Lección 1

M ateria, elementos Materia, elementos y compuestos y compuestos

INTRODUCCIÓN

Los avances en tecnología en los últimos dos siglos han sido más sorprendentes que en todos los siglos anteriores. La población del globo terráqueo se ha aumentado en más de cinco veces desde 1800 y la esperanza de vida se ha duplicado debido a la capacidad de sintetizar nuevos medicamentos cada día buscando el control de las nuevas enfermedades, se ha necesitado aumentar los rendimientos de los cultivos para alimentar tanta población. Han cambiado incluso las formas de transporte, el cual ha pasado del uso del caballo y animales de tiro a carros pequeños, automóviles veloces, trenes de vapor a trenes superconductores, pequeños barcos a grandes transatlánticos, pequeños aviones a aviones ultrasónicos veloces, todos estos cambios tratando de aprovechar cada vez más la energía del petróleo. Gran cantidad de artefactos básicos para la fabricación de todo lo nombrado anteriormente han sido fabricado con materiales poliméricos y cerámicos en lugar de madera y metal, ante los avances en la fabricación de materiales con propiedades muy especiales en ocasiones no encontradas en la naturaleza. De un modo u otro, todos estos cambios implican la química, el estudio de la composición, propiedades y transformaciones de la materia. Para comprender este campo, indispensable para entender el mundo moderno, se hará un bosquejo breve de la historia de la química con el objeto de conocer los revolucionarios aportes de los científicos de los primeros siglos en el conocimiento actual de la química. Antes de iniciar el estudio de la química, se hace necesario conocer el lenguaje universal para entenderla, de ahí que sea necesario definir algunos términos y establecer el sistema de unidades que se utilizará. Se presenta en este capítulo, la primera teoría importante sobre la estructura de la materia, la teoría atómica de Dalton, se define una serie de conceptos básicos como mol, peso atómico, fórmula química y ecuación química. Se desarrollan cálculos sencillos con base en las ecuaciones químicas.

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BREVE HISTORIA DE LA QUÍMICA

Para hablar de los comienzos de la química nos tenemos que remontar hasta el año 600 A.C., cuando el hombre preparaba medicinas y pinturas a partir de plantas, procedimientos que se desarrollaban de una manera totalmente empírica. También se trabajaban algunos metales con los cuales los artistas realizaban obras de arte y herramientas de trabajo. Se cree que el cobre fue el primer metal usado por el hombre en tiempos prehistóricos. Alrededor del 400 A.C. los griegos desarrollaron las primeras teorías sobre la estructura atómica. Se destacaron fundamentalmente dos de ellas, la más importante por ser apoyada posteriormente por Aristóteles, se basaba en el concepto de que todas las sustancias terrestres estaban compuestas de cuatro elementos básicos, tierra, agua, aire y fuego en variadas proporciones. La otra, el atomismo, establecía que la materia estaba compuesta de átomos. Platón, propuso además que los átomos de los elementos eran diferentes y podían transformarse unos en otros. Este desarrollo filosófico de la química por parte de los griegos, unido a los procedimientos artesanales de los egipcios, dio origen a la alquimia, la cual se extiende desde 300 A.C. hasta 650 D.C. Desarrollaron los alquimistas verdaderos laboratorios donde realizaban procesos químicos sencillos tales como la destilación. Los alquimistas dedicaron muchos siglos a la búsqueda de piedra filosofal, uno de los objetivos básicos de su trabajo. Esta piedra permitiría convertir cualquier metal en oro y curar todas las enfermedades. La alquimia pasó de los egipcios a los árabes alrededor del siglo XIII. Buscaban también los alquimistas el elixir de la vida el cual haría al hombre inmortal. Se desarrolló posteriormente, alrededor del siglo XVII y XVIII la teoría del Flogisto, elementos que contenían todas las sustancias que podían usarse como combustible y que perdían durante el proceso de combustión, razón por la cual pesaban menos después de ser quemados. Poco tiempo duró la teoría la cual al igual que la alquimia carecía de soporte científico. Fue a finales del siglo XVIII cuando se iniciaron los primeros estudios importantes en química de alimentos. Se puede mencionar, el método por la conservación del vinagre por medio del calor realizado por Carl Wilhelmy Scheel hacia 1782. Igualmente en este mismo siglo se aislaron algunos compuestos químicos a partir de las frutas, ácido cítrico del limón y ácido málico de las manzanas. Robert Boyle criticó fuertemente a los alquimistas recalcando que la teoría química debería obtenerse a partir de la evidencia experimental, pero fue Antoine Lavoiser quien a finales del siglo XVIII, dio el primer paso en esta dirección y postuló la ley de Conservación de la masa, basándose por primera vez en el resultado experimental obtenido con un instrumento de medida, la balanza.

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Elementos, compuestos y mezclas

Observando los objetos que nos rodean, encontrados que ellos están formados por uno o más de los 110 elementos que se conocen. Elemento

Es una sustancia fundamental que no puede ser químicamente separada o convertida en algo más simple. En otras palabras, los elementos son las formas más sencillas de la materia y a partir de las cuales se forman los compuestos. Se han identificado a la fecha 114 elementos, 82 de ellos se encuentran naturalmente en la Tierra, por ejemplo los elementos: Azufre (S); mercurio (Hg); plata (Ag). Cada elemento se distingue por su abreviatura. Los otros 32 han sido creados por científicos, como por ejemplo el Americio, (Am), el Plutonio (Pu). Ejercicio 1.

¿Cuál es la abreviatura para el elemento Sodio?, ¿Cloro? Ejercicio 2.

A partir de su nombre, determine cuantos símbolos de elementos de la tabla periódica puede descubrir. Ejercicio 3.

a) Las baterías utilizan el cadmio como elemento para producir la corriente. ¿Cuál es el símbolo del cadmio? b) Las aleaciones metálicas utilizan el antimonio en su composición. ¿Cuál es la abreviatura para este metal? c) Sabía Ud. que el americio se usa en los detectores de humo?. ¿Cuál es el símbolo de este elemento? Ejercicio 4.

¿Cuál es la diferencia en química cuando se utilizan estos símbolos CO y Co?. Explique: Compuesto

Es una especie constituida por átomos de dos o más elementos químicos unidos en proporciones fijas definidas. Un compuesto solo puede ser separado en sus constituyentes, los elementos, mediante medios químicos El Sodio (Na) y el Cloro (Cl) por ejemplo son dos elementos que se unen para formar la sal de mesa, un compuesto de formula química NaCl llamado cloruro de sodio. Cuando se forma cloruro de sodio, siempre la relación del elemento cloro al sodio es uno a uno y esta relación constante se mantiene, esto se conoce como una proporción definida.

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No todos los compuestos son tan sencillos como este, los elementos pueden unirse y formar enormes moléculas como las proteínas. Es difícil diferenciar a simple vista los elementos y los compuestos. Si usted observa un pedazo de metal, por ejemplo hierro (Fe) y un poco de sal de mesa (NaCl), no pueden decidir por sólo observación, cuál es el elemento y cuál es el compuesto, a no ser que se realice un análisis químico que permita separar los elementos que constituyen el compuesto. Los elementos y compuestos igualmente se mezclan en proporción no definida, por ejemplo, cuando se disuelve azúcar en agua, las proporciones que se mezclan pueden ser diferentes y siempre tendremos una mezcla de azúcar en agua. Mezclas

Una mezcla es un sistema material formado por dos o más sustancias puras no combinadas químicamente. En una mezcla no ocurre una reacción química y cada uno de sus componentes mantiene su identidad y propiedades químicas. No obstante, algunas mezclas pueden ser reactivas, es decir, que sus componentes pueden reaccionar entre sí en determinadas condiciones ambientales, como una mezcla aire-combustible en un motor de combustión interna. Los componentes de una mezcla pueden separarse por medios físicos como destilación, disolución, separación magnética, flotación, filtración, decantación o centrifugación. Si después de mezclar algunas sustancias, éstas reaccionan químicamente, entonces no se pueden recuperar por medios físicos, pues se han formado compuestos nuevos. Aunque no hay cambios químicos, en una mezcla algunas propiedades físicas, como el punto de fusión, pueden diferir respecto a la de sus componentes. En resumen, la materia puede presentarse como elemento, compuesto o mezcla (Figura 1). No es fácil diferenciarlos pero algunos ejemplos de uso común son fáciles de comprender. El alcohol que compramos en el supermercado es una mezcla de dos compuestos químicos etanol y agua.

Figura 1. Clasificación de la materia

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Los compuestos se diferencian de las mezclas porque su composición siempre es la misma y para separar los componentes de un compuesto hay que aplicar métodos químicos. Las mezclas pueden separase en sus componentes por métodos físicos y pueden ser heterogéneas u homogéneas, estas últimas se conocen como soluciones y sus propiedades son homogéneas en toda su extensión. La mayoría de la materia que nos rodea consiste de cuatro mezclas: La arena, la tierra, la leche al igual que la mezcla de nuestro cuerpo. Ejercicio 5.

Disuelva sal en agua: observe su mezcla. ¿Cómo la clasifica? ¿La puede distinguir de su mezcla de agua y azúcar? ¿Cómo la separa? Ejercicio 6.

En la siguiente figura, identifique ¿cuál de los dibujos representa un modelo de una mezcla, un compuesto puro y un elemento?

LEYES EMPÍRICAS

La química moderna se inició con la postulación de una serie de leyes empíricas, rompiendo con las especulaciones de los alquimistas. La ley de Conservación de la Masa

Figura 2. Calentamiento del polvo rojo de HgO, origina la descomposición produciendo mercurio líquido y oxigeno incoloro

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En la figura 2, la reacción 2HgO  2Hg + O2, fue realizada experimentalmente por Priestley quien por medio de este experimento aisló el oxígeno gaseoso en 1774. Este experimento fue también estudiado más adelante por Lavoisier, usando medidas cuidadosas de esta combustión en un sistema aislado, lo cual producía exactamente la misma masa del material de inicio. La ley de Conservación de la Masa establece: La masa ni se crea ni se destruye en una reacción química. Ejemplo 1.

Si 3.25g de nitrato de mercurio (II) (Hg (NO3)2) y 3.32g de ioduro de potasio (KI) se disuelven en agua y las soluciones se mezclan, una reacción química ocurre de inmediato porque se observa la formación de un sólido naranja insoluble el yoduro de mercurio (II) (HgI2). La mezcla de reacción produce 4.55g de ioduro de mercurio (II) y al evaporar el agua se obtienen 2.02g de nitrato de potasio (KNO3). Con estos resultados demuestre la Ley de Conservación de la Masa. Si se combinan las masas de los reactivos: 3.25g + 3.32g = 6.57g Para la combinación de los productos: 4.55g + 2.02g = 6.57g Así se observa la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos:

LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

En un compuesto químico puro, los elementos siempre están presentes en proporciones definidas de masa. Por ejemplo el agua, compuesto químico constituido por los elementos Hidrógeno y Oxígeno se encuentra en la relación de una parte en peso de hidrógeno a ocho partes en peso de oxígeno. Esto significa también que cuando el hidrógeno reacciona con oxígeno para producir agua, las cantidades relativas de hidrógeno y oxígeno son siempre las mismas. UNIDADES DEL SISTEMA SI

Para medir, es necesario disponer de unidades de medida. La comunicación entre los seres humanos exige el establecimiento de patrones para comparar y la adopción de convenciones alrededor de los sistemas de medición. Hoy en día se

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cuenta con el Sistema Internacional de Unidades (SI) perfeccionando paulatinamente por la Conferencia General de Pesas y Medidas (CGPM), integrada por representantes de todos los países signatarios de la Convención del metro. El SI es universalmente aceptado por la mayoría de los países, Colombia lo adoptó desde 1967. Las siete magnitudes físicas en las que se basa el sistema son longitud, masa, tiempo, intensidad de la corriente eléctrica, temperatura termodinámica, cantidad de sustancia e intensidad de luz (Tabla 1). Tabla 1. Unidades básicas del sistema SI.

Símbolo

Unidad básica en el SI

Símbolo de la unidad

Longitud Masa Tiempo

m M T

Metro Kilogramo Segundo

m kg s

Intensidad de la corriente eléctrica

I

Amperio

A

Temperatura termodinámica Cantidad de sustancia Intensidad de luz

T N Iv

Grado Kelvin Mol Candela

K Mol cd

Magnitud física

La razón por la que se ha seleccionado el metro, el kilogramo y el segundo, como unidades básicas de longitud, masa y tiempo (MKS) en lugar de centímetros, gramos, segundo (CGS), es que la unidad de trabajo (fuerza * distancia = masa * aceleración * distancia) es el Joule (kg*m2*s-2). Las demás magnitudes físicas también se pueden expresar en unidades del sistema SI que se deducen de las unidades básicas antes indicadas (Tabla 2). Tabla 2. Unidades derivadas del SI.

Magnitud física

Nombre de la unidad SI

Símbolo de la unidad

Definición

Fuerza Energía Carga eléctrica Potencial eléctrico Presión Capacidad eléctrica Resistencia eléctrica

Newton Joule Coulomb Voltio Pascal Faradio Ohmio

N J C V Pas F Ω

Kg*ms-2=Jm-1 N*m= kg*m2 s-2= CV= VAs As -1 -1 JA s = kg*m2 s3 A-1 1.013*105 Nm-2= 1.013 *105 Jm-3 CV-1 CA-1

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Convenio Universidad del Valle - Alcaldía de Santiago de Cali Tabla 3. Prefijos para las unidades SI

Factor

Prefijo

Símbolo

10

Deci

d

-2

10

Centi

cc

10

-3

Mili

m

10

-6

Micro

µ

Nano

n

-1

10

-9

10

Pico

p

10-15

Femto

f

10-18

Atto

a

10

1

Deca

da

10

2

Hecto

h

10

3

Kilo

k

10

6

-12

Mega

M

9

10

Giga

G

12

10

Tera

T

Ejemplo 2.

Exprese las siguientes cantidades en notación científica: a) El diámetro del átomo de sodio es 0,000000372 m En notación científica esta expresión se escribe como 372*10-9 m = 372 nm

b) La distancia de la tierra al sol es 150 000 000 000 m Esta medida corresponde a 1.5*1011 m Ejemplo 3.

Calcule el volumen de una molécula de metano (CH4) en unidades SI sí el radio molecular mide 1.62*10-8 cm. Si consideramos las moléculas de metano como esferas rígidas, su volumen se puede calcular con la fórmula: V= 4/3πr3 La unidad SI para el volumen es m3. ¿Cómo sabemos esto? El radio debe estar entonces en m. r= 1.62*10-8 cm x 1.00m/ 1.00 *102 cm = 1.62*10-10 m

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V (una molécula) = 4/3π (1.62*10-10 m)3 V molecular (CH4) = 1.78*10-29 m3 Algunas unidades de medida se han venido usando universalmente desde hace muchos años y aunque ellas no pertenecen al sistema SI se emplean frecuentemente. Entre ellas están: Caloría: Unidad de energía (cal) 1 cal = 4.18 J Atmósfera: Unidad de presión (atm) 1 atm = 1.013*105 Nm-2 Milímetro de mercurio: Unidad de presión (mm Hg) 760mmHg = 1 atm Grado Celcius: Unidad de temperatura (°C) T/°C = T/K -273.15 Ejemplo 4.

Calcule la aceleración centrípeta (a = v2/r) de una piedra atada a una cuerda que describe una circunferencia de radio (r) 0.5 m y se mueve con una velocidad de 20 m s-1 A partir de la ecuación dada, se calcula la aceleración a.

Ejemplo 5.

Calcule la fuerza de una masa de 450 kg que se mueve con una aceleración de 32.17 m s-2. Se calcula la fuerza mediante la ecuación: F = m * a Identifique las unidades a utilizar. Lo primero que debe hacerse es convertir los g a kg 450g × 1.00kg / 1000g=0.450 kg F = m * a = 0.450kg (32.17ms-2) F = 14.5 kg m s-2 F = 14.5 N

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TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Durante casi dos mil años, la teoría atómica (El Atomismo) permaneció como una simple especulación hasta que John Dalton propuso su teoría alrededor de 1803. Los postulados de La Teoría Atómica de Dalton son los siguientes: 1. Los elementos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2. Cada elemento se caracteriza por la masa de sus átomos. Los átomos del mismo elemento tienen la misma masa, pero átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes. 3. La combinación química de elementos produce diferentes sustancias y ocurre cuando los átomos se unen en relaciones de números simples. 4. La reacción química solo ocurre en el sentido que los átomos estén combinados; los átomos mismos no se cambian. Dalton con su Ley de Conservación de la masa propuso que los átomos son químicamente indestructibles, con esto apoya su teoría como válida. Es así como los mismos números y clases de átomos están presente en ambos lados: reactivos y productos por lo tanto las masas de los reactivos y los productos deben ser las mismas. La teoría atómica de Dalton era básicamente correcta en cuanto al cambio químico y logró explicar las leyes empíricas postula das hasta ese entonces y también predecir la Ley de las proporciones múltiples, al cual establece que cuando los compuestos diferentes se forman a partir de los mismos elementos, las masas de un elemento que reaccionan con una masa fija del otro guardan una relación de números enteros y pequeños. Sin embargo, algunos de los postulados eran incorrectos a la luz de los conocimientos científicos actuales. Ejemplo 6.

Los postulados de Dalton indican que la combinación química ocurre entre átomos en relación simple. Por ejemplo el nitrógeno y el oxígeno se pueden combinar en una relación de masas de 7:8 para producir la sustancia conocida como NO NO: 7g de nitrógeno por 8 g de oxígeno, relación de 7:8 NO2 Si la combinación se realiza en una relación de 7:16 Al comparar las relaciones de N:O, en el NO y NO2

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Figura 3. Ilustración de la ley de proporciones múltiples de Dalton.

Ejemplo 7.

El carbono y el oxígeno forman los compuestos CO y CO2. ¿Cuál es la relación de masa de oxígeno que se combina con una masa fija de carbono?. Con este ejercicio se confirma la ley de las proporciones múltiples. Como en ambos compuestos hay sólo un átomo de carbono, usamos su masa atómica 12.0 g para averiguar con cuanto oxígeno se combina. En el CO hay 16.0 g de oxígeno y en el CO2 hay 32.0 g de oxígeno y ambos se combinaron con 12.0 g de C entonces la relación de masas de oxígeno en cada compuesto que se combinan con 12.0 g de C es: 32.0 / 16.0 = 2.00

(ley de las proporciones múltiples)

Es una relación de un número entero y pequeño. MASAS ATÓMICAS

Se ha manejado la nomenclatura de identificar a los átomos por su abreviatura, sin embargo no solo su abreviatura les hace diferentes, sino que un elemento difiere de otro según el número de protones en sus átomos, este valor se conoce como el número atómico (Z), así todos los átomos del mismo elemento contienen el mismo número de protones, por ejemplo el átomo de hidrógeno tiene como número atómico 1, lo que significa que tiene 1 protón, el átomo de carbono tiene 6. Número Atómico Z = número de protones en el núcleo del átomo = número de electrones que rodea al núcleo El núcleo no solo contiene protones, contiene neutrones (N), la suma del número de protones y neutrones se conoce como el número de masa (A). Número de masa A = número de protones (Z) + número de neutrones (N) A=Z+N

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Con esta información se puede identificar un átomo

Ejemplo 8.

El uranio -235 es usado como combustible en las plantas nucleares. ¿Cuántos ? protones, neutrones y electrones tiene el átomo de Según la información el número atómico del U, es 92, tiene 92 protones, y 92 electrones, el número de neutrones será A-Z, esto es 235-92 = 143 neutrones. Ejemplo 9.

El elemento X es tóxico a concentraciones altas para los humanos, pero es esencial para la vida a concentraciones bajas. Identifique quién es X, cuyo átomo contiene 24 protones y escriba el símbolo para su isótopo con 28 neutrones. De la información se obtiene que Z= 24 porque posee 24 protones, e igual número de electrones. Si posee 28 neutrones, el número de masa correspondiente al isótopo es 24+ 28 = 52. Al buscar en la tabla periódica encontramos que corresponde al Cromo cuyo . símbolo es Cr, la identificación del isótopo será Ejercicio 7.

El isótopo del es un medicamento utilizado para diagnosticar desordenes pancreáticos. Cuántos protones, neutrones y electrones tiene? LA MATERIA

Es el término usado para describir a cualquier cosa con una presencia física, en otras palabras, todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. La masa

Se define como la cantidad de materia en un objeto. La unidad de masa en el sistema SI, es el kilogramo (kg) 1 kg = 1000 g = 1 x 103 g. Los átomos son tan pequeños que no se pueden observar a simple vista, por tanto es de esperarse que la masa de un átomo simple en gramos sea demasiado pequeña, de ahí que los químicos usan la unidad de masa atómica uma o también conocida como un Dalton (D)

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Una uma se define como exactamente un doceavo de la masa de un átomo de carbono 126C y es equivalente a 1.660 539 x 10-24 g.

Debido a que la masa del electrón de un átomo es despreciable comparada con la masa de su protón y neutrón, esta definición significa que los protones y neutrones tiene una masa casi exactamente 1 uma. Tabla 4. Comparación de las partículas subatómicas.

Partícula Electrón

Masa Gramos

Carga Umas

Culombios

e

9.109 382 x 10-28

5.485 799 x10-4

-1.602 176 x10-19

-1

Protón

1.67 622 x10-24

1.007 276

+1.602 176 x10-19

+1

Neutrón

1.64 927 x 10-24

1.008 665

0

0

LA MASA ATÓMICA DE UN ELEMENTO

Es el peso promedio de las masas isotópicas de los isótopos que ocurren naturalmente. Así por ejemplo el Carbón lo encontramos en la tierra como una mezcla con una abundancia natural del 98.89% y el , con una de dos isótopos, abundancia natural de 1.11%, por tanto la masa promedio de la colección de átomos es 12.011 uma. Masa atómica del Carbón = (Masa del ) (Abundancia del 12.011 uma.

) + (Masa del

) (abundancia del

)=

Ejercicio 8.

El cloro tiene dos isótopos naturales el con una abundancia natural del 75.77% y una masa isotópica de 34.969 uma, y el con una abundancia natural de 24.23% y una masa isotópica de 36.966 uma. Cuál es la masa atómica del Cloro? Revise su respuesta con la información de la tabla periódica. En una reacción química es necesario referirse al número de moléculas o iones que toman parte de la reacción, Es conveniente usar una unidad especial llamada mol.

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MOL

Un mol de cualquier sustancia es la cantidad cuya masa (su masa molar) es igual a la masa molecular o fórmula de la sustancia en gramos. Se define mol como la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de moléculas o unidades fórmula como átomos en exactamente 12 g de carbón-12. La pregunta ahora es ¿Cuántas moléculas hay en un mol? Experimentalmente se demuestra que un mol de cualquier sustancia contiene 6.022x1023 unidades formula, valor que se conoce como el número de Avogadro NA. El número de Avogadro de unidades fórmula de cualquier sustancia, esto es, una mol, tiene la masa en gramos igual a la masa molecular o fórmula de la sustancia. Ejemplo la masa molecular del HCl = 36.5 uma Masa molar del HCl = 36.5 g 1 mol de HCl = 6.022 x 1023 moléculas de HCl La masa molar actúa como un factor de conversión entre el número de moléculas y la masa. Si conoce la masa de una muestra, puede calcular cuantas moléculas hay, si conoce cuantas moléculas tiene, puede calcular la masa total. Es importante identificar la formula de la sustancia referida, por ejemplo 1 mol de átomos de hidrogeno, H, tiene una masa molar de 1.0 g/ mol, pero 1 mol de moléculas de H2, tiene una masa molar de 2.0 g/ mol. En cualquier ecuación química balanceada los coeficientes corresponden a cuantas moles de cada sustancia se requieren en la reacción. Ejemplo 10.

Cuál es la masa molecular de la sucrosa C12H22O11?. Cuál es la masa molar de la sucrosa en gramos por mol? La masa molar es la suma de las masas de los constituyentes, en este caso C: 12 uma; H: 1 uma; O: 16 uma. Carbono: 12 átomos

12 x 12.0 uma

= 144 uma

Hidrogeno: 22 átomos

22 x 1.0 uma

= 22 uma

Oxigeno: 11 átomos

11 x 16.0 uma

= 176.0 uma

Total

= 342.0 uma

Como la molécula de sucrosa tiene una masa de 342.0 uma, 1 mol de sucrosa tiene una masa de 342 g, así que la masa molar de la sucrosa es 342.0 g/mol EJERCICIO 9.

Calcule la masa molecular de las siguientes sustancias: a) C6H8O7 (ácido cítrico)

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b) C16H18N2O4S (penicilina G) NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA

En la actualidad, el número de compuestos conocidos por el hombre supera los 15 millones, por lo que es necesario disponer de un sistema para su nombramiento que esté fundamentado en reglas claras y concisas. Por esta razón se ha desarrollado el sistema de nomenclatura IUPAC que establece un conjunto de reglas claras para la denominación de cualquier compuesto químico. Para facilitar la comprensión del sistema IUPAC, los compuestos químicos se agrupan en Familias de Compuestos. FAMILIA DE LOS HIDRÁCIDOS O HALUROS DE HIDRÓGENO

Los compuestos denominados como “hidrácidos” son los que resultan de la combinación entre el hidrógeno y los “haluros” que son los elementos del Grupo VII de la tabla periódica. Los elementos de esta familia se caracterizan por su “carácter ácido” y, en consecuencia, el “grupo funcional hidronio, H+”. En esta familia de compuestos, el hidrógeno presenta una valencia o número de oxidación de “+1” y el halógeno de “-1”, excepto el sulfuro de hidrógeno (y el hidruro de oxígeno), H2S en donde la valencia del azufre es “-2”. Estos compuestos pueden nombrarse de dos formas, como haluros o como hidrácidos. Como Haluros

Esta denominación se usa cuando el compuesto se encuentra en su forma pura o gaseosa, no disuelto en agua. En este caso los compuestos se nombran agregando el sufijo –URO an nombre del halógeno y la terminación DE HIDRÓGENO. HBr HF

bromURO DE HIDRÓGENO fluorURO DE HIDRÓGENO

Como Hidrácidos

Se usa cuando los compuestos se hallan en solución acuosa. En se antepone la palabra ÁCIDO y el sufijo-HÍDRICO al nombre del halógeno. HBr HF

ÁCIDO fluorHÍDRICO ÁCIDO bromHÍDRICO

FAMILI A DE LOS ÓXIDOS

Este tipo de compuestos resultan de la combinación del oxígeno con cualquier otro elemento. En estos compuestos la valencia o número de oxidación del oxígeno es “-2”, mientras que la del otro elemento, es “la necesaria para equilibrar eléctricamente la molécula”. Para nombrarlos, simplemente se antepone la pala-

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bra “ÓXIDO” al nombre del elemento. En los casos en que un mismo elemento puede formar más de un óxido, se agrega al final del nombre, entre paréntesis y en números romanos, el número de oxidación del elemento en ese compuesto específico. Existen fundamentalmente dos tipos de óxidos, los metálicos y los no metálicos. Óxidos de elementos metálicos

Todos los metales solo pueden formar un tipo de óxido, a excepción de los metales de transición. Los elementos del Grupo I, cuyo número de oxidación es “+1”, forman óxidos del tipo X2O. Ejemplos de ellos son el óxido de litio, Li2O y el óxido de sodio, Na2O. Los elementos del Grupo II, cuyo número de oxidación es “+2”, forman óxidos del tipo XO. Algunos ejemplos de este tipo de compuestos son el óxido de magnesio, MgO y el óxido de calcio, CaO. La distinción entre los diferentes óxidos que un mismo elemento puede formar, se ejemplifica mediante los óxidos de Fe, Cr, y Cu: FeO Fe2O3 Cr2O3 CrO3 CuO2 CuO

Oxido de hierro (II) Oxido de hierro (III) Oxido de cromo (III) Oxido de cromo (VI) Oxido de cobre (I) Oxido de cobre (II)

Óxidos de elementos no metálicos Este tipo de elementos generalmente forman más de un tipo de óxido. En estos como en todos los óxidos, el número de oxidación del oxígeno es “-2”; y el del elemento no metálico, es el necesario para equilibrar eléctricamente la molécula. Alguno de los compuestos que se encuentran en este grupo son los óxidos de azufre (SO2, SO3), nitrógeno (N2O, NO2, N2O5) y carbono (CO, CO2).

Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 SO2 SO3 N2O NO2 N2O5

Óxido de cloro (I) Óxido de cloro (III) Óxido de cloro (V) Óxido de cloro (VII) Óxido de azufre (IV) Óxido de azufre (VI) Óxido de nitrógeno (I) Óxido de nitrógeno (IV) Óxido de nitrógeno (V)

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FAMILIA DE LOS HIDROXIÁCIDOS

Aquí se encuentran los compuestos resultantes de la combinación entre los “óxidos no-metálicos” y el agua. Los compuestos de esta familia tiene en común el carácter ácido y en consecuencia, el “grupo funcional hidronio, (H+)”. Los hidroxiácidos se nombran anteponiendo la palabra ÁCIDO al nombre del elemento no metálico. En los casos en que se presentan varios hidroxiácidos de un mismo elemento, se diferencian usando los prefijos HIPO, PER, OSO e ICO de acuerdo al estado de oxidación del no metal. Ácido nitrOSO Ácido nitrICO Ácido sulfurOSO Ácido sulfurICO Ácido HIPOclorOSO Ácido clorOSO Ácido clorICO Ácido PERclorICO

HNO2 HNO3 H2SO3 H2SO4 HClO HClO2 HClO3 HClO4

FAMILIA DE LAS SALES

Estos son los compuestos que resultan de la combinación de “ácidos” (hidrácidos e hidroxiácidos) y “bases”. Esta familia de compuestos es quizá la más numerosa en química inorgánica y se caracteriza por la naturaleza iónica de sus soluciones acuosas. Las sales que provienen de los “hidrácidos” se nombran como “HALUROS” del metal respectivo, mientras que las que provienen de los “hidroxiácidos” derivan su nombre del “ANION” correspondiente, la Tabla 5 presenta una lista de los aniones y cationes más comunes con sus respectivos nombres. En ambos casos, cuando es necesario distinguir entre dos sales diferentes de un mismo metal, se emplean números romanos: KCl CaS FeSO4 Fe2(SO4)2 NaI Na2SO3 Na2SO4

ClorURO de Potasio SulfURO de Calcio SULFATO de Hierro II SULFATO de Hierro III YodURO de Sodio SULFITO de Sodio SULFATO de Sodio

Tabla 5. Nombres y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos usados en nomenclatura de sales.

Catión

Anión

Aluminio (Al ) +

Bromuro, (Br-)

100 310

Convenio Universidad del Valle - Alcaldía de Santiago de Cali Catión

Anión

Amonio (NH4+)

Carbonato (CO2-3)

Bario (Ba )

Clorato (CIO-3)

Cadmio (Cd2+)

Cloruro (Cl-)

Calcio (Ca2+)

Cromato (CrO2-4)

Cesio (Cs+)

Cianuro (CN-)

Cr III o cromoso (Cr3+)

Dicromato (Cr2O2-)

Co II o cobaltoso (Co2+)

Monofosfato (H2PO-4)

Cu I o cuproso (Cu+)

Fluoruro (F-)

Cu II o cúprico (Cu2+)

Hidruro (H+)

H I o hidronio (H+)

Bicarbonato (HCO3)

Pb II o plumboso (Pb2+)

Bifosfato (HPO2-4)

Litio (Li )

Bisulfato (HSO-4)

Magnesio (Mg 2+)

Nitrato (NO-3)

Mn II o manganoso (Mn 2+)

Nitruro (N3-)

Hg I o mercurioso, Hg22+

Nitrito (NO-2)

Hg II o mercúrico (Hg2+)

Óxido (O2-)

Potasio (K+)

Permanganato (MnO-4)

Plata (Ag+)

Peróxido (O2-2)

Sodio (Na+)

Fosfat (PO3-4)

Estroncio (Sr2+)

Sulfato (SO2-4)

Sn II o estanoso (Sn2+)

Sulfuro (S2-)

Zinc (Zn )

Sulfito (SO2-3)

Fe II o ferroso (Fe2+)

Tiocianato (SCN-)

Fe III o férrico (Fe3+)

Hidróxido (OH-)

2+

+

2+

Yoduro (I-) FAMILIA DE LOS HIDRUROS

Los hidruros provienen de la combinación del hidrogeno con el nitrógeno y el fosforo y con los elementos de los grupos I y II. Los hidruros son fuertes reductores y en ellos el número de oxidación del hidrogeno es “-1”. Esta familia se nombra anteponiendo la palabra HIDRURO al nombre del elemento correspondiente. NaH LiH

HIDRURO DE sodio HIDRURO DE litio

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N2H4

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HIDRURO DE nitrógeno (hidracina)

FAMILIA DE LOS PERÓXIDOS

Este grupo de compuestos se caracterizan porque son fuertes oxidantes y porque en ellos la valencia del oxígeno es “-1”. Uno de los compuestos más comunes de esta familia es el “peróxido de hidrógeno”, H2O2, o agua oxigenada, utilizada en la desinfección de heridas superficiales.

Lección 2

E stequiometría Estequiometría FÓRMULAS Y ECUACIONES QUÍMICAS

Cada elemento tiene su símbolo que lo representa. Así hablamos de Zinc representado por el símbolo Zn o del hierro por el símbolo Fe. Las fórmulas químicas de los compuestos se representan usando estos símbolos, la molécula de agua que contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno se representa por H2O y la molécula de aspirina por C9 H8 O4. Las fórmulas químicas

Muestran también la composición de los compuestos, es decir los subíndices de cada elemento en una fórmula química, indican el número relativo de átomos de cada elemento CaSO4, H3PO4. Las ecuaciones químicas

Representan los cambios químicos que se producen durante las reacciones químicas. En otras palabras, es una forma de representar la reacción por escrito, mostrando los reactivos y productos mediante las fórmulas químicas. El Zinc (Zn) reacciona con el Azufre (S) para formar el sulfuro de zinc (ZnS), esto se representa por la ecuación química: Zn +S → ZnS (1) Como se observa un mol de Zinc se combina con un mol de azufre para dar un mol de sulfuro de Zinc (ZnS), estos números se llaman los coeficientes estequiométricos de la ecuación química. El cálculo de la masa molar de un compuesto se hace a partir de las masas atómicas de los elementos que lo forman, así la masa molar del CO2 es la suma de la masa atómica, del carbono mas dos veces la masa atómica del oxígeno (O). Para determinar la fórmula molecular de un compuesto se parte de datos experimentales o de fórmulas empíricas.

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Formula empírica

La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico por ejemplo CaCO3. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos de cada clase presentes en la molécula. Por ejemplo, la molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica. Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6 y su fórmula empírica CH3.

Figura 1. Diagrama de flujo para el cálculo de fórmula empírica y molecular.

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Ejemplo 1.

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que tiene 43.6% de fosforo (P) y 56.4% de oxígeno? Suponga 100 g del compuesto. Si hay 100 g del compuesto, 43.6 g son de P y 56.4 son de O2 Calculemos ahora el número de moles usando las masas atómicas. Para el P es entonces:

Observe que este cálculo es equivalente a usar un factor de conversión. El factor de conversión es de 1.00 mol de P tiene una masa de 31.00 g. Al multiplicar g por este factor de conversión se obtiene moles. Ahora transformamos gramos de O2 a moles de O2.

(2 x 1.76) moles de O o sea moles de O = 3.52 El siguiente paso consiste en dividir por el menor número de moles obtenidas.

Para tener sólo números enteros se multiplica por 2. P: 1.00 x 2 = 2.00 O: 2.50 x 2 = 5.00 La fórmula empírica es P2O5. Ejemplo 2.

La cafeína es un compuesto que se encuentra en el café, té, y nueces y es un estimulante del sistema nervioso central. Una muestra de 1.261 g de cafeína pura contiene 0.624 g de C, 0.065 g de H, 0.3440 g de N y 0.208 g de O. ¿Cuál es la fórmula empírica y cuál es su fórmula molecular si su masa molar es 194 g / mol? Inicie con el cálculo del número de moles de cada elemento usando sus masas atómicas.

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Divida ahora por el número menor para obtener números enteros.

Estos resultados indican que la fórmula empírica del compuesto es C4H5N2O. La masa de esta fórmula empírica es 97 g/mol, sin embargo la masa molar de la cafeína es de 194g/mol, lo cual significa que para alcanzar este valor se debe multiplicar los subíndices de la fórmula empírica por un número. Este número es equivalente a la masa molar sobre la masa de la fórmula empírica, o sea: Fórmula molecular = (Fórmula empírica) x

Fórmula molecular = (C4H5N2O) 2 Fórmula molecular: C8H10N4O2 Ejemplo 3.

¿Cuántas moles de C hay en 2.65 moles de C2Cl6? Recuerde: la fórmula molecular nos indica el número relativo de átomos de cada componente (Figura 2).

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En un mol de C2Cl6 hay 2 moles de C y 6 de Cl, el factor de conversión es entonces:

Para pasar moles de C2Cl6 a moles de C se usa este factor así: Moles de C = 2.65 moles de C2Cl6 × Moles de C = 5.30 * Haga lo mismo con las moles de Cl.

Figura 2. Diagrama de flujo para el cálculo de moles

Ejemplo 4.

¿Cuántos gramos de Ca se necesitan para reaccionar totalmente con 41.5 g de Cl y producir CaCl2? Primero debe averiguar cuantas moles de Cl hay en 41.5 g de Cl. Moles de Cl= 41.5 g de Cl × (1 mol de Cl) / (35.5 g de Cl) = 1.17 moles de Cl Como la relación en el compuesto CaCl2 es de 2 moles de Cl por 1 de Ca

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Calcule ahora cuántas moles de Ca reaccionarían con 1.17 moles de Cl

Por último convierta los moles de Ca en gramos.

Ejemplo 5.

El sulfuro de plata Ag2S es conocido como el mineral argentita. ¿Cuántos gramos de Ag se pueden obtener de 250.0 g de una muestra impura de este mineral que contiene 70.00% de Ag2S? La muestra impura del mineral contiene 70.00% de Ag2S y 30.00% de impurezas. Como la masa total de la muestra es 250.0 g la masa de Ag2S es:

CÁLCULOS CON BASE EN LA ECUACIÓN QUÍMICA

Muy importante en el trabajo de laboratorio. Fe2 (SO4)3(ac) + 3 BaCl2

→

3BaSO4(s) + 2FeCl3(ac)

(2)

Analice: ¿Hay conservación de la masa? ¿La masa de hierro que hay como reactivo aparece toda como producto? Si(s) + Cl2(g) → Si2Cl6(s) (3) ¿Hay alguna diferencia con la ecuación química anterior respecto a la conservación de la masa? Para que se cumpla la ley de la conservación de la masa en una ecuación química debe asegurarse que la masa de cada reactivo aparezca como producto, este procedimiento se conoce como balanceo de ecuaciones químicas y es necesario hacerlo antes de realizar cualquier cálculo con base en la ecuación química. La ecuación 2 está balanceada y puede decirse que un mol de Fe2(SO4)3 reacciona con 3 moles de BaCl2 o que 397.88 g de Fe2(SO4)3 reaccionan con 1024.00 g de BaCl2.

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La ecuación química 3 puede balancearse sencillamente porque a simple vista se observa que debe haber 2 moles de Si y 3 moles de Cl2 en los reactivos para obtener SiCl2 y que se cumpla la ley de la conservación de la masa. La ecuación balanceada es: 2Si(s) + 3Cl2(g) → Si2Cl6(s) Para determinar si un elemento o compuesto gana o pierde electrones se debe determinar su número de oxidación y existen reglas para hacerlo. • Todos los átomos de los elementos en su estado de oxidación fundamental tienen un número de oxidación cero Fe(s), Cu(s), N2(g). • Los iones simples como el Cl- tienen un número de oxidación igual a la carga. • Cuando el oxígeno y el hidrógeno forman compuesto tienen número de oxidación -2 y +1 respectivamente, con excepción de los hidruros (NaH), donde el hidrógeno tiene -1, y de los peróxidos H2O2 donde el oxígeno tiene -1. • La suma de los números de oxidación en un compuesto es cero y en un ión es igual a la carga. Cuando se han asignado los números de oxidación a los reactivos y productos de una ecuación química, el cambio en el número de oxidación es la medida del número d electrones perdidos y ganados. Para el ión NO3- cada oxígeno tiene un número de oxidación de -2, como son 3 el total es -6, para que la carga del ión sea -1, el nitrógeno tiene un número de oxidación de +5. En el compuesto el HClO4 el hidrógeno tiene +1, los 4 oxígenos suman -8 y como el total debe dar cero, el cloro debe ser +7. Ejemplo 6.

Encuentre los números de oxidación del Mn y O2 en los reactivos y productos y luego calcule los coeficientes estequiométricos para la ecuación química: Mn(s) + O2(g) → MnO2(s) El Mn y el O2 tienen número de oxidación cero pues son elementos en su estado natural más estable. El compuesto MnO4 tiene -2 para cada oxígeno, o sea -4 para los dos oxígenos y +4 para el manganeso pues el total de la suma debe ser cero, porque la especie es eléctricamente neutra. El cambio total del oxígeno es de 0 a -4. Como el número de oxidación disminuye, el oxígeno gana electrones. Se REDUCE. El cambio del manganeso es de 0 a +4, como el número de oxidación aumenta, el manganeso pierde electrones. En este caso se gana 4 electrones y se pierde 4, lo que significa que hay balance de masa y el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos es uno.

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Ejemplo 7.

Balancear la ecuación química: Cr2O72- + Fe2+ + H+ → Cr3+ + Fe3+ + H2O Asigne primero los números de oxidación. Reactivos: Cr = +6, O = -2, Fe = +2, H = +1 Productos: Cr = +3, Fe = +3, H= +1, O = -2 Los elementos que cambian su número de oxidación son Fe y Cr. Se escribe la media reacción del Cr multiplicando el producto por 2 para balancear la masa Cr2O72- → 2Cr3+ +6 +3 Cada cromo gana 3 electrones, en total 3e x 2 Cr = 6e La ecuación media del hierro: Fe2+ → Fe3+ El hierro pierde un electrón El número de electrones ganados debe ser igual al número de electrones perdidos. Por lo tanto se debe multiplicar el Fe por 6 así: Cr2O72- + 6Fe2+ + H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + H2O El siguiente paso es ajustar el oxígeno. Debe obtener la siguiente ecuación. Cr2O72- + 6Fe2+ + H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O Y por último se balancea el hidrógeno Cr2O72 + 6Fe2+ + 14H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O En una reacción química balanceada, debe haber igualdad de carga entre los reactivos y productos. Siempre verifique que la ecuación cumple esta condición (en el ejemplo anterior hay 24 cargas positivas a cada lado). El procedimiento usado en este módulo para balancear ecuaciones químicas de óxido-reducción no es el único, existen otros métodos que se dejan a su consulta en la bibliografía propuesta. Ejemplo 8.

Balancear la ecuación química MnO4-(ac) + C2O42- → Mn2+(ac) + CO2

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En medio ácido. Para balancear la ecuación química se siguen los siguientes pasos: 1. Se separa la reacción en dos semirreacciones: MnO4- → Mn2+ C2O42- → 2CO2 2. Se balancea cada semirreacción por separado 3. Se iguala el número de electrones ganados al número de electrones perdidos 4. Se suman las dos semirreacciones Para hacer el paso (2) se sigue el siguiente procedimiento:    

Se balancea todos los elementos menos el H y el O Se balancea el O usando H2O Se balancea el H usando H+ (porque es en medio ácido) Se balancea la carga con electrones: a) MnO4- → Mn2+ b) MnO4- → Mn2+ + 4H2O c) MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O d) MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O

Segunda semirreacción: a) C2O42- → 2CO2 b) C2O42- → 2CO2 + 2e Ahora se procede al punto 3, balancear los electrones. Se multiplica la primera semirreacción en d) por 2 y la segunda semirreacción en b) por 5. 2MnO4- + 16H+ + 10e → 2Mn2+ + 8H2O 5C2O42- → 10CO2 + 10e Por último se suman las dos semirreacciones: 2MnO4- + 16H+ + 5C2O42- → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O Si la reacción ocurre en medio básico se adiciona OH- y H2O

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Ejemplo 9.

El SO2 (g) se transforma en SO3 (g) según la reacción: SO2 (g) + 1/2O2(g) → SO3 (g) Qué cantidad de SO2 y O2 en gramos se necesitan para obtener 250.00g de SO3 (g) .? Recuerde que debe balancear la ecuación antes de hacer cualquier cálculo. Con los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada. Calcule el número de moles de SO2 y O2 necesarios para producir 3.12 moles de SO3.

Calcule ahora los gramos de cada compuesto:

Ejemplo 10.

Una muestra de Pb puro de masa 0.500g se disuelve en ácido nítrico de acuerdo a la ecuación química: 3Pb(s) + 8HNO3 → 3Pb(NO3)2 + 2NO(g) + 4H2O ¿Cuántos gramos de HNO3 puro se requieren para que reaccione todo el Pb?. ¿Cuántos gramos de NO(g) se forman?. Haga el cálculo siguiendo los problemas de los ejemplos anteriores, comience por los gramos de HNO3. El resultado es el siguiente:

g

= 0.785 g de

Ahora calcule los gramos de NO: g NO = 0.048 g

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Ejemplo 11.

Se calientan 10.0 g de Fe en presencia de 10.0 g de S. ¿Cuánto FeS se forma?. ¿Cuál reactivo reacciona completamente?. La reacción es: Fe(s) + S(s) → FeS(s) o sea un mol de Fe reacciona con un mol de S. Calcule el número de moles de Fe y S.

Como la relación es de 1 a 1 significa que reaccionan 0.18 moles de Fe con 0.16 moles de S y quedan sin reaccionar 0.13 moles de S. El ejemplo anterior ilustra un caso muy frecuente en las reacciones químicas, no siempre todos los reactivos se consumen totalmente, pues hay uno de ellos que no está presente en suficiente cantidad y actúa como reactivo limitante. Todos los cálculos deben hacerse con base en este reactivo. Para dejar claro este concepto, el reactivo limitante es aquel que en una reacción química, se consume primero que los demás y determina la cantidad de producto o productos obtenidos. Esto ocurre porque, según la ley de las proporciones definidas, los demás reactivos no reaccionarán cuando uno se haya acabado. Rendimiento de una reacción

Generalmente, las reacciones no tienen lugar de forma completa, sino que, en la práctica, se obtiene una cantidad menor de producto de la prevista teóricamente; por lo que el rendimiento de la reacción será el cociente entre la cantidad obtenida y la calculada, multiplicado este último por cien. Los productos químicos no son puros generalmente, sino que van acompañados de sustancias distintas llamadas impurezas. Se entiende por riqueza de una sustancia, en una muestra, el tanto por ciento de dicha sustancia que aparece en la muestra utilizada. Ejemplo 12.

Tenemos una tonelada de caliza con una riqueza en carbonato de calcio de un 95%, y queremos saber cuántos kilogramos de óxido de calcio se podrán obtener de ella, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 70%. Las masas atómicas son: Ca = 40; O = 16; C = 12. La reacción que tiene lugar es: CaCO3 CaO + CO2

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Obsérvese que el número de átomos de cada clase es el mismo en ambos miembros. La cantidad de CaC03 que realmente se tiene es: 1.000 kg * 0,95 = 950 kg 1 mol CaC03 = 100 g de CaCO3 1 mol CaO = 56 g de CaO 1 mol CO2 = 44 g de CO2 Según la estequiometría de la reacción 100 g de CaCO3 se descomponen para dar 56 g de CaO y 44 g de CO2. La cantidad de CaO que se obtendría a partir de 950 kg de CaCO3 sería:

ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS

Las sustancias que se disuelven en el agua se pueden clasificar en: • Electrólitos. Sus disoluciones acuosas conducen la corriente. Al disolverse se disocian en iones. En general, son compuestos iónicos (por ejemplo, NaCl), pero también algunos compuestos covalentes, como el gas HCl, se disuelven dando iones. • No electrólitos. Sus disoluciones no conducen la corriente eléctrica. Estas sustancias son generalmente de tipo molecular y se disuelven como moléculas, es decir, no se disocian al disolverse. MOLARIDAD

Es el número de moles de soluto contenidos en cada litro de disolución. Se simboliza con la letra M.

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donde n es el número de moles de soluto y V el volumen, expresado en litros, de disolución. En la segunda igualdad, m(s) es el número de gramos de soluto y M es la masa molecular del soluto. Ejemplo 13

Una disolución 0,1 M (0,1 molar) de HCl contiene 3,65 g de HCl por cada litro de disolución, ya que 3,65 g es la décima parte de un mol de ácido clorhídrico (la masa molecular del HCl es 36,5). Una disolución 1 molar de HCl contiene 36,5 g de HCl por cada litro de disolución y se expresa como 1 M. MOLALIDAD

Es el número de moles de soluto contenidos en cada kilogramo de solvente, se simboliza con la letra m.

Donde n es el número de moles de soluto y m(d) es el número de kilogramos de solvente en los que están contenidos. Ejemplo 14

Una disolución constituida por 36,5 g de HCl y 1000 g de agua es 1 molal y se expresa 1m.

Lección 3

E structura de la materia Estructura de la materia INTRODUCCIÓN

El conocimiento de la estructura atómica es fundamental para comprender las transformaciones de la materia y el avance de la química en todos los campos. La ciencia moderna ha podido detectar la presencia de átomos individuales y conocer las partículas que lo constituyen, también ha determinado su tamaño y masa. Se ha establecido igualmente el papel tan importante que desempeñan los electrones en la química y su relación directa con el comportamiento de una sustancia en una determinada reacción química. NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

El conocimiento actual sobre la naturaleza de los átomos, procede de experimentos en los que la luz interaccionaba con la materia. Durante el siglo XVII y XVIII se trabajó en la construcción de baterías eléctricas y fue Michael Faraday quien postuló las primeras leyes que permitieron cuantificar la transformación de la materia por efecto de la corriente eléctrica que pasaba a través de ella. Estos experimentos llevaron a concluir que la materia tenía una naturaleza eléctrica. Alrededor de 1879 Sir William Crookes realizó experimentos con gases en tubos de descarga y comprobó que la radiación emitida por el cátodo en estos tubos cuando se pasaba corriente eléctrica era de carácter negativo. Fue J. J. Thomson en 1985 quien demostró que estos rayos catódicos estaban constituidos por partículas de materia de masa muy pequeña y determinó la razón carga/masa. Esta partícula negativa se llamó electrón, como ya lo había hecho Stoney en 1981. El valor de esta relación fue -1.76 x 108 Cg-1, la C significa Coulomb, unidad SI para la carga eléctrica. También calculó la razón a masa para las partículas positivas. Experimentos posteriores efectuados por R. A Milikan a principios del siglo XX permitieron determinar la carga del electrón, -1.6 x 10-19 C, con lo cual se calculó su masa, 9.09 x 10-28g. Igualmente se confirmó la existencia de partículas de igual carga pero de signo contrario y masa mayor 1.6 x 10-24g. Se les llamó protones.

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Posteriormente, en 1932, James Chadwick confirmó la presencia en el átomo de otras partículas eléctricamente neutras con masa ligeramente mayor que la de los protones y las llamó neutrones. Con estas tres partículas se comenzaron a identificar los diferentes elementos mediante los números Z y A. El número de protones de un elemento se conoce como el número atómico y se representa por Z. El número de protones más neutrones se llama número de masa y se representa por A. El elemento X se representa de la siguiente manera:

ISÓTOPOS

Los isótopos son todos los tipos de átomos de un mismo elemento, que se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica pero tienen diferente número de masa (A). Los átomos que son isótopos entre sí son aquellos con igual número atómico (número de protones en el núcleo) pero diferente número de masa (suma del número de neutrones y el de protones en el núcleo). Por lo tanto difieren en el número de neutrones. La mayoría de los elementos químicos poseen más de un isótopo. El número atómico Z es el número que identifica al elemento y es también igual al número de electrones para un átomo neutro. El hidrógeno tiene número atómico igual a 1, sin embargo el número de masa puede ser 1, 2 ó 3. El hidrógeno se representa así:

La diferencia en el número de masa indica solamente la presencia de neutrones en el núcleo, 1 en el caso A=2 y 2 en el caso A=3. Se trata del mismo elemento pues Z es igual y cada uno tiene un solo protón, pero diferente número de neutrones. El hidrógeno tiene tres isótopos llamados protio, deuterio y tritio respectivamente. El nitrógeno tiene dos isótopos:

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Escribe el número de protones, neutrones y electrones para cada uno de ellos. 7 protones, 7 electrones y 8 neutrones 7 protones, 7 electrones y 7 neutrones El oxígeno (Z=8) presenta tres isótopos con A=16, 17 y 18. Represéntelos y escriba para cada uno de ellos el número de protones y neutrones. Algunos elementos principalmente los más pesados cambian su número atómico o su número de masa por emisión de radiación. Esta radiación es de tres tipos α, β, γ. La siguiente tabla, define cada una de ellas (Tabla 1). Tabla 1. Radiaciones emitidas por los núcleos

Partícula

Masa/ uma

Carga

Símbolo

Tipo Partícula

α

4

+2

β

0

-1

e

Partícula

γ

0

0

γ

Radiación

La emisión de una partícula α o sea un núcleo de Helio número A en 4 unidades y el número Z en 2 unidades.

, disminuye el

La emisión de partículas α por el Uranio 238 (238U) se representa por:

El torio 234 puede ahora emitir una partícula β. El proceso es el siguiente:

O sea se transforma en protactinio 234. ¿Cuál será entonces el número de masa y el número atómico del elemento producido por la emisión de una partícula α por el

? El número de masa (A = 231) y el número atómico (Z=90).

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MODELOS ATÓMICOS

Todos los hechos expuestos anteriormente pusieron en claro que los átomos estaban formados por partículas cargadas, los protones y electrones y por partículas neutras, los neutrones. La pregunta que comenzaron a hacerse los científicos era entonces ¿Cómo están distribuidas estas partículas en el átomo? o ¿Cuál es el modelo del átomo con todas estas partículas incluidas? El primer modelo fue propuesto por Thomson, al cual se le llamó el “Budín con pasas” pues se consideraba al átomo como una esfera de carga positiva con los electrones (las pasas) distribuidos en toda esa masa. Este modelo fue rápidamente descartado después de los experimentos de Ernest Rutheford, quien bombardeó láminas delgadas de metal con partículas α. ¿Qué esperaba Rutheford que sucediera con base en el modelo de Thomson? Lógicamente el haz de partículas α no debía ser desviado y atravesaría la lámina. Lo que sucedió fue lo siguiente, la mayoría efectivamente pasaron al otro lado, pero algunas de ellas fueron desviadas e incluso devueltas. Para explicar esta evidencia experimental, Rutheford propuso el siguiente modelo. Toda la masa y la carga positiva del átomo se encuentran concentradas en un volumen muy pequeño que llamó núcleo. De esta manera cuando la partícula α se acerca a esta densa masa positiva, es desviada o devuelta en la dirección en que provenía. Si la masa se concentra en el núcleo, allí deben estar los neutrones cuya masa es igual a los protones. Los electrones de masa despreciable comparada con la masa de los protones y neutrones se mueven alrededor de ese núcleo en un volumen muy grande comparado con el núcleo. (El diámetro del átomo es hasta 105 veces mayor que el diámetro del núcleo, aproximadamente 10-13 cm). El modelo de Rutheford no explicó sin embargo como se movían los electrones alrededor del núcleo y no explicó muchos fenómenos observados, tales como la radiación de luz cuando los elementos se calientan o son excitados en tubos de descarga. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR

Los experimentos que siguieron al modelo de Rutheford se basaron en los espectros de los elementos. Al hacer pasar la luz a través de un prisma, tiene lugar una dispersión según las diferentes longitudes de onda (λ). El espectro solar es un espectro continuo porque aparecen líneas correspondientes a todos los valores de λ del espectro electromagnético. Las longitudes de onda oscilan ente 10-12 cm (rayos gamma) hasta 10-1 m (ondas de radio), pasando por las microondas, radiación infrarrojo, radiación visible, ultra violeta y rayos X (Figura 1). La región visible comprende longitudes de onda entre 7*10-7 m y 4*10-7 m (Figura 1).

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Figura 1. Espectro electromagnético.

La energía de una radiación emitida o absorbida se calcula por la ecuación de Planck: E = hv Donde h es la constante de Planck = 0.6626 x 10-33 Js y v es la frecuencia de la radiación. V = c /λ c = Velocidad de la luz en el vacío, c = 3 x 108 ms-1, v tiene unidades de s-1 que equivale en el sistema SI a un Hertz (Hz). Cuando se pasó radiación electromagnética visible a través del hidrógeno, se observó un espectro de solo 4 líneas, lo mismo sucedió con otros elementos, estos se conocen como espectro de líneas porque los átomos emiten luz solo a longitudes de onda específicas. Cada elemento tiene un espectro de emisión único. En 1913 Niels Bohr presentó un modelo atómico que trataba de explicar los espectros de líneas. Sus postulados son: 1. En un átomo, los electrones se ubican alrededor del núcleo en capas concéntricas, pero solo son permitidas aquellas en las cuales la energía del electrón es igual o un múltiplo de hv. E = n (hv) n = 1, 2, 3,4,……..∞ 2. Cuando los electrones ocupan uno de estos estados de energía definida, no irradian. 3. El electrón más estable es el que se encuentra más cerca del núcleo, pues posee la mínima energía posible del átomo. 4. Cuando un electrón pasa de una capa a otra, cambia de energía y este cambio corresponde a la diferencia entre los dos niveles. ∆E = E2 – E1

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5. Los estados permitidos son aquellos en los cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/ 2π Bohr confirmó la ecuación empírica para la energía del electrón obtenida a partir de los espectros de líneas.

E = -A (1/n2), donde A es una constante. TEORÍA CUÁNTICA

La teoría de Bohr aunque válida para el átomo del hidrógeno no pudo explicar el espectro de emisión de elementos con más electrones, sin embargo su importancia radica en la introducción del número cuántico n o el concepto de cuantización de la energía del electrón en el átomo. El modelo que se desarrolló en seguida, fue el de la Teoría Cuántica. En la teoría cuántica, se define una función matemática Ψ, llamada función de estado o función de onda que describe el espacio probable donde se puede encontrar el electrón. En 1926 Erwin Schrödinger formuló la ecuación para calcular la energía del electrón al moverse en el espacio descrito por la función de onda Ψ. La solución matemática introduce tres números cuánticos n, l y ml. Estos espacios se conocen como niveles de energía. Los niveles de energía se componen de uno o más orbitales y en átomos polielectrónicos (contienen más de un electrón), la distribución de los electrones alrededor del núcleo está determinada por el número de niveles de energía que están ocupados. Por lo tanto para investigar la forma en que se encuentran acomodados los electrones es el espacio alrededor del núcleo se deben examinar primero los niveles de energía y antes de esto hay que hacer un análisis de los números cuánticos. NÚMEROS CUÁNTICOS

El número cuántico principal n determina la energía del electrón en el nivel y el tamaño. Puede tener valores desde 1, 2, 3…. hasta ∞. Con frecuencia se asignan letras a estos niveles (Tabla 2) Tabla 2. Representación de los niveles de energía de acuerdo al valor de n.

Número cuántico n Designación por letra

1 2 3

4 ….

K L M N …..

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El número cuántico magnético ml determina la forma y define los orbitales en que está subdividido el subnivel y tiene valores de -1 hasta +1 pasando por cero. Si l = 1, ml puede valer -1, 0, +1. Los valores de ml : cuando l= l son 3, para l=2, entonces los valores posibles de ml son -2, -1, 0, +1, +2. En síntesis los niveles de energía determinados por el número cuántico n, poseen varios subniveles determinados por el número cuántico l y estos a su vez varios orbitales determinados por el número cuántico m. La Tabla 3 muestra los subniveles y orbitales para n=1 y n=2. Tabla 3. Orbitales en n = 1 y n = 2 y l=0

n

l

Designación de subnivel

m

# orbitales en el subnivel

# orbitales en el nivel n2

1

0

1s

0

1

1

2

0

2s

0

1

4

Los valores de l en el nivel n= 4 son: l = 0, 1, 2 ,3. Los subniveles son 4s, 4p, 4d y 4f. Los valores de m para subnivel son: para el 4s, ml = 0. Para el 4p, ml = -1, 0, 1. Para en 4d, ml = -2, -1, 0, 1, 2. Para el 4f, ml = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. El orden energético de estos niveles sigue la ecuación:

E = -A (1/n2), donde A es una constante. Entre menor sea el valor de n, menor es la fracción 1/n2 y menor el valor de E, ya que el signo es negativo. Entre mayor sea el valor de n, mayor es la energía del nivel. Esta generalización no se cumple completamente. A medida que aumenta el valor de n, aumenta el tamaño de los orbitales y esto hace que se superpongan. El orden creciente real es el siguiente: 1s, 2s, 3s, 3p, 4s, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p. Bien, ya se conoce los niveles, subniveles y orbitales posibles en un átomo. ¿Qué hacer ahora con los electrones?. Antes de esto es necesario introducir un nuevo número cuántico, el de espin del electrón. Se representa por ms y puede valer +1/2 ó -1/2. Este número cuántico surge como consecuencia de que el electrón gira sobre sí mismo y actúa como un imán. Solo hay dos posibilidades de giro y por lo tanto sólo puede tener dos valores ms = +1/2 y ms = -1/2 (Figura 2). A cada electrón en un átomo se le asigna un total de 4 números cuánticos, lo cual define el orbital en el cual se encuentra el electrón y el sentido en el cual está girando.

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Figura 2. Posibilidades de giro del electrón

Existen algunas limitaciones en el llenado de los orbitales por los electrones. Una de ellas es el principio de exclusión de Pauli. En un átomo no pueden existir dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. La tabla 4 ilustra la capacidad de los niveles en cuanto a número de electrones. Tabla 4. Resumen de números cuánticos Nivel principal n

Subnivel l

Orbital m

Número máximo de electrones en el nivel (2n2)

1

0(1s)

0

2

2

0(2s) 1(2p)

0 +1, 0, -1

8

3

0(3s) 1(3p) 2(3d)

0 +1, 0, -1 +2, +1, 0, -1, -2

18

4

0(4s) 1(4p) 2(4d) 3(4f)

0 +1, 0, -1 +2, +1, 0, -1, -2 +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3

32

Recuerde que la mecánica cuántica asigna a cada orbital una función matemática Ψ llamada función de onda, esta función se puede representar en el espacio usando un sistema de coordenadas tridimensionales. Esta representación proporciona la forma espacial orbital. A continuación se representan algunos orbitales.

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El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura 3 se muestran dos formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en el que el electrón pasa la mayor parte del tiempo. Principalmente por la simplicidad de la representación es ésta segunda forma la que usualmente se emplea. Para valores del número cuántico principal mayores que uno, la función densidad electrónica presenta n-1 nodos en los que la probabilidad tiende a cero, en estos casos, la probabilidad de encontrar al electrón se concentra a cierta distancia del núcleo. En la figura 4, se hace una comparación de la distribución de la nube electrónica entre los orbitales 1s, 2s y 3s.

Figura 3. Formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s.

Figura 4. Diagrama comparativo de la nube electrónica los orbitales 1s, 2s y 3s.

La forma geométrica de los orbitales p es la de dos lóbulos hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas (Figura 5). En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p antisimétricos respecto a los ejes x, z e y.

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Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital “p” representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja entre la distancia del núcleo y el orbital.

Figura 5. Representación de los orbitales px, py y pz.

Los orbitales d tienen unas formas más diversas, cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales (Figura 6)

Figura 6. Representación de los cinco tipos de orbitales d.

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Configuración electrónica de los elementos

Para distribuir los electrones de un átomo alrededor del núcleo se debe tener en cuenta además el principio de exclusión de Pauli que en su estado fundamental, los electrones se encuentran en los niveles de menor energía disponibles. El hidrógeno (Z=1) posee un solo electrón que se mueve en un espacio probablemente representado por el orbital de más baja energía, el 1s. ¿Por qué el orbital 1s es el de más baja energía?. La configuración electrónica del hidrógeno puede representarse de dos formas diferentes:

La dirección de la flecha significa ms = 1/2 ó ms = -1/2. El Helio (Z=2) posee dos electrones, su configuración electrónica es:

El C (Z=6) posee seis electrones, su representación es: 1s2, 2s2, 2p3, sin embargo hay tres posibilidades:

¿Cómo ubicar los electrones en los orbitales 2p?. ¿En orbitales separados o en el mismo orbital? ¿Con igual valor de s ó diferente?. Para definirlo hay que tener en cuenta la regla de Hund. La regla de Hund dice que los electrones que entran a un subnivel que contengan más de un orbital se distribuirán en los orbitales disponibles son sus espines en la misma dirección.

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De acuerdo a esta regla la configuración correcta es:

Ejemplo 1.

¿Cuál es la configuración electrónica del sodio (Na, Z=11)? Recuerde que Z, es el número atómico y es igual al número de electrones si la especie es neutra. Bien, distribuya entonces 11 electrones. Se comienza con el orbital de menor energía o sea el 1s y así sucesivamente.

Cuando el átomo tiene un electrón solitario en un orbital se dice que el electrón está desapareado y que la sustancia es paramagnética, da respuesta a la presencia de un compuesto magnético, por ejemplo son atraídas por un imán. Ejemplo 2.

Determina la configuración electrónica de los elementos Be (Z=4), N (Z=7) y Mg (Z=12). Puede comparar sus respuestas con las configuraciones reportadas en la tabla 5. Observe que el Mg no tiene electrones desapareados, se dice entonces que el Mg es diamagnético, no da respuesta a la presencia de un campo magnético. Tabla 5. Distribución electrónica

Niveles principales

1

2

3 Resumen

Subniveles

s

s

p

H

↑↓

1s1

He

↑↓

1s2

Li

↑↓

Be

↑↓

↑ ↑↓

s

1s22s1 ↑

1s22s2

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Niveles principales

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1

2

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3 Resumen

Subniveles

s

s

p

B

↑↓

C

↑↓

↑↓ ↑ ↑ ↑

1s22s22p2

N

↑↓

↑↓ ↑ ↑ ↑

1s22s22p3

O

↑↓

↑↓ ↑

↑↓ ↑

1s22s22p4

F

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

1s22s22p5

Ne

↑↓

Na

↑↓

Mg

↑↓

↑↓

s

↑ ↑

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑↓

1s22s22p1

1s22s22p6 ↑ ↑↓

1s22s22p63s1 1s22s22p63s2

LA LEY PERIÓDICA Y LA TABLA PERIÓDICA

Los diferentes elementos químicos fueron ordenados en orden creciente de número atómico (Z) de forma que las propiedades de los elementos variaran periódicamente, este ordenamiento se conoce como la Tabla Periódica (Figura 7) y se basa en la siguiente ley: Cuando los elementos se acomodan en orden creciente de número atómico se produce una repetición periódica de las propiedades físicas y químicas. Las columnas verticales en la tabla periódica se llaman grupos, hay 8 grupos principales, del IA al VIIA, y se conocen en conjunto como elementos representativos. Los grupos de IB al VIIB y el grupo VII forman los elementos de transición. La nomenclatura moderna ha cambiando esta representación y sencillamente los 18 grupos se numeran del 1 al 18, de izquierda a derecha. Las dos filas de elementos que aparecen debajo de la parte principal de la tabla se llaman elementos de transición interna, la primera fila del elemento 58 al 71 se conoce como la serie de los lantánidos o tierras raras y la segunda desde el elemento 90, como la serie de actínidos. A las filas horizontales se les llama períodos.

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Figura 7. Tabla periódica de los elementos.

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Los elementos del grupo 1 se les conocen como metales alcalinos, los 2 como metales alcalinotérreos, los del grupo 17 como halógenos y los del grupo 18 como gases nobles. La línea quebrada que divide la tabla periódica y que va del boro al astato, separa los metales (a la izquierda) de los no metales (a la derecha). Carga nuclear efectiva

Como ya se mencionó, en la tabla periódica los elementos están ordenados con base en sus números atómicos crecientes. Este número atómico, es el número de protones existentes en el núcleo del átomo. De la fuerza con que este núcleo atraiga a sus electrones dependerán muchas de las propiedades del átomo, por ejemplo, su tamaño, su energía de ionización, su afinidad electrónica, su polarizabilidad y su electronegatividad. La carga positiva que realmente siente un electrón en el átomo de denomina carga nuclear efectiva y es igual al número de protones que hay en el núcleo menos un factor de apantallamiento que depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón en cuestión: Z* = Z-σ, donde Z* es la carga nuclear efectiva, Z es el número atómico y σ es el factor de apantallamiento. Algo similar a lo que sucede en una sala de cine, en donde los espectadores de las primeras filas “tapan” la pantalla a los que están más atrás. O en un concierto de rock, en donde los fanáticos de las primeras filas sienten más las vibraciones que los últimos. Al moverse de izquierda a derecha en un período de la tabla periódica, la carga nuclear efectiva aumenta considerablemente puesto que los electrones que se van colocando es un mismo nivel apantallan muy poco a los que ya estaban. En cambio al bajar en el grupo, la carga nuclear efectiva aumenta muy poco puesto que se han colocado más electrones en niveles anteriores al último electrón. Por ejemplo, entre el núcleo del 11Na hay 10 electrones, mientras que entre el núcleo del 19K y su último electrón hay 18 electrones. El tamaño de un átomo está determinado por la distancia entre el núcleo y el electrón más lejano. Si el núcleo atrae con fuerza a sus electrones, el átomo será pequeño, de lo contrario su tamaño aumentará. Si el electrón está muy atraído por el núcleo requerirá mucha energía para ser arrancado de su sitio, si está poco atraído, requerirá poca energía. Si la carga nuclear efectiva que se siente en la superficie del átomo es grande, este liberará gran cantidad de energía para captar un nuevo electrón. Algunas propiedades varían a lo largo de un grupo o un período, aumentando o disminuyendo, por el efecto de la carga nuclear efectiva. Por ejemplo el tamaño atómico, representando por el radio atómico, aumenta a lo largo de un grupo, ya que aumenta el valor del número cuántico principal n y lógicamente la distancia promedia desde el núcleo al electrón más externo aumenta. Disminuye a lo largo de un período ya que n no varía pero si aumenta

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Z o sea, hay más protones en el núcleo que atraen más frecuentemente a los electrones (Figura 8). La primera energía de ionización, se define como la energía necesaria para arrancar el electrón más externo a un átomo gaseoso neutro, disminuye a lo largo de un grupo, debido nuevamente a que aumenta n y el electrón está más lejos del núcleo y la fuerza de atracción es menor y aumenta a lo largo de un período debido a que n no varía pero aumenta z, o sea el número de protones y el electrón más externo es atraído más fuertemente porque la carga positiva del núcleo aumenta (Figura 9).

Figura 8. Variación del radio atómico con respecto al número atómico.

Figura 9. Variación de la Energía de ionización, en kJ/mol, en la tabla Periódica.

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La segunda energía de ionización se define como la energía necesaria para arrancar un segundo electrón a un átomo, esta energía será mayor cada vez que se extraiga electrones a iones positivos. Ejemplo 3.

¿Cuál es el número de protones, neutrones y electrones en cada uno de los siguientes elementos?:

Identifique primero en cada caso cuál es el número atómico Z y el número de masa A. Recuerde que Z le indica siempre el número de protones y el número de electrones en el caso de los átomos neutros en el núcleo. ¿Cómo calcular el número de neutrones?. Lógicamente es la diferencia (A-Z). En el caso de los átomos con carga, no equivale al número de electrones. Si la carga es positiva se han perdido electrones y si es negativa se han ganado electrones. El resultado debe ser: A = 132 número de protones = 55 Z = 55 número de electrones = 55 Número de neutrones = 132-55 = 77 A = 115 número de protones= 48 Z = 48 número de electrones= 46 (porque perdió 2 e) Número de neutrones = 155-48 = 67 A = 105 número de protones= 47 Z = 47 número de electrones = 46 (porque perdió 2 e) Número de neutrones = 105-47 = 58 A = 78 número de protones = 34 Z = 34 número de electrones = 34+20 36 (ganó 2 e) Número de neutrones = 78-34 = 36 Ejemplo 4.

Con el uso de la tabla periódica represente cada uno de los siguientes elementos. Z = 26, A = 55, Z = 81, A = 204, Z = 81, A = 170.

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Ubique que elementos corresponden a cada número atómico:

Observe que hay dos isótopos del talio (Tl), el 204 y el 170. Otra propiedad que varía periódicamente es la afinidad electrónica, lo cual se define como el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso:

En la tabla siguiente (Tabla 6) se reportan algunas afinidades electrónicas, el signo negativo significa que la energía no se gasta sino que se libera. Tabla 6. Afinidades electrónicas en kJ/ mol

Elemento

H

Na

O

F

Ne

Br

Si

Cs

Primera afinidad

-77

-53

-142

-333

29

324

-120

-45

La afinidad eléctrica o la tendencia a ganar electrones aumenta en los períodos de izquierda a derecha y disminuye al bajar en el grupo. Ejemplo 5.

Obtenga la configuración electrónica para el 6C, 14Si y 32Ge. ¿Qué similitud hay entre ellos?. Ubíquelos en la tabla periódica. ¿Qué relación hay entre la configuración electrónica y el grupo al que pertenecen?. C: 1s2, 2s2, 2p2 Si: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2 Ge: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2 Los tres elementos tienen los dos últimos electrones en un orbital p (2p, 3p, 4p), esta característica hace que los tres pertenezcan al mismo grupo. Como puede observar, el C pertenece al período 2, porque los últimos electrones están en n = 2 (2p), el Si al 3 período porque sus últimos electrones están en n = 4 (4p). Analice los elementos 11Na, 12Mg, 13Al, los tres pertenecen al mismo período, ¿cómo puede explicarlo con base en la configuración electrónica?. La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos. Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f (Figura 10). Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han

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sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos

Figura 10. Tabla periódica dividida en bloques de elementos

El bloque s y el bloque p constituyen el bloque principal o elementos representativos, y se caracterizan por poseer sus últimos electrones en orbitales ns, np. El bloque d se conoce como metales de transición y sus elementos poseen sus últimos electrones en orbitales ns (n-1) d. Finalmente, el bloque f o metales de transición internos está constituido por elementos con configuraciones ns (n-2) f. Por ejemplo el fósforo, P, con número atómico 15, tiene la configuración electrónica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 Puesto que sus últimos electrones están en orbitales ns, np, pertenece al bloque principal, además, como el nivel máximo de energía en el que hay electrones es el tercero, pertenece al tercer período, y por último como tiene cinco electrones en este último nivel, o sea en su capa de valencia, está ubicado en el quinto grupo. El hierro, con Z= 26 tiene la siguiente configuración 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 En este caso los últimos electrones están en orbitales ns (n-1)d (4s2, 3d6), por lo tanto pertenece a los metales de transición, y está ubicado en el cuarto período, ya que este es el máximo nivel en e4l que hay electrones Para el Europio, Eu la configuración electrónica es:

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1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f7 Como sus últimos electrones están en orbitales ns (n-2) (6s2, 4f7) se puede deducir que el Europio es un metal de transición interna que pertenece al sexto período. La polarizabilidad es una propiedad medida para los elementos constituyentes de los compuestos iónicos y es la susceptibilidad de la nube electrónica a ser deformada por una carga positiva o por otra nube electrónica vecina. Si la nube es grande y floja será muy polarizable, pero si el átomo es pequeño será poco polarizable. La electronegatividad es una propiedad medida en un compuesto covalente la tendencia de un átomo en una molécula a atraer los electrones del enlace hacia él, de modo que si el átomo es pequeño y su carga nuclear efectiva es grande, podrá atraer no sólo a sus electrones sino también a los de los átomos vecinos y por lo tanto será muy electronegativo. De lo contario, su electronegatividad será baja. Recordando, que en un período la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha, lo cual significa que el núcleo atrae fuertemente sus electrones, es fácil deducir que en ese mismo sentido el tamaño disminuye, la energía de ionización aumenta, la afinidad electrónica aumenta, la polarizabilidad disminuye y la electronegatividad aumenta. Por su parte, al bajar en el grupo la carga nuclear efectiva aumenta muy poco, y cada vez que estemos llenando un nuevo nivel de energía más lejos del núcleo, se puede concluir que de arriba hacia abajo en la tabla periódica los átomos se hacen más grandes, con energía de ionización cada vez menores, con afinidades electrónicas más pequeñas, más polarizables y menos electronegativos. Basándose en lo anterior deduzca:¿qué átomo será más grande 13Al o 17Cl?, ¿cuál tendrá mayor energía de ionización 3Li o 37Rb?, ¿cuál será más electronegativo 34Se o 20Ca?, ¿cuál más polarizable 16S o 56Ba?, ¿cuál tendrá mayor afinidad electrónica 19K o 35Br?. Ejemplo 6.

Represente la distribución electrónica del 24Cr. Una forma fácil para recordar el orden de los orbitales atómicos es escribirlos en orden creciente del número atómico Z, trazando líneas paralelas y siguiendo ese orden (Figura 11).

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Figura 11. Orden de llenado de los orbitales.

Es fácil deducir ahora la configuración electrónica aplicando el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10 Los últimos electrones están en 4s 3d [ns(n-1)d], por lo tanto este elemento es un metal de transición. Ejemplo 7.

En el estado fundamental del 37Rb, ¿cuántos electrones tienen 1 = 0, como uno de sus números cuánticos?, ¿cuántos tiene m = 0?. Lo primero que hay que hacer es recordar que hay una letra que identifica cada valor de 1: s → 1 = 0; p → 1 = 1; d → 1 = 2; f → 1 = 3; y que representa un conjunto de orbitales (orbitales s, orbitales p, etc). Entonces para saber cuántos electrones tiene l = 0, o sea electrones en le orbital s, es necesario hacer la distribución electrónica del Rb de acuerdo con las reglas de Hund. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1 Se ve entonces que hay 9 electrones con l = 0 (2 en el orbital 1s, 2 en el orbital 2s, 2 en el 3s, 2 en el 4s y 1 en el 5s). Para determinar cuántos electrones tiene ml = 0 el proceso es un poco más largo, pues hay que tener en cuenta que para cada valor de l, m puede tomar cualquier valor de -1, 0, +1, de modo que en cada conjunto de orbitales hay uno que tiene ml = 0. Además, en cada orbital se pueden acomodar dos electrones. Para el Rb se tendrá entonces 17 electrones con ml = 0 (2 en el orbital1s, 2 en el orbital 2s, 6 en el 3p, 2 en el 3s, 6 en el 3p, 2 en el 4s, 10 en el 3d, 6 en el 4p y 2 en el 5s). Ejemplo 8.

¿En qué grupo y en qué periodo se encuentra el elemento Z= 33?.

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Para ubicar un elemento en la tabla periódica lo primero que hay que hacer es su distribución electrónica, de acuerdo con las reglas ya conocidas: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p3 Como ya se sabe, el máximo nivel en el que hay electrones determina el periodo en este caso es el cuarto; y el número de electrones en su capa de valencia, en este caso 4s2 4p3, da el grupo, o sea el quinto. Cabe a notar que de acuerdo con la regla de la máxima multiplicidad, los tres electrones p están desapareados, y por lo tanto el elemento con Z=33 (As) es paramagnético. Cuando todos los electrones de una especie están apareados se dice que es diamagnética, pero basta con que uno sólo esté desapareado para que se comporte como para magnético. Si se tiene claridad sobre la forma cómo varía la carga nuclear Z* en la tabla periódica, es fácil recordar cómo varían las demás propiedades. Esto hace que los elementos en la parte superior a la derecha de la tabla periódica sean más pequeños, muy electronegativos y muy poco polarizables; mientras que los de la izquierda sean grandes, poco electronegativos y muy polarizables (Figura 12).

Figura 12. Variación de las propiedades periódicas.

Sin embargo, es necesario tener presente que no es lo mismo un átomo neutro que un ión. Cuando un átomo pierde un electrón se convierte en catión, o sea una partícula cargada positivamente, puesto que tiene menos electrones que protones, por el ejemplo el 11Na al perder un electrón el núcleo atrae con más fuerza a los 10 electrones restantes y por lo tanto la carga nuclear efectiva aumenta y el radio

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disminuye. Por lo tanto, el 11Na+ es más pequeño que el 11Na. Por el contrario, cuando un átomo neutro gana un electrón para convertirse en un anión, tiene más electrones que protones y entonces su carga nuclear efectiva disminuye y el radio aumenta. Así para el 17Cl se tiene que al ganar un electrón:

Cl + 1e-

17

Número de protones = Número de electrones =

17 17

→ 17Cl17 18

Obsérvese que el número de protones permanece constante, de tal modo que el elemento sigue siendo el mismo. Lo único que varía es el número de electrones. Ejemplo 9.

En cada uno de los siguientes conjuntos de elementos, ¿cuál tiene el mayor tamaño atómico?: a) 4Be, 20Ca, 56Ba b)12Mg, 14Si, 17Cl Al observar la tabla periódica encontramos que los elementos Be, Ca y Ba pertenecen al segundo grupo, y puesto que en un grupo el radio aumenta de arriba hacia abajo, el más grande será el de mayor número atómico, o sea el Ba. Los otros tres elementos Mg, Si y Cl, están en un mismo periodo, y puesto que el radio disminuye de izquierda a derecha, el más grande será el magnesio. Ejemplo 10.

En cada uno de los siguientes pares cuál tiene mayor electronegatividad? a) 19K vs 16S b) 9F vs 53I El 19K pertenece al cuarto periodo, primero grupo mientras que el 16S está en el tercer periodo, sexto grupo. De modo que, como el S está más arriba y más a la derecha en la tabla periódica tiene mayor electronegatividad.

Lección 4

E nlace químico Enlace químico INTRODUCCIÓN Basta observar la materia que nos rodea para darnos cuenta de la tendencia natural de los elementos a formar compuestos. El agua, la tierra, los alimentos son compuestos o mezcla de ellos. La forma en que los elementos se enlazan es determinante en las propiedades de los compuestos, tanto físicas como químicas. Así mismo, la formación de los enlaces depende también de la configuración electrónica de los elementos que lo forman. En este capítulo se estudiarán los diferentes tipos de enlaces, su proceso de formación y sus propiedades. ENLACE QUÍMICO

Cuando dos átomos se acercan, entre ellos se establecen fuerzas de atracción y repulsión. Si las fuerzas de atracción superan a las de repulsión, se forma un enlace. Cuando se forma un enlace químico, es porque la especie obtenida, es más estable que los átomos separados, en estos casos, se libera energía, alcanzando así estados energéticos más bajos. En el enlace químico interviene la estructura electrónica de los átomos, por lo tanto su naturaleza depende de la configuración electrónica de los elementos. Los enlaces químicos se establecen entre los electrones de valencia, que son los últimos electrones de un orbital en un átomo (Figura 1).

Figura 1. A la izquierda, la división de los elementos en grupos en la tabla periódica corresponde al número de electrones en la capa de valencia que tienen. A la derecha aparece el orden de llenado de los orbitales electrónicos.y metálico. Hay sustancias en las cuales uno de ellos predomina, sin embargo en muchas de ellas se puede considerar que el enlace corresponde a estados de transición entre dos de ellos.

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Enlace iónico

El enlace iónico se forma cuando uno o más electrones del último nivel, denominado nivel de valencia, se transfiere al nivel de valencia de otro átomo. Un ejemplo, el litio (Li, Z=3) y el flúor (F, Z=9) forman el compuesto iónico LiF (Fluoruro de litio). Al realizar su configuración electrónica se tiene: Li: 1s2, 2s1

F: 1s2, 2s2, 2p5

El Li, un metal alcalino pierde fácilmente un electrón del orbital 2s y adquiere la configuración 1s2, la cual es muy estable debido a que tiene el nivel n=1 completo. Para sacar el electrón del Li se gasta energía equivalente a la energía de ionización (EI). Elementos que tienen baja EI tienen gran tendencia a formar iones positivos. Li (1s2 ,2s1) → Li+ (1s2) + 1e El Flúor, un no-metal (halógeno) gana un electrón para el orbital 2p y adquiere la configuración 1s2 , 2s2, 2p6, la cual es muy estable debido a que tiene el nivel n=2 completo. Cuando el electrón extra entra en el F se libera energía equivalente a la afinidad electrónica A. Cuando esta es alta hay tendencia a formar iones negativos. F (1s2, 2s2, 2p5) + 1e → F- (1s2, 2s2, 2p6) Cuando un elemento completa los electrones del último nivel su configuración se hace muy estable. De esta manera, el Li al perder el electrón se transforma en Li+ y el flúor al ganar el electrón se transforma en F- y estas dos especies cargadas de signo opuesto se atraen por fuerza electrostática y forman el compuesto LiF.

Li+ + F-

→

LiF

Cuando los iones positivo y negativo se atraen para formar el compuesto iónico, se libera energía. La formación de un enlace iónico se favorece cuando: a) Un elemento tiene baja EI y el otro una alta. b) La diferencia en electronegatividad entre los dos elementos es alta. Ciclo de Born-Haber

Este proceso consiste de un ciclo de reacciones químicas desarrollado inicialmente por el físico Max Born y el químico alemán Fritz Haber en 1917. Este

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ciclo comprende la formación de un compuesto iónico desde la reacción de un metal (normalmente un elemento del grupo I o II) con un no metal (como gases halógenos, oxígeno u otros). Los ciclos de Born-Haber se usan principalmente como medio para calcular la energía reticular, que no puede ser determinada experimentalmente. En teoría, esta energía representa la formación de compuestos iónicos a partir de iones gaseosos. Por otra parte, algunos químicos definen la energía reticular como la cantidad de energía necesaria para romper los compuestos iónicos en iones gaseosos. La primera definición se refiere a un proceso exotérmico y la segunda a uno endotérmico. Con el ciclo de Born-Haber se calcula la energía reticular comparando la entalpía estándar de formación del compuesto iónico (según los elementos) con la entalpía necesaria para hacer iones gaseosos a partir de ellos. Esta es una aplicación de la Ley de Hess. El último paso del ciclo es más complejo. Para hacer iones gaseosos a partir de elementos es necesario convertirlos en gas, disociarlos si es necesario, e ionizarlos. Si el elemento es una molécula (por ejemplo F2), habrá que tener en cuenta su entalpía de disociación por un lado, además su energía de ionización que es la energía necesaria para arrancarle un electrón y formar un catión y, finalmente la afinidad electrónica que es la cantidad de energía necesaria para añadirlo y formar un anión. Hecho todo esto, la entalpía de formación se encuentra sumando las entalpías de atomatización, ionización, sublimación, disociación, afinidad electrónica y su respectiva energía reticular. Ejemplo 1

Si el Ca (Z=20) y el Cl (Z=17) forman un compuesto iónico, ¿cuál es su formula?. Lo primero que se debe hacer es obtener la configuración electrónica de los elementos, a partir de los valores de Z. Ca: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 Cl: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Si el Ca pierde los dos electrones del nivel 4s, queda como Ca2+, con el nivel n=3 completo, estos dos electrones deben ser recibidos por dos átomos de Cl, para formar dos Cl-, por tanto la fórmula solicitada es CaCl2 Ejercicio 1

Consultando el valor de la electronegatividad para los dos elementos ¿Cuál es la diferencia en electronegatividades entre el Ca y el Cl?. Ejercicio 2

¿Cuál es la fórmula del compuesto iónico formado por el Mg y el P?. Debe buscar en la tabla periódica los números atómicos de los dos elementos y obtener

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su configuración electrónica. ¿Cuántos electrones debe transferirse para obtener un sistema más estable?; ¿Cuál es la diferencia en electronegatividades? Los enlaces se caracterizan por la energía que contienen, por ejemplo entre el Na y el Cl la energía de enlace es 120.7 kJ, esto significa que se liberan 120.7 kJ cuando se forma el enlace. Enlace Covalente

En muchos casos la formación de un enlace iónico no es favorable y los átomos comparten electrones, esto constituye enlace covalente. Si se analiza la molécula más sencilla, la del H2 se encuentra la formación de un enlace covalente entre los dos hidrógenos. El H tiene Z=1 ó sea que solo posee un protón y por lo tanto un electrón en su orbital 1s. Como este nivel puede contener otro electrón de espín opuesto, los átomos de H alcanzan un estado energético más estable si se unen entre sí formando una pareja (H2) y compartiendo sus electrones de valencia (Figura 2).

Figura 2. El hidrógeno es más estable en su forma diatómica, por lo tanto establece enlaces de manera espontánea formando moléculas de H2

H + H → H:H Cuando se establece un enlace covalente como el que hay en el H2, el par electrónico se mueve alrededor de los dos núcleos. En este caso, se establece un equilibrio entre las fuerzas de atracción y repulsión entre ambos átomos, como puede verse en la Figura 3.

Figura 3. Fuerzas de atracción y repulsión existentes entre dos átomos.

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En algunos casos los dos electrones son aportados por uno solo de los átomos que forman el enlace. Es posible también que se comparta más de un par electrónico. LA TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

Resume la formación del enlace covalente en los siguientes postulados: 1. Los orbitales atómicos se superponen para formar el enlace y el par electrónico queda localizado entre los dos núcleos. 2. Pueden superponerse orbitales con un electrón cada uno o un orbital vacío con otro que tiene un par electrónico. 3. Los electrones deben tener espines opuestos. 4. Entre mayor sea la superposición de los orbitales atómicos más fuerte es el enlace. GEOMETRÍA MOLECULAR

No es sencillo saber cuál es la distribución espacial de una molécula. Si solo dos átomos forman un enlace, lógicamente solo hay una geometría posible. Sin embargo, a medida que se agregan átomos a la molécula, el número de posibilidades aumenta Si son dos átomos

Si son tres átomos

Dos teorías explican la geometría molecular, la Teoría de las repulsiones de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) y la Teoría de la hibridación de orbitales. Modelo de Hibridación de orbitales

Para lograr entender la geometría de las especies, es necesario aplicar el modelo de hibridación de los orbitales, porque es importante conocer la forma específica de las moléculas en 3 dimensiones. Un orbital hibrido en el átomo se forma por la combinación de dos o más orbitales atómicos. a) La primera combinación se tiene cuando un orbital s se mezcla con un orbital p y forma dos orbitales híbridos sp. ¿Cuál es el objetivo de esta hibridación de orbitales?. El análisis de la molécula BeH2 ilustra el concepto. Si se revisa la configuración de los dos átomos se tiene:

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Be con Z=4 su configuración es 1s2, 2s2 y el átomo de H con Z=1 1s1, como el Be tiene su nivel 2s lleno, se espera que no forme enlaces, porque no tienen electrones para compartir con los hidrógenos, sin embargo se obtiene el compuesto BeH2

¿Qué sucede entonces si la evidencia experimental dice que si existe la molécula BeH2?. El Be promueve un electrón al orbital siguiente.

Tiene ahora dos electrones desapareados que se puede compartir con los dos hidrógenos y que formarían los siguientes enlaces, 1 electrón 2s del Be con 1 electrón 1s de un hidrogeno y un electrón 2p del Be con 1 electrón 1s de otro hidrogeno. Como un enlace se hace con un orbital 2s y el otro con un orbital 2p del Be, los dos enlaces no son equivalentes o sea no tienen igual longitud, ni igual energía de enlace; sin embargo, experimentalmente se ha encontrado que sí son equivalentes, se explica la formación de la molécula si el Be combina un orbital 2s con un orbital 2p y obtiene dos orbitales híbridos sp que forman los dos enlaces equivalentes con los orbitales 1s de los hidrógenos.

Figura 4. Geometría de la molécula de BeH2

Como se puede ver en la Figura 4, el ángulo entre los átomos de hidrógeno es de 180º y la molécula es lineal, esto se cumple siempre que hay hibridación sp. Otras mezclas de orbitales son las siguientes: b) Cuando el elemento central puede combinar los orbitales s + p + p se generan 3 orbitales híbridos sp2, para formar 3 enlaces.

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El ángulo es de 120º y la estructura es triangular plana

Figura 5. Geometría de la molécula de BH3

Ejemplo 2

¿Cuál es la geometría del compuesto BF3?.La configuración electrónica del B es:1s2, 2s2, 2p1.¿Cuántos electrones de valencia hay?. En el nivel 2, al sumar el número de electrones tenemos un total de 3. Como deben enlazarse 3 átomos alrededor del Boro, por cada enlace deben tenerse un par de electrones, lo que da un total de 6 electrones o 3 pares de electrones todos compartidos con cada uno de los 3 átomos de flúor.

El BF3, es una especie con geometría trigonal plana, hibridización sp2. c) La combinación de los orbitales atómicos del átomo central: s + p + p + p produciendo 4 orbitales híbridos sp3 de igual energía (Figura 6). Ejemplo 3

En la molécula de CH4 se presenta la combinación de los orbitales atómicos del átomo central: s + p + p + p produciendo 4 orbitales híbridos sp3 de igual energía.

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Figura 6. Geometría de la molécula de CH4

Debido a la forma como se disponen los 4 orbitales híbridos sp3 en el carbono y a que todos están enlazados, esta es una especie tetraédrica (Figura 6). En la Figura 7 se presenta la formación de la molécula C2H6. Cada carbono presenta hibridación sp3, en los modelos se identifica cada átomo de carbono central y su geometría tetraédrica.

Figura 7. Geometría de la molécula de C2H6

Resonancia

El átomo de carbono puede generar hibridización de tipo sp con orbitales vacíos dispuestos a recibir pares de electrones y generar dobles enlaces. En estos casos la estabilidad de la especie formada se da por las estructuras resonantes que se pueden generar. Un ejemplo, es la molécula de CO2, cuya estructura no se puede representar con una sola estructura si no con tres, para cumplir con la evidencia experimental, los dos enlaces CO son iguales. I

II

III

Figura 8. Ejemplo de resonancia en una molécula de CO2

Las tres estructuras son equivalentes en energía y la estructura real de la molécula se describe como un híbrido de resonancia de las tres. Este híbrido de resonancia tiene menor energía que las tres estructuras resonantes y por lo tanto es más estable. Esta diferencia de energía que da mayor estabilidad se conoce como Energía de Resonancia. Estas estructuras resonantes son hipotéticas, no son reales, son simples medios de los que se vale el químico para visualizar la formación de la molécula bajo los rígidos modelos convencionales. La situación es que la molécula real no se puede representar por una sola estructura. Las tres estructuras en el caso del CO2 deben tener el mismo número de electrones.

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La molécula de SO2 tiene dos estructuras resonantes.

d) Cuando los elementos tienen posibilidad de involucrar en el enlace orbitales d, a partir del tercer nivel de energía en la tabla periódica, se encuentra que ellos pueden enlazar mas átomos si combina los orbitales s, p y d del nivel 3, para producir 5 orbitales híbridos sp3d.

Un ejemplo de una molécula con geometría bipirámide trigonal es el PCl5

e) Una especie como el SF6, donde el S, puede combinar los orbitales s, p y d, del nivel 3, para producir 6 enlaces, se generan 6 orbitales híbridos sp3d2

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Modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia

Los pares electrónicos se repelen por lo tanto se reparten tan lejos como sea posible. Para obtener el número de pares de electrónicos se siguen las siguientes reglas: 1. 2. 3. 4.

Contar los electrones de la capa externa del átomo central. Se suma un electrón por cada enlace. Se distribuye en pareja. Se toma la forma geométrica que permita mayor separación entre los pares de electrones. 5. La intensidad de las fuerzas de repulsión entre los dos pares de electrones sigue el orden siguiente:

Par compartido-par compartido < par compartido-par solitario < par solitario par solitario. Es importante reconocer al átomo central, su hibridización y los pares electrónicos libres para cada tipo de combinación de híbridos

Ejemplo 4.

¿Cuál es la geometría de la molécula NH3?. En el N con configuración 1s2, 2s , 2p3 se tienen 5 electrones de valencia. Se suma 1 por cada enlace para 8 en total o 4 pares de electrones. Pero son tres pares compartidos con cada uno de los tres hidrógenos y un par solitario. La geometría es pirámide triangular 2

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Ejemplo 5.

¿Que hibridización se presenta en la molécula de agua (H2O)? ¿Cuál es la geometría?. Para el O (Z=8) y H (Z=1), la configuración del átomo central el O es 1s2, 2s2, 2p4 y la del H es 1s1. Hay dos electrones en el orbital 2p que se pueden compartir con los hidrógenos, sin embargo como los orbitales 2p son perpendiculares el ángulo en la molécula del H2O sería de 90º. Experimentalmente se sabe que este ángulo es de 104.5º. Para explicar este ángulo de enlace, se presenta hibridización sp3. La hibridación sp3 da una geometría tetraédrica con un ángulo de 109.5 pero como en el agua hay dos pares solitarios, el ángulo disminuye por repulsión de estos pares con los enlaces. La estructura es angular y el ángulo de 104.5º.

Ejercicio 3.

Identifique cual es la geometría de las especies dibujadas a continuación

Ejercicio 4.

a) ¿El AlCl3 tiene pares electrónicos sin compartir? Explique. b) ¿Cuál es la geometría del AlCl3?

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Ejercicio 5.

¿Cuál es la hibridización del SiCl4?

Ejercicio 6.

¿Cuál es la hibridización y la geometría del PF6-? Un resumen de todas las posibilidades de geometría molecular, se encuentra en la tabla 1. TEORÍA DE ORBITAL MOLECULAR

El modelo del enlace de valencia para el enlace covalente permite visualizar rápidamente la geometría de las especies, sin embargo no permite dar una explicación satisfactoria de las propiedades química y físicas de las especies, por esta razón aparece el modelo de la teoría del orbital molecular. Para su desarrollo se tendrá presente el concepto del orbital molecular derivado de la mecánica cuántica ondulatoria, en la cual la función de onda al cuadrado nos da la probabilidad de encontrar un electrón dentro de una región del espacio. El modelo de la Teoría del Orbital Molecular (TOM), se construye a partir de los orbitales atómicos que posee cada átomo; aplicando el modelo a la formación de la molécula de H2 que es la más sencilla, cada átomo de H posee un electrón el cual de acuerdo a su configuración electrónica, se encuentra ubicado en el orbital 1s, el cual aporta para la formación del enlace.

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Tabla 1. Formas de la molécula para 2, 3, 4, 5, 6 enlaces

La combinación de los 2 orbitales s que aporta cada átomo de H es frontal, si cada orbital combinado tiene la misma energía, produce un orbital de enlace sigma (s) y este es energéticamente más estable. Cuando la combinación se produce de un

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orbital s de un átomo con simetría contraria al orbital s del otro átomo se genera un orbital de antienlace (σ*). Observe que cada átomo de H aporta un electrón ubicado en un orbital 1s, ambos de la misma energía producen el orbital molecular de enlace s energéticamente más bajo y es el que recibe los dos electrones para formar el enlace covalente. El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos combinados. Orden de enlace se define como la diferencia entre los pares de enlace menos los pares de antienlace. Cuando la combinación se realiza con orbitales p que posee el átomo se generan por la combinación frontal orbitales provenientes s de p y orbitales pi (π)por la combinación lateral de los orbitales p perpendiculares al eje de enlace

El orden energético creciente de estos orbitales moleculares es el siguiente: σ2p < π2p < π*2p < σ*2p Una vez que se forma la molécula ya no se habla de orbitales atómicos sino de orbitales moleculares y en ellos se distribuyen los electrones siguiendo las mismas reglas que para el llenado de los orbitales atómicos. La molécula de F2 se forma por la combinación de los orbitales atómicos de dos átomos de flúor (Z=9). La distribución electrónica del flúor es: 1s2, 2s2, 2p5

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Ejemplo 6.

Siguiendo como modelo el llenado de los orbitales moleculares para el nitrógeno en la figura, realizar el diagrama molecular para la molécula de C2. Debe tener presente la configuración electrónica para la capa de valencia del carbono en este ejemplo. Al realizar la combinación de los orbitales que aporta cada carbono se tiene:

Como se observa en el diagrama, se realiza el llenado de los orbitales π, el orden de enlace para esta molécula es 2, esto indica que la especie esta unida por un doble enlace, adicionalmente, los orbitales poseen cada uno dos electrones, por tanto la molécula es diamagnética. Complete el ejercicio indicando cual es el diagrama de orbital molecular para la molécula C2+ y C2-. Compare los resultados frente a lo obtenido para el C2 Polaridad de las moléculas

Cuando en el enlace covalente éste se forma entre dos átomos del mismo elemento, los electrones se comparten por igual y la distribución de carga es uniforme. Pero si el enlace covalente se forma entre elementos diferentes tal como la molécula HF, el flúor retiene más tiempo los electrones de enlace, debido a que posee una mayor capacidad para atraer los electrones (electronegatividad), por lo tanto el flúor adquiere una carga negativa y el hidrogeno una carga positiva (Figura 9).

Figura 9. Ejemplo de polaridad de moléculas.

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El enlace polar es un enlace covalente donde la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos no es muy grande (aproximadamente 1.7 o un poco mayor). Se define así una propiedad periódica de los elementos que forman un enlace covalente. La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de otro átomo en un enlace covalente. La polaridad de la molécula depende de la geometría de la misma.

Ejemplo 7.

Prediga si la molécula del agua es polar. Busque en la figura 10 los valores de las electronegatividades del hidrogeno y del oxigeno. ¿Cuál es el mayor?. Como lo vemos en la figura 10 la electronegatividad más alta es la del oxigeno, esto significa que el hidrogeno es positivo y el oxigeno positivo. Luego los dos enlaces OH son polares. El dipolo es un vector y la molécula de agua se representa por: δO 104.5 H δ+

H δ+

La molécula por lo tanto es polar.

Figura 10. Medidas de electronegatividad de los diferentes elementos.

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Enlace metálico

Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencian poco. Esta estructura explica muchas de las propiedades características de los metales: 1. Elevada conductividad eléctrica. 2. Buenos conductores del calor. 3. Son dúctiles (capaces de ser estirados para obtener cables) y maleables (capaces de ser convertidos en láminas delgadas). 4. Insolubles en agua y en otros disolventes comunes. 5. Los modelos para explicar la formación del enlace metálico son la teoría de bandas y la nube de electrones. Fuerzas intermoleculares

Con el conocimiento de la polaridad de una molécula se puede pensar que esta distribución de cargas permite que ocurra atracción entre las moléculas polares. La existencia de tales fuerzas fácilmente se puede demostrar. Por ejemplo, en la molécula de agua se aprendió que está formada por el enlace intramolecular de dos átomos de hidrogeno a un átomo de oxigeno, mediante un enlace covalente, formando una molécula de geometría angular con 2 pares de electrones libres, esta molécula de agua la podemos encontrar dependiendo de la temperatura en forma sólida, líquida y gaseosa. Debe existir por tanto fuerzas intermoleculares que le permitan al agua presentarse en estos 3 estados. Las fuerzas intermoleculares más conocidas son las fuerzas de van der Waals, en honor del científico danés Johannes van der Waals (1837-1923). Estas fuerzas son de diferente tipo, incluyen fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London y enlaces de hidrógeno. Fuerzas dipolo-dipolo

Las moléculas neutras no polares, experimentan fuerzas dipolo-dipolo como resultado de la interacción eléctrica de la cantidad de dipolos presentes sobre sus moléculas vecinas. Estas fuerzas pueden ser de atracción o de repulsión dependiendo de la orientación de las moléculas (Figura 11). La resultante final de las interacciones es lo que se conoce como fuerzas dipolo-dipolo. No sorprende, por lo tanto que estas fuerzas dependan del tamaño del momento dipolar involucrado. Entre más polar la sustancia, mayor será la fuerza de sus interacciones dipolo-dipolo. Por ejemplo, el butano es una molécula no polar con una masa de 58 uma y un punto de ebullición de 0.5° C, mientras que la acetona con la misma masa molecular hierve a 57 °C debido a su polaridad.

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Figura 11. Ejemplo de fuerzas dipolo-dipolo.

Fuerzas de dispersión de London

Son el resultado del movimiento de los electrones. Se presenta por tanto en moléculas que no poseen un dipolo permanente, cuando la distribución de electrones promedio en el tiempo de la molécula es simétrica, pero en cualquier instante hay una inducción temporal de dipolo, su efecto se observa en la variación de sus propiedades físicas, como el punto de ebullición (Tabla 2). Tabla 2. Propiedades físicas de compuestos afectados por fuerzas de dispersión de London.

Halógeno

Punto de fusión

Punto de ebullición

F2

53.5

85.0

Cl2

172.2

238.6

Br2

265.9

331.9

I2

386.7

457.5

La variación de los puntos de ebullición para los hidruros de los grupos 14 al 17 puede apreciarse de manera clara en la figura 12.

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Figura 12. Puntos de ebullición (K) para los hidruros de los grupos 14, 15, 16 y 17.

Enlaces puente de hidrógeno

Un enlace de hidrógeno es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo (Figura 13). Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor. La energía de un enlace de hidrógeno (típicamente de 5 a 30 kJ/mol) es comparable a la de los enlaces covalentes débiles (155 kJ/mol), y un enlace covalente típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular. Estos enlaces pueden ocurrir entre moléculas (intermolecularidad), o entre diferentes partes de una misma molécula (intramolecularidad). El enlace de hidrógeno es una fuerza de van der Waals dipolo-dipolo fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. El enlace de hidrógeno está en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una simple atracción electrostática intermolecular. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN. Estos enlaces son los responsables por la vida sobre la tierra. Son los causantes de que el agua sea líquida a temperatura ambiente y que su punto de ebullición sea alto (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno. Adicionalmente, son las fuerzas intermoleculares primarias que sostienen las biomoléculas en las formas requeridas para jugar papeles esenciales en bioquímica. Por ejemplo en el ADN (ácido desoxirribonucleico) está formado por dos cintas de moléculas orgánicas, las cuales se enrollan una sobre otra debido a la generación de enlaces puente de hidrógeno. El enlace puente de hidrógeno se genera por la atracción del átomo más electronegativo de una molécula hacia la parte más electropositiva de la otra molécula.

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Figura 13. Efectos del puente de hidrógeno.

Resumen del capitulo

Lección 5

E stados de agregación Estados de agregación de la materia: gases de la materia: gases

INTRODUCCIÓN La materia se presenta en tres formas físicas diferentes o estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. La estructura y propiedades de estos tres estados dependen de las fuerzas intermoleculares. Entre menores sean estas fuerzas, mas disperso es el sistema. El que una sustancia se encuentre en el estado sólido, líquido o gaseoso depende de sus condiciones de presión y temperatura. A diferencia de los gases, cuyas moléculas se encuentran extremadamente distanciadas entre sí, en los líquidos y sólidos las moléculas están tan juntas que hay muy poco espacio vacío y son más difíciles de comprimir. En los líquidos las moléculas mantienen su cohesión gracias a varias fuerzas de atracción. Gracias a esto, los líquidos poseen volúmenes definidos aunque las moléculas aun tienen suficiente libertada para moverse, lo que les permite adoptar la forma del recipiente que los contiene, fluir y derramarse. En los sólidos la situación es diferente pues las moléculas se encuentran en posiciones rígidas y tienen muy poca libertad de movimiento, lo que les confiere las características con las que estamos familiarizados. GASES

Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. En estado gaseoso, las moléculas no se encuentran unidas al contrario, están expandidas y tienen poca fuerza de atracción entre sí. Por esta razón un gas tiende a expandirse de manera espontanea para ocupar todo el volumen del recipiente que lo contiene. Para lograr el estado gaseoso de una sustancia es necesario aumentar la energía cinética de sus moléculas, esto significa que en ese estado las moléculas tienen una alta energía cinética y se encuentran separadas unas de otras por distancias relativamente grandes lo cual permite que se les pueda comprimir. Esto también significa que las moléculas de un gas están en movimiento continuo y caótico.

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El estado de un gas se define mediante tres variables que están matemáticamente relacionadas, la presión, el volumen y la temperatura. PRESIÓN, TEMPERATURA Y VOLUMEN

La presión se define como la fuerza por unidad de área ejercida por las moléculas del gas contra las paredes del recipiente en que se encuentra contenido y se mide en Nm2 en el sistema SI. 1 Nm2 = 1 Pascal (Pa) = 1 atm + 101325 Pa Sin embargo las unidades más usadas son milímetros de mercurio (mmHg) y atmósferas (atm) que hacen referencia a la presión ejercida por una columna de mercurio. Asimismo, la presión de los gases también puede medirse con otra unidad, el bar. 1 bar = 1.0 x 105 Pa. La Figura 1 muestra la medida de la presión de un gas en un manómetro.

Figura 1. a) Un manómetro de extremo cerrado. La presión del gas es: Pgas= PHg ejercida hacia abajo por la columna de mercurio. Esta presión se expresa como la altura de esta columna h, en milímetros de mercurio En b) se puede apreciar un manómetro de extremo abierto. La presión del gas es Patm + PHg donde PHg es la altura h de la columna de mercurio (mmHg). Este último artefacto se usa para medir la presión atmosférica y se denomina barómetro en lugar de manómetro.

La temperatura hace referencia a la energía cinética de las moléculas del gas. A mayor energía cinética en las moléculas que lo componen, más alta será la temperatura del gas en cuestión. La temperatura se mide en grados Kelvin (K) en el sistema SI, pero también se usan frecuentemente los grados centígrados (ºC). La medición de la temperatura se hace usando termómetros, muchos de ellos se basan en la dilatación que ocurre en los materiales cuando la energía cinética de sus moléculas cambia, el más común es el mercurio pues el cambio de volumen de una columna de mercurio es fácilmente visible a través de un cristal. Finalmente, el volumen hace referencia al espacio utilizado por el gas. Debido a que los gases no poseen un volumen en si mismos sino que adoptan el del reci-

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piente en que se encuentran, esta medida se encuentra absolutamente ligada a la presión y la temperatura. El volumen en el SI se mide en metros cúbicos (m3), sin embargo es muy común medirlo en litros. LAS LEYES EMPÍRICAS DE LOS GASES

Las tres variables: presión, volumen y temperatura se relacionan mediante las leyes empíricas. La primera de estas leyes es la Ley de Boyle y establece que la presión y el volumen son inversamente proporcionales si la temperatura es constante (Figura 2). V ~ 1/P0 V = KT / P PV = KT KT = Constante a T constante.

Figura 2. Ley de Boyle, el volumen de un gas varía inversamente con respecto a la presión.

Ejemplo 1.

Se conectó un manómetro de extremo abierto a un matraz que contiene gas hidrógeno de presión desconocida. El mercurio del brazo abierto a la atmósfera se encontraba 65,00mmHg más alto que el extremo cerrado. La presión atmosférica, era de 733.00mmHg. ¿Cuál era la presión del gas en el matraz? Haciendo referencia a la Figura 1 es la diferencia entre los dos niveles de mercurio o sea 65 mmHg Donde = 733.00 mmHg + 65.00 mmHg = 798.00 mmHg

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En unidades de atmósferas 1 atm = 760.00 mmHg = 798.00 mmHg x 1.00 atm/760 mmHg = En unidades de Pascal o Nm-2

= 1.05 atm

Ejercicio 1.

Un volumen de 100 mL de O2 (g) a 760 mmHg se comprime a una presión de 800 mmHg a temperatura constante. ¿Cuál será su volumen final? Lo primero que debe hacerse es analizar las condiciones. La temperatura es constante, el volumen y la presión cambian. La ley de Boyle dice:

PV = KT

Las condiciones iniciales son: (100 mL) (760 mmHg) = kT Las condiciones finales son: Como la constante es la misma porque la temperatura es constante El proceso se puede resumir así: ¿El resultado del volumen será mayor o menor que 1000 mL? Analice la ley, presión y volumen son inversamente proporcionales. La presión aumenta y lógicamente el volumen debe disminuir.

LA LEY DE CHARLES Y GAY LUSSAC

Con la ley de Boyle consideramos los casos en que la temperatura de un sistema se mantiene constante. Ahora veamos las situaciones en que la temperatura varía. Cómo afecta esto al volumen y la presión de un gas?.

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La ley de Charles y Gay Lussac establece que el volumen de una cantidad fija de gases varía proporcionalmente con su temperatura absoluta, o sea la temperatura en grados Kelvin, si la presión permanece constante (Figura 3).

Figura 3. A la izquierda puede verse la relación entre el volumen y la temperatura de un gas descrita por la ley de Charles y Gay Lussac. A la derecha un ejemplo gráfico de esta situación. Un gas a temperatura T1 es calentado y se expande aumentando su volumen y manteniendo su presión constante. Si se impidiera el desplazamiento del embolo, el calentamiento produciría un aumento en la presión del gas confinado.

Esta ley puede nombrarse simplemente como la ley de Charles y matemáticamente se expresa de la siguiente forma: = constante a presión constante. Ejemplo 3.

Una muestra de un gas tiene un volumen de 79.5 mL a 45 0C. ¿Qué volumen ocupará a 0 0C? ¿Cuáles son las condiciones? P constante, T y V varían:

Condiciones iniciales

condiciones finales

Para poder aplicar la ley de Charles, las temperaturas deben trabajarse en la escala Kelvin, por lo tanto hay que hacer una conversión.

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Igualando las dos ecuaciones:

Puede verse entonces que al disminuir la temperatura debe disminuir el volumen puesto que son directamente proporcionales. LA LEY DE AVOGADRO

Esta ley establece que si la presión y la temperatura permanecen constantes, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de moléculas. Otra forma de expresar el principio de Avogadro es: A 273 K y 1 atm de presión, un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4 L.

A estas condiciones, 1.0 atm de presión y 273K de temperatura se les conoce como condiciones normales de un gas (TPN). La Figura 4 ilustra el principio de Avogadro.

Figura 4. Representación de la ley de Avogadro. Diferentes gases confinados a la misma temperatura y presión contienen la misma cantidad de moléculas. Dicho de otra forma, 1 mol de cualquier gas a 273°K y 1atm de presión, ocupara 22,4 L de volumen.

El principio de Avogadro permite establecer en las reacciones químicas de los gases una relación entre volúmenes igual a la establecida para moles usando los

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coeficientes estequiométricos de la ecuación química, el siguiente ejemplo ilustra este concepto. Ejemplo 4.

¿Qué volumen de oxigeno se requiere para la combustión completa de 15.0L de etano C2H6 (g) si todos los gases se miden a la misma temperatura y presión? La reacción de combustión es: 2C2H6 (g) + 7O2 (g) 4CO2 (g) + 6H2O (l) La relación molar entre el C2H6 (g) y el O2 (g) es: 2moles de C2H6 reaccionan con 7 moles de O2 (g) Igualmente para los volúmenes se cumple que: 2 volúmenes de C2H6 (g) reaccionan con 7 volúmenes de O2 (g), de acuerdo a esto, el volumen de O2 (g) requerido será.

La ecuación de estado de los gases

Las leyes empíricas relacionan las variables presión, volumen, temperatura y número de moles para un gas. Las relaciones vistas en las tres leyes empíricas son las siguientes:

Estas relaciones pueden combinarse para obtener una ecuación general: Si se introduce una constante de proporcionalidad (R)

Esta relación se conoce como la ecuación de estado de un gas ideal, la cual la cumplen los gases que se aproximan al comportamiento ideal. La constante R se puede calcular, sabiendo que un mol a 1 atm y 273 K ocupa un valor de 22.4 L. Sustituyendo estos valores en la ecuación de estado se obtiene:

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La ecuación de estado tiene muchas aplicaciones, algunas de ellas se ilustran en los siguientes ejemplos: Ejemplo 5.

El gas hilarante óxido nitroso puede prepararse mediante calentamiento controlado de nitrato de amonio según la ecuación: Cuántos litros de N2O a condiciones normales pueden obtenerse por descom? posición de 24,0 g de Para obtener el volumen de N2O (g) se aplica la ecuación de estado

T = 273 K y P = 1 atm

condiciones normales

El problema es calcular primero n. Para ello se debe basar en la relación estequiométrica de la ecuación química. Un mol de

produce un mol de N2O

Ahora, si calculamos el volumen

Ejemplo 6.

¿Cuál es la densidad en gramos por litro del dióxido de azufre (SO2) a 25 0C y 300mmHg de presión? La densidad es masa (m) sobre volumen d = m/V. Analicemos la ecuación de estado ¿Cómo introducir m? El número de moles es n = m/M, donde M es la masa molar

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Ahora se puede despejar,

Como

entonces

Ejemplo 7.

Una muestra de cloroformo (CHCl3) de masa 0.5280 g se recoge como vapor en un frasco que tiene un volumen de 127 mL. A 75°C la presión de vapor en el frasco es de 754 mmHg. Calcule la masa molar del cloroformo. La masa molar M es g mol-1 ¿Cómo introducir M en la ecuación de estado?

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Como se puede ver en estos ejemplos, el uso adecuado de las unidades confirma un cálculo correcto.

te:

Ejemplo 8. Un método muy usado en la producción comercial de cloro (Cl2) es el siguien-

¿Cuántos litros de cloro medido a 25°C y 1 atm se pueden producir a partir de 1.0 Kg de NaCl? Para calcular el volumen de cloro a 25°C y 1atm se aplica la ecuación de estado. Sin embargo, no conoce el número de moles. ¿Qué hacer? La relación estequiométrica de la ecuación dice que 2 moles de NaCl producen 1mol de Cl2 (g). Sí calculamos el número de moles de NaCl podemos calcular el de O2.

Ahora sí se calcula el volumen con la ecuación de estado

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LEY DE DALTON

Los ejemplos anteriores han tratado gases en estado puro, sin embargo muy frecuentemente los estudios que se realizan involucran mezclas de gases y estas mezclas son muy comunes, el aire es una de ellas. La ley de Dalton describe la presión total ejercida por una mezcla de gases como la suma de las presiones parciales de los gases individuales. Esta se conoce como la Ley de Dalton de las presiones parciales (Figura 5).

Figura 5. Representación de la ley de Dalton. Los tres recipientes de encuentran a la misma temperatura y tienen el mismo volumen. El recipiente de la derecha contiene una mezcla de los contenidos de los otros dos y su presión (Pt) será igual a la suma de las presiones individuales de ellos (P1+P2).

En la ley de Dalton, la presión parcial de un gas se define como la presión que ejercería si se encontrara sólo ocupando todo el volumen a la misma T y P.

Ejemplo 9.

En un recipiente de 10.0 L a 125°C se coloca 1,00g de cada uno de los siguientes gases: H2, O2, N2. ¿Cuál será la presión total en el recipiente?. El primer paso es calcular el número de moles de cada gas.

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Se calcula ahora la presión de cada gas con el uso de la ecuación de estado.

La presión total es la suma es la las presiones de cada gas

Lección 6

stados de agregación de E E stados de agregación de la materia: sólidos y líquidos

la materia: sólidos y líquidos SÓLIDOS

Los sólidos presentan estructuras rígidas, conservan su forma y su volumen cuando se transfieren de un recipiente a otro. También son prácticamente incompresibles. Se clasifican en sólidos amorfos, sin ninguna estructura definida y sólidos cristalinos con los átomos ubicados en posiciones definidas. Los sólidos cristalinos se analizan por Rayos X. Este análisis revela la posición de los átomos en el cristal, la distancia que los separa y los ángulos que forman los planos en los cuales se encuentran los átomos. Sólidos cristalinos

En los sólidos cristalinos los átomos, iones o moléculas están colocados en posiciones fijas. Todo este conjunto constituye la red o retículo cristalino. Hay diferentes tipos de redes cristalinas, el NaCl por ejemplo cristaliza en forma cúbica. Existen siete sistemas cristalinos: cúbico, tetragonal, ortorrómbico, monoclínico, triclínico romboedral y hexagonal, tal como se presentan en la Figura 1.

Figura 1. Los siete tipos de celdas unitarias. El ángulo α está definido por las aristas b y c; el ángulo β, por las aristas ay c, y el ángulo γ, por las aristas a y b.

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Las propiedades físicas de los sólidos se determinan por el tipo de partículas presentes en los puntos de esas redes cristalinas y la naturaleza de las fuerzas de atracción entre ellas. Con base en los tipos de partículas que hay en los puntos de red, los sólidos cristalinos se clasifican en cuatro clases: Cristales moleculares

Hay moléculas o átomos en los puntos de la red cristalina. Las fuerzas de atracción entre ellas son relativamente débiles. En el naftaleno (C10H8) y en el CO2 por ejemplo, hay fuerzas de London, las más débiles. En el caso del H2O y el NH3, las moléculas son polares y las fuerzas de atracción son dipolo-dipolo; también hay enlace de hidrógeno, ambas de mayor fortaleza que las fuerzas de London. Cristales iónicos

Hay iones localizados en la red cristalina como en el caso de NaCl. Las fuerzas de atracción electrostática entre el Na+ y el Cl- son muy fuertes (Figura 2).

Figura 2. Estructura cristalina del cloruro de sodio (NaCl), un ejemplo de cristal iónico.

Cristales covalentes Están constituidos por una red de enlaces covalentes entre los átomos ubicados en los puntos de la red. El mejor ejemplo es el diamante, formado por una red de carbonos enlazados covalentemente. Debido a la fortaleza del enlace covalente, estos cristales son bastante duros, se les utiliza como abrasivos y se consideran aislantes. También el grafito es un cristal covalente (Figura 3).

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Figura 3. Cristal de grafito, un ejemplo de cristales covalentes

Cristales metálicos

Formado por una red de iones positivos metálicos con los electrones de valencia dispersos en el cristal se encuentran unidos por fuerzas electrostáticas. Son buenos conductores de la electricidad debido al movimiento de los electrones. La Tabla 1 resume los tipos de cristales y sus propiedades. Tabla 1. Tipos de sólidos cristalinos. Tipo de sólido Unidades químicas en los puntos de red Fuerzas que mantienen unido al sólido

Algunas propiedades

Molecular

Iónico

Covalente

Metálico

Moléculas o átomos

Iones positivos y negativos

Átomos

Iones positivos

Enlaces covalentes

Atracciones electrostáticas entres los iones + y el “mar” de electrones

Fuerzas de London, fuerza Atracción elecdipolo-dipolo, trostática entre enlaces de los iones + y hidrógeno

Blandos, generalmente de bajo punto de fusión, no conductores

Duros, quebradizos, de alto punto de fusión, Muy duros, alto no conductores punto de fusión, (pero al funno conductores dirse conducen la corriente eléctrica)

Duros a blandos, punto de fusión bajo a alto, mucho brillo, buenos conductores

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Tipo de sólido

Molecular

Algunos ejemplos

CO2 (hielo seco) H2O (hielo) C12H22O11 (azúcar)

Iónico

Covalente SiC C (diamante) NaCl (sal) WC (Carburo CaCO3 (piedra de Tungsteno, caliza) utilizado en MgSO4 herramientas de corte)

Metálico Na, Fe, Cu

Sólidos amorfos

A diferencia de los sólidos cristalinos, los amorfos no poseen una estructura organizada. Un ejemplo común de sólidos amorfos es el vidrio. La estructura desordenada del vidrio se debe a la velocidad de solidificación, cuando el oxido de silicio se enfría rápido sus moléculas no tienen tiempo de ordenarse y se genera un sólido amorfo. En la Figura 4 se puede apreciar la estructura de dos cristales de cuarzo, uno cristalino (a) y el otro amorfo (b).

Figura 4. La estructura de la derecha corresponde a la organización del vidrio de cuarzo que ha llegado a la solidificación sin cristalizar, por lo tanto su estructura se ve más desordenada que la de la del modelo de la izquierda.

Cambio de estado sólido – líquido

Cuando se aumenta la temperatura de un sólido, la energía de movimiento de las moléculas, llamada energía cinética aumenta. Si este proceso continúa, eventualmente se alcanza una temperatura a la cual algunas moléculas poseen suficiente energía cinética para escapar de las posiciones fijas en la red cristalina. La sustancia entonces comienza a fundirse. En este momento, la temperatura permanece constante hasta que todo el sólido se ha transformado en líquido. Esta temperatura se conoce como la temperatura de fusión y tiene un valor característico a una presión dada. Para el H2O a 1 atm de presión la temperatura de fusión es 0°C (273 K). Cuando ocurre el proceso inverso, es decir, el agua líquida se transforma en hielo, a esta temperatura la denominamos punto de congelación. En este caso, para que el agua se solidifique sus moléculas deben perder energía cinética.

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P = 1 atm T = 273 K

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H2O (s) ↔ H2O (l)

Para que el cambio de sólido a líquido ocurra es necesario aumentar la temperatura, pues hay que romper las fuertes atracciones presentes en los sólidos y se necesita energía, de ahí que sea endotérmico. Esta energía se conoce como el calor de fusión. La cantidad de energía en forma de calor que debe suministrarse para fundir un mol de sólido a la temperatura de fusión se conoce como el calor molar de fusión. El valor del calor molar de fusión depende del tipo de cristal o sea de las fuerzas intermoleculares. Para fundir un mol de agua a 1 atmósfera de presión se necesitan 5,98 kJ de calor. Esto se debe a que el H2O es una molécula polar y además presenta un tipo de fuerza intermolecular muy fuerte entre el oxígeno de una molécula y el hidrógeno de otra, llamada enlace de hidrógeno. Recuerde que el enlace de hidrógeno ocurre cuando el hidrógeno, de tamaño muy pequeño se une con un elemento más electronegativo como el F, N, O. Las moléculas se unen entre sí por medio del hidrógeno de una molécula con el flúor de otra en el caso del HF o con el oxígeno como en el caso del agua. La Figura 5 muestra la naturaleza de los enlaces o puentes de hidrogeno.

Figura 5. Enlace de hidrogeno. También se le denomina puente de hidrogeno, se trata de una atracción establecida ente un hidrogeno y otro átomo fuertemente electronegativo que se encuentre cerca, en el caso del agua se trata de un oxígeno.

Líquidos

En los líquidos las moléculas están en movimiento constante y desordenado, aunque no en la misma medida que en los gases, pues las fuerzas intermoleculares del tipo dipolo-dipolo, enlaces de hidrógeno o de London impiden que se muevan libremente; aun así, las moléculas se mueven lo suficientemente rápido como para que estas fuerzas establezcan estructuras rígidas como en los sólidos. Los líquidos no presentan forma definida. Toman la forma del recipiente que los contiene y son, al igual que los sólidos prácticamente incompresibles.

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El aumento en la temperatura aumenta ligeramente el volumen en la mayoría de los líquidos y consecuentemente disminuye su densidad. Propiedades de los líquidos

Todos los líquidos oponen cierta resistencia al flujo, a esto se le denomina viscosidad. Los líquidos son más viscosos si entre sus moléculas hay una mayor atracción. Generalmente, la viscosidad disminuye cuando aumenta la temperatura pues la atracción entre las moléculas se ve contrarrestada por la gran energía cinética de las mismas; por el contrario, la viscosidad aumenta con el aumento de presión. Otra característica de los líquidos es la tensión superficial. Al interior de un liquido, todas las moléculas que lo componen están rodeadas por otras similares que ejercen fuerzas de atracción en todas direcciones; en la superficie la situación es diferente, la fuerza de atracción solo se encuentra bajo las moléculas, lo que hace que la superficie se comporte como una envoltura y tienda a englobar el liquido. La tensión superficial se manifiesta como la resistencia del líquido a la penetración. Cambio de estado líquido - gas

Cuando se aumenta la temperatura de un líquido, la energía cinética de las moléculas se incrementa hasta alcanzar una temperatura a la cual algunas de ellas poseen suficiente energía para escapar del líquido en forma de gas. En este punto, la temperatura permanece constante hasta que todo el líquido ha pasado a la fase gaseosa. Esta temperatura es característica de cada compuesto a determinada presión y se llama la temperatura de ebullición. Para el agua a 1 atm de presión la temperatura de ebullición es 100 ºC (373 K) H2O (l) ↔ H2O (g) La presión a la cual se evapora un líquido se conoce como la presión de vapor de equilibrio del líquido. Para romper las fuerzas intermoleculares del estado líquido se le debe suministrar energía en forma de calor. La cantidad de energía en forma de calor que debe suministrarse a un mol de líquido para convertirlo en un mol de gas a su temperatura de ebullición se llama calor de vaporización. DIAGRAMA DE FASES

Los sólidos bajo ciertas condiciones de presión y temperatura pueden pasar directamente a gas. Este proceso se conoce como sublimación y ocurre a una temperatura y presión determinadas, llamadas temperatura de sublimación y presión de vapor de equilibrio del sólido.

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Se necesita suministrar energía a un sólido para romper su estructura rígida debida a las altas fuerzas intermoleculares y pasar al estado gaseoso. La energía necesaria para transformar un mol de sólido a un mol de gas a su temperatura de sublimación se conoce como el calor molar de sublimación. Todos estos cambios de estado pueden representarse en una gráfica de presión vs temperatura, conocida como diagrama de fases. La Figura 6 muestra el diagrama de fases para el agua.

Figura 6. Diagrama de fases para el agua.

La grafica se divide en tres regiones y cada una de ellas representa una fase pura. La línea que separa dos regiones cualesquiera representa las condiciones a las que esas dos fases se encuentran en equilibrio. Por ejemplo, la curva trazada entre las fases liquida y gaseosa muestra la variación de la presión de vapor con la temperatura. Las otras dos muestran las condiciones para que haya equilibrio entre el líquido y el hielo o entre el hielo y el gas. El punto en que las tres curvas se unen se denomina punto triple y corresponde a la única condición en que las tres fases pueden coexistir de manera simultánea. Para el agua, este punto está a 0,01°C y 0,006 atm. Los diagramas de fase permiten predecir cambios en los puntos de fusión y ebullición de acuerdo a cambios en la presión externa. Ejercicio 1

La Figura 7 ilustra el diagrama de fases del CO2. Explique qué representa cada línea. ¿Qué significa el punto que se encuentra a 5,11 bar, 216,8°K? ¿Existe el CO2 líquido a presión atmosférica de 1 bar? Solo observe el diagrama de fases y puede contestar estas preguntas.

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El punto (5 bar, 298,15°K) es el punto triple? A 1 bar no puede existir el estado líquido a ninguna temperatura. Basta trazar una línea paralela al eje de la temperatura a la altura de 1 atm para observar este fenómeno.

Figura 7. Diagrama de fases para el CO2

Lección 7

ermoquímica T Termoquímica INTRODUCCIÓN Todas las reacciones químicas involucran formación y/o ruptura de enlaces entre los átomos o moléculas. En muchos casos, el rompimiento de un enlace requiere energía en forma de calor; así mismo, la formación de un enlace nuevo libera energía. Esto lleva a concluir que en las reacciones químicas se gasta y se consume energía dependiendo de la cantidad y el tipo de enlaces que se rompen y que se forman. La termoquímica se relaciona con el estudio del flujo de calor en los procesos químicos y físicos. En este capítulo veremos las características de dicho flujo en las reacciones químicas. ENERGÍA

En términos generales, la energía se define como la capacidad para realizar un trabajo. En química se define trabajo como el cambio en la energía producido por un proceso. La energía contenida en la materia puede ser cinética si está relacionada con su grado de movimiento; radiante como la emitida por el sol en forma de partículas y ondas que interactúan con nuestro planeta; potencial si depende de la posición de un objeto o química si se encuentra almacenada en enlaces. Podrían definirse más tipos de energía pero lo importante es que todos ellos están relacionados entre sí. Un ejemplo de esto es la energía térmica que puede calcularse a partir de mediciones de temperatura. Este tipo de energía en realidad está asociada al movimiento aleatorio de los átomos o moléculas en un compuesto, de manera que es una forma de energía cinética. Sistema

Para estudiar el flujo de calor es necesario definir y aislar una parte del universo como el objeto de estudio. A ese espacio aislado en que ocurren los procesos que nos interesa observar lo denominamos sistema. De acuerdo al grado de aislamiento, los sistemas pueden ser de tres clases:

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• Sistema aislado: es el que no intercambia materia ni energía con el entorno. • Sistema cerrado: intercambia energía pero no materia con el exterior. Nuestro planeta es un ejemplo de este tipo de sistema. • Sistema abierto: este tipo de sistema puede intercambiar energía y materia. Un ejemplo de este tipo es el motor de un automóvil, el cual recibe combustible como una forma de intercambio de materia y libera calor al entorno como intercambio de energía. Funciones de estado

Son magnitudes físicas macroscópicas que caracterizan de manera única el estado de un sistema en equilibrio. Para cualquier sistema termodinámico en equilibrio, puede escogerse un número finito de variables de estado, tal que sus valores determinan unívocamente el estado del sistema. Un ejemplo de función de estado es la energía interna. Las sustancias poseen cierta cantidad de energía, debido a su posición relativa en el espacio, a sus desplazamientos, al movimiento interno de sus protones, electrones y neutrones, a su energía relativa de masa en reposo (mc2) y a las interacciones entre las moléculas. Esta energía se conoce como energía interna (U). Otras funciones de estado son la presión, la temperatura. El volumen. La entalpía, la entropía, la densidad, etc. Los cambios en energía se pueden manifestar de varias formas, ya sea como energía mecánica en forma de trabajo o como energía térmica en forma de calor. Una sustancia pierde energía interna cuando libera calor (q) o hace trabajo (w). El análisis de todos estos cambios energéticos y sus implicaciones es estudiado por la Termodinámica. La termodinámica como herramienta permite predecir si una reacción química ocurre o no espontáneamente y cuáles son las condiciones más favorables para su desarrollo y máxima eficiencia. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

Si pensamos en la cantidad de energía eléctrica producida por un generador cuando es movido por el agua que baja de una represa, nos resulta casi inevitable pensar que si usáramos parte de esa energía para subir de nuevo el agua y volverla a lanzar desde arriba tendríamos una fuente inagotable de energía para nuestras casas. Desafortunadamente la realidad es diferente y se ha comprobado que la energía que se debe invertir para devolverle al agua la energía potencial que tenía antes de caer es superior a la que se puede recuperar con el generador, en otras palabras, la energía obtenida no alcanza para llevar el sistema al estado inicial. Si la energía requerida llegara en algún momento a ser menor que la producida, habríamos obtenido una maquina de movimiento perpetuo de primer tipo, es decir, una maquina que en cada ciclo de funcionamiento generaría suficiente energía para un ciclo siguiente y además generaría un excedente.

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La primera ley de la termodinámica establece que la energía total en un sistema aislado se conserva, es decir, de un sistema no se puede sacar más energía de la que tiene o recibe. Debido a esto el calor, q, transferido a un sistema debe generar un aumento en su energía interna ΔU, o como trabajo realizado por el sistema sobre el exterior, es decir, q = ΔU + w. De esta manera, la expresión matemática del primer principio de la termodinámica queda así: ΔU = q – w, donde ΔU es la variación de la energía interna del sistema entre los estados inicial y final; q es la cantidad de calor intercambiado con el exterior y w es el trabajo realizado que, a presión constante viene dado por la expresión w= pΔV, siendo p la presión y ΔV el cambio producido en el volumen. CALORIMETRÍA

Los cambios de calor que ocurren en los procesos físicos y químicos pueden medirse usando un calorímetro. A este estudio se le denomina calorimetría. Para comprender el flujo de la energía en los procesos químicos debemos aclarar primero algunos conceptos. Calor específico

Es la cantidad de calor requerida para elevar la temperatura de 1.0 g de alguna sustancia en 1 grado Celsius. El calor específico se mide en cal g-1 grado-1 o Julio g-1 grado-1, tanto caloría como Julio son unidades de energía, la relación entre ellas es: 1 caloría = 4.18 julios Como el calor específico expresa el cambio en calor por gramo de sustancia y por grado de temperatura, es fácil conocer el cambio total en energía en forma de calor (q) si se conoce la masa y el cambio en la temperatura: q = mc∆T Ejemplo 1.

¿Cuál es el cambio en energía o el calor ganado cuando se calientan 200 g de H2O(l) de 25.0 a 40.0 °C? El calor especifico del agua líquida es 4.18 J g-1 grado-1. Cuando a un gramo de agua se le aumenta en un grado la temperatura, se le han suministrado 4.18 J de calor, para 200 g y para elevar la temperatura 15°C (40 °C – 25 °C) se necesitan:

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Como la diferencia entre la escala de temperatura Celsius y la Kelvin es únicamente en la localización del cero, el resultado es el mismo si se usan grados Kelvin, veamos:

Capacidad calorífica molar

Es importante definir una cantidad que represente la cantidad de calor necesaria por unidad de mol y no por gramo. Esta cantidad se conoce como la capacidad calorífica molar y se define como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un mol de sustancia. Como los procesos químicos pueden ocurrir a volumen constante, o a presión constante, se definen entonces dos capacidades caloríficas: Cv y Cp. La Tabla 1 muestra las capacidades caloríficas molares de algunas sustancias a presión constante (Cp). El valor de la capacidad calorífica depende del estado de agregación de la sustancia, es decir, si se trata de un sólido, líquido o gas. Tabla 1. Capacidades caloríficas molares de algunos elementos y compuestos.

Sustancia Al(s) Ag(s) AgCl(s) Au(s) Cu(s) Fe(s) H2(s) H2O(s) Mn(s) MnCl2(s) N2(s) NH3(s) SiO2(s)

Cp / J K-1 mol-1 24.3 15.4 50.8 25.4 24.4 25.1 28.8 75.3 26.3 72.9 29.1 35.1 44.4

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Para hacer la medición de los cambios de calor pueden usarse varias clases de calorímetros, uno de los más comunes es el calorímetro tipo bomba (Figura 2), usado para determinar los calores de combustión. Este sistema consiste de un recipiente en el cual ocurre la reacción, sumergido en una cantidad determinada de agua y encerrado en otro recipiente bien aislado. Cuando ocurre la combustión, el calor liberado es absorbido por el agua aumentando su temperatura. El cambio de temperatura del agua se mide usando un termómetro y, a partir de este valor se calcula el calor liberado usando la capacidad calorífica del calorímetro y del agua. Por sus características, se le llama también calorímetro de bomba a volumen constante.

Figura 2. Calorímetro tipo bomba usado para medir el calor liberado por una reacción química.

El calor en las reacciones químicas

Una reacción química se representa por la ecuación química: Reactivos → Productos El cambio de energía para una reacción química corresponde a la diferencia entre la energía de los productos (estado final) y la energía de los reactivos (estado inicial). ENTALPÍA

La mayoría de las reacciones químicas ocurren a presión constante. Para medir el calor absorbido o liberado por una reacción, en química se utiliza una propiedad denominada entalpía (H). La entalpía de una sustancia es imposible de calcular, sin embargo, el cambio en la entalpía si es medible y se representa por qp. Para una reacción química el calor a presión constante es:

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Aunque el valor absoluto de la entalpía de una sustancia no puede determinarse, se han establecido ciertos valores relativos para diferentes sustancias (Tabla 2). Estos valores se han calculado por comparación con un valor arbitrario aceptado por los químicos llamado entalpía estándar de formación (ΔHf°). Este valor se define como el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm. Se ha establecido por convención que el ΔHf° para cualquier elemento en su forma más estable es igual a cero. Un ejemplo de esto se presenta con el carbono. Este elemento en la naturaleza puede encontrarse en estado puro formando diamante o grafito, sin embargo, el grafito es más estable que el diamante a 1 atm y 25°C, de manera que:

ΔHf° (C, grafito) = 0 ΔHf° (C, diamante) ≠ 0 Tabla 2. Valores de entalpía estándar de formación para algunas sustancias inorgánicas conocidas. Los valores son estimados a 25°C y 1 atm

Sustancia C (grafito)

ΔHf° (kJ/mol)

Sustancia

ΔHf°(kJ/mol)

0

O (gas)

249,4

C (diamante)

-1,90

O2 (gas)

0

H (gas)

218,2

O3 (gas)

142,2

H2 (gas)

0

N2 (gas)

0

Cuando una reacción libera calor, el cambio de entalpía es negativo y la reacción es exotérmica. Por el contrario, cuando una reacción consume calor, el cambio de entalpia es positivo y la reacción es endotérmica (Figura 3).

∆H = (-) reacción exotérmica y ∆H = (+) reacción endotérmica

Figura 3. Diagramas entálpicos. Las reacciones endotérmicas (izquierda) consumen energía, generando productos que tienen una entalpía absoluta mayor que los reactivos, por lo tanto el cambio en la entalpia es positivo. Las reacciones exotérmicas por el contrario (derecha) liberan energía en forma de calor generando productos con una entalpía menor, por lo tanto el cambio es de signo negativo.

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Ejemplo 2.

Calcule para la siguiente reacción el cambio en entalpía: La entalpia de formación del Cl2 y el N2 es cero porque: la entalpía de formación de los elementos en su estado fundamental es cero. La entalpía estándar del NH3(g) es -46.19 K J mol-1 y para el HCl (g) = 92.30 K J mol-1 estándar.

Hay que tener en cuenta que las entalpias se reportan por unidad de mol, por lo tanto deben multiplicar por el número de moles en la reacción. El resultado es negativo indicando que la reacción es exotérmica. La entalpía de una reacción recibe el mismo nombre de la reacción. Por ejemplo, si se trata de una reacción de combustión se llama entalpia de combustión. En la reacción de combustión del CH4(g), el ∆H0 de combustión del CH4 es -80,4 kJ mol-1. Si se forma un compuesto a partir de sus elementos en su estado natural se llama entalpia de formación:

Durante los cambios de fase, los cambios energéticos pueden representarse por los cambios de entalpía. Se habla entonces de calor molar o de la entalpía molar de fusión de un compuesto. Igualmente si se trata de sublimación y vaporización. Recuerde que estos cambios ocurren a temperatura constante. Ejemplo 3.

Calcule el calor necesario para pasar 1,12 moles de H2O(s) a 0 °C y 1 atm a H2O(l) a 0 °C y 1 atm. El calor de fusión del agua es 333.19 J g-1. El proceso se puede representar así: Como el calor de fusión esta en unidades de J g-1 se debe transformar las moles de agua en gramos.

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Ahora sí se calcula el calor necesario para el cambio de fase

Este calor o entalpia es positivo puesto que es energía que debe ganar el sistema para romper la estructura fija del sólido y formar la fase liquida. Ejemplo 4.

Calcule el calor necesario para transformar 2.20 moles de (l) a 80°C a a 100 °C. El calor especifico del agua líquida a esta temperatura es 4.20 J g-1 y la entalpía de vaporización del agua es 2255.5 J g-1. La presión es 1.0 atm. Hay que tener mucho cuidado con este tipo de transformaciones porque involucran dos pasos. El proceso global es: Cuando el agua se calienta a 100°C, comienza ocurrir el cambio de estado de líquido a gas y la temperatura permanece constante. El proceso general se divide en dos partes:

El primer paso corresponde al cambio de temperatura del agua líquida. El cambio en entalpía es:

qp = mc∆T Se calcula primero la masa:

Y luego ∆H°1 :

El segundo paso corresponde al cambio de estado a temperatura constante.

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El cambio total de entalpia corresponde a la suma del cambio de los dos procesos.

No parcele sus conocimientos, intégrelos. Compare el significa este resultado a nivel de fuerzas intermoleculares?

con el

. ¿Qué

es mucho mayor que , esto le indica la magnitud de la fuerzas intermoleculares, o sea el cambio del estado líquido al gaseoso requiere mucha energía porque hay que romper completamente las fuerzas que unen las moléculas en el líquido, pues el estado gaseoso es un estado libre. El ejemplo anterior ilustra un procedimiento sencillo para calcular el cambio de entalpía de una reacción que consiste en separarla en varios pasos. Se calcula el cambio de entalpia para cada uno de ellos y luego se suman. LA LEY DE HESS

El procedimiento mostrado en el ejemplo anterior se refiere a la ley de la constancia de la suma calórica, postulada por G. H. Hess en 1840. Esta ley establece que cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo, independientemente de que la reacción se efectúe en un paso o en una serie de pasos. La reacción de formación del CO2(g) a partir de carbono y oxigeno es:

El A esta misma ecuación química se puede llegar combinando las dos ecuaciones siguientes:

Si las dos ecuaciones anteriores se suman, el CO(g) que aparece como producto en la primera reacción y como reactivo en la segunda se cancela. El O2(g) que aparece como reactivo en ambas reacciones se suma, o sea la reacción resultante es:

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Cuando se suman las ecuaciones químicas se deben sumar sus cambios de entalpía, por lo tanto:

Lo cual corresponde al ∆H0 de la reacción inicialmente planteada en un solo paso. Ejemplo 5.

Con los siguientes datos calcule la entalpía de formación del CH4(g) a partir de sus elementos según la ecuación química: 1. 2. 3. Se trata obviamente de aplicar la Ley de Hess. Usted debe tener en cuenta los reactivos y los productos que necesita para formar la ecuación química, el resto debe tratar de cancelarlo. Es realmente un juego de combinar las tres ecuaciones hasta obtener la deseada. Solo debe invertir la número uno y sumarlas.

Para calcular el ∆H01 de la última ecuación química debe sumar los ∆H0 anteriores: El signo negativo en el ∆H01 se debe a que la ecuación química fue invertida antes de sumarla y lógicamente el ∆H cambia de signo.

Ejemplo 6.

Calcule la energía promedio del enlace C-H en la molécula CH4(g) usando la entalpía de la reacción representada por la siguiente ecuación química:

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¿Qué relación existe entre la energía de disociación de un enlace y el cambio de entalpia de una reacción? Si se analiza la ecuación presentada en este ejemplo se puede concluir que se está formando CH4(g) el cual posee cuatro enlaces C-H. La relación consiste precisamente en la formación de esos cuatro enlaces. El calor liberado por la reacción corresponde entonces a la energía de formación de cuatro enlaces C-H. La energía de disociación de este enlace es entonces el mismo ∆H pero con signo contrario y dividido por cuatro. ENTROPÍA

La entropía de una sustancia es una de sus propiedades características, y es una medida del desorden molecular que posee. A mayor entropía, mayor desorden. Generalmente los sistemas tienden de forma natural hacia un mayor desorden, es decir, hacia un aumento en su entropía. La entropía de una sustancia tiene un valor definido para cada temperatura y presión ya que se trata de una función de estado y solo depende del estado de la sustancia. La variación de entropía para una reacción viene dada por: ΔS = Σ S (productos) – Σ S (reactivos) De acuerdo con la segunda ley de la termodinámica, ΔS para un proceso reversible a temperatura constante, es decir, con el sistema en equilibrio en todo momento, es ΔS = q/T La variación de entropía del sistema para un proceso irreversible es la misma que para uno reversible ya que la entropía es una función de estado y se calcula de la misma forma. La diferencia entre ambos sistemas está en el cambio de la entropía del entorno. Cada sustancia posee un valor de entropía característico. Este valor a 25°C y 1 atm de presión se denomina entropía normal ó estándar. Su símbolo es S° y se mide en J/K. ENERGÍA LIBRE

Al igual que la entalpia y la entropía, la energía libre de Gibbs o entalpía libre G, es una función de estado. Por lo tanto su variación depende de los estados inicial y final del sistema. Está definida por la expresión: G = H – TS

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El cambio en la energía libre de una reacción, ΔG, es la diferencia entres las energías libres de los productos y los reactivos: ΔG = Σ G (productos) – Σ G (reactivos) El signo de la variación de la energía libre de una reacción realizada a P y T constantes es la clave para saber si una reacción es espontanea o no: Si ΔG < 0, la reacción es espontanea en el sentido indicado. Si ΔG > 0, la reacción no ocurrirá espontáneamente en el sentido indicado. Si ΔG = 0, el sistema está en equilibrio. ECUACIÓN DE GIBBS-HELMHOLTZ

Esta ecuación relaciona las tres variables de estado, entalpia, entropía y energía libre de Gibbs, en una sola expresión: ΔG = ΔH – T ΔS Donde ΔG = variación de entalpia libre. ΔH = variación de entalpía. T = temperatura en K. ΔS = variación de entropía. Habitualmente se usa a condiciones normales, 25°C y 1 atm de presión. ENERGÉTICA DE CAMBIO DE ESTADO DE SUSTANCIAS PURAS

Los cambios de fase o transformaciones de una a otra fase ocurren cuando se agrega o quita energía, generalmente en forma de calor. Los cambios de fase son cambios físicos que se caracterizan por cambios en nivel de ordenamiento molecular. Equilibrio líquido-vapor

Al igual que las moléculas de un gas, las moléculas de los líquidos se encuentran en constante movimiento aunque no tienen la misma libertad. Debido a la densidad de los líquidos, estas moléculas colisionan con mucha más frecuencia y energía de lo que lo hacen las de un gas. Si en algún momento una de estas moléculas en el líquido adquiere la suficiente energía cinética y escapa de la superficie, ocurre un cambio de fase. En este caso, evaporación o vaporización, es el proceso en el que un líquido se transforma en gas.

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Presión de vapor

En el momento en que el líquido se evapora, sus moléculas empiezan a ejercer una presión de vapor. La presión de vapor, también conocida como presión de saturación es la presión de la fase gaseosa o vapor de un líquido sobre la fase líquida, para una temperatura determinada, en la que ambas fases se encuentran en equilibrio dinámico. El valor de la presión de vapor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. Este fenómeno también ocurre en los sólidos; cuando un sólido pasa al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (proceso denominado sublimación o el proceso opuesto llamado deposición o sublimación inversa) también hablamos de presión de vapor. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado. Presión parcial

La presión parcial de un gas es la presión que aporta dentro de una mezcla de gases a la presión total del sistema. La ley de Dalton de los gases describe el comportamiento de las presiones parciales dentro de una mezcla de gases. De una manera muy sencilla, la presión parcial de un gas en disolución es la presión que tendría si los demás componentes de la mezcla de gases se eliminaran sin variar el volumen ni la temperatura.

Lección 8

oluciones Soluciones S INTRODUCCIÓN Hasta ahora se ha trabajado con sustancias puras, en especial, elementos y compuestos, sin embargo la mayoría de las sustancias a nuestro alrededor son mezclas. El aire por ejemplo es una mezcla gaseosa constituida principalmente de oxígeno y nitrógeno, la sangre una mezcla líquida de muchos componentes, las rocas mezclas sólidas de diferentes minerales. Hemos visto que una mezcla es una combinación de dos o más sustancias puras y pueden clasificarse como homogéneas o heterogéneas dependiendo de su apariencia. Mezclas heterogéneas son aquellas en las que los componentes no se encuentran distribuidos de manera visualmente uniforme y por tanto, las regiones presentan diferente composición. Mezclas homogéneas son aquellas uniformes, al menos a simple vista y por tanto tienen la misma composición en todas partes. Vamos a explorar las propiedades de algunas mezclas homogéneas en este capítulo, prestando especial atención a las mezclas que llamamos soluciones. SOLVENTE Y SOLUTO

Toda solución está formada por un soluto y un medio dispersante denominado solvente. El solvente es la sustancia presente en el mismo estado de agregación de la solución misma; si ambos (soluto y solvente) se encuentran en el mismo estado, el solvente es la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la solución; en caso que haya igual cantidad de ambos (como un 50% de etanol y 50% de agua), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como solvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). La relación entre la cantidad de soluto con respecto a la de solvente equivale a la concentración. Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, puede estar formada por uno o más solutos y uno o más solventes. Las soluciones conservan las características de la mezcla sin importar la cantidad que tomemos, por pequeña que sea la gota. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido,

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como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama). Una solución se distingue de una suspensión, en que es una mezcla en la que el soluto no está totalmente disgregado en el solvente, sino dispersado en pequeñas partículas. Así, diferentes gotas pueden tener diferente cantidad de una sustancia en suspensión. Mientras una disolución es siempre transparente, una suspensión presentará turbidez, será traslúcida u opaca. Una emulsión será intermedia entre solución y suspensión. • Solución diluida: es la que contiene una pequeña proporción de soluto con respecto a la cantidad de solvente. • Solución concentrada: es aquella que contiene una gran cantidad de soluto con respecto a la cantidad de solvente. • Solución no saturada: es una solución a la que si se le agrega más soluto, aun puede disolverlo. • Solución saturada: es aquella en la que el soluto disuelto esta en equilibrio con el no disuelto. Cuando una solución se encuentra en este estado no puede disolver más soluto a menos que se le aumente la temperatura. • Solución sobresaturada: si contiene más soluto disuelto que el correspondiente a la disolución saturada. NATURALEZA DE LAS SOLUCIONES

Una de las propiedades básicas de las soluciones es la homogeneidad. Para hacer esto más claro, pensemos en una mezcla de agua con un poco de azúcar. Al agregar el azúcar al agua podemos ver que se asienta en el fondo, pero si lo revolvemos, al cabo de unos minutos se habrá diluido y tendremos una mezcla totalmente homogénea. El azúcar ya no será visible pues se ha distribuido por igual en todo el volumen de agua, formando una solución que posee igual cantidad de azúcar en cualquier parte de su volumen. A pesar de que las soluciones pueden tener dos o más componentes, nos limitaremos al estudio de las que poseen dos componentes. Esto significa que las soluciones que estudiaremos aquí se componen de un solvente y un soluto solamente. Las soluciones pueden presentarse en fase sólida, líquida o gaseosa. Así como mencionamos el aire como un ejemplo de solución gaseosa, podríamos pensar en el acero que se usa para construir edificaciones como una solución sólida. El acero es el resultado de una mezcla de hierro y carbono y sus características cambian notablemente si se modifica la concentración de carbono diluido en el hierro. Para obtener una solución no se requiere que los solutos se encuentren en la misma fase que el solvente, por ejemplo el agua es un solvente líquido y el azúcar es un sólido. Así mismo, las soluciones gaseosas pueden formarse por la disolu-

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ción de un sólido o un líquido en un gas. Este es el caso de la neblina, formada por la solución de agua en el aire. El proceso de solución

¿Cómo se forma una solución?, ¿implica cambios energéticos? Piense y analice qué sucede cuando dos compuestos se mezclan. Las moléculas de los dos compuestos se mezclan entre sí. ¿Qué unía a las moléculas del solvente y del soluto antes de la mezcla?. Al formarse la solución y estar muy juntas las moléculas de solvente y soluto, ¿qué sucede?. Las moléculas de solvente deben separarse al igual que las moléculas del soluto (Figura 1). Como ellas están unidas por fuerzas intermoleculares se debe suministrar energía para romper estas fuerzas. Cuando el solvente y el soluto se unen, se crean fuerzas entre el solvente y el soluto lo cual le da estabilidad a la solución y se libera energía. Es proceso puede resumirse así: Se separan las moléculas de solvente → Se consume energía. Se separan las moléculas de soluto → Se consume energía. Se unen las moléculas del solvente y el soluto → Se libera energía.

Figura1. Ejemplo de formación de una solución.

En el proceso de formar una solución se puede ganar o perder energía dependiendo de los componentes que la integran. La cantidad de energía ganada o perdida por la solución de 1 mol de soluto para dar 1 litro de solución se conoce como el calor molar de solución. La Tabla 1 presenta estos valores para la solución de algunos solutos en agua. El signo positivo significa que gana energía en el proceso de disolución y el signo negativo significa que pierde energía. Tabla 1. Calores de Disolución de algunos solutos en agua

Sustancia (Soluto)

Calor de disolución (kJ/mol de soluto)

KCl KBr

17.77 19.86

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Convenio Universidad del Valle - Alcaldía de Santiago de Cali Sustancia (Soluto)

Calor de disolución (kJ/mol de soluto)

KI LiCl Li LiNO3 AlCl3 Al2(SO4)3·6H2O NH4Cl NH4NO3

20.31 -33.99 -58.94 -1.25 -321.02 -234.08 -16.30 25.92

En el caso de la formación de soluciones gaseosas, las fuerzas intermoleculares son aproximadamente cero. ¿Qué concluye usted entonces? La formación de soluciones gaseosas no implica cambios energéticos en el sistema y además los gases se mezclan en toda su extensión, son totalmente miscibles. En las demás soluciones, la facilidad con que dos componentes se mezclan para formar una solución dependerá de sus fuerzas intermoleculares. ¿Por qué? Si dos componentes tienen fuerzas intermoleculares similares, se atraen fácilmente y el proceso de la solución se favorece. La solubilidad de un compuesto en otro depende entonces de la similitud entre ambos. El agua, compuesto polar disolverá más fácilmente los compuestos polares. Volviendo al ejemplo anterior (Figura 1), la sal (Na+Cl-) al ser un compuesto iónico (con carga) se disuelve fácilmente en agua y a que la molécula de agua es un dipolo: DIPOLO

Los dipolos del H2O rodean al ion Na+ orientados por su extremo negativo y al ion Cl- por su extremo positivo, tal como lo muestra la siguiente figura:

Figura 2. Hidratación del NaCl.

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Las fuerzas electrostáticas que se crean estabilizan este sistema. El proceso se llama solvatación; en el caso específico que el solvente sea agua se llama hidratación. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

La cantidad de soluto presente en una solución, relativo a la cantidad de solvente o de solución se conoce como la concentración de la solución. Hay varias formas de expresar esta concentración, las más usadas son: solubilidad, fracción molar, porcentaje, molaridad, molalidad y normalidad. Solubilidad

Es la cantidad de soluto que se disuelve en determinada cantidad de solvente. La solubilidad depende de la temperatura. Las sustancias que se disuelven en el agua se pueden clasificar en: • No electrolitos: sus disoluciones no con conducen la corriente eléctrica. Estas sustancias son generalmente de tipo molecular y se disuelven como moléculas, es decir, no se disocian al disolverse. • Electrolitos: sus disoluciones acuosas conducen la corriente. Al disolverse se disocian en iones. En general, son compuestos iónicos (por ejemplo, NaCl), pero también algunos compuestos covalentes, como el gas HCl, se disuelven dando iones. Fracción Molar

Es el número de moles de soluto dividido por el número total de moles de sustancias presentes, incluido el solvente.

Donde nt es el número total de moles que hay en la solución. La suma de las dos fracciones molares de una solución es 1. Observe que la fracción molar no tiene unidades de medida. Ejemplo 1.

Si un recipiente cerado contiene una mezcla de 5 moles de nitrógeno y 15 de oxigeno, la fracción de nitrógeno será 5/5 + 15 = 0,25; y la fracción molar de oxigeno será 15/ (5 + 15) = 0,75. Obviamente, la suma de las fracciones molares de todos los componentes de una solución es 1.

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Porcentaje en masa

Es el número de gramos de soluto disueltos que hay por cada 100 g de solución. Se simboliza con el signo %.

Ejemplo 2.

Una disolución acuosa de ácido sulfúrico al 10% contiene 10 g de ácido por cada 100 g de solución. Porcentaje en volumen

Es el número de gramos que hay en 100 cm3 de solución. La molaridad (M)

Es el número de moles de soluto contenidos en cada litro de solución. Se representa por la letra M. Una solución 2,0 molar se expresa como 2,0 M. La molaridad es la única unidad de concentración considerada en el sistema internacional de unidades SI.

Donde n es el número de moles de soluto y V es el volumen, expresado en litros, de disolución. En la segunda igualdad, m(s) es el número de gramos de soluto y M es la masa molecular del soluto. Ejemplo 3.

Una disolución 0,1 M (0,1 molar) de HCl contiene 3,65g de HCl por cada litro de disolución, ya que 3,65 g es la décima parte de un mol de ácido clorhídrico (la masa molecular del HCl es 36,5). Una disolución 1 molar de HCl contiene 36,5 g de HCl por cada litro de disolución y se expresa como 1 M. Ejemplo 4.

Normalmente al laboratorio llegan los reactivos con la información mencionada en este ejemplo y es necesario calcular la molaridad para facilitar el trabajo experimental. Si la densidad de la solución es 1,1854g por mililitro es fácil calcular la masa de un litro de solución. ¿Por qué un litro? Pues, porque la molaridad es el número de moles por litro.

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Esta masa es de solución y nos interesa la masa de HCl. Como el porcentaje de HCl es 36,50, los gramos de HCl en un litro de solución son:

Ahora solo debe pasar de gramos de HCl en un litro de solución a moles de HCl en un litro de solución usando su masa:

Ejemplo 5.

Calcule el volumen de HCl 12,0 M que se requiere para preparar 250 mL HCl 1,50 M por dilución adicionando agua. A nivel de laboratorio es frecuente la preparación de soluciones diluidas (baja concentración) a partir de otras más concentradas. Este proceso se conoce con el nombre de dilución de una solución. Primero analice que es lo que debe preparar: ¿Cuántas moles de HCl necesita? Para preparar 250 mL de HCl 1,50 M se necesitan:

¿De dónde se obtienen estos 0,375 moles?, de la solución concentrada, o sea, se debe medir un volumen de HCl 12,0 M que contenga 0,375 moles de HCl para preparar la nueva solución.

¿Qué debe hacer ahora con este volumen?. Se vierten en un balón de 250 mL y se completa hasta la marca con agua. El ejemplo anterior ilustra un proceso que se repite continuamente en el laboratorio y para el cual el cálculo se puede hacer con una ecuación sencilla. Como el número de moles de HCl debe ser igual en ambos volúmenes, en otras palabras 250 mL de HCl 1,50 M contiene 0,735 moles de HCl y 31,25 mL de HCl 12,0 M

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contiene 0,375 moles de HCl, esto significa que se pueden igualar las ecuaciones

250 mL x 1,50 M 31,3 mL x 12,0 M = 1000 mL 1000 mL y cancelando el denominador: 250 mL x 1,50 M = 31,3 mL x 12,0 M

lo cual equivale a escribir: V solución diluida x M solución diluida = V solución concentrada x M solución concentrada En síntesis para preparar una solución diluida (solución uno) a partir de una solución concentrada (solución dos) se aplica la ecuación.

V1 M1 = V2 M2 Ejemplo 6.

¿Cuál es la concentración en moles por litro de una solución preparada adicionando 20,0 mL de H2O a 15,0 mL de HNO3 2,50 M? Se tiene 15,0 mL de HNO3 2,50 M al adicionarse 20,0 mL de agua el volumen aumenta a 35,0 mL. ¿Qué le sucede a la concentración?. Lógicamente disminuye. ¿Cómo calcularla?. Se usa la ecuación V1M1 = V2M2 V1 = 35,0 mL M1 = no se conoce V2 =15,0 mL M2 =2,5 M 35,0 mL M1 = 150,0 mL x 2,50 M

M 1=

15,0 mL x 2,50 M = 1,07 M 35,0 mL

La nueva solución es 1,07 M La molalidad (m)

Es el número de moles de soluto contenidos en cada 1000 g de solvente. Se simboliza con la letra m

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Donde n es el numero de moles de soluto y m(d) es el numero de kilogramos de disolvente en los que están contenidos. Ejemplo 7.

Una solución constituida por 36,5 g de HCl y 1000 g de agua es 1 molal, se expresa 1 m. Ejemplo 8.

Se prepara una solución de NaCl disolviendo 1.69 g de NaCl en 869 g de H2O. ¿Cuál es la molalidad de la solución? Masa molar NaCl = 58.44 g mol-1 Como la molalidad se define como moles por 1000 g de solvente, se debe calcular primero los gramos de NaCl en 1000 g de H2O.

Se calcula ahora las moles de NaCl en 1000 g de

La solución tiene 0.033 moles de NaCl en 1000 g Ejemplo 9. ¿Cuántos gramos de 0.0162 m de ?.

usando la masa molar de

entonces 0.033 m.

se necesitan para preparar 87.62 g de solución

Masa molar de

Si la solución es 0.0162 m hay 0.0162 moles en 1000 g de agua. Los gramos en 1000 g de agua son:

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O sea, hay 1000 g de agua y 5.54 g de masa de:

, la solución total tiene una

Esto significa que hay 5.54 g de debe preparar 87.62 g de solución, ¿cuántos gramos de

de solución. Como se se necesitan?.

La normalidad

La normalidad de una solución es una unidad de concentración que no contempla el sistema internacional de unidades, pero que sin embargo se sigue usando frecuentemente, sobre todo en química analítica, por su gran utilidad. Se define como el número de equivalentes-gramo de soluto contenidos en 1 litro de solución.

Donde n° Eq-g(s) es el numero de equivalentes de soluto y v la valencia del compuesto. El equivalente-gramo, Eq-g, depende de la reacción que experimenta. En el caso de un ácido, el equivalente gramo o más exactamente la masa de un equivalente es la masa molar dividida por el número de hidrógenos que puede donar. Por ejemplo, en el caso del HCl:

Para el H2SO4 :

En el caso de una base, con grupos OH, la masa de un equivalente es la masa molar dividida por el número de grupos OH-. Para el

:

En el caso de una reacción de oxidación-reducción, la masa de un equivalente de un reactivo o de un producto es la masa molar dividida por el número de electrones intercambiados en la reacción:

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Cuando se tienen por ejemplo 30.0 g de Cu, el número de moles de Cu es:

Para calcular el número de equivalentes se calcula primero la masa de un equivalente.

El número de equivalentes es:

0.94 equivale a dos veces 0.47. ¿Cuál es entonces la relación entre número de moles y número de equivalentes para este caso? Número de equivalentes = número de moles x 2; y en general: Número de equivalentes = número de moles x número de electrones perdidos o ganados Ejemplo 10.

Debe usted preparar una solución de ácido fosfórico (H3PO4) 0.109 N, para usarla en una reacción de neutralización. ¿Cuál fue el resultado? Si la solución debe ser 0.1097 N hay 0.1079 equivalente de H3PO4 en un litro de solución. Como solo se va a preparar 18.68 mL se necesita:

Estos equivalentes se pasan a gramos, multiplicando por el peso de un equivalente. Para ello debe calcular primero la masa de un equivalente:

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Ejemplo 11.

Si usted adiciona 36.00 mL de H2O a 21.00 mL de 0.5 N, ¿cuál es la normalidad de la nueva solución? Puede aplicarse el mismo concepto usado para diluir soluciones molares:

La nueva solución es 0.18 N, más diluida (menor concentración). Relación entre normalidad y molaridad

De las expresiones de normalidad y molaridad se puede concluir que están relacionadas según la expresión: Gramos por litro

N=M*v

Es el número de gramos de soluto disueltos por litro de solución. Su símbolo es g/L. Donde m(s) es el número de gramos de soluto contenidos en V litros de solución. Ejemplo 12.

Si se disuelven 58,5 g de NaCl en agua hasta completar 1 litro de solución, la concentración de esta seria 58,5 g/L. Partes por millón (ppm)

Es una expresión de la concentración y significa el número de partes por millón. Se utiliza para concentraciones muy pequeñas Ejemplo 13.

Si es una disolución acuosa hay 2 ppm de Ag+, esto significa que 1 000 000 g de solución contienen 2 g de Ag+, es decir, 2 g por tonelada de disolución. Densidad

Siempre que haya que pasar de una relación soluto-solvente en masa-masa a otra en masa-volumen o viceversa, es necesario conocer la densidad de la solución para poder pasar de una expresión de la concentración a otra. La densidad es

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la masa de disolución contenida en la unidad de volumen de solución. Se representa por la letra griega .

Las unidades de concentración referidas a volumen dependen de la temperatura, dado que aquél varía al cambiar ésta. No ocurre lo mismo con la molalidad o fracción molar. Propiedades coligativas

Cuando se añade un soluto a un solvente, algunas propiedades de éste quedan modificadas, tanto más cuanto mayor es la concentración de la disolución resultante. Estas propiedades (presión de vapor, punto de congelación, punto de ebullición y presión osmótica) se denominan coligativas por depender únicamente de la concentración de soluto; no dependen de la naturaleza o del tamaño de las moléculas disueltas. Las leyes siguientes se refieren a disoluciones de no electrolitos, esto es, sustancias que no se disocian cuando se disuelven. En la solución de un electrolito, debido a su disociación en aniones y cationes, hay más partículas por mol de sustancia disuelta que lo que indica la molalidad de la solución; y por ello, se observan propiedades coligativas anormales. Las propiedades coligativas permiten determinar masas moleculares. Presión de vapor

Cuando un liquido puro esta en equilibrio, con su vapor a una temperatura determinada, se denomina presión de vapor a la presión ejercida por el vapor en equilibrio con su liquido. A una temperatura determinada, la presión de vapor de una disolución de un soluto no volátil es menor que la del solvente puro (Figura 3). La ley de Raoult expresa la dependencia de esta variación con la concentración. Su expresión matemática es: Donde: p = presión de vapor de la solución. p° = presión de vapor del solvente puro. Xs = fracción molar de soluto. También se puede expresar así: Donde Xd = fracción molar de solvente.

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De esta variación derivan las variaciones de las demás propiedades coligativas.

Figura 3. Descenso de la presión de vapor de una solución en relación con la del agua pura.

ASCENSO EBULLOSCÓPICO

Se llama ascenso ebulloscópico (∆Tb) al aumento de la temperatura de ebullición de un disolvente cuando se le añade un soluto. Esta variación depende de la naturaleza del disolvente y de la concentración de soluto (Tabla 1). Un aumento en la temperatura de ebullición se calcula con la ecuación:

∆Tb = Kb m Donde m es la molalidad de la solución y Kb una constante llamada constante ebulloscópica, característica del solvente y tabulada para una amplia gama de ellos. DESCENSO CRIOSCÓPICO

Se llama descenso crioscópico (∆Tf) a la disminución de la temperatura de fusión (o de congelación) de un solvente cuando se le añade un soluto (Tabla 1). Esta variación depende de la naturaleza del disolvente y de la concentración de soluto. El descenso crioscópico viene dado por la expresión?

∆Tf = Kf m Donde m nuevamente es la molalidad y Kf una constante característica del solvente llamada constante crioscópica.

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Las tres propiedades coligativas se pueden resumir así:

Como se puede observar en las ecuaciones anteriores, estas propiedades dependen de la concentración del soluto, pero no del tipo de soluto usado y esta es la razón por la cual se les llama propiedades coligativas. Esto significa por ejemplo, que la disminución en la presión de vapor del solvente agua será la misma en dos soluciones de soluto diferente pero con igual concentración. Tabla 1. Constante ebulloscópica (Kb) y constante crioscópica (Kf) para algunos solventes.

Solvente

Temperatura de ebullición °C

Kb / °C m-1

Agua

100.0

0.51

Benceno

80.1

Alcanfor

204 118.2

Acido Acético

Temperatura de fusión °C

Kf / °C m-1

0.0

1.86

2.53

5.5

5.12

5.95

179

39.7

2.93

2.93

3.90

Ejemplo 14.

Se disuelve 4.26 g de glucosa (C6H12O6) en 8.79 g de agua. La glucosa no se disocia. ¿Cuál es la temperatura de ebullición de esta solución si el agua ebulle a 100 °C y 1 atm de presión? Kb (H2O)= 0.512 °C y masa molar (C6H12O6) = 180. 16 g mol-1 ¿La adición de la glucosa disminuye o aumenta la temperatura de ebullición?. La adición de un soluto no volátil causa un aumento en la temperatura de ebullición dado por: ∆Tb = Kb m. El problema se reduce entonces a calcular m.

m=0.0269 ∆Tb = Kb m ∆Tb=0.512 °C m-1 x 0.269 m ∆Tb=0.138 °C La temperatura de ebullición de la solución es entonces: Tb solución = 100°C + 0.138°C Tb solución = 100°C – 138°C

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Si el soluto que se tiene es por ejemplo NaCl en agua se disocia en Na+ y Cl- el efecto en las propiedades coligativas se duplica pues la concentración de la solución se debe multiplicar por dos por la disociación. PRESIÓN OSMÓTICA

Cuando se separa una solución y su disolvente puro por medio de una membrana semipermeable (membrana que deja pasar el disolvente pero no el soluto) el disolvente para más rápidamente a la disolución que en sentido contrario. Esto es lo que se conoce como ósmosis. La presión osmótica (π), viene dada por la diferencia entre los niveles de disolución y de solvente puro. Su expresión viene dada por la ecuación de Van’t Hoff : π V = nRT Donde: π = presión osmótica en atmosferas V = volumen de la solución en litros n = numero de moles de soluto R = (0,082 atm * litro)/(K * mol) T = temperatura absoluta (K) Se utiliza para la determinación de masas moleculares de moléculas gigantes como las de algunas proteínas. ÓSMOSIS

Una membrana, tal como celofán o pergamino, que permita a algunas moléculas o iones pasar a través de ella de manera selectiva, se denomina membrana semipermeable. La Figura 4 muestra una membrana semipermeable al agua pero no a la sacarosa (azúcar de caña). Cuando esta membrana se coloca entre agua pura y una solución de azúcar, solo las moléculas de agua pueden atravesarla en cualquier dirección; mientras que el azúcar permanece al lado derecho del recipiente. Esto establece una situación desigual a ambos lados de la membrana; existen más moléculas de agua por unidad de volumen en el lado izquierdo (el lado que contiene agua pura) que en el derecho. Por consiguiente, la velocidad de paso a través de la membrana de izquierda a derecha, excede la velocidad en la dirección opuesta y como resultado, el número de moléculas de agua sobre la derecha aumenta, diluyendo la solución azucarada y aumentando la altura de la solución en el lado derecho del recipiente. Este proceso se denomina ósmosis.

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Figura 4. Ósmosis

La diferencia de altura de los líquidos en los dos lados del recipiente es una medida de la presión osmótica. A medida que aumenta la altura de la columna a la derecha, la presión hidrostática tiende a empujar las moléculas de agua a través de la membrana de derecha a izquierda, hasta que llega un punto en que la velocidad de circulación de moléculas de agua hacia la izquierda iguala la de la derecha. La condición final, por consiguiente, es un estado de equilibrio. Si se aplica a la solución en lado derecho del recipiente una presión mayor que la presión de equilibrio, el agua es empujada en la dirección contraria a la normalmente observada. Este proceso, llamado ósmosis inversa, se utiliza para obtener agua pura del agua salada. Aplicaciones de la ósmosis

La mayoría de las aplicaciones4 de la ósmosis vienen de la capacidad de separar solutos en disolución de forma activa mediante ósmosis inversa utilizando membranas semipermeables. Un ejemplo de este tipo de procesos es la desalinización del agua. DESALINIZACIÓN

Este procedimiento permite obtener agua desalinizada (menos de 5.000 microsiemens/cm de conductividad eléctrica) partiendo de una fuente de agua salobre como el agua de mar, que en condiciones normales puede tener entre 20.000 y 55.000 microsiemens/cm de conductividad. La ósmosis inversa se ha convertido hoy en día en uno de los sistemas más eficientes para desalinizar y potabilizar el agua, siendo usada en barcos, aviones, industrias, hospitales y domicilios. El sistema se basa en un conjunto de membranas con redes y canales de circulación entre capa y capa que finalmente convergen en el centro (Figura 5). Por lo general es factible encontrar membranas

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confeccionadas con poliamida o acetato de celulosa (este último material está en desaparición) con un rechazo salino de entre 96.5-99.8%. Existen membranas especializadas para cada tipo de agua, desde agua de mar hasta aguas salobres. Los equipos de ósmosis inversa industriales pueden ser enormes, ya que pueden contener varios trenes o carros de membranas interconectadas entre sí. La ósmosis inversa tiene algunas restricciones pues, hay ciertas especies químicas que el sistema no es capaz de retener, estos son el arsenito (As+3), la sílice neutra y el boro. Para retener estas especies hay que modificarlas químicamente mediante oxidación, co-precipitación o cambios de pH del medio. Un desarrollo tecnológico reciente especialmente relevante es el de la ósmosis inversa para desalinización basada en energía solar fotovoltaica, empleando sólo y exclusivamente una pequeña batería para que todo funcione correctamente.

Figura 5. Proceso de desalinización utilizado en los barcos.

Lección 9

quilibrio químico químico Equilibrio E El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios durante el transcurso del tiempo. En química se considera que cuando una reacción alcanza el equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. Sin embargo a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando productos y estas a su vez se descomponen para formar reactivos. En esta unidad se estudiará la naturaleza del equilibrio en las reacciones químicas. GRADO DE AVANCE DE UNA REACCIÓN

La extensión en la cual ha progresado una reacción se conoce como grado de avance de la reacción, E, para reacciones a volumen constante puede definirse como:

En esta expresión [A]t es la concentración del componente A que hay en el tiempo t, [A]0 la inicial y rA el coeficiente estequiométrico con su signo, positivo para productos y negativo para reactivos. COCIENTE DE UNA REACCIÓN

El cociente de reacción Qr se refiere a la proporción relativa de productos y reactivos presentes en la mezcla de reacción en un momento dado. Esta expresión es similar a la de la constante de equilibrio para dicha reacción. Sin embargo difiere en que el cociente de reacción se calcula utilizando las concentraciones o presiones en un instante dado, y no las concentraciones de equilibrio. Para una mezcla química con una cierta concentración inicial de reactivos y productos, es útil conocer si la reacción ocurrirá de manera directa (aumentando las concen-

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traciones de los productos) o inversa (aumentando las concentraciones de los reactivos). Considerando una expresión general de equilibrio como: Donde A, B, C y D son las especies químicas involucradas en la reacción y k, m, n y p son los coeficientes estequiométricos para la reacción. El equilibrio químico y la constante de equilibrio

Pocas reacciones químicas ocurren en una sola dirección. La mayoría de ellas son reversibles en alguna medida. Esto tiene implicaciones importantes pues, al inicio del proceso la reacción procede hacia la formación de productos, sin embargo, en cuanto aparecen unas moléculas de producto, el proceso inverso se empieza a establecer y se forman moléculas de reactivo a partir de los productos. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. Este estado de equilibrio para la reacción entre A y B se presenta por:

El equilibrio químico es un proceso dinámico pues, aunque la cantidad total de reactivos y productos no cambia en el tiempo, ambos continúan formándose. Un diagrama de la variación de las concentraciones con el tiempo hasta llegar al estado de equilibrio mostraría que después de un tiempo las concentraciones permanecerán constantes como se ilustra en la figura 1

Figura 1. Variación de las concentraciones de los reactivos y productos con el tiempo hasta llegar al estado de equilibrio.

Un ejemplo que permite ver con mayor claridad el establecimiento del equilibrio, es la reacción de descomposición del carbonato de calcio de acuerdo a la ecuación química

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Si la reacción se lleva a cabo de un recipiente cerrado, la presión aumenta a medida que avanza la reacción. Hasta que se alcanza un valor de presión del CO2 a partir del cual inicia la reacción inversa Esta presión permanece constante debido a que se establece el equilibrio cuando la velocidad del proceso directo Vd es igual a la del proceso inverso Vi.. En este punto se produce y se consume CO2 al mismo tiempo. Esta presión característica del equilibrio es constante siempre y cuando la temperatura permanezca constante. El equilibrio se representa entonces por:

Y esta caracterizado por la presión del CO2, la cual permanece constante. Considere la reacción química representada por:

La velocidad de la reacción directa es: La velocidad de la reacción inversa es: En el equilibrio las dos variables son iguales:

Si se analiza cada término de esta ecuación:

Donde p y r son los coeficientes estequiométricos.

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Es lógicamente constante y se conoce como constante de equilibrio. Todo estado de equilibrio se caracteriza por el valor de su constante de equilibrio, la cual es constante a temperatura constante. Esta constante se puede expresar en términos de concentración (Kc) o en términos de presión (Kp). Los reactivos o productos puros en fase solida o líquida no se incluyen en la constante de equilibrio, porque su concentración permanece constante. Ejemplo 1.

Exprese la constante de equilibrio para cada uno de los siguientes equilibrios. a) b) c) d) e) f) Revise lo analizado para la descomposición del CaCO3(s) y determine Kp. a) b) c) d) e) * Observe que esta reacción es la misma de (b) pero multiplicada por 2. ¿Qué le sucede a Kc, a Kc (e) = K2c (b).

Esta reacción es la inversa de la (d). ¿Qué le sucede a la constante?

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¿Qué significado tiene el valor de la constante de equilibrio? Una constante con un alto valor indica una mayor concentración de los productos, o sea un mayor avance en el sentido directo. Al contrario, una constante baja indica una mayor concentración de los reactivos o sea un mayor avance en el sentido inverso. Ejemplo 2.

Para la reacción en equilibrio

Las concentraciones en el equilibrio son: Calcule la constante de equilibrio Primero se plantea la expresión de la constante de equilibrio para esa reacción.

Este valor mayor que la unidad para Kc implica que hay mayor desplazamiento hacia los productos. Ejemplo 2.

La constante de equilibrio Kc para la reacción química Es 6.02 x 10-2 ¿Cuál es la si La constante se expresa como:

?

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Ejemplo 3.

El valor de la constante de equilibrio permite calcular las concentraciones en el equilibrio para una reacción, como lo ilustra este ejemplo. La constante de equilibrio para la reacción Es igual a 4 a una temperatura dada. Se introduce 6 moles de CO y 0.6 moles de H2O en un recipiente de 2 litros. Calcule todas las concentraciones en el equipo. Se debe distinguir primero que hay un estado inicial y un estado final que corresponde al estado de equilibrio. Se establece entonces las condiciones iniciales.

El siguiente paso es plantear las concentraciones en el equilibrio. Si la concentración de CO que a reaccionado es x, la misma cantidad habrá reaccionado con H2O pues la reacción estequiométrica es de uno a uno y la misma cantidad x se habrá producido de CO2 y H2, por lo tanto:

La constante de equilibrio se expresa como:

Si se toma la raíz cuadrada en ambos lados de la ecuación:

Resolviendo la ecuación x = 0.2 M Las concentraciones en el equilibrio son:

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Efecto de los cambios de temperatura

Si se aumenta la temperatura (a volumen constante) de un sistema en equilibrio, este se desplazara en el sentido que absorba calor. Por ejemplo, en la ecuación de la síntesis de amoníaco (NH3) (proceso Haber): La reacción directa libera calor, mientras que la inversa lo absorbe. Si se aumenta la temperatura del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que absorbe calor (hacia la izquierda), aumentando las concentraciones N2 y H2. Inversamente, el rendimiento de NH3 se puede aumentar si se disminuye la temperatura del sistema aumentando en consecuencia el valor de K. Efecto de los cambios de concentraciones

El aumento en la concentración de cualquier componente de un sistema da lugar a una acción que tiende a consumir parte de la sustancia agregada. En el caso del proceso Haber para la producción de amoníaco mencionado arriba, agregar un exceso de H2 a la reacción en equilibrio ocasionara que se aumente el consumo de N2. De la misma forma, un aumento en la cantidad disponible de N2 se combinará con mayor rapidez con el N2 formando mayor cantidad de NH3. Si, por el contrario se aumenta la concentración de NH3 el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Efecto de los cambios de presión

Si se aumenta la presión a un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará de forma que disminuya el volumen lo máximo posible, es decir, en el sentido que alivie la presión. Como ejemplo consideremos el efecto de triplicar la presión sobre una mezcla en equilibrio de NO2 y N2O4 En teoría se esperaría que al triplicar la presión el volumen de la mezcla se reduciría a un tercio de su valor inicial. Sin embargo, bajo las nuevas condiciones el principio de Le´Chatelier nos dice que se alcanzará un nuevo equilibrio que balancee el cambio de presión. Es decir que las concentraciones de N2O4 y NO2 deberían cambiar de tal forma que disminuyen el aumento de presión. La forma en que esto ocurre es que algunas moléculas de NO2 reaccionan de nuevo para formar N2O4 ya que en este proceso se consumen dos moléculas de NO2 por cada una de N2O4 producida. Esta reducción en el número de moléculas reduce la presión total del nuevo volumen. Por lo tanto al aplicar presión, se produce un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.

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Expresión de la constante de equilibrio en fase homogénea

Por fase homogénea se hace referencia a reacciones en que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase. En el caso de que los reactivos y los productos sean gases, en la constante de equilibrio intervienen las concentraciones de todas las sustancias presentes en el equilibrio. Un ejemplo es el equilibrio:

Las expresiones de Kc y Kp son:

Expresión de la constante de equilibrio en fase heterogénea

En estos casos el equilibrio se logra con la coexistencia de varias fases. Las concentraciones de un líquido o sólido puros se pueden considerar constantes y por lo tanto no intervienen en la expresión de las constantes de equilibrio. Ejemplo 4.

La expresión de la constante de equilibrio , para la reacción: Está dada por:

Pero [CaCO] y [CaCO3], a una temperatura determinada son constantes y se pueden incluir en Kc, por lo tanto:

De la misma forma obtenemos: PRINCIPIO DE LE´ CHATELIER

Un sistema puede salirse de su estado de equilibrio por cambios en las condiciones de equilibrio. Estos cambios pueden ser en las concentraciones (por adición o sustracción de reactivos o productos), cambios en volumen, presión o temperatura que hacen que el sistema pase a otro estado de no equilibrio.

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Cuando un sistema en equilibrio es perturbado por alguna fuerza externa, se sale de su estado de equilibrio pero espontáneamente regresa a él. Este es el principio de Le´Chatelier. Ejemplo 5.

Se adiciona al siguiente sistema en equilibrio una pequeña cantidad de, ¿Cuál es el efecto? Sobre el equilibrio y qué sucede de acuerdo al principio de Le´Chatelier?

La constante de equilibrio para esta reacción se expresa como: Si se adiciona , el sistema sale del equilibrio. Al adicionar su concentración aumenta y el producto de las concentraciones de y ya no es igual a Kc. si llamamos fuera del equilibrio, se cumple entonces que: El equilibrio de Le´Chatelier establece que el sistema regresa espontáneamente al equilibrio; para que esto ocurra el producto de las concentraciones de y debe ser nuevamente Kc. Para que esto suceda el sistema debe disminuir este producto (Q), o sea disminuir las concentraciones y esto lo logra gastando los productos o sea aumentando la velocidad de la reacción inversa. Ejemplo 6.

En qué dirección se desplazara el equilibrio siguiente después de aumentar el volumen en la reacción. Hay varias formas de enfocar el análisis. La constante para esta reacción es:

Es fácil concluir que si el volumen V aumenta, el sistema sale del equilibrio porque:

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Y para regresar al equilibrio la concentración, o el número de moles de y debe aumentar, esto se logra si la velocidad en el sentido directo, Vd aumenta. Un análisis sencillo que conduce al mismo resultado es el siguiente: al aumentar el volumen, la presión disminuye y el sistema se desplaza hacia donde se formen mayor número de moles de gas y así recuperar la presión. Esto se cumple desplazándose hacia productos, pues son dos moles de gas reactivo y 3 moles de gas producto de acuerdo a los coeficientes estequiométricos. Haga el mismo análisis para un aumento en volumen en el sistema. Ejemplo 7.

La constante de equilibrio es constante si la temperatura permanece constante, pero qué sucede a la constante de equilibrio de una reacción endotérmica: Si la temperatura aumenta? Recuerde primero que una reacción endotérmica es la que consume energía para que pueda ocurrir. Puede representarse de la siguiente forma: Al aumentar la temperatura, aumenta también la energía y la velocidad directa de la reacción aumenta generando más producto. El sistema sale del equilibrio y posteriormente alcanza un nuevo estado de equilibrio con una constante de equilibrio diferente. Esta nueva constante tendrá un valor mayor puesto que la se incrementó y

¿Cuál es la relación entre la constante de equilibrio y la temperatura para una reacción química que no consume ni libera energía?

Lección 10

quilibrio iónico iónico Equilibrio E ÁCIDOS Y BASES

No existe tal vez otra clase de equilibrio tan importante como aquel en que intervienen los ácidos y las bases. Pero, ¿qué es un ácido y una base?. La definición de Lowry- Bronsted considera a los ácidos como sustancias capaces de ceder protones (H+) y las bases como sustancias que tienen tendencia a aceptar protones. Esta definición tiene gran aplicación en la química analítica. Si se considera el HCl bajo el punto de vista mencionado, se encuentra que cuando está disuelto en agua, dona H+ de acuerdo a: El HCl actúa como ácido y el agua acepta un protón, formando el H3O+ y actúa como base. En el caso del HCl no se presenta un equilibrio, esto indica que la reacción ocurre prácticamente en un ciento por ciento en el sentido directo. Por lo tanto la constante de equilibrio tiende a infinito, pues la concentración de HCl sin disociar tiende a cero. Por esta razón el HCl es considerado un ácido fuerte. El ácido cianhídrico, HCN presenta el siguiente equilibrio: El HCN cede un protón al agua liberando CN- y actuando como ácido. El agua acepta un protón del HCN, para formar el H3O+ y actúa como base. En este caso, si se presenta el equilibrio, existe una constante de equilibrio llamada constante de ionización del ácido Ka. Si se analiza la reacción en el sentido inverso, el H3O+ cede un protón al CN-, se convierte en H2O y actúa como el ácido. El CN- acepta un protón del H3O+ forma el HCN y actúa como base. Se dice entonces que el HCN y el CN- forman un par ácido-base conjugado al igual que el H2O y el H3O+.

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En el caso del amoniaco, NH3 se presenta el equilibrio: El NH3 acepta un protón del agua actuando como base y en este caso el agua actúa como ácido. El NH3 y el NH4 + al igual que el H2Oy el OH- forman pares de ácido-base conjugado.

La constante de equilibrio, se llama constante de ionización de la base Kb. En síntesis, existen ácidos y bases fuertes y débiles, un ácido fuerte como el HCl se ioniza o se disocia completamente y su constante tiene un valor infinito al igual que una base fuerte. Un ácido débil y una base débil, presentan un equilibrio de ionización y una constante de ionización. El valor de la constante indica que tan débil es un ácido o una base. Entre menos sea el valor, más débil es el ácido o la base. Otra definición de ácido y base fue establecida por Lewis: Un ácido es un compuesto capaz de aceptar un par electrónico y una base un compuesto capaz de donar un par electrónico. Ejemplo 1.

La constante de equilibrio del ácido acético, CH3COOH vale 1.8 x 10-5. Analice el equilibrio y establezca los pares ácido-base conjugados. ¿Es un ácido fuerte o débil? El CH3COOH es un compuesto polar que se disuelve en un solvente polar como agua, por esta razón si se habla de equilibrio de ionización de un compuesto polar, el equilibrio es: La constante vale 1.8 x 10-5, por lo tanto se trata de un ácido débil. La tabla 1 reporta el valor de la constante de ionización de algunos ácidos y bases. Tabla 1. Constantes de ionización para algunos ácidos y bases.

Ácido

Formula

Ka

Ácido acético

Kb de la base conjugada

CH3COOH

1.8 x 10

-5

5.6 x 10-10

Ácido fórmico

HCOOH

1.8 x 10-4

5.9 x 10-11

Ácido cianhídrico

NCH

4.8 x 10-10

2.0 x 10-5

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Ácido fluorhídrico

HF

6.8 x 10-4

1.4 x 10-11

Ácido benzoico

C6H5COOH

6.3 x 10-5

1.5 x 10-10

Base

Formula

Kb

Ka del ácido conjugado

Hidróxido de amonio

NH4OH

1.8 x 10-5

5.6 x 10-10

Anilina

C6H5NH2

4.6 x 10-10

2.2 x 10-5

Etilamina

C2H5NH2

5.6x 10-4

1.8 x 10-11

Metilamina

CH3NH2

5.0 x 10

2.0 x 10-11

-4

Como usted pudo observarlo en los ejemplos anteriores, el agua actúa como ácido o como base, lo cual implica el siguiente equilibrio conocido como proceso de ionización del agua. Una molécula de agua cede un protón actuando como ácido y la otra acepta actuando como base. Entre más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y entre más fuerte sea una base, más débil es du ácido conjugado. Analice por ejemplo el caso de la anilina reportada en la tabla1. La constante de equilibrio del agua se representa por: Este valor tan bajo de la constante de equilibrio implica que el agua se ioniza en una cantidad muy pequeña, es decir permanece en un alto porcentaje como H2O. ESCALA DE PH

El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa “potencial de hidrógeno”.Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es: Desde entonces, el término “pH” se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. La concentración de iones H3O+ y OH-, es determinante para muchas propiedades del equilibrio iónico. Estas concentraciones son muy bajas en la mayoría de los casos. Para facilitar el manejo de estas cantidades se creó una escala de medida más adecuada, la escala de pH. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del

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ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7 El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución), y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua) (Tabla 2). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...], también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH−. El pH de una solución se define por la ecuación:

En el agua muy pura la concentración de iones H3O+ y OH- es 1 x 10-7 a 25 ºC, puesto que la constante vale 1 x 10-14 y

El pH del agua pura es entonces: pH = 7 Este resultado significa que para una solución neutra y el pH es 7. Para una solución ácida, el pH es inferior a 7 y para una solución básica mayor que 7. Se puede también ver pOH, el cual se define como: pOH = -log . Para el agua pura el pOH es también 7. La suma del pH y el pOH es 14 para cualquier solución acuosa a 25 ºC.

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Tabla 2. La escala de pH

pH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100

100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

Aumenta la alcalinidad o basicidad

Neutralidad Aumenta la acidez

Ejemplo 2.

Calcule el pH de una solución de ácido clorhídrico (HCl) 0.01M. Es práctico establecer siempre primero la reacción química que se presenta. La ecuación de ionización del ácido es: No existe equilibrio, la ionización es casi del 100%, luego todo el HCl 0.01 M se disocia en H3O+ y Cl-. La concentración de H3O+ es entonces 0.01 M.

Ejemplo 3.

Cuál es el pH de una solución 5.0 x 10-4 M de la base NaOH? Se plantea primero la ecuación de ionización de la base:

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El NaOH se ioniza casi en un 100%. La concentración de OH- es entonces igual a la inicial de NaOH 5.0 x 10-4 M

pOH =3.3 ¿Cómo se calcula ahora el pH? pH + pOH = 14.0 pH = 14.0 – pOH pH = 14 – 3.3 = 10.7 Ejemplo 4.

¿Cuál el pH de una solución acuosa de ácido fórmico (HCOOH) 0.200 M? Ka = 1.76 x 10-4? En primer lugar, ¿se trata de un ácido fuerte o débil? El que exista una constante de equilibrio implica una disociación parcial y por lo tanto según el valor de Ka se trata de un ácido débil.

La concentración inicial del ácido es 0.200 M, si la cantidad de ácido que se ioniza es entonces:

Para resolver esta ecuación se hace una aproximación. Como la constante es 1.76 x 10-4, el valor de x o sea los [productos] es muy pequeña comparada con la concentración inicial, luego se puede aproximar así: 0.200 – x ≈ 0.200.

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Ejemplo 5.

El jugo de limón tiene un pH = 2.0. Si todo el ácido del limón es ácido cítrico de constante ka = 8.4 x 10-4, ¿cuál es la concentración del ácido cítrico?

Se expresa la constante de equilibrio:

La

se puede calcular a partir del pH:

Algunos ácidos pueden donar más de un protón y se conocen como ácidos polipróticos. Un ejemplo característico es el ácido sulfúrico

La primera ionización ocurre casi del 100%, se comporta como un ácido fuerte. La segunda ionización corresponde al ión presenta un equilibrio con una constante de equilibrio (Ka) de 1.2 x 10-2 a 25ºC. HIDRÓLISIS

La hidrólisis es una reacción química entre agua y otra sustancia, como por ejemplo sales. Al ser disueltas en agua, sus iones constituyentes se combinan con los iones hidronio, H3O+ o bien con los iones hidroxilo, OH-, o ambos (puede decirse que el agua reacciona “rompiendo el compuesto”). Dichos iones proceden de la disociación del agua. Esto produce un desplazamiento del equilibrio de disociación del agua y como consecuencia se modifica el valor del pH.

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Las sales de los ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por acción del agua, dependiendo del grado de la reacción, de la debilidad del ácido o de la debilidad de la base. Es decir, cuanto más débil sea el ácido o la base, mayor es la hidrólisis. En un par ácido-base conjugados, la fortaleza de uno implica la debilidad del otro como ya se había mencionado. En el par HCN-CN-, el HCN es un ácido con una constante de orden de 10-10, se trata de un ácido muy débil, su base conjugada CN- es una base fuerte. Está capacidad de reaccionar con el agua es una hidrólisis. El CN- acepta un protón del agua y regenera el ácido HCN. La constante de equilibrio se llama constante de hidrólisis (Kh) y equivale a:

En el par ácido-base conjugado NH3 - NH4+, la base NH3 tiene una constante del orden de 10-5, es una base relativamente débil y su ácido NH4+ será un ácido relativamente fuerte, que puede reaccionar con el agua donándole un protón y regenerando la base en una reacción de hidrólisis:

Ejemplo 6. ¿Cuál es el pH de una solución 0.20 M de cloruro de amonio NH4Cl? La Kb (NH3) = 1.8 x 10-5 El NH4Cl se ioniza 100% ¿Pueden sufrir hidrólisis los dos iones? Analice la situación. Si el Cl se hidroliza la reacción es: ¿Qué probabilidades tiene esta reacción? Recuerde que el HCl es un ácido fuerte.

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Un ácido fuerte se ioniza completamente o sea su reacción de formación a partir de los iones prácticamente imposible. Además el es una base muy débil por provenir de un ácido fuerte. En consecuencia la reacción escrita no ocurre. Ahora el

:

Lógicamente que si ocurre porque el NH3 es una base débil y el relativamente fuerte.

un ácido

La constante de hidrólisis es:

Si la cantidad que ha reaccionado es x, las concentraciones en el equilibrio son:

Como la constante de equilibrio es tan pequeña, pude decirse que la cantidad de producto es mínima o en otras palabras, x tiene un valor muy bajo. Se hace entonces la siguiente aproximación:

Soluciones reguladoras

Hay ciertas soluciones que mantienen un pH aproximadamente constante a pesar de adiciones de ácido o base. Estas soluciones se conocen como soluciones reguladoras ya que regulan el pH. Su utilidad es muy amplia, debido a que muchos procesos químicos y bioquímicos ocurren a un pH determinado y para mantenerlo se hace uso de una solución reguladora. El pH de la sangre por ejemplo es 7.4 y el organismo posee entonces una serie de soluciones reguladoras

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que mantienen ese valor constante. ¿En qué consiste una solución reguladora? y ¿cómo actúa? Las soluciones reguladoras consisten de la mezcla de un ácido y su sal o una base débil y su sal. La base débil NH3 forma con la sal NH4Cl, un sistema regulador. La sal se ioniza de acuerdo con la ecuación: El sufre reacción de hidrólisis. Los dos equilibrios que presenta este sistema regulador son: La ionización de la base y la hidrólisis del ión proveniente de la sal.

Como se observa, hay un equilibrio que produce OH- y otro que produce . Estos dos equilibrios actúan en conjunto para mantener el pH aproximadamente constante, cuando se adiciona un ácido o una base. Si se adiciona un ácido fuerte, se están adicionando realmente iones , al aumentar la concentración de , el equilibrio (2) se desplaza hacia la izquierda o sea en el sentido inverso, aumentando la concentración de , lo cual hace que el equilibrio (1) se desplace hacia la izquierda disminuyendo la concentración de OH-. Este juego entre los dos equilibrios mantiene el pH aproximadamente constante. Para calcular el pH de esta solución se calcula primero el pOH partiendo del equilibrio base:

Si x = cantidad producida de Co (b) = concentración inicial de la base Co (s) = concentración de que es igual a la concentración inicial de las sal NH4Cl

Dejando

Aproximación Co(b), Co(s) > > x Entonces Como

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y y el pH es: pH = 14 – pOH Analice ahora por que el ión Cl- no sufre reacción de hidrólisis. Recuerde el concepto de par ácido conjugado. Si la situación reguladora que tiene es una mezcla de ácido débil y una sal de ese ácido, el análisis es el mismo al caso anterior y el pH se calcula de acuerdo a la ecuación:

Co(a) = concentración inicial del ácido Ejemplo 7.

Calcular el pH de una solución reguladora consistente de ácido acético CH3COOH 0.100 M y acetato de sodio CH3COONa 0.10 M. ¿Cuál es el cambio en el pH si a un litro de esta solución se le adiciona 0.01 moles de ácido clorhídrico HCl? Ka = 1.80 x 10-5 La sal se ioniza Plantee los equilibrios del sistema regulador

Sistema regulador de pH: equilibrio (1) y (2) Ahora se calcula el pH

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Este es el pH que se mantiene aproximadamente constante. ¿Qué sucede cuando se ioniza el HCl? El HCl se ioniza de acuerdo a: La concentración de aumenta, luego el equilibrio (1) se desplaza hacia la izquierda gastando una cantidad equivalente de iones y produciendo la misma cantidad de ácido. Si se adiciona 0.01 mol de HCl a un litro de solución, la concentración de adicionada es 0.01 M y esta cantidad es la que reacciona con . Las nuevas concentraciones después de la adición son: [CH3COOH] = Co(a) + 0.01 aumenta porque en el equilibrio se produce CH3COOH al ocurrir la reacción inversa. [

] = Co(s) – 0.01

El nuevo pH es:

pH = 4.66 El cambio el pH es de (4.74-4.66), el cual equivale a 0.08. Este cambio es muy pequeño teniendo en cuenta que lo adicionado fue en ácido fuerte. Si esta misma cantidad de HCl se adiciona a 1.0 litro de H2O pura el cambio en pH es considerablemente mayor. Veamos cuál sería: Un litro de H2O pura tiene un pH = 7. Al adicionar 0.01 mol de HCl, se está y la concentración de iones H+ es entonces: adicionando 0.01 mol de

El nuevo pH es: pH = 2 El cambio en el pH fue de 7 a 2 o sea 5 unidades. TITULACIÓN

La titulación es un método corriente de análisis químico cuantitativo en el laboratorio, que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo conocido. Un reactivo llamado “titulador”, de volumen y concentración

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conocida (una solución estándar o solución patrón) se utiliza para que reaccione con una solución del analito, de concentración desconocida. Utilizando una bureta calibrada para añadir el titulador es posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el punto final. El punto final es el punto en el que finaliza la titulación, y se determina mediante el uso de un indicador (Tabla 3). Idealmente es el mismo volumen que en el punto de equivalencia, el número de moles de titulador añadido es igual al número de moles de analito, algún múltiplo del mismo. En la titulación clásica ácido fuerte-base fuerte, el punto final de la titulación es el punto en el que el pH del reactante es exactamente 7, y a menudo la solución cambia en este momento de color de forma permanente debido a un indicador. Sin embargo, existen muchos tipos diferentes de titulaciones. Pueden usarse muchos métodos para indicar el punto final de una reacción: a menudo se usan indicadores visuales (cambian de color). En una titulación ácido-base simple, puede usarse un indicador de pH, como la fenolftaleína, que es normalmente incolora pero adquiere color rosa cuando el pH es igual o mayor que 8,2 (Tabla 3). Otro ejemplo es el naranja de metilo, de color rojo con en medio ácido y amarillo en disoluciones básicas (Tabla 3). No todas las titulaciones requieren un indicador. En algunos casos, o bien los reactivos o los productos son fuertemente coloreados y pueden servir como “indicador”. Por ejemplo, una titulación redox que utiliza permanganato de potasio como disolución estándar (rosa/violeta) no requiere indicador porque sufre un cambio de color fácil de detectar pues queda incolora al reducirse el permanganato. Después del punto de equivalencia, hay un exceso de la disolución titulante (permanganato) y persiste un color rosado débil que no desaparece. Debido a la naturaleza logarítmica de la curva de pH, las transiciones en el punto final son muy rápidas; y entonces, una simple gota puede cambiar el pH de modo muy significativo y provocar un cambio de color en el indicador. Hay una ligera diferencia entre el cambio de color del indicador y el punto de equivalencia de la titulación. Este error se denomina error del indicador. Por este motivo es aconsejable efectuar determinaciones en blanco con el indicador y restarle el resultado al volumen gastado en la valoración. Tabla 3. Indicadores usados frecuentemente.

Indicador

Color ácido

Rango de pH de cambio de color

Color alcalino

Azul de timol

Rojo

1.2-2.8

Amarillo

Naranja de metilo

Rojo

3.1-4.5

Amarillo

Verde de bromocresol

Amarillo

3.8-5.5

Azul

Rojo de metilo

Rojo

4.2-6.3

Amarillo

Azul de bromotimol

Amarillo

6.0-7.6

Azul

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Convenio Universidad del Valle - Alcaldía de Santiago de Cali Rango de pH de cambio de color

Color alcalino

Amarillo

8.0-9.6

Azul

Incoloro

8.3-10.0

Rojo

Amarillo

10.0-12.1

Rojo

Indicador

Color ácido

Azul de timol Fenolftaleína Amarillo de alizarina Ejemplo 8.

Una de las aplicaciones más comunes de la titulación es calcular la concentración de una solución. Si se tiene ácido acético CH3COOH con concentración desconocida y se titula con NaOH 0.10 M, ¿cuál es la molaridad del ácido, si se usó un volumen de 25 mL de CH3COOH y se gastaron 12 mL de base en su titulación? Recuerde que mezclar volúmenes equivalentes significa volúmenes con igual número de moles, entonces los 12 mL de NaOH 0.10M son equivalentes a los 25 mL de CH3COOH de concentración desconocida. Se aplica la siguiente ecuación despejando la concentración de ácido:

EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

Equilibrio de solubilidad es cualquier tipo de relación de equilibrio químico entre los estados sólido y disuelto de un compuesto en la saturación. Kps significa “producto de solubilidad” o “equilibrio de solubilidad”. Es la constante de equilibrio de la reacción en la que una sal sólida se disuelve para dar sus iones constituyentes en solución. Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y las constantes para predecir la solubilidad de sustancias en condiciones específicas (porque la solubilidad es sensible a las condiciones, mientras que las constantes lo son menos). La sustancia que se disuelve puede ser un sólido orgánico como el azúcar o un sólido iónico como la sal de mesa. La principal diferencia es que los sólidos iónicos se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. La mayor parte de las veces, el agua es el disolvente de interés, aunque los mismos principios básicos son aplicables a cualquier disolvente. Cuando se coloca en agua una sal poco soluble se establece un equilibrio entre los iones de la solución saturada y el exceso de sólido no disuelto. Toda la sal que

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se disuelve en agua, se disocia en sus iones y como la solubilidad es muy baja, la solución se satura rápidamente. El AgCl por ejemplo se disuelve y se disocia en iones Ag+ y Cl-, ‘pero parte de AgCl permanece sólido sin disolverse y sin disociarse. El equilibrio que se establece es: La constante de equilibrio es entonces: Recuerde que los sólidos no se incluyen en la expresión de la constante. Esta constante es el producto de solubilidad (Kps), debido a que las concentraciones del y corresponden precisamente a la cantidad máxima de sal que se disuelve hasta el equilibrio, se conoce como la solubilidad de la sal. Ejemplo 9.

Calcular el producto de solubilidad del sulfato de calcio en agua si la solubilidad es 4.9 x 10-3 M a 25ºC. Se plantea primero el equilibrio: que se disuelve en agua. La solubilidad representa la cantidad de Como la relación estequiométrica en la ecuación es de 1 a 1, significa que la misma cantidad se produce de

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

Un átomo, molécula o ion se oxida cuando en un proceso químico pierde electrones; esos electrones son transferidos a otra sustancia denominada agente oxidante. La ecuación de oxidación es: M → Mn+ + n e Un átomo, molécula o ion se reduce cuando en un proceso químico gana electrones; los electrones son transferidos desde otra sustancia denominada agente reductor. La ecuación de reducción es:

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X + n e- → XnPor tanto, para que una sustancia gane electrones, otra tiene que perderlos. La reacción que tiene lugar entre un oxidante y un reductor se denomina reacción de oxidación-reducción, o más frecuentemente reacción redox. Reacciones de oxidación- reducción

Las reacciones de reducción-oxidación son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: • El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose. • El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido. Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido. Los procesos de oxidación y reducción se pueden sintetizar en la expresión:

Estas reacciones ocurren entre parejas de óxido-reducción, llamadas pares conjugados redox. En general:

Ejemplo, cuando el Zn se pone en contacto con el ácido sulfúrico se produce la reacción

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El nombre de “oxidación” proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio: 2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes: 2I− → I2 + 2 e− Cl2 + 2 e− → 2 Cl NÚMERO DE OXIDACIÓN

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado. Este número por tanto una carga formal y no real, ya que en enlaces covalentes o parcialmente covalentes los electrones no son completamente transferidos. En especies químicas monoatómicas, el número de oxidación coincide con la carga real del átomo. Por ejemplo, los números de oxidación de las especies Ca2+, Ag, I- son respectivamente, +2, 0 y 1. Para conocer el número de oxidación de un elemento en especies químicas poliatómicas se deben aplicar las siguientes reglas: • El número de oxidación de los elementos en estado libre es cero. • El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH). • El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2). • El número de oxidación de los metales alcalinos es siempre +1. En los de los alcalinotérreos es siempre +2. • El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2. • El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. • El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.

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El número de oxidación: • Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. • Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos. ECUACIÓN DE NERST

La ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo o fuerzas electromotrices de pilas cuando las condiciones no son las estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst, que fue quien la formuló. Ecuación de Nerst:

Donde: E = es el potencial corregido del electrodo E0 = el potencial en condiciones estándar R = constante de los gases ideales 8,314 J/(mol*K) T = la temperatura absoluta expresada en grados Kelvin n= la cantidad de moles de electrones que participan en la reacción F = constante de Faraday (aproximadamente 96500 C/mol) Q = cociente de reacción. Así para la reacción; a A +

b B → c C + d D, la expresión de Q es:

Donde “[C]” y “[D]” son las presiones parciales y/o concentraciones molares en caso de gases o de iones disueltos, respectivamente, de los productos de la reacción; “[A]” y “[B]” ídem para los reactivos. Los exponentes son la cantidad de moles de cada sustancia implicada en la reacción (coeficientes estequiométricos). A las sustancias en estado sólido se les asigna concentración unitaria, por lo que no aparecen en Q. En realidad, los potenciales de las células electroquímicas están relacionados con las actividades de los reactivos y los productos de la reacción, que a su vez están relacionadas con las respectivas concentraciones molares. No obstante, con

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frecuencia se hace la aproximación de que las actividades son iguales a las concentraciones molares, pero es conveniente tener en cuenta que esto es una aproximación y que como tal, puede conducir a resultados erróneos. Simplificación por temperatura estándar:

Para T = 298 K la ecuación de Nernst se reduce a:

Estas versiones simplificadas son las más utilizadas para electrodos y pilas a temperatura ambiente puesto que el error que se produce por diferencias entre la temperatura real y la expresada en la ecuación es desestimable.

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BIBIOGRAFIA

CHANG, R. 1992. Química. Mc Graw Hill Interamericana. México, D. F. GANUZA, J. L., CASAS, M. P. & M. P., QUEIPO. 1991. Química. Serie Schaum. Mc Graw Hill. Madrid. GARZON, G. 1990. Química general, con manual de laboratorio. 2 ed. Serie Schaum. Mc Graw Hill. Colombia. MORTIMER, C. E. 1992. Química. Grupo Editorial Iberoamericana. México, D. F. PETRUCCI, R. H., HARWOOD, W. S. & F. G., HERRING. 2003. Química general. 8 ed. Pearson Educación, S. A. Madrid. Agradecimientos a Amparo Granada Patiño por permitir el uso del material “Química” producido para programa de química ofrecido a la modalidad desescolarizada de la Universidad del Valle.