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas se pueden clasificar de varias formas, dependiendo del
parámetro que se tome como referencia.
Por ejemplo sí se toma en cuenta el consumo o la liberación de calor, las
reacciones se pueden clasificar en endotérmicas o exotérmicas respectivamente.
Como en algunas reacciones pueden estar involucradas otras formas de energía,
diferentes, a la calórica, las reacciones que consumen energía se denominan
endergónicas (endotérmicas) y las que liberan exergónicas (exotérmicas).
En algunos casos puede ser muy importante mostrar en que medio se llevó a cabo
la reacción, en este sentido solo se hará referencia a los términos in vitro, cuando
la reacción puede llevarse a cabo en el laboratorio generalmente en recipientes de
vidrio, e invivo, es decir, cuando el proceso solo es posible dentro de un
organismo vivo.
Desde un punto de vista más formal, las reacciones se pueden clasificar de dos
formas teniendo en cuenta la organización que presentan los átomos después de
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la reacción, en relación con la que poseían antes de la misma o teniendo en
cuenta las transformaciones que han sufrido los átomos en sí mismo como
consecuencia del proceso del que han sido partícipes.
Si una reacción que produce un gas se realiza en un recipiente cerrado, la presión
dentro del recipiente aumentará. La mayor parte de las reacciones que ocurren en
los seres vivos se realizan bajo presión constante. En los laboratorios gran parte
de las reacciones se realicen en matraces, vasos de precipitado entre otros que
permanecen abiertos, por lo tanto, su presión es constante.
El calor liberado o absorbido por reacciones que se mantienen bajo presión
constante puede relacionarse a una propiedad que se llama entalpía y se le da el
símbolo de H, es una propiedad extensiva y depende de la cantidad de materia.
Cada sustancia pura tiene una entalpía, que también se le denomina contenido
calórico. Un conjunto de reactivo, tendrá por lo tanto una entalpía total definida
(Hreactivos). El conjunto correspondiente de productos en una reacción también tiene
una entalpía total definida (Hproductos). El calor de reacción, es la diferencia entre
estas entalpías y por consiguiente se le asigna el símbolo ∆H. La letra griega delta
mayúscula (∆), se utiliza para indicar diferencia. Por lo tanto:
∆H= Hproductos-Hreactivos
La entalpía (H) es una función termodinámica de estado que viene definida por la
relación:
H=E +P . V
Donde:
H=La entalpía
E=Energía interna
P=Presión
V=Volumen
Sí el sistema sufre una variación isobárica (a presión constante),
la anterior
ecuación se puede escribir así:
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∆H=∆E+ P∆V
Esto significa, que el cambio de entalpía a presión constante es igual al
incremento de la energía, interna más cualquier trabajo de expansión presiónvolumen realizado en el sistema.
Este cambio depende únicamente de los estados inicial y final del sistema, por lo
tanto, esto se puede escribir así:
∆H=Hfinal-Hinicial
Una reacción es Exotérmica, cuando libera calor y además ∆H es negativo.
Una reacción es Endotérmica cuando absorbe calor y por consiguiente ∆H es
positivo.
En resumen, podemos afirmar que:
La entalpía de un sistema termodinámico expresa los cambios térmicos a presión
constante y mide el contenido calorífico del mismo.
Ecuaciones Termoquímicas
Las ecuaciones termoquímicas son usadas para cuantificar el cambio de entalpía
que acompaña una reacción química:
Ejemplo a 25°C
Esto significa, que a una temperatura de 25°C, una mol de carbono sólido
reacciona con una mol de oxígeno gaseoso, produciendo una mol de gas
carbónico gaseoso y liberando 94030 calorías, lo que implica que la reacción es
exotérmica. Sí recordamos la primera ley de la termodinámica, ó de la
conservación de la energía, podemos afirmar:
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El calor liberado en una reacción química, debe ser igual al calor absorbido en la
reacción inversa.
Ejemplo, en la oxidación de una mol de glucosa, se liberan 673 kilocalorías, según
la siguiente ecuación:
Por lo tanto, para producir 1 mol de glucosa y 6 moles de oxígeno se requieren
673 kilocalorías, es decir, la reacción inversa sería:
Lo cual indica, que en este sentido, la reacción es endotérmica.
En un proceso endotérmico (el proceso absorbe energía de los alrededores), ∆H
es positivo, es decir ∆H>0, lo que significa que la entalpía de los productos es
mayor que la entalpía de los reactivos. En este tipo de reacciones se debe
suministrar energía al sistema para que ocurran. En un proceso exotérmico ∆H en
negativo, es decir ∆H<0, en este tipo de reacciones (exotérmicas), los productos
tienen entalpía más baja que los reactivos.
Las entalpías de las sustancias dependen de la temperatura y de la presión. Por
convención, los valores de ∆H se dan por lo general para reacciones realizadas a
25 °C y a presión atmosférica estándar (1 atm). Si la reacción se da en otras
condiciones se deben especificar.
A 0°C y 1 atm de presión, el hielo se funde para formar agua líquida. Las
mediciones han demostrado que por cada mol de hielo que se convierte en agua
líquida bajo estas condiciones, el sistema (hielo) absorbe alrededor de 6.01 kilo
Joules (kJ) de energía. Debido a que ∆H es positivo, el proceso es endotérmico.
La ecuación es la siguiente:
REACCIÓN
ENDOTÉRMICA
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Un ejemplo de reacción exotérmica puede ser la combustión del metano (CH4), la
ecuación de la reacción será:
El REACCIÓN
∆H
EXOTÉRMICA
para
esta reacción es negativo por lo que la reacción libera calor, por esto la reacción
exotérmica.
A continuación se enumera algunas recomendaciones que se deben tener en
cuenta para escribir e interpretar ecuaciones químicas que impliquen transferencia
de calor (reacciones endotérmicas o exotérmicas):
1. Los coeficientes estequiométricos siempre se referirán a la cantidad de
moles de una sustancia. Por lo tanto, la lectura que se puede hacer de la
reacción de fusión de hielo será: cuando se forma 1 mol de agua líquida a
partir de 1 mol de hielo a 0 °C, el cambio de entalpía es de 6,01 kJ. La
ecuación de combustión del gas metano se leería así: Cuando 1 mol de gas
metano, reaccionan con 2 moles de oxígeno gaseoso, se produce 2 moles
de agua líquida, el cambio de entalpía es de .890,04 kJ.
2. Cuando se invierte una ecuación, se cambian los papeles de reactivos y
productos. Por lo tanto la magnitud de ∆H para la ecuación se mantiene
pero cambia de signo. Por ejemplo si una reacción consume energía
(reacción endotérmica) para realizarse, entonces el proceso inverso debe
liberar energía térmica hacia sus alrededores (reacción exotérmica) y como
consecuencia la expresión del cambio de entalpía también debe cambiar su
signo. Las reacciones inversas para la fusión del agua y la combustión del
gas metano serán:
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Se puede apreciar que las reacciones que eran endotérmicas se convierten en
exotérmicas y viceversa
3. Si ambos lados de la ecuación termoquímica se multiplican por un factor n,
también se debe multiplicar el valor de la entalpía de la reacción por el
factor Por ejemplo para la fusión del hielo, si n=2 el valor de ∆H será:
4. Cuando se escriben ecuaciones termoquímicas, siempre se debe
especificar el estado físico de todos los reactivos y productos, porque esto
ayuda a determinar el cambio real de entalpía. Por ejemplo, en la ecuación
para la combustión del metano, si se obtuviera como producto vapor de
agua en lugar de agua líquida, el cambio de entalpía sería -802,4 kJ
porque se necesitan 88,0 kJ para convertir 2 moles de agua líquida en
vapor de agua es decir
Ejemplo 2:
Según la siguiente ecuación termoquímica
Calcular el calor liberado cuando 74,6 g de SO2 (masa molar del SO2= 64,07
g/mol) se convierten en SO3
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RTA:
La ecuación termoquímica muestra que por cada mol de SO2 que se quema se
libera 99,1 kJ
(esto es lo que indica el signo negativo de ∆H). Es necesario
convertir 74,6 g de SO2 y calcular el calor producido de la siguiente manera:
74,6gSO2
1molSO2
-99,1kJ
-115kJ
64gSO2 1molSO2
Debido a que la entalpia es una función estática, los cambios en la entalpia, ∆H,
que se asocian con cualquier proceso químico dependen únicamente de la
cantidad de materia que está sometida a este cambio y a la naturaleza del estado
inicial de los reactivos y el estado final de los productos. Esto significa que si una
reacción particular puede realizarse en una etapa o una serie de etapas, la suma
de los cambios de la entalpia en las etapas individuales debe ser la misma que los
cambios de la entalpia que se asocian con una única etapa. Por ejemplo, los
cambios de la entalpia para la combustión del metano que forma dióxido de
carbono y agua líquida pueden calcularse a partir de la ∆H para la condensación
del vapor de agua y de ∆H para la combustión del metano, para formar agua en
estado gaseoso:
Ecuación neta:
Para obtener la ecuación neta, la suma de los reactivos de las dos ecuaciones se
coloca a un lado de la flecha y la suma de los productos en el otro lado. En vista
de que 2H2O (g) existe en ambos lados de la lecha, puede cancelarse, así como
se hace una cantidad algebraica que se encuentra a ambos lados de un signo
igual.
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Lección 12. Leyes de conservación de la masa y la energía.
La ley de la conservación de la energía constituye el primer principio de la
termodinámica y afirma que la cantidad total de energía en cualquier sistema físico
aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el
tiempo, aunque dicha energía puede transformarse en otra forma de energía. En
resumen, la ley de la conservación de la energía afirma que la energía no puede
crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de una forma a otra, por ejemplo,
cuando la energía eléctrica se transforma en energía calorífica en un calefactor.
Dicho de otra forma: la energía puede transformarse de una forma a otra o
transferirse de un cuerpo a otro, pero en su conjunto permanece estable (o
constante).
Primera ley de la termodinámica:
Enunciada por Robert Mayer en 1841, es el principio de la conservación de la
energía.
Puede definirse así: La energía total de un sistema aislado permanece constante,
es decir, la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma de un tipo a otro.
Por lo tanto, cuando desaparece una clase de energía debe producirse una
cantidad equivalente de otra clase.
Cualquier cambio en el estado del sistema incluye un cambio en la energía interna
(∆E) igual a la cantidad de calor (Q) absorbida por el sistema menos la cantidad
de trabajo (W) realizado por el sistema, esto se puede escribir así:
∆E=Q-W
Teniendo en cuenta, que el calor es una forma de energía, fácilmente
cuantificable, la mayor parte de las investigaciones sobre las equivalencias e
intercambios de energía que tienen lugar en los procesos fisicoquímicos fueron
analizados con base en los cambios caloríficos de un sistema termodinámico.
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Figura 17 Molécula de ATP (Adenosín trifosfato), fuente: http://www.esacademic.com/dic.nsf/eswiki/494656
La energía Interna (∆E), se define como la capacidad intrínseca de un sistema
para producir trabajo, incluye todas las formas de energía y resulta del movimiento
de las moléculas, la atracción intermolecular y otros factores fisicoquímicos.
∆E es una función termodinámica de estado, porque depende únicamente de los
estados inicial y final del sistema, esto significa que es independiente de la
trayectoria de una transformación, así el calor de combustión de la glucosa se
puede determinar por incineración o a nivel metabólico.
De acuerdo a lo anterior: ∆E = Efinal - Einicial
En un organismo animal, ocurren un sin número de reacciones químico
constituyen el METABOLISMO.
Esta serie de reacciones, se subdividen en 2 categorías básicas: El
CATABOLISMO, que implica la desintegración de macromoléculas en otras más
sencillas y el ANABOLISMO, que se refiere al proceso inverso, es decir, a la
síntesis o formación de productos bioquímicos destinados a la estructura del
protoplasma celular.
En toda esta cadena de procesos químicos, se requiere en mayor ó menor
cantidad la ENERGÍA, por lo tanto, es importante pensar ¿De dónde se produce?
¿Cómo se produce? ¿En dónde se almacena? ¿cómo se utiliza?. Para dar
respuesta a esta serie de interrogantes, comenzaremos por afirmar que la energía
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utilizada, es extraída gradualmente de los alimentos (carbohidratos, lípidos,
proteínas) a través de tres etapas fundamentalmente oxidativas: Hidrólisis,
formación de Acetil CoA y ciclo de Krebbs con la fosforilación oxidativa, los
productos finales de estas etapas son el gas carbónico, agua y lo más importante:
ENERGÍA. Como se aprecia en la gráfica 36, la molécula consta de tres partes: La
Adenia (base nitrogenada de los ácidos nucléicos), Ribosa (azúcar pentosa que
forma parte también del ARN-->ácido ribonucleico) y la unidad trifosfato
(proveniente del ácido fosfórico--> H3PO4), que está ligada por enlaces fosfoéster
de alto contenido energético.
Es así como el enlace del último radical fosfato contiene unas 7300 calorías por
mol, lo que significa que cuando éste se rompe por hidrólisis, se deben liberar
7300 calorías por mol, es decir:
Método lineal de Eadie - Hofstee para determinar Km y Vmáx.
ATP + H2O <======> ADP + Fosfato + 2300 calorías
Esta energía química del ATP la utiliza la célula en su trabajo biológico,
transformándola en energía mecánica, eléctrica, térmica y por último en calor.
La reacción anterior es reversible, lo cual indica, que para formar una molécula de
ATP, debe presentarse la reacción entre el ADP (Adenosín difosfato) y una
molécula de fosfato, con un suministro de 7300 calorías por mol, por lo tanto, este
proceso consume energía.
Es importante el análisis cuantitativo de esta energía producida en un organismo
animal, por eso, su valoración se fundamenta principalmente en el calor
desprendido o liberado por éste, en una bomba calorimétrica o calorímetro de
respiración, con este aparato, se lleva cuenta del ingreso de alimentos, agua y
oxígeno, de la excreción de sólidos, líquidos, gases y la producción de calor.
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Esta medición se denomina calorimetría directa y sirve para efectuar un balance
energético en la nutrición animal, es decir, el análisis de la energía metabolizable,
energía neta energía nutritiva total, esenciales en el estado nutricional del animal.
Lo anteriormente descrito, permite concluir, que la primera ley de la
termodinámica, se cumple en un organismo animal, obviamente, con natural
complejidad y además, está relacionada directamente con su balance analítico
nutricional.
Leyes de la conservación de la masa:
Las leyes ponderales son aquellas que rigen las transformaciones químicas y el
comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que
intervienen en una reacción, ponderal, significa relativo a la masa.
Estas leyes son:
Ley de la conservación de la masa:
Esta ley fue enunciada por Antoine Lavoisier, en la que afirma que no hay cambio
detectable en la masa durante el transcurso de una reacción química. Debido a
que las reacciones químicas consisten en la separación y unión de átomos, debido
a que los átomos no se crean ni se destruyen en estos procesos, la masa de los
compuestos se mantiene en las reacciones química.
Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una
cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo y
que el producto pesaba más que la cantidad inicial del metal. Posteriormente,
realizó el mismo experimento con otros metales que calentó en vasos de vidrio
sellados que contenían en su interior aire.
Lavoisier encontró en todos los casos que la masa final obtenida (metal en exceso
más polvo) era igual a la masa original (metal más oxígenos del aire del vaso),
(Briceño 1993). Lavoisier concluyó la materia no se crea ni tampoco se
destruye, simplemente ésta se trasforma (ley de la conservación de la masa).
En la actualidad se sabe que todo el oxígeno dentro del vaso se combinó con el
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metal para formar el óxido y que dicha reacción cesó hasta cuando todo el
oxígeno fue consumido.
Por lo tanto, en un sistema cerrado donde no hay intercambio de materia con el
exterior, la masa total de las sustancias no cambia aunque se produzca cualquier
reacción química, es decir que la masa de los reactivos será igual a la masa de los
productos (masa(reactivo)= masa (Productos)).
Ejemplo 35 1:
En este ejemplo de reacción química, 4.032 g de Hidrógeno gaseoso, reaccionan
con 141.812 g de cloro gaseoso, para formar 145.844 g de ácido clorhídrico. La
suma de los reactivos es igual a la suma de los productos. La masa de los
reactivos no se destruyó, estos se combinaron y se transformaron en una nueva
sustancia.
Ejemplo 2:
35
Ejemplo tomado de http://www.profesorenlinea.cl/fisica/Materiayenergia.htm
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El dióxido de carbono, CO2 (PM=44.0 g) se obtiene en la combustión del metano,
CH4 (PM = 16.0 g) con el oxígeno, O2 (PM = 32.0 g). Otro producto de la reacción
es agua (PM = 18.0 g). ¿Cuántos g de metano se necesitan para producir 800 g
de dióxido de Carbono? Suponga que tiene suficiente oxígeno.
Solución: La reacción que representa la ecuación es:
CH4 + O2 ⇒ CO2 + H2O
Como no está balanceada, la balanceamos por el método de tanteo
CH4 + 2O2 ⇒ CO2 + 2H2O
Y su interpretación es:
CH4
+
2O2
⇒ CO2
+ 2H2O
1 mol
2 moles
1 mol
2 moles
16.0 g
2(32.0 g)
44.0 g
2(18.0 g)
16.0 g
64.0 g
44.0 g
36.0 g
Obsérvese que en el planteamiento de la estequiometria, la sumatoria de los
pesos de los reactantes coincide con la sumatoria de las masas de los
productos. (16 g CH4+ 64 g O2 = 44 g CO2 + 36 g H2O)
Como únicamente, en este caso, están involucrados el metano y el dióxido,
planteamos una regla de tres partiendo de la interpretación de la ecuación en
gramos:
Si 16.0 g de CH4 ⇒ 44.0 g de CO2
X de CH4
800.0 g de CO2
De donde
X=
800.0 g de CO2 ×16.0 g CH4
=290.9 g CH4
44.0 g CO2
1. Ley de proporciones definidas:
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Esta ley fue establecida en 1801 por el químico Frances Joseph Proust, esta ley
afirma que un compuesto puro siempre contiene los mismos elementos
combinados en las mismas proporciones en masa. Es decir, que muestras
diferentes de un mismo compuesto siempre contiene los mismos elementos y en
la misma proporción de masa. Por ejemplo, si se analizan muestras de dióxido de
carbono, obtenidas de diferentes fuentes, en todas las muestras se tendrá la
misma proporción de masa de carbono y de oxígeno. Si la proporción de las
masas de los diferentes elementos de un compuesto es una cantidad fija, la
proporción de átomos de los elementos en dicho compuesto, también debe ser
constante36.
Tomada: http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/leyes_clasic.htm
2. Ley de las proporciones múltiple37:
Esta ley define que si dos elementos pueden combinarse para formar más de un
compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija
del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños.
Ejemplo:
El análisis químico de dos compuestos arroja los siguientes datos:
Primer compuesto CO:
La masa del oxígeno que se combina con 12 g de C es de 16 g, de modo que la
realción es:
36
CHANG, Raymond, y Williams COLLEGE. Química. 7 ed. Mexico, D. F: Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002, pg 37.
37
http://quimicaitc.tripod.com/unidad5/ley_multiples.htm
141
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Segundo Compuesto CO2:
La masa de oxígeno que se combina con 12 g de C es de 32 g, por lo cual la
relación es:
La relación de masas de O que se combinan con 12 g de C en estos compuestos
esta dada por:
La relación 1:2 cumple con la ley de las proporciones múltiples.
Lección 13. Número de oxidación, oxidación, reducción
Número de Oxidación:
El número de oxidación o estado de oxidación significa el número de cargas
que tendrá un átomo en una molécula o en un compuesto iónico, si los electrones
fueran trasferidos completamente. Por ejemplo:
142
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Los números en la parte superior de cada uno de estos elementos indican los
números de oxidación. Los números de oxidación de los reactivos es cero, pero en
los productos, el número indica la cantidad de electrones transferidos.
Los números de oxidación permiten identificar los elementos que en una reacción
se han oxidado o reducido. En el ejemplo anterior se evidencia que el Hidrógeno
y el Azufre han tenido un incremento en el número de oxidación por lo tanto se
han oxidado, mientras que el número de oxidación ha disminuido en el Cloro y el
oxígeno. La sumatoria de los números de oxidación en moléculas neutras debe
ser cero como se observa en el ejemplo anterior.
Reglas para asignar números de oxidación.
1. Los elementos libres, es decir sin combinar el número de oxidación es cero,
por ejemplo: H2, Br2, Na, Be, K, O2 y P4 tienen número de oxidación cero.
2. Para los iones conformados por un solo átomo, el número de oxidación es
igual a la carga del ión, por ejemplo el ión Li+ tiene número de oxidación +1;
el ión Ba+2, +2 y así sucesivamente.
3. El número de oxidación del oxígeno es -2, pero en los peróxidos es -1. Por
ejemplo: en el peróxido de Hidrógeno (H2O2) el número de oxidación del
oxígeno es -1. Los metales alcalinos tienen número de oxidación +1 y los
alcalinoterreos +2, el aluminio tiene número de oxidación +3 en todos los
compuestos.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está
formando hidruros, en este caso es -1, por ejemplo: LiH, NaH y CaH2.
5. Los halógenos Cl, Br y I, tienen número de oxidación negativo cuando se
encuentran como iones halogenuros en los compuestos, cuando están
formando oxiácidos y oxianiones, tienen número de oxidación positivos. El
fluor tiene número de oxidación de -1 en todos los compuestos.
6. En una molécula neutra la suma de los estados de oxidación debe ser cero,
en un ión la suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga
neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio c,Vd la suma de los estados de
oxidación es cero: -3(nitrógeno), +1 (hidrógeno) por lo tanto: -3 + 4(+1)= +1.
143
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7. Los números de oxidación no siempre son enteros, por ejemplo en el ión
superóxido O2- es -1/2
Finalmente, se debe tener en cuenta dos aspectos:
•
Que los elementos metálicos solo tienen números de oxidación positivos, y
los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación positivos o
negativos.
•
El máximo número de oxidación que puede tener un elemento de los
grupos del IA al VIIA es el de su grupo. Por ejemplo para los halógenos el
máximo número es +7.
•
Los elementos de los grupos del IB, IIIB al VIIIB, tienen varios números de
oxidación.
Reacciones redox:
Existen cuatro tipo de reacciones redox: reacciones de combinación,
reacciones de descomposición, reacciones de desplazamiento y reacciones de
desproporción.
Reacciones de desproporción:
Este tipo de reacciones se pueden representar como:
A+B
C
Las reacciones de combinación son aquellas en que uno o más compuestos se
combinan para formar un solo compuesto, ejemplo:
144
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Reacciones de Descomposición o Análisis
Como su nombre lo indica una sustancia origina otra u otras, generalmente por la
acción de un agente energético.
Ejemplos:
Se puede observar que se indican los estados de oxidación de los elementos que
se oxidan o se reducen, es por esto que no se indica el estado de oxidación del
potasio (K) en la descomposición del KClO3
Reacciones de Sustitución o desplazamiento
En este caso se considera una de las sustancias reactantes como referencia y se
observa que sobre su estructura se han reemplazado uno o más átomos por otros.
Ejemplo:
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La mayoría de las reacciones de desplazamiento se agrupan en tres categorías:
desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal y desplazamiento de
halógeno.
1. Desplazamiento
de
Hidrógeno:los
metales
alcalinos
y
algunos
alcalinoterreos (Ca, Sr, Ba) que son los elementos más reactivos de los
metales, desplazan el hidrógeno del agua fría, ejemplo:
Los metales que son menos reactivos reaccionan con vapor de agua para
formar hidrógeno gaseoso, entre estos encontramos el Fe y el Al. Por
ejemplo:
Otros metales como el Zinc (Zn) y el Magnesio (Mg) no reaccionan con el
agua, pero si lo hacen con el ácido clorhídrico (HCl) Ejemplo:
2. Desplazamiento de Metal: Un metal puede ser desplazado por otro en
estado libre. Una forma de predecir si un metal desplazará a otro es
revisando la posición en la tabla periodica, es decir que un elemento
reacciona con otro (en un compuesto) que se encuentre abajo de este. Por
ejemplo el Zinc (Zn) se encuentra arriba del cobre (Cu), por lo tanto el zinc
metálico desplazará los iones de cobre del sulfato de cobre.
3. Desplazamiento de Halógeno: Se puede organizar los elementos según la
fuerza como agentes oxidantes, de tal forma que:
F2>Cl2>Br2>I2
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Por lo tanto, los iones flúor, pueden reemplazar a los iones cloruro, bromuro
y yoduro en disolución. Así como el cloro molecular puede desplazar a los
iones bromuro y yoduro en disolución acuosa. Ejemplo:
Si la reacción se invierte es decir que el bromo desplace el cloro o el yodo
desplace el cloro, la reacción no se lleva a cabo.
Reacción de desproporción:
Estas son un tipo especial de reacciones, en las que un mismo elemento se oxida
y reduce al mismo tiempo. En estas reacciones siempre contiene un elemento que
tiene más de un estado de oxidación. Ejemplo:
Reacción de descomposición de peróxido de Hidrógeno
Se evidencia que en esta reacción el estado de oxidación del oxígeno como
reactivo es -1 y puede aumentarse a cero en el O2 y a la vez disminuir a -2 en el
H2O.
Si se compara las reacciones ácido base con las reacciones redox, se puede
concluir que mientras en las primeras se transfieren protones en las reacciones
redox se transfieren electrones. Para identificar si la reacción es redox, se debe
revisar el número de oxidación de cada uno de los elementos en la reacción, tanto
de reactivos como de productos.
REACCIONES IÓNICAS
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Podría interpretarse esta, como otra forma de clasificación de las reacciones
químicas, Según la reacción con la cual las representaremos y se tendrían las
reacciones completas y las reacciones iónicas, pero en verdad se trata de la
misma representación, por tanto de la misma reacción.
La reacción iónica se plantea en términos de los iones o especies química más
sencillas con las que se puede esquematizar la reacción, muchas sustancias no
forman iones y continúan apareciendo en su forma molecular en la reacción iónica.
La razón fundamental al plantear la reacción iónica es hacer más simple la
representación del cambio v señalar las especies químicas directamente
participantes del cambio.
Como se verá más adelante las reacciones iónicas hacen particular referencie a
las soluciones acuosas, que es precisamente donde los electrolitos se no
presentan en formas iónicas. Otros solventes también pueden dar lugar a la
formación de especies iónicas pero por su frecuencia de uso son mucho menos
importantes.
La reacción iónica, entonces se puede obtener de la reacción completa disociando
las moléculas, que lo permitan, en iones y planteando de nuevo la reacción, pero
únicamente en función de los iones de interés.
Ejemplo 1:
El AgNO3(ac) puede considerarse como Ag+ + NO3El NaCl(ac) puede considerarse como Na++ ClEl NaNO3(ac) puede considerarse como Na+ + NO3Reescribiendo la ecuación:
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Como se puede observar los iones Na+ y los iones NO3- no están involucrados en
un cambio importante, con lo cual la ecuación iónica correspondiente es:
Ejemplo 2:
Reescribiendo la ecuación:
La ecuación iónica puede ser:
Una vez formulada una reacción iónica, puede aprovecharse la proyección que
esta forma tiene, porque no la mayoría de los casos es correcto, pensar que son
muchos los iones que pueden estar acompañando a los reseñados, aunque en la
práctica no lleguen a ser tantos.
En otras palabras, se puede decir que una reacción iónica hace referencia a una
familia de reacciones químicas.
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Lección 14. Ecuaciones y balanceo de ecuaciones químicas
Junto a la representación esquemática de la transformación química, la reacción
química tiene un contenido más profundo que es poder representar el principio de
conservación de la materia, que es lo que se busca cuando se balancea o se
ajusta una reacción química.
Una reacción química se encuentra balanceada o ajustada cuando presenta
balance de materiales y de cargas.
El balance de materiales consiste en que el número de átomos de una especie
química que se encuentra a la izquierda de la flecha, en otras palabras que entran
como reaccionantes, debe ser igual al que se encuentra a la derecha de la flecha,
es decir a los que salen como productos.
El balance de carga es mucho más evidente en la ecuación iónica y se dice que
una reacción tiene balance de cargas cuando la suma algebraica de las cargas de
las especies químicas que están a la izquierda de la flecha es igual a la suma
algebraica de las cargas de las especies químicas.
Existen varios métodos que permiten balancear una reacción química entre los
cuales se encuentra el método del ensayo y error que se utiliza para balancear
ecuaciones sencillas.
Método del ensayo y error: Este método consiste en probar diferentes
coeficientes estequiométricos para cada reactante y producto de la reacción para
igualar el número de átomos a cada lado de la ecuación. Los elementos se deben
balancear, utilizando solo coeficientes, en el siguiente orden: 1. metales.
2. no
metales. 3. hidrógeno. 4. oxígeno.
Ejemplo:
Balancear la siguiente ecuación:
HCl(ac) + MnO2(s)
Cl2(g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)
150
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a) Balancear metales: (en este caso Mn).
Existe un átomo de manganeso a cada lado de la ecuación, por lo tanto ya está
balanceado.
HCl(ac) + MnO2(s)
Cl2(g) + MnCl2(ac) + H2O(l)
b) Balancear no metales: (en este caso Cl)
Hay 4 átomos de cloro en el lado de los productos, por eso se coloca un
coeficiente igual a 4 al ácido clorhídrico que contiene el átomo de cloro.
4HCl(ac) + MnO2(s)
Cl2(g) + MnCl2(ac) + H2O(l)
c) Balancear hidrógeno y oxígeno:
Existen 4 átomos de hidrógeno el lado de los reactantes, y dos del lado de los
productos, por eso se coloca un coeficiente igual a 2 en la molécula de agua para
igualarlos.
4HCl(ac) + MnO2(s)
Cl2(g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)
Como se observa los átomos de oxígeno quedan balanceados. En caso contrario
se debe buscar el coeficiente respectivo. La ecuación balanceada es la siguiente:
4HCl (ac) + MnO2(s)
Cl2 (g) + MnCl2(ac) + 2H2O(l)
Balanceo de ecuaciones por el método de oxido-reducción38
Paso 1: Asignar correctamente el número de oxidación a todos los átomos que
participan en la reacción.
Paso 2: Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de
oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir, determinar el elemento que se
oxida y el que se reduce.
38
http://es.scribd.com/doc/18408174/PASOS-PARA-BALANCEAR-ECUACIONES-QUIMICAS-POR-ELMETODO-OXIDOREDUCCION
151
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Paso 3: Escribir la semireacción de oxidación y la de reducción para cada
elemento según se trate. Balancear cada semireacción n cuanto al número de
átomos del elemento que indican el número total de electrones ganados o
perdidos.
Paso 4: Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos; de la forma que
sea la misma cantidad en ambas semireacciones. Para esto se desde multiplicar
la semireacción de oxidación por el número de electrones ganados por el
elemento que se reduce, y la semireacción de reducción por el número de
electrones perdidos por el elemento que se oxida. Es decir, el número de
electrones ganados y perdidos debe ser igual (Ley de la conservación de la masa).
Paso 5: Sumar las dos semireacciones para obtener una sola. Los coeficientes
encontrados se colocan en las fórmulas que corresponden a la ecuación original.
Paso 6: Por último se termina de balancear por el método de las aproximaciones
(método de tanteo) en el orden de los elementos siguientes: metal, no metal,
hidrógeno y oxígeno.
Ejemplo 1:
Balancear por oxido-reducción la ecuación indicando el agente oxidante y el
agente reductor:
HNO3 + HBr
Br2 + NO + H2O
Paso 1. Asignar correctamente los números de oxidación:
+1 +5 -2
+1 -1
H N O3 + H Br
+6-6=0
+1-1=0
0
+2 -2
+1
-2
Br2 + NO + H2O
+2-2=0
+2-2=0
Paso 2. Identificar el átomo del elemento que se oxida y del que se reduce.
Paso 3. Escribe la semireacción de oxidación y la de reducción, y balancear según
el número de átomos:
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Balancear las semirreacciones:
-1
oxidación 2Br
0
- 2e-
+5
Reducción N
En esta semireacción como son dos Br los que
se oxidan, se deben perder los electrones.
Br2
+2
+ 3e-
N
Esta semireacción está balanceada
Paso 4:
Balancear la cantidad de electrones ganados y perdido; para esto se multiplica por
3 la semireacción de oxidación y por 2 la de reducción
-1
0
oxidación 6Br - 6e-
3Br2
+2
+5
Reducción 2N + 6e-
2N
Paso 5. Sumar las dos semireacciones y pasar los coeficientes encontrados a la
ecuación original
-1
0
6Br - 6e-
3Br2
+2
+5
2N + 6e-1
2N
+5
0
6Br + 2N
2HNO3 + 6HBr
+2
3Br2 + 2N
3Br2 + 2NO + H2O
Paso 6. Terminar de balancear la ecuación por el método de las aproximaciones
(tanteo). Al contabilizar los átomos determinamos que al poner un 4 como
coeficiente en el H2O, la ecuación queda balanceada.
2HNO3 + 6HBr
3Br2 + 2NO + 4H2O
Para comprobar que la ecuación está correctamente balanceada se verifica la
cantidad de átomos de cada elemento, en ambos lados de la ecuación.
2--N--2
6--Br--6
8--H--8
6--O--6
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Lección 15. Relaciones de masa en las reacciones químicas: estequiometria
reactivo limite, pureza.
Los cálculos basados en las ecuaciones químicas comúnmente se les conocen
como estequiometria, es decir que es el estudio cuantitativo de reactivos y
productos en una reacción química.
Los cálculos estequiométricos se basan en que una ecuación química balanceada
presenta explícitamente la relación en moles y/o moléculas y tácitamente la
relación en masas entre las sustancias involucradas en la reacción.
Además de estas relaciones básicas, también se pueden derivar otras con
volúmenes de gas o volúmenes de soluciones cuando las sustancias
reaccionantes o los productos de una reacción estén en forma gaseosa o en
solución.
Se ha introducido el concepto de mol, que en realidad corresponde a la unidad
denominada molécula-gramo.
Una molécula-gramo, usualmente llamada mol, es la cantidad en gramos de
sustancia que contiene 6.02*1023 moléculas, es decir el número de Avogadro (NA)
El mol es entonces una cantidad razonable de sustancia que es adecuada para
referirse a las cantidades que se utilizan en el laboratorio.
La masa de un mol de una sustancia dada corresponde al número de masa de la
molécula expresado en gramos, esta constante se conoce como peso molecular ó
masa molecular (M).
Ejemplos:
Teniendo en cuenta los pesos atómicos de los siguientes elementos:
C =12; H=1; O =16; N =14; S=32; P=31; Ca=40; Na =23
Hallar la MASA O PESO MOLECULAR de los siguientes compuestos:
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a. Acido Sulfúrico H2SO4
b. Bicarbonato de Sodio NaHCO3
c. Fosfato Tricálcico Ca3(PO4)2
Solución:
Observando el número de átomos que conforman el compuesto y su respectivo
peso atómico, efectuamos el siguiente cálculo:
a. H2SO4=(2x1) + (32x1) + (16x4) = 98 grs/mol
b. NaHCO3=(23x1) + (1x1) + (12x1)+ (16x3) = 84 grs/mol
c. Ca3(PO4)2= (40x3) + (31x2) + (15x8) = 310 grs/mol
Para calcular el número de moles de una sustancia de la cual se conoce su peso
en gramos, se utiliza la relación:
númerodeMoles =
Pesoengramosdelasustancia
gramos
masamolecularen
mol
Es decir:
n=
w(gr)
C4
M(
)
mol
SIGNIFICADO DE LA ECUACIÓN QUÍMICA
Considerando la ecuación balanceada:
Se puede interpretar de la siguiente forma:
155
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Cualitativamente, indica que el nitrógeno gaseoso al reaccionar con el hidrógeno
gaseoso produce amoníaco.
Cuantitativamente, suministra esta información:
Cuando 1 molécula de nitrógeno reacciona con 3 moléculas de hidrógeno, se
producen 2 moléculas de amoníaco.
Cuando (2 x 6,02 x 1023 moléculas) de nitrógeno reaccionan con (3x6.02x1023) de
hidrógeno, se producen (2x6,02 x 1023 moléculas) de amoníaco.
Cuando 1 Mol de nitrógeno reacciona con 3 moles de hidrógeno, se producen 2
moles de amoníaco.
Cuando (1 x 28 gramos) de nitrógeno reaccionan con (3x2 gramos) de Hidrógeno,
se producen (2 x 17 gramos) de amoníaco.
Estas relaciones descritas anteriormente, pueden menejarse de varias formas; las
más usadas son: La regla de tres y los factores químicos de conversión.
En ejemplos posteriores, se ilustran estos métodos, sin embargo, se adelantan
siguientes factores molares, basados en el ejemplo anterior:
RlmolN2 S
RlmolN2 S
R3molH2 S
;
;
R3molH2 S R2molNH3 S R2molNH3 S
R3molH& S R2molNH S R2molNH S
;
;
R1molN& S R3molH& S R1molN& S
Para los cálculos estequiométricos se puede utilizar el método del mol, que indica
que los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden
interpretar como el número de moles de cada sustancia.
Los siguientes pasos se pueden tener en cuenta en el método de mol:
1. Escriba las fórmulas correctas para todos los reactivos y productos y
realizar el balance de la ecuación resultante.
2. Convertir en moles las cantidades de todas las sustancias conocidas
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3. Utilizar los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular el número
de moles de las cantidades buscadas o desconocidas (generalmente los
productos).
4. Utilizando los números calculados de moles y las masas molares convertir
las cantidades desconocidas en las unidades que se requieran que por lo
general son gramos.
5. Verificar la respuesta, es decir observar que sea razonable en términos
físicos.
Estequiometria ácido-base:
Estas reacciones se definen como aquellas en las que un protón (H+) del ácido es
transferido de una especie química a otra39. El ácido es el donante de protones y
se convierte en una base conjugada, y la base que es el aceptor de protones, se
protona, para formar su ácido conjugado. Ejemplo:
Adaptado por la autora (2010)40
En las reacciones ácido-base el protón proveniente del ácido se transfiere a cada
sitio básico (el par electrónico no compartido en la especie básica). Dependiendo
del número de protones transferidos, se establece diferentes tipos de relaciones
estequiométricas. Por ejemplo en las reacciones entre el ácido fosfórico (ácido
triprótico) e hidróxido de sodio, la relación estequiométrica depende de las
cantidades (moles) de los compuestos que se mezclan, como se muestra a
continuación:
39
RAMETTE, Richard W. Equilibrio y Análisis químico. Mexico : Fondo Educativo Interamericano,
1983.
40
Ibid.,p.17.
157
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Los análisis cuantitativos de una base se llevan a cabo por medio de una técnica
llamada valoración. En un proceso de valoración, se utiliza una solución de
concentración conocida y se adiciona lentamente a otra cuya concentración es
desconocida, este procedimiento se realiza hasta que la reacción entre las dos
disoluciones se complete.
En las valoraciones acido-base se utilizan indicadores como la fenolftaleína, que
varía de color dependiendo si el medio en el que se encuentra es ácido o básico.
Una de las bases que más se utiliza en estas valoraciones es el NaOH, pero
debido a que esta reacciona con el agua del ambiente y a su vez con el CO2, se
hace necesario antes de iniciar los procesos de valoración con NaOH, determinar
la concentración exacta de la solución básica. Para determinar dicha
concentración, se utiliza el ftalato ácido de Potasio, el cual es sólido, blanco y
soluble en agua.
La reacción que se da entre el Ftalato con el NaOH, es la siguiente:
La ecuación iónica:
La reacción entre el Ftalato y el hidróxido de sodio, termina cuando la solución de
la base cambie a color rosado, (debido a la fenolftaleína que se le ha adicionado
previamente) es decir, que ha alcanzado el punto de equivalencia, en este punto
el ácido ha neutralizado completamente la base.
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Ejemplo 1: en un proceso de valoración se encontró que se necesitan 0,5468g de
KHF (Ftalato ácido de potasio) para neutralizar completamente 23,8 mL de NaOH.
Cuál es la concentración en molaridad del NaOH?
Observando la ecuación se puede evidenciar que 1 mol de KHF neutraliza 1 mol
de NaOH, por lo tanto se tiene:
molesdeKHF=0,5468gKH×
1moldeKHF
=2,678×10-3 molKHF
204,2gKHF
Debido a que 1 mol de KHF neutraliza 1 mol de NaOH, entonces en 23,8 mL de
disolución de NaOH deben haber 2,678x10-3 moles de NaOH.
Finalmente se calcula la molaridad de la solución de la siguiente manera:
molaridaddeladisolucióndeNaOH=
2,678×10-3 molNaOH 1000mLsln
×
=0,1125M
23,8mL
1Lsln
En los cálculos para las valoraciones ácido-base, sin importar el ácido o la base
que participen en la reacción, se debe tener en cuenta el número de moles de
iones H+ que han reaccionado en el punto de equivalencia debe ser igual al
número de moles totales de los iones OH- que han reaccionado. Por lo tanto, se
tiente la siguiente ecuación:
Moles de ácido=molaridad (mol/L) x volumen (L)
Moles de ácido=M v
Donde M es la molaridad y V es el volumen en litros.
A Continuación se muestra un ejemplo de la valoración de una disolución de
NaOH con un ácido diprótico:
•
Cuántos mL de una solución de NaOH 0,5 M se necesitan para neutralizar
completamente 20 mL de una solución de H2SO4 0,2 M?.
Pasos a seguir para resolver el ejercicio:
159
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1. Plantear la ecuación de la reacción la cual es la siguiente:
2. Determinar las moles de H2SO4 que están presentes en 20 mL de solución
(sln) de NaOH:
Moles de H2SO4=
0,2 moles H2SO4
1Lsln
-3
×
× 20 mL =4×10 moles de H2 SO4
L sln
1000mL
3. Debido a que 1 mol de H2SO4 reacciona con 2 moles de NaOH, entonces
se puede inferir que las moles de NaOH que han reaccionado con las del
H2SO4 son 2 x 4x10-3moles = 8x10-3 moles de NaOH.
4. Reemplazar este valor en la siguiente ecuación:
Molaridad
molesdesoluto
Litrosdesolución
Despejando se tiene:
Litrosdesolución=
molesdesoluto
Molaridad
Por lo tanto:
8 10-3molesdeNaOH
1000mL
volumendeNaOH 0,016L
16mL
0,5M
1L
Reacciones de precipitación:
Se estudian mediante el análisis gravimétrico, que es una técnica analítica basada
en la medición de masa. En este tipo de análisis se forma, separa y determina la
masa del precipitado, el procedimiento se aplica por lo general a compuestos
iónicos.
“Una muestra de una sustancia de composición desconocida se disuelve en agua
y se convierte en precipitado al hacerla reaccionar con otra sustancia. El
precipitado se filtra, se seca y pesa. Conociendo la masa y la fórmula química del
160
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precipitado formado, es posible calcular la masa de un componente químico
determinado (es decir, el catión o el anión) en la muestra original. Finalmente a
partir de la masa del componente y de la masa de la muestra original, se
determina la composición porcentual en masa del componente en el compuesto
original.41
La reacción que se muestra a continuación es una de las más estudiadas en
gravimetría debido a que los compuestos se obtienen en forma pura:
La ecuación iónica será:
Si por ejemplo se quiere determinar el porcentaje en masa de Cl en una muestra
de NaCl, inicialmente se debe pesar la muestra y luego disolverla en agua.
Posteriormente se le adiciona suficiente solución de AgNO3 a la solución de NaCl,
con el fin de precipitar todos los iones Cl- que se encuentran en solución, en forma
de AgCl. El NaCl para este procedimiento será el reactivo límite y el AgNO3 es el
reactivo en exceso. Finalmente el AgCl se separa filtrándolo, se seca y pesa, con
los datos de la masa, se calcula la masa de Cl- , debido a que esta misma cantidad
de masa estaba presente en el AgCl.
Este procedimiento se puede aplicar en reacciones que se completen al 100%, es
decir, si el AgCl fuera parcialmente soluble en agua no se podrían eliminar todos
los iones Cl- de la disolución y por lo tanto no se podría determinar la masa de este
ya que no todos los iones Cl- estarían en el precipitado.
41
CHANG, Raymond, y Williams COLLEGE. Química. 7 ed. Mexico, D. F: Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002
161
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A continuación se muestra un ejemplo de cálculos para cuantificación de iones en
un precipitado:
Ejemplo 1:
Una muestra de 0,65 g de un compuesto iónico que contiene iones cloruro y un
metal desconocido se disuelve en agua y se trata con un exceso de AgNO3. Al
finalizar la reacción se observa un precipitado, correspondiente a AgCl que pesa
1,234g. Cuál es el porcentaje en masa de Cl en el compuesto original?
Pasos a seguir para resolver el ejercicio:
1. Determinar la masa de Cl en el AgCl (que es también la masa de Cl en el
compuesto original). Como se muestra en los siguientes cálculos:
2.
1,234gdeAgCl
1 >3b3
1 >3a-„Cb3
143,4gdeAgCl 1molAgCl
35,45Ca-b3
0,30gdeCl
1molCl
3. Posteriormente se multiplica la masa de AgCl por el porcentaje en masa de
Cl en el AgCl:
%masadeCl %masadeCl masadeCl
100%
100%
masamuestra
0,30gCl
x100% 46,93%
0,65gmuestra
Estequiometria en reacciones redox
En las reacciones redox se transfieren electrones, en estas reacciones se puede
valorar el agente oxidante utilizando un agente reductor. En este proceso se
adiciona lentamente un agente oxidante, a una disolución que contenga un agente
reductor. El punto de equivalencia, se alcanza cuando el agente reductor es
completamente oxidado por el agente oxidante.
Igual que en las reacciones acido-base, se requiere de un indicador que señale el
punto de equivalencia. En presencia del agente reductor en exceso, el color del
indicador es característico de la forma reducida y adopta el color en su forma
oxidada cuando está presente en un medio oxidante. Por lo tanto, en el punto de
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equivalencia o cercano a este, el indicador cambia de color al pasar de una forma
a otra, por esto el punto de equivalencia se puede identificar.
El dicromato de potasio (K2Cr2O7) y el permanganto de potasio (KMnO4) son
agentes oxidantes muy utilizados. Los
colores de los aniones de estos dos
compuestos son muy diferentes en estado
oxidado y reducido (figura17). Por lo tanto,
estos compuestos se pueden utilizar como
Figura 18. Colores en estado reducido y oxidado
de K2Cr2O7 y KMnO4
agentes oxidantes e indicadores al mismo
tiempo:
Las valoraciones redox requieren los mismos cálculos que las valoraciones ácido
base, aunque la estequiometria es más compleja en las reacciones redox.
A continuación de muestra un ejemplo de los cálculos para reacciones redox:
Ejemplo:
En un proceso de valoración redox, se necesitan 18,25 mL de una disolución de
KMnO4 0,1523 M para oxidar 25 mL de una solución de FeSO4. Cuál es la
concentración de la solución de sulfato ferroso?
La ecuación iónica neta es:
A partir de la ecuación iónica balanceada se realizan los cálculos, similares a los
de las reacciones ácido-base.
1. Determinar el número de moles del agente oxidante y reductor a partir de la
ecuación balanceada.
2. Calcular el número de moles de KMnO4 a partir del volumen y la
concentración de la siguiente manera:
Moles de KMnO4=18,25mL×
=2,77
0,1523 moles KMnO4
1…@3B
×
Lsln
1000mL
10% moles de KMnO4
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Observando la ecuación se aprecia que 5 moles de Fe+2 reaccionan con 1 mol de
MnO4- . Por lo tanto, el número de moles de hierro oxidado será:
MolesdeFeSO4=2,77×10-3 moles de KMnO4 ×
=0,013 moles de FeSO4
5molesFe
1molKMnO4
Con los datos del número de moles de FeSO4 y el volumen se puede calcular la
concentración de la solución de FeSO4, así:
FeSO4=
0,013 >3-@a-f-†74 1000 …
×
=0,52M
25mLsln
1L
Reactante Límite
En la práctica, sólo en algunas situaciones premeditadas los reaccionantes se
encuentran en las cantidades estequiométricas, lo usual es que uno de ellos sea el
que se encuentra en menor cantidad relativa y es el que se denomina reactivo
limitante.
En caso de tener un reactivo limitante, la reacción podrá transcurrir hasta tanto no
se consuma completamente el reactivo limitante, que obviamente tiene que
consumirse antes que los otros; en consecuencia los reaccionantes que no se
agotan completamente se les denominan reactivos en exceso.
Cuando se hacen reaccionar cantidades indiscriminadas de sustancias es
primordial determinar el reactivo límite porque éste es el que determina las
cantidades de los otros reaccionantes que se consumen y las cantidades de
productos que forman.
Rendimiento de una Reacción
Los cálculos que hasta ahora se han hecho pueden considerarse teóricos, por
cuanto no han considerado en ningún momento lo que sucede en la práctica, se
puede afirmar que es lo que se espera que suceda.
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Cuando se coteja lo encontrado experimentalmente con lo calculado teóricamente,
generalmente se encuentran discrepancias; la cantidad obtenida en la práctica es
menor que la esperada.
La cantidad obtenida experimentalmente se puede expresar como un porcentaje
de lo obtenido teóricamente y se denomina rendimiento de la reacción.
% RENDIMIENTO DE REACCIÓN=
W Producto real obtenido
*100
W producto teórico calculado
Pureza de Reactivos
En una reacción real es probable que las sustancias que intervienen no sean
reactivo puros, es decir, que estos pueden ser mezclas de la sustancia que va a
participar en la reacción y otras que en la mayoría de veces son sustancia inertes
o que por lo menos no intervienen en la reacción considerada.
La Pureza de una sustancia se expresa como un porcentaje en masa, haciendo
referencia de la parte activa o que interesa en una reacción particular con respecto
al total de material disponible de 100.
%5‡ˆ‰Š„ =
‹RCS
∗ 100
‹`>`D3
Recomendaciones para el Desarrollo de los problemas
•
Establecer la ecuación química del proceso
•
Efectuar el balanceo correspondiente
•
Convertir la cantidad de sustancia dadas en moles, aplicando la relación:
n=
W(grs)
M(grs⁄mol)
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•
Por medio de las relaciones estequiométricas, es decir, los factores
químicos de conversión, convertir los moles de las sustancias dadas a
moles de las sustancias que se desean.
•
Convertir estos moles obtenidos a gramos (W = n.M) ó a las unidades
requeridas por el problema.
A continuación, se desarrollarán algunos problemas para aclarar sus dudas,
obviamente, siguiendo las recomendaciones dadas anteriormente.
PROBLEMAS DE APLICACIÓN
1. SOBRE REACTANTE LÍMITE
El amoníaco se produce por medio del proceso HABER, a través de la
combinación directa del nitrógeno y el hidrógeno. La reacción se favorece con la
presencia de un catalizador (Fe), lo mismo que por presiones altas y temperaturas
relativamente bajas, pues es exotérmica, es decir libera calor.
La reacción total del proceso es:
Partiendo de 20 grs de N2 Y 30 grs de H2 calcular:
a. Reactante límite
b. Gramos de amoníaco producidos
c. Energía producida (en calorías y BTU)
DESARROLLO
Ecuación balanceada:
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Sustancias dadas:
N2 = 20 grs; peso de una mol de N2 = 2 x 14=28g
H2=30 grs; peso de una mol de H2=2 x 1g=2g
Conversión a moles:
W
n=
M
MolesdeN& =
MolesdeH& =
&K•
&'•/.•‘
= 0,714molesdeN&
30g
= 15molesdeH&
2g/mol
Factores químicos de Conversión:
RlmolN& S R3molH& S R1molN& S
R3molH& S
;
;
;
R3molH& S R1molN& S R2molNH S R2molNH S
Reactante Límite:
Según los datos, se tienen 0,71 mol N2 para combinarse con 15 moles de H2;
ahora calcularemos cuál se agota primero.
Según la reacción 1 mol de N2 NECESITA 3 MOL DE H2 para producir 2 mol de
NH3 (esto se resume en los factores químicos de conversión).
Es decir, la relación molar de N2 a H2 es de 1 a 3. Luego, Para 0,71 mol de
nitrógeno, se necesitarán de hidrógeno.
0,71 mol N2 ×
3 mol H2
=2,142 mol de H2
1 mol N2
Y para 15 moles de hidrógeno se necesitarán de nitrógeno.
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15 mol H2 ×
1 mol N2
=5 mol de N2
3 mol H2
RESUMIENDO
MOLES SUMINISTRADOS
MOLES REQUERIDOS
0,714 mol de N2
5 mol de N2
15 mol de H2
2,142 mol de H2
Del cuadro anterior se observan 2 cosas:
El nitrógeno suministrado está limitado, luego el N2 es el reactante límite.
El hidrógeno es el reactante que está en exceso.
RTA: El reactante límite es el nitrógeno.
b. Gramos de amoníaco producidos:
Según la teoría, el reactivo límite es quién determina el curso de la reacción, por lo
tanto, de la ecuación balanceada: 1 mol de N2 produce 2 mol de NH3, se podrá
calcular los moles de NH3 obtenidos a partir de los 0,714 moles de N2
suministrados, es decir: (según los factores químicos de conversión).
0,74 mol N2 ×
2 mol NH3
=1,428 mol de NH3
1 mol N2
Sin embargo el problema pide los gramos de NH3 producidos, por lo tanto, a partir
del peso molecular del NH3
(17g/mol), se procede así:
1, 428 mol NH3 ×
(17 g)
=24,27 gramos de NH3
1 mol NH3
168
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Resumiendo todo lo anterior, se puede condensar de la siguiente forma:
20 g de c& ×
1 mol N2 2 mol NH3 17CNH3
×
×
=24,27 g de NH3
28g
1 mol N2 1 mol NH3
RTA: 20 gramos de N2 producen 24,27 gramos de amoníaco.
c. Energía Producida:
Observando la ecuación química:
1 mol de N2 produce 22 KcaI ó 22.000 calorías; luego 0,714 moles de N2
producirán:
0,74 mol N2 ×
(22.000 cal)
=15708 calorías
1 mol N2
En BTU (recordando que 1 BTU=252 calorías), entonces:
15708 cal×
( l BTU)
=62,33 BTU
252 cal
RTA: 20 grs de N2 liberan 15708 calorías ó 62,93 BTU.
Rendimiento y pureza
Calcular el peso en gramos de cal viva (CaO) que puede prepararse, calentando
500 gramos de caliza (CaCO3) con una pureza del 90% de CaCO3, considere que
el rendimiento de la reacción es del 92%.
Ecuación balanceada:
Peso de una mol de CaCO3= 40 + 12 + (16x3) = 100 g
Peso de una mol de CaO = 40 + 16 = 56 g
169
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Es importante considerar que una ecuación química es una expresión ideal de las
condiciones de una reacción, porque considera un rendimiento de un 100% y una
pureza de reactivos y productos del 100%.
Luego 90% de pureza del CaCO3, indica que: En 100 g de CaCO3 del hay 90
gramos de CaCO3 puros.
Es decir:
R90 g CaCO3 puroS
(100 g CaCO3 del 90%)
Por lo tanto, los 500 gramos de CaCO3 contienen:
500g CaCO3 del 90%×
R90g CaCO3 S
=450g de CaCO3
100 gCaCO3 del 90%
Moles de CaCO3 =
450 g
=4,5 mol de CaCO3
100g/mol
Factores químicos de conversión:
R1molCaCO S R1molCaOS
;
R1molCaOS R1molCaCO S
* Los 4,5 moles de CaCO3 producirán de CaO
4,5 mol de CaCO
(1mol CaO)
=4,5 mol de CaO
(1mol CaCO3)
Gramos de CaO producidos:
4,5molCaO =
Con un rendimiento del 100%
R56gCaOS
= 252gdeCaO
R1molCaOS
Producción del CaO, considerando un rendimiento del 92%.
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252gCaO ×
R92gCaOS
100gCaO
231,84gdeCaO
Todo lo anterior se puede resumir así
500gCaCO R90S
R100S
R1molCaCO S
R100gS
R1molCaOS
R1molCaCO S
R56gCaOS
R1molCaOS
92
100
231,84gdeCaO
RTA: A partir de 500 grs de CaCO3 de 90% de pureza se obtienen 231,84 gramos
de CaO con un rendimiento del 92%.
3. En un proceso de obtención de hidrógeno por acción de ácido sulfúrico sobre
Zn, se produjeron 0,45 gramos de H2 a partir de 20 gramos de cinc ¿Cuál es el
rendimiento de la reacción?
WH2= 0,45 g = producido real producido teórico = ?
Peso de una mol de Zn = 65,4 gramos
Peso de una mol de H2=2 gramos
Peso teórico de H2 producido:
20gZn
R1molH& S
R1molZnS
R1molZnS
65,4g
2gH&
R1molH& S
0,619deH& RteóricoS
Rendimiento de la reacción:
%R
Wproductorealobtenido
x100
Wproductoteóricocalculado
Sustituyendo:
%R
R0,45gdeH& S
x100
0,61gdeH&
73,77%
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RTA: El rendimiento de la reacción fue del 73,77%
Cuando se quema glucosa, en un exceso de oxígeno se produce gas carbónico,
H2O y se liberan 686 Kcal por cada mol de glucosa oxidada, (esta misma reacción
ocurre en un organismo animal con un rendimiento aproximado del 40%.
a. Plantear la ecuación química balanceada
b. Calcular los gramos de CO2 producidos, cuando se oxidan 90 gramos de
glucosa en un organismo animal.
c. Calcular las kilocalorías liberadas a partir de la oxidación de los 90 g de glucosa
en el animal.
d. Considerando que esta energía la liberan los ATP (ATP= Adenosín Trifosfato,
molécula de alto contenido energético) y que cada ATP posee un valor
energético= 7,3 Kcal/mol. Calcular el número de ATP que se producen en el
organismo, cuando se oxidan los 90 gramos de glucosa.
DESARROLLO
a. 1C6H12O6 + 6O2
b. peso de 1 mol de glucosa = (12x6) + (1x12) + (16x6) = 180 gramos
* Peso de 1 mol de CO2 = (12x1) + (16x2) =44 g
* Peso de l mol de H2O = (1x2) + (16x1) = 18 g
* gramos de CO2 producidos:
W =90 g de glucosa; %R = 40%
R1molglucosa)
R6molCO& S
R40S
R44gS
×
×
×
= 52,8gdeCO&
(180gS
R1molglucosa) R100S R1molCO& S
* gramos de H2O producidos:
W=90 g de glucosa;%R = 40%
90g ×
(1molglucosa)
R6molH& OS
R18gH& OS
R40S
×
×
×
= 21,6gdeH& O
(180gS
R1molglucosa) R1molH& OS R100S
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c. Kilocalorías liberadas por los 90 g de Glucosa:
90g ×
(1molCM HH& 0M S
R686Kcal)
R40S
×
×
= I37,2Kilocalorías
(1molCM HH& 0M S R100S
R180gS
d. Número de ATP producidos:
137,2kcal ×
(1ATPS
= 18,8ATP
R7,3Kcal)
RTAS: A partir de la oxidación de 90 gramos de glucosa en el organismo animal,
se producen 52,8 g de CO2, 21,6 g de H2O, 137,2 Kcal y 18,8 ATP.
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UNIDAD 2. ESTADOS DE LA MATERIA Y DISOLUCIONES
FICHA TÉCNICA UNIDAD 2
Nombre de la unidad
Estados de la materia y disoluciones.
Palabras claves
Gases, propiedades coligativas, unidades
de concentración, coloides.
INTRODUCCIÓN:
En esta unidad se presenta 3 capítulos en los cuales se trabaja gases, estado
líquido y solido de la materia, y disoluciones. Se hace relevancia a los
postulados de la teoría cinético molecular, el comportamiento de los gases,
propiedades de líquidos y sólidos, y el manejo de las unidades de concentración
para la preparación de soluciones. En cada uno de los temas tratados se
desarrolla una serie de ejercicios que facilitan el aprendizaje de los conceptos
abordados.
CAPITULO 4. GASES
En este capítulo se realizará una breve descripción de las propiedades de los
estados de la materia, de la teoría cinético molecular y del manejo de las
diferentes unidades de concentración para la preparación de soluciones.
Lección 16. Estados de la materia y la teoría cinética molecular
A lo largo de la historia del pensamiento humano se ha elaborado un modelo
acerca de cómo está constituida la materia, se conoce con el nombre de MODELO
CINÉTICO MOLECULAR. Según éste modelo de materia, todo lo que vemos está
formado por unas partículas muy pequeñas, que son invisibles aún a los mejores
microscopios y que se llaman moléculas. Las moléculas están en continuo
movimiento y entre ellas existen fuerza atractivas, llamadas fuerzas de cohesión.
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Las moléculas al estar en movimiento, se encuentran a una cierta distancia unas
de otras. Entre las moléculas hay espacio vacío.
En física y química se observa que, para cualquier sustancia o elemento material,
modificando sus condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos
estados o fases, denominados estados de agregación de la materia, en relación
con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que la
constituyen.
Estados de agregación, todos con propiedades y características diferentes, y
aunque los más conocidos y observables cotidianamente son cuatro, las llamadas
fases sólida, líquida, gaseosa y plasmática, también existen otros estados
observables bajo condiciones extremas de presión y temperatura.
ESTADO SÓLIDO
A bajas temperaturas, los materiales se presentan como cuerpos de forma
compacta y precisa; y sus átomos a menudo se entrelazan formando estructuras
cristalinas definidas, lo que les confiere la capacidad de soportar fuerzas sin
deformación aparente. Los sólidos son calificados generalmente como duros y
resistentes, y en ellos las fuerzas de atracción son mayores que las de repulsión.
La presencia de pequeños espacios intermoleculares caracteriza a los sólidos
dando paso a la intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en
una forma geométrica.
Las sustancias en estado sólido presentan las siguientes características:
•
•
•
•
•
•
Forma definida
Incompresibilidad (no pueden comprimirse)
Resistencia a la fragmentación
Fluidez muy baja o nula
Algunos de ellos se subliman (yodo)
Volumen constante Plantilla: Hierro
ESTADO LÍQUIDO
Si se incrementa la temperatura el sólido va “descomponiéndose” hasta
desaparecer la estructura cristalina, alcanzando el estado líquido. Característica
175
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principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo
contiene. En este caso, aún existe cierta unión entre los átomos del cuerpo,
aunque mucho menos intensa que en los sólidos. El estado líquido presenta las
siguientes características:
•
•
•
•
•
•
•
•
Cohesión menor.
Movimiento energía cinética.
No poseen forma definida.
Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene.
En el frío se comprime.
Posee fluidez a través de pequeños orificios.
Puede presentar difusión.
Volumen constante
ESTADO GASEOSO
Incrementando aún más la temperatura se alcanza el estado gaseoso. Las
moléculas del gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces
de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos.
El estado gaseoso presenta las siguientes características:
•
•
•
•
•
•
•
•
Cohesión casi nula.
Sin forma definida.
Su volumen es variable dependiendo del recipiente que lo contenga.
Pueden comprimirse fácilmente.
Ejercen presión sobre las paredes del recipiente contenedor.
Las moléculas que lo componen se mueven con libertad.
Ejercen movimiento ultra dinámico.
Tienden a dispersarse fácilmente
ESTADO PLASMA
El plasma es un gas ionizado, es decir, los átomos que lo componen se han
separado de algunos de sus electrones o de todos ellos. De esta forma el plasma
es un estado parecido al gas pero compuesto por electrones y cationes (iones con
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carga positiva), separados entre sí y libres, por eso es un excelente conductor. Un
ejemplo muy claro es el Sol.
Las colisiones entre estos átomos, moviéndose muy rápido, son suficientemente
violentas para liberar los electrones. En la atmósfera solar, una gran parte de los
átomos En la baja Atmósfera terrestre, cualquier átomo que pierde un electrón
(cuando es alcanzado por una partícula cósmica rápida).Pero a altas temperaturas
es muy diferente. Cuanto más caliente está el gas, más rápido se mueven sus
moléculas y átomos, (ley de los gases ideales) y a muy altas temperaturas están
permanentemente «ionizados» por estas colisiones y el gas se comporta como un
plasma.
A diferencia de los gases fríos (por ejemplo, el aire a temperatura ambiente), los
plasmas conducen la electricidad y son fuertemente influidos por los campos
magnéticos. La lámpara fluorescente, contiene plasma (su componente principal
es vapor de mercurio) que calienta y agita la electricidad, mediante la línea de
fuerza a la que está conectada la lámpara. La línea, positivo eléctricamente un
extremo y negativo, causa que los iones positivos se aceleren hacia el extremo
negativo, y que los electrones negativos vayan hacia el extremo positivo. Las
partículas aceleradas ganan energía, colisionan con los átomos, expulsan
electrones adicionales y mantienen el plasma, aunque se recombinen partículas.
Las colisiones también hacen que los átomos emitan luz y esta forma de luz es
más eficiente que las lámparas tradicionales. Los letreros de neón y las luces
urbanas funcionan por un principio similar y también se usaron en electrónicas.
PERFIL DE LA IONÓSFERA
La parte superior de la ionosfera se extiende en el espacio muchos miles de
kilómetros y se combina con la magnetósfera, cuyo plasma está generalmente
más rarificado y también más caliente. Los iones y los electrones del plasma de la
magnetósfera provienen de la ionosfera que está por debajo y del viento solar y
muchos de los pormenores de su entrada y calentamiento no están claros aún
Existe el plasma interplanetario, el viento solar. La capa más externa del Sol, la
corona, está tan caliente que no sólo están ionizados todos sus átomos, sino que
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aquellos que comenzaron con muchos electrones, tienen arrancados la mayoría (a
veces todos), incluidos los electrones de las capas más profundas que están más
fuertemente unidos. En la corona del Sol se ha detectado la luz característica del
hierro que ha perdido 13 electrones.
Esta temperatura extrema evita que el plasma de la corona permanezca cautivo
por la gravedad solar y, así, fluye en todas direcciones, llenando el Sistema Solar
más allá de los planetas más distantes.
CONDENSADO DE BOSE-EINSTEIN
Esta nueva forma de la materia fue obtenida el 5 de julio de 1995, por los físicos
Eric Cornell, Wolfgan Ketterle y Carl Wieman, los cuales fueron galardonados en
2001 con el premio nobel de la física. Los científicos lograron enfriar los átomos a
una temperatura 300 veces más bajo que lo que se había logrado anteriormente.
Se le ha llamado “BEC, Bose - Einstein Condensado” y es tan frío y denso que
ellos aseguran que los átomos pueden quedar inmóviles.Sin embargo todavía no
se sabe cuál será el mejor uso que se le pueda dar a este descubrimiento. Este
estado fue predicho por Einstein y Bose en 1924.
CONDENSADO DE FERMIÓNICO
Creado en la universidad de Colorado por primera vez en 1999, el primer
condensado de Fermi formado por átomos fue creado en 2003. El condensado
fermiónico, considerado como el sexto estado de la materia, es una fase
superfluida formada por partículas fermiónicas a temperaturas bajas. Esta
cercanamente relacionado con el condensado de Bose-Einstein. A diferencia de
los condensados de Bose-Einstein, los fermiones condensados se forman
utilizando fermiones en lugar de bosones.
Dicho de otra forma, el condensado de Fermi es un estado de agregación de la
materia en la que la materia adquiere superfluidez. Se crea a muy bajas
temperaturas, extremadamente cerca del cero absoluto.
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Los primeros condensados fermiónicos describían el estado de los electrones en
un superconductor. El primer condensado fermiónico atómico fue creado por
Deborah S. Jin en 2003. Un condensado quiral es un ejemplo de un condensado
fermiónico que aparece en las teorías de los fermiones sin masa con rompimientos
a la simetría quiral.
Es considerado una falacia para muchos científicos. La naturaleza del condensado
implica que todas las partículas que lo conforman se encuentran en el mismo
estado cuántico, lo cual es sólo posible si dichas partículas son bosones. Ahora
bien, el Principio de exclusión de Pauli impide que cualquier pareja de fermiones
ocupe el mismo estado cuántico al mismo tiempo. Por lo tanto un condensado
fermiónico no puede existir. grado sobre el cero absoluto), comienzan a imperar
las leyes de incertidumbre cuántica. En efecto, los átomos de helio comienzan a
comportarse como si fueran sólidos y fluidos a la vez. De hecho, en las
circunstancias adecuadas, una fracción de los átomos de helio comienza a
moverse a través de la película como una sustancia conocida como “súper-fluido”,
un líquido que se mueve sin ninguna fricción. De ahí su nombre de “súper-sólido”.
Se demuestra que las partículas de helio aplicadas a temperaturas cercanas del
absoluto cambian el momento de inercia y un sólido se convierte en un
supersolido lo que previamente aparece como un estado de la materia.
OTROS POSIBLES ESTADOS DE LA MATERIA
Existen otros posibles estados de la materia; algunos de estos sólo existen bajo
condiciones extremas, como en el interior de estrellas muertas, o en el comienzo
del universo después del Big Bang o gran explosión:
a. Superfluido
b. Materia degenerada
c. Materia fuertemente simétrica
d. Materia débilmente simétrica
· Materia extraña o Materia de Quarks
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CAMBIOS DE ESTADO
Diagrama de los cambios de estado entre los estados sólido, líquido y
gaseoso.
Los cambios de estado descritos también se producen si se incrementa la presión
manteniendo constante la temperatura. Así, el hielo de las pistas se funde por la
presión ejercida por el peso de los patinadores. Esta agua sirve de lubricante,
permitiendo el suave deslizamiento de los patinadores.
Para cada elemento o compuesto químico existen determinadas condiciones de
presión y temperatura a las que se producen los cambios de estado, debiendo
interpretarse, cuando se hace referencia únicamente a la temperatura de cambio
de estado, que ésta se refiere a la presión de la atm. (La presión atmosférica). De
este modo, en “condiciones normales” (presión atmosférica, 0 °C) hay compuestos
tanto en estado sólido como líquido y gaseoso (S, L y G).
Los procesos en los que una sustancia cambia de estado son: la sublimación (SG), la vaporización (L-G), la condensación (G-L), la solidificación (L-S), la fusión
(S-L), y la sublimación inversa (G-S). Es importante aclarar que estos cambios de
estado tienen varios nombres.
Tipos de fuerzas intermoleculares
Las atracciones o fuerzas entre partículas determinan los estados de agregación a
temperatura ambiente y las propiedades físicas de las sustancias.
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Las atracciones intermoleculares son muy débiles lo que permite que las
moléculas se separen fácilmente, por lo tanto, pueden ser gaseosas, líquidos o
sólidas con puntos de fusión y ebullición muy bajos. Las atracciones débiles son
debidas a fuerzas dipolos, puentes de hidrógeno, y fuerzas de London, todas ellas
se conocen como fuerzas de Van der Waals. A continuación se explica cada una
de estas fuerzas:
Fuerzas de Van der Waals:
Interacciones dipolo-dipolo
Este tipo de atracciones se dan entre
moléculas polares, debido a que
cuando estas se aproximan el polo
positivo de una se dirige hacia el polo
negativo de la otra, esto debido a la
atracción
electrostática
entre
los
dipolos (figura 27). Esta atracción es
más débil en las moléculas que en los
iones de carga opuesta, puesto que
los dipolos son solo cargas parciales,
además debido a que las moléculas
se
Figura 19 Fuerzas
Figura__
dipolo-dipolo (fuente:
http://quimicaitc.tripod.com/unidad3/dipolo_dipolo.htm).
encuentran
en
contacto
movimiento, los dipolos no se pueden
alinear
y
se
presentan
fuerzas
repulsivas cuando se acercan dipolos de la misma carga. El grado de interacción
dipolo-dipolo es uno de los factores que influyen en los puntos de ebullición,
puntos de fusión, presión de vapor de sustancias polares.
Atracciones puente de Hidrógeno
Una atracción dipolo-dipolo fuerte se genera cuando el hidrógeno se une a átomos
altamente electronegativos y muy pequeños como el Flúor, oxígeno y Nitrógeno,
debido al tamaño tan pequeño del hidrógeno, el desbalance de carga es grande, lo
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que hace que se genere un dipolo permanente muy fuerte. Por lo tanto, se genera
una molécula muy polar y el hidrógeno se carga positivamente, lo que hace que
este extremo dipolo positivo al acercarse a un dipolo negativo vecino genere una
unión bastante fuerte entre los dos, conocida como puente de hidrógeno o enlace
de hidrógeno.
La
presencia
de
puentes de hidrógeno
entre moléculas afecta
las
propiedades,
por
ejemplo aumentan los
puntos
de
fusión
y
ebullición. Los puentes
de hidrógeno pueden
enlazar
moléculas
diferentes, por ejemplo la alta solubilidad del amoniaco y las sales de amonio en
agua, se deben principalmente a estas fuerzas de atracción.
Fuerzas London:
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Las moléculas no polares y los átomos que componen los gases nobles
experimentan fuerzas de atracción débiles denominadas fuerzas de London.
Debido a que la nube electrónica constantemente está en movimiento, en
cualquier momento puede haber un desbalance en la distribución de la carga, por
Figura 20 Autopolarización de una moléculaFig____
no polar, adaptado por autora de (BRICEÑO, 1993,
pág. 191)
lo que la molécula no polar se puede autopolarizar momentáneamente. El polo
positivo que se forma instantáneamente atraerá los electrones de un átomo
vecino, induciendo un momento dipolar momentáneo en la otra molécula (figura
28). Estos dipolos inducidos son los causantes que las moléculas no polares se
atraigan mutuamente, con periodos de duración muy cortos y muy débiles, estas
atracciones se hacen más fuertes en la medida que aumenta el tamaño de la
molécula. Estas fuerzas se encuentran presentes en todo tipo de sustancias, las
sustancias gaseosas no polares por ejemplo, incluyendo los gases nobles se
pueden licuar gracias a las fuerzas de London.
Teoría Cinético-Molecular de los Gases Ideales
Estos conceptos fueron propuestos por los científicos Daniel Bernoulli, Rudolf
Clausius, James Maxwell. Ludwig Boltzmann, Johannes Van Der Waals y otros.
Esta teoría se fundamenta en los siguientes postulados, que son realidades
indiscutibles:
1. Un gas está formado de partículas diminutas, llamadas moléculas, para un
mismo gas, todas las moléculas tienen la misma masa y tamaño.
2. Las moléculas del gas están en movimiento caótico durante el cual
colisionan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contienen.
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3. El fenómeno conocido como presión, es causado por las colisiones de las
moléculas con las paredes del recipiente.
4. Las colisiones o choques son perfectamente elásticos, es decir, no existe
pérdida de energía cinética por fricción, mientras que la presión no varíe
con el tiempo.
5. A bajas presiones, las moléculas están tan separadas, que las fuerzas de
atracción intermolecular son despreciables.
6. A bajas presiones, el volumen ocupado por las moléculas, se pueden
considerar despreciable, en comparación al volumen del recipiente que las
contiene.
7. La temperatura absoluta de un gas es función únicamente de la energía
cinética promedio de todas las moléculas.
Estos conceptos pueden ser usados para derivar la ecuación cinética
fundamentalmente de un gas ideal:
n. mu&
PV =
3
Donde: P = Presión; V= Volumen
n = # total de moléculas
m = masa de cada molécula
u = Velocidad cuadrática media
Se puede demostrar a partir de la teoría cinética que:
U=˜
3RT
M
Donde:
R = 8,314J/molK; T = Temperatura absoluta (K)
M=Peso molecular del gas (en Kg/mol).
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De acuerdo al postulado 7, la energía cinética de traslación, producida por el
movimiento caótico de las moléculas del gas, es directamente proporcional a la
temperatura, por lo tanto se obtiene:
‰™ =
3
ˆ. š
2
Donde: Ek = Energía cinética traslacional de un gas ideal (en julios, calorías ó
BTU)
R = 8,314 I /mol K = 1,98 cal/mol K
T=Temperatura absoluta del gas (K)
Apliquemos estas ecuaciones en el siguiente problema:
Ejemplo:
Calcular:
a. La velocidad cuadrática media de las moléculas del hidrógeno a 0°C
b. La energía cinética de traslación de este gas a esa temperatura (en cal y julios)
DATOS:
Hidrógeno = H2
M=2 g/mol=0,002kg/mol
R = 8,314 Julios/mol K = 7,98 cal/mol K
T=0 +273=273K
INCÓGNITAS
a. U=?
b. Ek=?
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a. Recordando que: U=›
U=˜
3RT
M
; reemplazando los datos:
3 × 8,314J/molK × 273K
= •3404583Julios/Kg
0,002Kg
NOTA: Recordemos que 1 julio = new.m = kg/S2 . m
Luego J/Kg=Kg.m2/S2/Kg=m2/s2
U=•3404583m2 /s2 =1845,15m/s
Finalmente U = 1845,15 m/s
Esta velocidad tan alta, representa el límite máximo de las velocidades del
movimiento molecular, ya que el hidrógeno es el elemento más liviano, por su bajo
peso molecular.
b. Teniendo en cuenta que:
Ek = 3/2RT reemplazando obtenemos:
Ek = 3 / 2(8,314 J/molK)(273K) = 3404,58 J/mol
Ek = 3/2(7,98 cal/molK)(273K) = 810,81 cal/mol
RTAS:
a. u = 1845,15 m/s
b. Ek= 810,81 cal/mol = 3404,58 J/mol
Lección 17. Propiedades de los gases
Los gases llenan totalmente el recipiente donde están, y toman su forma; se
pueden comprimir, esto es, su volumen se puede hacer menor aplicándoles
presión, las densidades de los gases son del orden de gramos por litro, mientras
que las de los líquidos y los sólidos son del orden de gramos por mililitros. Los
gases se difunden (se reparten por el espacio) y fluyen por agujeros pequeños (a
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estos se llama efusión). Los gases con masa molecular pequeña se difunden y
efunden con más rapidez que los de gran masa molecular; se pude usar la efusión
para separar mezclas de isótopos. Las mezclas de gases son homogéneas bajo
condiciones normales
Históricamente los gases ocupan un lugar especial, debido a que su estudio llevó
a desarrollar una gran cantidad de conocimientos, de ahí la importancia de las
características que distinguen al estado gaseoso. La cantidad de un gas se
determina midiendo sus propiedades; volumen, presión y temperatura, por lo que
es importante hablar de estas tres variables.
Cuando el viento roza nuestro cuerpo o percibimos el olor de un perfume estamos
interactuando con el estado gaseoso de la materia. En el desarrollo histórico de la
Química, el estudio de los gases ha proporcionado claves para comprender tanto
fenómenos físicos como químicos.
VOLUMEN
Un gas se expande espontáneamente hasta llenar completamente el recipiente
que lo contiene, por eso el volumen ocupado por un gas es la capacidad completa
del recipiente.
La unidad SI básica de volumen es el metro cúbico (m3). Una unidad conveniente
para nuestros cálculos es el decímetro cúbico (dm3), el cual recibe el nombre de
litro (L). Para volúmenes más pequeños se ocupa el centímetro cúbico (cm3), al
que se le llama también mililitro (mL).
Una de las propiedades características de los gases es su carencia de forma y su
expansión ilimitada debido a su estructura interna. Sabemos que todos los gases
se expanden indefinidamente hasta llenar el espacio dentro del cual están
contenidos; por eso una determinada muestra de gas no tiene ni forma ni volumen
definido. El estado gaseoso también se caracteriza por su alto grado de
compresibilidad. Para producir una disminución mínima en el volumen de un
líquido o un sólido se requiere aplicar una presión enorme, mientras que un gas
fácilmente puede ser reducido a una pequeña fracción de su volumen original.
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También cuando dos o más gases se ponen en contacto se mezclan total y
uniformemente en todas sus proporciones, y por eso cualquier mezcla de gases es
homogénea.
Tal vez hayas leído en una lata de aerosol el mensaje que aparece en su etiqueta
“no se queme ni perfore el envase, ni se exponga al calor”. Dentro de la lata hay
un gas a alta presión, lo cual quiere decir que ejerce fuerza sobre cada cm3 de la
superficie interna de la lata. Te has preguntado ¿por qué nos indican que no la
perforemos?, ¿qué puede pasar si la calentamos en el fuego al incinerar basura?
PRESIÓN
Los científicos han convenido en definir la presión como la cantidad de fuerza o
“empuje” ejercida sobre la unidad de área.
P = FA
F = fuerza que actúa perpendicularmente a una superficie, por unidad de área.
A = área en la que está distribuida la fuerza.
La presión poseída no depende sólo de la fuerza que se ejerce, sino de la
superficie sobre la cual se distribuye esta fuerza. Por ejemplo, si un objeto que
pesa 1000 kg descansa sobre una superficie plana de 10 m2 ejercerá una presión
de 100 kilogramos por metro cuadrado. En tanto un objeto que pesa 1000 kg, y
descansa sobre una superficie de 100 m2, ejerce una presión de 10 kilogramos por
metro cuadrado.
La unidad del SI de fuerza es el newton (Nw)m2, la cual se define como la fuerza
que posee un cuerpo con una masa de un kilogramo y una aceleración de un
metro por segundo cuadrado. La unidad del SI de presión (newton por metro
cuadrado) se llama Pascal y se abrevia (Pa). Desafortunadamente, con frecuencia
todavía se emplean otras unidades más para medir presiones tales como la
atmósfera (atm) y el milímetro de mercurio (mmHg) o Torricelli (Torr).
Las relaciones existentes entre las tres unidades son:
1 atm = 760 mmHg (al nivel del mar).
1 atm = 101.325 kPa (presión de los gases de la atmósfera al nivel del mar).
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La presión atmosférica se mide con el barómetro, aparato inventado en 1644 por
Evangelista Torricelli.
Ejemplo:
1. La presión del gas de un neumático es de 2 atm, ¿cuál será su presión
expresada en kPa?
La presión que relaciona kilopascales con atmósferas es: 1 atm = 101.325 kPa.
Con esa expresión puede construirse la razón unitaria: 101.325 kPa 1 atm
Para la resolución del problema es necesario multiplicar el dato por la razón
unitaria, es decir
P = 2 atm 101.325 kPa
P 2atm
101.325kPa
202.65kPa
1atm
Lección 18. Leyes de los gases: fundamentos experimentales
Efectos de la temperatura sobre los gases
Hacia 1787 Jacques Alexandre César Charles (1746-1823) analizó los cambios en
los volúmenes del oxígeno, hidrógeno, dióxido de carbono y aire se producían por
las variaciones de temperatura. En el periodo comprendido entre 1802-1808,
Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) estudió este mismo fenómeno. Los datos
de ambos científicos indicaban que el volumen de un gas crece linealmente con su
temperatura en grados centígrados.
En la figura 1, la línea recta indica que el volumen y la temperatura del gas varían
linealmente. Sin embargo, el volumen del gas no se duplica cuando se dobla la
temperatura (en grados centígrados). Por lo tanto, no son directamente
proporcionales.
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Barómetro simple
Otros aparatos para medir la presión son el manómetro de extremo abierto y el
manómetro de extremo cerrado.
Derecho es Patm + PHg, donde PHg es la longitud de la columna de mercurio
(mmHg) entre las líneas de trazos. En el tubo izquierdo del gas ejerce la misma
presión hacia abajo, suministrando la base para la igualdad establecida.
El mercurio en la columna derecha entre las líneas de trazos. Esta presión se
expresa como la altura de esta columna, esto es en milímetros de mercurio.
Ejemplo práctico:
190
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Realiza lo siguiente: Inserta un globo en la boca de un envase de refresco y
colócalos dentro de un recipiente con agua caliente, observarás que el globo se
infla; si posteriormente haces lo mismo pero en un recipiente con agua fría
observarás que el globo se desinfla. Explica ¿por qué?. Apóyate en la figura que a
continuación se muestra.
Efecto de la temperatura sobre el volumen. Cuando aumenta la temperatura,
el volumen del globo se incrementa.
ESCALA DE TEMPERATURA ABSOLUTA
Si imaginariamente el gas se continuara enfriando tendría que llegar un momento
en que su volumen fuera cero. Aunque es increíble la idea de que la materia tenga
un
volumen
temperatura
sucedería
cero,
a
la
la
cual
es
importante
científicamente.
Esta
temperatura se ha calculado, y
es
de
273.15
grados
centígrados bajo cero y se le
llama cero absoluto. Ésta es la
temperatura
más
fría
alcanzable. A partir de este hecho puede construirse una nueva escala llamada de
temperaturas absolutas, en la que todas son positivas.
En 1848 William Thomson, también llamado Lord Kelvin (1824-1907), fue quien
demostró la validez de la escala de temperaturas absolutas. Con posterioridad, el
SI sugirió el uso de esta escala para la medición de las temperaturas. Para
convertir grados centígrados
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(ºC) a Kelvin (K), la relación es:
T = t + 273
Donde T = temperatura en K
t = temperatura en ºC.
Ejemplo:
¿Cuántos K corresponden a 25 ºC?
T = 25 ºC + 273
T = 298 K
Es importante que tomes en cuenta lo siguiente:
Es práctica general usar una T mayúscula cuando se trata de temperaturas
absolutas y una t minúscula cuando se trata de temperaturas en grados
centígrados o celsius.
Leyes de los gases ideales
Ley de Boyle
La experiencia muestra que cuando un gas se comprime isotérmicamente (a
temperatura constante), su volumen disminuye, como lo muestra la figura 25.
De acuerdo a la figura, se puede observar que al duplicar la presión sobre el gas,
el volumen disminuye la mitad. Estos resultados llevaron al químico Irlandés
Robert Boyle a afirmar lo siguiente:
192
Figura__
Figura 21 Compresión isotérmica de un gas ideal
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Recordando que dos magnitudes son inversamente proporcionales cuando
cumplen las siguientes condiciones:
a. Al aumentar o disminuir una de ellas, la otra disminuye ó aumenta en la misma
proporción.
b. El producto de las dos magnitudes es una constante, además, su relación
gráfica es una curva denominada hipérbola equilátera.
Para una masa dada de gas seco, a temperatura constante (proceso
isotérmico), el volumen del gas varía inversamente proporcional a la presión a
que se somete
Por lo tanto, la ley de Boyle se puede expresar matemáticamente así:
V α 1 /P ó también P.V = K (constante)
LoPara
cual una
indica
que dada
la ley de
de gas,
Boyleapodría
enunciarse
también
así:
masa
temperatura
constante
el producto
de la presión
por el volumen es siempre constante.
La relación gráfica de estas 2 magnitudes sería la mostrada en la gráfica 7:
193
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Teniendo en cuenta que el producto P.V es constante en cualquier condición, se
puede indicar así:
(P.V)1= (P.V)2, es decir:
P1V1= P2V2
Qué es la forma matemática de la ley de Boyle.
Ejemplo:
Cierta cantidad de oxígeno- ocupa un volumen de 3,5 L a la presión de 96
kilopascales. Determinar el volumen de la misma masa de gas a la presión de 1
atmosfera, si la temperatura la temperatura permanece constante.
Gráfica 2 Isoterma de la ley de Boyle (Granados Moreno & García, 1996,
adaptado por Dolffi Rodríguez, 2011)
CONDICIÓN 1
CONDICIÓN 2
V1 =3,6 L
V2
P1 = 96 KPa
P2 = 1 atm.
Convertimos los 96 kPa a atm, teniendo en cuenta que 1kPa = 1000 Pa; 1 atm=
101325 Pa luego:
96 KPa x 1000 Pa/1 KPa x L atm/101325 Pa = 0,94 atm
Es decir 96 KPa = 0,94 atm
Por lo tanto, teniendo en cuenta que:
P1V1= P2V2 despejando V2 quedaría:
V2=P1V1/P2= 0,94 atm x 3,6L /1 atm. RTA: V2= 3,38L
La respuesta corresponde a Ia ley de Boyle, ya que al incrementar la presión, el
volumen debe disminuir cuando la temperatura permanece constante.
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Ley de Charles y Gay-Lussac
La dilatación de los gases debida a los cambios de temperatura, fue primeramente
estudiada por el físico Jacques A. Charles y complementada más tarde por el
fisicoquímico francés Joseph Louis Gay-Lussac. Esta ley se puede enunciar de
dos formas:
a. A presión constante (proceso isobárico), el volumen de una masa dada de
gas varía directamente proporcional a la temperatura absoluta, ver figura
26.
Figura 22 Variación de volumen y temperatura según la ley de Charles-Gay Lussac
Recordando que dos magnitudes son directamente proporcionales cuando
cumplen las siguientes condiciones: (ver apéndice).
1. Al aumentar o disminuir una de ellas, la otra aumenta ó disminuye en la
misma proporción.
2. El cociente de las dos magnitudes es una constante, además su relación
gráfica es una línea recta.
Por lo tanto, la ley de Charles - Guy Lussac se puede expresar matemáticamente
así:
VαT ó también
V
= k (constante)
T
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Lo cual indica que:
Para una masa dada de gas a presión constante, el cociente entre el volumen y la
temperatura es siempre constante.
La relación gráfica de estas 2 magnitudes se muestra en la gráfica 8:
Gráfica 3. Isóbara de la ley de Charles-Gay Lussac. Fuente:
[En línea]. - 2010. -
http://www.mundodescargas.com/apuntestrabajos/quimica/decargar_ramas-de-la-quimica.pdf.
Teniendo en cuenta que el cociente V /T es constante en cualquier condición, lo
anterior se puede ampliar así:
V
V
V1 V 2
=
ž Ÿ = ž Ÿ es decir
T1 T2
T 1 T 2
Que es la primera forma matemática de la ley de Charles-Gay Lussac.
La otra forma de esta ley, relaciona presión, y temperatura del gas a volumen
constante e indica.
b. A volumen constante (proceso isocóro), la presión de un gas varía directamente
proporcional a la temperatura absoluta.
Realizando un análisis similar al primer caso, esta relación se puede expresar así:
P αT entonces:
P
= K (constante)
T
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Ampliando esta expresión para diferentes condiciones, se obtiene:
P1 P2
=
T1 T2
Y su representación gráfica, sería la que se observa en la gráfica 9:
Ejemplos:
1. Un cultivo bacteriano, se incuba a 27°C, desprendiendo 620 ml de gas. Calcular
el volumen de este gas a la temperatura de crecimiento de 40°C, suponiendo que
la presión permanece constante.
CONDICIÓN 1
CONDICIÓN 2
T1= 27°C
T2 = 40°C
V1=620 mL
v2=?
Las temperaturas se convierten a grados Kelvin.
T1 = 27 + 273 = 300 K
T2= 40 + 273 = 313 K
Por la ley de Charles-Guy Lussac, tenemos que al aumentar la temperatura, el
volumen se debe incrementar, cuando la presión permanece constante.
Entonces;
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V 1 V2
V1 × T2 620 … × 313°¡
= 3*-C>V2 =
=
= 647 …
300°¡
T1 T2
T1
Es decir que V2=647 mL
2. Un tanque contiene Aüfrógeno a 30°C y una presión de I atmósferas. Calcular la
presión interna del gas cuando se calienta el tanque a 100°C, suponer que el
volumen permanece constante.
CONDICIÓN 1
CONDICIÓN 2
T1 = 30 + 273 = 303 K
T2= 100 + 273 =373 K
P1 =8atm.
P2=?
De acuerdo a la ley de Charles-Gay Lussac, sí la temperatura aumenta, la presión
también se incrementa, cuando el volumen permanece constante.
Entonces:
PH P&
PH × T&
= luegoP& =
TH T&
TH
Reemplazando, obtenemos:
P2 =
8 atm×373
= 9,84 atm
303
RTA: La presión del gas es de 9,84 atm.
Ley Combinada de los Gases ideales
Según la ley de Boyle, el volumen es inversamente proporcional a la presión, es
decir:
V α 1/P
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De acuerdo a Ia ley de Gay-Lussac, el volumen es directamente proporcional a la
temperatura, es decir:
VαT
Combinando ambas, deducimos que el volumen es proporcional al cociente T /P.
Luego VαT /P ó también V=K(T/P)
Despejando K quedaría:
PV
=K (constante)
T
Esta expresión correlaciona las 2 leyes anteriores, por 1o que se le denomina ley
combinada de los gases ideales, además como el cociente PV/T es constante en
cualquier condición, esto se puede ampliar de la siguiente forma:
P1 × V1 P 2 × V2
=
T1
T2
Esta ecuación combinada describe el comportamiento de un gas ideal, términos
de presión, volumen y temperatura.
Condiciones Estándar de un Gas ldeal
El volumen ocupado por una cantidad dada de un gas, depende de temperatura y
presión en ese momento, por lo tanto para medir el volumen, se deben establecer
unas condiciones normales de presión y temperatura denominados también
estándar.
Las condiciones estándar ó normales de una masa dada de gas, se refieren a
P=1atm ó 101325 Pascales y T = 0°C ó 273K
Tomando como base 1 mol de cualquier gas, se puede establecer que en
condiciones estándar (P= 1 atm y T= 0°C) ocupa siempre un volumen de 22,414L.
Esta afirmación está basada en el principio de Avogadro.
Ejemplos:
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1. Cierto gas ocupa un volumen de 6 L bajo una presión de 720 mmHg a
25°C. Qué volumen ocupará este gas bajo condiciones normales de
temperatura y presión?.
CONDICIÓN L (inicial)
CONDICIÓN 2 (estándar)
V1=6L
V2=?
P1 = 720 mmHg
T1 = 25+273 =298 K
P2 = 1 atm = 760 mmHg
T2= 273K
Teniendo en cuenta la ecuación combinada de los gases ideales:
P1 × V1 P 2 × V2
=
T1
T2
se despeja V2
PH × VH × T&
= V& reemplazandoquedaría
TH × P&
720mmHg 6Lx273K
760 mmHg ×298 K
V2= 5,2 L
Observe que el resultado obtenido concuerda con las leyes vistas, porque al
aumentar la presión y disminuir la temperatura del gas, el volumen de este
decrece de 6L a 5,2 L.
RTA: El volumen ocupado por este gas en condiciones normales es de 5,2 L
2. Un gas insoluble, producido durante una fermentación por un cultivo bacteriano,
se recoge sobre agua a 30° C y 740mmHg de presión, sí bajo estas condiciones
ocupan volumen de 400 ml. Calcular el volumen de gas seco a condiciones
estándar. (presión de vapor del agua a 30°C = 4,266 KPa).
200
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DATOS:
Tr = 30 + 273 = 303K
Pt = 740 mmHg
V1= 400 ml
Pvapor: 4,266 KPa
Primero convertimos la P vapor a mmHg, así:
PV 4,266KPa×
1000Pa
1atm
760mmHg
×
×
1KPa
101325Pa
1atm
Pvapor 32mmHg
Como el gas se recogió sobre agua, se debe calcular la presión del gas seco,
utilizando la expresión vista anteriormente.
Pgas seco = Ptotal – Pvapor agua
Pgas seco = 740 mmHg - 32 mmHg =708 mmHg
Ahora planteamos las condiciones iniciales y finales del problema.
CONDICIÓN 1 (inicial)
CONDICIÓN 2 (estándar)
V1 = 400 ml
V2=?
P1= 708 mmHg
P2=1atm=760mmHg
T1 = 303K
T2= 273K
Utilizando la ecuación combinada:
PH × VH
TH
P& × V&
despejamosv&
T&
201
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V&
PH × VH × T&
reemplazandoquedaría
TH × P&
V2 =
708 mmHg×400mL×273K
760 mmHg×303K
Finalmente, simplificando unidades
RTA: V2= 335,73 ml
Principio de Avogadro
Se debe al notable físico Italiano Amadeo Avogadro, quien a través de la
experiencia, estableció lo siguiente:
Volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de
presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.
Experimentalmente, se demuestra que un mol de cualquier gas en condiciones
normales o estándar (P= 1 atm, T= 0°C) ocupa un volumen de 22,414 L y contiene
6,02x1023 moléculas.
Este volumen se denomina volumen molar de un gas ideal en condiciones
normales y se denota ¥¦ Luego ¥¦ = 22,414 L en condiciones normales
Relación del volumen con el Número de moles
1mol de oxígeno pesa 32 g, contiene 6,02x1023 moléculas y ocupa un volumen de
22,414L en condiciones normales, por lo tanto, 2 moles de oxígeno pesarán 6g,
contienen 12,04x1023 moléculas y ocuparán un volumen de 44,828 L en
condiciones normales.
De lo anterior se puede deducir que el volumen de un gas varía directamente
proporcional al número de moles del mismo, es decir, V α n ó también:
202
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V
K
n
Por lo tanto, su relación gráfica sería una línea recta, como lo muestra en la
siguiente gráfica (7):
Gráfica 4. Relación entre V y n con P y T constantes
(Adaptado por autora de Granados Moreno & García,
1996)
Ecuación de estado para un Gas Ideal
La ley combinada nos indica que:
VαT/P
Y además, partiendo del principio de Avogadro se obtuvo:
Vαn
Combinando estas proporcionalidades, podemos afirmar que:
Vα
nT
P
O también:
V=K
nT
P
203
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Despejando K:
K=
PV
nP
Ahora, analizaremos el valor de K en condiciones normales o estándar para n= 1
mol, es decir:
K= žP·
V
1 atm ×22,4L
atm ×L
Ÿ R=
=0,082
1mol ×273K
mol ×K
nT
R se denomina la CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES, esto significa
que:
R=
PV
ó PV = nRT
nT
Esta es la famosa ecuación de estado de los gases ideales, una de las más
importantes en la fisicoquímica, ya que establece la relación directa entre presión,
volumen, número de moles y la temperatura de un gas y permite el cálculo de
cualquiera de las 4 variables ( P, V n, T ), conociendo el valor de tres de ellas.
Valores de R
La constante universal de los gases puede expresarse en un conjunto de
unidades, dependiendo de las que se le asignen a la presión y el volumen.
Además R puede relacionarse con unidades de trabajo y energía, como se
demuestra a continuación:
En primera instancia, se deben recordar las siguientes conversiones:
.
1 L atm = 101,325 Julios
1Pa = 1 Newton/m2
1 cal= 4,184 Julios
204
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1 Julio = 107 Ergios
.
Como el primer valor hallado fue R = 0,082 atm L/molK este se puede transformar
a través de los factores de conversión, es decir:
R =0,082
atm × L 101,325 Julios
Julios
×
=8,31
molK
1 atm L
molK
R=8,31
R=8,31
1Cal
cal
Julios
×
=1,98
molK
molK 4,184 Julios
Julios 10§ ‰4CA>@
Ergios
×
=8,31×10§
molK
1 Julios
molK
Estos valores se resumen en tabla 17:
Tabla 13 Valores de la constante universal de los gases expresada en
diferentes unidades.
UNIDADES
VALORES DE R
Litros-atm sobre mol x grado kelvin
0,082
julios sobre mol - grado Kelvin
8,31
Calorías sobre mol - grado Kelvin
1,98
Ergios sobre mol x grado Kelvin
8,31 x 107
PSia. pie cúbico sobre lb mol x grado Rankine
10,73
Aplicación de la Ecuación de Estado del Gas Ideal
1.¿Qué presión (en atm, mmHg y KPa) ejercerán 64 gramos de oxígeno,
confinados en una botella de acero de 20 L de capacidad a una temperatura de
30°C?.
DATOS
INCÓGNITA
W = 64 Gramos
P=?
V-20 L
205
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T = 30°C
Primero convertimos los 64g de oxígeno a moles
n=
wRgS
64g
g =2moles
g =
M¨
© 32
mol
mol
La temperatura se pasa a K
T=30 +273 =303K
A partir de la ecuación de estado despejamos P y sustituimos los valores:
P.V=nRT entonces P=
nRT
V
2 mol ×0,082 atm·LªmolK ×303K
P=
=2,48 atm
20L
Como nos piden mmHg y KPa, convertimos:
P=2,48 atm
P=2,48 atm
760 mmHg
=1884,8 mmHg
1atm
101.35 Pa 1KPa
×
=251,28 kilopascales
1atm
1000Pa
Rtas: Las presión ejercida por el gas es 2,48 atm=1884,8 mmHg=251,28 KPa
Ley de Dalton o de las presiones Parciales
A temperatura constante (proceso isotérmico) la presión total ejercida por mezcla
de gases en un volumen definido es igual a la suma de las presiones parciales o
individuales que cada gas ejercería si ocupara todo el volumen total.
El fisicoquímico inglés John Dalton establece los siguientes:
206
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Matemáticamente se expresa así:
n
PTotal = P 1 + P2 + P3 + ...Pn ., = « Pi
i=1
donde Pi = presión parcial de cada gas.
Recordando la ley de Raoult, podemos afirmar que la presión parcial de cualquier
componente en una mezcla gaseosa es igual al producto de su fracción molar por
la presión total es decir:
Pi =PTotal ·Xi
Xi
¬-
¬®¯®
°±²
n = número de moles
Ley de Amagat ó de los Volúmenes Parciales
Se debe al físico Francés Emile Amagat quién en forma similar a Dalton establece:
En una mezcla cualquiera de gases el volumen total es volúmenes
parciales de los constituyentes de la mezcla.
Matemáticamente se expresa así:
Donde Vi = volumen parcial de cada gas por un argumento similar al de las
n
PTotal = V 1 + V2 + V3 + ...³n ., = «
i=1
presiones parciales, se puede demostrar que:
Vi = Vtotal Xi
207
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Es decir el volumen parcial de cualquier componente en una mezcla gaseosa, es
igual al producto del volumen total por la fracción molar del constituyente.
Relación entre las leyes de Dalton y Amagat
Como Pi = Ptotal . X¡ entonces Xi = Pi / PT
Además Vi = VTotal Xi entonces Xi= Vi / VT
Igualando las dos expresiones anteriores obtenemos:
´
´µ
³- ³µ
Esta ecuación es bastante útil en fisiología respiratoria, porque las cantidades de
gas que se manejan suelen expresarse en presiones parciales (en mmHg), o en
volúmenes parciales (en % y a condiciones normales), como nos ilustran los
siguientes ejemplos:
1. El aire alveolar del pulmón humano contiene en volumen 80,5% de
nitrógeno, 14 de oxigeno y 5,5 de gas carbónico. Si la presión total en el
pulmón es de 100,92 kPa y la presión del vapor de agua es 47 mmHg a la
temperatura corporal. Calcular las presiones parciales (en mmHg) ejercida
por estos constituyentes.
DATOS
INCÓGNITAS
Pgas húmedo - 100,92 kPa
PN2=?
Pvapor de agua = 47 mmHg
PO2=?
XN2 = 80,5/100
PCO2=?
XO2=14/100
XCO2 =5,5/100
Primero convertimos la presión de los gases húmedos en el pulmón a mmHg
208
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1.00,92kPa ×
1000 Pa
1 atm
760 mmHg
×
×
=756,96mmHg
1 kPa 101,325 Pa
1 atm
Ahora calculamos la presión total en el pulmón ejercida por los gases secos.
P gases secos = P pulmón (gases húmedos) – P vapor de agua
Pg.s= 756,96 mmHg - 47 mmHg = Pg.s= 709,96 mmHg
Recordando las leyes de Dalton y Amagat;
.
Pi = Ptotal X¡ y Vi = VTotal Xi
Pi / Ptotal =X¡ y Vi/ VTotal =Xi
De acuerdo a los datos: PTotal=Pgases secos =709,96mmHg
X ¶0 =
V¶ &
80,5
=
V·•¸¹‘
100
X º0 =
Vº &
14
=
V·•¸¹‘ 100
;»90 =
De aquí podemos deducir que:
¥»90
5,5
=
¥š>`D3
100
Vtotal = 100
VN2= 80,5
VO2=14
VCO2 = 5,5
Además, demostramos que:
Pi
PT
V
= i , Por lo tanto
VT
a. Para el Nitrógenos, tenemos:
209
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P¶0
80,5
=
entoncesP¶0
709,96 100
P¶0 =571,52 mmHg
709,96 × 80,5
100
b. Para el oxígeno:
PO 2
14
=
entonces PO2 =99,39 mmHg
709,96 100
c. para el gas Carbónico:
PCO2
5,5
=
entonces PCO2 =39,05 mmHg
709,96 100
Por la ley de Dalton, tenemos:
¼½¾½n¿ = ¼Àg + ¼zg + ¼Nzg PT = 571,52 + 99,39 + 39,05 PT = 709,96 mmHg
RTAS: Las presiones parciales ejercidas por el nitrógeno, oxígeno y gas carbónico
en el pulmón, son:
a. PN2 = 571,52 mmHg
b. PO2 = 99,39 mmHg
c. PCO2 = 39,05 mmHg
2. Se preparó una mezcla de reacción para la combustión del Dióxido de azufre
(SO2) abriendo una llave que conectaba a dos cámaras separadas, una con un
volumen de 2,5L contenía SO2 a 0,75 atm y la otra con un volumen de 1,5 L
contenía oxígeno(q) a 0,5 atm; los dos gases estaban a 70°C, calcular:
a. Fracciones molares del SO2 y O2 en la mezcla.
b. Presión total de la mezcla (en mmHg).
210
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c. Presiones parciales de cada constituyente en la mezcla (en mmHg).
DATOS
PRIMER CÁMARA (SO2)
SEGUNDA CÁMARA (O2)
V=2,5L
V=1,5 L
P= 0,75 atm
P =0,5 atm
T =70+273 =343 K
T=343K
INCÓGNITAS (mezcla)
n(SO2) ; n(O2)
X(SO2); X(O2)
Pmezcla
P(SO2); P(O2)
a. para calcular las fracciones molares, debemos hallar el número de cada gas
recordando la ecuación de estado para un gas ideal: PV =nRT, podemos despejar
n para cada constituyente;
nRSO2S =
nO2 =
P.V 0,75 × 2,5
=
= 0,066 moles
RT 0,082 ×343
P.V 0,5 × 1,5
=
=0,026 moles
RT 0,082×343
Ahora calculemos las fracciones molares:
X(SO2) =
0,066
0,066
=
=0,717
0,066+0,026 0,092
Como X(SO2) +X(O2) = 1 entonces
X(O)2 =1-X(SO2 )=1 -0,717= 0,283
b. Presión total de la mezcla
211
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Como PT VT = nRT, entonces debemos: Hallar Vtotal de los gases en las dos
cámaras, lo mismo que el número de moles totales.
VT = 2,5L + 1,5 L= 4L
nT = 0,066 + 0,026 = 0,092 moles
Despejamos Ptotal y reemplazamos los valores.
PT=
nT R.T 0,092 ×0,082 × 343
=
= 0,64 atm
VT
4
Teniendo en cuenta las unidades, obtenemos:
Ptotal = 0,64 atm, lo convertimos a mmHq
PT = 0,64 atm
760 mmHg
= 486,4 mmHg
1 atm
Luego Pmezcla - 486,4 mmHg
c. Presiones parciales de SO2 Y O2 en la mezcla.
.
Recordemos que: Pi = Ptotal Xi, por Io tanto:
P(SO2) = PT. XSO2 - 486,4 x 0,717 = 348,75 mmHg
P(O2) = PT.X O2 = 486,4 x 0,283 =137 ,65 mmHg
RTAS:
a. XSO2 = 0,777
XO2 = 0,283
b. Presión Total
Pt = 486,4 mmHg
c. Presiones Parciales
PSO2 = 348,75 mmHg
P(O2) = 137,65 mmHg
212
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Ley de la Difusión de Graham
Se debe al químico inglés Thomas Graham, quien estudió experimentalmente la
difusión de varios gases contenidos en un recipiente a través de aberturas u
orificios. Encontrando así la relación entre velocidades, densidades, pesos
moleculares y tiempos de salida de estos. Con base en este trabajo, el estableció
a. A temperatura y presión constantes, las velocidades de difusión de
diferentes gases varían inversamente proporcional a la raíz cuadrada de
sus densidades o pesos moleculares.
b. A temperatura y presión constantes, los tiempos de difusión de diferentes
gases varían directamente proporcional a sus la raíz cuadrada de sus
pesos moleculares.
Estos enunciados, se pueden expresar matemáticamente así:
Uα
1
√d
;U∝
1
√M
Donde: U = Velocidad de difusión
d = Densidad
M= Peso Molecular
También en el caso de dos gases:
U1 •d2 •M2
=
=
U2 •d1 •M1
b. Sí designamos t=tiempo de difusión, tenemos que:
t∝√M ó t=K√M, para dos gases se obtiene:
t1 •M1
=
t2 •M2
213
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Ejemplo:
Calcular la velocidad de difusión para las moléculas del gas carbónico (CO2),
teniendo en cuenta que la velocidad del hidrógeno es de 1845 m/s a una
temperatura de 0°C (pesos moleculares Hidrógeno = 2 g/ mol; CO2= 44 g / mol).
DATOS
Hidrógeno
Gas Carbónico
U1 = 1845 m/ s
U2= ?
M1= 2 g/mol
M2= 44 g/mol
La relación entre velocidad y peso molecular es:
U1 •M2
=
U2 •M1
Despejando U2 y reemplazando los valores, obtenemos:
U2 =
U1
•M2 /•M1
1845mg
•44/2
= 392m/s
RTA: La velocidad del CO2 es 393,35 m/s
214
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Ley de Henry ó de la Solubilidad de Gases en Líquidos
Se debe al químico inglés William Henry, quién al estudiar la disolución de un gas
en un líquido, estableció:
La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a
la presión parcial del gas, cuando la temperatura permanece
constante.
Matemáticamente se expresa así:
S a Pi ó S = KPi, pero Pi = Ptotal.Xi, entonces:
.
.
S = K. Ptotal Xi ó también S=K XiPt
Donde:
S= solubilidad del gas en el Líquido, en ml de gas/mL de solución
K= Constante de Ia ley de Henry ó coeficiente de solubilidad.
Xi=Fracción molar del gas en la solución
PT=presión total
La ley de Henry se cumple estrictamente a presiones bajas y temperaturas
relativamente altas, las mismas condiciones para un gas ideal.
Además la ley no es aplicable cuando lo gases disueltos reaccionan con el
solvente, o se ionizan.
El coeficiente de solubilidad (K), es la cantidad de gas en ml disueltos por mililitro
de líquido a la presión de una atmósfera y a una temperatura determinada.
Las bebidas carbónicas constituyen una aplicación directa de la ley de Henry,
cuando usted destapa una botella de gaseosa ó de champagne, se observa el
desprendimiento de gas carbónico, esto se debe a la disminución de la presión del
215
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gas sobre la solución lo cual implica un descenso de su solubilidad y la posterior
salida del mismo.
A nivel fisiológico, el oxígeno, gas carbónico y nitrógeno se disuelven en el plasma
sanguíneo, sin embargo, el gas que más se acomoda a la ley de Henry es el
nitrógeno, debido a su alta solubilidad, como consecuencia de su apreciable
presión parcial. Este efecto del nitrógeno en la sangre lo perciben los buceadores
en condiciones extremas de presión
Ejemplo:
Los coeficientes de solubilidad para los gases transportados en la sangre y sus
respectivas presiones parciales son:
GAS
K(ml gas/ml plasma atm
Pi (mmHg)
Oxígeno
0.022
100
Nitrógeno
0,013
573
Gas carbónico
0,510
40
Calcular:
a. Las solubilidades de estos gases en 100 ml de plasma a la presión de 1atm
(760 mmHg).
b. Los mg de cada gas presentes en los 100 ml de plasma, en condiciones
normales o estándar.
SOLUCIÓN:
a. Recordando que S - K. Xi Pt, primero debemos encontrar las fracciones
molares de cada gas, teniendo en cuenta que:
216
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.
Pi = Ptotal Xi, luego:
Xi = P¡/PT Por lo tanto
X90 100
573
0,13;;Ã0 0,75yX»90 40/760 0,05
760
760
Ahora:
†ÄÅíÆ = ¡ÄÅíÆ · ;ÄÅíÆ PT = 0,022mL oxíg/mI plasma·atm×0,13×1 atm
S»90 0,0029mLoxíg/mLplasma
Esto significa que 0,0029 ml de oxígeno se disuelven en 1 ml de plasma por lo que
en 100 ml se disolverán.
SºÇí• (en100ml) 0,0029 × 100
0,29mLdeoxígeno.
Realizando un procedimiento similar para el nitrógeno y el gas carbónico tenemos:
Snitrógeno (en 100 ml) = 0,013 x 0,75 x 1 x 100 = 0,975 ml de nitrógeno
SCO2(en 100 ml) = 0,510 x 0,05 x 1 x 100 =2,55 ml de CO2
Miligramos de cada gas en condiciones estándar.
Recordemos que 1 mol de cualquier gas en condiciones normales ó estándar (P=1
atm; T=273K) ocupa un volumen de 22,414L ó 22414 mL Esto significa que:
1 mol de O2 (32g/mol) a C.N. ocupa un V = 22414 ml es decir:
22414 ml de O2 tienen una masa 32g, por lo tanto 0,29 ml tendrán una masa de:
0,29 ml oxígeno x 32g/22474mL x 1000 mg/1g= 0,41mg de oxígeno.
Igualmente para el nitrógeno y el CO2, tenemos:
0,975 ml nitrógeno x 28g / 22414mL x 1000mg / 1g= 1,22 mg de nitrógeno.
2,55 mlCO2 x 44g/22414mL x 1000mg/1g
5 mg de gas carbónico
217
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RTAS: SO2 = 0,29 ml de oxígeno.
SN2 = 0,975 ml de nitrógeno
SCO2= 2,55 ml de gas carbónico
b. Los milígramos de cada gas disueltos en los 100 ml del plasma a condiciones
normales (C.N.) son respectivamente:
0,41 mg de oxígeno
1,22 mg de nitrógeno
5 mg de gas carbónico
Lección 19. Estequiometria con gases
Las ecuaciones químicas que involucran gases, sirven como es obvio, para
realizar cálculos numéricos con reactante y productos. Por lo tanto, el objetivo
principal es determinar el volumen de estos, en condiciones de temperatura y
presión, teniendo en cuenta los coeficientes de la ecuación balanceada y los
factores químicos de conversión.
Ejemplo:
1. La combustión completa de la glucosa produce gas carbónico y agua según la
ecuación:
a. Calcular el volumen de gas carbónico que se obtiene en condiciones
normales, cuando se oxidan 72 gramos de glucosa en una bomba
calorimétrica.
b. Determinar el volumen de CO2 que se producirá cuando se oxidan 9
gramos de glucosa en un organismo animal, en condiciones de 37°C de
temperatura y 47 mmHg de presión.
218
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c. Calcular el volumen de oxígeno que se necesita para oxidar los 9 gramos
de glucosa en las condiciones expuestas de temperatura y presión.
PROCEDIMIENTO:
a.
Primero, calculamos las moles de glucosa. Contenidas en los 72 gramos.
Recordemos que un mol de glucosa pesa 180 gramos por lo tanto:
2 gramos ×
1 mol glucosa
= 0,4 moles glucosa
180 gramos
Según la estequiometria de la reacción:
1 Mol de glucosa produce 6 moles de CO2, por consiguiente 0.4 moles
producirán:
0,4 mol glucosa×
6 moles CO2
=2,4 moles de CO2
1 mol glucosa
Ahora:
1 Mol de CO2 en condiciones normales (P = 1-atm y T = 273K) ocupan un
volumen de 22,414 L, por lo tanto, 2,4 moles ocuparán:
2,4 moles CO2 ×
22,414L
x _ = 53,79L de CO2
1 mol CO2
b.
9 de glucosa×
1 mol glucosa
=0,05 mol glucosa
180g
Como 1 mol de glucosa produce 6 moles CO2, las 0,05 moles producirán:
0,05 moles glucosa×
6 mol CO2
=0,3 mol CO2
1 mol glucosa
219
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Según las condiciones:
47 mmHg×
1 atm
=0,062 atm
760mmHg
T=37+273=310 K y n=0,3 mol CO2
Luego la incógnita es el volumen (V).
De la ecuación de estado PV = nRT, despejamos el volumen y obtenemos:
V=
nRT
P
Reemplazamos los valores y cancelamos unidades para obtener finalmente
V= 0,3mol × 0,082
atm·L
× 310Kª0,062 atm
mol·K
V= 123 L de CO2 Sí la ecuación tuviera un rendimiento I00%
c. Volumen de oxígeno
Según la ecuación química:
1 Mol de glucosa necesita 6 moles de oxígeno, Por lo tanto, los 0, 05 moles
necesitarán:
0,05 moles glucosa×
6 mol O2
=0.3 moles de oxígeno
1 mol glucosa
Como las condiciones son las mismas, y el número de moles es igual al
numeral anterior, el volumen de oxígeno que se obtendrá a través de PV= nRT,
será de 123 L.
Este resultado, es evidente, ya que según la ecuación, 6 moles de oxígeno
produce 6 moles de CO2, por consiguiente, los 123 ml de CO2, necesitarán de
123 mL O2
RTAS:
220
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a. V = 53,79 L de gas carbónico en C.N.
b. V = 723 L de gas carbónico
c. V = 123 L de oxígeno
Lección 20. Desviaciones del comportamiento ideal: gases reales
Gases reales o no ideales y ecuación de van der waals
Sabemos que los gases ideales ó perfectos obedecen la relación PV = nRT, bajas
presiones y temperatura relativamente altas. Sin embargo, cuando estas
condiciones varían los gases presentan desviaciones de la idealidad.
Esto es evidente en la gráfica 8, la cual representa el producto P.V a 0°C para un
mol de CO2 y un mol de H2 contra diferentes cambios de precisión por lo tanto:
PV = nRT = (1 x 0,08205)(273) =22,4 = Constante.
De este modo, sí el CO2 obedece al comportamiento de un gas ideal, el producto
P.V a 0°C será constante e igual a 22,4 para todo el rango de presiones, pero en
la realidad, el producto P.V disminuye inicialmente en un intervalo de 0 a 50
atmósfera y luego se incrementa bruscamente, al aumentar esta presión, hasta un
valor que supera notoriamente el de 22.4, lo que nos indica su comportamiento
como gas real.
En el caso del hidrógeno, su desviación de la realidad aumenta en proporción al
incremento de la presión, tal como lo muestra la gráfica 11.
221
Gráfica 5. P.V contra P para diversos gases (Granados Moreno & García, 1996)
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Las causas de este comportamiento residen en los siguientes factores:
A altas presiones, el volumen ocupado por las moléculas no es insignificante, ni
despreciable con respecto al volumen total ocupado por el gas, ya que las fuerzas
de atracción intermolecular son bastante apreciables y significativas lo cual nos
hace suponer, que en la ecuación P.V = nRT, se debe corregir la presión y el
volumen para poder describir mejor, el comportamiento de este tipo de gases.
Utilizando los conceptos anteriores, el físico Holandés Johannes Der Waals
modificó la ecuación del gas ideal, demostrando que la presión ideal puede ser
representada de esta forma:
Pi =P+Pinterna =P+
n2 a
V
2
Donde :
Pi = presión del gas ideal
P = presión observada ó real
n = número de moles
Pinterna = debida a la fricción entre las moléculas
a = constante de Van Der waals
V = volumen
Adicionalmente, ya que las moléculas ocupan algún espacio, la corrección del
volumen ideal (el cual representa el volumen disponible para el movimiento de las
moléculas) está dado por:
V-nb
Donde: b=constante de Van Der Waals
nb = volumen que ocupan las moléculas
v-nb = volumen disponible para la comprensión o espacio libre
Según la ecuación de estado para un gas ideal
222
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PiVi = nRT
Reemplazando P y V corregidas, obtenemos:
n2 a
Èp+ 2 É .RV-nbS=nRT
V
Esta es la ecuación de estado de Van Der Waals.
Para n = 1 mol, la ecuación de Van Der Waals se convierte en:
žp+
a
V
2
Ÿ .(V-b)=RT
La ecuación de Van Der Waals produce mejores resultados que la del gas ideal,
especialmente a presiones altas y temperaturas relativamente bajas, es decir las
condiciones de un gas real. La tabla 18 presenta los valores de a y b para algunos
gases.
Tabla 14 Constantes de Van Der Waals para diferentes gases.
GAS
a (atm. L2/mol2)
b (L/mol)
CO2
3,60
0,0427
H2
0,244
0,0266
N2
1,39
0.0391
He
0,034
0,0237
Vamos a ilustrar la aplicabilidad de esta ecuación con un ejemplo:
Calcular la presión producida por 1mol de CO2, contenido en un volumen de 1 litro
a 0°C.
a. Utilizando la ecuación de Van Der Waals.
b. Utilizando la ecuación de los gases ideales.
c. Compare estos resultados, determinando la desviación.
223
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DATOS
Gas=CO2
a = 3,60 atm L2 /mol2
b = 0,0427 L / mol
n=1mol
V=1L
T=0°C -273K
INCÓGNITA
P=?.
Como n = 1mol, utilizamos la ecuación
n2 a
Èp+ 2 É .RV-nbS=nRT
V
Por lo tanto:
žp +
Despejamos P:
P=
Reemplazamos los valores
P=
a
V
2
Ÿ=
RT
V-b
RT
a
−
V-b V2
(0,082SR273S 3,60
−
R1S&
1- 0,0427
Teniendo en cuenta las unidades, obtenemos
P -23,38 atm - 3,60 atm = 19,78 atm
P = 19,78 atm
a. Por la ecuación del gas ideal
P.V=nRT
P=nRT/V
Reemplazamos los valores y simplificamos las unidades.
Luego:
1(0,082)(273)
5=
, por lo tanto
1
P=22,386 atm
b. Desviación=22,386 atm-19,78 atm
Desviación=2,606 atm
224
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Lección 21. Combustibles en estado gaseoso, composición de la atmósfera y
efecto de invernadero.
Combustibles en estado gaseoso:
Se denominan combustibles gaseosos a los hidrocarburos naturales y a los
fabricados exclusivamente para su empleo como combustibles, y a aquellos que
se obtienen como subproducto en ciertos procesos industriales y que se pueden
aprovechar como combustibles.
Los combustibles gaseosos pueden ser:
1. Gaseosos naturales
2. Gaseosos naturales manufacturados
Los componentes más habituales de los combustibles gaseosos del tipo
hidrocarburo son:
CO2, CO, H2, O2, N2, SO2 H2S y H2O como vapor
Una de las propiedades importantes de los combustibles gaseosos es el poder
calorífico, el cual se expresa por unidad de volumen en condiciones normales, su
valor varía dependiendo del tipo de gas, es decir, en función de los componentes
del combustible que se maneje.
Las clases de poder calorífico son:
•
Poder calorífico superior: Es el que se libera al realizar la combustión de
una unidad de volumen de gas.
•
Poder calorífico inferior: Se libera al realizar la combustión de una unidad
de volumen de gas, pero sin tener en cuenta el calor de condensación del
agua producida en la combustión.
Las unidades del poder calorífico son Kcal/m3; Btu/ft3; Cal/L
225
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La unidad de volumen en condiciones normales puede ser el m3 a P=1atm, T=0°C
y en condiciones estándar m3 a P=1atm, T=15,6°C. Para expresar la energía
liberada en una combustión se usa la TERMINA
TERMIA=2500 cal
El poder calorífico de un combustible gaseoso se puede calcular conociendo la
composición del mismo (proporción de componentes). Conociendo los calores de
combustión de los componentes individuales se puede calcular el poder calorífico
del combustible así:
n
« PC
i 1
%
PCi
100
Otra propiedad importante del combustible es el calor específico. Se define éste
como la cantidad de calor requerida para que la unidad de masa de gas aumente
su temperatura 1ºC. Las unidades son cal/gºC; Kcal/KgºC; Btu/lbºF. Pero lo cierto
es que al aumentar la temperatura existe una dilatación; es por ello que se definen
los siguientes calores específicos:
•
Calor específico a volumen constante (Cv)
•
Calor específico a presión constante (Cp)
Cv es menor que Cp, ya que hay que tener en cuenta el trabajo de expansión que
hay que realizar. Hay una relación entre estos dos valores:
Cp/Cv
Gas monoatómico: 1,67
Gas diatómico: 1,40
Gas triatómico: 1,33
226
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Otra propiedad de los combustibles gaseosos es la viscosidad. Al aumentar la
temperatura aumenta la viscosidad. Existen dos tipos de viscosidades, la
cinemática y la dinámica42.
Los combustibles gaseosos empleados en la actualidad son los siguientes:
- Gas de hulla: Los procesos de gasificación de hulla más importantes están
destinados sobre todo a la producción del gas denominado "de tipo gasoducto",
cuyas propiedades son más o menos equivalentes a las del gas natural. El gas
procedente de la hulla, además de cumplir las especificaciones de bombeo y
calentado, debe satisfacer límites estrictos en cuanto al contenido de monóxido de
carbono, azufre, gases inertes y agua. Para cumplir estas normas, la mayoría de
los procesos de gasificación de hulla culminan con operaciones de limpieza y
metanación del gas. En la actualidad se utilizan diversos métodos de
hidrogasificación en los que el hidrógeno reacciona directamente con carbón para
formar metano; estos procesos evitan el paso intermedio consistente en producir
gas de síntesis, hidrógeno y monóxido de carbono antes de producir metano.
Otros métodos son el proceso de aceptores de dióxido de carbono, que emplea
dolomita, un material calizo, y el proceso de sal fundida. Otros gases fabricados en
el pasado a partir de carbón y coque, como el gas del alumbrado o el gas de horno
de coque, apenas tienen importancia hoy día.
- Gas de alto horno: producido por la interacción de caliza, mineral de hierro y
carbono en los altos hornos, tiene un cierto poder calorífico debido a su contenido
en monóxido de carbono, pero contiene un 60% de nitrógeno. Durante el
funcionamiento de los hornos se producen cantidades enormes de este gas; la
mayoría se emplea para calentar el chorro de aire para el horno y hacer funcionar
los compresores que impulsan dicho chorro. El poder calorífico del gas de alto
horno es un 16% del correspondiente al gas de horno de coque.
42
www.textoscietificos.com. [En línea]
http://www.textoscientificos.com/energia/combustibles/gaseosos.
227
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- Gas natural: extraído de yacimientos subterráneos de gas, y objeto principal de
este trabajo.
- Gas licuado de petróleo: (GLP), mezcla de gases licuados, sobre todo propano
o butano. El GLP se obtiene a partir de gas natural o petróleo.
Componentes del gas natural
Los siguientes, son los componentes principales del gas natural, estos varían
según el yacimiento:
Componente
%
Componente
%
Metano
95,0812
n-pentano
0,0152
Etano
2,1384
Benceno
0,0050
Propano
0,2886
Ciclohexano
0,0050
n-butano
0,0842
Nitrógeno
1,9396
i-butano
0,0326
CO2
0,3854
n-pentano
0,0124
Otros
0,0124
En el siguiente cuadro se relacionan las propiedades principales de los
componentes del gas natural (15 °C y 1 atmósfera)3
Poder
Calor de
Calorífico
Combustión
kcal/m ³
kcal/kg
0,7175
9024
13187
0,030
1,3551
15916
12267
-103,8
0,028
1,26
-
-
-189,9
-42,1
0,044
2,0098
22846
11955
n-butano
-138,3
-0,5
0,058
2,7068
30144
11862
i-butano
-145
-10,2
0,058
2,7091
29955
-
n-pentano
-130
36
0,072
3,5066
38149
-
i-pentano
-
-
0,072
3,4354
37630
-
Benceno
5,5
80,1
0,078
890
-
10026
Ciclohexano
6,55
80,74
0,084
-
-
11167
P.F.
P.E.
P.M.
Densidad
°C
°C
kg
kg/m ³
Metano
-182,5
-161,5
0,016
Etano
-183
-87
Etileno
-169,4
Propano
Combustible
228
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Composición de la atmósfera y efecto de invernadero
Qué es el efecto invernadero?
En el Sol se producen una serie de reacciones nucleares que tienen como
consecuencia la emisión de cantidades enormes de energía. Una parte muy
pequeña de esta energía llega a la Tierra, y participa en una serie de procesos
físicos y químicos esenciales para la vida.
Esta energía proveniente del sol, corresponde a radiación infrarroja, ultravioleta y
luz visible. La atmósfera absorbe la radiación infrarroja y ultravioleta, la luz visible
llega a la superficie de la Tierra. La luz visible es utilizada por las plantas para
producir hidratos de carbono, en un proceso químico conocido con el nombre de
fotosíntesis.
En la atmosfera se encuentra una serie de gases tales como: nitrógeno y oxígeno,
existen también otros gases denominados “de invernadero” como el gas metano
(CH4), el dióxido de nitrógeno (NO2) y el dióxido de carbono (CO2), estos gases
permiten retener la energía Infrarroja, necesaria para mantener la temperatura en
el planeta, a esto se le conoce como efecto invernadero. Sin la presencia de
estos gases la tierra tendría una temperatura 30° por debajo de lo que es ahora,
por lo que no podría existir ningún tipo de vida.
Qué lo causa?
El incremento en la producción de dióxido de carbono, ha incrementado la
concentración de este gas en la atmosfera provocando la intensificación de este
fenómeno y por lo tanto un aumentando la temperatura global, lo que hace que se
derritan los hielos polares y aumente el nivel de los océanos.
229
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Marte tiene casi el mismo tamaño de la Tierra, y está a una distancia del Sol muy
similar, pero es tan frío que no existe agua líquida (sólo hay hielo), ni se ha
descubierto vida de ningún tipo. Esto es porque su atmósfera es mucho más
delgada y casi no tiene
gases de invernadero. Por
otro lado, Venus tiene una
atmósfera
muy
compuesta
en
su
totalidad por gases
de
invernadero.
casi
espesa,
¿El
resultado? Su superficie
es 500ºC más caliente de
lo que sería sin esos
gases. Por lo tanto, es una
Ilustración 5. Efecto invernadero y calentamiento global.
Fuente:
http://prevencionalmundo.files.wordpress.com/2008/10/elefecto-invernadero-y-el-calentamiento-global.jpg
suerte que nuestro planeta
tenga la cantidad apropiada
43
de gases de invernadero .
El 46% de la radiación solar que llega al planeta es absorbida por la superficie
terrestre (23% por componentes de la atmósfera: aire, polvo o nubes, y el resto
reflejado por las nubes y la superficie terrestre o dispersada hacia el espacio por
moléculas de aire).
La atmósfera y los océanos redistribuyen la energía recibida desde el sol en
distintas latitudes. Las superficies de los océanos y los continentes pierden
energía irradiando hacia el espacio exterior en longitudes de onda que dependen
de sus temperaturas.
Parte de la radiación emitida por la superficie terrestre es absorbida y vuelta a
emitir en todas las direcciones, incluso nuevamente hacia la tierra por algunos
43
Bureau Veritas. Master en gestion y auditoria ambiental. [En línea]
http://www.portalplanetasedna.com.ar/efecto_invernadero1.htm#efe.
230
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gases que componen la atmósfera. Estos gases reducen la pérdida efectiva del
calor por la superficie terrestre y aumentan la temperatura. Los gases
intervinientes en este proceso se denominan "gases invernadero" (atrapan parte
de la energía infrarroja y reducen el enfriamiento de la Tierra). El aumento de
estos gases provocan grandes consecuencias en el clima, como ser: alteración de
temperaturas, alteración en lluvias, aumento de la desertificación, alteración en la
agricultura y descongelación de casquetes polares, entre las principales44, al igual
que el aumento en las sequías en algunas regiones e inundaciones en otras.
No es posible cuantificar los efectos causados por este fenómeno, pero se puede
prevenir el aumento en la producción de dióxido de carbono, por ejemplo,
utilizando energías renovables y disminuyendo el uso de combustibles fósiles con
lo cual se reduce el aporte de este gas a la atmósfera, también se debe hacer
reforestación.
En cualquier caso, lo importante es ser conscientes de cómo, en muchas
ocasiones, nuestras acciones individuales tienen influencia tanto sobre la
atmósfera como sobre la habitabilidad del planeta.
Se sugiere consultar esta página para ver el efecto invernadero en Colombia:
http://www.docstoc.com/docs/893449/colombia-y-el-efecto-invernadero
CAPÍTULO 5. LÍQUIDOS Y SÓLIDOS
Estado Líquido:
El estado líquido se caracteriza porque la distancia entre las moléculas es
sensiblemente inferior a la de los gases. Mientras que en un gas la distancia
intermolecular media es igual o mayor que diez veces el tamaño de la molécula,
en un líquido viene a ser del mismo orden de magnitud que el diámetro molecular
y sólo un poco mayor que en los sólidos45.
44
Almerares, Diana, y otros. monografias.comm. [En línea]
http://www.monografias.com/trabajos14/cambiosclimat/cambiosclimat.shtml.
45
[En línea] http://www.salonhogar.com/ciencias/fisica/estados_materia/estado_liquido.htm.
231
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Eso explica que la densidad de los líquidos sea, salvo algunas excepciones, sólo
algo inferior a la de los sólidos.
La proximidad entre las moléculas hace que se dejen sentir fuerzas atractivas de
interacción, que evitan que una molécula pueda «escaparse» de la influencia del
resto, como sucede en el estado gaseoso, pero que les permite moverse
deslizándose unas sobre otras. Esto hace que presenten algunas características
que a continuación se explicarán.
Lección 22. Propiedades de los líquidos:
Compresión y expansión
A los líquidos se les considera incomprensibles debido que dentro de ellos existen
fuerzas extremas que entre sus moléculas las cuales se atraen, por otra parte
cuando a un liquido se le aplica una presión su volumen no se ve afectado en
gran cantidad, ya que sus moléculas tienen poco espacio entre si; por otra parte si
aplicamos un cambio de temperatura a un líquido su volumen no sufrirá cambios
considerables.
El movimiento de las moléculas de un líquido aumenta, a medida que aumenta la
temperatura y consecuentemente la distancia intermolecular se amplia, por lo
tanto, las moléculas tienen más posibilidad de moverse, aumentando su energía
cinética, a pesar de esto las fuerzas de atracción que existen en el líquido se
oponen a ese distanciamiento.
Difusión
Al realizar la mezcla de dos líquidos, las moléculas de uno de ellos se difunden en
todas las moléculas del otro líquido a mucha menor velocidad, cosa que en los
gases no sucede. Un ejemplo de esta propiedad, se puede evidenciar cuando se
deja caer una pequeña cantidad de tinta (china) en un poco de agua. Debido a que
las moléculas en ambos líquidos están muy cerca, cada molécula conlleva una
inmensidad de choques antes de alejarse, puede decirse que millones de
232
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choques. La distancia promedio que se genera en los choques se le llama
trayectoria libre media y, en los gases es más grande que en los líquidos, cabe
señalar que esto sucede cuando las moléculas están bastantemente separadas. A
pesar de lo que se menciona anteriormente hay constantes interrupciones en sus
trayectorias moleculares, por lo que los líquidos se difunden mucho más
lentamente que los gases.
Para ver el movimiento molecular en el agua líquida se sugiere consultar la
siguiente simulación:
http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1380&mid=57
Forma y volumen
En un liquido, las fuerzas de atracción son suficientemente agudas para limitar a
las moléculas en su movimiento dentro de un volumen definido, a pesar de esto
las moléculas no pueden guardar un estado fijo, es
decir que las moléculas del líquido no permanecen
en una sola posición. De tal forma que las
moléculas, dentro de los límites del volumen del
líquido, tienen la libertad de moverse unas alrededor
de otras, a causa de esto, permiten que fluyan los
líquidos. Aún cuando, los líquidos poseen un
Ilustración 6. Viscosidad del agua
Fuente:http://betocammpos.over-blog.com/articleagua-milagro-para-todos-los-dias-agua-cura-aguasalud-51887635.html
volumen definido, pero, debido a su capacidad para
fluir, su forma depende del contorno del recipiente
que los contiene.
Viscosidad
Algunos líquidos, literalmente fluyen lentamente, mientras que otros fluyen con
facilidad, la resistencia a fluir se conoce con el nombre de viscosidad. Si existe
una mayor viscosidad, el líquido fluye más lentamente. Los líquidos como la
maleza y el aceite de los motores son relativamente viscosos; el agua y los
líquidos orgánicos como el tetracloruro de carbono no lo son. La viscosidad
233
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puede medirse tomando en cuenta el tiempo que transcurre cuando cierta
cantidad de un líquido fluye a través de un delgado tubo, bajo la fuerza de la
gravedad. En otro método, se utilizan esferas de acero que caen a través de un
líquido y se mide la velocidad de caída. Las esferas más lentamente en los
líquidos más viscosos. Si deseamos determinar la viscosidad con respecto al
tiempo, es decir el volumen del líquido que fluye con respecto al tiempo tenemos:
dV πr 4 (P1 − P2 )
=
dt
8(µ )(L ) ........................ecuación 1
Donde:
dV
dt
= Velocidad de flujo del líquido a lo largo de un tubo.
r = Radio del tubo.
L = Longitud
(P1 - P2) = Diferencia de presión
A pesar de esto la determinación de las variables L y r es complicado, para esto
empleamos un método de comparación entre un líquido de viscosidad
desconocida y el agua como un líquido base, pero si consideramos que ∆P es en
proporción a la densidad ρ tenemos el siguiente análisis.
µ1 ρ1 ⋅ t1
=
µ0 ρ 2 ⋅ t2 .........................ecuación 2
Donde:
µ1= Viscosidad del liquido desconocido.
µ0=Viscosidad del agua.
Tensión superficial
En un líquido, cada molécula se desplaza siempre bajo
influencia de sus moléculas vecinas. Una molécula
cerca del centro del líquido, experimenta el efecto de
que sus vecinas la atraen casi en la misma magnitud en
234
Ilustración 7. Elemplo de tensión superficial, sancudo sobre el agua.
Fuente: http://www.librosmaravillosos.com/lifemateria/capitulo04.html
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todas en la superficie del líquido no esta completamente rodeado por otras y,
como resultado, solo experimenta la atracción de aquellas moléculas que están
por abajo y a los lados. Por lo tanto, la tensión superficial actúa en un líquido
perpendicular a cualquier línea de 1cm de longitud en la superficie del mismo.
Para la tensión superficial tenemos lo siguiente:
γ=
(r )(h )(g )(ρ )
2 cosθ
Donde:
r = Radio del tubo capilar.
h = Altura medida desde el nivel del líquido en el tubo de ensaye, hasta el
nivel del líquido en el tubo capilar.
g = Aceleración de la gravedad.
θ = Angulo de contacto en el líquido con las paredes del tubo capilar.
γ = Tensión superficial.
Para los líquidos que mojan el vidrio, su ángulo de contacto se supone a 0°, y
sacando el (cos 0°) es 1, por lo que la ecuación anterior se reduce a:
γ=
1
(r )(h)(∆ρ )(g )
2
Donde:
∆ρ = Es la diferencia de densidades que existe en el líquido y su vapor 46:
Capilaridad: Es una propiedad que tienen los líquidos para subir o bajar por un
tubo capilar, depende de su tensión superficial (la cual a su vez, depende de la
cohesión o fuerza intermolecular del líquido).
VAPORIZACIÓN
La Vaporización es el cambio de estado de líquido a gaseoso. Hay dos tipos de
vaporización: la ebullición y la evaporación.
46
Hernández, Aarón. monografias.com. [En línea] 2008.
http://www.monografias.com/trabajos16/propiedades-liquidos/propiedades-liquidos.shtml.
235
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La Ebullición es el cambio de estado que ocurre cuando una sustancia pasa del
estado líquido al estado de vapor. Para que ello ocurra debe aumentar la
temperatura en toda la masa del líquido.
A la temperatura durante la cual se dice que un determinado líquido hierve se la
llama punto de ebullición.
La diferencia entre la evaporación y la ebullición, es que en la evaporación, el
cambio de estado ocurre solamente en la superficie del líquido. También se
encuentra en que en una se necesita mayor cantidad de calor para que suceda la
reacción.
Cuando se realiza una destilación, para separar dos o más líquidos de diferente
punto de ebullición, la temperatura permanece constante en el punto de ebullición
de cada uno de los líquidos que se desea separar de la mezcla.
PRESIÓN DE VAPOR
Presión de vapor, presión que ejerce el vapor en equilibrio con el líquido o el sólido
que lo origina a determinada temperatura. Todos los sólidos y líquidos producen
vapores consistentes en átomos o moléculas que se han evaporado de sus formas
condensadas.
Si la sustancia, sólida o líquida, ocupa una parte de un recipiente cerrado, las
moléculas que escapan no se pueden difundir ilimitadamente sino que se
acumulan en el espacio libre por encima de la superficie del sólido o el líquido, y
se establece un equilibrio dinámico entre los átomos y las moléculas que escapan
del líquido o sólido y las que vuelven a él. La presión correspondiente a este
equilibrio es la presión de vapor y depende sólo de la naturaleza del líquido o el
sólido y de la temperatura, pero no depende del volumen del vapor; por tanto, los
vapores saturados no cumplen la ley de Boyle- Mariotte.
La presión de vapor en los líquidos crece rápidamente al aumentar la temperatura;
así, cuando la presión de vapor es igual a 1 atmósfera, el líquido se encuentra en
su punto de ebullición ya que el vapor, al vencer la presión exterior, se puede
formar en toda la masa del líquido y no sólo en su superficie.
236
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Cuando un soluto no volátil se disuelve en un líquido disminuye la presión de
vapor del disolvente, pues las moléculas de soluto, al ser de mayor volumen, se
comportan como una barrera que impide el paso de las moléculas de disolvente al
estado de vapor. La presión de vapor o más comúnmente presión de saturación es
la presión de la fase gaseosa o vapor de un sólido o un líquido sobre la fase
líquida, para una temperatura determinada, en la que la fase líquida y el vapor se
encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de
líquido y vapor presentes mientras existan ambas. Este fenómeno también lo
presentan los sólidos; cuando un sólido pasa al estado gaseoso sin pasar por el
estado líquido (proceso denominado sublimación o el proceso inverso llamado
sublimación inversa) también hablamos de presión de vapor. En la situación de
equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado.
Esta propiedad posee una relación directamente proporcional con las fuerzas de
atracción intermoleculares, debido a que cuanto mayor sea el módulo de las
mismas, mayor deberá ser la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de
calor u otra manifestación) para vencerlas y producir el cambio de estado.
Imaginemos una burbuja de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se
mantiene a una temperatura constante; si introducimos una cierta cantidad de
líquido en su interior éste se evaporará rápidamente al principio hasta que se
alcance el equilibrio entre ambas fases.
Inicialmente sólo se produce la evaporación ya que no hay vapor; sin embargo a
medida que la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión en el interior de la
ampolla, se va incrementando también la velocidad de condensación, hasta que
transcurrido un cierto tiempo ambas velocidades se igualan. Llegados a este punto
se habrá alcanzado la presión máxima posible en la ampolla (presión de vapor o
de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.
El equilibrio dinámico se alcanzará más rápidamente cuanto mayor sea la
superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la
evaporación del líquido; del mismo modo que un charco de agua extenso pero de
poca profundidad se seca más rápido que uno más pequeño pero de mayor
237
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profundidad que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se
alcanza en ambos casos para igual presión.
El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la
propia naturaleza del líquido, encontrándose que en general entre líquidos de
naturaleza similar, la presión de vapor a una temperatura dada es tanto menor
cuanto mayor es el peso molecular del líquido.
La presión de vapor se expresa generalmente en atmósferas (atm) o en milímetros
de mercurio (mm de Hg). 1atm 0 760 mm de Hg. Es una propiedad que depende
de la temperatura a que sea determinada (la presión de vapor de un líquido
siempre aumenta con la temperatura).
Por ejemplo, la presión de vapor del agua a 20 °C e s de 17.5 mm de Hg y de 760
mm de Hg a 100 °C.
MEDICIÓN Y UNIDADES
La presión de vapor es medida en unidades standar de presión. El Sistema
Internacional de Unidades (SI) reconoce a la presión como una unidad derivada de
la fuerza ejercida a través de un de un área determinada, a esta unidad se le
conoce por el nombre de Pascal (Pa). Un pascal es equivalente a un Newton por
metro cuadrado (N·m-2 or kg·m-1·s-2).
La medición experimental de la presión de vapor es un procedimiento simple para
presiones similares que estén entre 1 y 200 kPa. Resultados más exactos son
obtenidos cerca del punto de ebullición de cada sustancia en particular y con
índice de error más significativo en mediciones menores a 1 kPa. Con frecuencia,
algunos procedimientos consisten en purificar las sustancias que son analizadas,
aislándolas la sustancia deseada en un contenedor, evitando cualquier gas
indeseado y midiendo la presión de equilibrio de la fase gaseosa de la sustancia
en el sistema cerrado a distintas temperaturas. El uso de herramientas como un
isoteniscópio genera una mayor exactitud en el proceso.
238
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PUNTO DE EBULLICIÓN
Si a un líquido se le aplica calor, la energía cinética promedio aumenta y, por lo
tanto, la temperatura y la velocidad de evaporación. Cuando se calienta un vaso
con líquido, se comienzan a formar pequeñas burbujas de vapor, el cual se eleva y
sale del líquido.
Dicho proceso se llama ebullición; éste, aunque parecido a la evaporación, no
debe confundirse. Cuando las moléculas se evaporan de un líquido se difunden en
la atmósfera que les rodea y, por lo tanto, la presión de la atmósfera no afecta al
proceso de evaporación. Por otro lado, si el líquido hierve, el vapor escapa del
líquido con presión suficiente para desplazar la atmósfera que rodea al líquido. De
tal modo, la temperatura que por la presión de vapor del líquido es igual a la
presión de la atmósfera que la rodea se llama punto de ebullición.
TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICAS
La manera obvia de cambiar a un gas en un líquido es enfriarlo a una temperatura
por debajo de su punto de ebullición. Hay otra manera de condensar un gas para
formar un líquido, sin embargo, implica aumentar la presión en el gas. Los líquidos
hierven a la temperatura a la cual la presión del vapor es igual a la presión del
líquido con sus alrededores. Elevar la presión en un gas por lo tanto aumenta con
eficacia el punto de ebullición del líquido.
Suponga que tenemos vapor de agua (o vapor) en un envase cerrado a 120 ºC y 1
atmósfera de presión. Puesto que la temperatura del sistema está sobre el punto
de ebullición del agua, no hay razón para que el vapor condense para formar un
líquido.
Nada sucede hasta que comprimimos lentamente el envase de tal modo que se
eleva la presión del gas hasta que la presión alcanza 2 atmósferas. En este punto,
el sistema está en el punto de ebullición en el que hierve el agua y algo del gas se
condensará para formar un líquido. Tan pronto como la presión en el gas exceda 2
atmósferas, la presión del vapor del agua a 120°C no es lo bastante grande para
que el líquido hierva.
239
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En teoría, deberíamos poder predecir la presión a la cual un gas condensa a una
temperatura dada consultando un diagrama de presión del vapor contra
temperatura.
En la práctica, cada compuesto tiene una temperatura crítica (Tc). Si la
temperatura del gas está sobre la temperatura crítica, el gas no se puede
condensar, sin importar la presión aplicada. La existencia de una temperatura
crítica fue descubierta por Thomas Andrews en 1869 mientras que estudiaba el
efecto de la temperatura y de la presión en el comportamiento del bióxido de
carbono. Andrews encontró que él podría condensar el gas del CO2 en un líquido
elevando la presión en el gas, mientras él mantuvo la temperatura por debajo de
31.0 ºC. A esta temperatura se requiere de una presión de 72.85 atmósferas para
licuarse el gas de CO2. Andrews encontró que era imposible convertir gas de CO2
en líquido por encima de esta temperatura, no importaba que tanta presión se
aplicara.
Los gases no se pueden licuar a temperaturas por encima de la temperatura
crítica porque en este punto las características de los gases y de los líquidos son
las mismas, y no hay base sobre la cual distinguir entre los gases y los líquidos. La
presión del vapor de un líquido a la temperatura crítica se llama la presión crítica
(Pc). La presión del vapor de un líquido nunca es más grande que esta presión
crítica.
Hay una correlación obvia entre la temperatura crítica y el punto de ebullición de
estos gases. Estas propiedades están relacionadas porque ambas son medidas
indirectas de la fuerza de atracción entre las partículas en la fase gaseosa.
Los valores experimentales de la temperatura y de la presión críticas de una
sustancia se pueden calcular al utilizar las constantes de a y de b en la ecuación
de van der Waals.
ÈP +
an&
É RV − nbS
V&
nRT
donde las constantes a y b se pueden calcular a partir de sus puntos críticos de
temperatura y presión.
240
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a=27R2TÊ
64PÊ
2
b
RTÊ
8PÊ
Relaciones entre fuerzas intermoleculares y propiedades físicas
Como se mencionó anteriormente a medida que aumenta el tamaño molecular
aumenta las fuerzas de London, por ejemplo esto se puede apreciar en la serie de
los halógenos que son no polares, en estos elementos a medida que aumenta el
tamaño, aumentan los puntos de fusión y de ebullición. En la tabla 19 se presenta
los puntos de ebullición, puntos de fusión, pesos moleculares y fase a temperatura
ambiente de los halógenos.
Tabla 15 Algunas propiedades físicas de los halógenos (adaptada, BRICEÑO, Carlos Omar.
QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 525)
Fórmula
T- Fusión
°C
T. ebullición
°C
Peso
molecular
Diámetro
molecular, Å
Aspecto
F2
-218
-188
38
4,12
Gas
Cl2
-101
-34
71
5,58
Gas
Br2
-7
59
160
6,18
Líquido
I2
114
184
254
7,96
Sólido
De igual forma en las moléculas polares las interacciones dipolo actúan
conjuntamente con las fuerzas de London, por lo tanto la interacción aumenta a
medida que aumenta el tamaño molecular y como consecuencia, el peso
molecular. En la tabla 20, se puede apreciar la influencia del tamaño molecular en
las propiedades de algunas sustancias polares.
241
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Tabla 16 Influencia del tamaño molecular sobre los puntos de ebullición (adaptada,
BRICEÑO, 1993)
Compuesto
T- Fusión °C
T. ebullición
°C
Peso
molecular
HCl
-114
-85
38,5
HBr
-87
-67
81,0
HI
-51
-36
128
Propiedades especiales del agua
Los puentes de hidrógeno son los responsables de que el agua sea líquida a
temperatura ambiente, esta es una molécula neutra que tiene igual número de
protones y electrones, sin embargo es una molécula polar. La polaridad del agua
se debe a que el núcleo del Oxígeno atrae los electrones del Hidrógeno,
creándose una pequeña carga positiva en ellos y debido a la densidad de carga
negativa en el átomo de oxígeno, se crea regiones débilmente negativas en los
otros dos vértices de un tetraedro regular.
Debido a los puentes de hidrógeno que mantienen unidas las moléculas de agua,
presenta alta cohesión, y consecuentemente una alta tensión superficial. Esta
propiedad del agua se puede definir como la tendencia de un líquido a disminuir su
superficie, hasta el punto, en que su energía potencial de superficie sea mínima47.
Por ejemplo la forma esférica de las gotas de lluvia y de las partículas de mercurio
situadas sobre una superficie se debe a esta propiedad.
Otra propiedad que presenta el agua es la capilaridad, que es la capacidad
ascender por ejemplo por tubos de vidrio, en un papel secante, que atraviese los
pequeños espacios entre las partículas del suelo y de esta manera esté disponible
para la planta. El agua tiene como característica la imbibición, o absorción que
corresponde a la penetración capilar en sustancias como madera, gelatina y como
resultado hacen que las moléculas de estos compuestos se hinchen. También
presenta alto calor específico (cantidad de calor que una cantidad dada de
47
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
242
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sustancia requiere para un aumento dado de temperatura48, además presenta un
alto calor de vaporización que es el calor requerido para que un líquido cambie al
estado gaseoso, y presenta un alto calor de fusión (calor requerido para que un
sólido pase a líquido).
Una característica importante del agua es que tiende a ionizarse, es decir a
separarse en iones H+ (realmente son iones hidronio
H3O+), y iones OH-. En el agua pura, el número de
iones H+ y el número de iones OH- es igual a 10-7
moles por litro.
En el hielo las moléculas de agua forman una
estructura cristalina muy abierta. En el hielo, el átomo
de oxígeno está rodeado tetraédricamente por cuatro
átomos de hidrógeno, por lo tanto puede hacer dos
clases de enlaces el hidrógeno. En la figura 29 se
Figura 23 Enlace de hidrógeno (línea
punteada) entre moléculas de agua en
el hielo.
puede observar que dos átomos de hidrógeno se
unen covalentemente al oxígeno, mientras los otros dos se unen por puente de
hidrógeno, esta estructura abierta es la causa de que el hielo sea menos denso
que el agua liquida.
Interacciones moleculares en moléculas de
la vida
En las moléculas de la vida se presentan una serie
de interacciones que permiten que sea posible el
metabolismo
interacción
interacciones
Figura
24
Ley
de
Coulomb.
Fuente:
http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerza
s.htm#f
48
celular,
de
tales
interacciones
conformación
electrostáticas
(en
son:
proteínas),
(biopolimeros),
interacciones dipolo-dipolo o dipolo-carga, puentes
de hidrógeno, fuerzas de van der Waals e
Curtis, Helena. Biología. Biología. Motevideo, Uruguay : panamericana, 2001, pág. 183
243
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interacciones hidrofóbicas.
A continuación se muestra un apartado donde se hace una breve descripción de las
circunstancias en las que se presentan cada una de estas interacciones:
“Los enlaces covalentes son los responsables de la composición de los
biopolímeros determinando su configuración. En el caso de las proteínas, es el
enlace peptídico entre los aminoácidos lo que determina la composición de la
proteína (configuración), pero no su forma espacial definitiva (conformación). La
conformación la determinan la orientación de los aminoácidos y la cantidad y el tipo
de interacciones intramoleculares que se dan entre dichos aminoácidos.
Las interacciones electrostáticas: Están basadas en las interacciones entre
cargas eléctricas y regidas por la ley de Coulomb (figura 30). Con frecuencia, este
tipo de interacción recibe el nombre de puente salino.
Figura
25
Algunos
aminoácidos
con
cargas
(http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm#f
u1)
Son frecuentes entre una enzima y su sustrato (figura 32), entre los aminoácidos
de una proteína o entre los ácidos nucleicos y las proteínas. En los biopolímeros
existen numerosas fuentes de carga eléctrica. A pH fisiológico (7.2) los aminoácidos
básicos (Lisina y Arginina) están cargados positivamente en su cadena lateral y los
aminoácidos ácidos (Aspártico y Glutámico) están cargados negativamente (figura
32).
244
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Figura 26 Interacciones enzima-sustrato
(http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerz
as.htm#fu1)
Cuando se acercan aminoácidos cargados con signo opuesto aparece una
interacción que estabiliza dicha conformación debido a la atracción de las cargas. En
caso de que los aminoácidos tengan el mismo signo se repelerán. El pH es
determinante en la aparición y desaparición de cargas en los biopolímeros y, por
tanto, es un factor a tener en cuenta en la estabilidad estructural. Las cargas
eléctricas no son la única fuente de interacción electrostática. La polaridad es una
propiedad de ciertas moléculas y consiste en una distribución asimétrica de cargas
dentro de la molécula, creándose zonas de signo contrario. El término dipolo hace
referencia a esta asimetría de cargas. Existen interacciones dipolo-dipolo o
dipolo-carga basados en las mismas leyes físicas que las interacciones
electrostáticas pero de menor energía. El agua es el mejor ejemplo de molécula
polar. El átomo de oxígeno, por su electronegatividad, atrae a los electrones de la
molécula de agua creando una zona cargada negativamente y dejando a los dos
hidrógenos en un ambiente con carga positiva. Esta propiedad es la que hace del
agua una sustancia con características únicas y la dota de la capacidad de
establecer puentes de hidrógeno (figura 33). Los puentes de hidrógeno no son
exclusivos del agua.
Los puentes de hidrógeno son una de las interacciones fundamentales para
explicar el plegamiento y la estabilidad de las proteínas y del ADN. Las interacciones
responsables de la estabilización de estructuras como las hélices alfa y las láminas
beta son también puentes de hidrógeno. Se llaman así porque es el hidrógeno el que
245
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se sitúa entre dos átomos electronegativos haciendo de puente entre ellos. Pero,
para que se origine un puente de hidrógeno, se necesita además una orientación
muy precisa entre los átomos que lo forman. En las hélices alfa y en las láminas beta
el número de puentes de hidrógeno es elevado. Por eso, a pesar de ser
interacciones débiles si se consideran aisladamente, la sinergia entre todas ellas
consigue que ambas estructuras sean estables. En las hélices alfa y en las láminas
beta los puentes de hidrógeno se establecen entre los grupos C=O y H-N de los
enlaces peptídicos. La naturaleza polar o apolar de las cadenas laterales de los
aminoácidos que forman las hélices alfa y las láminas beta determina si van a estar
expuestas o no al agua.
Otro tipo de interacción débil son las fuerzas de van der Waals. Esta interacción es
el resultado del equilibrio de dos interacciones electrostáticas opuestas. El
componente atractivo depende de la capacidad de una molécula no polar de adquirir
polaridad debido a una distribución temporal asimétrica de sus electrones por
fluctuaciones aleatorias. Si existen dos moléculas polarizables suficientemente
cerca, la polarización de una puede inducir la polarización de la otra, de forma que la
parte positiva atraiga a la negativa y viceversa, la situación se podría asemejar a dos
imanes atrayéndose. Esta atracción se ve frenada por fuerzas repulsivas, también de
origen eléctrico, ante la cercanía de los electrones de las dos moléculas. Existe por
tanto una distancia determinada, según el tipo de átomos que forma la molécula, en
que estas dos fuerzas se equilibran.
246
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Las interacciones hidrofóbicas son uno de los principales factores de estabilidad
de las proteínas y del ADN. Los aminoácidos con cadenas laterales no polares evitan
el agua y tienden a localizarse en el interior de la proteína interactuando unos con
otros para aumentar la estabilidad de la molécula. En general en las proteínas
citosólicas los aminoácidos apolares se disponen con sus cadenas laterales hacia el
interior y los aminoácidos polares se exponen al agua formando puentes de
hidrógeno. Las interacciones hidrofóbicas son débiles individualmente, pero
sumadas en conjunto constituyen el “core” (núcleo) de la proteína que es muy
estable. Sobre este “core” se van a disponer las partes de la proteína formadas por
aminoácidos
polares
que
sí
pueden
interaccionar
con
el
agua”49.
Figura 27. Interacciones entre moléculas de agua y de lípidos.
http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm#fu4
49
FIBAO. MEDICINA MOLECULAR. [En línea] 17 de Octubre de 2007. [Citado el: 21 de Octubre
de 2010.] http://www.medmol.es/temas/57/.
247
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Lección 23. Química del estado sólido: los Metales
REDES CRISTALINAS Y REDES UNITARIAS
Sistema cristalino
Un sólido cristalino se construye a partir de la repetición en el espacio de una
estructura elemental paralelepipédica denominada celda unitaria. En función de
los parámetros de red, es decir, de las longitudes de los lados o ejes del
paralelepípedo elemental y de los ángulos que forman, se distinguen siete
sistemas cristalinos:
Sistema Cristalino
Ejes
Ángulos entre ejes
Cúbico
a=b=c
α = β = γ = 90°
Tetragonal
a=b≠ c
α = β = γ = 90°
Ortorrómbico
a ≠ b ≠ c≠ a
α = β = γ = 90°
Hexagonal
a=b≠ c
α = β = 90°; γ=120°
Trigonal (o
Romboédrica)
a=b=c
α = β = γ ≠ 90°
Monoclínico
a ≠ b ≠ c≠ a
α=γ=90°; β≠90°
Triclínico
a ≠ b ≠ c≠ a
α ≠ β ≠ γ
α, β, γ ≠ 90°
En función de las posibles localizaciones de los átomos en la celda unitaria se establecen
14 estructuras cristalinas básicas, las denominadas redes de Bravais.
Los sólidos cristalinos están constituidos por minúsculos cristales individuales cada uno con
forma geométrica y poseen la característica de que al romperse producen caras y planos
definidos, al igual presentan puntos de fusión definidos. Como ejemplos podemos destacar: el
NaCl, la sacarosa, metales y aleaciones, y también algunos cerámicos.
248
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Los átomos o iones de un sólido se ordenan en una disposición que se repite en tres
dimensiones, forman un sólido del que se dice tiene una estructura cristalina, se dice también
que es un sólido cristalino o un material cristalino.
A la celda unidad más sencilla (sólo elementos en los vértices) se le denomina primitiva
(P). Pueden, según los grupos, existir otro tipo de celdas: centrada en el interior (I),
centrada en 2 caras (C), o centrada en todas las caras (F).
El tamaño y la forma de la celda unidad pueden describirse por tres vectores reticulares a, b, c
y por ángulos entre las caras y la longitud relativa de las aristas, denominados parámetros de
red, constantes de red o ejes cristalográficos.
a, b, c : longitud de las aristas correspondientes a los ejes coordenados X, Y,Z.
a , b , g : ángulos entre las aristas.
ELEMENTOS DE SIMETRÍA
El tipo de sistema cristalino depende de la disposición simétrica y repetitiva de las
caras que forman el cristal. Dicha disposición es consecuencia del ordenamiento
interno de sus átomos y, por lo tanto, característico de cada mineral. Las caras se
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dispondrán según los elementos de simetría que tenga ese sistema, siendo uno de
ellos característico de cada uno de los 7 sistemas:
Sistema cristalino
Cúbico
Tetragonal
Ortorrómbico
Hexagonal
Trigonal o romboédrica
Monoclínico
Triclínico
Elementos característicos
Cuatro ejes ternarios
Un eje cuaternario (o binario
derivado)
Tres ejes binarios o tres planos
de simetría
Un eje senario (o ternario
derivado)
Un eje ternario
Un eje binario o un plano de
simetría
Un centro de simetría o bien
ninguna simetría
La mayoría de los materiales sólidos no metálicos con los que uno a diario está en
contacto, encuentra que no hay diferencia característica entre su forma externa y
la de casi todos los objetos metálicos. De aquí que resulte bastante sorprendente
para la mayoría de la gente saber que los materiales metálicos poseen una
estructura cristalina, mientras que materiales como la madera, plásticos, papel,
vidrio y otros no la poseen, éste tipo de materiales tienen un arreglo al azar en sus
partículas de manera que logran rigidez a la temperatura ambiente.
Los sólidos se pueden clasificar teniendo en cuenta el arreglo interno de sus
partículas, en amorfos y cristalinos.
Se puede decir que un sólido es un material que posee forma y volumen definidos
y que es una sustancia constituida por átomos metálicos, átomos no metálicos,
iones ó moléculas.
Muchas de las propiedades de los metales tales como la densidad, dureza, punto
de fusión, conductividad eléctrica y calorífica están relacionadas con la estructura
cristalina y también con el enlace metálico. Sin embargo, ninguna depende tanto
de la estructura cristalina como las propiedades mecánicas tales como la
maleabilidad, ductilidad, resistencia a la tensión, temple y capacidad de hacer
aleaciones.
SÓLIDOS AMORFOS
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Son todos aquellos sólidos en los cuales sus partículas constituyentes presentan
atracciones lo suficientemente eficaces como para impedir que la sustancia fluya,
resultando una estructura rígida y más o menos dura. No presentan una
disposición interna ordenada por lo tanto no tienen ningún patrón determinado.
También se les denomina vidrios ó líquidos sobreenfriados.
A temperaturas altas los amorfos se transforman en líquidos y sus partículas
constituyentes tienen libertad de movimiento, al disminuir lentamente la
temperatura, la energía cinética de las partículas se va haciendo tan baja que se
puede producir un acomodamiento entre ellas; pero si el enfriamiento se produce
rápidamente y por debajo del punto de fusión (sobreenfiramento), se origina, como
resultado de las menores vibraciones, una contracción térmica que no permite el
ordenamiento de las partículas aumentando la viscosidad que ya no es posible
apreciar flujo y la sustancia adquiere las características de un sólido: rigidez,
dureza, forma y volumen definidos, etc. Como ejemplos cabe resaltar: el asfalto,
ceras, la brea, vidrio y la mayoría de los polímeros.
Cuando un sólido amorfo se quiebra produce caras y bordes irregulares y al
fundirse lo hace en un rango de temperaturas cambiando lentamente del estado
sólido al estado líquido.
La importancia en la ingeniería de la estructura física de los materiales sólidos
depende primordialmente de la disposición de los átomos, iones o moléculas que
constituyen el sólido y de las fuerzas de enlace entre ellos.
Asignando valores específicos para las longitudes axiales y los ángulos
intereaxiales, se pueden construir diferentes tipos de celda unidad. Los
cristalógrafos han mostrado que son necesarias sólo siete tipos de diferentes de
celda unidad para crear todas las redes puntuales, estos sistemas cristalinos son:
el Cúbico, el Tetragonal, el Ortorrómbico, el Romboédrico, el Hexagonal, el
Monoclínico y el Triclínico. La mayor parte de los sistemas cristalinos presentan
variaciones de la celda unidad básica. A.J. Bravais mostró que 14 celdas unidad
estándar podían describir todas las estructuras reticulares posibles. Hay cuatro
tipos básicos de celdas unidad (1) Sencilla, (2) Centrada en el Cuerpo, (3)
Centrada en las Caras, y (4) Centrada en la Base.
251
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En el Sistema Cúbico hay tres tipos de celda unidad: cúbica sencilla, cúbica
centrada en el cuerpo y cúbica centrada en las caras. En el Sistema Ortorrómbico
hay están representados los cuatro tipos. En el Sistema Tetragonal hay solo dos:
sencilla y centrada en el cuerpo. La celda unidad tetragonal centrada en las caras
parece que falta, pero se puede formar a partir de cuatro celdas unidad
tetragonales centradas en el cuerpo. El Sistema Monoclínico tiene celdas unidad
sencilla y centrada en la base, y los Sistemas Romboédrico, Hexagonal y Triclínico
tienen sólo una celda unidad.
PRINCIPALES ESTRUCTURAS CRISTALINAS METÁLICAS
La mayoría de los metales elementales (90%) cristalizan en tres estructuras
cristalinas densamente empaquetadas: cúbica centrada en las caras FCC,
hexagonal compacta HCP y cúbica centrada en el cuerpo BCC debido a que se
libera energía a medida que los átomos se aproximan y se enlazan cada vez más
estrechamente
entre
sí.
Por
lo
tanto,
dichas
estructuras
densamente
empaquetadas se encuentran en disposiciones u ordenamientos de energía cada
vez más baja y estable.
Ejemplo
¿Cuántas celdas unidad hay aproximadamente en el Fe puro BCC si las aristas de
la celda estuvieran alineadas arista con arista en 1 mm, si a temperatura ambiente
la arista es igual a 0.287 X 10-9 nm ?
NúmerodeCeldasUnidad=
1=-3aD‡BAaDa
3.48x10-6celdasunidad
0.287nmx10-6mm/nm
ESTRUCTURA CRISTALINA CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO BCC
En esta celda unidad las esferas sólidas representan los centros donde los átomos
están localizados e indican sus posiciones relativas. En esta celda unidad el átomo
central está rodeado de 8 vecinos más cercanos y se dice que tiene por lo tanto un
número de coordinación de 8. Cada una de estas celdas unidad tiene el
equivalente de 2 átomos por celda unidad. Un átomo completo está localizado en
el centro de la celda unidad, y un octavo de esfera está localizado en cada vértice
252
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de la celda unidad, haciendo el equivalente de otro átomo. De este modo, hay un
total de 1 (en el centro) + 8 x 1/8 (en los vértices) = 2 átomos por celda unidad.
Los átomos en este tipo de celdas contactan entre sí a través de la diagonal del
cubo, y la relación entre la longitud de la cara del cubo a y el radio atómico R es:
D
4ˆ
√3
Si los átomos en la celda BCC se consideran esféricos, el factor de
empaquetamiento atómico (APF) puede hallarse empleando la siguiente
expresión:
APF = VolumendeátomosenlaceldaBCC
VolumendelaceldaunidadBCC
El APF de esta celda es 0.68, es decir, el 68% del volumen de la celda esta
ocupado por átomos y el 32% restante en espacio vacío. El cristal BCC no es una
estructura totalmente compacta, ya que los átomos aún podrían situarse más
juntos. Muchos metales como el Cromo, Hierro, Wolframio, Molibdeno y Vanadio
tienen estructura cristalina BCC.
Estructura Cristalina Cúbica Centrada en las Caras FCC. En esta celda hay un
punto reticular en cada vértice del cubo y otro en el centro de cada cara del cubo.
El modelo de esferas sólidas indica que los átomos de esta estructura están
unidos del modo más compacto posible. El APF de esta estructura de
empaquetamiento compacto es 0.74.
Esta celda tiene el equivalente a cuatro átomos por celda unidad. Un octavo de
átomo en cada vértice (8 x 1/8=1) y seis medios átomos en el medio (1/2 x 6= 3).
Los átomos en la celda FCC contactan entre sí a lo largo de la diagonal de la cara
del cubo, de tal forma que la relación entre la longitud de la cara del cubo y el
radio atómico es:
a
4ˆ
√2
Metales como el Aluminio, el Cobre, el Plomo, el Níquel y el Hierro a temperaturas
elevadas (912 a 1394°C) cristalizan según la estruc tura FCC.
253
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Ejemplo
El Cu posee una estructura FCC y un radio atómico de 0.1278 nm y considerando
que los átomos son esferas sólidas que contactan a lo largo de las diagonales de
la celdilla unidad FCC. ¿Cuál es el valor teórico de la densidad del Cu ?
Masa atómica del Cu=63.54 g/mol
1/8 * 8= 1 átomo
½ * 6= 3 átomo
a 4 átomos en la celda FCC
Parámetro de Red:
a=
4ˆ
√2
4R0.1278nmS
0.361
√2
Volumen de la celda:
V=a3 = (0.361nm)3 =0.047nm3x(1X10-9m)3 = 4.7 x 10-29 m3
Masa de los átomos de Cu en la celda:
m=4 átomos de Cu ×63.54
-22
1 mol
g
מ
Ÿ =4.22 x 10 g
mol 6.02 x 1023 átomos de Cu
Densidad Volumétrica:
Masa volumen=
4.22 x 10-22 g
1m
≅8.98 g/cm
-29
3×
3
4.7 x 10 m Ì1×102
cmÍ
El valor tabulado experimentalmente es de 8.96g/cm3, la diferencia se debe a que
los átomos no son esferas perfectas, a la ausencia de átomos en las posiciones
atómicas, a defectos en la red, etc.
Estructura Cristalina Hexagonal Compacta HCP
Los metales no cristalizan en la estructura hexagonal sencilla porque el APF es
demasiado bajo. El APF es 0.74 ya que los átomos están empaquetados de un
modo lo más cercano posible. Cada átomo esta rodeado de otros 12 átomos y por
tanto su número de coordinación es 12.
La celda HCP posee 6 átomos, tres forman un triángulo en la capa intermedia,
existen 6*1/6 secciones de átomos localizados en las capas de arriba y de abajo,
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haciendo un equivalente a 2 átomos más, finalmente existen 2 mitades de átomo
en el centro de ambas capas superior e inferior, haciendo el equivalente de un
átomo más.
La relación c/a de una estructura cristalina HCP ideal es de 1.633 que indica
esferas uniformes tan próximas como sea posible. Los metales Cinc, Cadmio
poseen una relación c/a más alta que la ideal, lo que indica que los átomos en
estas estructuras están ligeramente elongados a lo largo del eje c en la celda
unidad HCP. Los metales como el Titanio, Berilio, Magnesio Y Circonio entre otros
tienen relaciones c/a menores que la ideal. Por tanto en estos metales los átomos
están comprimidos a lo largo de la dirección del eje c.
OTROS TIPOS DE MATERIALES SÓLIDOS
Los materiales sólidos son aquellos que, a temperatura ambiente, tienen sus
átomos o moléculas altamente agregados, presentando una fuerza de unión alta y
una energía cinética baja
Los sólidos no metálicos
Los sólidos no metálicos tienden a aceptar electrones, es decir, a reducirse
formando aniones. Sus átomos se unen entre sí a través de enlaces covalentes y
mediante enlaces iónicos con un elemento metal. Estos tipos de enlaces
determinan que el sólido no metálico tenga baja o nula conductividad térmica,
conductividad eléctrica, maleabilidad, ductibilidad y dureza.
Los sólidos metálicos
Los sólidos metálicos tienen tendencia a oxidarse, es decir, a desprenderse de los
electrones de su última capa o capa de valencia, formando de esta manera
cationes. Sus átomos se unen entre sí a través de enlaces metálicos o con
enlaces iónicos con un no metal, determinando con esto, que estos sólidos tengan
una alta conductividad térmica, conductividad eléctrica, maleabilidad, ductibilidad y
dureza.
La conductividad eléctrica
La conductividad eléctrica se define como la capacidad de ciertas sustancias de
transmitir la corriente eléctrica. Los sólidos metálicos son buenos conductores de
la electricidad ya que en los átomos de los metales hay siempre algún electrón
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que tiene la tendencia a emigrar porque es periférico y está “débilmente” unido al
núcleo, de manera que el enlace metálico hace que exista un flujo de electrones
entre sus átomos.
Por ejemplo, el cobre, la plata y el oro son excelentes conductores de electricidad,
no así el plástico, la madera, etc., donde no existen los enlaces metálicos.
La conductividad térmica
La transferencia del calor o conductividad térmica se logra mediante dos
mecanismos. El primero es la interacción molecular, en la cual las moléculas de
niveles energéticos relativamente mayores (indicados por su temperatura) ceden
energía a moléculas adyacentes en niveles inferiores.
El segundo mecanismo de transferencia de calor por conducción es el de
electrones libres. La facilidad que tienen los sólidos para conducir el calor varía
directamente con la concentración de electrones libres, por lo tanto, se espera que
los sólidos metálicos puros sean los mejores conductores de calor, ya que
presentan mayor cantidad de electrones libres. La concentración de electrones
libres varía considerablemente en las aleaciones metálicas y es muy baja en los
no metales.
La facilidad con que el calor “viaja” a través de un material lo define como
conductor o como aislante térmico. Ejemplos de buenos conductores son los
metales como el cobre, la palta, el oro, etc, y de buenos aislantes, los plásticos,
maderas, aire
La maleabilidad
La maleabilidad es la característica que tiene un material para deformarse antes
de fracturarse. Esta es una característica muy importante en el diseño de
estructuras, puesto que un material maleable es usualmente también muy
resistente a cargas de impacto (pesos y fuerzas). Un material maleable tiene,
además, la ventaja de “avisar” cuando va a ocurrir la fractura, al hacerse visible su
gran deformación. También se dice que la maleabilidad es la capacidad de un
material para formar láminas. Los metales son muy maleables porque la
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disposición de sus átomos hace que al golpearlos se deslicen unos sobre otros sin
romperse, a diferencia de los no metales que son rígidos.
La ductibilidad
La ductibilidad es la propiedad de los metales para formar alambres o hilos de
diferentes grosores. Los metales se caracterizan por su elevada ductibilidad, la
que se explica porque los átomos de los metales se disponen de manera tal que
es posible que se deslicen unos sobre otros y por eso se pueden estirar sin
romperse
Sólidos moleculares
Están constituidos por una red cristalina de moléculas independientes que
mantienen su identidad dentro de la estructura, por lo tanto sus propiedades
químicas son prácticamente las mismas que las de sus moléculas constituyentes.
La mayoría de los compuestos moleculares forman sólidos si se enfrían
convenientemente, (a veces es necesario comprimirlos también, como ocurre con
el He).
La existencia de líquidos y sólidos moleculares (fases condensadas de la materia),
prueba que hay fuerzas intermoleculares que atraen entre sí a las moléculas
constituyentes. Estas fuerzas pueden ser de interacción entre moléculas no
polares y polares Fuerzas de interacción en moléculas no polares.
Los gases nobles se puede decir que están constituidos por moléculas
monoatómicas. Licúan y solidifican al ser enfriados. Los bajos puntos de fusión
indican lo débiles que son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Por otra parte los átomos de los gases nobles tienen una estructura electrónica de
capas completas o simetría esférica. Es decir, en cualquier punto de la superficie
esférica existe la misma densidad electrónica, o igual probabilidad de encontrar al
electrón: Los centros de gravedad de las cargas positivas y negativas coinciden. El
átomo no tiene, por lo tanto, momento dipolar permanente.
Esto tiene consideración estadística y, sin embargo, en un determinado instante
un átomo puede tener un momento dipolar temporal inducido, debido a que la
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distribución de electrones puede perder la simetría esférica en un determinado
momento. Esto se denomina fluctuación electrónica.
La facilidad con la que un átomo o molécula adquiere un momento dipolar se mide
con la magnitud denominada polarizabilidad. Este momento inducido induce otros
momentos en átomos vecinos lo que conduce a la aparición de un enlace neto:
Estas fuerzas se llaman de dispersión o de London que son muy débiles y tienen
carácter no direccional. Además de los gases nobles están presentes en X2 (X,
halógeno), N2 y O2 etc.
Interacción en moléculas polares
Tienen un momento dipolar permanente, debido a la diferente electronegatividad
de sus átomos y de su forma geométrica. Esta interacción se denomina dipolodipolo. Además, un dipolo produce un dipolo inducido en las moléculas vecinas lo
que da lugar a la interacción dipolo-dipolo inducido.
Todas estas fuerzas se le denominan en su conjunto fuerzas de Van der Waals.
SÓLIDOS DE RED CRISTALINA: EL SÓLIDO CRISTALINO
En los gases y líquidos las interacciones entre átomos no son estables ni
duraderas. Por tanto, las posibles alteraciones que puedan sufrir los átomos no
son estables, y su estructura interna no se ve afectada. En un sólido en cambio, la
interacción entre átomos es tan intensa que los mantiene estáticos, haciéndolas
además duraderas y estables.
¿Cómo afectan estas interacciones a los átomos y su estructura interna? ¿Y cómo
contribuyen estas diferencias respecto de un átomo aislado a las propiedades del
sólido?
Un sólido es un conjunto de átomos estáticos que ocupan una posición
determinada.
Existe una primera distinción en la estructura de los sólidos, en función de las
posiciones de los átomos:
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Los materiales amorfos son materiales que tienen átomos ocupando el espacio de
forma irregular: no es posible encontrar un patrón de repetición. Un ejemplo de
material amorfo es el vidrio.
En los materiales cristalinos, o cristales, los átomos mantienen una posición
siguiendo una distribución periódica. Es decir, un sólido cristalino está formado por
un pequeño grupo de átomos, con una estructura determinada, y esta estructura
se repite de forma periódica a distancias fijas. La gran mayoría de los materiales
son cristalinos. Un ejemplo bastante conocido es la sal común, que forma
pequeños cubos de sodio y cloro que se van repitiendo por todo el material.
Un cristal ideal se construye pues con una repetición infinita de una unidad
estructural, o “celda unidad”. Ésta puede contener a su vez varios átomos,
dispuestos de cualquier forma. Así, se pueden distinguir dos partes en la celda
unidad:
La red: Es la “caja”, o estructura que se va a ir repitiendo por todo el cristal, que se
delimita por vectores, que no tienen por qué ser perpendiculares, ni tener igual
longitud.
La base: Es el contenido de la estructura, que es siempre el mismo, y colocado
siempre en las mismas posiciones y orientación respecto del origen de
coordenadas de la red.
Se llama parámetro de red al tamaño de la red, que es la que determina la
periodicidad del cristal. En un cristal puede haber distintas periodicidades en cada
eje del espacio.
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Dado un origen de coordenadas, es posible conocer la posición de todos los
átomos, dado que todos están distanciados un número entero de veces el
parámetro de red.
Sólidos amorfos
El sólido amorfo es un estado sólido de la materia, en el que las partículas que
conforman el sólido carecen de una estructura ordenada. Estos sólidos carecen de
formas y caras bien definidas. Esta clasificación contrasta con la de sólidos
cristalinos, cuyos átomos están dispuestos de manera regular y ordenada
formando redes cristalinas.
Muchos sólidos amorfos son mezclas de moléculas que no se pueden apilar bien.
Casi todos los demás se componen de moléculas grandes y complejas. Entre los
sólidos amorfos más conocidos destaca el vidrio.
Un mismo compuesto, según el proceso de solidificación, puede formar una red
cristalina o un sólido amorfo. Por ejemplo, según la disposición espacial de las
moléculas de sílice (SiO2), se puede obtener una estructura cristalina (el cuarzo) o
un sólido amorfo (el vidrio).
Propiedades de los sólidos amorfos
Las moléculas de los sólidos amorfos están distribuidas al azar y las propiedades
físicas del sólido son idénticas en todas las direcciones (isotropía).
Las formas amorfas tienen una temperatura característica a la cual sus
propiedades experimentan cambios importantes. Esta temperatura se conoce
como temperatura de transición vítrea (Tg). La temperatura de transición a vidrio
de un material amorfo puede reducirse añadiendo moléculas pequeñas,
denominadas “plastificadores”, que se adaptan entre las moléculas vítreas y les
proporciona mayor movilidad.
Una consecuencia directa de la disposición irregular de las partículas en un sólido
amorfo, es la diferencia de intensidad que toman las fuerzas intermoleculares
entre las mismas, de ahí que la fusión se alcance a distintas temperaturas, según
la proporción de las distintas partículas que forman la muestra. De ello se deduce
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que un sólido amorfo no tiene un punto de fusión definido, sino que dicha
transformación acontece en un intervalo de temperatura. Cuando se calienta un
sólido amorfo, la sustancia no manifiesta un punto de fusión, aunque se ablandan
progresivamente aumentando su tendencia a deformarse. En contraste, la
temperatura de fusión de un sólido cristalino es precisa y está bien definida.
En cuanto a sus propiedades elásticas, se puede afirmar que los sólidos amorfos
manifiestan las propiedades de los cristales. Por ejemplo, al aplicar una carga a un
material amorfo en un intervalo racionado de tiempo, la sustancia desarrollará una
deformación pseudo-permanente, es decir, fluirá como si fuera un líquido de
viscosidad muy alta.
Respecto al magnetismo, los metales amorfos presentan las propiedades
magnéticas más notables, comportándose como materiales ferromagnéticos
(aquellos en los que se produce un ordenamiento magnético de todos los
momentos magnéticos en la misma dirección y sentido).
Debido a sus propiedades mecánicas, hay un gran número de sólidos amorfos que
se emplean como materiales para la industria y la construcción.
Los óxidos amorfos, gracias a su transparencia, solidez y facilidad para darle
forma en láminas grandes, se emplean profusamente como vidrio de ventana.
Ciertos polímeros orgánicos, en virtud de su resistencia y peso ligero y fácil
procesamiento, se emplean como materiales estructurales (plásticos). Existen
semiconductores amorfos que se emplean en las memorias de ordenador y en
células solares gracias a sus propiedades ópticas fotovoltaicas y en la facilidad
para crear películas delgadas de gran superficie. Los metales amorfos se emplean
en núcleos de transformadores gracias a su ferromagnetismo, bajas pérdidas y la
posibilidad de formar cintas largas. El calcogenuro amorfo se emplea en xerografía
en virtud de su fotoconductividad y la posibilidad de formar películas de gran área.
DIFERENCIAS CON LOS SÓLIDOS CRISTALINOS
La principal diferencia entre un sólido cristalino y un sólido amorfo es su
estructura. En un sólido cristalino existe una ordenación de los átomos a largo
alcance, mientras que en los sólidos amorfos no se puede predecir donde se
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encontrará el próximo átomo. En este hecho se basan los diferentes métodos de
diferenciación entre ambos tipos de sólido, que en algunos casos no es fácil de
establecer a simple vista. Dichos métodos de diferenciación incluyen:
Difracción
La difracción consiste en enviar un haz de radiación sobre el sólido y tomar
medidas a diferentes ángulos en un amplio rango angular, con el objetivo de
deducir la disposición de los átomos en el sólido objeto de estudio. Los picos que
aparecen en el diagrama de difracción (difractograma), corresponden a la
diferencia constructiva del haz de radiación con un plano atómico, es decir,
cuando se cumple la ley de Bragg (permite estudiar las direcciones en las que la
difracción de rayos X sobre la superficie de un cristal produce interferencias
constructivas).
Existen diferentes métodos de difracción, que dependen del tipo de sonda enviada
hacia la muestra. Los tres tipos de sonda más utilizados en difracción son los
rayos X, los de neutrones y los de electrones. Las diferencias entre ellos se
establecen en las longitudes de onda y el mecanismo de interacción. De estos tres
tipos de difracción, la más habitual para el estudio de los sólidos es la de rayos X.
En un sólido cristalino la disposición de sus átomos guarda una simetría. Por esa
razón, su diagrama de difracción por rayos X muestra varios picos muy bien
definidos a unos ángulos determinados. Con los datos de la intensidad y de la
posición angular, así como las fórmulas de interacción entre rayos X y el sólido, se
puede calcular la posición de los átomos en ese sólido.
En un sólido amorfo, los átomos están colocados al azar, debido a lo cual, en su
diagrama de difracción se observan pocos picos, en general uno, que se
caracteriza por una gran anchura angular. Analizando la anchura angular del pico
junto con la intensidad y el tipo de interacción, se puede obtener la función de
distribución radial, que da la distancia a primeros vecinos de encontrar un nuevo
átomo.
Obtención de sólidos amorfos
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Los sólidos amorfos se pueden formar, en condiciones naturales, si crecen en
condiciones donde no existe suficiente movilidad de los átomos. En el año 1969,
David Turnbull escribió que “probablemente todos los materiales pueden, si se
enfrían con la suficiente rapidez y lejanía de la temperatura crítica, ser
trasformados en sólidos amorfos”.
Artificialmente, existen varios métodos de obtención de sólidos amorfos. El método
más antiguo y más empleado es el de la fundición templada, del que se conocen
algunas variedades:
Bloque congelado
Esta técnica necesita de un alto rango de temperaturas para el enfriamiento y
formar una aleación metálica. Un chorro de metal fundido es propulsado contra la
superficie de un cilindro de cobre, el cual se encuentra en rápida rotación, lo que
obliga al líquido a enfriarse (a temperatura ambiente o menor). Dentro de la
técnica del bloque congelado, se distingue entre splat-cooling y el templado
giratorio de extracción.
Templado con líquido
Esta técnica puede ser utilizada para el enfriamiento de líquidos, utilizando baños
de hielo en los cuales se introducen pequeñas cantidades de fundido; permite
enfriar con rangos de velocidad altas.
Templado al aire
Esta técnica puede ser utilizada para materiales con tendencia a la formación de
sólidos amorfos. Se puede obtener la fundición con enfriamiento lento, lo cual se
consigue apagando el horno. Sólidos amorfos obtenidos mediante este método
son SiO2, As2S3 y poliestireno.
Condensación del vapor
Esta técnica comienza cuando el vapor formado en una cámara de vacío, por la
evaporación del material, choca con una superficie fría, obteniéndose una
sustancia amorfa.
Vidrio
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El vidrio es un sólido amorfo con la estructura de un líquido. Técnicamente, un
vidrio es un producto inorgánico de la fusión que se ha enfriado a una velocidad
demasiado elevada para permitir la formación de cristales.
Aunque popularmente se llama cristal y vidrio a un mismo material, existe una
diferencia esencial entre ambos. El cristal hace referencia a un estado de
ordenación de la materia que se encuentra en la naturaleza en diferentes formas
(por ejemplo, cuarzo o cristal de roca). El vidrio, sin embargo, es el resultado de la
fusión de ciertos ingredientes (sílice, sosa y cal). Existen, sin embargo, vidrios
creados por la naturaleza, como la obsidiana que se forma por el calor generado
en el interior de los volcanes. Se llama erróneamente cristal al vidrio de plomo o
vidrio óptico, pues su transparencia imita al cristal de roca natural; esta imitación
había sido siempre la meta principal de los vidrieros.
Lección 24. Propiedades físicas de los sólidos
Adherencia: atracción o unión entre las moléculas próximas de los cuerpos.
Aleabilidad: propiedad que tienen los materiales para formar aleaciones que dan
lugar a nuevos materiales mejorando sus prestaciones. En todas las aleaciones un
componente como mínimo tiene que ser un metal.
Calor específico. La capacidad calorífica o calor específico de una sustancia es la
cantidad de energía necesaria para aumentar 1 ºC su temperatura. Indica la mayor
o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de
temperatura bajo el suministro de calor.
Capilaridad: es la cualidad que posee una sustancia de absorber a otra.
Compresibilidad: es una propiedad de la materia a la cual se debe que todos los
cuerpos disminuyan de volumen al someterlos a una presión o compresión
determinada manteniendo constantes otros parámetros. Los sólidos a nivel
molecular no se pueden comprimir
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Conductividad eléctrica: es la capacidad de un cuerpo de permitir el paso de la
corriente eléctrica a través de sí. Según esta condición los materiales se clasifican
en conductores, aislantes y semiconductores.
Conductividad térmica: es la capacidad de los materiales para dejar pasar el
calor.
Dureza: dificultad que oponen los cuerpos a ser rayados. La dureza se mide con
unos instrumentos llamados durómetros y existen diferentes escalas de dureza
Brinell, Rockwell, Vickers, etc.
Divisibilidad: propiedad en virtud de la cual los cuerpos sólidos pueden
fraccionarse hasta el límite molecular.
Ductilidad: propiedad que tienen algunos metales y aleaciones cuando, bajo la
acción de una fuerza, pueden estirarse sin romperse permitiendo obtener
alambres o hilos. A los metales que presentan esta propiedad se les denomina
dúctiles. Los metales más dúctiles son el platino, oro y cobre. El cobre se utiliza
principalmente para fabricar cables eléctricos, porque a su buena ductilidad añade
el hecho de que sea muy buen conductor de la electricidad
Elasticidad: designa la propiedad mecánica de ciertos materiales de sufrir
deformaciones reversibles cuando se encuentra sujetos a la acción de fuerzas
exteriores y de recuperar la forma original si estas fuerzas exteriores se eliminan.
Extensión: capacidad para ocupar una parte de espacio. (superficie, volumen,
longitud).
Fragilidad: propiedad de la materia que indica con que facilidad se puede romper
un cuerpo al sufrir un golpe ligero. la propiedad opuesta a la fragilidad es la
tenacidad.
Impenetrabilidad: propiedad que impide que un cuerpo esté en el lugar que
ocupa otro.
Inercia: resistencia que opone un cuerpo para salir de su estado de reposo, para
cambiar las condiciones de movimiento o cesar en él sin aplicación de alguna
fuerza.
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Magnetismo: propiedad que tienen algunos metales para a atraer al hierro. El
acero puede convertirse en imán si se desea. También se pueden producir
electroimanes.
Maleabilidad: propiedad que tienen algunos materiales para formar láminas muy
finas. El oro es un metal de una extraordinaria maleabilidad permitiendo láminas
de solo unas milésimas de milímetros. La plata y el cobre también son muy
maleables, así como la hojalata, que es una aleación de hierro y estaño.
Mecanibilidad es la propiedad que tienen algunos materiales para ser
mecanizados con procedimientos de arranque de viruta.
Óptica determina como pasa la luz a través de los sólidos. Pueden ser
transparentes, traslúcidos u opacos
Ósmosis. Es un fenómeno que consiste en el paso del solvente de una disolución
desde una zona de baja concentración de soluto a una de alta concentración del
soluto, separada por una membrana semipermeable.
Pesantez presión sobre los cuerpos sobre los que se apoya o tensión sobre los
que prende.
Peso específico Muchas veces se confunde con densidad. Es la relación entre el
peso del cuerpo y su volumen. Peso específico = Peso/Volumen, Pe=P/V. El peso
específico de una sustancia se define como el peso por unidad de volumen. Otra
forma muy usada para definir el peso específico es multiplicar su densidad por la
aceleración gravitatoria, Pe= D x g , esta definición se usa más en la mecánica de
fluidos.
Plasticidad propiedad mecánica de un material, biológico o de otro tipo, de
deformarse permanentemente e irreversiblemente cuando se encuentra sometido
a tensiones por encima de su rango elástico.
Porosidad propiedad de tener espacio libre entre sus moléculas y poder absorber
líquidos o gases.
Punto de congelación temperatura a la cual un líquido se convierte en estado
sólido
Punto de ebullición: temperatura a la cual un líquido se convierte en gas
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Punto de fusión es la temperatura a la cual una sustancia pasa del estado sólido
al estado líquido.
Resiliencia: es la cantidad de energía que puede absorber un material, antes de
que comience la deformación irreversible, esto es, la deformación plástica.
Resistencia a la corrosión comportamiento que tienen los materiales al tomar
contacto con productos químicos, especialmente ácidos.
Resistencia mecánica: capacidad que tiene un material de soportar los distintos
tipos de esfuerzo que existen sin deformarse permanentemente.
Resistencia a la oxidación comportamiento que tienen los materiales ante el
oxígeno de la atmósfera y el contacto con el agua.
Soldabilidad es la propiedad que tienen algunos materiales para poder ser
soldados.
Templabilidad aptitud que tienen algunos metales para adquirir temple por
tratamiento térmico. Está dada por la penetración y distribución de la dureza
adquirida por el material.
Tenacidad: es la resistencia que opone un mineral u otro material a ser roto,
molido, doblado o desgarrado, siendo una medida de su cohesión. El acero es un
material muy tenaz, especialmente alguna de sus aleaciones.
Diagramas de fase
En termodinámica y ciencia de materiales se denomina diagrama de fase a la
representación gráfica de las fronteras entre diferentes estados de la materia de
un sistema, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo.
Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados
de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado.
En ciencia de materiales se utilizan ampliamente los diagramas de fase binarios,
mientras que en termodinámica se emplean sobre todo los diagramas de fase de
una sustancia pura
Diagrama de fase de una sustancia pura
Los diagramas de fase más sencillos son los de presión - temperatura de una
sustancia pura, como puede ser el del agua. En el eje de ordenadas se coloca la
presión y en el de abscisas la temperatura. Generalmente, para una presión y
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temperatura dadas, el cuerpo presenta una única fase excepto en las siguientes
zonas:
Punto triple: En este punto del diagrama coexisten los estados sólido, líquido y
gaseoso. Estos puntos tienen cierto interés, ya que representan un invariante y por
lo tanto se pueden utilizar para calibrar termómetros.
Los pares (presión, temperatura) que corresponden a una transición de fase entre:
Dos fases sólidas: Cambio alotrópico;
Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión - solidificación;
Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación - deposición (o
sublimación inversa);
Entre una fase líquida y una fase vapor: vaporización - condensación (o
licuefacción).
Es importante señalar que la curva que separa las fases vapor-líquido se detiene
en un punto llamado punto crítico. Más allá de este punto, la materia se presenta
como un fluido supercrítico que tiene propiedades tanto de los líquidos como de
los gases. Modificando la presión y temperatura en valores alrededor del punto
crítico se producen reacciones que pueden tener interés industrial, como por
ejemplo las utilizadas para obtener café descafeinado.
Es preciso anotar que, en el diagrama PV del agua, la línea que separa los
estados líquido y sólido tiene pendiente negativa, lo cual es algo bastante inusual.
Esto quiere decir que aumentando la presión el hielo se funde, y también que la
fase sólida tiene menor densidad que la fase líquida.
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CAPITULO 6. SOLUCIONES
Lección 25. Proceso de disolución y su energía
Es común en el laboratorio preparar soluciones diluidas a partir de soluciones
concentradas de concentración conocida.
Cuando se diluye una solución, el volumen aumenta y la concentración disminuye,
pero la cantidad de soluto permanece constante, por lo tanto se debe cumplir lo
siguiente:
V1x C1 =V2xC2
Donde:
V= Volúmenes inicial y final
C=Concentraciones inicial y final
V x C = Cantidad de soluto disuelto
Ejemplo:
a- 10 ml de una solución de Biftalato de potasio 0,2M, se diluye en 40 ml de agua
destilada, calcular la nueva concentración del Biftalato.
DATOS:
V1=10mL
C1 =0,2M
V2=50 mL
INCÓGNITA:
C2=?
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V1X C1 =V2XC2, luego
C2=
V1X C1 10mL
mL ×0,2M
=
V2
50mL
mL
C2 = 0,04 M
RTA: La concentración final de Biftalato en la dilución es 0,04 Molar
2. ¿Cuántos mililitros de H2SO4 concentrado, de densidad 1,84 g/mL, que contiene
95% de ácido sulfúrico, debe utilizarse para preparar 2,5L de disolución 2N?
DATOS:
DH2SO4 =1,84g/mol
95% H2SO4 puro
V2 = 2,5L
C2=2N
INCÓGNITAS:
C1 =?
C2= ?
Tomando como base de cálculo 1 litro de ácido concentrado, se tiene que buscar
su concentración, teniendo en cuenta la densidad y pureza.
35,64N=C1
V1X C1 =V2XC2, entonces
V1=
³P =
V2X C2
C1
2,5L ×2N
0,14L 140mL de H2SO4
35,64N
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Estequiometria con Soluciones
Hasta ahora, se han realizado cálculos estequiométricos, considerando sustancias
puras sin embargo, Ia mayoría de las reacciones se efectúan en solución, por lo
que es importante tener en cuenta los siguientes aspectos:
1. El número de equivalentes de todas las especies en una reacción química es el
mismo.
2. a. Volumen x Normalidad = número de Equivalentes
b. Volumen x Molaridad=número moles
si el volumen está en mL entonces se hablará de miliequivalentes y milimoles
respectivamente:
# Eq-g de la primera solución = # Eq-g segunda solución es decir:
V1(L) x N1=V2(L)xN2= # Eq_g ó V1(L) x M1 =V2(L)xM2= # moles
V(L) x M1=V2(L) x M2 = # moles
Cuántos mililitros de HCl 0,20N se necesitan para reaccionar con 0,8 gramos de
CaCO3, la reacción de neutralización es:
De acuerdo a la ecuación balanceada tenemos:
1 Mol de CaCO3, necesita 2 moles de HCl ó 1 equivalente de CaCO3 necesita 2
equivalentes de HCl, por lo tanto:
Peso Equivalente de CaCO3 =
Peso molecular 100
=
=50g
2
2
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Como tenemos 0,8 g de CaCO3, debemos calcular los equivalentes-gramo,
presentes en esta cantidad.
Teniendo en cuenta que 1Eq-g de CaCO3 pesa 50g. Es decir:
0,8 (1Eq-g) (50g)=0,016 Eq-g
Resumiendo:
DATOS
Normalidad HCl=0,20N
#Eq.g=0,016
INCÓGNITA:
VHCl (ML)
De la fórmula:
Volumen (L) x Normalidad = Eq-g
Despejamos V, entonces:
V=
0,016 Eq-g
Eq-g
=
Normalidad 0,20 Eq-g/L
V = 0,08L= 80 mililitros
RTA: Se necesitan 80 mL de HCl 0,20 N.
2. Qué volumen de ácido sulfúrico 0,1 M reacciona exactamente con 50 mL de
NaOH 0,1 M, según la reacción
272
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DATOS:
Molaridad H2SO4 = 0,1M = 0,1 mol/L
Molaridad NaOH = 0,1M = 0,1 mol/L
Volumen de NaOH = 50 mL
INCÓGNITA:
Volumen de H2SO4?.
En primer término se calculan las normalidades respectivas.
N H2SO4 = 0,1 mol/L x 2Eq-g/1mol = 0,2 Eq-g/L= 0,2 N
N NaOH = 0,1 mol/L x Eq-g/ 1 mol = 0,1 N
Teniendo en cuenta que:
V H2SO4 x N H2SO4 = V NaOH x N H2SO4
Entonces ¥H2SO4 =
Luego: V H2SO4 =
¥NaOH ×cNaOH
cH2SO4
50mLx0,1N
= 25 mL
0,2 N
RTA: 25 mL de ácido sulfúrico reaccionan con 50 mL de NaOH 0,1M.
273
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Lección 26. El concepto de concentración: la molaridad y otras unidades
químicas
La concentración de una solución expresa la relación existente entre la cantidad
de soluto y la cantidad de solvente, aunque generalmente se expresa como
cantidad de soluto en una determinada cantidad de solución.
Molaridad (M)
Se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución
(ó 1000 mL), es decir:
M=
¬²®¯
VSN(L)
* nsto= # moles soluto
* VSN=Volumen de la solución
Con esta expresión, se puede calcular M, nsto ó VSN, dependiendo de los datos
conocidos. Por lo tanto, sí se conoce el volumen de la solución y la molaridad, se
puede hallar el número de moles de soluto (nsto = VSN.M); ó también (VSN= nsto/M)
sí se conoce número moles soluto y la molaridad.
Recuerde que nsto =
peso en g de soluto
peso molecular en g/mol
Ejemplos:
1. ¿Cuántos gramos de AgNO3 (nitrato de plata) se requieren para preparar 250
mL de una solución 0,1 M?
DATOS:
MOLARIDAD = 0,1 M = 0,1 mol AgNO3/L solución
VSN = 250mL=0,25 L
Peso molecular=AgNO3=(107,97) + (14) + (16x3) =169,87g/mol
274
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INCÓGNITAS:
nsto = n AgNO3(moles); W sto = W AgNO3(g)
RECORDANDO:
nsto = VSN.M = 0,25L x 0,1 mol AgNO3 = 0,025 mol AgNO3
nsto=
W (g)
entonces W=nsto x peso molecular
peso molecular (g/mol)
Luego W=0,025 mol AgNO3 x 169,87g/mol=4,24g AgNO3
Por factores de conversión, también se efectúa así:
250 mL×
(0,1 moles AgNO3)
(169,87 g)
×
=4,24 g AgNO3
(1000mL SN)
(1mol AgNO3)
RTA: Para preparar 250 ml de AgNO3 0,1 M, se necesitan 4,24 g de Nitrato de
plata.
2. Hallar la molaridad de una solución de glucosa (C6H12O6), cuando 18 gramos de
esta, se disuelva en 500 cm3 de agua.
Mglucosa =
n glucosa Wglucosa/peso mol glucosa
=
VSN
VSN(L)
18g/180g/mol
=0,2mol/L
(500/1000)L
RTA: La molaridad de la solución de glucosa es 0,2 M
275
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Unidades de Concentración en las que la cantidad de Soluto se expresa en
Moles o Equivalentes
Las más importantes son:
Molalidad (m)
Se define como el número de moles de soluto, contenido en 1 kg del solvente o
1000 B), es decir:
m=
nsto (moles)
nsto (moles)
=
(Kg)svte
Wsvte/1000Kg
* Cuando el W svte está en gramos *
Por ejemplo en una solución 0,5 m de NaCl, hay 0,5 moles de NaCl por cada
1000g de agua, es decir:
NaCl 0,5m=
0,5 moles NaCl
1000g de H2O
Esta unidad de concentración es bastante usada en las propiedades coligativas de
las soluciones, que se verán más adelante, sin embargo, otra forma de trabajarla
es de la siguiente forma:
Como m=
nsto (moles)
y recordando que:
Wsvte (Kg)
nsto=
Wsto W2
=
pMsto pM2
Donde W 2 =peso en gramos del soluto
pM2 = peso molecular del soluto en g/mol
Además Kg de solvente=
Wsvte(g)
; donde
(1000g/Kg)
Wsvte=masa del solvente en gramos o también
276
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Kgsvte=
W1(g)
(1000g/Kg)
(3)
Sustituyendo 2 y 3 en 1 quedaría:
m=
entonces m=
W2/PM2
W1/1000
luego
m=
1000W2
PM2 W1
1000W 2
que es la otra forma de expresar la molalidad de una solución
pM2W1
RECUERDE:
W 1=peso en g del solvente
W 2= peso en g del soluto
pM2=peso molecular del soluto en g/mol
1000 = 1000g/Kg
Ejemplos:
1. Se trata de inyectar a un enfermo 90 gramos de glucosa (C6H12O6), de modo
que la concentración sea 0,4 molal. Calcular la cantidad de agua estéril (exenta de
pirógenos) en que se va a disolver la glucosa.
DATOS:
W 2 = 90 g de glucosa
PM2 = peso mol glucosa = 180 g/mol
INCÓGNITA: W 1=peso en g de H2O
RECORDANDO QUE: m=
1000W2
, despejamos W1
PM2 W1
luego m·pM2·W1=1000W2, entonces W1=
1000W2
m·pM2
277
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Reemplazamos: WH2O =
1000g/kg ×90g
=1250g de H2 O
0,4 mol/Kg x180 g/mol
Como la densidad del agua es 1 g/mL; podemos convertir los 1250 g en unidad de
volumen así:
D=
W
W 1250g
, entonces V= =
=1250 mL
D 1g/mL
V
Ó 1250 ×
(1L)
=1,25 L de H2O
(1000mL)
RTA:1,25 Lde H2O
2. calcular los gramos de carbonato de sodio (Na2CO3) que se necesitan para
preparar 200 mL de una solución 2 molal en agua.
DATOS
INCÓGNITAS
PM2=peso mol (Na2CO3)=
W agua=W 1
(23x2)+12+(16x3)=106 g/mol
m=0,2 moles Na2CO3/Kg agua
W Na2CO3 =W2
DH2O=1g/mL
W agua=W 1=200 mL x (1 g/mL)
VH2O=200 mL
W 1 = 200 g de agua
Como: m=
entonces: W2=
1000 W2
, despejamos W2
pM2·W1
m pM2 W1 0,2 mol/Kg x 106 g/mol x200g
=
1000g/Kg
1000
W 2=W Na2CO3 = 4,24 g de carbonato de Sodio.
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RIA: Se necesitan 4,24g de carbonato para preparar 200 mL de una solución 2
Molal.
Normalidad(N)
Se define como el número de equivalentes-gramo de soluto contenidos en 1 litro
de solución, es decir:
N=
Eq-g(sto)
L(SN)
El equivalente gramo de un ácido o una base se determina dividiendo el peso
molecular del compuesto por el número de H+ OH- reemplazables en las
reacciones de neutralización, es decir:
Eq-g de un ácido o base=
Peso molecular
# del H+(OH)-reemplazables
Ejemplos:
Calcular el peso equivalente de:
a. Acido Sulfúrico
b. Hidróxido de Aluminio
c. Acido Clorhídrico
d. Hidróxido de Sodio
a. H2SO4 --> # de H+ = 2, es decir que un mol de H2SO4 tiene 2 equivalentes
luego:
PESO EQUIVALENTE H2SO4=
Peso molecular 98
=
=49g/Eq
2
2
b. Al(OH)3 --> # de (OH)- = 3, es decir, que un mol de AI(OH)3 tiene 3
equivalentes luego:
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PESO EQUIVALENTE Al(OH)3=
peso molecular 78
= =26 g/Eq
3
3
c. HCI --> # de H+ = 1, luego:
PESO EQUIVALENTE DEL HCl=
36,5
=36,5g/Eq
1
d. NaOH --> # de (OH)-=1, luego:
PESO EQUIVALENTE DEL NaOH=
40
=40g/Eq
1
El equivalente-gramo de una sal puede definirse en función de la sal como ácido o
base. El pesó equivalente puede ser variable dependiendo de si la fórmula se
emplea para 1,2 ó 3 unidades de la reacción de neutralización.
Ejemplos:
a. Na2CO3 + 2HCl --> 2NaCl + CO2 + H2O
En esta reacción 1 Eq de Na2CO3 reaccionan con 2 Eq de HCl, por lo tanto, el
peso equivalente del Na2CO3
Na2CO3=
peso molecular 106
=
=53g/Eq
2
2
Na2CO3+ 1 HCl --> NaHCO3 + NaCl
En esta reacción 1 Eq de Na2CO3 reacciona con 1 Eq de HCl, por lo tanto, el peso
equivalente del Na2CO3:
Na2CO3=
peso molecular
=106
1
Si la sal está sola, se puede determinar el peso del equivalente teniendo en
cuenta el estado de oxidación y el número de átomos del metal, es decir:
280
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PESO Eq-g=
Peso molecular
# carga totales del metal
Ejemplo:
Calcular el peso Eq-g del fosfato tricálcico Ca3(PO4)2
Teniendo en cuenta los estados de oxidación:
Ca+23(PO4)2-; carga total positiva del calcio
=+2x3=6
Por lo tanto:
Peso Eq-g=
peso molecular 310
=
= 51,7g/Eq
6
6
Peso molecular = (40x3) + (31+64) x 2 = 310 g.
EJEMPLO
1. ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio se necesitan para preparar 500 mL de
una solución 0,5 N?.
DATOS:
VSN = 500 mL = 0,5lt
N 0,5
Eq-g sto
LÑÃ
Peso molecular Ca(OH)2=74 g/mol
# (OH)- = 2
1 mol tiene 2 Eq
INCÓGNITAS
Peso Eq-g = ?
WCa(OH)2=?
Según la definición: À
ÒÓ%Ô p½¾
Õ(Ö×À)
, de aquí:
281
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Eq-g = V(SN)x N = 0,5L x 0,5 Eq-g/L= 0,25 Eq-g
peso Eq-g Ca(OH)2 = 74/2 = 37 g/Eq, por lo tanto:
1 Eq de Ca (OH)2 pesa 37g, luego 0,25 Eq pesarán:
0,25 Eq × (37g/Eq)= 9,25 g de Ca(OH)2
Por medio de factores:
0,5L x (0,5 Eq-g Ca(OH)2 / 1L) x (37 g / 1 Eq-g)= 9,25 g Ca(OH)2
RTA: se necesitan 9,25g de Ca(OH)2 para preparar 500 mL de una solución
Lección 27. Unidades de concentración físicas
Las unidades de concentración pueden clasificarse de muchas maneras; para
fines prácticos se pueden considerar tres grupos: en primer término una relación
libre de pesos de soluto por volumen de solución, luego una relación en
porcentajes y por último las unidades de concentraciones en las que la cantidad
de soluto se expresa en moles o equivalentes-gramo.
Unidades de Concentración peso de Soluto
Se indican estableciendo el cociente entre el peso del soluto (en gramo,
miligramos) y el volumen de solución (cm3, mL, litro, dm3, m3).
Ejemplos: g/ cm3; g/mol; kg/m3 ; g/L; mg/L = ppm
ppm = Partes por millón
Estas unidades se designan con la letra C
Ejemplo: Una solución acuosa de NaNO3 que tiene una C = 50 ppm, indica que en
1 litro de solución existen 50 miligramos de NaNO3, es decir:
C=50 ppm=
50 mg NaNO3
= 50 mg/L
1L solución
Densidad y Gravedad Específica
282
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En algunas operaciones frecuentemente se mide la composición de las soluciones
por su DENSIDAD.
La densidad se define como la masa por unidad de volumen de dicha masa de la
solución, es decir:
masa de la solución
volumen de la solución
D=
Generalmente se expresa en g/cm3; g/mL ó Kg/m3
El peso específico o gravedad específica, se define como la relación existente
entre la densidad absoluta de la sustancia y la densidad de una sustancia de
referencia, es decir:
G.E=
Densidad de la solución
Densidad de referencia
Como la densidad varía con la temperatura, se puede tomar como sustancias de
referencia el agua a 4°C, ya que a esa temperatura su densidad es 1g/mL, por lo
tanto la gravedad específica:
(G.E)=
Dsustancia
DH2O a 4°C
Así, cuando se dice que la gravedad específica de una solución es 1,4 significa
que la densidad de la sustancia es 1,4 veces más densa que el agua a 4°C, es
decir:
1,4=
Ds
entonces 1,4 ×DH2O a 4°C =Ds
DH2O a 4°C
Ejemplos:
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1. En el laboratorio, la densidad de una solución, se determina por medio de un
recipiente específico denominado Picnómetro. En el análisis de una muestra, se
obtuvieron los siguientes datos:
WP = Peso picnómetro vacío - 44.36 g
WP + MUESTRA = peso picnómetro con la muestra - 68,56g
Vp = Volumen del picnómetro = 20mL
T= 25°C
Calcular la densidad de la muestra a esa temperatura y la gravedad específica con
respecto al H2O a 25°C.
Dmuestra=
(Wp +m) –(Wp) 68,56 g-44,36g
=
Vp
20 mL
Dmuestra=
G.E=
24,2 g
=1,21g/mL
20mL
Dm (25°C)
1,21g/mL
=
=1,2136 (sin unidades)
DH2O(25°C) 0,9970 g/mL
2. Para determinar la densidad de sólidos irregulares, se procede así: Una
cantidad de suelo que pesa 17,2 gramos en el aire se transfiere a una probeta
graduada del 100 mL que contiene 40 mL de agua, la lectura final del volumen es
de 53,0 mL, hallar la densidad de la muestra de suelo.
W suelo=17,2 gramos
V inicial = 40 mL de agua
V final = 53 mL de agua
V suelo = V final - V inicial = (53-40)mL = 13 mL
Dsuelo=
Wsuelo 17,2g
=
=1,32 g/mL
Vsuelo 13mL
Unidades de Concentración Expresadas en Porcentajes
284
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En este grupo se clasifican todas las unidades de concentración que se expresan,
con base en 100 partes de solución, pueden ser:
% peso a peso (P/P) = peso de soluto, por cada 100 unidades de peso de la
solución.
Ejemplo:
Glucosa al 5% por peso = 5 g de glucosa por cada 100 g de solución.
% peso a volumen (P/V) = peso de soluto, por cada 100 unidades de volumen de
la solución.
Ejemplo:
NaCl al 70% P/V=10 g de NaCl por cada 100 mililitros de solución.
% volumen a volumen (V/V) = volumen de soluto por cada 100 unidades de
volumen de la solución.
Ejemplo:
Etanol al 95% V /V = 95 mL de etanol por cada 100 mL de solución.
Fracción Molar ( x )
a. Del soluto (X2) relación entre el número de moles del soluto al número de
moles totales es decir:
Xsto=
nsto
ntotales
=
nsto
nsto + nvte
ó también:
X1=
n2
n2+n1
b. Del solvente (X1) es la relación entre el número de moles del solvente al
número de moles totales:
285
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X2=
Si sumamos X1 y X2, obtenemos:
n1
n1+n2
X1+X2=
=
n1 n2
+
nt nt
n1 + n2 nt
=1
=
nt
nt
Ejemplo:
Calcular la fracción molar del etanol y del metanol en una solución cuando se
mezclan 23 g de etanol con 96 g de metanol.
DATOS:
Etanol = C2H5OH; W etanol = 23 g; Metanol = CH3OH; W metanol = 96 g
Peso molecular Etanol = 46 g/mol; Peso molecular MetanoI = 32 g/mol
INCÓGNITAS:
netanol = ?; nmetanol = ?; Xet=?; Xmet = ?
W etanol
23 g
=
= 0,5 moles
peso molecular 46g/mol
netanol =
nmetanol=
Wmetanol
96g
=
= 3 moles
peso molecular 32g/mol
n totales = 0,5 moles etanol + 3 moles metanol = 3,5 moles
Xetanol
0,5 moles
= 3,5 moles
0,14
Como Xetanol + Xmetanol = 1-----> Xmetanol = 1 - Xetanoñ= 1- Xetanol
=Xmetanol=1- 0,14 = 0,86
RTAS: La fracción molar del etanol es 0,14
La fracción molar del metanol es 0,86
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Lección 28. Variables que afectan la solubilidad. Reglas de solubilidad.
Gráfico
La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver
en una determinada cantidad de solvente a una temperatura específica. La
temperatura afecta la solubilidad de la mayoría de sustancias.
Como se puede apreciar en la figura 28, en
la mayoría de los sólidos aunque no en
todos,
la
solubilidad
aumenta
con
la
temperatura. No hay una correlación clara
entre
∆Hdisolución y
la
variación
de
la
solubilidad con la temperatura. Por ejemplo,
el proceso de disolución del CaCl2 es
exotérmico y el del NH4NO3 es endotérmico,
pero la solubilidad de los dos compuestos
aumenta al incrementarse la temperatura.
En cuanto a los gases ocurre lo contrario
Figura 28. Gráfica de solubilidad de algunos
compuestos sólidos con el agua
que con los sólidos, puesto que a medida que
aumenta
la
temperatura
disminuye
la
solubilidad de estos. Un ejemplo de ello se puede ver en la disminución del
oxígeno molecular en el agua caliente, razón por la que el aumento de la
temperatura del ambiente, disminuye el oxígeno disponible para los seres que
habitan los acuíferos.
Principio de Solubilidad
No es posible establecer unos criterios absolutos que permiten predecir la
solubilidad de un soluto en un solvente determinado, pero se pueden hacer
algunas consideraciones basadas principalmente en el aspecto estructural de los
compuestos involucrados que permitan comprender al menos parcialmente el
fenómeno. Teniendo en cuenta que las mezclas de grasas en cualquier caso
forman soluciones verdaderas y que no hay soluciones de sólidos en gas ni de
287
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líquidos en gas y que cuando se tienen solventes sólidos, los casos dignos de
tratarse son las aleaciones, se tratarán a continuación las soluciones líquidas.
Cuando se considera la solubilidad de líquidos en líquidos se puede aplicar el
principio: "Semejante disuelve a semejante". Solventes poco o muy polares
disuelven compuestos poco polares como por ejemplo los hidrocarburos disuelven
hidrocarburos y algunos otros compuestos que tengan baja polaridad.
A su vez sustancias polares como el agua, el metanol y etanol pueden disolver
alcoholes, acetonas, ácidos y bases.
La solubilidad de sólidos en líquidos puede ser más compleja de sistematizar y
aunque se puede continuar aplicando el mismo principio es conveniente
considerar otras situaciones. En el caso de los compuestos iónicos estos se
solubilizan apreciablemente en solventes que les permitan dar lugar a la formación
de iones que se estabilizan rodeándose de moléculas de solvente, que debe ser
necesariamente polar.
Los gases son poco solubles en agua y en otros líquidos corrientes, sin embargo,
son muy importantes esas pequeñas cantidades de gas que se disuelven, como el
caso del oxígeno en el agua y que permiten toda la vida acuática y el dióxido de
carbono y oxígeno en el torrente sanguíneo que permiten la vida animal.
Expresión de la Solubilidad
La solubilidad de un compuesto en un solvente, se expresa como la concentración
máxima de la solución saturada a una temperatura dada; cuando que sea
necesario se especificará también la presión, si no se hace se debe entender que
es una atmósfera de presión.
Se entiende que una solución saturada a una temperatura dada es aquella que
contiene la máxima cantidad posible de soluto por unidad de volumen.
Generalmente la solubilidad se expresa en gramos de soluto/decímetro cúbico de
288
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solución o en moles de soluto/decímetro cúbico de solución, aunque a veces se
utilizan unidades de concentración poco convencionales como gramos de soluto
por cada centímetro cúbico de solvente o gramos de soluto por cada 100
centímetros cúbicos de solvente.
Tomando como referencia el criterio de saturación se consideran soluciones no
saturadas, las que poseen una concentración menor que la de la solución
saturada y soluciones sobresaturadas, que aunque solo se presentan en forma
transitoria, casi momentánea, son aquellas que poseen una concentración
ligeramente mayor que la de la solución saturada.
Lección 29. Propiedades coligativas
PROPIEDADES COGITATIVAS DE LAS SOLUCIONES
Antes de abordar este tema, debemos recodar los siguientes conceptos:
a. PRESIÓN DE VAPOR DE UN LÍQUIDO: la presión gaseosa que ejerce las
moléculas vaporizadas en el vacío y en equilibrio con el líquido a una
determinada temperatura. Esta se puede percibir, en un recipiente cerrado, en
cuyo interior existe un volumen parcial de agua, allí las moléculas que
escapan del líquido no pueden difundirse indefinidamente, sino que se
acumulan en el espacio libre por encima de éste, hasta producir la
denominada presión a vapor.
Es importante anotar que esta presión crece rápidamente, al aumentar la
temperatura y su representación gráfica son curvas de tipo exponencial. Sin
embargo, cuando se representa el logaritmo de la presión de vapor en función del
inverso de la temperatura, aparece una línea recta.
Esta expresión matemática de log P=F(1/T) se conoce como la ecuación de
CLAUSIUS-CLAPEYRON y tiene 2 aplicaciones principales:
1. Permite la determinación de la presión de vapor a cualquier temperatura.
289
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2. Por medio de la pendiente de esta gráfica se puede calcular el calor
liberado o absorbido a una reacción de fase (sólido-líquido-vapor), es decir,
la ENTALPÍA de reacción.
b. PUNTO DE EBULLICIÓN: Es la temperatura a la cual, la presión de vapor
del líquido es igual a la presión atmosférica. Por lo tanto, en este punto
existe un equilibrio entre las fases líquida vapor.
Ejemplo:
El punto de ebullición del agua es 100°C a la presión de 1 atmósfera.
c. PUNTO DE FUSIÓN: Es la temperatura a la cual la fase sólida se
encuentra en equilibrio con la fase líquido bajo la presión de 1 atmósfera.
Ejemplo:
El punto de fusión del agua sólida (hielo) es de cero grados centígrados a 1 atm.
Después de esta revisión conceptual, se pueden definir y analizar las
mencionadas propiedades coligativas, como sigue:
DEFINICIÓN: Son propiedades universales de las disoluciones, que dependen
únicamente del número de partículas disueltas de soluto, más no de su naturaleza,
es decir, no guardan relación con el tipo de partícula ya sea ión, átomo o molécula.
En general estas propiedades son función exclusiva de la concentración de
solutos no volátiles en la solución.
Ahora, enumeramos las cuatro propiedades que vamos a
estudiar, ellas son:
1. El descenso de la presión de vapor del solvente.
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2. El aumento del punto de ebullición o elevación ebulloscópica.
3. El descenso del punto de congelación ó descenso crioscópico.
4. La presión osmótica.
¿Por qué son tan importantes estas propiedades coligativas a nivel
biológico?
En el estudio fisicoquímico de algunos aspectos morfofisiológicos a nivel celular,
los encontramos frecuentemente con fenómenos derivados de estas propiedades
coligativas, como puede ser la difusión de agua a través de las membranas
celulares o su aplicabilidad en la preparación de disoluciones isotónicas e
hipertónicas con fines clínicos experimentales, por este motivo se estudiaran
detalladamente.
El Descenso de la presión de Vapor del Solvente
Cuando un soluto no volátil se añade a un disolvente, se produce una disminución
de la presión de vapor de éste- El descenso se puede comprender a través de una
ley establecida por el químico francés FRANCOIS RAOULT en 1887.
Ley de Raoult
Se pueden enunciar así:
La presión parcial de un constituyente volátil (disolvente)
de una solución es igual a la presión de vapor del
constituyente puro, multiplicado por la fracción molar del
constituyente volátil (disolvente) en la solución.
Si consideramos una solución de A en B, tendremos:
PA = PAOXA
PB = PBOXB
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En el cual:
PA = Presión parcial del constituyente A en la solución.
PA0 = Presión de vapor de A puro
PB = Presión parcial del constituyente B en la solución.
PBO=Presión de vapor de B puro
XA = Fracción molar de A
XB = Fracción molar de B
De estas dos ecuaciones, la presión total de vapor sobre la solución es:
P=PA + PB = P0AXA +P0BXB
Como XA + XB=1, entonces XA = 1-XB
Reemplazando esta expresión quedaría:
P=P0A (1-XB)+ P0BXB
Distribuyendo
P= P0A - P0A XB + P0BXB
Factorizando queda:
P=(P0B- P0A) XB + P0A
La ecuación anterior es de la forma Y = mx + b, es decir cuando se representa P
en función de la fracción molar se obtiene una línea recta.
0
Efectuando el-siguiente análisis de la ecuación cuando XB = 0, entonces P= P A,
la presión de vapor total sobre la solución es igual a la presión de vapor del
constituyente A puro cuando la fracción molar del otro constituyente es cero.
Luego para XB = 1
P=(P0B- P0A) (1) + P0A
Entonces P = P0B que tiene un significado equivalente a lo afirmado anteriormente.
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La gráfica sería la siguiente:
Gráfica 6 Diagrama binario de la variación de la presión de vapor de una solución en
función de sus fracciones molares (Ley de Raoult), Adaptado por autora (Granados
Moreno & García, 1996)
293
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Gráfica 7 Desviaciones positivas y negativas de la Ley de Raoult, adaptado por
Dolffi Rodríguez de (Granados Moreno & García, 1996)
294
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Basándonos en la ley de Raoult, se puede analizar la disminución de la presión de
vapor del solvente cuando se le añade un soluto no volátil y no electrolito (el no se
disocia en iones con carga eléctrica, sino que permanece en forma molecular sin
carga).
Teniendo en cuenta la siguiente nomenclatura:
P0=Presión de vapor del solvente puro = psvte0.
X1=Fracción molar del solvente=Xsvte
P = Presión de vapor del solvente sobre la solución= PSN
Podemos afirmar según la ley de Raoult que:
PSN= P0SVTE.XSVTE
Esta expresión predice que:
Este enunciado es otra forma general de la rey de Raoult y demuestra que la
presión de vapor del solvente sobre la solución siempre es menor que la del
solvente puro, ya que X1 siempre es menor que la unidad, por lo tanto el producto.
P0X1< P
Ahora, si dibujamos las curvas exponenciales de presión de vapor del solvente
puro y de la solución en función de la temperatura, observamos lo siguiente
(gráfica 14):
295
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Gráfica 8 Descenso de la presión de vapor y aumento del punto de
ebullición adaptado por autora de (Granados Moreno & García, 1996)
La curva de presión de vapor de la solución está por debajo de la del solvente
puro, lo que indica que a una temperatura determinada la presión de vapor del
solvente desciende un valor ∆p.
De la gráfica se puede observar que:
∆p=P0svte-PSN
Como: PSN = P0SVTE XSVTE
∆P = P0svte - P0svte XSVTE
Factorizando: P0svte
∆P= P0svte (1-XSVTE)
Como: XSVTE+ XSTO = 1
1-XSVTE = XSTO
Luego:
296
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.
∆P = P0svte XSTO
Es decir:
ؼ
= XSTO
P0svte
P0svte- PSN
=XSTO
P0svte
Esta ecuación significa que:
Un descenso relativo de la presión de vapor del solvente es igual a la
fracción molar del soluto (otra expresión de la ley de Raoult).
De modo que ∆P es función únicamente de la concentración de solutos y por lo
tanto representa una propiedad coligativa de la solución.
Una explicación más sencilla de este fenómeno sería la siguiente:
- La adición de un soluto al solvente disminuye el número del moléculas del
solvente en la superficie libre del líquido, dificultando así su paso a la fase del
vapor lo mismo que ejercen fuerzas de cohesión sobre las moléculas del solvente
disminuyendo su tendencia de escape.
Las cuatro propiedades coligativas están interrelacionadas y son usadas para
calcular pesos moleculares de solutos.
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Tabla 17. Presión de Vapor del agua a diferentes tempertaturas
T (°C)
P (mmHg)
T (°C)
P (mmHg)
T (°C)
P (mmHg)
0
4,5840
35
42,221
80
355,63
5
6,5449
40
55,391
85
434,04
10
9,2123
45
71,968
90
526,41
15
12,795
50
92,648
95
634,61
20
17,546
55
118,23
100
760,00
25
23,776
60
149,61
105
906,07
30
31,855
70
234,03
110
1074,56
Ejemplo:
10 gramos de un soluto no electrolito y no volátil fueron disueltos en 100 gramos
de agua a 20°C, la presión de vapor descendió desde 17,53 a 17,23mmHg.
Calcular el peso molecular del soluto.
DATOS:
P0svte = 17,53 mmHg
PSN = 17,23 mmHg
Wsto=10 gramos
INCÓGNITA:
Peso molecular del soluto =
Wsvte=100 gramos
MSTO = ?.
Msvte=MH2O=18 g/mol
RECORDANDO QUE:
P0svte- PSN
= XSTO
P0svte
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XSTO=
nsto
nsto + nsvte
En soluciones infinitamente diluidas
XSTO=
nsto
nsvte
Además:
nsto=
Wsto
Wsvte
y nsvte=
Msto
Msvte
Por lo tanto:
Wsto/Msto P0svte- PSN
=
Wsvte/Msvte
P0svte
Entonces:
17,53 - 17,23
10g/ Msto
=
; Resolviendo:
17,53
100g/18g/mol
RTA: Msto=105 g/mol
Aumento en el punto de Ebullición de la Solución
Cuando se re agrega un soluto no volátil a una solución esta hervirá a una mayor
temperatura que la del solvente puro. Esto es una consecuencia directa de la
disminución de la presión de vapor, ya que por lo por lo visto anteriormente, las
moléculas del soluto ejercen una fuerza de cohesión sobre las moléculas del
solvente, dificultando su salida a la fase de vapor, por lo tanto, se debe aumentar
la temperatura para que estas escapen y se produzca así la ebullición.
Este fenómeno es evidente en la gráfica 11, en la cual se muestra que a una
temperatura T0, el solvente alcanza una presión P0svte, en consecuencia, para que
la solución pueda hervir, debe igualar esta presión, por lo cual, se debe aumentar
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su temperatura hasta TSN, mayor que Tsvte. Por lo tanto, este ascenso ebulloscópico
estará dado por:
∆Te=TSN-Tsvte
Este aumento ebulloscópico (∆Te) está relacionado con el número de partículas
del soluto, es decir, la relación es directamente proporcional a la concentración
molal del soluto, por lo tanto, se puede deducir que:
Sí ∆Teα
α [sto] entonces ∆Te = Ke [sto] ->
∆Te= Ke m
Donde: ∆Te= Aumento ebulloscópico de la solución
[STO]= concentración de soluto
Ke=Constante ebulloscópica del solvente puro;
m = Molalidad de la solución.
La constante ebulloscópica del agua es igual a 0,52°C/mol soluto/kg
agua, lo que significa que por cada mol de soluto agregado a 1 kilogramo
de agua su temperatura o punto de ebullición aumenta 0,52°C.
Esta constante es característica de cada solvente y no depende de la naturaleza
del soluto.
Ejemplo:
Calcular la temperatura de ebullición de una solución del glucosa a 10% P/P
DATOS:
10%P/P
10gdeglucosa
100gdesolución
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W glucosa = 10g; Mglucosa=180 g/mol
WH2O = 90 g
Ke=0,52/m
Teb (agua=100°C) = Tsvte
INCOGNITA: TSN (temperatura de la solución)
Se calcula la molalidad:
10g
m=
nglucosa 180g/mol
kg H2 O
=
90
1000kg
=0,61
mol
kg
Se halla el aumento ebulloscópico:
∆Te= Ke m
ΔTe 0,52°C/mx0,61m 0,3172°C
Como ∆Te=TSN-Tsvte entonces TSN = Te + Tsvte
TSN = 0,3172 °C + 100 °C = 100,3172 °C
RTA: La temperatura de ebullición de la glucosa al 10% es 100,3172 °C
Descenso del punto de congelación de la solución:
Al agregar un soluto no volátil a una solución, esta se congelará a una temperatura
menor que la del solvente puro. Este descenso crioscópico implica una depresión
o abatimiento en el punto de congelación de la solución. Este fenómeno es
también una consecuencia directa del descenso en la presión de vapor de la
disolución y por ende depende de la concentración molal de los solutos, es decir:
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∆Tc K c ÛstoÜentonces∆Tc K c ∙mdonde
∆Tc= Tsvte - TSN =descenso crioscópico de la solución.
Kc= Constante crioscópica del solvente puro.
m = molalidad de la solución
La constante crioscópica del agua es igual a 1,86 °C/mol sto / kg agua, esto
significa, que por cada mol de soluto agregado a un kilogramo de agua, ésta
disminuirá o abatirá su temperatura de congelación en 1,86°C.
Esta constante también es característica de cada solvente y no depende de la
naturaleza del soluto.
Esta propiedad es muy utilizada en el cálculo de pesos moleculares de solutos, ya
que el descenso crioscópico es de más fácil apreciación que la elevación
ebulloscópica, por consiguiente podemos derivar una expresión matemática que
nos sirva para este fin.
Recordando que la molalidad puede escribirse como:
m=
Wsto/ Msto 1000 Msto
nsto
=
=
donde
Kgsvte Wsvte/1000 Msto ×Wsvte
donde
W sto = Peso en g del soluto
W svte = Peso en g del solvente
Msto = Peso molecular del soluto en g/mol
Como: ∆Tc = Kc x m; sustituyendo m queda:
∆Tc =
Kc 1000 Wsto
Msto Wsvte
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despejando Msto se obtiene:
Msto =
Kc ×1000× Wsto
∆Tc×Wsvte
que es la expresión utilizada en el cálculo del peso molecular del soluto.
Ejemplo:
Calcular la temperatura de congelación de una solución salina al 20%p/p
DATOS
INCÓGNITA
Kc=1,86
[sto]=20% p/p = 20 gsto/100 g
SN
Wsto=20g
T cong de la solución ?
T(svte)c = 0°C
WH2O=80 g
Msto= MNaCI=58,5 g/mol
Se calcula primero la molalidad de la solución.
m=
20 g/58g/mol
= 4.27 mol/ Kg = 4,27 molal
80/1000 Kg
Ahora hallamos el descenso crioscópico
∆Tc = Kc.m=1,86 x 4,27 = 7,94 °C
Finalmente como:
∆Tc = Tsvte – TSN; Iuego TSN = Tsvte-T c
Reemplazando:
TSN = 0°C - 7,94°C = -7,94°C
RTA: La temperatura de congelación de la solución salina es de -7,94°C
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2. Una solución que contiene 4 gramos de un soluto no electrolito disueltos en 100
gramos de agua solidifica a -0,465°C. Determinar el peso molecular del soluto.
DATOS:
Wsto=4g
INCÓGNITAS:
Wsvte=100g
∆Tc=?
TSN = -0,465°C
Msto=?
Kc = 1,86
T congelación H2O = 0°C
Primero calculamos el descenso crioscópico
∆Tc = Tsvte – TSN = 0°C -(-0,465°C)
∆Tc = 0,465°C
De la ecuación
Msto =
Kc ×1000× Wsto
, entonces
∆Tc×Wsvte
Msto =
1,86 ×1000× 4
=160g/mol
0,465×100
RTA: El peso molecular del soluto es 160 g/mol
Presión Osmótica (π) Otra propiedad Coligativa
Esta es la propiedad más importante a nivel biológico por su efecto en los medios
líquidos intersticiales e intracelulares y en general porque tiene que ver con la
difusión de estos a través de las membranas biológicas.
Comenzaremos por repasar el concepto de OSMOSIS
Osmosis
Es la difusión de líquidos a través de membrana, (si la membrana es
semipermeable, es decir que permite el paso del solvente pero no del soluto), se
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observa un movimiento espontáneo del solvente hacia la solución que contiene el
soluto para así diluirlo, esto significa que el desplazamiento del solvente, siempre
se dará desde la solución más diluida a la más concentrada.
Presión Osmótica (π)
Se define como la presión mecánica que se debe ejercer sobre la solución más
concentrada, para evitar la ósmosis del solvente a través de la membrana seme
impermeable.
Esta propiedad también es una consecuencia directa de la disminución de la
presión de vapor de la solución, como veremos más adelante.
Leyes de la Presión Osmótica
Estas leyes son similares a las de los gases ideales que se verán en un capítulo
posterior. Su descubridor fué el químico Holandés Jaco bus H. Van’t Hoff.
a. A una temperatura dada, la presión osmótica es directamente proporcional
a la concentración del soluto.
b. A una concentración dada de soluto, la presión osmótica es directamente
proporcional a la temperatura de la solución.
c. La presión osmótica de una solución es independiente de la naturaleza del
soluto y del solvente, depende únicamente del número de partículas de
solutos disueltos, es decir su concentración.
Estas anotaciones se resumen matemáticamente así;
a. π α [sto]
b. π α T
π α [sto].T
Quitando el símbolo de proporcionalidad (α), lo reemplazamos por una
constante K, y la [sto] la dejamos en función de nsto/VSN, la ecuación anterior
quedaría:
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π=
nsto
·T
Vsn
Luego:
π·VSN =nsto·K·T
Esta expresión es similar a Ia ecuación de estado de los gases ideales
(PV=nRT), luego por simple comparación se observa que la constante K es
igual a R (ó constante universal de los gases), por lo tanto la expresión anterior
quedaría
π .V= nstoRT/Ecuación de Vant'Hoff
.
Donde: R = 0,082 L atm / mol K = 8,314 julios/mol K por medio de la ecuación
de Vant'Hoff se puede derivar otra que nos sirva para determinar pesos
moleculares de solutos sobre todo de algunas proteínas. Retomando lo
anterior:
π .V= nstoRT; como
La ecuación queda: π .V
Wsto
; Msto = peso molecular del soluto
Msto
Wsto
·RT, despejamos Msto, obtenemos:
Msto
Msto=
wsto R.T
á∙Õ
Ecuación para hallar el peso molecular de un soluto
La anterior ecuación nos ayuda a calcular el peso molecular de un soluto en
función de la presión osmótica de la solución del volumen de la solución (V), del
peso en gramos de sto (W sto) y de la temperatura de la solución.
Ahora, sí asumimos que W sto/V=concentración de solutos.
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La expresión anterior quedaría:
Msto=
Csto RT CstoRT
=
π
π
Que también sirve para el cálculo de pesos moleculares de solutos, conociendo su
concentración en g/L ó Kg/m3.
Ejemplos:
1. 10 gramos de urea (H2N-CO-NH2) se disuelven en 1 litro de agua. Calcular
la presión osmótica (en atm y pascales) de la solución a 20°C.
DATOS
INCÓGNITAS
Wsto=10g urea
π=?
V=1L
Vsto = ?
T=20°C +273=299K
Primero calculamos el peso molecular del soluto.
UREA=H2N-CO-NH2
Msto=(1x4)+(2x14)+72=76=60g/mol
ahora hallamos la presión osmótica
Como π·V=
π=
Wsto
R.T
Vπ·Msto
WstoR.T
V·Msto
π=
10 g x 0,082 L.atm/mol K 293K
=4atm
1 L x 60 g/mol
Pero 1 atm =101325 Pascales, luego las 4 atm equivalen a 4 atm x(101325
Pa/1atm) = 405300 Pa = 405,3 Kpa.
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RTA: La presión osmótica de la solución es de 4 atm, 405300 pascales ó 405,3
Kilopascales.
2. Una solución que contiene 40 gramos de seroalbúmina animal en 1kg de agua
ejerce una presión osmótica de 11,3 mmHg a 27°C. Calcular peso molecular de la
seroalbúmina en g/mol y kg/mol.
DATOS
INCÓGNITAS
Wsto= 40 g
n = 11,3 mmHg
T=27°C+273=300K
Msto = ?
WH2O = 1 kg
R = 0,082 L.atm / mol K
primero convertimos unidades
π=11.3 mmHg x (7 atm/760 mmHg) = 0,01486 atm
Como la densidad del agua es cie 1kg/L, hallamos el volumen del agua así:
Vagua=
Wagua
1kg
=
=1L
dagua 1Kg/1L
Según la ecuación:
Msto=
Wsto.R.T 40g x 0,082L·atm/mol K x 300K
=
π.V
0,04186atm x 1L
Cancelando unidades, se obtiene:
Msto = 66218,035 g/mol
Msto = 66,21kg/mol
RTA: El peso molecular de la seroalbúmina es de 66218,035 kg/mol ó g/mol
66,21Kg/mol
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Lección 30. Coloides.
Mezclas coloides y soluciones
Cuando dos o más sustancias se reúnen, estas pueden formar tres clases de
agregados; mezclas groseras, coloides, y soluciones.
En las mezclas burdas o groseras los componentes se diferencian a simple vista y
se pueden separar por medios mecánicos tales como: tamizado, decantación y
filtración, se distinguen dos o más fases.
Los coloides se caracterizan porque el tamaño de las partículas de la fase
dispersa oscila entre 1x10-7 cm y 2x10-5 cm. Su separación se hace relativamente
difícil, es necesario utilizar procesos tales como: floculación, sedimentación
electrostática o ultracentrifugación.
Es probable identificar dos o más
fases pero en muchas situaciones se
puede
comportar
como
si
se
comportara como una sola. Las
soluciones
verdaderas
son
las
mezclas homogéneas, es decir que
se presentan en una sola fase; el
tamaño de las partículas del soluto
es inferior a 1x10-5cm. La separación
de los componentes debe hacerse
por métodos térmico como: Evaporación, destilación o cristalización; o por
separaciones
disfuncionales
como:
extracción
con
solventes/absorción,
intercambio iónico o diálisis, también puede ser factible utilizar las separaciones
electroquímicas como la electrodeposición.
El esquema más sencillo de una solución debe considerar dos sustancias y se
podrá escribir:
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El proceso de solubilización no es una reacción química, recuerde que los
componentes de una solución se pueden separar; se le considera un fenómeno
fisicoquímico.
Por convención al componente que está en mayor proporción relativa se denomina
solvente, a todo los demás, solutos, excepto en las soluciones acuosas donde el
agua se considera siempre el solvente, independiente de su proporción relativa.
Generalmente la solución conserva la fase del solvente.
En el cuadro se resumen las clases de soluciones y coloides permitidos.
Ejemplos de soluciones y tipos de coloides que resultan de mezclar
compuestos en diferentes fases.
Tabla 18
SOLUTO (1)
FASE SOLVENTE (1)
DISPERSANTE
DISPERSA
GAS
LIQUIDO
FASE EJEMPLO DE
SOLUCIÓN (1)
TIPO DE
COLOIDE (2)
AIRE
NO HAY
NO HAY
SOLIDO
NO HAY
GAS
O2/H2O
AEROSOL
LIQUIDO
AEROSOL
SOLIDO
ESPUMA
LICORES
EMULSIÓN
SOLIDO
NaCl /H2O
SUSPENSIÓN
GAS
H2 /Pt
ESPUMA SOLIDA
Hg/Au
EMULSIÓN
SOLIDA
SUSPENSIÓN
SOLIDA
LIQUIDO
LIQUIDO
GAS
LIQUIDO
SOLIDO
SOLIDO
ALEACIONES
(1) Se refiere al caso en que se forme una solución verdadera.
(2) Se refiere al caso en que se forme una dispersión o solución coloide.
Propiedades de las Soluciones:
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En general a las soluciones se les puede asociar las siguientes propiedades:
- Homogeneidad, soluto v solvente están en una misma fase y por tanto se hacen
indistinguibles.
- Composición variable, la proporción en que se encuentran soluto y solvente
puede ser variable, en tanto los límites de la solubilidad lo permitan.
- Estabilidad relativa, sus componentes no se separan espontáneamente.
- Coligación, propiedades que dependen de la concentración del soluto y no de la
naturaleza de este.
No hay que olvidar que muchas propiedades físicas y químicas de las soluciones
son un conjunto de las propiedades de los componentes individuales.
En el caso de las propiedades físicas corno por ejemplo densidad e índice de
refracción, los valores para la solución resultan ser intermedios entre los valores
para soluto y solvente. En muchas ocasiones se establece una correlación entre el
valor del parámetro considerado y la concentración de la solución como un método
práctico para controlar algún proceso.
En el caso de las propiedades químicas, se debe aceptar que como mínimo no
varían las propiedades de los compuestos en forma individual, por cuanto no debe
haber reacción química entre soluto y solvente, por el contrario en la mayoría de
los casos muchas de estas propiedades se manifiestan más activamente, porque
precisamente una de las acciones de los solventes es facilitar las reacciones
químicas.
Propiedades de los coloides
Los coloides presentan comportamientos muchos más dispares que las soluciones
verdaderas, tanto que algunas propiedades muy específicas solo pueden ser
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asociadas a una determinada mezcla coloidal, como pueden ser el estado sol y gel
de algunas dispersiones de sólido en líquidos como la gelatina.
Una propiedad general que permite clasificar de cierto modo los coloides es la
afinidad de la fase dispersa por el medio dispersante, desde este punto de vista
los coloides pueden ser de dos tipos:
•
Liófobos, muy poca afinidad por el medio dispersante.
•
Liófilos, mucha afinidad por el medio dispersante.
Cuando la fase dispersante es agua se habla de coloides hidrófilos e hidrófolos; si
la fase dispersante es de naturaleza grasa se habla de coloides lipófilos y
lipófolos. Es muy probable que un coloide hidrófobo sea a la vez lipófilo y uno
hidrófilo sea a su vez lipófobo.
Sistematizando algunas propiedades generales para los coloides se tienen:
Diálisis, separación de las micelas coloidales de iones o moléculas más
pequeñas, mediante una membrana con un tamaño de poro adecuado, como
colodión; a veces este proceso se acelera por acción de una corriente eléctrica
y se denomina electrodiálisis.
Propiedades ópticas, cuando por acción de un rayo de luz en dirección
transversal al punto de observación se hacen visibles las partículas coloidales,
este se conoce como efecto tyndall; cuando el efecto tyndall no se hace
evidente con luz visible, se hace con luz ultravioleta y se puede producir el
fenómeno llamado fluorescencia.
Adsorción, fenómeno por medio del cual sobre la superficie de las partículas
coloidales se fijan otras sustancias, a veces iones.
Imbibición, con frecuencia algunos coloides presentan afinidad por ciertos
solventes y entonces este queda embebido dentro del coloide.
Sinéresis, es como el efecto contrario a la imbibición, en este caso hay perdida
de solvente.
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Estabilidad relativa, esta puede lograrse por adsorción selectiva de iones
positivos o negativos sobre la superficie del coloide, también puede
presentarse adsorción de moléculas de solvente de tal forma que la micela
coloidal queda rodeada de una capa iónica o de una película de solvente;
también se pueden utilizar otras sustancias que disminuyan la tensión
superficial entre la fase dispersa y la fase dispersante, que se llama:
emulsificantes, tenso activos o estabilizadores de espuma, según el caso.
Floculación, de hecho si el sistema coloidal requiere de una estabilización
adicional, también será factible desestabilizarlo y justamente es lo que en
muchas ocasiones se requiere; cuando la fase dispersante es agua, muchos
coloides floculan por la adición de sales, dentro de las más usadas están el
sulfato de amonio y los alumbres; otros coloides floculan por adición de
acetona o alcohol etílico; también se tienen sustancias que podrían llamarse
demulsificantes y antiespumantes cuya función es desestabilizar al coloide.
313
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UNIDAD 3 FUNDAMENTOS
TERMODINÁMICA
DE
EQUILIBRIO
QUÍMICO,
CINÉTICA
Y
FICHA TÉCNICA UNIDAD 3
Nombre de la unidad
Fundamentos de la química
Palabras claves
Equilibrio químico, ácido, base, cinética,
velocidad de reacción, temperatura,
energía, calorimetría y entalpía
En esta unidad se presenta 3 capítulos en los que se trabaja equilibrio químico,
conceptos báscios de cinética química, termometría y calorimetría. En cada uno
de los capítulos se desarrollan ejercicios sobre equilibrio químico, proceso de
titulación ácido-base, gradientes de energía en reacciones químicas, entre otros.
Capitulo 7. Equilibrio químico
Lección 31. El equilibrio químico y el principio de Le Chatelier
El equilibrio químico estudia los factores que determinan la posibilidad de que se
realice una reacción, es decir que ésta se desplace hacia la formación de los
productos. Por otra parte, el equilibrio químico se relaciona con la energía libre de
la reacción que determina si ésta es o no espontánea.
La mayoría de las reacciones químicas no se realizan completamente, debido a
que quedan residuos de reactantes, es decir que al finalizar la reacción se
encuentran cantidades apreciables de las sustancias iniciales.
Por ejemplo, de acuerdo a la siguiente ecuación:
314
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Se aprecia que cuando se mezcla hidrógeno y dióxido de carbono se forma agua y
monóxido de carbono, y se observa que al terminar la reacción, se encuentran
cantidades de los reactivos iniciales, esto sin importar las cantidades de las
sustancias que se pongan en contacto al inicio de la reacción.
Por ejemplo se ha encontrado experimentalmente, que cuando se mezclan agua
gaseosa y monóxido de carbono, estos reaccionan para formar H2 y CO2, cuando
termina la reacción quedan cantidades apreciables de agua y monóxido de
carbono. Esta reacción es la inversa de la anterior, y se denominan, reacciones
reversibles, las cuales no se detienen si no llegan a un equilibrio, en el cual las
velocidades son iguales en ambos sentidos de la reacción.
Teniendo en cuenta la teoría de colisiones, se predice que en la reacción entre el
hidrógeno y el dióxido de carbono, las moléculas chocan unas con otras y de estas
colisiones se produce agua y monóxido de carbono; estas a su vez chocan y las
colisiones producen la reacción inversa. Por lo tanto, se puede establecer que:
V1 representa la velocidad hacia la derecha y V2 la velocidad hacia la izquierda.
Inicialmente predomina V1 y a medida que avanza la reacción V2 va aumentando,
hasta que las dos velocidades se igualan, en este punto el sistema alcanza el
equilibrio.
Por lo tanto, se puede afirmar que el equilibrio es una situación en la cual dos
reacciones opuestas ocurren a la misma velocidad, o aquel estado en el cual las
concentraciones de los reaccionantes y de los productos no cambian con el
tiempo.
315
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En la gráfica 15, se muestra el progreso de la reacción anteriormente mencionada.
Gráfica 9 Cambios de la concentración vs tiempo de la
reacción
En el equilibrio la reacción no se detiene, siempre las moléculas de H2 y CO2
chocan para formar H2O y CO y a su vez las moléculas de H2O y CO colisionan
para formar H2 y CO2.
Todas las reacciones químicas son en mayor o menor grado reversibles, algunas
se acercan tanto a la finalización que se pueden considerar como completas.
CLASES DE EQUILIBRIO:
Cuando en el equilibrio los reaccionantes y los productos se encuentran en la
misma fase por ejemplo todos gases o todos líquidos, se le denomina equilibrio
homogéneo, si el equilibrio se presenta en dos o más fases se denomina
equilibrio heterogéneo, por ejemplo una mezcla de un gas y un líquido.
También es común el término equilibrio molecular, cuando el sistema involucra
moléculas y equilibrio en solución, cuando éste se presenta en solución acuosa.
Por ejemplo:
316
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Principio de Le Chatelier:
El equilibrio de un sistema se altera cuando se cambian las condiciones de
concentraciones, presión, volumen o temperatura. Le Chatelier, estudió los efectos
de las fuerzas que tienden a romper el equilibrio en un sistema.
El principio de Le Chatelier establece que: si se cambian las condiciones bajo las
cuales en un sistema existe el equilibrio, éste se desplaza en el sentido de
oponerse al cambio, restableciendo el equilibrio
Lección 32. Constantes de equilibrio, factores que alteran el equilibrio
químico.
Constantes de Equilibrio
En un sistema a temperatura constante, las concentraciones de los reaccionantes
y de los productos siempre dan una relación matemática constante sin importar las
concentraciones iniciales que se pongan en contacto.
Para una la reacción
La constante de equilibrio, Kc se expresa:
KÊ
ÛCÜÊ ÛDÜã
Û AÜ ¹ Û B Ü ä
317
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La constante Kc, se determina experimentalmente, es particular para cada
reacción y es función de la temperatura.
Los supraíndices denotan los coeficientes estequiométricos, las letras mayúsculas
representan una especie química. El símbolo [A] significa concentración de A.
La constante de equilibrio se expresa entonces como el cociente de la
concentración de cada especie, entre la concentración en su estado estándar.
Para los solutos el estado estándar es el de la solución 1M, para los gases el
estado estándar es el que corresponde a la presión de 1 atmósfera. Los estados
estándares para los líquidos y sólidos corresponden a los líquidos y sólidos puros.
Si en la ecuación de la constante de equilibrio por ejemplo A es un soluto, se
entiende que el término [A] significa realmente [A]/1M y si D es un gas, [D]
significa presión de D en atmósferas/1atm, en este caso en lugar de [D] se
escribirá PD. Los términos de la ecuación de la constante son adimensionales, por
lo tanto la constante de equilibrio es adimensional.
Si por ejemplo C fuera un líquido o sólido la razón entre [C]/(concentración de C
en su estado estándar) sería igual a la unidad (1). Si C es un solvente, debido a
que la concentración es tan cercana a la del líquido C puro, el valor de [C] es 1.
Cuando se expresa la constante de equilibrio debe tenerse en cuenta algunos
parámetros tales como:
1. Plantear las concentraciones de los compuestos en moles/Litro
2. Las concentraciones de los gases se expresan en atmósferas
3. Las concentraciones de los sólidos, los líquidos puros y solventes no se
escriben debido a que estas son unitarias.
Para la siguiente reacción:
KH
ÛH d ÜÛA% Ü
ÛHAÜ
318
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Si la reacción es inversa, el valor de K será:
K′H
ÛH d ÜÛA% Ü
= 1/KH
ÛHAÜ
Cuando se suman dos reacciones el valor de K, se obtiene por el producto de los
valores individuales de la siguiente manera:
La constante de la sumatoria de n reacciones será el producto de las n constantes
de equilibrio. Por ejemplo:
La constante de equilibrio para la reacción:
Se denomina Kw, =[H+][OH-] y tiene el valor 1.0 x 10-14 a 25°C.
Dado que:
¡Ãæç
1.8
10%X
Hallar la constante de equilibrio para la reacción:
319
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Para obtener la tercera reacción se invierte la segunda y se le suma a la primera
como se muestra a continuación:
En un sistema que se encuentra en equilibrio se puede presentar las siguientes
situaciones:
1. Las
concentraciones
de
los
productos
son
mayores
que
las
concentraciones de los reaccionantes, en este caso el numerador será
mayor que el denominador, Kc>1, esto favorece la formación de los
productos.
2. La concentración de los productos es menor que la de los
reaccionantes, por lo tanto el numerador será menor que el
denominador, Kc<1, lo que desfavorece la formación de los productos.
Conociendo el valor de la constante de equilibrio se puede determinar en qué
forma se desplaza la reacción antes de alcanzar el equilibrio, es decir, si la
reacción favorece la formación o no de los productos.
FORMAS DE EXPRESAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
En las reacciones que involucran gases, la constante de equilibrio se debe
expresar en término de presiones parciales que se representa como Kp y en
función de fracciones molares como Kx, en los dos casos los valores obtenidos
son diferentes a los obtenidos para Kc.
Para la siguiente reacción en fase gaseosa
¡è
5»é 5êë
5ìí 5îï
Suponiendo un comportamiento ideal de los gases, se puede entonces expresar la
presión parcial de cada gas de la siguiente manera:
320
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Pð
nÊ
nÊ
RT;
V
V
Pò
nò
nò
RT;
V
V
ÛCÜeq; Pñ
nñ
nñ
RT;
V
V
ÛDÜEquilibrio
nó
nó
RT;
V
V
ÛBÜEquilibrio
ÛAÜeq; Pó
Al sustituir las presiones parciales en la ecuación de equilibrio de los gases se
obtiene:
RÛb ܈šSé RÛô܈šSë
Rۄ܈šSí RÛõ܈šSï
¡è
Ûb Üé ÛôÜë RˆšSédë
Û„Üí ÛõÜï RˆšSídï
RRTSRÊdãS%R¹däS K ö
Kö
K ð RRTS∆÷
∆n es el número de moles finales menos el número de moles iniciales en la
ecuación balanceada. Puede ser positiva, negativa o cero. Si ∆n=0, Kc=Kp
Ejemplo:
Para la reacción
2CO(g) + O2(g)
2CO2(g)
a 1000K, Kc=2,24 x 1022l/mol, cuando
las concentraciones se expresan en moles/l. Calcular el valor de Kp, expresando
las
presiones
parciales
en
función
de
concentración.
Considerar
el
comportamiento ideal de los gases.
¡è
&
5»9
0
&
5éÄ 590
Ûb7& Ü& RˆšS&
Ûb7Ü& RˆšS& Û7& ܈š
RˆšS∆ø
¡» Rˆš S%H ;∆B
¡:
¡»
Kù
2,24 10&& l/mol
l atm
0,082
1000K
K mol
2,73
Ûb7& Ü&
Ûb7Ü& Û7& Ü
2U3
1
ˆš
U1
10&K atm%H
En la reacción general en la fase gaseosa:
321
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La constante Kx en función de las fracciones molares se representa:
¡è
;»é ;êë
;ìí ;îï
Se puede relacionar Kp y Kx, si se tiene en cuenta que la presión parcial de un gas
es igual a la presión total del gas por la fracción molar, es decir: PA=PTXA
¡è
5»é 5êë
5ìí 5îï
¡:
R5ú ;» Sé R5ú ;ê Së
R5ú ;ì Sí R5ú ;î Sï
RédëS%RídïS
¡û 5ú
;»é ;êë 5úédë
×
;ìí ;îï 5úídï
⇒ ¡û 5ú∆ø
Se aprecia que Kc y Kp dependen solamente de la temperatura y Kx depende tanto
de la temperatura como de la presión, excepto cuando ∆n=0, en cuyo caso son
iguales las dos constantes.
Factores que alteran el equilibrio químico.
Efectos en el cambio de las concentraciones:
En un sistema que se encuentra en equilibrio donde la presión y la temperatura
son constantes, las concentraciones tanto de reaccionantes como de productos
permanecen constantes.
Según el principio de Le Chatelier, si se aumenta la concentración de alguna
sustancia en el sistema, éste reacciona para reducir la concentración de la
sustancia añadida y restablece el equilibrio, con la constante original.
Ejemplo:
Para el sistema en equilibrio:
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Si se adiciona hidrógeno al sistema, la reacción se desplaza hacia la formación de
amoniaco, con el fin de gastar el hidrógeno añadido, por lo que también se gasta
nitrógeno.
El proceso se muestra en la gráfica 16, E representa el equilibrio original antes de
aumentarse la concentración de H2; E’ representa el nuevo equilibrio. En la gráfica
16, se puede apreciar que la concentración de H2 aumentó inicialmente cuando se
adicionó éste, posteriormente disminuyó cuando ocurrió la reacción, por lo que la
concentración de N2 disminuyó y la del NH3 aumentó.
Este razonamiento, se puede aplicar si por ejemplo, se disminuyera la
concentración de N2, en éste caso el sistema se desplaza hacia la izquierda, con
el fin de producir parte de N2, aumentándose la concentración de H2 y
disminuyéndose la de NH3. En todos los casos de variación de concentraciones,
en el nuevo equilibrio el valor de K será igual al original.
Gráfica 10. Efecto del cambio de concentración de H2 y N2 en el sistema de equilibrio
Ejemplo 2:
Para el siguiente sistema en equilibrio:
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Si se aumenta en el sistema la concentración de carbono sólido, no se afecta el
equilibrio porque los sólidos y los líquidos puros tienen concentraciones
constantes (su densidad no cambia). Pero si se extrae CO2(g), el sistema se
desplaza hacia la derecha y se gasta parte del carbono sólido, es decir que varían
las moles de C(s), sin variar su concentración y en consecuencia disminuye la
concentración de O2. La concentración de CO2(g), disminuye inicialmente, pero
luego aumenta al ocurrir la reacción.
Cambio de volumen en la presión:
En una reacción que se efectúa en estado gaseoso a temperatura y volumen
constantes, el factor más importante que influye en el equilibrio es la presión.
Según el principio de Le Chathelier, si se aumenta la presión en un sistema en
equilibrio, éste reacciona en el sentido de disminuir la presión. Con el fin de
disminuir la presión, se desplaza la reacción en el sentido de producir menos
moles del gas, es importante recordar que la presión aumenta directamente
proporcional con la cantidad de moles en la reacción, es decir, Pαn; esto si la
reacción se establece en condiciones de temperatura y volumen constante.
Ejemplo:
El siguiente sistema en equilibrio:
Hay un mol de gas en los reactivos por cada dos moles en los productos. Si se
disminuye la presión en el sistema, éste de desplazará a la formación de los
productos, debido a que se hace necesario aumentar la presión, produciéndose
más moles de gas, como consecuencia se re-establece el equilibrio con la
constante original.
En reacciones donde la variación de moles es cero (∆n=0), es decir, las moles de
productos son iguales estequiometricamente a las moles de reactivos, el equilibrio
no se afecta al variar la presión. Como por ejemplo en el siguiente caso:
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Efecto en cambio en el volumen del recipiente:
Cuando se cambia el volumen del recipiente donde se realiza la reacción, varía
también las concentraciones de las especies reaccionantes y por consiguiente la
presión. Por ejemplo, si el volumen del recipiente donde se realiza la reacción se
aumenta, la presión disminuye y la reacción se desplaza en la dirección de
producir más moles de gas, con el fin de restaurar el equilibrio con la constante
original.
Efecto en el cambio de la temperatura
La temperatura influye en el valor de la constante de equilibrio, ya que ésta es
función de la temperatura; la temperatura es el único factor que presenta esta
característica.
La elevación de temperatura en un sistema es el resultado de la adición de calor, y
la disminución de ella, es el resultado de la disminución de éste.
En una reacción química endotérmica, se absorbe calor y éste se considera como
reaccionante; si la reacción es exotérmica se libera calor y éste se considera un
producto. Cuando se aumenta la temperatura en un sistema, éste reacciona en
sentido de gastar el calor añadido. Si la reacción es endotérmica, ésta se desplaza
hacia los productos, y si es exotérmica se dirige hacia la formación de los
reactivos.
La siguiente reacción en equilibrio
es exotérmica; si se aumenta la temperatura, la reacción se desplaza hacia la
izquierda para gastar calor y se restablece el equilibrio con una constante menor
325
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que la original. Para aumentar la producción de C2H6(g), es necesario establecer un
sistema de enfriamiento alrededor del recipiente de reacción.
La siguiente reacción:
debido a que es endotérmica (consume energía calorífica) el calor es un
reaccionante; al aumentar la temperatura, la reacción se desplaza hacia la
derecha para gastar calor, se restablece el equilibrio con una constante mayor que
la original.
Un ejemplo práctico del principio de Le Chatelier lo constituye la producción de
ácido nítrico, específicamente cuando se obtiene dióxido de nitrógeno:
En esta reacción es muy importante tener un alto rendimiento de dióxido de
nitrógeno; por lo que se desplaza el equilibrio hacia la derecha, enfriando
constantemente el reactor para extraer calor, burbujeando aire extra para
aumentar la concentración de oxígeno y trabajando en recipientes del menor
volumen posible con el fin de obtener presiones altas.
Efecto por adición de catalizadores.
Los catalizadores no afectan el equilibrio de una reacción puesto que aceleran de
la misma manera la velocidad de la reacción directa e inversa. No obstante,
afectan el tiempo en que la reacción llega al equilibrio.
Ejemplo:
La siguiente reacción:
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en el equilibrio a cierta temperatura, tiene 0,6 moles/l de N2O4(g) y 0,3 moles/l de
NO2(g). Si se agregan 0,2 moles/l de NO2(g), manteniendo la temperatura y el
volumen del recipiente constantes, calcular las concentraciones de cada una de
las especies en el equilibrio después de haber agregado los 0,2 moles/l de NO2(g).
Solución:
1. Se calcula la constante de equilibrio:
KÊ
ÛNO& Ü&
ÛN& OV Ü
R0,3mol/lS&
= 0,15mol/l
0,6mol/l
Cuando se agrega el NO2, la reacción se desplaza hacia los reactivos. Si se
supone que 2X moles de NO2 se descomponen, se formarán X moles de N2O4(g).
Este cambio se puede observar en la siguiente tabla:
Moles litro
Estado inicial inmediatamente
después de adicionar NO2
Cambio por
reacción
Estado equilibrio
N2 O4
0,6
+X
0,6 + X
NO2
0,3 + 0,2=0,5
-2X
0,5 – 2X
Tomado de Briceño p.450, 1993
ÛNO& Ü&
mol R0,15 − 2XS&
KÊ =
= 0,15
=
; X = 0,09
ÛN& OV Ü
R0,6 + XS
l
ÛNO2 Ü=0,5-R2×0,09S=0,32
ÛN& OV Ü
0,6 + 0,09
0,69
Se puede apreciar que la concentración de NO2 aumentó al adicionarse éste, pero
posteriormente disminuyó al alcanzar nuevamente el equilibrio y la concentración
de N2O4 aumentó.
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Lección 33 Iones en disolución: el concepto de electrolito
Un ión resulta de la ganancia o perdida de electrones en un átomo, por ejemplo, el
átomo de sodio (figura 10) tiene 11 protones y 11 electrones puede perder un
electrón, por lo tanto, el ión resultante tiene 11 protones y 10 electrones. El ión que
resulta en este caso tiene una carga neta de 1+. La representación de este ión
será Na+1. La carga neta de un ión se representa mediante un superíndice, las
cargas positivas significan que el átomo perdió electrones y las negativas que los
ganó; el número que se les antepone indican la cantidad de electrones ganados o
Figura 29 Representación de la pérdida de un electrón en el
átomo de Sodio
cedidos.
El cloro, con 17 protones y 17
electrones, puede reaccionar y
ganar
un
electrón,
produciéndose el ión Cl- (ión
Figura 30 Representación de la ganacia de un electrón en el
átomo de cloro
cloruro) Figura11.
En general los átomos de los elementos no metálicos tienen tendencia a ganar
electrones y los elementos metálicos tienen a perder electrones. Existen también
328
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iones poliatómicos como NO3- (ión nitrato) y el ión sulfato (SO42-), estos iones
constan de átomos unidos entre sí como sucede en una molécula.
Qué es un electrólito?
Es cualquier sustancia que contiene iones libres, los cuales se comportan como un
medio que conduce la corriente. Los electrolitos existen comúnmente como
soluciones de ácidos, bases o sales. También algunos gases se comportan como
electrolitos en condiciones de alta temperatura o baja presión. Los electrolitos se
diferencian de los no electrolitos (azúcar y almidón) en que presentan enlaces
iónicos, mientras que estos últimos son sustancias moleculares, con enlaces
covalentes o covalentes coordinados.
Dentro de los electrolitos, a su vez se hallan electrolitos fuertes los que se disocian
completamente (cloruro de sodio, ácido clorhídrico, hidróxido de sodio) y débiles
los que solamente producen algunos iones (ácido acético, complejos de EDTA con
metales, brucina).
Los electrolitos o compuestos iónicos, al disolverse en agua se separan en sus
iones, los cuales son conductores de la electricidad. Por otra parte, los no
electrolitos, al disolverse en agua, se separan en sus moléculas intactas, que
tienen movilidad pero no tienen carga.
Un buen conductor de corriente es el NaCl, debido a que se considera un
electrolito fuerte puesto que se disocia el 100% en sus iones, es decir, se separa
en su anión y catión como se muestra en la siguiente ecuación:
En esta ecuación se aprecia que todo el
cloruro de sodio se disoció en sus iones y no
existen moléculas de NaCl sin disociar. La
329
Figura 31. Moléculas de agua rodeando iones Sodio.
(tomado de http:quimica1m.blogspot.com/p/el-agua.html
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molécula del agua posee un polo positivo y uno negativo, dicha molécula rodea los
iones Na+ y Cl- , separándolos por la hidratación. Las moléculas del agua rodean
cada uno de los iones, en el ión Cloruro, por ejemplo, las moléculas de agua que
lo rodean orientan el polo positivo hacia este anión. De igual forma cada ión sodio
Na+ está rodeado por moléculas de agua que orientan el polo negativo hacia el
catión (figura 12). Este proceso de hidratación contribuye para que no se unan los
cationes con los aniones.
Los compuestos como el cloruro de sodio (NaCl), yoduro de potasio (KCl) y nitrato
de Calcio se consideran electrolitos fuertes, debido a que en solución acuosa se
disocian completamente.
Algunos ácidos y bases se consideran electrolitos fuertes porque se disocian
completamente en sus respectivos iones, por ejemplo el HCl (ácido Clorhídrico) es
un ácido fuerte debido a que se ioniza completamente en el agua. En la siguiente
ecuación se puede apreciar que todo el HCl se disoció completamente en iones H+
y Cl-:
Otros ácidos no se disocian completamente en agua, es decir son electrolitos
débiles, un ejemplo corresponde al ácido acético. La siguiente ecuación
representa la disociación de este ácido:
Se observa en esta ecuación que existe el CH3COO-, el cual representa la especie
ionizada del ácido acético, correspondiente al ión acetato. Nótese que el ácido
acético se disocia en el ión acetato e hidrogeniones, la ecuación se representa con
doble flecha debido a que estos iones con el tiempo se vuelven a combinar para
formar CH3COOH. Por último, se llega a un estado en el que el ácido se disocia
330
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con la misma velocidad con que los iones se combinan, a este estado donde no
se observa ningún cambio, se le conoce como equilibrio químico. Por lo tanto, el
ácido acético es un electrolito débil porque no se disocia completamente.
En la Tabla 8, se aprecia algunos electrolitos fuertes y débiles en solución acuosa.
Tabla 19
Clasificación de electrolitos en disolución acuosa (adaptado por autora).
ELECTROLITO FUERTE
ELECTROLITO DÉBIL
NO ELECTROLITO
HCl
CH3COOH
(NH2)2CO (UREA)
HNO3
HF
CH3OH (METANOL)
HClO4
HNO2
C2H5OH (ETANOL)
H2SO4
NH3
C6H12O6 (GLUCOSA)
NaOH
H2O
C12H22O11 (SACAROSA)
Ba(OH)2
Lección 34. Tipos de ácidos y bases. Equilibrio químico ácido-base.
Equilibrio iónico
Desde tiempos antiguos se conocía las propiedades de los ácidos y las bases. Por
lo tanto, las sustancias ácidas tenían las características de cambiar el color de
ciertos colorantes, tenían sabor agrio y desprendían un gas al colocarse en
contacto con carbonatos.
Por otra parte, los álcalis o bases se caracterizaban por su sabor amargo, su
carácter resbaladizo al tacto y por cambiar el color de ciertos colorantes.
En el año de 1884, Svante Arrhenius propuso la teoría de disociación electrolítica
que posteriormente desarrolló Ostwald. Según Arrhenius, un ácido se define como
una sustancia que en solución acuosa incrementa la concentración de iones
331
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hidronio H3O+, y una base como el compuesto que en solución acuosa aumenta la
concentración de iones hidroxilo, OH-, por ejemplo el HCl se considera ácido por
reaccionar con el agua de la siguiente manera:
De igual forma el CO2 es un ácido porque al reaccionar con el agua forma ácido
carbónico (H2CO3) como se observa en la siguiente ecuación:
En general los óxidos no metálicos reaccionan con el agua para formar soluciones
ácidas.
Por otra parte, un ejemplo de base de Arrhenius es el NaOH, formado por los
iones Na+ y OH- , en agua se disocian así:
Los óxidos metálicos reaccionan con agua para formar su correspondiente base,
por ejemplo:
En general la teoría de Arrhenius, define una reacción ácido-base como la que
ocurre entre H3O+ y OH- para formar agua y su sal correspondiente, por ejemplo:
Otra definición del concepto ácido y base, lo realizaron por separado en 1923 el
químico Danés Johannes Brønsted y el químico inglés Thomas M. Lowry, según
ellos los ácidos son sustancias capaces de donar un protón, y las bases como
sustancias capaces de aceptar un protón. Por ejemplo, cuando se disuelve HCl en
332
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agua, éste actúa como un ácido donando un protón y el agua actúa como una
base aceptando un protón.
En la siguiente reacción:
el amoniaco, NH3, acepta un protón proveniente del agua para formar amonio
NH4+; por lo tanto, ésta se comporta como un ácido cediendo protones. La
reacción es reversible donde se produce una transferencia de protones, la
reacción inversa es:
En la reacción reversible el NH4+ actúa como ácido, es decir dona protones y el
OH- acepta los protones actuando como una base. Este ejemplo, muestra que
cada ácido está asociado con una base conjugada, que se forma del ácido por la
pérdida de un protón, por ejemplo la base conjugada del NH4+ es el NH3; la base
conjugada del H2O es el OH-. De igual forma, cada base tiene un ácido
conjugado que se forma a partir de la base por la adición de un protón, en éste
caso el H2O es el ácido conjugado del OH-. Debido a que estas dos últimas
especies varían solamente en presencia o ausencia de un protón, se conocen
como par ácido-base conjugado.
En la medida en que un ácido es más fuerte, su base conjugada es más débil y
entre más débil es el ácido la base conjugada es más fuerte. Por ejemplo, el HCl
es un buen donador de protones, debido a que su base conjugada es muy débil
para aceptar los protones, es decir tiene menos atracción por los protones que el
H2O. Entonces, el protón se transfiere al agua para forma H+(ac).
Tipos de ácidos y bases:
Ácidos y Bases fuertes
333
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Según
Brønsted-Lowry, un ácido acuoso fuerte es cualquier sustancia que
reacciona completamente con agua para formar H+(ac); un ácido débil es una
sustancia que reacciona parcialmente en esta forma.
En las disoluciones acuosas, los ácidos fuertes se presentan ionizados
completamente con concentraciones no significativas de moléculas de soluto
neutras residuales. Por ejemplo, una disolución acuosa de HNO3, ácido nítrico,
0,10M contiene [H+]=0,10M y [NO3-]=0,10M; la concentración de HNO3, es
virtualmente cero.
Por otra parte, las bases fuertes aceptan muy fácilmente los protones. Las bases
fuertes más comunes son el NaOH y el KOH, los cuales son electrolitos fuertes
que se disocian en agua como cualquier sustancia iónica. Por ejemplo, una
disolución acuosa de NaOH 0,10 M contiene 0,10M de Na+(ac)y 0,10M de OH-(ac),
sin NaOH no disociado:
Todos los hidróxidos de los metales alcalinos, son electrólitos fuertes exceptuando
el Be, que presentan solubilidad baja.
En la tabla 23 se presentan algunos ácidos y bases fuertes.
Tabla 20 se presentan ácidos y bases fuertes más comunes
(Brown & Lemay, 1987, pág. 448)
ÁCIDOS
BASES
HCl
Hidróxidos y Óxidos de los
metales de IA
HBr
Hidróxido y óxidos de los metales
IIA (excepto Be)
HI
HNO3
HClO4
H2SO4
334
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Equilibrio químico ácido-base
Según Brønsted Lowry, los ácidos fuertes son sustancias que tienen gran
capacidad para donar protones y las bases fuertes son buenas aceptadoras de
protones.
La fuerza del ácido se puede medir cuantitativamente por el grado en que los
reaccionantes transforman los productos, ésta transformación depende de la
tendencia de la base para aceptar protones, por lo tanto para poder comparar la
fuerza relativa de los ácidos, se debe tomar como referencia la misma base.
Experimentalmente se ha comprobado la tendencia de los ácidos para donar los
protones al agua. Esta medida cuantitativa está dada por la constante de equilibrio
de la reacción:
K¹
ÛH Od ÜÛA% Ü
ÛHAÜ
Disoluciones reguladoras:
También se les denomina soluciones "Buffer" ó Tampón y son aquellas que se
oponen
a los cambios de pH, cuando se les adicionan ácidos o álcalis
(hidróxidos). Su acción se basa principalmente en la absorción de hidrogeniones
(H+) o iones hidroxilo (OH-).
En forma general, una solución amortiguadora
está conformada por una mezcla binaria de un
ácido débil y una sal del mismo ácido proveniente
de una base fuerte ó también, una base y una sal
de esta base proveniente de un ácido fuerte.
335
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Ejemplo:
•
Mezcla de ácido acético y acetato de Sodio
•
Hidróxido de amonio y cloruro de amonio
La aplicación más importante de estas soluciones reside en el estudio de la
regulación del equilibrio ácido=base en los sistemas biológicos, por eso a nivel de
experimentos bioquímicos se utilizan para controlar el pH de reacciones in vitro.
Un amortiguador biológico de vital importancia es el plasma sanguíneo, el cual
regula valores de pH entre 7.2 y 7.3;
con variaciones de 0,2 unidades se
presentarían efectos letales para la vida.
pH de una Solución Amortiguadora
(Ecuación
de
Henderson-Hasselbach)
considerando
que
la
solución
amortiguadora es una mezcla de ácido débil con una sal del mismo ácido
proveniente de base fuerte y además que un ácido débil se ioniza parcialmente,
podemos representar la ionización de esta forma:
H A <======> H+ + ADonde: HA = Acido débil Brónsted
A-=Base conjugada según Brónsted
Según la ley de acción de masas, la constante de ionización de este ácido, se
escribe así:
Ka
ÛH + ÜÛA- Ü
ÛHAÜ
Despejamos [H+] y resulta:
ÛH dÜ
K ¹ ÛHAÜ
ÛA% Ü
Tomamos logaritmos a ambos lados de la igualdad
336
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logüH+ ý= log
Ka ÛHAÜ
ÛA- Ü
Aplicamos propiedades de logaritmos, según el apéndice
log [H+]= log Ka[HA] - log[A-]
log [H+]=log Ka + log[HA] - log[A-]
Ahora, multiplicamos toda la igualdad por -1
- log [H+]=- log Ka-log[HA] + log[A-]
Recordemos que:
pH = - log[H+] y pKa=-log Ka
Reemplazando estas expresiones en la ecuación anterior y reorganizando:
pH =- pKa + log[A-] - log[HA]
Aplicamos otra vez propiedades de logaritmos y finalmente resulta:
pH=pKa+log
ÛHAÜ
ÛA- Ü
Esta expresión se conoce como ecuación de Henderson -Hasselbach y sirve para
calcular el pH de mezclas de ácidos débiles y sus sales, es decir, soluciones
Buffer", Tampón ó amortiguadoras.
En términos generales, la expresión anterior se puede escribir también así:
pH=pKa+log
Ûbase conjugadaÜ
Ûácido débilÜ
pH=pKa+log
ÛSalÜ
ÛácidoÜ
337
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De acuerdo a esta ecuación, podemos deducir, que el pH de una solución
amortiguadora, depende de dos factores:
a. El valor del pKa del ácido débil
b. La proporción entre las concentraciones de sal y ácido.
En la tabla 24, se presentan las constantes de disociaciones de algunos ácidos y
bases débiles de interés biológico, lo mismo que su pKa y Pkb.
Tabla 21 Constantes de disociación, pKa y pKb de ácido y bases débiles (fuente:
GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996. pág. 436.
338
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Volviendo a la ecuación de Henderson - Hasselbach, podemos observar lo
siguiente:
Aquella mezcla que tenga una proporción equimolar de sal y ácido, es decir la
misma concentración, poseerá un óptimo poder de amortiguación, ya que el pH =
pKa, matemáticamente se demuestra así:
pH=pKa+log
ÛSalÜ
ÛácidoÜ
Como: [sal]=[ácido], tenemos:
pH = pKa+log(1)
pH = pKa+0
pH = pKa
De acuerdo a este análisis, también podemos definir el pK de un ácido débil
como el pH del sistema amortiguador que resulta al agregarle una cantidad
equimolar de una sal fuerte al mismo ácido débil.
Por eso en la práctica las soluciones amortiguadoras se utilizan en un intervalo de
pH de d
%1 alrededor del valor del pKa.
Ejemplo de aplicación
Para ilustrar mejor la aplicación de la ecuación de Henderson-Hasselbach,
procedemos a realizar algunos ejemplos.
1. Cuál es el pH de una mezcla de acetato de Sodio 0,1 M y ácido acético
0,05 M?. (Ka=1,76x10-5).
339
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DATOS
INCÓGNITA
[Acido] = 0,05 M
Pka=?
[Sal] = 0,1 M
PH=?
Ka=1,76x10-5
Primero hallamos el pK del ácido:
pKa=- log Ka= -Log (1,76x10-5)
pKa =-(log 1.76 - 5log10) = -(0,245-5)
pKa = 4,75
Ahora, aplicamos la ecuación de Henderson - Hasselbach
pH pKa + log
ÛSalÜ
ó½nþ é :m|
ÛácidoÜ
m n − ¿¾Ô
Ûá v¾Ü
Ûpn¿Ü
por propiedad de logaritmo de un cociente.
Reemplazamos los datos se obtiene:
pH = 4,75 + log 0,1 / 0,05
pH=4,75 + log 2
pH=4,75 + 0,30
pH=5,05
2. Cuál será el pH y la concentración de un sistema amortiguador cuando 3,5
gramos de fosfato ácido de potasio (K2HPO4) y 2,7 gramos de fosfato diácido
potásico (KH2PO4) se disuelven en 250 mL de agua destilada? (Ka = 6,8x10-8)
DATOS
K2HPO4=Sal=3,59
KH2PO4=ácido -2,78
INCÓGNITA
[K2HPO4]=[Sal] en mol /L=?
[KH2PO4] = [ácido] en mol /L=?
340
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Vsvte=250mL=0,25L
pKa=?
Pesos Atómicos
PH=?
K=39;P=31
[Buffer]=?
H=1 ; 0= 16
Primero calculamos los pesos moleculares correspondientes;
K2HPO4=(39x2) + (1) + (31) + (16x4)=174 g/mol
KH2PO4=(39)+(1x2)+(31)+(16x4)=136 g/mol
Hallamos el número de moles de cada uno:
nK2 HPO4 =
nKH2 PO4 =
3,5g
=0,020 moles
174g/mol
2,7g
=0,019 moles
136 g/mol
Determinamos la concentración molar, recordando que:
MOLARIDAD=
nsto
Vsvte
Luego:
ÛK2 HPO4 Ü=
ÛKH2 PO4 Ü=
0,020 moles
=0,08M
0,250L
+0,019 moles
=0,076M
0,250L
A continuación, calculamos el pKa del ácido:
pKa=-log Ka=-log(6,8x10-8)=7,16
Finalmente, aplicamos la ecuación de Henderson - Hasselbach.
341
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pH=7,16+log
0,08
0,076
pH = 7,16 + log(1,052)
Luego pH = 7,18
La concentración del buffer, se halla sumando las concentraciones del ácido y la
sal respectivamente
Por lo tanto:
[Buffer] = [ácido] + [sal]
[Buffer] = 0,076M + 0,08 M
RTA: [Buffer] = 0,156 M
Mecanismo de acción de una Solución Amortiguadora
Sabemos que una solución amortiguadora regula y controla el pH. Ahora
analizaremos su mecanismo de acción, es decir el cómo lo hace a nivel químico.
Tomemos como ejemplo, los amortiguadores de acetato que están conformados
por una mezcla de ácido acético (CH3COOH) y acetato de sodio (CH3COONa).
La sal está disociada completamente:
342
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Lo que nos indica que la concentración del ión acetato debe ser igual a la sal
(acetato de sodio).
Veamos qué pasa cuando el sistema amortiguador se le agrega un ácido fuerte
como el clorhídrico (HCl).
Esto significa que los protones agregados, provenientes del HCl, se combinan con
el anión acetato (CH3COO-), para formar ácido acético no disociado y cloruro de
sodio (NaCl), por lo tanto, el sistema amortiguador ha contrarrestado el ácido
fuerte, liberando en su lugar una cantidad equivalente de ácido débil para
mantener el pH más o menos constante.
Ahora, analicemos el caso de la adición de una base fuerte, por ejemplo el
hidróxido de sodio (NaOH), la reacción efectuada es la siguiente:
La cual nos indica que los iones (OH)- provenientes del hidróxido fueron
neutralizados por los hidrogeniones del ácido débil, produciendo agua Para regular
el pH del sistema amortiguador.
Este mecanismo descrito, es válido para todos los sistemas amortiguadores así,
sean de origen morfofisiológico animal, tales como: Los bicarbonatos, proteínas
del plasma sanguíneo, fosfatos y la hemoglobina, de los cuales hablaremos más
adelante.
Capacidad Amortiguadora
Se utiliza para comparar las eficiencias de las soluciones amortiguadoras y se
define como: La cantidad de ácido o base fuerte que puede neutralizar la solución
amortiguadora, sufriendo un cambio de pH en una unidad.
343
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Matemáticamente, se expresa como la relación cociente entre el incremento de
ácido o base fuerte con respecto al incremento del pH, es decir:
β=∆B/∆(pH)
Donde: β=Capacidad amortiguadora
∆B = Incremento de ácido o base fuerte mol/L (pH)
∆(pH)=incremento en unidades de pH
Es evidente que esta capacidad, depende de dos factores:
a. Concentraciones absolutas del sistema, esto significa amortiguadora 2M
compuesta por ácido acético 1M que una solución y acetato de sodio 1M, tendrá el
mismo pH que una solución diluida 10 veces en cada componente.
b. Proporción relativa de las formas disociada y sin disociar siendo máxima
cuando el cociente [sal] /[ácido]
es próximo a la unidad.
El valor de esta capacidad o
eficacia amortiguadora, también
se puede determinar por un
método gráfico, al calcular las
pendientes
de
la
curva
de
titulación en diferentes puntos
de la misma, como lo muestra la
Gráfica 11 Capacidad amortiguadora de una solución, método
gráfico o de las pendientes. (Granados Moreno, y otros, 1996)
grafica 17.
La
pendiente
máxima
debe corresponde a las proximidades del pKa del sistema.
344
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Ahora, sí graficamos la capacidad amortiguadora (B) contra el pH de la solución,
frente a ácidos o base fuerte, obtenemos dos curvas análogas con un punto
máximo, determinado por el respectivo pKa y que corresponde a la mayor
eficiencia del amortiguador, esto se ilustra en la gráfica 18.
Gráfica 12. Capacidad amortiguadora frente a pH ( (Granados Moreno & García,
1996)
Este procedimiento se realiza en el laboratorio a partir de una titulación
potenciométrica del sistema amortiguador con respecto a una base fuerte (NaOH)
y posteriormente con un ácido fuerte (HCl).
Preparación de Bufferes ó Soluciones Amortiguadoras en el Laboratorio
Aplicando la ecuación de Henderson - Hasselbach, se pueden calcular las
cantidades de sal y ácido que son necesarias mezclar, para obtener un sistema
amortiguador cuya concentración y pH se conocen, lo mismo que el pK del ácido
débil.
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Ejemplo:
Calcular la cantidad en gramos de fosfato diácido de potasio (KH2PO4) y fosfato
ácido de sodio dodecahidrato (Na2HPO4.12H2O) que son necesarias para preparar
500 mililitros de un buffer 0,05 Molar en fosfatos y de pH =7.5 (pKa=7.2); se debe
tener en cuenta que la segunda disociación del ácido fosfórico forma el sistema
amortiguador, es decir:
De acuerdo a esto, el ácido Brónsted proviene del KH2PO4 y la base conjugada del
Na2HPO4.12H2O.
DATOS
INCÓGNITAS
Acido débil = KH2PO4
[ácido] =?
sal = Na2HPO4.12H2O
[sal] =?
[Buffer] = 0,05M
W ácido = ?
pH - 7.5
W sal = ?
PKa = 7.2
VBuffer = 500mL = 0,5L
Para facilitar el procedimiento, llamemos;
[saI] = Na2HPO4.12H2O = X
[ácido]= KH2PO4=Y
Ahora utilizamos la ecuación de Henderson - Hansselbach para calcular la relación
en que deben estar las concentraciones de sal y ácido para obtener el pH pedido.
Como:
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pH=pKa + log
ÛSalÜÜ
ÛácidoÜÜ
Entonces: 7,5 = 7,2 + log X/Y
Luego: 7,5 -7,2=log X/Y
0,3 = log X/Y
Tomamos, antilogaritmo a ambos lados de la ecuación para despejar X/Y
100,3 = X /y
Efectuando: 1,99 = X/Y
Según lo anterior, para que el sistema sea un buffer a pH = 7,6 la relación de
concentraciones entre la sal y el ácido debe ser de 1,99
Sin embargo, como se puede observar, la expresión contiene dos incógnitas, por
lo cual se debe buscar otra ecuación para poder resolver el sistema. Esta se
puede deducir de la concentración total del buffer (0,05M) ya que:
[Buffer] = [Sal] + [Acido]
Por lo tanto:
Ecuación (1) 1,99=X/Y
Ecuación (2) 0,05M=X+Y
Despejando X en Ia primera ecuación
X =1,99 -Y
Sustituyendo en la segunda, obtenemos:
0,05M=1,99Y+Y
0,05M=2,99Y
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Luego:
Y=
0,05 M
=0,017 M
2 ,99
Y=0,017M
Reemplazamos en la ecuación 2 para hallar el valor de X
0,05 M = X + 0,017 M
X = 0,033 M
Estos resultados nos indican que la solución debe Prepararse de tal forma que sus
concentraciones respectivas sean:
.
[sal] = Na2HPO4 12H2O = 0,033 mol/L
[ácido] =KH2PO4= 0,017 mol/L
Como en realidad lo que se debe conocer son las cantidades de cada uno para la
mezcla, se debe proceder así:
Pesos Moleculares
Na2HPO4.12H2O=(23x2) + (1) + (31) + (16x4) + (12x18)=358 g/mol
KH2PO4=(39) + (1x2) + (31) + (16x4)= 136g/mol
Ahora teniendo en cuenta la cantidad de Buffer que se va preparar, lo mismo que
las concentraciones halladas de ácido-sal y los pesos moleculares de cada uno,
procedemos a calcular las cantidades en gramos así:
W= VBuffer x [
] x Peso Molecular
Luego:
a. W sal = 0,5L x 0,033 mol/L x 358 g/mol
b. W sal = 5,9 gramos de Na2HPO4.12H2O
c. W ácido = 0,5L x 0,077 mol/Lx 136 g/mol
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Wácido = 1,16 gramos de KH2PO4
RESPUESTAS:
Para preparar 500 ml de una solución amortiguadora 0,05 M en fosfatos a pH=7,5,
se mezclan 5,9 gramos de fosfato monoácido sódico dodecahidrato con 1.16
gramos de fosfato diácido potásico y se disuelven en un balón aforado con agua
destilada hasta 500 ml.
Equilibrio iónico:
Los electrolitos débiles al disolverse en el agua originan reacciones reversibles
que alcanzan estados de equilibrio entre los iones formados y las moléculas sin
disociar.
AcOH
AcO- + H+
Ejemplo 1:
La constante de equilibrio es llamada constante de disociación o ionización. Así la
disociación del electrólito débil AB se representa por:
El grado de disociación α de un eléctrolito débil en solución acuosa es la
fracción de la concentración total del electrolito que está en forma iónica en el
equilibrio. Estos valores se expresan freucentemente en términos de porcentaje
ionizado, que es 100α
α
En el anterior ejemplo, el grado de ionización de AB es igual a la concentración de
A+ o B- en moles/litro en que se disocia, dividido entre la concentración inicial de
AB. En este caso:
349
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en donde [A+]o = concentración en el equilibrio de A+; [AB]o = concentración inicial
de AB.
Por la estequiometría de la reacción, el número de moles de AB que se disocia es
igual al número de moles de A+ o B- formado.
Ejemplo 2:
En la reacción general:
Se supone que las concentraciones de A+ y B- en el punto de equilibrio son 0.003
M. La concentración de AB no disociada es 0.1 M. Calcule la constante de
disociación.
Respuesta
La ecuación de equilibrio es:
ÛAT ÜÛB-Ü
ÛABÜ
Substituyendo por las concentraciones en el equilibrio:
Kc
Kc
Ejemplo 3:
Û0.003ÜÛ0.003Ü
Û0.1Ü
0.000009
9
10%M
¿Cuál será el grado de disociación para la disolución del ejemplo 2?
Respuesta
El grado de disociación está dado por:
gradodedisociación
ÛAd ÜK
ÛABÜK
Por lo explicado en el ejemplo 2, sabemos que se han disociado 0.003 moles, por
litro de AB, por lo tanto:
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Û„õ Ü0 = 0.1 + 0.003 moles = 0.103 moles
Como el incremento de 0.003 moles es pequeño, para obtener la concentración
inicial AB. Podemos considerarlo igual a 0.1 M. Por lo tanto:
gradodedisociación
R0.003S
0.1
0.03
Expresado en porcentajes el grado de disociación es de 3 %
Ejemplo 4
A 25 °C, una solución 0.100 M de ácido acético HC2H3O2 está ionizada 1.34%.
Cuál es la constante de ionización Ka para el ácido acético?
Respuesta:
Supodiendo que se tiene un litro de solución. Puesto que el ácido está ionizado
1.34%, el número de moles de HC2H3O2 en la forma iónica es:
R0.0134SR0.100molHC2H3O2S 0.00134molesdeHC2H3O2
Restamos este número del número total de moles para obtener el número total de
moles de ácido en la forma molecular.
R0.100molHC2H3O2S-R0.00134molesdeHC2H3OS2 0.0987molesdeHC2H3O2
Según la ecuación química para la ionización, se producen 1 mol de H+ y 1 mol de
C2H3O2- por cada mol de HC2H3O2 que se ioniza. Por lo tanto, en el equilibrio las
ecuaciones son:
H+
HC2H3O2
0.0987 M
+
0.00134 M
HC2H3O2
0.00134 M
Estas concnetraciones se pueden utilizar para determinar el valor numérico de la
constante de equilibrio.
Ka
ÛH T ÜÛC2H3O2-Ü
HC2H3O2
351
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R0.00134SR0.00134S
R0.0987S
Ka
1.82
10%X
Ionización del agua
El agua es el solvente más empleado y se comporta como un electrolito débil. A
25°C el agua pura se disocia de acuerdo a la siguiente reacción:
H3O+ + OH-
H2O + H2O
La concentración de H3O+ y del OH- tienen el valor de 1 x 10-7 mole/litro
respectivamente.
Para este caso la constante de equilibrio será:
ÛH3 OT ÜÛOH-Ü
ÛH2OÜ2
K eq
Como ÛH2OÜes muy grande y constante comparada con ÛH3 OT Ü o üOH-ý, se
considera este valor incluido con Keq de modo que la ecuación queda:
Kw ÛH3 OT ÜÛOH-Ü 1 10%HV mol2 ⁄litro&
Kw se denomina al producto iónico del agua, el valor de Kw aumenta con la
temperatura.
No solo en el agua pura si no en cualquier solución se cumple:
Kw ÛH3 OT Ü
Los valores de Û, 7d Ü
Ä(
mantiene constante a 25°C.
o üOH-ý
Ä( ÛOH
Ä(
-Ü
Ä(
1 10%HV
puede variar mucho, pero su producto se
Una solución es ácida cuando su Û, 7 dÜ es mayor que la de Û7, % Ü y es básica si
ocurre lo contrario.
Empleando logaritmos en la ecuación Kw ÛH3OT Ü
Ä( üOH
transforma en:
-logKw -logÛH3 OT Ü
Ä( U3>CÛOH
-Ü
-ý
Ä(
1 10%HV , esta se
Ä(
La expresión U logÛ, 7 dÜ se llama pH es la más usada; sin embargo la definición
original de pH es: el exponente negativo al cual se eleva el número 10 para
expresar la concentración molar del ión H+ esto es:
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10-pH ÛH d Ü
La expresión U logÛ7, % Ü se llama pOH
La expresión -log Kw se llama pKw
Luego se deduce que:
14 = pHsol + pOHsol
Cuando el pH es menor que 7 la solución es ácida
Si el pH es mayor que 7 la solución es básica
Si el pH es 7 la solución es neutra
Lección 35. Escala de pH, titulaciones ácido base-bases simples
El pH o potencial de hidrogeniones de una solución refleja el grado de ACIDEZ y
BASICIDAD de una solución y se calcula por medio de la expresión pH= -log [H+],
la cual se lee como logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones.
Además, oscila en una escala de cero a catorce (0-14) para concentraciones de
ácido menores o iguales a 1 molar, de esta forma la escala de pH es:
Figura 323. Escala de pH (Elaborado: Dolffi Rodríguez. 2011)
Existen algunos métodos para medir el pH de una solución, uno de ellos es por
medio de indicadores químicos. Así los ácidos enrojecen el papel tornasol azul y
las bases vuelven azul el papel tornasol rojo y colorean la fenolftaleína.
También se puede medir el pH de una solución, mediante un papel indicador
universal, el cual posee un amplio rango de unidades de pH (generalmente cero a
catorce). La caja trae múltiples tiras, las cuales al introducirlas a la solución y
humedecerlas cambian de color dependiendo del pH de esta. Los colores estándar
de cada valor de pH se encuentran en las caras laterales de la caja, por lo tanto, al
efectuar una simple comparación de la tira humedecida con el papel estándar, se
determina el pH de la solución.
353
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Otra manera de determinar el pH, es mediante un medidor de pH tienen como
parte de su circuito interno un potenciómetro, que es un artefacto eléctricoelectrónico, trae un electrodo de vidrio, el cual crea diferencias de potencial
eléctrico, cuando está sumergido en la solución, debido al flujo de hidrogeniones
en esta, permitiendo registrar eléctricamente el valor del pH. Como es de suponer,
este valor tiene mayor precisión con respecto al dato obtenido con el papel
indicador, puesto que con el potenciómetro se alcanzan decimas de pH.
Titulaciones.
Es un procedimiento utilizado para determinar la concentración de los ácidos o las
bases cuando se alcanza el punto de equivalencia. El punto de equilibrio se
alcanza cuando han reaccionado igual número de equivalentes de ácido y de
base, el cual es señalado por una sustancia denominada indicador.
Los indicadores son soluciones que presentan un color cuando están en
solución ácida y otro cuando ésta es básica.
En una titulación una solución cuya concentración es
conocida, denominada patrón, se adiciona a una solución
de concentración desconocida hasta que la reacción se
complete, ver figura 35.
La solución patrón se coloca en una bureta, que tiene una
llave en la parte inferior, esto permite que la solución
caiga en cantidades controladas. En un recipiente
(erlenmeyer o vaso de precipitado), se coloca un volumen
medido de la solución desconocida o si es un solido, una
cantidad definida disuelta en un volumen determinado de
Figura
33
titulación
Montaje
de
agua, también se le adiciona una pocas gotas del
indicador.
La
solución
patrón
se
va
adicionando
lentamente desde la bureta a la solución hasta que el indicador cambie de color, la
solución se debe mantener en constante agitación, esto con el fin de que
permanezca homogénea. Cuando el indicador cambia de color se alcanza el punto
354
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de equivalencia, lo cual significa que se han utilizado cantidades equivalentes de
reactivos50.
Cuando se titula un ácido con una base se presenta un cambio sorprendente en el
pH de la solución en el punto final que a su vez causa un cambo brusco en el color
del indicador.
Titulación ácido fuerte-base fuerte:
Si por ejemplo se tiene en un erlenmeyer, 100 mL de una solución de HCl 0,1 M y
se adiciona desde la bureta NaOH 0,1 M, debido a que el HCl y el NaOH son
electrolitos fuertes, el único equilibrio que hay que considerar es el del agua: La
concentración de H+ en la muestra original del ácido en el erlenmeyer es 0,1 M, su
pH es 1 y el número de moles H+ en los 100 mL de HCl es:
0,1 L X 0,1 moles/litro=0,01 moles H+
Cuando se agregan 20 mL de NaOH se adicionan:
0,02L x 0,1 mol/L=0,002 moles de OHOcurre la reacción de neutralización
y la cantidad de H+ que permanecen sin reaccionar es:
(0,01-0,002)=0,008 moles H+
La concentración molar de H+ es:
ÛH
H+Ü=
0.008moles
6.67x10-2
R0.1LT0.02LS
pH=-log[H+]
Reemplazando en la ecuación de pH se obtiene que pH=1,18.
50
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 625.
355
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Cuando se han agregado los 100 mL de NaOH, 0,1 M de la bureta se
habrá alcanzado
el
punto
de
equivalencia.
En
estas
condiciones
se
habrá alcanzado la neutralización y el pH debe ser de 7.0, puesto que se forma
una sal NaCl, cuyos iones no se hidrolizan. Si se continúa la adición de NaOH, la
solución en el matraz se tornará básica. Por lo tanto, cuando se han adicionado
120mL de NaOH 0,1M la solución contiene un exceso de 20 mL de solución de
NaOH y el número de OH- es:
0,02L X 0,1mol/L=2,0x10-3 moles de OHO sea:
ÛOH-Ü 2,0x10-3moles
=9,09X10% 220X10-3L
pOH=2,04
pH=11,96
En la tabla 25 se muestra un ejemplo de los resultados de una titulación, los
cuales representan el cambio de pH vs el volumen de NaOH agregado. Estos
datos se presentan en la gráfica 19, se puede observar que la curva se eleva
fuertemente en las cercanías del punto de equivalencia.
El punto final de la titulación se obtiene cuando el indicador cambia a su color
alcalino. El cambio de color se determina en la parte recta de la curva, cuando una
sola gota de la solución de NaOH, cambia inesperadamente en aumento el pH: de
4.6, antes del punto final, a 9.40 una gota después.
356
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Tabla 22. Valores de pH en un proceso de titulación con NaOH
Volumen de NaOH
añadido (mL)
0.00
Moles de Volumen total Molaridad ión
OH(mL)
exceso
0.0000
100.00
pH
1.0
20.00
0.0020
120.00
6.67E-02
1.2
98.00
0.0098
198.00
1.01E-03
3.5
99.95
0.0100
199.95
2.50E-05
4.0
100.00
0.0100
200.00
0
4.6
100.05
0.0000
200.05
2.50E-05
9.4
102.00
0.0102
202.00
9.99E-04
11.0
120.00
0.0120
220.00
9.09E-03
12.0
200.00
0.0200
300.00
3.33E-02
12.5
Gráfica 13 Curva de titulación ácido fuerte- base fuerte
Titulación ácido débil-base fuerte
Un ejemplo de este tipo de titulación es la que se realiza entre una solución de
ácido débil como el ácido acético (CH3COOH) y una solución de base fuerte como
357
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el NaOH. Por ejemplo si se titula 100 mL de una solución 0,1M de ácido, la
concentración inicial de H+ y su pH son, respectivamente:
ÛH+Ü=•
Ü=•1,8x10-5 10-1 1,34X10-3;
g,
Cuando se empieza a adicionar NaOH se forma una solución reguladora. Por
ejemplo, si se agregan 20mL de NaOH, 0,1 M a 100mL de ácido acético 0,1 M
ocurre la siguiente reacción:
Los 2x10-3 moles de OH- son neutralizados por igual cantidad de ácido acético y
se forma el ión acetato. En el volumen final de 120 mL se hallan (1x10-2-2x10-3)=
8x10-3 moles de ácido acético y 2x10-3 moles de ión acetato cuyas
concentraciones son:
CH3COOH
8 10-3moles
VT
CH3COO-
2X10-3mol
VT
Reemplazando en la siguiente expresión para soluciones reguladoras ácidas se
obtiene:
ÛHTÜ
8 10-3/¥·
2X10-3/¥·
7,2x10%X
pH=4,14
En la titulación antes de llegar al punto final, siempre se tiene una solución
amortiguadora cuyo pH se calcula como ya se indicó.
Cuando se llega al punto final, es decir, cuando se han añadido 100 mL de NaOH
y todo el ácido se ha neutralizado, la solución contiene 1x10-2 moles de sal
358
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disueltas en un volumen total de 200mL. La solución de acetato de sodio tiene una
concentración 0,05 M de iones de acetato que se hidrolizan (sal del ácido fuerte y
base fuerte)51.
y producen una solución básica, cuya Kh se calcula de acuerdo con la siguiente
ecuación
Kh
Kw
Ka
1x10-14
5,6x10-10
1,8x10-5
Si se supone que una cantidad x se hidroliza, en el equilibrio se tienen x mol/L de
OH-, x moles/L de CH3COOH y 0,05-x moles/L de CH3COO-. Como Kh es muy
pequeña, el valor de x también es pequeño y 0,05-x=0,05;
Kh
ÛCH3COOH Ü[OH-]
ÛCH3COO-Ü
5,56x10-10=
RxSRxS
0,05
X2
0,05
X=[OH-]=5,3X10-6
pOH=5,28
pH=8,72
El punto final de la neutralización no ocurre a pH 7 si no a un pH mayor, debido a
la hidrólisis de la sal.
Cuando se sigue adicionando NaOH, después del punto de equivalencia, la
hidrólisis es menor, debido al efecto del ión común OH- que desplaza el equilibrio
hacia la izquierda, y la concentración del OH sólo se debe al NaOH. En la tabla 26
51
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
359
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se presentan los datos de la valoración del ácido acético 0,1 M con NaOH 0,1 M,
con estos datos se construye la gráfica que se presenta en la gráfica 20.
Tabla 23 Titulación de 100mL de ácido acético 0,1M con NaOH 0,1M
Volumen de NaOH añadido
pH
(mL)
0.00
2.87
20.00
4.14
95.00
6.02
99.00
8.04
100.00
8.72
100.05
9.40
101.00
10.70
110.00
11.67
140.00
12.22
180.00
12.45
Gráfica 14. Curva típica de titulación ácido débil-base fuerte
360
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De los datos de la tabla 26 y la gráfica 20, se puede deducir que el cambio de pH
cerca al punto de equivalencia es menos brusco que en el caso de la
titulación ácido fuerte-base fuerte.
Titulación Base débil-ácido fuerte
En la titulación de una base débil con un ácido fuerte, se forma una solución
reguladora de base débil y su sal, y en el punto de equivalencia se obtiene la sal
cuyo catión se hidroliza produciéndose una solución ácida. Cuando se agrega
ácido fuerte en exceso, el pH se debe únicamente a éste52.
La reacción que se muestra a continuación corresponde a un proceso de titulación
de un ácido fuerte con una base débil (gráfica 21).
Se puede apreciar en los datos de la tabla 26 que en el punto de equivalencia el
pH es menor a 7.0, debido a la hidrólisis del catión amonio (NH4+), las reacciones
que se producen son:
Kh
ÛH3OTÜÛNH3Ü
ÛNH4TÜ
Kw
Kb
1x10-14
5,6x10-10
1,8x10-5
En el punto de equivalencia todo el NH3 se ha neutralizado y la solución contiene
1,0 x10-2 moles de sal disuelta en 200 mL. La concentración de NH4+ es:
1x10-2moles
0,05M
0,200L
Si x es el número de moles que se hidroliza, se forman x moles/litro de H3O+ y x
moles/Litro de NH3 y quedan sin hidrolizar 0,05-x, que se pueden aproximar a 0,05
debido a que la constante de hidrólisis es pequeña.
Kh
RxSRxS
5,6x10-10 0,05
x ÛH3OTÜ 5,6x10-6 pH=5,28
52
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
361
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El pH es ácido como corresponde a titulaciones de base débil con ácido fuerte53.
Gráfica 15. Curva típica de titulación ácido fuerte-base débil
Capitulo 8. Conceptos básicos de cinética química
El estudio de una reacción química puede hacerse desde el punto de vista
termodinámico o desde el cinético. El estudio termodinámico permite conocer la
posición en la cual la reacción alcanzará el equilibrio. Cuantitativamente la
posición de equilibrio viene definida por la constante de equilibrio, que representa
el cociente de las actividades de productos y reaccionantes:
A + B <=> C + D
K
aCaD
aAaB
El valor de la constante es una indicación de la extensión en la que se producirá la
reacción. Sin embargo, no da ninguna información relacionada con la duración del
proceso. Los criterios termodinámicos no incluyen la variable tiempo, puesto que
53
Ibid.,p. 6823
362
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sólo consideran la diferencia de propiedades del sistema entre los estados inicial y
final y, por lo tanto, no se ocupan de la velocidad a la que tiene lugar la reacción ni
los estados intermedios por los que transcurre. Debido a ésto, existen procesos
termodinámicamente espontáneos que no se producen a velocidad apreciable o
que lo hacen a velocidades muy pequeñas. Un ejemplo es la formación de agua a
temperatura ambiente a partir de la combustión de hidrógeno:
H2 + 1/2 O2
<=>
H2O
∆G = - 198 Kj / mol
A temperatura ambiente, este proceso prácticamente no tiene lugar a pesar de
que la variación de energía libre a 25 °C es muy negativa. Para que la reacción se
produzca, el proceso debe acelerarse utilizando un catalizador (tal como negro de
platino) o bien iniciarse en algún punto con una chispa que produzca un aumento
de temperatura suficiente.
Para completar los conocimientos termodinámicos de los procesos químicos, la
cinética química trata dos aspectos básicos: la descripción del mecanismo de
reacción o conjunto de pasos y estados intermedios que se producen durante la
reacción, y la formulación de una ley de velocidad que describa adecuadamente
y en detalle la velocidad de la reacción.
Lección 36. Mecanismos de Reacción
Las ecuaciones químicas globales no indican mucho con respecto de cómo se
lleva a cabo la reacción. La mayor parte de estas reacciones corresponden a la
suma de varios pasos elementales o reacciones elementales que corresponden a
una serie de reacciones sencillas que representan el avance de la reacción global
a nivel molecular. El término utilizado para la secuencia de pasos elementales que
conducen a la formación del producto es el mecanismo de reacción.
363
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Como ejemplo de mecanismo de reacción se puede considerar la reacción entre el
óxido nitrico y el oxígeno54:
Se sabe que los productos no se forman directamente como resultado de la
colisión de una molecula de NO con una de O2, porque se ha detectado la
presencia de N2O2 durante el curso de la reacción. Suponiendo que la reacción se
lleva en dos pasos elementales como sigue:
En la primera etapa dos moleculas de NO chocan para formar N2O2, después este
último compuesto reacciona con O2 para formar dos moléculas de NO2. La
ecuación global que representa la reacción está dada por la suma de los pasos
elementales, así:
Las especies del N2O2 se llaman intermediarios porque aparecen en el mecanismo
de reacción (es decir en los pasos elementales), pero no en la ecuación global
balanceada. Recuerde que un intermediario siempre se forma en el paso
elemental inicial y se consume en uno posterior.
La molecularidad de una reacción es el número de moleculas que reaccionan en
un paso elemental, estas moleculas pueden ser las mismas o diferentes.
54
Chang, Rymond y College, Williams. QUÍMICA. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill Interamericana, S.A,
2002. pág. 536.
364
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Lección 37. Temperatura y velocidad de reacción
Velocidad de una Reacción Química
La velocidad de una reacción se define como la razón de cambio en la
concentración de reactantes o productos por unidad de tiempo.
Esto significa que la velocidad de una reacción puede medirse como la velocidad
consumo de los reactantes, o por la velocidad de formación de los productos.
Matemáticamente se expresa así:
V=
-dc
dt
Donde: V = Velocidad de la reacción química
dc = Cambio en la concentración del reactante (note que es negativo ya que indica
las disminución de la concentración con el tiempo)
dt = Cambio en el tiempo
La expresión de velocidad también se puede describir como la derivada de la
concentración con respecto al tiempo.
Es importante recordarle y recomendarle que revise los conceptos de cálculo
infinitesimal (derivadas e integrales) que se presentan en el apéndice, al final de
texto, para una mejor comprensión de este capítulo.
Después de esta aclaración, continuamos con las unidades de velocidad. Para
ello, observemos que la ecuación relaciona la concentración con el tiempo, por lo
tanto podemos escribir:
V=
mol/L mol
mol
=
ó
seg
L.s
L.min
365
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Factores que afectan la velocidad de los cambios químicos
Existen cuatro factores que influyen en la velocidad de una reacción química, ellos
son:
•
Naturaleza y estado de los reactantes
•
Concentración de los reactantes
•
Temperatura
•
Catálisis
Naturaleza y Estado de los Reactantes
Las diferencias de velocidad entre algunas reacciones dependen de la estructura
de los reactantes y su estado, es decir sí son átomos, iones, moléculas ó
sustancias en estado sólido, líquido o gaseoso. Así una reacción entre un sólido y
un líquido, ocurre con mayor velocidad sí el sólido está pulverizado.
Además, sí la reacción transcurre en una sola fase, se dice que es homogénea.
En caso contrario se llaman heterogéneas, es decir, cuando tienen lugar en
diferentes fases.
Concentración de los Reactantes
Al aumentar la concentración
de
un
reactante,
incrementará
cantidad
de
se
también
la
partículas
por
unidad de volumen y por ende
la velocidad de la reacción,
debido al aumento del número
de choques o colisiones entre las moléculas, por lo tanto, podemos afirmar que:
Así, para una reacción:
A
PRODUCTOS
366
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V α [A] ; por consiguiente V = K [A]
Donde: [A] = Concentración del reactante A
K = Constante específica de velocidad
Lo anterior, también puede escribirse de esta forma:
-dCA
=K.CA
dt
La constante de velocidad, se define como la relación cociente entre la velocidad y
la concentración de los reactantes, K es igual a la velocidad, cuando la
concentración de estos son iguales a la unidad. Es decir:
V= K [A]; sí [A]=1, entonces V = K
La constante se expresa en Seg-1 ó min-1
Temperatura
Un incremento en la temperatura, provoca una aceleración de la velocidad, debido
al aumento en la energía cinética de las moléculas y a la cantidad de ellas que
adquieren la denominada ENERGÍA DE ACTIVACIÓN, para provocar la
efectividad de la reacción química.
Temperatura y velocidad de reacción
Energía de Activación (Ea)
La energía de activación es un estado excepcional de energía potencial que
corresponde a un complejo molecular en estado de transición activado, formado
en el intermedio de la reacción: A + B
Producto
Esto significa que las moléculas de los reactantes deben activarse antes de que
pueda ocurrir la reacción por el choque o colisión de las mismas y luego sobre
pasar una barrera energética inicial (E activación) para formar productos.
367
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La teoría de transición establece para una reacción química, la formación un
compuesto intermedio (AB) denominado complejo de transición, con un contenido
energético mayor al de los reactantes es decir:
También:
La gráfica 22 ilustra claramente lo expuesto:
Gráfica 16 Energía de activación de una reacción química
368
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En la gráfica 22, se demuestra que las moléculas de los reactantes necesitan
absorber una cierta cantidad de energía (Ea), hasta que llegan al complejo
activado de transición, estas moléculas activadas pueden entonces reaccionar
para formar los productos rápidamente. La reacción descrita es exotérmica ya que
libera calor (∆H).
Ecuación de Arrhenius
En 1889 Arrhenius propuso una ecuación empírica para demostrar influencia de la
temperatura en la velocidad de una reacción química. Esta expresión, relaciona la
constante de velocidad específica (K), con temperatura y la energía de activación
de la siguiente forma:
Donde: K = Constante específica de velocidad
A = Constante de Arrhenius
e = Base de los logaritmos naturales = 2,7182...
Ea= Energía de activación (en Jul. o calorías)
T = Temperatura absoluta (K)
R = Constante universal de los gases (8,314J/molK ó 1,98 cal/mol)
A continuación, ampliaremos esta ecuación para darle mayor aplicabilidad.
Tomemos logaritmo natural a ambos lados de la igualdad
lnK =lnA·e Ea/RT
Apliquemos la propiedad del logaritmo de un producto
-Ea/RT
ln K=ln A+ ln e
Además:
ln K = ln A - Ea/RT.ln e
369
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Como ln e = 1 y ln x = 2,303 log x, tenemos:
2,303 log K = 2,303 log A – Ea/RT
Dividimos toda la expresión por 2,303 y resulta:
logK= logA
logK= -
Ea
ó también
2,303 RT
Ea
1
× + log A
2,303 R T
Esta expresión es otra forma de la ecuación de Arrhenius y sirve para determinar
la energía de activación de una reacción química, a través de un método gráfico
que a continuación explicaremos.
La ecuación anterior es similar a la de una línea recta
Y =mx + b, donde Y = log K, X = 1/T, m=pendiente = -Ea/2,303R y b = log A, por lo
tanto, al graficar.
Y = Log K en función de X = 1/T, se obtiene una línea con pendiente negativa y
Gráfica 17. Método gráfico para calcular la energía de activación de una
reacción química
punto de corte en el eje Y igual a b = log A, es decir:
Luego, sí hallamos la pendiente de esta recta, encontraremos la energía de
370
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Pend
-Ea
,entonces,Ea=-2,303R Pend
2,303R
ó Ea = - 2,303 x 1,98 x Pend
Ea = - 4,56 x Pendiente (cal/mol)
La energía de activación también puede calcularse sí conocemos las constantes
de velocidad para dos temperaturas diferentes:
DEMOSTRACIÓN:
Recordemos la ecuación de Arrhenius:
Log K= -
Ea
+ log A
2,303 RT
Considerando a K y T en dos condiciones diferentes (1 y 2), con energía de
activación y A. constantes, podemos escribir:
Log K1 = -
Ea
+ log A
2,303 RT1
Log K2 = -
Ea
+ log A
2,303 RT2
Ahora, restamos (2) de (1) y obtenemos:
Log K2 - Log K1 =
-Ea
Ea
+
2,303 RT2 2,303 RT1
Aplicamos propiedades de logaritmos y sacamos como factor común a Ea/2.303 R
Log
Ea
K2
=
(1/T1 -1/T2 )
K1 2,303R
Finalmente, efectuamos la resta para obtener:
Log
K2
Ea
š& − šH
=
ž
Ÿ
K1 2,303R TH T&
371
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Ejemplo:
Para la reacción:
A
B+C
K1=0,0001 a T1 =25 °C= 298K
K2= 0,0002 a T2 = 35 °C =308 K
a. Calcular la energía de activación en el rango de temperatura indicada
b. Calcular Ia constante de velocidad específica a una temperatura de 40°C
a. Reemplazamos los datos en la ecuación anterior así:
Log
Ea ( 308 -298)
0,0002
=
0,0001 (2,303) (1,98) (298) (308)
Log(2)=
Ea(10)
418529,533
Despejando Ea:
Ea =
Log(2)×418529,533
10
Teniendo en cuenta las unidades, obtenemos:
RTA: Ea = 12600 cal/mol
b.
DATOS
INCÓGNITA
K1 = 0,0002S-I
K2=?
T1 = 308K
Ea = 12600 cal/mol
T2= 40 + 273 = 313K
R=1,98 cal/mol K
Luego:
372
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Log
K2
12600R313-308S
=
0,0002 R2,303SR1,98SR308SR313S
Log K2 - log 0,0002 = 0,1433
log K2 = 0,1.433 + log 0,0002
logK2 = 0,1433 - 3,6989 = - 3,5556
Como: LOG K2 = - 3,5556
Tomamos antilogaritmos, para hallar K2
K2 = antilog(-3,5556)
K2= 2,78x10-4 S-1
RTAS:
a. Ea = 12600 cal/mol
b.K2 =2,78x10-4 a 40°C
Lección 38. Reacciones de primer orden
Análisis cualitativo de la velocidad de reacción
Catálisis
Se refiere al efecto de los catalizadores sobre una reacción química. En general,
estos se pueden definir como:
UN CATALIZADOR ES:
Sustancias que aceleran una reacción sin
consumirse en ella y pueden recobrarse
inalterados químicamente entre los productos
finales. Además, aumenta la efectividad de
los choques entre los reactantes,
disminuyendo su energía de activación
373
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.
En la gráfica 24, están dibujadas las curvas energéticas de una reacción, con y sin
catalizador. Se observa que al utilizar un catalizador la energía de activación de
las moléculas reaccionantes disminuyen gracias al incremento efectivo de los
choques intermoleculares.
El mecanismo de una reacción catalizada se puede indicar en forma general
como:
Gráfica 18 Efecto del catalizador en la energía de activación de los reactantes.
Adaptado por Dolffi Rodríguez, 2011 de Granados y García, 1996
Donde: [R.C] es la molécula activada de reactante-catalizador en el estado de
transición.
Ea = Energía de activación sin catalizador
Ea(1) = Energía de activación con catalizador
R = Reactantes, C = Catalizador; p = productos
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A continuación, deducimos una ecuación que relaciona las constantes de
velocidad específica para una reacción catalizada y la misma sin catalizar a partir
de la ecuación de Arrhenius.
1. Para la reacción no catalizada, a una temperatura T, tenemos:
logK=
-Ea
+logA
2,303 RT
2. Para la reacción catalizada a la misma temperatura, tendremos:
log K1 =
-Ea(1)
+ log A
2,303 R T
Restando 2 de 1, resulta:
LogK1 -logK=
-Ea (1)
Ea
+
2,303 RT 2,303 RT
Reorganizando, finalmente:
Log
K(1) Ea-Ea(1)
=
K
2,303 R T
Realicemos un ejemplo para verificar la aplicabilidad de esta ecuación:
El peróxido de hidrógeno, se descompone en oxígeno y agua según la reacción:
Se calcularon las energías de activación en cal/mol, a T = 37°C para la reacción
con y sin catalizador, obteniéndose los siguientes valores:
REACCIÓN
Ea (caUmol)
a. Sin catalizar
18000
b. Con catalizador platino
coloidal
11700
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c. Con la enzima catalasa
2000
Calcular la relación entre las diferentes constantes de velocidad para reacción
catalizada / sin catalizar.
1. Reacción con platino/reacción sin catalizar.
DATOS
INCÓGNITA
Ea = 18000
K(1)/K=?
Ea(1) = 11700
T=37+273=310 K
R = 1,98 cal/mol K
Sustituyendo los datos de la ecuación:
Log
KR1S
18000-11700
K
2,303 1,98 310
Operando, resulta:
Log
K(1)
=4,45
K
Tomando antilogaritmo, obtenemos:
K(1)
=28184
K
Luego: RTA: K1= 28184.K
Lo que significa que la reacción con el platino como catalizador es 28184 veces
más rápida que la reacción sin catalizador.
2. Reacción con catalasa/reacción sin catalizar.
DATOS
INCÓGNITAS
Ea = 18000
K(1)/K=?
376
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Ea(1) = 11700
T = 310 K
R = 1,98 cal/mol K
Por un procedimiento similar al anterior:
Log
K(1)
18000-2000
=
K
2,303×1,98 × 310
Simplificando, obtenemos:
Esto indica que la reacción catalizada con la enzima catalasa es doscientas diez
mil millones de veces más rápida que la reacción normal sin catalizar.
3. Comparación de la reacción con platino y catalasa.
DATOS
INCÓGNITA
Ea=117000
K(1)/K=?
Ea(1) = 20000
T = 310 K
R = 1,98
Operando, resulta:
K(1) = 7277851 K
Es decir que en presencia de la catalasa, la reacción resulta siete millones
doscientos setenta y siete mil ochocientas cincuenta y un veces más rápida que
en presencia del platino.
Con base en el problema anterior, podemos analizar la trascendencia e
importancia de los catalizadores, sobre todo de los biológicos, es decir las
ENZIMAS, ya que estas inciden directamente en las reacciones metabólicas de un
organismo.
Reacciones de primer orden
377
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Definimos el orden de una reacción (n) como el exponente al cual se eleva la
concentración de un reactante en la ecuación de velocidad, e indica el número de
moléculas de cada especie que participa en el proceso.
Sí reaccionan dos o más reactantes, hablaremos del orden global o total de la
reacción, que será igual a la suma de los exponentes individuales.
Ejemplo:
Analicemos lo expuesto, con las siguientes reacciones:
a. A
Productos
La ecuación de velocidad será:
V=K[A]1
→n=1
Luego esta reacción es de orden uno o de primer orden.
b. 2A
Productos
V=K[A] 2
→n=2
Reacción de orden dos o segundo orden.
c. A + B
Productos
V K.
K.ÛÛAÜÛBÜ→n 1T1 2RglobalS
2RglobalS
El orden global de esta reacción es dos, sin embargo, Sí analizamos por
separado, es de primer orden con respecto a A y de primer orden con respecto a
B.
d. 3A
Productos
V=KÛAÜ3 -------------n=3-----------tercer orden
378
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Continuando con nuestra ecuación, vamos a asignar la siguiente nomenclatura,
para facilitar la asimilación del procedimiento.
Co = Concentración inicial del reactante A al comenzar la reacción, cuando to=0
C= Concentración final del reactante A en un tiempo t.
L.S
=integral definida entre un límite inferior (L.I.) y uno superior (L.S.)
L.I
Integremos la ecuación de velocidad entre los límites establecidos:
-dc
CO c
C
t
O
K .dt
Del apéndice, recordemos que:
Por lo tanto, la integral quedaría así:
−ÛlncÜ»»9 = ¡ Û`Ü9
Esto indica que debemos evaluar la ecuación entre los límites propuestos:
Luego:
-Ûlnc-lnco Ü =KÛt-0Ü
lnco - lnc=K·t , también:
ln
Co
Kt
c
Como lnx = 2,303 logx, obtenemos:
2,303 log Co / C = K.t, reordenando resulta:
log
Co
K
=
·t Ecuación cinética de primer orden
C
2,303
Toda reacción de primer orden, debe satisfacer la anterior ecuación.
379
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Análisis gráfico
La expresión anterior se puede reescribir así:
logCo-logC log Co·
K
∙t
2,303
K
·t = logC ó también
2,303
logC=
-K
·t log·Co
2,303
Ecuación cinética de primer orden.
Esta ecuación es similar a la de una línea recta, donde
Y = logC y X=t.
Por lo tanto, sí graficamos logC contra t obtendremos:
Gráfica 19 Comprobación gráfica para una cinética de primer orden
380
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Luego, para-comprobar que una reacción es de primer orden, debemos medir la
concentración del reactante A en diferentes tiempos (esto se realiza en el
laboratorio. por métodos de análisis volumétrico). Después, graficamos el
logaritmo decimal de estas concentraciones versus los tiempos respectivos, sí
obtenemos una línea recta con pendiente negativa, la reacción es efectivamente
de orden uno. Además, sí calculamos su pendiente, podremos encontrar la
constante específica de velocidad, ya que:
Pend =
-K
; luego K=-2,303 × pendiente
2,303
Ahora, sí fijamos una concentración inicial (e) y reemplazamos las demás
concentraciones halladas para los diferentes tiempos, en la ecuación:
Log
K
Co
=
∙t
c 2,303
Calculamos el valor de la constante así:
K=
2,303Log Coªc
t
Este resultado debe ser aproximadamente el mismo para todos los cálculos
efectuados si la reacción es de primer orden.
Ejemplo:
para la reacción
A
B+C
Se obtuvieron los siguientes datos:
t(seg)
Ce(umot/mt)
0
50,8
900
19,7
1800
7,62
Probar que la reacción es de primer orden.
381
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Fijemos la concentración inicial
Co = 50,8 umol/ml
Calculemos la constante de velocidad a partir de:
K=
2,303logCo 2,303
Co
=
·log
t
t
C
Reemplacemos los valores de Co C y t.
K=
2,303logCo
50,8
×log
=0,00105@ %H
900
7,62
Como los dos valores de K coinciden, la reacción sí es de primer orden.
A continuación ampliaremos la ecuación cinética de orden uno, para darle mayor
aplicabilidad.
Designemos por (a) la concentración iniciar de A, (X) el descenso de la
concentración de A durante el tiempo t y (a-x) concentración final de A durante un
tiempo t
Veamos:
Co = a = conc. inicial
X = descenso de A
C = (a-x) = con. final
Sí reemplazamos en la ecuación cinética, obtenemos:
Log
a
K
=
·t
(a-x) 2,303
Esta expresión representa también una ecuación cinética de una reacción de
primer orden. A continuación se verá la aplicabilidad:
Ejemplo:
382
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Cuando se siguió la descomposición del compuesto A, se encontró que su
concentración inicial descendía un 20%, en un tiempo de 23 minutos, calcular la
constante de velocidad, teniendo en cuenta que la cinética es de primer orden.
DATOS
INCÓGNITA
C= a =100%
K=?
x = 20%
C=(a-x) = 80%
t - 23 min.
Despejamos K de le ecuación anterior
K=
2,303
a
×log
t
(a-x)
K=
2,303
100
×log
80
23 min
Reemplazamos los datos
K = 0,1 x log 1,25
RTA: K =0,0097 min-1
Período de Vida Media para una Reacción de Primer Orden (t1/2)
De acuerdo a lo anterior, podemos encontrar el período de vida media para una
reacción de primer orden de la siguiente forma según la definición.
383
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Co=u
Cfinal = a/2
A partir de la ecuación cinética:
log
Co
C
k
∙t
2,303
Despejamos t y reemplazamos los datos anteriores para hallar t1/2
Co
2,303
×log C
k
2,303
a
`H/& =
×log D k
ª2
t=
Simplificando:
t 1/2 =
Finalmente:
2,303
×log2
k
t 1/2 =
0,693
k
Este es el período de vida media para una reacción de primer orden y como
podemos observar, es independiente de la concentración del reactante Á.
A continuación realizaremos un problema de aplicación.
Ejemplo:
La desintegración de un isotopo radiactivo obedece a una cinética de primer
orden, algunos de ellos se utilizan en estudios bioquímicos genéticos como
trazadores radiactivos.
Un radioisótopo artificial, se descompone con un período de vida media de 20
minutos.
Calcular:
1. La constante específica de velocidad
2. El tiempo que gastará en descomponerse un 80% de la muestra.
DATOS
384
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t1/2=20 min
K=?
SOLUCIÓN
Como t1/2= 0,693 / K
Entonces K=0,693/t1/2
Luego:
RTA: K=0,693/ 20 min = 0,03465 min-1
2.
DATOS
INCÓGNITA
a = 100% = Co
(a-x) = ?
X = 80%
t=?
K = 0,03465 min
-1
Primero hallamos la concentración final.
(a-x )=100-80 = 20%= C
De la ecuación cinética
Log
Co
c
K
2,303
∙tdespejamos a t
t
2,303
Co
×log k
C
t
2,303
100
×log
k
20
Reemplazamos:
Operamos y resulta:
t= 46,5 minutos
RTAS:
1. K = 0,0465 min-1
2. t =46,5 min.
Como ejemplos de reaccione se primer orden tenemos: Disociaciones térmicas de
óxido nitroso, pentóxido de nitrógeno, acetona, aldehído propiónico, bromuro
etílico, aminas, algunos éteres alifáticos y la isomerización del d-pineno.
385
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En general, podemos afirmar que una reacción se puede considerar de primer
orden sí:
1. Al sustituir los valores de concentración del reactante A y sus tiempo
respectivos en la ecuación cinética:
k
2,303
Co
×log t
C
Se obtienen valores de K aproximadamente iguales.
2. Al graficar logaritmo de las diferentes concentraciones del reactante A
contra t, se obtiene una línea recta.
Lección 39. Reacciones de segundo Orden
Sí la velocidad de una reacción depende de la concentración de dos reactantes la
reacción es de segundo orden (n=2), por l tanto, para:
A+B
Productos
Tenemos: V=k [A] [B] ó
dCA dCB
=
=KCA CB dt
dt
Además sí:
a = Concentración inicial de A
b = Concentración inicial B
x = Disminución de la concentración inicial de A o B
a-x = Conc. final de A en tiempo t
b-x = Conc. final de B en un tiempo t
Considerando esto, la ecuación anterior queda:
dx
- = K(a-x)(a-x)
dt
En consecuencia, sí a = b, tenemos:
386
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dx
2
- = K(a-x)(a-x)=(a-x)
dt
Es decir:
dx
2
- = K(a-x)(a-x)=(a-x) ó
dt
dx
- =Kdt
(a-x)2
Integramos esta ecuación entre Co = 0 y CA = x
x
0
dx
(a-x)
t
=
2
Kdt
0
Desarrollando la integral por el método de sustitución (ver apéndice) u = (a-x)
obtenemos finalmente.
1 1
- =Kt
a-x a
También, efectuando la resta:
D − RD − JS
D. RD − JS
¡`
Simplificando, obtenemos:
X
(a-x)·a
=K.t que equivale a
X
Cò RC•ò S
K. t
Toda reacción de segundo orden, en cuyo caso las concentraciones iniciales de
los reactantes Ay B son iguales, debe satisfacer la anterior ecuación.
En el caso de que las concentraciones iniciales de a y b sean diferentes se debe
integrar la ecuación.
387
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dx
dt
x
O
KRa − xSRb − xS
dx
=
Ra-xS(b-x)
t
O
Kdt
Obtenemos:
log
b(a-x) K(a-b)
=
×t a(b-x) 2,303
Observemos que en esta ecuación, aparecen las concentraciones iniciales de A y
B (a y b) y las finales [(a-x) y (b-x)]
En general, una reacción bimolecular puede ser considerada de segundo orden sí:
1. Al sustituir los valores experimentales de a, b y t en las dos ecuaciones
anteriores, obtenemos valores de K, aproximadamente iguales,
2. 2. Al graficar x/ a(a-x) contra t, obtenemos una línea recta, cuando a = b
3. Al graficar log b(a-x) / a(b-x) contra t, obtenemos una línea recta de
pendiente K(a-b)/2,303 cuando las concentraciones iniciales de a y b son
diferentes.
Período de vida Media para una Reacción de segundo orden
Ya vimos que e t1/2 de una reacción se define como el tiempo que tarda un
reactante en disminuir su concentración a la mitad, por lo qué esto mismo es
aplicable a una reacción de segundo orden en el caso de que a=b, se tiene:
Co=a
CA=(a-x)=a/2
Luego: X=a- a/2=a/2
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Por lo tanto, a partir de:
X
a(a-x)
= k.t, despejamos t
t=
X
, reemplazamos los valores
a(a-x).K
t1/2=
a/2
,simplificando
a.(a/2).K
t1/2 =
1
,simplificando
K·a
Período de vida media para una reacción de segundo orden (a=b)
La expresión anterior nos indica que el período de vida media para una reacción
de segundo orden en el caso de a=b, es inversamente proporcional a la
concentración inicial del reactante A.
A continuación, resolvemos un problema se aplicación de estos conceptos:
Ejemplo:
La saponificación del acetato de etilo por el hidróxido de sodio es un ejemplo de
una reacción de segundo orden:
CH3COOOC2H5
Acetato de etilo
+
NaOH
Hidróxido de sodio
CH3COOONa
Acetato de sodio
+
C2H5OH
Alcohol etílico
Considerando que las concentraciones iniciales de acetato de etilo y de hidróxido
de sodio son iguales a 1mol/L y que esta concentración disminuye un 10% en un
tiempo de 20 minutos, Calcular:
1. Constante de velocidad específica
2. Período de vida media para esta reacción
389
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DATOS
INCÓGNITAS
a=b=1 mol/L
(a-x)=?
x=I0%=10/100=0,1
K=?
t=20min
Primero hallamos (a-x)
a-x=1 - 0,1 = 0,9mol/L
Como a=b tenemos:
X
= K.t, despejamos K
a.(a-x)
K=
0,1
reemplazando los datos
a(a-x).t
RTA:
K=
0,1
=0,0055L/mol.min
1(0,9)(20)
2.
DATOS
INCÓGNITA
a = 1mol/L
t1/2=?
K = 0,0055L/mol min
Recordemos que:
T1/2 =
1
K.a
Por lo tanto, si reemplazamos resulta:
t1/2= 1 (0,0055) (1)=182 minutos
390
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Esto significa que se necesitan 182 minutos para que la concentración de los
reactantes 1 molar se reduzca a la mitad, es decir 0,5 M.
RTAS:
K = 0,0055L/mol min
t1/2= 183 minutos
Son reacciones típicas de segundo orden
las homogéneas de gas, es decir,
disociaciones térmicas de yoduro de hidrógeno, ozono, dióxido de nitrógeno,
formaldehido y acetaldehído.
Otras, son la combinación de hidrógeno y yodo para producir yoduro de hidrógeno,
la polimerización del etano y la saponificación del butirato de etilo.
CH3-(CH2)2-COOC2H5 + NaOH
Butirato de etilo
CH3(CH2)2COOH + C2H5OH
Acido butírico + Etanol
CAPÍTULO 9. TERMOMETRÍA Y CALORIMETRÍA
El hombre siempre ha identificado las diferencias de los materiales que
constituyen su entorno y desde tiempos remotos ha experimentado para
transformarlos de un tipo de materiales a otro. El término con que se define a toda
la parte física que nos rodea se conoce con el nombre genérico de materia, que
se puede definir como todo lo que ocupa un espacio y tiene masa.
Lección 40. El concepto de masa y energía:
La energía puede definirse como la capacidad de realizar trabajo, todas las
formas de energía son capaces de realizar un trabajo. Los químicos definen
trabajo como el cambio de energía que resulta de un proceso, por ejemplo, la
391
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energía cinética se define como la producida por un objeto en movimiento. Este
tipo de energía es de gran interés para los químicos:
La energía para realizar un trabajo en el caso de una persona, proviene de los
alimentos que ha consumido, que contienen energía química que se libera cuando
estos compuestos experimentan las reacciones químicas del metabolismo, los
cambios de contenido de calor y su transferencia son los temas principales de la
termodinámica, la cual se aplica al uso de la energía en el hogar, las maneras de
conservar energía, el reciclaje de materiales y los problemas económicos del uso
de la energía, y muy especialmente, a la refrigeración.
Algunas formas de energía son: cinética, potencial, calorífica, eléctrica, química,
mecánica, radiante (luz), mientras que la masa se define como la cantidad de
materia que posee un cuerpo. La materia y la energía no se pueden desligar ya
que son intercambiables.
La unidad en el SI de energía es el joule (J); 1 J = 1kg*m2/s2, por lo general los
cambios energéticos que acompañan las reacciones han sido expresados en
unidades de calorías (cal). Una caloría es la cantidad de energía necesaria para
elevar la temperatura de 1g de agua 1°C, de 14.5 °C a 15.5 °C. 55
La caloría se utiliza con frecuencia para expresar el valor combustible de los
alimentos. Una caloría tiene el mismo valor energético que 4.184 J. En ingeniería
es común utilizar las unidades térmicas británicas (BTU).
La BTU o BTu es una unidad de energía inglesa, es la abreviatura de British
Thermal Unit. Se usa principalmente en los Estados Unidos. En la mayor parte de
los ámbitos de la técnica y la física ha sido sustituida por el julio, que es la unidad
correspondiente del sistema internacional. Una BTU equivale aproximadamente a:
1BTU=252 calorías, 1BTU= 1 055,056 julios
55
Se especifica el intervalo de temperatura de 14.5 °C a 15.5 °C, debido a que la energía
necesaria para elevar la temperatura del agua en 1 °C es un poco diferente para varias
temperaturas. Sin embargo, es constante con tres cifras significativas 1.00 cal, en el agua líquida
de 0 °C a 100 °C. (2 pág. 97)
392
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Ejemplo 1:
La oxidación de 1.00 g de hidrógeno para formar agua líquida produce 3 800 cal.
¿A cuánto equivale esta energía en joules y en BTU? Dar la respuesta con tres
cifras significativas.
RTA: Utilizando las equivalencias se tiene:
3800cal
4,184J
15,9J
1cal
Utilizando la equivalencia de BTU y Julios se tiene:
15,9 J ×
1BTU
=0,0150 BTU
1055,056 J
Ejemplo 2:
En la etiqueta de un cereal se indica que una porción suministra 250 Cal. ¿A
cuánto equivale esta energía en kilojoules? Dar la respuesta con tres cifras
significativas
RTA:
250cal
4,184J
1cal
1kJ
1,05kJ
1000J
Energía cinética:
Esta energía está asociada con el movimiento de un cuerpo, de esta manera un
objeto de masa (m) y velocidad (v) tiene una energía cinética Ec, que es igual a:
Ec
1
mv &
2
De la ecuación se puede observar que a medida que
aumenta la masa del objeto (moléculas por ejemplo) mayor
será la velocidad y energía cinética.
393
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Este tipo de energía se puede apreciar en el movimiento que tienen por ejemplo
las moléculas de un gas o un líquido. En los gases el movimiento molecular es
constante y caótico, las moléculas están separadas a grandes distancias. Es decir
que la energía cinético promedio de las moléculas es mucho mayor que la energía
que se asocia a las fuerzas de atracción.
En los líquidos, las fuerzas de atracción tienen una energía comparable a la
energía cinética de las moléculas. Las fuerzas de atracción son capaces de
mantener a las moléculas a distancias cortas, pero la energía de atracción no es
muy fuerte comparada con la energía cinética de las moléculas, la cual las
mantiene en movimiento constante y caótico.
En los sólidos las fuerzas de atracción que mantienen unidas las moléculas son
superiores a la energía cinética de las mismas, por lo que las moléculas no tienen
facilidad para moverse.
Teniendo en cuenta lo anterior, se puede afirmar que un factor clave para
determinar el estado físico de una sustancia es su energía cinética promedio de
las moléculas en relación con la energía promedio de las fuerzas de atracción que
existen entre ellas.
A continuación se presenta un ejercicio para determinar la energía cinética:
Ejemplo:
Cuál es la energía cinética en joules y calorías de un objeto de 6.0 kg que se
mueve a una velocidad de 5.0 m/s ?
RTA: para determinar el valor de la energía se utiliza la ecuación Ò
P
Ec= R6.0kgSR5.0m/sS2 75kgm2/s2 75J
g
P
g
þ
g
Energía térmica:
394
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Este tipo de energía las poseen los cuerpos en virtud de su energía cinética de los
átomos o moléculas que lo conforman. Los átomos y moléculas en un objeto se
encuentran en constante movimiento, como en un gas o líquido, o también,
vibrando alrededor de su posición como lo hacen en un sólido. Esta energía de
movimiento (cinética) da origen a lo que se conoce como energía térmica de un
sistema, la cual aumenta con la temperatura y se libera en forma de calor.
El calor se refiere al flujo de energía entre dos cuerpos que se encuentran a
diferentes temperaturas, el cual se da de un cuerpo caliente a uno frío.
El trabajo y el calor son formas de energía y los dos significan que un sistema
puede intercambiar energía con sus alrededores. En general un sistema puede
intercambiar energía con otro sistema o el sistema con sus alrededores.
Un intercambio de trabajo significa un enlace mecánico o eléctrico entre el sistema
y sus alrededores. El flujo de calor, en cambio ocurre por la diferencia de
temperatura entre dos sistemas o entre el sistema y sus alrededores. Esta
transferencia de calor se puede hacer por tres mecanismos: conducción,
convección y radiación, los cuales se explicaran con detalle más adelante
Energía potencial:
Esta energía es la que poseen los objetos en virtud de su posición. Por ejemplo, el
agua que se encuentra en la cima de una cascada tiene energía potencial con
respecto al punto más bajo, también tienen energía cinética con respeto a su
movimiento. Es decir que a medida que el agua desciende va perdiendo energía
potencial y va ganado energía cinética.
En general se puede indicar que la energía total que posee un cuerpo, se refiere a
la sumatoria de las energías cinética y potencial, de tal forma que se tiene:
Ò½
Ò + Òm
A nivel atómico y molecular esta energía corresponde a la energía potencial
electrostática. En un sistema formado por dos partículas de cargas q y Q
395
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situadas a una distancia r una de la otra es igual a la energía potencial
electrostática viene dada por:
Donde K es una constante universal o constante de Coulomb cuyo valor
aproximado es 9×109 (voltios·metro/culombio). K=1/(4πε) donde ε es la
permitividad56 del vacío.
Una definición de energía potencial corresponde a la cantidad de trabajo que se
necesita realizar para acercar una carga puntual de masa nula con velocidad
constante desde el infinito hasta una distancia r de una carga del mismo signo, la
cual utilizamos como referencia. En el infinito la carga de referencia ejerce una
fuerza nula57.
En la transformación de energía entre cinética y potencial, se encuentran
ejemplos58 como que la energía cinética del agua que cae se puede transformar
en eléctrica al hacer girar una turbina, electricidad que a su vez se puede utilizar
para transformar agua en hidrógeno y oxígeno, o el caso de la energía potencial
del hidrógeno gaseoso, que puede quemarse para producir calor y luz o
emplearse en una celda de combustible para producir energía eléctrica.
56
La permitividad (o impropiamente constante dieléctrica) es una constante física que
describe cómo un campo eléctrico afecta y es afectado por un medio. La permitividad del
vacío es 8,8541878176x10-12 F/m. (11)
57
WIKIMEDIA FOUNDATION. WIKIPEDIA la enciclopedia libre. [En línea] 8 de Julio de 2009.
http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica.
58
Kotz, John C, y Treichel Jr., Paul M , Química y Reactividad Química, Thomson, México, Quinta
Edición,
396
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Lección 41. La capacidad calórica y transferencia de calor
La transferencia de calor se puede hacer por tres mecanismos físicos:
conducción, convección y radiación, en la figura 9 se presenta un ejemplo.
Figura 34 Ejemplo de diferentes formas de transferencias de calor
http://www2.udec.cl/~jinzunza/fisica/cap14.pdf
A continuación se hace una breve explicación de cada una de las formas como se
transfiere el calor59.
Conducción de calor:
La conducción es el mecanismo de transferencia de calor en escala atómica a
través de la materia por actividad molecular, por el choque de unas moléculas con
otras, donde las partículas más energéticas le entregan energía a las menos
energéticas, produciéndose un flujo de calor desde las temperaturas más altas
las más bajas. Los mejores conductores de calor son los metales. El aire es un
mal conductor del calor. Los objetos malos conductores como el aire o plásticos se
llaman aislantes.
59
MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE CALOR. [En línea] [Citado el: 6 de Novimebre de
2010.] http://www2.udec.cl/~jinzunza/fisica/cap14.pdf.
397
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Convección.
La convección es el mecanismo de transferencia de calor por movimiento de masa
o circulación dentro de la sustancia. Puede ser natural producida solo por las
diferencias de densidades de la materia; o forzada, cuando la materia es obligada
a moverse de un lugar a otro, por ejemplo el aire con un ventilador o el agua con
una bomba. Sólo se produce en líquidos y gases donde los átomos y moléculas
son libres de moverse en el medio.
En la naturaleza, la mayor parte del calor ganado por la atmósfera por conducción
y radiación cerca de la superficie, es transportado a otras capas o niveles de la
atmósfera por convección.
Radiación.
La radiación térmica es energía emitida por la materia que se encuentra a una
temperatura dada, se produce directamente desde la fuente hacia afuera en todas
las direcciones. Esta energía es producida por los cambios en las configuraciones
electrónicas de los átomos o moléculas constitutivas y transportadas por ondas
electromagnéticas o fotones, por lo que recibe el nombre de radiación
electromagnética. La masa en reposo de un fotón (que significa luz) es
idénticamente nula. Por lo tanto, atendiendo a relatividad especial, un fotón viaja a
la velocidad de la luz y no se puede mantener en reposo. (La trayectoria descrita
por un fotón se llama rayo). La radiación electromagnética es una combinación de
campos eléctricos y magnéticos oscilantes y perpendiculares entre sí, que se
propagan a través del espacio transportando energía de un lugar a otro.
A diferencia de la conducción y la convección, o de otros tipos de onda, como el
sonido, que necesitan un medio material para propagarse, la radiación
electromagnética es independiente de la materia para su propagación, de hecho,
la transferencia de energía por radiación es más efectiva en el vacío. Sin embargo,
la velocidad, intensidad y dirección de su flujo de energía se ven influidos por la
presencia de materia. Así, estas ondas pueden atravesar el espacio interplanetario
398
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e interestelar y llegar a la Tierra desde el Sol y las estrellas. La longitud de onda
(λ) y la frecuencia (ν) de las ondas electromagnéticas, relacionadas mediante la
expresión λν = c, son importantes para determinar su energía, su visibilidad, su
poder de penetración y otras características. Independientemente de su frecuencia
y longitud de onda, todas las ondas electromagnéticas se desplazan en el vacío
con una rapidez constante c = 299792 km/s, llamada velocidad de la luz.
Los fotones son emitidos o absorbidos por la materia. La longitud de onda de la
radiación está relacionada con la energía de los fotones, por una ecuación
desarrollada por Planck:
‰
ℎ=
donde h se llama constante de Planck, su valor es h = 6,63 x 10-34 Js.
Por otra parte, es importante tener presente que en los sistemas se requiere medir
los cambios de calor, para lo cual se debe tener en cuenta los términos calor
específico y capacidad calorífica.
El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere
para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. La
capacidad calorífica (C) de una sustancia, es la cantidad de calor que se
requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad
de sustancia. El calor específico es una propiedad intensiva, mientras que la
capacidad calorífica es una propiedad extensiva60. A continuación se presenta la
relación entre las dos:
C=ms
m corresponde a la masa en gramos y s correspondiente al calor específico se da
.
en unidades de J/g °C, mientras que las unidades de la capacidad calorífica son
J/°C.
60
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill Interamericana,
S.A, 2002. pág. 732.
399
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Ejemplo 1:
Cuál es la capacidad calórica para 60.0 g de agua, considerando que el calor
específico es de 4.184 J/g?
RTA: reemplazando en los valores en la ecuación C=ms, se tiene:
(60.0 g) (4.184 J/g °C) = 251J/°C
Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el
cambio en la temperatura de la muestra (∆t) indicará la cantidad de calor (q)61 que
se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular
el cambio de calor es:
q = ms∆t
q = C∆t
donde m es la masa de la muestra y ∆t es el cambio de la temperatura:
∆t = tfinal – tinicial
En la tabla 5 se muestra valores de calor específico para algunas sustancias:
Tabla 24 Calor específico de algunas sustancias comunes
(3 pág. 212)
61
Sustancia
Calor específico J / g. °C
Al
0.900
Au
0.129
C(grafito)
0.720
C(diamante)
0.502
Cu
0.385
Fe
0.444
q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos
400
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Hg
0.139
H2O
4.184
C2H5OH (ETANOL)
2.46
A continuación se presentan algunos ejemplos que muestran el uso de la
ecuación:
Ejemplo 1:
Una muestra de 576 g de agua se calienta desde 10.8 °C hasta 78.60 °C, calcular
la cantidad de calor absorbido por el agua.
RTA: Utilizando la masa, el calor específico del agua y el cambio en la
temperatura, el cambio de calor se calcula:
q = ms∆t
= (576 g) (4.184 J/g°C) (78.60 °C – 10.8 °C)
1.63x105J× 1000J =163kJ
1kJ
Ejemplo 2:
Determine la cantidad de calor que se debe agregar para aumentar la temperatura
de una taza (250 mL) de café de 20.5°C a 95.6°C, suponiendo que el agua y el
café tienen la misma densidad (1 g/mL) y la misma capacidad calorífica específica
(4.184 J/g °C).
RTA. Utilizando la masa, el calor específico del agua y el cambio en la
temperatura, el cambio de calor se calcula:
q = ms∆t
debido a que el café y el agua tienen la misma densidad, correspondiente a
1g/mL, se puede asumir que 250 mL = 250 g, por lo tanto se tiene:
q R250gSR4.184J/g°CSR95.6°C–20.5°CS
401
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7.85 × 10V J
Ejemplo 3:
En un recipiente que contiene 1 kg de agua que se encuentra a 20 °C se sumerge
1 kg de hierro que está a 80 °C. Después de un tiempo van a estar a la misma
temperatura, es decir se ha alcanzado el equilibrio, ¿Cuál es la temperatura final
del sistema? (suponer que no se pierde calor para calentar el vaso y que tampoco
se pierde calor en los alrededores, es decir el sistema es adiabático)
RTA:
La temperatura final (Tf) tendrá que estar entre 20 y 80 ºC , la cual se calcula de la
siguiente manera:
Debido a que el fe se va a enfriar, es decir cede calor y el agua se va a calentar,
es decir recibe calor. Como no puede salir calor del recipiente porque es
adiabático, el calor que pierde el agua tiene que ser el calor que gana el fe, por lo
tanto la relación será:
Q ganado por el H2O = - Q cedido por el Fe
Q es el calor que recibió o que entregó el cuerpo. Puede ir en cal o en Kcal.
(Según las unidades del calor específico). Si Q es ( + ) el cuerpo recibió calor ( se
calentó ). Si Q es ( - ) el cuerpo entregó calor. ( se enfrió).
El valor de calor cedido por el hierro, lleva un signo menos porque para el fe Tf es
menor que Ti y va a dar negativo. Igualando esta ecuación a cero, se tiene:
Q ganado por el H2O + Q cedido por el Fe = 0
Por lo tanto, se tienen 2 sustancias cualquiera, que inicialmente están a distinta
temperatura, las ponen en un recipiente adiabático y piden calcular la temperatura
final, se debe plantear siempre la siguiente relación:
402
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ECUACIÓN PARA
CALCULAR LA
TEMPERATURA
Q ganado + Q cedido = 0
Entonces, si ponen en contacto 1 kg de fe a 80 ºC y 1 kg de agua a 20 ºC la Tf
será: (El calor específico para el agua es
H ʹ‘
•°ð
y para el Fe es
K,H ʹ‘
•°ð
1kcal
0,1kcal
∙ 1kg ∙ RTf– 20°CS +
∙ 1kg ∙ RTf– 80°CS
kg°C
kg°C
)
0
1kcal
1kcal
0,1kcal
kcal
ž
TŸ−ž
∙ 20°CŸ + ž
T Ÿ − ž0,1
80°CŸ
°C
°C
°C
°C
0
Agrupando y operando términos semejantes se obtiene:
Despejando Tf se obtiene:
1,1kcal
ž
T Ÿ − R28kcalS
°C
T
28kcal
°C
1,1kcal
0
25,45°C
A continuación se mencionan algunos ejemplos prácticos de transformación de
energía:
Además de la fotosíntesis y la respiración, los organismos vivos han elaborado
otros medios importantes para transformar energía, por ejemplo la anguila
eléctrica puede producir descargas de varios centenares de voltios de potencia
eléctrica, a expensas de la energía química. Los destellos de las luciérnagas se
producen por más conversión de energía química en luz.
Sin embargo, existen otras formas menos perceptibles y más sutiles, según las
cuales la energía es utilizada y transformada por los organismos vivos por esto se
necesita energía para crear la gran complejidad que caracteriza la forma de un
organismo vivo y la gran diversidad morfológica de los diferentes especies de vida.
403
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Es así como en el proceso fotosintético se requieren 686 kilocalorías para
sintetizar 1 Mol de glucosa C6H12C6 a partir de una reacción fotoquímica entre el
gas carbónico (CO2) y el agua.
De igual manera, la energía almacenada en la molécula del ATP (Adenosín
Trifosfato) es utilizada para realizar un trabajo químico, como por ejemplo en la
ruptura de la glucosa (glucólisis), la cual libera 47 kilocalorías por cada mol.
También, la respiración en el ciclo de Krebs o de los ácidos tricarboxílicos libera
639 Kcal/mol en las mitocondrias de la célula, toda esta energía, como se dijo
anteriormente, es almacenada en la molécula del ATP, quién la utiliza
gradualmente para realizar transformaciones bioquímicas.
Los organismos vivos son ricos en información, la cual puede considerarse como
una forma de energía. Es una ley fundamental de la termodinámica que todos los
átomos y moléculas en el universo tienden inexorablemente a buscar el estado
más desordenado, con el menor contenido de energía, esto es, el estado de
máxima entropía.
Lección 42. Temperatura y energía como propiedad de la materia.
La temperatura de un cuerpo es una medida de su estado relativo de calor o frío,
se puede definir como la medida de la energía cinética promedio de las moléculas
en una sustancia dada y se expresa en grados62. El calor se define como63: “la
energía transferida entre un sistema y su entorno debido a la diferencia de sus
temperaturas”.
62
63
BRICEÑO, Carlos Omar. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA, 1993, pág. 682.
BROWN, Theodore y LEMAY, Eugene H. Química. Mexico D.F : Prentice Hall, 1987. pág. 895.
404
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El calor fluye de un cuerpo de temperatura más alta a otro de menor temperatura,
es decir que esta propiedad se puede definir como la propiedad que determina el
flujo de calor64.
La mayoría de los líquidos se expanden cuando se someten a un aumento de
temperatura, por ejemplo los termómetros de mercurio utilizan la expansión del
mercurio para medir el aumento de temperatura. Por lo tanto, cuando la
temperatura aumenta el mercurio se expande y sube por el tubo capilar.
La escala más utilizada en los estudios científicos y más empleada a nivel
internacional es la Celsius, denominada de esta forma en honor al astrónomo
sueco Anders Celsius. En esta escala se le asigna el 0°C al punto normal de
congelación del agua y de 100°C al punto normal de ebullición del agua, de esta
forma, cuando el termómetro es introducido en una mezcla de hielo agua, el
mercurio ascenderá hasta la marca de 0°C, pero si por el contrario se sumerge en
un recipiente que contiene agua en ebullición a presión atmosférica, el mercurio se
elevará hasta marcar 100°C. Las marcas del termómetro son fijas y se dividen en
100 partes iguales cada una de las cuales representa un grado, esta escala se
conoce como Centígrada.
Otra escala muy conocida es la Fahrenheit, denominada así en honor a G. Daniel
Fahrenheit un alemán constructor de instrumentos. En la escala Fahrenheit el
punto normal de congelamiento del agua es 32°F y el punto normal de ebullición
del agua es 212°F.
Para
interconversión
entre
esta
escala y la Celsius se utiliza la
siguiente relación matemática:
°C=5/9RR°w U QgSS
°C=5/9
64
GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996.
pág. 436
405
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La escala Kelvin también es muy utilizada en los trabajos científicos, denominada
así por William Thompson Kelvin, un físico británico que la diseñó en 1848. (5). El
origen de esta escala es 273,15, también llamado cero absoluto, de manera que
la equivalencia entre la escala absoluta y la Celsius viene dada por la expresión
siguiente:
K °CT273
Por último la escala Rankine, ideada
Figura 35 Escalas de temperatura, adaptado de Fuente no
especificada
por el escocés William John Mcquorun
Rankine (1820-1872), se relaciona con la escala Celsius mediante la expresión:
°R 460T°F
A continuación encontrará algunos ejemplos de conversión de unidades de
temperatura:
Ejemplo 1:
Un cuerpo presenta una temperatura de 40°C expresar este valor en °F y Kelvin.
Solución:
1. Reemplazar el valor de 40°C en la ecuación de grados Fahrenheit:
°F = 9/5 °C + 32
°F=9/5 (40°C) + 32 =104 °F
2. Para desarrollar la segunda parte se debe reemplazar el valor de los grados
centígrados en la ecuación de grados Kevin, de tal forma que:
K=°C + 273 por lo tanto, K= 40°C + 32 = 72 K
Ejemplo 2:
Expresar 25 °F en grados centígrados y grados Kevin.
1. Despejar °C de la ecuación de grados Fahrenheit , de tal forma que:
406
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°C=5/9(°F-32)
2. Reemplazar el valor de °F en la ecuación anterior:
°C=5/9 (25-32)=-3.8°C
Para determinar grados kelvin, podemos utilizar el valor hallado de °C
reemplazarlo en la siguiente ecuación:
y
K = °C + 273 de tal forma que:
K=-3.8°C+273=269,2 K
Energía como propiedad de la materia
Se ha tomado como ejemplo la mecánica, por ser la parte de la física que estudia
la fuerza y los movimientos y por tanto necesita establecer toda la relación
secuencial de parámetros involucrados con la energía.
En primer lugar se puede decir que fuerza, es el empuje o tirón que se ejerce
sobre un cuerpo; se trata de una magnitud vectorial y por consiguiente se
caracteriza por tener magnitud, dirección y sentido.
Ahora se deben tener en cuenta las leyes de Newton sobre el movimiento, las
cuales se enuncian brevemente, a continuación:
Para que un cuerpo posea una aceleración debe actuar sobre él una fuerza.
Cuando una fuerza actúa sobre un cuerpo le comunica una aceleración en la
misma dirección y sentido que la fuerza, directamente proporcional a esta e
inversamente proporcional a la masa.
A toda fuerza (acción) se le opone otra (reacción) igual y opuesta de la misma
magnitud y dirección, pero de sentido contrario.
FUERZA = MASA * ACELERACIÓN
407
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Teniendo en cuenta las unidades del S.I., la fuerza quedará expresada en newtons
(N) cuando la masa está en kilogramos (kg) y la aceleración en metros sobre
segundos al cuadrado (m/s2).
Una fuerza realiza un trabajo sobre un cuerpo cuando actúa contra otra que tiende
a impedir el movimiento de dicho cuerpo. El trabajo es una magnitud escalar.
TRABAJO = FUERZA * DISTANCIA
El S.I. utiliza el joule (J) como unidad para el trabajo; esto implica que la fuerza
debe estar expresada en Newton (N) y la distancia en metros (m).
Retornando una vez más la interpretación de la energía como la capacidad de
realizar un trabajo, las unidades de la energía deben ser las mismas que las del
trabajo, y la energía por lo tanto será una magnitud escalar.
La energía potencial, puede evaluarse entonces:
ENERGÍA POTENCIAL = MASA * GRAVEDAD * ALTURA = mgh
Y la energía cinética como:
ENERGÍA CINÉTICA = (1/2) * MASA * VELOCIDAD = 1/2 mv2
Conservándose en ambos casos las unidades.
Como concepto derivado se puede considerar la potencia, que es el trabajo
realizado por unidad de tiempo.
POTENCIA MEDIA = TRABAJO REALIZADO / TIEMPO GASTADO EN
REALIZARLO
La unidad de potencia es el vatio (W) y corresponde a un joule sobre segundo. Es
por esto que el trabajo puede expresarse en unidades de potencia por unidades
de tiempo; tal vez la más común kilovatios-hora
Con el fin de estudiar los cambios de energía asociados a las reacciones
químicas, es importante definir el sistema o la parte del universo que es de
408
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interés. En química los sistemas corresponden a las sustancias que están
implicadas en los cambios químicos y físicos. Por ejemplo en un proceso de
neutralización ácido-base, en el que el sistema es un recipiente que contiene 50
mL de HCl al cual se le adicionan 50 mL de NaOH. Los alrededores
corresponden al resto del universo externo al sistema. A nivel atómico, el sistema
podría ser un solo átomo o molécula y los alrededores serían los átomos o
moléculas cercanos a él.
Existen tres tipos de sistemas: sistema abierto, el cual puede intercambiar masa
y energía, generalmente en forma de calor con sus alrededores. Por ejemplo, una
cantidad de agua en un recipiente abierto, corresponde a un sistema abierto
(figura 8-a). Si el recipiente se cierra, de tal forma que el vapor de agua no se
escape o condense en el recipiente, se crea un sistema cerrado (figura 8-b), el
cual permite la transferencia de energía pero no de masa. Si el agua se coloca en
un recipiente totalmente aislado, se crea un sistema aislado (figura 8-c) que
impide la transferencia de masa o energía.
Figura 36. Ejemplo de diferentes sistemas termodinámicos
(http://ingenieriaelectrica3.blogspot.com/2010/04/concepto-de-termodinamica.html)
La combustión del hidrógeno con oxígeno es una de las reacciones químicas que
libera una gran cantidad de energía, la siguiente ecuación química representa la
reacción:
409
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En este caso la mezcla de hidrógeno, oxígeno y agua se considera el sistema, y el
resto del universo como los alrededores. Debido a que la energía no se crea o
destruye cualquier perdida de energía por la reacción es absorbida por los
alrededores. De tal forma que el calor liberdo en el proceso de combustión es
transferido del sistema a sus alrededores. Esta reacción corresponde a un
proceso exotérmico, en el cual se transfiere energía del sistema a los
alrededores.
Caso opuesto ocurre en la reacción de descomposición del óxido de mercurio
(HgO) que se lleva a cabo a altas temperaturas, la reacción se presenta en la
siguiente ecuación:
Esta reacción ejemplifica un proceso endotérmico, en el cual los alrededores
deben suministrar calor al sistema (HgO).
Lección 43. La energía, los cambios de estado
Cambios de estado:
Los cambios de estado o transformación de una fase a otra, ocurren cuando se
suministra o retira energía del sistema. Estos cambios son físicos y se distinguen
porque el orden molecular se altera. En la fase sólida las moléculas tienen el
máximo ordenamiento, mientras que en la fase gaseosa tienen el máximo
desorden. En la figura 13 se aprecia los cambios de fase que presenta la materia.
410
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Figura 37. Cambios de estado que presenta la materia (fuente: http://quimica5b.blogspot.com/)
A continuación se explica en que consite cada uno de estos procesos:
Equilibrio líquido-vapor:
En un líquido, las moléculas se encuentran en movimiento que no es del todo libre
comparado con las moléculas gaseosas. Debido a que los líquidos tienen mayor
densidad que los gases, la velocidad de colisión de las moléculas es mayor en la
fase líquida que en la fase gaseosa. Cuando las moléculas de un líquido ganan la
suficiente energía cinética para escapar a la superficie, sucede un cambio de fase.
Cuando el líquido se transforma en un gas ocurre un proceso de evaporación o
vaporización. A medida que aumenta la temperatura, aumenta la energía,
cinética, y por lo tanto más moléculas pasan a la fase gaseosa.
Cuando las moléculas de la fase de vapor pasan a la fase líquida, ocurre un
proceso de condensación o cambio de fase gaseosa a fase líquida. Esto
sucede cuando las moléculas de la fase de vapor chocan con la superficie del
líquido, quedando atrapadas por las fuerzas intermoleculares del líquido. Cuando
las velocidades de condensación y evaporación se igualan ocurre un equilibrio
411
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dinámico, aquí la presión de vapor medida, se conoce como presión de vapor
de equilibrio, con frecuencia se le denomina presión de vapor, la cual aumenta
con la temperatura (gráfica 2).
Gráfica 20 Aumento de la presión de vapor con la temperatura para tres
líquidos. (Adaptado por la autora de Chang & College, 2002, pág. 446)
El calor molar de vaporización (∆Hvap) es una medida de la intensidad de las
fuerzas intermoleculares que se ejercen en un líquido. Esta propiedad se define
como la energía (unidad kilojoules) necesaria para evaporar un mol de un líquido.
El calor molar de vaporización se relaciona directamente con las fuerzas de
atracción que existen en las moléculas del líquido, si estas son altas se necesita
mucha energía para que las moléculas pasen de la fase líquida a la fase de vapor,
por lo tanto, el líquido tendrá una presión de vapor relativamente baja y un elevado
calor de vaporización.
La presión de vapor de vapor P de un líquido y la temperatura absoluta T se
relacionan cuantitativamente por la ecuación de Clausius-Clapeyron65.
65
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 446.
412
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LnP -
ΔHvap
TC
RT
.
donde ln es el logaritmo natural, R es la constante de los gases (8.314 J/K mol), y
C es una constante. Esta ecuación se utiliza para calcular la presión de vapor de
un líquido a temperaturas distintas, conociendo los valores de
ΔHvap
(Tabla 6) y
P de un líquido a una temperatura dada, es posible calcular la presión de vapor del
líquido a otra temperatura.
Tabla 25 Calores molares de vaporización para líquidos selectos
(Adaptado por la autora de Chang & College, 2002, pág. 447)
ΔHvap
Sustancia
Punto de
ebullición*(°C)
Argón (Ar)
-186
6.3
Benceno (C6H6)
80.1
31.0
Etanol (C2H5OH)
78.3
39.3
Éter dietílico (C2H5OC2H5)
34.6
26.0
Mercurio (Hg)
357
59.0
Metano (CH4)
-164
9.2
Agua (H2O)
100
40.79
(kJ/mol)
*medido a 1 atm
A temperaturas T1 y T2, las presiones de vapor son P1 y P2, para lo cual se utiliza
la siguiente ecuación:
Ln
5H ΔHvap 1
1
U
5&
R
T& TH
Ln
5H ΔHvap TH UT&
5&
R
TH T&
413
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A continuación se muestra un ejemplo de la utilización de esta ecuación66:
El éter dietílico es un líquido orgánico muy inflamable que se utiliza como
disolvente. La presión de vapor del éter dietílico es 401mm de Hg a 18 °C.
Calcular su presión de vapor a 32 °C. En la tabla 6 se encuentra el valor de ΔHvap
para 26.0 kJ/mol=26000 J/mol.
RTA:
Se
reemplaza
los
valores
5
ΔHvap T1 −T2
Ln 51 = R
obteniendo:
T1 T2
2
Ln
dados
en
la
siguiente
ecuación
401 26000J/mol 291K − 305K
5&
8.314J/K∙mol R291KSR305KS
Se debe aplicar antilog a ambos lados de la ecuación (exen la calculadora)
401
=0.6106
P2
P2 =657mmdeHg
Se espera que la presión de vapor aumente con la temperatura, por lo tanto el
resultado es lógico.
Todos los líquidos tienen una temperatura a la cual empiezan a hervir,
denominada punto de ebullición, que es la temperatura a la cual la presión de
vapor de un líquido es igual a la presión externa y aumenta en la medida que
aumenta ∆Hvap .
EQUILIBRIO LÍQUIDO-SÓLIDO:
La transformación de un líquido en sólido se conoce como congelación y el
proceso inverso se denomina fusión. El punto de fusión de un líquido o el punto
de congenalción de un líquido, es la temperatura a la cual la fase sólido y líquida
coexisten en equilibrio.
El punto de fusión normal o congelación es la temperatura a la cual una sustancia
se funde o congela a 1 atmósfera de presión. Debido a que las moléculas enla
66
CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 448.
414
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fase sólida se encuentran más unidas que la fase líquida, se necesita más calor
para producir una transición sólido-líquido.
El calor molar de fusión (∆Hfus) es la energía necesaria (unidades kilojoules)
para fundir un mol de un sólido. En la tabla 7 se muestra los calores de fusión para
algunas sustancias, si se comparan los valores de calor molar de fusión y calor
molar de vaporización, se observa que el primero ( ∆Hfus) es menor que el segundo
(∆Hvap). Esto es debido a que las moléculas del líquido todavía están
estrechamente empacadas, y por lo tanto se requiere cierta energía para lograr el
reordenamiento del sólido al líquido. Por otra parte, si el líquido se evapora, las
moléculas se separan por completo y se necesita una cantidad considerablemente
mayor de energía para vencer las fuerzas de atracción.
Tabla 26 Calores molares de fusión para sustancias selectas
(Adaptado por la autora de Chang & College, 2002, pág. 452)
ΔHfus
Sustancia
Punto de
fusión*(°C)
Argón (Ar)
-190
1.3
Benceno (C6H6)
5.5
10.9
Etanol (C2H5OH)
-117.3
7.61
Éter dietílico (C2H5OC2H5)
-116.2
6.90
Mercurio (Hg)
-39
23.4
Metano (CH4)
-183
-0.84
Agua (H2O)
0
6.01
(kJ/mol)
*medido a 1 atm
El enfriamiento de una sustancia, tiene el efecto opuesto al calentamiento. Por
ejemplo en una muestra de gas en la medida que se elimine calor a una velocidad
415
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constate, su temperatura disminuye. En la medida que se forme el líquido, se
librea calor porque su energía potencial está disminuyendo.
El proceso de sobreenfriamiento, se da cuando un líquido se enfría
temporalmente por debajo de su punto de congelación, eliminando el calor a una
velocidad muy rápida, de tal forma que las moléculas no tienen la opción de
acomodarse en la estructura ordenada de un sólido. Un líquido sobreenfriado es
muy inestable, la adición de un pequeño cristal de la misma sustancia o la
agitación leve, hará que se solidifique con rapidez.
Las gráficas 3 y 4 muestran la representación de la temperatura de un sistema
físico en función del tiempo, cuando el sistema absorbe o libera un calor constante
por unidad de tiempo, a estas gráficas se le denomina gráfica de calentamiento
o enfriamiento.
Gráfica 21. Curva de Calentamiento Temperatura vs tiempo67
67
Tomado de:
http://www.kalipedia.com/ecologia/tema/calor-cambios-estado-calor.html?x=20070924klpcnafyq_281.Kes&ap=1
416
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Gráfica 22. Curva de calentamiento para una sustancia, Temperatura vs tiempo.68
EQUILIBRIO SÓLIDO VAPOR:
Los sólidos también experimentan procesos de evaporación, el paso de sólido a
vapor directamente se conoce como sublimación. El proceso inverso en el que
las moléculas hacen la transición de vapor directamente a sólido, se conoce como
deposición. Sustancias solidas como el naftaleno o el yodo se subliman con gran
facilidad. Debido a que las moléculas en la fase sólida están unidas con más
fuerza, la presión de vapor es menor que la del líquido correspondiente. La
energía que se requiere para sublimar un mol de un sólido, recibe el nombre de
calor molar de sublimación (∆Hsub), y es igual a la suma de los calores molares
de fusión y vaporización.
ΔHsub ΔHfus+ΔH
+ΔHvap
68
POZUELO DE DIEGO, Javier. UNIVERSIDAD CARLOS III DE MADRID. Sólidos, líquidos y disoluciones. [en línea]
<http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material%20de%20clase/tema4a.htm> [citado en
23 de Septiembre de 2008]
417
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Esta ecuación corresponde a una demostración a la ley de Hess. La entalpía para
todo el proceso es la misma si la sustancia pasa directamente de sólido a vapor, o
si pasa de sólido a líquido y luego a vapor. Esta ecuación es valida cuando los
cambios de fase suceden a la misma temperatura, de lo contrario esta ecuación se
considera una aproximación
A continuación se muestra un ejemplo de cómo calcular el cambio de energía
total, cuando una sustancia se calienta y experimenta un cambio de fase:
Ejemplo:
Calcular en kilojoules, la cantidad de energía necesaria para calentar 346 g de
agua líquida a 0 °C a 182 °C. Suponga que el calor específico del agua es 4.184
.
J/g °C .
RTA:
Para resolver el ejercicio se debe hacer en tres pasos:
1. Para el calentamiento del agua de 0 °C a 100 °C se debe utilizar la
ecuación:
q1 = ms ∆t
=(346g)(4.184J/g °C)(100 °C - 0 °C)
=1.45 x 105 J
=145 kJ
2. Evaporación de 346 g de agua a 100 °C. El ΔHvap del agua =40.79 kJ/mol,
de modo que:
q2=346gdeH2O
1moldeH2O
18.02gdeH2O
40.79kJ
783kJ
1moldeH2O
3. Calentamiento del vapor desde 100 °C hasta el 182 °C
q3= ms ∆t
q3= (346 g) (1.99J/g.°C)(182°C-100°C)
418
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q3= 5.65 x 104 J
q3= 56.5 kJ
la energía necesaria para todo el proceso está dada por:
qglobal= q1+ q2+ q3
qglobal=145 kJ+783 kJ + 56.5 kJ
qglobal=985 kJ
419
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Lección 44. Calorimetría
La calorimetría es una técnica de análisis térmico que permite medir los cambios
energéticos de una sustancia en presencia de un material de referencia. Se aplica
en casos como el estudio de polímeros, de productos farmacéuticos y de
alimentos.
Mediante la calorimetría se puede medir el calor en una reacción química o un
cambio físico usando un instrumento llamado calorímetro. Pero también se puede
emplear un modo indirecto calculando el calor que los organismos vivos producen
a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en
organismos terrestres), y del consumo de oxígeno.
Donde, ∆U = cambio de energía interna.
Como la presión no se mantiene constante, el calor medido no representa el
cambio de entalpía
Calorimetría a presión constante: Medición de ∆H
El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el
trabajo realizado:
q=∆U-w
Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el cambio de
entalpía.
q= ∆H=Hfinal-Hinicial
Sustancia es su capacidad calorífica específica, o simplemente su calor
específico. El calor específico de una sustancia se puede determinar
experimentalmente midiendo el cambio de temperatura, ∆T, que experimenta una
masa conocida, m, de la sustancia cuando gana o pierde una cantidad específica
de calor, q:
Calor específico = cantidad de calor transferido / gramos de sustancia x
cambio de temperatura
420
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Calor específico = q / m x ∆T
CALORIMETRÍA A PRESIÓN CONSTANTE
Las técnicas y equipos empleados en calorimetría dependen de la naturaleza del
proceso que se el caso de muchas reacciones, como las que ocurren en solución,
es fácil controlar la presión para poder medir ∆H directamente (recuerde que ∆H =
qp). El calor ganado por una solución, qsln, se calcula fácilmente a partir de la
masa de la solución, su calor específico y el cambio de temperatura:
qsln = (calor específico de la solución) x (gramos de solución) X ∆T
En el caso de soluciones acuosas diluidas, el calor específico de la solución es
aproximadamente igual al del agua, 4,18 J/g-K.
Dado que el calorímetro impide la ganancia o pérdida de calor respecto al entorno,
el calor que la solución gane deberá producirse a partir de la reacción química que
se estudia. Por tanto, el calor de la reacción qr, deberá ser igual en magnitud y
opuesto el signo a qsln:
qr = -qsln = -(calor específico de la solución) x (gramos de solución) x ∆T
Como es natural, un aumento de temperatura (∆T positivo) implica que la reacción
es exotérmica (qr negativo).
421
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Lección 45. Ley de Hess y Entalpías estándar de formación
LEY DE HESS
Esta ley establece que si una reacción se lleva a cabo en una serie de etapas, la
∆H para la reacción debe ser igual a la suma de los cambios de la entalpia para
cada etapa en particular. Los cambios de la entalpia total para el proceso son
independientes del número de etapas o de la naturaleza particular de la vía por la
cual la reacción se lleva a cabo.
La ley de Hess es muy útil para calcular los cambios en la energía que son difíciles
de medir en forma directa. Para el caso, no es posible medir en forma directa el
calor de combustión del carbono cuando forma monóxido de carbono
La combustión de un mol de carbono con
H
&
Mol de O2 no solo produce CO sino
también CO2 y algo de carbono que no reacciona. Sin embargo, el calor de la
reacción en la cual se forma CO puede determinarse como se muestra a
continuación:
EJEMPLO 1:
Calcule la entalpia estándar de formación del acetileno (C2H2) a partir de sus
elementos:
Las ecuaciones para cada etapa y los cambios de entalpia correspondiente son:
422
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RTA: Debido a que se quiere obtener una ecuación con los elementos C e H2
como reactivos y C2H2 como producto, que lo que presenta la síntesis de acetileno
a partir de sus elementos, es necesario eliminar O2, CO2 y H2O de las reacciones
a) b) y c) se observa que c) contiene 5 moles de O2 4 moles de CO2 y 2 moles de
H2O primero se invierte c) para tener C2H2 del lado de los productos:
A continuación se multiplica a) por 4 y b) por 2 y se efectua la suma 4 a) + 2 b)
+d)
Después de multiplicar las ecuaciones quedan:
La suma quedará:
423
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Debido a que la ecuación anterior representa la síntesis de C2H2 a partir de sus
elementos se tiene que ∆Hf° (C2 H2 )=
°
∆Hreacción
mol
T226,6kJ/mol. Cuando la ecuación
°
se divide entre dos el valor de ∆Hreacción
es la mitad.
Ejemplo 2.
El calor de combustión de C a CO2 es -393,5 kJ/mol de CO2, mientras que para
la combustión de CO a CO2 es -283 kJ/mol de CO2. Calcular el calor de
combustión de C a CO2.
RTA:
Se plantea primero las dos reacciones de combustión y luego se cambia la
reacción de CO, de tal manera que este último sea el producto.
Las dos ecuaciones se escriben de la siguiente forma:
Se puede observar que se multiplicó la primera ecuación por 2, para poder
suprimir los términos (CO2), los valores de ∆H también se multiplican por 2 . Se
debe tener en cuenta que cuando las reacciones se invierten, el signo de ∆H para
el proceso contrario, es el opuesto del valor original.
Como lo solicitado es el calor de combustión de C(s) para formar CO(g) y debido a
que en la reacción anterior se aprecia que 2 moles de C(s) producen 2 moles de
CO(g) para dar respuesta a lo solicitado se multiplica por ½ el valor obtenido de
∆H por lo tanto se obtiene: ½ (-221,0 kJ) = -110,5 kJ, este resultado es el calor de
combustión del C(s) para formar CO(g).
Calores o Entalpias de Formación (∆HF)
Se define como la cantidad de calor que se absorbe o libera cuando se forma 1mol
de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados normales o stándar,
424
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por ejemplo, a 25°C y a 1 atmósfera de presión el estado normal del hidrógeno es
el de gas puro. Para simplificar los cálculos, se adopta la siguiente conversión.
La entalpía de un elemento en estado puro o stándar es siempre cero.
En la tabla 8 se dan los calores de formación de algunos elementos a T= 25°C.
Tabla 27 Entalpias estándar de formación a 25°C
SUSTANCIA
∆HF (cal / mol)
H2O(l)
-68300
CO2(s)
-94000
CH4(s)
-17900
C2H6(g)
-20200
C3H8(g)
-24800
C6H6(l)
+12300
C2H5OH(l)
-66300
C2H2(g)
+55300
C (diamante)
+500
NH3(s)
-11000
HCl(g)
-22100
C6H12O6(s)
-300800
Calor de Reacción o Entalpía de Reacción
Es la cantidad de calor que se absorbe o libera en una reacción química, tiene que
ver con el cambio de entalpía que acompaña la reacción.
A partir de las entalpías de formación, se puede calcular la entalpía de reacción
química, de acuerdo a la primera ley de la termodinámica, se tiene:
Cambio de entalpía de la
reacción
suma de las entalpías
de
formación
de
=
suma de las entalpías de
-
los formación de los reactantes
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productos
∆Hreacción = Σ∆HF(productos) - Σ∆HF(reactantes)
Ejemplos:
1, Calcular el ∆Hreacción a 25°C para la siguiente reacción (en cal, kcal, Jul y
kilojulios).
2C2H6(g)+ 7O2
4CO2(g) + 6H2O(l)
Observe que la ecuación ya está balanceada, primero, consultamos las entalpías
de formación de estas sustancias, en la tabla 8.
∆HF (C2H6) = -20.200 cal/mol
∆HF (O2) - 0 cal/mol (estado puro)
∆HF (CO2) - - 94000 cal/ mol
∆HF (H2O) = - 68300 cal/mol
Aplicando la ecuación anterior y teniendo en cuenta su estequiometria, tenemos:
∆Hreacción= [4 ( -94000) +6( -68300) ] – [7 (0) +2(-20200)]
∆Hreacción= [-785800] - [-40400] = - 745400 calorías
-715400calx1kcal/1000cal -745,4kcal
745400 cal x 4,18 julios/1cal = - 3175772 julios = -3115,77 Kilojulios
RTAS: El calor de la reacción es:
a. - 745400 cal
b. - 745,4 Kcal
c. – 3115772 J
426
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d. – 3115,77 KJ
Calor de Combustión
Se define como el cambio de entalpía que acompaña una reacción de combustión
ó también, es la cantidad de calor que se libera cuando 1 mol de una sustancia es
completamente oxidada hasta CO2 y H2O.
Los calores desprendidos en la combustión completa con oxígeno de algunos
compuestos orgánicos se han calculado quemando estas sustancias en una
bomba calorimétrica de combustión.
Este método permite determinar la energía bruta de varias sustancias
alimenticias, que es necesaria en la fijación del valor energético de los alimentos
en la tabla 9, se indican los valores de energía bruta ó calores de combustión,
correspondientes a compuestos orgánicos y a varios artículos alimenticios.
Tabla 28. Valores de combustión de compuestos orgánicos a 25°C.
SUSTANCIA
FORMULA
∆H
SUSTANCIA
(cal/mol)
NUTRITIVAS
∆H(cal/gr)
Metano(g)
CH4
212800
Sacarosa
3,96
Etano (g)
C2H6
372820
Almidón
4,23
Propano
C3H8
530600
Grasa
(manteq.)
9,21
Sacarosa (s)
C12H22O11
1348900
Manteca
9,48
Metanol (1)
CH3OH
173670
Harina de
Maíz
4,43
Etanol (1)
C2H5OH
326700
Avena
4,68
Ácido Acético (1)
CH3COOH
208340
4,54
D-Glucosa(s)
C6H12O6
673000
Salvado de
trigo
Forraje de
Maíz
4,33
A través de los calores de combustión, se puede obtener directamente calores o
entalpías de formación de muchos compuestos orgánicos, tal como ilustra el
siguiente ejemplo:
427
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A partir del calor de combustión del Acido Acético dada en la tabla 24, calcular la
entalpía ó calor de formación de este compuesto a 25°C.
DATOS
∆Hcomb. = -208340 cal/mol
INCOGNITA
∆HF(CH3COOH) = ?
∆HF (O2) = 0
∆HF (CO2) = - 94000 cal/mol
∆HF (H2O) = - 68300 cal/mol
Primero se plantea y balancea la reacción de combustión del CH3COOH, además,
se colocan los valores de las entalpías de formación, deba de cada compuesto.
Luego, escribimos la ecuación del calor de reacción es decir:
∆Hreacción =Σ∆HF(productos) - Σ∆HF(reactantes)
Por Io tanto, tenemos:
-208340=2(-94000) + 2(-68300)l – [2(0) + x]
c. Despejando el valor de x, obtenemos:
RTA: X = ∆HF (CH3COOH) = -116260 cal/mol
PROBLEMAS RESUELTOS
1. La ecuación termoquímica del calor de combustión de la glucosa es:
1C6H12O6 (s) + 6O2(g)
6CO2(g) +6H2O(l)
428
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∆H= -673000 cal/mol
a. Calcular el calor liberado (en Kcal, Julios y BTU) cuando se queman 200
miligramos de glucosa en una bomba colorimétrica.
Se debe tener en cuenta lo siguiente:
1 gramo = 1000 mg
Peso mol Glucosa - (6x12) + (1x12) +( 96x16) - 180 g/mol
1 mol de glucosa libera 673000 calorías.
Por lo tanto, los 200 mg liberarán:
200mg×
1mol gluc -673000cal
1g
×
×
180g
1 mol gluc
1000mg
= -747,777 calorías. Pero: 1Kcal=1000 cal ; 1 cal = 4,18 Julios ; 1 BTU=252 cal
Luego:
-747,77 cal×
-747,77cal×
1Kcal
= - 0,747 Kcal
1000cal
4,18 Jul
= -3125,67 Julios
1 cal
-747,77cal×
1 BTU
=-2,968 BTU
252 cal
b. Determinar la entalpía de formación de 1 mol de glucosa
429
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Por lo tanto:
-673000=[6(-94000) + 6(-683000)] [6(0) + x]
Resolviendo:
RTA: X - ∆HF(C6H12O6 )= - 300800 cal
2. Teniendo en cuenta los valores de combustión de la tabla 10. Calcular el calor
que se liberará (en Kcal) cuando se queman completamente en un calorímetro.
a. 2 moles de sacarosa (C12H22O11)
b. 2kg de grasa de mantequilla
c. 2Kg de salvado de trigo
1 mol de sacarosa: (12x12) + (22x1) + (11x16)= 342g/mol
a. 342 g/ mol x 2 mol x 3,96 cal/ g = 27,08 cal=0,027 Kcal
b. 2000 g x 9,21 cal/ g= 18420 cal=18,42 Kcal
c. 2000 g x 4,54 cal/ g = 9080 cal = 9,08 kcal
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BIBLIOGRAFÍA
1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE ANTIOQUÍA, Sede Medellín. [En línea]
http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/sedes/medellin/q1060/lecciones/cap1/medici
on.htm.
2. Brown, Theodore L. y Lemay, H. Eugene. Química. Mexico D.F : Prentice
Hall, 1987.
3. Chang, Rymond y College, Williams. QUÍMICA. Mexico, D. F : Mc Graw-Hill
Interamericana, S.A, 2002. pág. 732.
4. Menchaca, Arturo. El discreto encanto de las partículas elementales. [En línea]
[Citado el: 4 de Noviembre de 2010.]
http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/068/htm/sec_5.h
tm.
5. www.how-to-study.com/.../escalas-de-temperatura/. [En línea] http://www.howto-study.com/study-skills/es/matematicas/65/escalas-de-temperatura/.
6. BRICEÑO, CARLOS OMAR. QUIMICA. QUIMICA. BOGOTÁ : EDUCATIVA,
1993, pág. 682.
7. Granados Moreno, Jairo Enrique y García, José Anselmo. Fisicoquímica
Aplicada. Bogotá : Arfo Editores Ltda, 1996.
8. www.textoscietificos.com. [En línea]
http://www.textoscientificos.com/energia/combustibles/gaseosos.
9. CURTIS, HELENA. BIOLOGÍA. Buenos Aires : Panamericana, 2001.
10. FisicaNet. www.fisicanet.com.ar. [En línea] 07 de 06 de 2010.
http://www.fisicanet.com.ar/energias/gases/en01_gas_natural.php.
11. Wikimedia Foundation. WIKIPEDIA la enciclopedia libre. [En línea] 8 de Julio
de 2009. http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica.
12. RODRÍGUEZ, DOLFFI. [En línea] 16 de OCTUBRE de 2010.
http://cmapspublic.ihmc.us/rid=1HSCKCPMT-230GHY91GTW/RAMAS%20DE%20LA%20QU%C3%8DMICA.cmap.
431
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD
Escuela de Ciencias Básicas Tecnologías e Ingenierías
Contenido didáctico del curso Estructura de la Materia
13. Curtis, Helena. Biología Secciones y Capitulos. [En línea]
http://iescarin.educa.aragon.es/estatica/depart/biogeo/varios/BiologiaCurtis/Indice
%20de%20secciones.htm.
14. —. Biología. Biología. Motevideo, Uruguay : panamericana, 2001, pág. 183.
15. [En línea] http://www.ptable.com/.
16. SICO. [En línea]
http://www.sicocv.es/pdf/lufft/Medici%C3%B3n%20de%20la%20Temperatura.pdf.
17. Hilda. de conceptos.com. [En línea] 27 de Abril de 2010.
http://deconceptos.com/ciencias-naturales/viscosidad.
18. [En línea] http://arturobola.tripod.com/conducti.htm.
19. Helmenstine, Anne Marie. About.com:chemistry . [En línea]
http://translate.google.com.co/translate?hl=es&sl=en&tl=es&u=http%3A%2F%2Fc
hemistry.about.com%2Fod%2Fchemistryglossary%2Fa%2Fmeltingpointdef.htm&a
nno=2.
20. FIBAO. MEDICINA MOLECULAR. [En línea] 17 de Octubre de 2007. [Citado
el: 21 de Octubre de 2010.] http://www.medmol.es/temas/57/.
21. www.elergonomista.com. [En línea] 2004.
http://www.elergonomista.com/quimica/tcm.html.
22. [En línea] http://materias.unq.edu.ar/qui01/silvina/seminarios/LyS.doc.
23. [En línea]
http://www.salonhogar.com/ciencias/fisica/estados_materia/estado_liquido.htm.
24. Hernández, Aarón. monografias.com. [En línea] 2008.
http://www.monografias.com/trabajos16/propiedades-liquidos/propiedadesliquidos.shtml.
25. Almerares, Diana, y otros. monografias.comm. [En línea]
http://www.monografias.com/trabajos14/cambiosclimat/cambiosclimat.shtml.
26. Bureau Veritas. Master en gestion y auditoria ambiental. [En línea]
http://www.portalplanetasedna.com.ar/efecto_invernadero1.htm#efe.
27. Ramette, Richard W. EQUILIBRIO Y ANÁLISIS QUÍMICO. Mexico : Fondo
Educativo Interamericano , 1983.
28. Mortimer, Charles E. Química. México, D.F : Editorial Iberoamericana.
432
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD
Escuela de Ciencias Básicas Tecnologías e Ingenierías
Contenido didáctico del curso Estructura de la Materia
29. Universidad de Cordoba, Departamento de Fisica y Química Orgánica.
Modelos atómicos. [En línea] Septiembre de 2003.
http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModRuther
ford.aspx.
30. Kotz, John C, Treichel, Jr y Paul, M. Química y Reactividad Química.
México : Thomson.
31. Rodríguez Duran, Armando. BIOL 3503 - Ecología General . [En línea]
http://bc.inter.edu/facultad/arodriguez/cursos/biol3503/Intro_biol3503.htm.
32. Mecanismo de transferencia de calor. [En línea] [Citado el: 6 de Novimebre de
2010.] http://www2.udec.cl/~jinzunza/fisica/cap14.pdf.
33. http://www.xtec.cat/~rmolins1/textos/es/univers01.htm. [En línea] [Citado el: 3
de Noviembre de 2010.] http://www.xtec.cat/~rmolins1/textos/es/univers01.htm.
34. ERAZO PARGA, MANUEL. LAS TEORIAS COSMOLÓGICAS Y EL ORIGEN
DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. Bogotá : s.n., 2000. pág. 65.
35. WIKIMEDIA FOUNDATION. WIKIPEDIA la enciclopedia libre. [En línea] 8 de
Julio de 2009. http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica.
36. CHANG, Raymond y COLLEGE, Williams. Química. 7 ed. Mexico, D. F : Mc
Graw-Hill Interamericana, S.A, 2002. pág. 732.
37. AYRES, Gilbert H. Análisis químico cuantitativo. segunda. México D.F :
Ediciones del Castillo, S.A, 1970. pág. 740.
38. GRANADOS MORENO, Jairo. Fisicoquímica Aplicada. 1ed. Bogotá : Arfo
Editores Ltda, 1996. pág. 436.
433