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INSTITUTO TECNOLOGICO DE OAXACA
DIVISION DE ESTUDIOS SUPERIORES
“INGENIERIA MECANICA”
“QUIMICA”
ANTOLOGÍAS
DOCENTE: GONZALEZ GARCÍA GILDARDO
GARCIA PEREZ LUIS GERARDO
NUMERO DE CONTROL: 14160756
GRUPO: ME AULA: I4
HORARIO: 14:00-15:00
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1. MATERIA, ESTRUCTURA Y PERIODICIDAD…………2
2. ENLACES QUIMICOS Y EL ESTADO SOLIDO…….....32
3. CRISTALOGRAFIA………………………………………..70
4. REACCIONES GENERALES Y ESTEQUIOMETRIA….93
5. ESTADO LIQUIDO, SOLUCIONES Y COLOIDES…….123
6. TERMOQUIMICA Y ELECTROQUIMICA……………….145
7. EQUILIBRIO QUIMICA…………………………………....163
BIBLIOGRAFIA………………………………………………….191
1
INDICE
2
MATERIA ,
ESTRUCTURA Y PERIODICIDAD
“
MATERIA , ESTRUCTURA Y PERIODICIDAD
1.1 Materia , estructura, composición estados de agregación y clasificación por propiedades…………………………4
1.2 Periodicidad quimica …………….............11
1.3 Elementos de importancia economica, industrial y ambiental en la region o en el pais…………………………………21
3
INDICE
Materia , estructura, composición estados de agregación y clasificación por propiedades.
Materia: La materia es todo lo que ocupa un
lugar en el universo. Es todo aquello que se
forma a partir de átomos o moléculas, con la
propiedad de estar en estado sólido, líquido o
gaseoso. La materia tiene volumen porque
ocupa un lugar en el espacio. Además tiene
masa, que es la cantidad de materia que
posee un objeto y que se puede medir con una balanza. La materia, a diferencia
de los objetos o cuerpos, no está limitada por la forma ni por el tamaño.
La materia consiste de partículas extremadamente pequeñas agrupadas juntas
para formar el átomo. Hay unas 90 ocurrencias naturales de estas agrupaciones
de partículas llamadas elementos. Estos elementos fueron agrupados en la
tabla periódica de los elementos en secuencia de acuerdo a sus números
atómicos y peso atómico. Hay además 23 elementos hechos por el hombre que no
ocurren en la naturaleza, por lo que al final son unos 113 elementos conocidos
hasta la fecha. Estos elementos no pueden cambiarse por procesos químicos.
Ellos solo pueden ser cambiados por reacción nuclear o atómica, sin embargo
pueden ser combinados para producir el incontable número de compuestos con
los que tropezamos día a día.
Átomo
Un átomo es la menor cantidad de un elemento químico que tiene existencia
propia, y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Un átomo es tan
pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos. Los
átomos están formados por un núcleo que contiene dos tipos de partículas.
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Los protones =partícula que tienen carga eléctrica
positiva
Los neutrones = partícula sin carga eléctrica.
Los electrones= partícula con carga negativa
Los electrones que giran más cercanos al
Los rayos catódicos:Los rayos catódicos son corrientes de electrones observados en tubos de vacío,
es decir los tubos de cristal que se equipan por lo menos con dos electrodos, un
cátodo y un ánodo en una configuración conocida como diodo. Cuando se calienta
el cátodo, emite una cierta radiación que viaja hacia el ánodo.
Los rayos anódicos: también conocidos con el nombre de canales o positivos,
son haces de rayos positivos construidos por cationes atómicos o moleculares que
se desplazan hacia el electrodo negativo en un tubo de Crookes .Es un fenómeno
químico-físico por el cual algunos cuerpos o elementos químicos, llamados
radiactivos, emiten radiaciones que tienen la propiedad de impresionar placas
radiográficas fecisterografias, ionizar gases, producir fluorescencia, atravesar
cuerpos opacos a la luz ordinaria, entre otros.
El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo
formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando
a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la
carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una
región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa.
Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual
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se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extranuclear se
encuentran los electrones de carga negativa.
MOLÉCULA Es la menor porción de una sustancia que puede existir en estado libre y
conservar las propiedades de
dicha sustancia. La molécula es
una estructura formada a partir de
la unión de dos o más átomos que
comparten electrones. A
temperatura ambiente hay
moléculas sólidas (cloruro de
sodio o sal común), líquidas (agua)
y gaseosas (dióxido de carbono).
En síntesis, la materia está formada por partes muy pequeñas llamadas átomos.
Los átomos se reúnen para constituir moléculas. A su vez, las moléculas se unen
para formar sustancias.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
ESTADOS DE LA MATERIA
El estado en que se encuentra la materia (sólido, líquido y gaseoso) depende de la
energía que poseen las partículas (átomos, moléculas y iones) que constituyen la
materia, y de las fuerzas de atracción que existen entre ellas. Además, también
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depende de las condiciones de temperatura y presión a las que están sometidas
esas partículas.
Estado sólido
Las partículas que forman los sólidos se atraen fuertemente,
están cerca unas de otras y dispuestas de manera ordenada,
lo que le dan la característica de ser estructuras rígidas.
Tienen poco espacio para moverse, ya que solo pueden
hacerlo vibrando en posiciones fijas. Esta particularidad les da
la característica de tener forma y volumen constantes.
Estado líquido
Las partículas que forman los líquidos se atraen parcialmente y tienen más libertad
para moverse que en los sólidos, pero no llegan a separarse de
las demás, por lo que conservan su volumen. Esas partículas
disponen de más espacio y pueden deslizarse unas sobre otras
con facilidad. Esto explica por qué los líquidos tienen forma
variable, adoptando la del recipiente que los contiene. Una
característica de los líquidos es la fluidez, ya que pueden trasladarse hacia otros
lugares y atravesar orificios muy pequeños. Otra propiedad es la viscosidad,
debido a que poseen cierta dificultad para desplazarse a raíz del rozamiento de
sus partículas.
Estado gaseoso
En los gases prácticamente no existen fuerzas de atracción
que mantengan unidas las partículas que los forman. Es por
eso que sus partículas están muy separadas entre sí y existe
más espacio vacío que en los líquidos o en los sólidos. Ello
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permite que se muevan con mayor facilidad, al azar y con bastante rapidez. Así se
explica que los gases tengan una forma y un volumen variables y sean
expansibles, es decir, ocupen todo el espacio disponible.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
La materia se clasifica en sustancias puras y mezclas. .
Las mezclas: están formadas por dos o más sustancias puras y se dividen en
homogéneas y heterogéneas. Los componentes de una mezcla se pueden separar
utilizando procesos físicos.
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SUSTANCIAS PURAS
Una sustancia es cualquier variedad de la materia de aspecto homogéneo que
comparte determinadas propiedades, como el color, la densidad, la temperatura
de ebullición y la temperatura de fusión, entre otras. Esto hace que cada sustancia
pueda distinguirse de otra sustancia.
Las sustancias simples
Están formadas por átomos de un solo elemento que no pueden fragmentarse en
elementos más simples utilizando métodos físicos o químicos comunes. Son
sustancias simples los elementos que figuran en la tabla periódica de los
elementos, como el oxígeno, el carbono, el nitrógeno, el azufre, etc.
Las sustancias compuestas
Son aquellas sustancias puras que contienen dos o más elementos fijos, con lo
cual siempre tienen los mismos elementos en su composición. Las sustancias
compuestas se representan por medio de fórmulas químicas. La molécula del
agua está formada por dos átomos de
hidrógeno y uno de oxígeno. El
dióxido de carbono posee dos átomos
de oxígeno y uno de carbono.
Además del agua y del dióxido de
carbono, son ejemplos de sustancias
compuestas el metano, el cloruro de sodio, la glucosa, la urea, el amoníaco y el
alcohol etílico.
Para separar los elementos de una sustancia compuesta se puede recurrir a
procesos químicos. Por ejemplo, sometiendo a elevadas temperaturas al dióxido
de mercurio es posible obtener los elementos constituyentes de dicha sustancia.
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Otra forma de separación es la electrólisis, que consiste en someter a un
determinado compuesto a una corriente eléctrica.
MEZCLASSon materiales que se forman al combinar dos o más sustancias puras, sin que
ello ocasione cambios químicos en esas sustancias. Por medio de métodos
físicos, las mezclas pueden separarse de sus componentes sin producir alteración
en los mismos. Existen dos tipos de mezclas, las homogéneas y las heterogéneas.
Las mezclas homogéneas: son soluciones, formadas por un solvente
generalmente en mayor proporción y uno o más solutos en cantidades menores.
Tienen la misma composición en toda la muestra por lo que son uniformes, con lo
cual presentan una sola fase. Sus partículas, que no pueden distinguirse a simple
vista ni aún bajo el microscopio, se mueven al azar y de manera constante. Tienen
un tamaño entre 0,1 y 10 nanómetros (nm) y se encuentran dispersadas como
moléculas, átomos o iones.
Las mezclas heterogéneas: son aquellas
donde sus componentes pueden distinguirse a
simple vista o con el microscopio, con lo cual no
son uniformes. Por ejemplo la arena en agua, o
piedras con carbón son mezclas heterogéneas
groseras que se aprecian fácilmente y varían de
un punto a otro. Además, dentro de las mezclas
heterogéneas se distinguen las suspensiones y
los coloides. Las suspensiones son mezclas
heterogéneas formadas por una fase dispersa, es decir, un soluto sólido insoluble
y una fase dispersante, representada por un líquido. Las partículas de la fase
dispersa son mayores a 100 nanómetros de tamaño, pueden observarse a simple
vista y sedimentan cuando la suspensión está en reposo.
Periodicidad quimica
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Actualmente la sistemática periódica se realiza a partir de la configuración
electrónica externa, por lo que siguiendo el orden de llenado indicado antes, se
van a configurar átomos cuyos electrones característicos en su estado
fundamental, se disponen generalmente en orbitales atómicos del mismo tipo, y
con 3 números cuánticos iguales, difiriendo únicamente en la n Como las
propiedades químicas dependen de los electrones externos, estas disposiciones
reunirán a átomos de comportamiento similar, coincidiendo con las agrupaciones
históricas (grupos A y B), que se habían realizado en los sistemas periódicos
antiguos, basados en la similitud de propiedades y masas atómicas sucesivas.
Actualmente los grupos se numeran de forma sucesiva, excluyendo a los
electrones en, con algunas familias características.
De esta forma podemos agrupar a los elementos por su periodicidad orbital,
distribuyéndolos en 4 bloques, aquellos cuyos últimos electrones ocupan orbitales
s (bloque s), los que ocupan los p (bloque p), los d (bloque d) y los f (bloque f). En
el bloque s, hay que hacer una subdivisión, pues aquellos que corresponden a
n=1, no se comportan como el resto. Así el 1s1 corresponde al H (hidrógeno), con
un núcleo con gran densidad de carga que impide una cesión fácil de este electrón
lo cual no ocurre en el resto(n>1), y el 1s2, helio, al tener el nivel completo, se
comporta como un elemento estable, similar a los s2p6 (grupo 18), denominados
por ello, gases inertes o nobles. Otras agrupaciones familiares de átomos, también
reciben nombres específicos como se indica en la tabla 3. La organización en
bloques con la redistribución en los 18 grupos actuales se da.
PERIODICIDAD QUÍMICA
La determinación de las propiedades y la clasificación de los elementos ha sido
unos de los logros más importantes de la química. La periodicidad se describe
como una propiedad de los elementos químicos. Indica que los elementos que
pertenecen a un mismo grupo o familia de la tabla periódica tienen propiedades
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muy similares. Los elementos se ordenan en un arreglo sistemático, aunque no es
ideal, es muy útil.
-CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES
Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera
que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las
similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los
científicos que consolidaron la actual ley periódica:
Johann
Dobenier:
Hace su clasificación en grupos de 3 elementos con propiedades químicas Similares, llamadas TRIADAS
John
Newlands:
Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentran que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.
Dimitri
Mendeleivi
Lathar Meyer
Clasifican los elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.
-TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los
números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para
los elementos.
La Tabla Periódica que se usa actualmente es la que recomendó la IUPAC en
1993. Consiste en una tabla con 18 columnas numeradas en orden consecutivo
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desde el número 1 hasta el 18. Cada columna contiene los elementos de un Grupo
y cada fila los de un Período.
Los elementos se separan en dos grandes conjuntos: los elementos llamados
representativos cuya estructura electrónica en la capa de valencia contiene
electrones en orbitales de tipo s y p solamente, y los elementos llamados de
transición con un subnivel d o un subnivel f incompleto antes de la capa de
valencia.
Estos grandes conjuntos actualmente se está haciendo habitual dividirlos en otros
conjuntos más pequeños. Los grupos 1 y 2 han sido denominados elementos
representativos del bloque s o también elementos de pretransición. En todos ellos
la distribución electrónica de la capa de valencia es del mismo tipo, esto es [GN]
nsx con x = 1 y 2.
Los de los grupos 13-17 se conocen como elementos representativos del bloque p
o elementos de postransición. La distribución electrónica en la capa de valencia
de estos elementos es [GN] ns2 npx para los de los períodos 2 y 3 , [GN] (n-1)d10
ns2 npx para los de los períodos 4 y 5 y [GN] (n-2)f14 (n-1)d10 ns2 npx para los del
período 6. Como se verá más adelante, la existencia de subniveles llenos entre la
estructura del gas noble anterior y la capa de valencia tiene consecuencias
notables en la variación de las propiedades de los elementos de estos grupos.
Por su parte los elementos de transición se dividen en los elementos de transición
del bloque d, que en el texto de Pereyra y Blanco se denominan como elementos
de transición propiamente dicho, de los grupos 3-10 y cuya estructura
electrónica es [GN] (n-1)dx ns2 ( en algunos casos excepcionales es [GN]
(n-1)dx ns1 o ns0) Los elementos de transición del bloque d se acostumbran a
dividir a su vez por series y se les llama elementos de la primera serie, de la
segunda y de la tercera a los del cuarto, quinto y sexto período respectivamente.
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Los otros elementos de transición son llamados del bloque f o elementos de
transición interna cuya estructura electrónica tipo es [GN] (n-2)fx ns2 , y están en
los períodos sexto y séptimo.
ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y
se enumeran del 1 al 7 con números
arábigos. Los elementos de
propiedades similares están reunidos en
columnas (verticales), que se
denominan grupos o familias; los cuales
están identificados con números
romanos y distinguidos como
grupos A y grupos B .Los elementos de
los grupos A se conocen
como elementos representativos y los
de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte
en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas
series Lantánida y actínida
PERIODOS: nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7
periodos o niveles.
Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son
denominados Periodos cortos.
Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla incompleto.
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Los elementos cuyos números atómicos se hallan comprendidos entre el La (Z=
57) y el Lu (Z= 71) se llaman Lantánidos.
Los elementos con número atómico superior al Ac (Z= 89) se
denominan Actínidos.
Los elementos después del Uranio (Z= 92) se han obtenido en forma artificial
del uranio, denominándose a éstos Trans uránicos.
GRUPOS O FAMILIAS: Son agrupaciones verticales, que nos indican que poseen propiedades químicas semejantes, debido a que poseen los mismos electrones de valencia.
a) GRUPO A:
Están situados en los extremos de la tabla periódica.
Nos indican el número de electrones de la última capa y se representan en números romanos.
Terminan en el subnivel “s” y “p”
a) GRUPO B:
Están situados en la zona central de la tabla periódica.
El número de electrones de la última capa, no nos indica el grupo; debido a que la valencia es variable.
La configuración electrónica termina en el subnivel “d”.
Los elementos de transición interna, llamados tierras raras: su configuración electrónica termina en“f”.
Los elementos químicos que se ubican en la Tabla Periódica: Metales, Metaloides y No metales.
Elementos metálicos: este grupo
representa la mayoría de los
elementos, normalmente se
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encuentran en estado sólido y de acuerdo a sus propiedades conforman cinco
nuevos grupos dentro de la tabla periódica: Metales alcalinos, Metales
alcalinotérreos, Metales de transición.
Elementos no metálicos: Podemos decir que solo el 20% de los elementos
químicos se pueden considerar como no metales. Estos
elementos requieren sólo un pequeño número de
electrones para alcanzar una estructura estable.
Clasificación de los no metales en la tabla
periódica: Hidrogeno, Grupo del carbono, Grupo del
nitrógeno, Grupo del oxígeno, Grupo de los halógenos,
Grupo de gases nobles o inertes.
Carga nuclear efectiva
La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por
un electrón en un átomo polielectrónico. El término "efectiva" se usa porque
el efecto plantilla de los electrones más cercanos al núcleo evita que los
electrones en orbitales superiores experimenten la carga nuclear completa. Es
posible determinar la fuerza de la carga nuclear observando el número de
oxidación del átomo.
En un átomo con un electrón, el electrón experimenta toda la carga del núcleo
positivo. En este caso, la carga nuclear efectiva puede ser calculada usando la ley
de coulomb.
Sin embargo, en un átomo con muchos electrones, los electrones externos son,
simultáneamente, atraídos al núcleo debido a su carga positiva, y repelidos por los
electrones cargados negativamente. La carga nuclear efectiva en un electrón de
este tipo de átomo está dada por la siguiente ecuación:
Zeff = Z-S
Donde Z es la carga nuclear real y sigma se llama constante de apantallamiento.
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Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de
la energía requerida para quitar un electrón de un átomo polielectrónico. Las
mediciones muestran que se requieren 2373kJ de energía para mover el electrón
restante de un mol de átomos de He y 5248 kJ de energía para remover el
electrón restante de un mol de iones de He+. La razón por la cual se requiere
menos energía en el primer paso es que la repulsión electrón el apantallamiento,
provoca una reducción en la atracción del núcleo sobre cada electrón. En el He+
hay presente un solo electrón, así es que no hay apantallamiento y el electrón
siente el efecto total de la carga nuclear +2. Por consiguiente, se requiere de
mucho más energía para quitar el segundo electrón.
Tamaño atómico
A lo largo de un periodo hay un crecimiento pequeño aunque generalizado en el
tamaño del radio atómico. Esto se debe al hecho de que a medida que avanzamos
en el periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia
del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de 1 en 1 en
cada elemento. A pesar de esto, hay
también un incremento en el número de
electrones, cada electrón es atraído hacia el
núcleo, por tanto a mayor carga nuclear
mayor atracción de los electrones hacía el
núcleo.
El radio iónico
Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones,
adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Podemos
considerar dos casos:
1. Que el elemento gane electrones.
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El electrón o electrones ganados se colocan en los orbitales vacíos, transformando
el átomo en un anión. La ganancia de electrones por un átomo no metálico aislado
es acompañada por un aumento de tamaño.
Al comparar el valor del radio atómico de cualquier elemento con el de su anión,
éste es siempre mayor, debido a que la carga nuclear es constante en ambos
casos, mientras que al aumentar el número de electrones en la capa más externa,
también aumenta la repulsión entre los mismos aumentando de tamaño el orbital
correspondiente y por tanto también su radio iónico.
2. Que el elemento pierda electrones.
Generalmente se pierden los electrones de valencia y el elemento se transforma
en un catión. La pérdida de electrones por un átomo metálico aislado implica una
disminución de su tamaño.
Podemos generalizar diciendo que los iones cargados negativamente (aniones)
son siempre mayores que sus correspondientes átomos neutros, aumentando su
tamaño con la carga negativa; los iones positivos (cationes), sin embargo, son
siempre menores que los áto mos de los
que derivan, disminuyendo su tamaño al
aumentar al carga positiva.
Entre los iones con igual número de
electrones (isoeléctricos) tiene mayor
radio el de menor número atómico, pues
la fuerza atractiva del núcleo es menor
al ser menor su carga.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La energía de ionización es la mínima
energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado
fundamental.
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La formación de los compuestos y moléculas no solo depende de la existencia de
los niveles de energía en los elementos. Si no también de la energía de ionización
de átomos involucrados. La energía de ionización de un átomo es la cantidad de
energía que se requiere para desalojar del átomo al electrón ligado más
débilmente. En este proceso el átomo adquiere una carga positiva, y se le
denomina catión.
En la Tabla Periódica, la energía de ionización aumenta en un período según
aumenta el número atómico (de izquierda a derecha) y en un grupo disminuye a
medida que aumenta su número atómico (de arriba hacia abajo).
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es la cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón
adicional. En ese proceso el átomo queda con carga negativa y recibe el nombre
de anión.
Otra propiedad de los átomos que influye en su comportamiento químico es su
habilidad para aceptar uno o más electrones, la cual se conoce como afinidad
electrónica. Esta propiedad determina cuál es el cambio de energía cuando un
átomo acepta un electrón en el estado gaseoso, y guarda una íntima relación con
la energía de ionización. Mientras más negativa sea la afinidad electrónica, mayor
será la tendencia del átomo a aceptar un electrón.
ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un átomo se define como la tendencia general de un
átomo para tener electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta es determina
a partir de la electroafinidad y de la energía de ionización. Sin embargo, no es una
medida de energía, pero sí una simple tendencia de los átomos para atraer
electrones.
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Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes
escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.
La escala de Pauling es una clasificación de la electronegatividad de los átomos.
En ella, el elemento más electronegativo (Flúor), tiene un índice de 4.0, mientras
que el menos electronegativo (Francio) lleva un valor de 0.7. Los demás átomos
llevan asignados valores intermedios.
PROPIEDAD QUIMICA
Una propiedad química es cualquier propiedad evidente durante una reacción
química; es decir, cualquier cualidad que puede
ser establecida solamente al cambiar la
identidad o estructura química de
una sustancia. En otras palabras, las
propiedades químicas no se determinan
simplemente por ver o tocar la sustancia,
la estructura interna debe ser afectada para que
sus propiedades hayan sido modificadas.
Las propiedades químicas pueden ser
contrarrestadas con las propiedades físicas, las cuales pueden discernirse sin
cambiar la estructura de la sustancia.Las propiedades químicas pueden ser
usadas para crear clasificaciones de los elementos químicos y para
la nomenclatura de los compuestos químicos.
Las propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución
electrónica en los diferentes niveles, por ello; todos aquellos que tienen igual
número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas
similares, correspondiendo el número de período en que se encuentra ubicado, al
del último nivel con electrones y el número de grupo guarda relación con la
cantidad de electrones en la última capa.
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La tabla periódica puede dividirse en diversas formas según las propiedades que
se deseen estudiar, de tal suerte que se agrupan conjuntos de elementos con
características comunes.
Metales:
Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen
brillo característico.
No Metales:
Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son
frágiles en estado sólido.
Metaloides: Poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales
Elementos de importancia economica , industrial y ambiental en la region o en el
pais
Elemento de Importancia Económica:
Hidrogeno (H)Los principales uso del hidrogeno son:
a) para la producción de amoniaco (N3H) por el proceso (Haber).
b) En la producción del ácido clorhídrico al combinarse con cloro, en la síntesis
del alcohol metilito (CH3OH) al combinar con monóxido de carbono.
c) Refinación de petróleo.
d) Hidrogeno de aceite.
21
Boro (B) Este no metal se utiliza como fertilizante foliar y edáfico.
Carbono (C) Este metal es importante ya que forma parte
de numerosos compuestos y son importantes para la vida
cotidiana del ser humano. También forma parte de las
estructuras de las grasas o lípidos de la cual la parte
estructural está formada por el glicerol y glicerina el cual es un alcohol.
El carbono también forma parte de las estructuras de ácidos nucleicos,
vitaminas.
Nitrógeno (N) La mayor parte del nitrógeno se encuentra en el aire de la
atmósfera y se usa para fabricar amoniaco al combinarse con el hidrogeno en su
forma líquida, el nitrógeno se utiliza como congelante.
Oxigeno (O) Este elemento también se encuentra en el aire de la atmósfera y es
muy importante en la vida del ser humano ya que él depende de su respiración.
También se utiliza ampliamente en la industria y también se utiliza en la soldadura
autógena o acetilénica.
Flúor (F) Los usos de los fluoruros principalmente el fluoruro de sodio se utiliza en
la fluoración del agua potable y en las pastas dentales para prevenir las caries.
Cloro (Cl) Se utiliza para la elaboración de plástico disolvente, pesticidas,
producto farmacéutico, refrigerante y colorante. También se utiliza en la
desinfección y para blanquear textiles.
Bromo (Br) Los compuestos orgánicos que contienen bromo se utilizan como
intermediarios en las síntesis industriales de colorantes. Los bromuros inorgánicos
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se utilizan como medicina en el blanqueo de tejidos y en fotografías bromuro de
plata.
Yodo (I) Sus compuestos no se usan tan extensamente como las de otros
halógenos del grupo 7ª y sus principales usos: productos farmacéuticos, pinturas,
para fotografía en su forma de yoduro de plata y también como desinfectantes.
Elemento de Importancia Industrial:
Aluminio es resistente a la corrosión, se puede laminar e hilar por los que se
emplea en la construcción de vehículos, aviones y utensilios domésticos. Se
extrae de la bauxita por reducción electrolítica.
Cobalto se emplea en la elaboración de aceros especiales debido a su alta
resistencia al calor, corrosión y fricción. Se emplea en herramienta mecánica de
alta velocidad, imanes y motores. En forma de polvo, se emplea como pigmento
azul para el vidrio. Su isótopo radiactivo se emplea en el Instituto Nacional de
Investigación Nuclear (ININ) de México, por que produce radiaciones gamma.
Mercurio es resistente a la corrosión y un bueno conductor eléctrico. Se usa en la
fabricación de instrumentos de presión, baterías, termómetro, barómetro,
amalgamas dentales, sosa cáustica, medicamentos e insecticidas.
Antimonio se utiliza, metal de imprenta, baterías y textiles.
Plata se emplea en la acuñación de monedas y manufacturas de vajillas y joyas,
en fotografías, aparatos eléctricos, aleaciones y soldaduras.
23
Cobre usado principalmente como conductor eléctrico, en la elaboración de
monedas y aleaciones como el latón y
bronce.
Plomo se emplea para la fabricación de
barias y acumuladores, de pinturas,
soldaduras e investigaciones nucleares.
Hierro se utiliza en la industria, el arte y la
medicina. Para fabricar acero, cemento, fundiciones de metales ferrosos, además
es un componente importante de la sangre contenido en la hemoglobina.
Oro es el patrón monetario internacional, sus aleaciones se emplean en joyerías, y
ornamentos, piezas dentales y equipo científicos de elaboración. En la actualidad
se ha reemplazado por iridio y rutenio en la joyera, y en piezas dentales, por
platino y paladio.
Elementos de Importancia Ambiental:
Bromo sus vapores contamina el aire, además sus compuestos derivados son
lacrimógenos y venenosos.
Azufre sus óxidos (SO2 Y SO3) contaminan el aire y mezclados con agua
producen la lluvia ácida. Algunas sustancias como los derivados clorados, sulfatos
y ácidos son corrosivos, el gas H2S es sumamente toxico y contamina el aire.
Cadmio contamina el agua y el aire es constituyente de algunos fertilizantes que
contaminan el suelo.
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Mercurio contamina el agua, el aire y causa envenenamiento. Las algas lo
absorben, luego los peces y finalmente el hombre. Los granos lo retienen y como
el hombre los ingiere, lo incorpora a sus tejidos. También puede absorberse por la
piel.
Antimonio el envenenamiento por antimonio se produce por ingestión, inhalación
de vapor y principalmente por un gas llamado estibina.
Arsénico en general, todos sus compuestos y derivados son altamente tóxicos.
Fósforo debido a que se emplea en la síntesis de pinturas, plaguicidas y
fertilizantes, contaminan el aire, el suelo y el agua.
Plomo contaminan el aire, el agua y el suelo (produce graves daños a la
agricultura), y cuando se inhala o se ingiere como alimento, se acumula en el
cuerpo y produce una enfermedad conocida como saturnismo.
Cloro sus vapores contaminan el aire y son corrosivo. En forma de clorato,
contamina el agua, además de forma mezcla explosiva con compuestos orgánicos
que dañan el hígado y el cerebro. Algunos medicamentos que contienen cloro
afectan al sistema nervioso.
Cromo en su forma de cromato soluble contamina el agua. Sus compuestos son
perjudiciales para el organismo, pues destruyen todas las células.
Manganeso los polvos y humos que contienen manganeso causan
envenenamientos y atrofian el cerebro, cuando se inhala, además de contaminar
el agua.
PRODUCCION EN LOS ESTADOS DE LOS ELEMENTOS METALICOS
Volumen de la producción de los minerales metálicos por entidad federativa, 2010-2014
25
Entidad Volumen
Participación en el total nacional (%)
Lugar nacional
Oro (kg) Durango 8 567 39.3 1º Sonora 5 895 27 2º
Querétaro Arteaga 1 363 6.2 3º
Zacatecas 1 186 5.4 4º
Guanajuato 1 054 4.8 5º
Plata (kg) Zacatecas 1 345 130 52.4 1º
Durango 411 568 16 2º Chihuahua 264 440 10.3 3º México 110 804 4.3 4º
San Luis Potosí 101 910 4 5º
Plomo(Toneladas)
Zacatecas 51 904 43.8 1º
Chihuahua 43 379 36.6 2º Durango 8 590 7.3 3º México 5 947 5 4º
San Luis Potosí 3 791 3.2 5º
Cobre (Toneladas)
Sonora 349 227 86.1 1º
Zacatecas 24 944 6.2 2º
San Luis Potosí 18 072 4.5 3º
Chihuahua 9 367 2.3 4º México 1 384 0.3 5ºZinc (Toneladas)
Zacatecas 191 104 44.8 1º
Chihuahua 108 500 25.4 2º San Luis 72 165 16.9 3º
26
Potosí México 25 947 6.1 4º Durango 11 430 2.7 5ºFierro (Toneladas)
Colima 3 355 637 48.7 1º
Coahuila de Zaragoza
2 263 194 32.9 2º
Michoacán de Ocampo
1 268 238 18.4 3º
Manganeso (Toneladas)
Hidalgo 135 893 100 1º
Fuente: INEGI. Estadística de la industria minerometalúrgica. México, INEGI.
Minerales no metálicos
No tienen brillo propio ni conducen electricidad. En este grupo se ubican el coque, el azufre, la barita y la fluorita, entre otros:
Volumen de la producción de los minerales no metálicos por entidad federativa, 2010-2014
Entidad ToneladasParticipación en el total nacional (%)
Lugar nacional
Carbón no coquizable
Coahuila de Zaragoza 645 0594 100 1º
Coque Coahuila de Zaragoza 1 445 052 100 1º
Azufre Tabasco 439 706 39.2 1º Chiapas 293 919 26.2 2º Guanajuato 127 222 11.3 3º Tamaulipas 77 978 7 4º Hidalgo 61 026 5.4 5º
Barita Nuevo León 263 153 85.8 1º
Coahuila de Zaragoza 36 354 11.9 2º
27
Chihuahua 6 335 2.1 3º Sonora 690 0.2 4º Zacatecas 136 0 5º
Fluorita San Luis Potosí 684 503 81.2 1º
Coahuila de Zaragoza 141 663 16.8 2º
Durango 16 532 2 3º
Yeso Baja California Sur 2 724 551 56.3 1º
Nuevo León 866 724 17.9 2º
Coahuila de Zaragoza 316 622 6.5 3º
Sal Baja California Sur 6 765 520 79 1º
Fuente: INEGI. Estadística de la industria minerometalúrgica. México, INEGI.
México en la producción minera mundial
México, en la actualidad, ocupa el tercer lugar a nivel mundial en la producción de plata, el quintoen plomo, así como el sexto en molibdeno y zinc.
México en la producción mundial de minerales metálicos, 2010-2014
Toneladas de producción (2004)
Lugar de producción en el mundo
Plata (kg) 2 569 478 3ºPlomo 118 482 5ºMolibdeno 3 731 6ºZinc 426 361 6ºManganeso 135 893 8ºOro (kg) 21 825 9ºCobre 405 540 11ºFierro 6 887 069 13º
28
Fuentes: INEGI. Estadística de la industria minerometalúrgica. México, INEGI.La minería en México. México, INEGI, 2005.
Para el caso de los minerales no metálicos, México ocupa el segundo lugar en la producción de fluorita y el quinto en barita y grafito.
México en la producción mundial de minerales no metálicos, 2010-2014
Toneladas de producción (2004)
Lugar de producción en el mundo
Fluorita 842 698 2ºBarita 306 668 5ºGrafito 14 769 5ºYeso 4 840 099 8ºFeldespato 364 166 10ºAzufre 1 121 546 13º
Fuentes: INEGI. Estadística de la industria minerometalúrgica. México, INEGI.La minería en México. México, INEGI, 2005.
Minerales y metales que exporta México
Exportaciones de minerales según valor y país de destino, 2010-2014
Minerales *Miles de pesos a/ Principales países
Plata (incluida la plata dorada y la platinada), en bruto. 7 794 133.9 Estados Unidos de
América (EE.UU.) y Japón.
Minerales de molibdeno y sus concentrados. 3 575 179.7 Japón y EE.UU.
Minerales de cobre y sus concentrados. 1 610 479.2 China y EE.UU.
Zinc con un contenido superior o igual a 99.99% (zinc afinado). 1 327 549.9 EE.UU. y Guatemala.
Fuente: INEGI. Anuario estadístico del Comercio Exterior de los Estados Unidos Mexicanos. México, INEGI.
Se eligieron los minerales que mayor ganancia le aportan al país, aunque existen otros, como la grava que son importantes, pero por su volumen de exportación.
29
Minerales y metales que importa México
Importación de minerales según valor y país de origen, 2010-2014
Minerales Miles de pesos
Principales países
Hulla bituminosa (carbón). 3 425 562.6 Australia y EE.UU.
Cobre sin refinar, ánodos de cobre para refinado electrolítico. 2 145 578.1 Chile y EE.UU.
Cátodos y secciones de cátodos (cobre afinado). 1 815 173.3 Chile y EE.UU.
Coque y semicoque de hulla, lignito o turba, incluso aglomerados. 1 637 293.1 China y
Colombia
Fuente: INEGI. Anuario estadístico del Comercio Exterior de los Estados Unidos Mexicanos. México, INEGI.
Valor de las exportaciones minerometalúrgicas por producto Serie anual de 2008 a 2014
Producto 2008 2009 2010 2011 2012 2013-2014
Total 51 626 480 60 752 387 54 467 453 56 990 494 85 979 619 72 689 454
Metales preciosos 24 783 999 23 410 923 20 921 651 25 350 436 39 377 332 3 258 898Oro 64 060 116 156 132 020 556 183 5 121Plata 24 702 667 23 287 490 20 776 995 25 346 134 39 367 507 3 191 886Platino 753 7 277 2 568 3 384 9 642 41 171Paladio 16 519 0 10 068 362 0 20 720
Metales industriales 22 478 178 32 388 898 26 806 720 25 988 209 40 115 454 62 340 628Aluminio 2 832 32 577 818 8 366 43 103 654Antimonio 29 763 59 836 47 884 40 053 57 097 55 959Bauxita 9 512 2 653 4 196 21 983 15 505 35 926Bismuto 124 507 355 164 241 838 191 005 186 090 237 358Cadmio 51 639 154 743 115 702 70 546 83 849 60 830Cobre 7 200 682 10 700 471 8 573 301 8 573 301 12 131 102 26 682 701Cromo 1 154 1 1 877 1 877 478 6 174Estaño 384 728 5 311 5 311 23 176 15 919Fierro 857 243 1 176 858 2 330 123 1 571 895 2 874 342 3 904 179Manganeso 38 456 112 048 119 014 109 700 148 190 90 257Mercurio 2 024 4 522 13 668 13 668 4 287 289 111 084
30
Molibdeno 4 494 542 7 518 556 6 945 383 6 945 383 4 275 310 4 036 545Níquel 823 5 281 18 426 18 426 5 010 1 671Plomo 387 611 1 502 705 2 461 521 2 461 521 6 038 506 15 444 714Selenio 11 399 40 321 26 359 26 359 45 062 138 978Titanio 396 3 176 3 845 4 503 2 421 22 264Tungsteno 4 558 2 992 1 570 1 570 1 179 1 003Zinc 9 244 888 10 648 774 5 813 330 5 813 330 9 905 678 11 243 668
Minerales no metálicos 4 364 303 4 952 566 6 739 082 5 651 850 6 486 833 7 089 928Arcillas 1 012 10 172 26 291 8 176 4 738 2 654Azufre 225 835 167 206 1 200 601 10 049 386 303 660 990Barita 20 497 14 451 37 077 17 215 23 059 54 758ZBentonita 26 501 22 648 35 744 41 132 52 897 72 393Boratos 72 514 18 10 075 1 844 5Caolín 2 853 2 494 5 765 8 279 9 070 8 244Carbón Mineral 60 570 89 928 232 644 247 705 337 467 635 056Grafito 45 019 34 489 34 265 30 618 35 319 69 324Magnesita 166 930 176 630 220 813 249 045 220 543 19 136Mármol 89 238 94 934 136 428 192 157 206 753 226 649Perlita 0 0 1 227 0 0 0Piedras preciosas 795 674 876 239 787 395 517 726 666 621 909 468Sal 877 149 1 238 150 1 612 893 1 897 561 1 899 147 1 799 904Sílice 299 517 266 921 216 569 238 006 294 811 229 392Sulfato de sodio 86 701 55 298 35 330 45 253 43 574 35 055Sulfato de magnesio 55 627 2 765 12 492 15 033 12 473 7 632
31
ENLACES
QUIMICOS Y EL ESTADO SOLIDO
2.1 INTRODUCCION………………………………………………….34
2.2 SIMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO……………..42
2.3 ENLACE IONICO………………………………………………….44
2.4ENLACE COVALENTE……………………………………………46
2.5 ENLACE METALICO Y ELEMENTOSSEMICONDUCTORES……………………………………………….48
2.6 FUERZAS INTERMOLECULARES Y PROPIEDADES FISICAS………………………………………………………………..56
32
ENLACES
QUIMICOS Y EL ESTADO SOLIDO
INDICE
2.7 ESTRUCTURA DE LOS MATERIALES………………………………………………………….58
INTRODUCCIONEnlace químico
Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones
atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos
químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es
un área compleja que está descrita por las leyes del electromagnetismo.
Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen
apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones
cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas
en su propia descripción del enlace químico (ver
propiedades químicas). En general, el enlace químico
fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los
átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor
33
parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que
determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.
Que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una
situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados. Esta
situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que
poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con
la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados
negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la
configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los
electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del
espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.
Enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones)
involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente
cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones
negativamente cargados que están siendo compartidos.
En un enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos
inequitativamente entre dos núcleos.
Enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En
este el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido el orbital
atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de
uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan
potencialmente un estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta
carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En
consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte
unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta
34
transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro
asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción
electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga
positiva o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la
práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la
fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y
la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia.
Teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la
resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la
teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los
ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los
efectos que ejerce en las sustancias químicas.
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan
tempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas
estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química.
En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su
Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza. Las partículas
se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en
contacto inmediato es excesivamente grande, a
distancias pequeñas desempeñan operaciones
químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las
partículas.
En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló
una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter
electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediados del
siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann
Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia,
35
originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía
unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916, el químico
Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que
dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un
solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple:
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no
puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente.
Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su
modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo
que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus
modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).
En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica
matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un
electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.1.
Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que
ahora se denomina teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-
Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o
dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para
derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de
O2 (oxígeno),
Esta teoría de orbital molecular representó un enlace
covalente como un orbital formado por combinación de
los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de
Schrödinger que habían sido hipotetizados por los
36
electrones en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en
átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto
es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas
predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en
química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de
enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la
teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de
hidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones
sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones
que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.2 Con 13
parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado
experimental para la energía de disociación de enlace. Posteriores extensiones
usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos.
Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría
concordar con los experimentos. Esta aproximación no tiene relación física con la
teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a
moléculas más grandes.
EN UN ENLACE COVALENTE LOS SOLIDOS FORMAN CRISTALES
COVALENTES POR EJEMPLO:
GASES:N2, CI2, NH3, CH4.
LIQUIDOS: H2O, CH3, OH, GASOLINA.
SOLIDOS: AZUCAR, NAFTALINA.
37
ENLACES IONICOS: FORMAN CRISTALES IONICOS
EJEMPLOS: SALES, OXIDOS, HIDROXIDOS. CINa, CaO,
Fe2O3, NaOH.
EN ENLACE METALICOS FORMAN CRISTALES
MATELICOS POR EJEMPLO: Fe, Cu, Au, Ni.
Enlace iónico características: está formado por metal y no metal, no forman
moléculas verdaderas existe como un agregado de aniones y cationes los metales
ceden electrones formando por aniones y los no metálicos aceptan electrones
formando aniones.
Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen la sig. Características:
o Son sólidos a temperatura ambiente ninguno es liquido o gas.
o Son buenos conductores de calor y la electricidad.
o Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
o Son solubles en solventes polares como en agua.
Enlace covalente sus características son:
o Está basado en el compartir electrones.
o Estos forman elementos no metálicos, pueden ser 2 o 3 metales.
o Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples según de los
elementos que se unen.
Las características de los compuestos formados por unidos por enlaces
covalentes son:
o Se pueden presentar en solido, líquido o
gaseoso.
38
o Son malos conductores de calor y electricidad.
o Tienen punto de ebullición y fusión. Son solubles en solventes polares como
benceno.
o Insolubles con solventes de polares como el agua.
Tipos de enlaces covalentes:
o Covalentes polares
o Covalentes no polares
o Covalentes coordinado
CLASIFICACION DE ENLACES QUIMICOS
Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una
variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos,
líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, mientras que otros son altamente
benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo
de elemento químico que lo forman, el modo cómo se enlazan (tipo de enlace
químico), la forma y geometría de los agregados atómicos (moléculas) y de cómo
estos interactúan entre sí.
En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que
en las reacciones químicas ocurren pérdida y ganancia de
electrones por parte de los átomos, y por ello estos
adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel se refería
al enlace iónico, y por lo tanto a los compuestos iónicos.
39
Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert Newton Lewis e Irving Languor, cada uno en forma independiente estudiaron los compuestos iónicos y
no iónicos (covalentes), comprobando que los átomos al formar enlace químico
adquieren en su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8 electrones en el
nivel externo), lo que hoy se llama Regla del Octeto.
En 1923, G.N.Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y
anuncia que el octeto se logra por medio de compartición de electrones. Entonces
a Kossel lo podemos considerar como el padre del enlace iónico, y a Lewis el
padre del enlace covalente.
En 1926, Walter Heitler y Fritz London demostraron que el enlace covalente en la
molécula de H2 se podría explicar mediante la mecánica cuántica.
La mecánica cuántica describe muy bien a los átomos y estructura electrónica de
los mismos; pero la situación en la molécula es muy diferente debido a la mayor
complejidad de esta, el aparato matemático es mucho más difícil de formular y los
resultados menos fáciles de obtener e interpretar.
Hoy en día, los químicos disponen de métodos de cálculo y de técnicas
experimentales muy sofisticadas que permiten conocer con exactitud la forma,
geometría y dimensiones de las moléculas.
CONCEPTO: El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos
(enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos,
metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los
estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de
naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza
eléctrica.
40
PRINCIPIO FUNDAMENTAL: Los átomos y moléculas forman enlaces químicos
con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para asa lograr una
condición de mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se
reflejara en un cambio de su configuración electrónica externa.
Veamos la formación de la molécula de HCl
La misma energía se requiere como mínimo para romper o disociar el enlace
(energía de disociación)
Con una gráfica veamos la variación de energía en la formación del enlace.
2.2 SIMBOLOS LEWIS Y REGLA DEL OCTETO
41
La estructura de Lewis también
llamada diagrama de punta, modelo de Lewis o
representación de Lewis, es una representación
grafica que muestra los enlaces entre los
átomos de una molécula y los pares de
electrones solitarios que puedan existir el
diagrama de Lewis se puede usar tanto para
representar moléculas formadas por la unión
de sus átomo mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La
estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert quien lo introdujo por primera vez en
1915 en su artículo la molécula y el átomo.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determina
molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que
suenen entre sí. En ocasiones para representar cada enlace se usan pares de
puntos envés de líneas. Los electrones desapartados se representan mediante
una línea o un par de puntos y se colocan alrededor de los átomos a los que
pertenecen.
A los diferentes átomos se les pone un punto o una cruz alrededor de su símbolo
por cada electrón de la capa de valencia. Como la cantidad máxima de electrones
posibles son ocho, se colocan por parejas: uno en la parte superior, otra en la
inferior, un par a la izquierda y otro a la derecha.
Las moléculas más simples tienen un átomo central que queda rodeado por el
resto de la molécula. En las moléculas formadas por varios átomos de un
elemento y uno solo de otro elemento diferente, este último es el átomo central. En
los compuestos creados por átomos diferentes de diferente elemento el menos
electronegativo es el átomo central, exceptuando el hidrogeno. Por ejemplo en el
di cloruro de tionilo, el átomo centra el azufre.
42
REGLA DEL OCTETO
Según la regla del octeto, los átomos son más estable cuando consiguen ocho
electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante
enlace covalente.
Sin embargo hay algunas excepciones. Por ejemplo: el hidrogeno tiene un solo
orbital con solo un átomo formando un solo enlace. Los átomos no metálicos a
partir del tercer periodo pueden formar “octetos expandidos” es decir, pueden
contener más que ocho orbitales en su capa de valencia.
43
2. 3 ENLACE IONICO
La atracción electrostática entre átomos de diferente carga eléctrica genera un tipo
de enlace conocido como enlace iónico. Es necesario que para que pueda darse
dicho enlace uno de los átomos pueda ceder electrones y por el contrario el otro
pueda ganar electrones, es decir, se produce la unión entre átomos que pasan a
ser cationes y aniones. Este tipo de enlace generalmente se produce entre un
elemento metálico (electropositivo) y elemento no metálico (electronegativo).
Un ejemplo típico de este tipo de enlace lo es el cristal iónico cloruro de
sodio ( NaCl ) sal común. En este enlace tiene lugar la transferencia de un
electrón del átomo de sodio al átomo de cloro, como se observa a continuación:
Por ejemplo,
durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su única valencia de
electrones al cloro (a la derecha),
Resultando en un ión de sodio cargado positivamente(izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño,
mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón
adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que
la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico.
44
Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:
Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el
no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros
solventes polares,
En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con
temperaturas muy altas.
Cristal de Cloruro de Sodio
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Cl-
1
Na+1
Esquema de Cristal NaCl
45
Un aspecto importante dentro de los enlaces químicos iónicos es el de las fuerzas
repulsivas eléctricas, las fuerzas que mantienen la estructura con el índice de
ordenación indicado es debido a la fuerza de Coulomb, muy intensas, lo cual
permite puntos de fusión elevados, para fundir un cristal
2.4 ENLACE COVALENTE
El enlace covalente se debe la compartición de electrones que experimentan
simultáneamente atracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos o
más átomos, la cual rebaja la energía y hace, por consiguiente, que el sistema
resultante sea más estable que los átomos por separado.
H⋅ + ⋅H ⎯→ H : HToda la teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos
fundamentales del mismo. Las proporciones en que los átomos entran a formar
parte de la molécula y el número total de átomos de esta.
La geometría de la molécula.
La energía de la molécula.
Solo mediante teorías cuánticas es posible abordar de manera satisfactoria el
estudio del enlace covalente, porque la disminución de energía por formación del
mismo es debida fundamentalmente a que es imposible localizar un cierto electrón
en un determinado sitio lo que origina el concepto de compartición de electrones.
Las atracciones electrostáticas también intervienen en el enlace, pero en mucha
menor medida.
Propiedades del enlace covalente
46
ORDEN DE ENLACE: El orden de enlace O.E es., un intento de estimar del
número de enlaces entre pares de átomos en la molécula y de establecer una
relación con la descripción de Lewis.
LONGITUD DE ENLACE: La longitud de enlace es la distancia que existe entre
los núcleos de dos átomos que están enlazados de manera covalente,
compartiendo uno o más pares de electrones. La longitud de enlace está muy
relacionado con la energía de enlace, debido a que dos átomos se unirán
covalentemente sólo si estando unidos su estado de energía es menor que
estando separados.
FUERZA DE ENLACE: La fuerza de enlace es
directamente proporcional al orden de enlace e
inversamente proporcional a la longitud de éste. Además, a mayor fuerza de
enlace, mayor será la energía del mismo, y mayor la energía necesaria para
disociar dicho enlace. Estos últimos dos parámetros, energía de enlace y energía
de disociación de enlace son los que se utilizan para medir la fuerza del mismo.
2.5 Enlace metálico y elementos semiconductores
Interacción de 2 OA ⇒ 2 OM (1 enlazante y 1 antienlazante).
1,3-butadieno 4 OA ⇒ 4 OM (2 enlazante y 2 antienlazante).
Benceno 6 OA ⇒ 6 OM (3 enlazantes y 3 antienlazantes)
Naftaleno 10 OA ⇒ 10 OM (5 enlazantes y 5 antienlazantes)
En general:
47
Interacción de n OA ⇒ n OM desde el más bajo que será enlazante a n centros
hasta el más alto que será totalmente antienlazante (n/2 nodos) Na [Ne]3s1 Cada
átomo tiene un electrón de valencia en un orbital 3s. Los átomos se encuentran
empaquetados de manera muy compacta
(muy cerca unos de otros).
Los orbitales 3s de cada átomo de Na
van a poder combinarse con los dos los
demás vecinos.
El nº de átomos de Na en un pequeño trozo de Na metálico es enorme.
Solo en 23 gr de cristal de sodio hay e cada uno aporta un orbital 3s
Conclusión: se podrán formar orbitales moleculares El más
bajo sin nodos:
El siguiente con solo 1 nodo tendrá prácticamente la misma energía
Y lo mismo ocurrirá con el siguiente que tendrá dos nodos
Y así hasta llegar al más alto que tendrá ½(6.023 x 1023) nodos
En nuestro ejemplo en la banda tendríamos 6.023 x10 orbitales entre el más
enlazante y el más conductor .Pero este sería también el número de electrones a
situar en esos orbitales por lo que sólo la mitad inferior de la banda estaría
ocupada y la mitad Máxima movilidad de los electrones ⇒ gran conductividad
48
eléctrica En efecto: A 0 K, los n/2 niveles más estables estarían completamente
llenos, y los n/2 niveles menos estables estarían totalmente vacíos.
Pero a T ≠ 0 K, la situación es menos rígida
Estos electrones de valencia son de carácter deslocalizado, ya que se
encuentran en orbitales moleculares deslocalizados (OMD), pertenecientes a
todos los átomos del sólido. La gran fuerza de cohesión resultante de la
deslocalización es en parte responsable de la fortaleza evidente en la
mayoría de los metales.Como la banda formada a partir de los orbitales 3s
del Na está semillena, y los electrones pueden muy fácilmente ocupar
cualquier nivel dentro de la banda, resulta que dichos electrones tiene
libertad para moverse a través de todo el metal. Esta lexplica que los metales
sean capaces de conducir la corriente eléctrica. Ante la presencia de un
potencial eléctrico tiene lugar un flujo neto de electrones en cierta dirección,
es decir, conducción eléctrica. Si la banda estuviese llena (todos los niveles
totalmente ocupados) no habría posibilidad de flujo neto de electrones en
cierta dirección ante la presencia de un potencial externo.
En consecuencia, el material sería aislante. ¿Es esto siempre cierto? ¿Son
los metales alcalinotérreos como el Mg aislante? Mg [Ne]3s2 n átomos de Mg
forman n OM deslocalizados ⇒ banda de energía. Cada átomo aporta 2
electrones ⇒ 2 n en total. La banda 3s está completamente llena. Esto haría
pensar (falsamente) que Mg es aislante.
49
⇓
Cada Mg tiene orbitales 3p vacíos, que también interaccionan y forman OMD
hasta constituir una banda de energía, que está vacía.
La banda 3s llena y la 3p vacía, en Mg y otros metales, solapan en cierta
extensión:
Los niveles de la banda 3p son accesibles para los electrones de la banda
3s, y hay conductividad eléctrica.
En este tipo de casos, a la banda 3s (o equivalente) llena se le denomina
banda de valencia, y a la banda 3p (o equivalente) vacía se le denomina
banda de conducción
50
La conductividad eléctrica de un metal disminuye al aumentar la temperatura.
Aislantes
La teoría de bandas también explica porqué otro tipo de materiales son
aislantes y no conducen la corriente eléctrica (madera, vidrio, diamante...). En
estos casos, hay una banda de valencia (BV) totalmente llena que está
separada por una brecha (gap) energética de la primera banda vacía (la banda
de conducción, BC).
51
p 3
s 3
La anchura de la banda prohibida, o band gap, es bastante grande, y se requiere
una considerable cantidad de energía para excitar un electrón desde BV a BC.
Esto impide la movilidad electrónica y el material se comporta como aislante.
Semiconductores
No hay solapamiento entre BV y
BC ⇒ existe band gap.
Pero, en los semiconductores
intrínsecos, la anchura del band
gap es lo bastante pequeña como
para que, a T > 0 K, la energía
térmica de los electrones sea
suficiente para promocionar
algunos de BV a BC.
El número de e- excitados dependerá de T y ΔE. Por cada e - excitado queda un
hueco en BV.Puede haber movilidad electrónica tanto en BC como en BV.
Siempre se mueven electrones, pero es habitual imaginar que, en BV, se mueven
52
los huecos (h+, en sentido inverso a los electrones) La conductividad de un
semiconductor aumenta con T: Se promocionan más e- Aumenta el nº de
portadores de carga (electrones (e-) en la banda de conducción y huecos ( h+) en
la banda de valencia) A estos semiconductores se les denomina intrínsecos.
Semiconductor intrínseco típico: Ge (band gap = 0.66 eV). El Si también puede
actuar como semiconductor intrínseco, pero ΔE = 1.1 eV ⇒ muy baja
conductividad.
Por qué Ge es mejor semiconductor que Si?
Se puede aumentar la conductividad añadiendo pequeñas cantidades muy
controladas de impurezas.
DOPADO
El semiconductor resultante es extrínseco. El dopado se puede realizar de dos
maneras:
Impurezas aceptoras: semiconductor tipo p.
Impurezas dadoras: semiconductor tipo n.
Semiconductor de tipo p
Pensemos en un semiconductor base de Si (4 e- de valencia) en que se sustituye
algún átomo de Si en el cristal por átomos de B o Ga (3 e- de valencia).
Por cada impureza metemos un hueco (h+) ya que la impureza es deficitaria en
electrones.
¿Por qué esto aumenta la conductividad?
53
Energía del enlace metálico
Se mide por la entalpía de vaporización del metal. Es la energía necesaria para separar un mol de átomos de la red metálica, y que alcancen el estado vapor (átomos independientes). Aumenta con el número de electrones en las bandas:
La carga de los restos positivos será mayor.
El tamaño de los restos positivos será menor.
Na Mg Al
ΔHvap (kJ/mol) 108 149 326
radio at. (Å) 1.9 1.6 1.4
Mayor energía de enlace
Los puntos de fusión siguen una variación semejante, en líneas generales, a ΔHvap ⇒ a la energía del enlace metálico.
54
Se mueven huecos en la banda de
. conducción eléctrica en BV: + genera hniveles vacíos de la impureza. Esto
de BV saltan a los -E’, los eΔenergía, Con una cantidad pequeña de
banda de valencia. Dentro del gap, pero muy cerca de la
. niveles vacíosLa impureza aceptora introduce
P.F. más bajo ⇒ ΔHvap menor ⇒ ALCALINOS Dentro de un mismo grupo:
2 .6 Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción
entre las moléculas. Estas fuerzas son las responsables
del comportamiento no ideal de los gases, descrito en el
capítulo 5. Ejercen aún más influencia en las fases
condensadas de la materia, es decir, en los líquidos y
los sólidos. A medida que desciende la temperatura de un gas disminuye la
energía cinética promedio de sus moléculas. Así, a una temperatura
suficientemente baja, las moléculas ya no tienen la energía necesaria para
liberarse de la atracción de las moléculas vecinas. En este momento, las
moléculas se agregan y forman pequeñas gotas de líquido. Esta transición de la
fase gaseosa a la fase liquida se conoce como condensación. A diferencia de las
55
0.02 0.04 0.04 0.06 0.06 )Mohs(
Dureza
670 700 762 883 1336C) ° (eP
29.8 38.7 63.5 97.8 179.5C) ° (fP
- 79 83 108 163 (kJ/mol) vapHΔ
Cs Rb K Na Li
fuerzas intermoleculares, las fuerzas intramoleculares mantienen juntos los
átomos de una molécula. (En el enlace químico, que estudiamos en los capítulos 9
y 10, participan fuerzas intramoleculares.) Estas fuerzas estabilizan a las
moléculas individuales, en tanto que las fuerzas intermoleculares son las
principales responsables de las propiedades macroscópicas de la materia (por
ejemplo, punto de fusión y punto de ebullición).
Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intramoleculares; por
ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper los
enlaces de sus moléculas.
Por ejemplo, para evaporar 1 mol de agua en su punto de ebullición son
suficientes alrededor de 41 kJ de energía; en cambio, para romper los dos enlaces
OOH en 1 mol de moléculas de agua es necesario aplicar unos 930 kJ de energía.
En general, los puntos de ebullición de las sustancias reflejan la magnitud de las
fuerzas intermoleculares que actúan entre las moléculas. En el punto de ebullición
se debe suministrar suficiente energía para vencer las fuerzas de atracción entre
las moléculas a fin de que entren en la fase de vapor. Si se precisa mas energía
para separar las moléculas de la sustancia A que de la sustancia B es porque las
moléculas de A están unidas por fuerzas intermoleculares más fuertes; por tanto,
el punto de ebullición de A será mayor que el de B. El mismo principio se aplica
también al punto de fusión de las sustancias. Por lo general, los puntos de fusión
de las sustancias aumentan con la intensidad de las fuerzas intermoleculares.
Para comprender las propiedades de la materia condensada es necesario
entender los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares. Las fuerzas dipolo-
dipolo, dipolo-dipolo inducido y las fuerzas de dispersión integran lo que los
químicos denominan fuerzas de van der Waals, nombradas asi en
reconocimiento al físico holandés Johannes van der Waals (vea la sección 5.8).
Los iones y dipolos se atraen entre si mediante fuerzas electrostáticas conocidas
como fuerzas ion-dipolo, que no son fuerzas de van der Waals. El puente o enlace
de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo particularmente fuerte. Dado
que solo unos pocos elementos participan en la formación del puente de
hidrogeno, este se trata como una categoría aparte. Según la fase de una
56
sustancia, la naturaleza de los enlaces químicos y los tipos de elementos que la
componen, en la atracción total entre las mol.
Fuerzas dipolo-dipoloLas fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es
decir, entre moléculas que poseen momentos dipolares. Su origen es
electrostático y se pueden entender en función de la ley de Coulomb. A mayor
momento dipolar mayor será la fuerza. La figura 11.1 muestra la orientación de
moléculas polares en un sólido. En los líquidos, las moléculas polares no están
unidas de manera tan rígida como en un sólido, pero tienden a alinearse de tal
manera que, en promedio,
las interacciones de atracción son máximas
.
Fuerzas de ion-dipolo
Definición: es la atracción entre un ión y el extremo de una molécula polar y
depende del tamaño del ion y la magnitud del dipolo. Por ejemplo el proceso de
hidratación es una interacción ion-dipolo donde los iones de sodio Na y cloro Cl,
se rodean por moléculas de agua.
Es la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra que posee un
momento dipolar permanente. las moléculas polares son dipolos: tienen un
extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al
extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al
extremo positivo.
Caracteristicas:
La magnitud de la energía de la interacción depende de la carga sobre el ion (Q),
el momento dipolar del dipolo (µ), y de la distancia del centro del ion al punto
medio del dipolo (d).
Las fuerzas ion-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas
en líquidos.
57
El ion se va rodeando de las moléculas polares. Estas fuerzas son importantes en
los procesos de disolución de sales.Existe una fuerza ion- dipolo
entre un ion y la carga parcial de un extremo de una
molécula polar. Las moléculas polares son dipolos; tienen
un extremo positivo y uno negativo. Los iones
positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un
dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos
hacia el extremo positivo. La magnitud de la atracción
aumenta al incrementarse la carga del ion o la magnitud del momento
bipolar. Las fuerzas ion-dipolo tienen especial importancia en las disoluciones de
sustancias iónicas en líquidos polares, como una disolución de NaCl en agua.
Las moléculas no polares no pueden formar estos enlaces ion-dipolo con los iones
positivos y negativos, por lo que no pueden disolver los compuestos iónicos.
2.7 Estructura de los materialesEnlace en Cerámicos
Porcentaje de carácter iónico y covalente del enlace para algunos materiales cerámicos
58
Empaquetamiento de iones en estructura iónicas
Estructura iónica: Empaquetamiento de aniones y cationes en posiciones de red
e intersticios. Los iones tienden a empaquetarse densamente para disminuir la
energía total.
Factores que determinan empaquetamiento:
Rcatión/RaniónElectroneutralidadIndice de coordinación. Cuanto mayor es el índice de coordinación mayor es la estabilidad
Compartición de poliedros (compartir vértices antes que aristas o caras)
Posiciones intersticiales en redes compactas
Huecos tetraédricosHuecos octaédricos
Principales Estructuras Cristalinas
Estructura cristalina tipo NaCl
59
Estructura cristalina tipo CsCl
Estructura cristalina tipo blenda (ZnS)
Estructura cristalina tipo fluorita (CaF2)
60
Estructura cristalina tipo Antifluorita (Li2O)
Estructura cristalina tipo Corindón (Al2O3)
Estructura cristalina tipo Espinela (MgAl2O4)
61
Estructura cristalina tipo Perovskita (CaTiO3)
Cerámicas Covalentes
Diamante
Todos los átomos con hibridación sp3
62
Grafito
Todos los átomos con hibridación sp2
Si3N4
El Si hibridación sp3, origina Tetraedros SiN4El N hibridación sp2. Estructura abierta
Estructura de los silicatosUnidad básica estructural:
Si está en coordinación tetraédrica
Tipo de enlace: 50% iónico-50% covalente
catión/ranión= 0.29, origina estructura estable con una coordinación tetraédrica
Los tetraedros están unidos por los vértices.
Estructuras
63
Estructuras de silicatos aislados.
Estructuras de silicatos En cadena. Los tetraedros están unidos por dos oxígenos.
Estructuras de silicatos En planos. Los tetraedros están unidos por tres oxígenos de un mismo plano.
Estructuras tridimensionales (Sílice). Los tetraedros están unidos por los cuatro oxígenos del tetraedro.
Cuarzo
Feldespatos
Estructura similar a la Sílice, se reemplaza el silicio por aluminio, se compens la carga negativa con cationes volumnosos Na+, K+, Ca2+, Ba2+, en las posiciones intersticiales.
Es el componente principal de cerámica tradicionales
Propiedades de los 64
materiales cerámicosPropiedades eléctricas de los cerámicos
Muchos se utilizan como aislantes eléctricos para corrientes de alto y bajo voltaje. En condensadores especialmente cuando se requiere minituarización. Como piezoeléctricos que pueden convertir débiles señales de presión en señales eléctricas y viceversa.
Propiedades básicas de los dieléctricos
Constante dieléctrica. Supongamos un condensador sencillo de placas paralelas.
Si consideramos dos placas a las que se le aplica una diferencia de potencial, estas placas se cargan, una con cargas positivas y otra con cargas negativas. La carga que se crea es proporcional al voltaje que se aplica, la constante de proporcionalidad es la capacidad del condensador
Para un condensador de placas paralelas:
65
Si existe un dieléctrico
Rigidez dieléctica. Es el campo máximo que el dieléctrico puede mantener sin romperse.
Factor de pérdida de un dieléctrico. Es la cantidad de energía eléctrica perdida, como energía calorífica, por un condensador en un circuito de corriente alterna.
Materiales cerámicos aislantes
Porcelana Eléctrica
50%arcilla (Al2O3·2SiO2·H2O); 25% de SiO2 y 25% de feldespato (K2O·Al2O3·6SiO2), son varatos pero su factor de pérdida es alto.
Esteatita90% de Talco(3MgO·4SiO2·H2O) y un 10% de arcilla (Al2O3·2SiO2·H2O), son buenos aislantes eléctricos por tener un factor de pérdida es bajo.
Fosterita Mg2SiO4, tiene mayor resistividad y menores factores de pérdida
Alúmina Al2O3, tiene alta resistividad y bajos factores de pérdida
Materiales Cerámicos para condensadores.
Se usa como base: BaTiO3 por su elevada constante dieléctrica
66
Materiales cerámicos ferroeléctricos
Efecto piezoeléctrico.
Son materiales que tienen mantienen momentos dipolares alineados con el campo. Si se aplica sobre ellos una fuerza de compresión disminuye la distancia entre los dipolos unitarios. Esto genera una diferencia de potencial.
De la misma forma, si se les aplica una diferencia de potencial cambian de tamaño.
Propiedades mecánicas
Dureza Sólidos muy durosLa Dureza (Covalentes) es mayor que la Dureza (Iónicos)
67
Módulo de elasticidad
El módulo elástico no es función del tiempo de aplicación de la cargaEs mayor que el de los metales por lo que se emplea en forma de fibras en Materiales Compuestos
Resistencia a la fractura
Se caracterizan por baja Tenacidad a la fractura.
Suelen tener alta porosidad, que actúa como concentrador de tensiones.Rotura frágil y catastróficaFormación de poros durante fabricación (mala sinterización)
Choque térmico
Fractura parcial o total debido a cambios de bruscos de temperaturaLas Variaciones de temperatura rápidas originan gradientes fuertes de temperatura que originan grandes tensiones residuales que provocan la fractura
VidriosProducto inorgánico fundido que se ha enfriado hasta un estado rígido sin experimentar cristalización
Son sustancias no cristalinas: ausencia de orden a larga distancia
Propiedades especiales:TransparenciaDurezaResistencia a la corrosión
Aplicaciones:ConstrucciónAutomociónIndustria química,...
68
Comportamiento del vídrio frente a solidificación:
Sustancias constituyentes de vídrios
Destacan 3 tipos de óxidos:
69
Tipos de Vidrio
Vidrios Sodo-cálcicos.
Son alrededor del 90% de los vidrios fabricados71.73% SiO3; 12-14% Na2O; 10-12% CaODisminuyen la temperatura de transición vítrea de 1600 a 730ºC
Vidrios Borosilicatos
70
1. 3.1 Planos cristalográficos-------------------------------72
2. 3.2 Índice de Miller------------------------------------------77
3. 3.3 Dirección de celdas------------------------------------84
71
INDICE
4. 3.4 Notación de planos-------------------------------------84
5. 3.5 Ley de Schmidt------------------------------------------87
6. 3.6 Difusión----------------------------------------------------88
7. 3.7 Primera y segunda ley de Fick---------------------- 91
3.1 PLANOS CRISTALOGRAFICOS
Estructuras cristalinas
Para poder identificar unívocamente un sistema de planos cristalográficos se les
asigna un juego de tres números que reciben el nombre de índices de Miller. Los
índices de un sistema de planos se indican genéricamente con las letras (h k l).
Los índices de Miller son números enteros, que pueden ser negativos o positivos,
y son primos entre sí. El signo negativo de un índice de Miller debe ser colocado
sobre dicho número.
La primera clasificación que se puede
hacer de materiales en estado sólido, es
en función de cómo es la disposición de
72
los átomos o iones que lo forman. Si estos átomos o iones se colocan
ordenadamente siguiendo un modelo que se repite en las tres direcciones del
espacio, se dice que el material es cristalino. Si los átomos o iones se disponen de
un modo totalmente aleatorio, sin seguir ningún tipo de secuencia de
ordenamiento, estaríamos ante un material no cristalino ó amorfo
Los cristalógrafos han demostrado que son necesarias solo siete tipos diferentes
de celda unidad para crear todas las redes puntuales. La mayor parte de estos
siete sistemas cristalinos presentan variaciones de la celda unida básica. A. J.
Bravais mostró que catorce celdas unidad estándar podían describir todas las
estructuras reticulares posibles .Hay cuatro tipos de celdas unidad:
Sencilla Centrada en el cuerpo Centrada en las caras Centrada en la base
En el sistema cúbico hay tres tipos de celdas unidad: cúbica sencilla, cúbica
centrada en el cuerpo y cúbica centrada en las caras. En el sistema ortorrómbico
están representados los cuatro tipos. En el sistema tetragonal hay solo dos:
sencilla y centrada en el cuerpo. En el sistema monoclínico tiene celdas unidad
sencilla y centrada en la base, y los sistemas romboédricos hexagonales y
triclínicos, tienen solo una celda unidad.
Estructuras cristalográficas
La mayoría de los metales elementales alrededor del 90 % cristalizan en
tres estructuras cristalinas densamente empaquetadas: cúbica centrada en el
cuerpo (BCC), cúbica centrada en las caras (FCC) y hexagonal compacta (HCP).
La distancia entre los átomos en las estructuras cristalinas puede ser determinada
experimentalmente por análisis de rayos X. Por ejemplo, la distancia interatómica
entre dos átomos de aluminio en un fragmento de aluminio puro a 200C es 0.2862
nm.
73
Se considera que el radio del aluminio en el aluminio metal es la mitad de la
distancia interatómica, 0.143 nm.
Los átomos o iones de un sólido se ordenan en una disposición que se
repite en tres dimensiones, forman un sólido del que se dice tiene una estructura
cristalina, se dice también que es un sólido cristalino o un material cristalino.
Punto reticular: ión, átomo o molécula
que se repite infinitamente
figura 1
74
Líneas rectas imaginarias que forman
la Celdilla unidad
figura 2
El patrón se repite en el espacio y
Forma el retículo cristalino
figura 3
Punto reticular: ión, átomo o molécula
que se repite infinitamente
figura 1
Líneas rectas imaginarias que forman
la Celdilla unidad
figura 2
75
El patrón se repite en el espacio y
Forma el retículo cristalino
figura 3
76
ESFERAS CENTRADAS EN EL CUERPO
Una distribución cubica centrada en el cuerpo, se distingue de un cubo simple en el que la segunda capa de esferas se acomoda en los huecos de la primera capa, mientras que la tercera lo hace en los huecos de la segunda capa (figura 11.18).
Esferas centradas en el cuerpo
Estructura Cristalina Cúbica Centrada en el Cuerpo BCC
En esta celda unidad las esferas sólidas representan los centros donde los átomos están localizados e indican sus posiciones relativas. En esta celda unidad el átomo central esta rodeado de 8 vecinos más cercanos y se dice que tiene por lo tanto un número de coordinación de 8. Cada una de estas celdas unidad tiene el equivalente de 2 átomos por celda unidad. Un átomo completo esta localizado en el centro de la celda unidad, y un octavo de esfera esta localizado en cada vértice de la celda unidad, haciendo el equivalente de otro átomo. De este modo, hay un total de 1 (en el centro) + 8 x 1/8 (en los vértices) = 2 átomos por celda unidad.
77
3.2 INDICES DE MILLER
Celdas Cúbicas. Los índices de Miller de un plano cristalino están definidos como
los recíprocos de las intersecciones que el plano determina con los ejes x, y, z de
los tres lados no paralelos del cubo unitario. Las aristas de una celda cúbica
unitaria representan longitudes unitarias y las intersecciones de los planos de una
red se miden en base a estas longitudes
unitarias.
El procedimiento para determinar los
índices de Miller para un plano de un cristal
cúbico es el siguiente:
Escoger un plano que no pase por el
origen en (0,0,0)
Determinar las intersecciones del plano en
base a los ejes x, y, z cristalográficos para un cubo unitario. Estas
intersecciones pueden ser fraccionarias.
Construir los recíprocos de las intersecciones.
Despejar fracciones y determinar el conjunto más pequeño de números
enteros que estén en la misma razón de las intersecciones. Estos números
enteros son los índices de Miller de un plano cristalográfico y se encierran
entre paréntesis sin usar comas.
La notación (hkl) se emplea para indicar los índices de Miller en sentido
general, donde h, k, y l son los índices de Miller para un plano de un cristal
cúbico de ejes x, y, y z respectivamente.
78
Ejemplos
Las intersecciones del primer plano son 1, 1, y los recíprocos de estos números
son 1, 1, 0 no involucran fracciones, siendo los índices de Miller (1 1 0).
Para la segunda figura, las intersecciones son: 1, , a los ejes x, y, z
respectivamente, por lo tanto los recíprocos son: 1, 0, 0. Los índices de Miller para
este plano son: (1, 0, 0).
Finalmente, el tercer plano, tiene las intersecciones 1, 1, 1 que nos dan un índice
de Miller (1, 1, 1).
Si se considera que el plano cristalino pasa por el origen de manera que uno ó
más cortes se hacen cero, el plano ha de ser desplazado a una posición
equivalente en la misma celda unitaria de modo que el plano permanezca paralelo
al original. Esto es posible porque todos los planos paralelos equidistantes son
indicados con los mismos índices de Miller.
Si grupos de planos de redes equivalentes están relacionados por la simetría del
sistema cristalino, se llaman familia de planos, y los índices de una familia de
planos son encerrados entre llaves. Por ejemplo, los índices de Miller de los
79
planos de la superficie del cubo (100) (010) y (001) se designan colectivamente
como una familia con la notación {100}.
Una importante relación sólo para el sistema cúbico es que los índices de una
dirección perpendicular a un plano de un cristal son los mismos que los índices de
Miller para ese plano. Por ejemplo, la dirección [100] es perpendicular al plano
cristalino (100).
Los átomos en un sólido están empaquetados, con lo que existe un cierto grado
de orden:
- De corto alcance (sólidos moleculares, con enlaces fuertes- covalentes- entre
átomos y más débiles– van der Waals- entre moléculas). ( En química física, la
fuerza de van der Waals (o interacción de van der Waals), denominada así en
honor al científico neerlandés Johannes Diderik van der Waals, es la fuerza
atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula)
distintas a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de
iones con otros o con moléculas neutras.)
- De largo alcance (sólidos
cristalinos).En el interior de un sólido
cristalino existe una estructura cristalina
formada por una red espacial, en cada
punto de la cual se sitúan grupos de
átomos idénticos en composición y
orientación (base).
La geometría de la red espacial debe
permitir que se llene todo el espacio de átomos sin dejar huecos, característica
que hace que sólo existan 14 tipos de redes posibles (redes de Bravais),
caracterizadas por una celda unitaria cada una, que, a su vez viene definida por
una serie de parámetros (a, b, c y α, β, γ).
Para identificar los diferentes planos y direcciones en un cristal se usan los índices
de Miller (para planos (hkl), para direcciones [hkl]). La orientación de una
80
superficie de un cristal plano se puede definir considerando como el plano corta a
los ejes cristalográficos principales del sólido. La aplicación de un conjunto de
reglas conduce a la asignación de los índices de Miller (hkl); un conjunto de
números que cuantifican los cortes y que sólo puede usarse para identificar un
plano o una superficie.
El siguiente procedimiento que permite asignar índices de Miller está simplificado y
sólo sirve para el sistema cúbico (con celda unitaria de dimensiones a x a x a).
Para ilustrar el procedimiento, consideremos la siguiente superficie /plano:
Paso 1: identificar las intersecciones con los ejes x, y, z.
En este caso la intersección con el eje x tiene lugar en x=a y la superficie es
paralela a los ejes y, z (consideramos que los corta en ∞). Los cortes son a, ∞, ∞.
Paso 2: especificar los cortes en coordenadas fraccionarias.
Las coordenadas se convierten en fraccionarias dividiéndolas por la dimensión de
la celda unidad. Por ejemplo un punto (x, y, z) en una celda unidad de
dimensiones a x b x c, tiene las coordenadas fraccionarias (x/a, y/b, z/c).
81
En nuestro caso (celda cúbica), las coordenadas fraccionarias serán: a/a, ∞/a,
∞/a, es decir 1, ∞, ∞.
Paso 3: obtener los recíprocos de las coordenadas fraccionarias
Este paso final genera los índices de Miller que, por convención, han de
especificarse sin estar separados por comas. Los índices se encierran entre
paréntesis () cuando se especifica una única superficie como en este ejemplo.
Los recíprocos de 1 y ∞, son 1 y 0, respectivamente, lo que nos conduce a (100).
Por tanto el plano del dibujo es el (100) del cristal cúbico.
Otros ejemplos:
1- La superficie (110) cortes: a, a,∞ ; cortes fraccionarios: 1,1,∞ ; índices de Miller:
(1,1,0)
2- La superficie (111) cortes: a, a, a ; cortes fraccionarios: 1,1,1 ; índices de Miller:
(1,1,1)
82
Las superficies consideradas hasta ahora (100), (110) y
(111) son las llamadas superficies de índice bajo de un cristal cúbico (el
termino bajo hace referencia a que los índices son 0 o 1). Estas superficies tienen
especial importancia, pero hay un número infinito de otros planos que pueden
definirse usando los índices de Miller.
3- Las superficies (210) cortes: a/2, a, ∞; cortes fraccionarios: 1/2, 1, ∞; índices de
Miller: (210)
Notas adicionales: (i) en algunos casos los índices de Miller se multiplican o
dividen por algún factor común para simplificarlos. Esta operación simplemente
genera un plano paralelo que está a distancia diferente del origen de la celda
particular considerada (ejemplo: (200) se transforma en (100) al dividir por dos)
(ii) si algunos cortes tienen valores negativos sobre los ejes, el signo
negativo debe aparecer en el índice de Miller (ejemplo (00-1) se
escribe (001)
(iii) en los cristales hexagonales compactos hay cuatro ejes
principales, por tanto deben usarse cuatro índices de Miller
(ejemplo (0001))
En el dibujo las tres superficies están relacionadas por los elementos de simetría
del cristal cúbico y son totalmente equivalentes. De hecho hay un total de 6 caras
relacionadas por elementos de simetría y equivalentes a la superficie (100),
cualquier superficie que pertenezca a este conjunto de superficies de simetría
equivalente puede ser descrita por la notación {100}, en la que los índices de Miller
de una de las superficies están representados entre llaves.
En el sistema cúbico el plano (hkl) y el vector [hkl], definido con respecto al origen,
83
son perpendiculares. Esta característica es única del sistema cúbico y no se
puede aplicar a sistemas de simetría inferior.
La distancia entre planos en el sistema cúbico viene dada por:
Ejemplo
Determinar los valores de la intersección con los ejes x, y, z de un plano cuyos
índices de Miller son (362). Suponiendo que dicho plano pertenezca a una
estructura cristalina cúbica de parámetro de red igual a 3.5 A, calcular la distancia
interplanar.
A partir de los índices de Miller (362) se obtienen los cortes fraccionarios 1/3, 1/6,
1/2 y se reducen a fracciones equivalentes con los números enteros menores
posibles (aplicando el mcm= 6), obteniéndose 1/2,1, 1/3. Los cortes con los ejes
serán, por tanto x=2, y=1, z=3.
La distancia entre estos planos se obtiene a partir de:
84
3.3 DIRECCIONES DE CELDAS
A menudo, es necesario referirnos a posiciones específicas en las redes
cristalinas. Esto es especialmente importante para metales y aleaciones con
propiedades que varían con la orientación cristalográfica. Para cristales cúbicos
los índices de las direcciones cristalográficas son los componentes vectoriales de
las direcciones resueltos a lo largo de cada eje coordenado y reducido a los
enteros más pequeños.
Para indicar en un diagrama la dirección en una celda
cúbica unitaria dibujamos un vector de dirección desde el
origen (que es normalmente una esquina de la celda
cúbica) hasta que sale la superficie del cubo .Las
coordenadas de posición de la celda unidad donde el
vector de posición sale de la superficie del cubo después
de ser convertidas a enteros son los índices de dirección .Los índices de dirección
se encierran entre corchetes sin separación por comas.
3.4 NOTACION DE PLANO
Planos en una celda unitaria
Las superficies cristalinas en celdillas unidad HCP pueden ser identificadas
comúnmente utilizando cuatro índices en lugar de tres. Los índices para los planos
cristalinos HCP, llamados índices Miller-Bravais, son designados por las letras h,
k, i, l y encerrados entre paréntesis (hkil). Estos índices hexagonales de 4indices
están basados en un sistema coordenado de 4 ejes.
85
Existen 3 ejes básicos, a1, a2, a3, que forman
1200 entre si. El cuarto eje o eje c es el eje vertical
y está localizado en el centro de la celdilla unidad.
La unidad a de medida a lo largo de los ejes a1 a2
a3 es la distancia entre los átomos a lo largo de
estos ejes .la unidad de medida a lo largo del eje
es la altura de la celdilla unidad. Los recíprocos de
las intersecciones que un plano cristalino determina con los ejes, a1, a2, a3,
proporciona los índices h, k e i mientras el recíproco de la intersección con el eje c
da el índice l
Notación para planos
Los planos basales de la celdilla unidad HCP son muy importantes para esta
celdilla unidad puesto que el plano basal de la celdilla HCP es paralelo a los ejes,
a1, a2, a3 las intersecciones de este plano con estos ejes serán todas
de valor infinito. Así, a1 = ¥, a2 = ¥ a3 = ¥ El eje c, sin embargo, es único puesto
que el plano basal superior intersecciona con el eje c a una distancia unidad.
Tomando los recíprocos de estas intersecciones tenemos los índices de Miller-
Bravais para el plano Basal HCP. Así, H =0 K=0 I = 0 y L=1. El plano basal es, por
tanto un plano cero-cero-cero-uno o plano (0001).
IMPORTANCIA DEL ÍNDICE DE MILLER
A veces es necesario referirnos a planos reticulares específicos de átomos dentro
de una estructura cristalina o puede ser interesante conocer la orientación
cristalográfica de un plano o grupo de planos en una red cristalina. Para identificar
planos cristalinos es estructuras cristalinas cúbicas se usa la notación de Miller.
Los índices de Miller de un plano cristalino están definidos como los recíprocos de
las intersecciones , que el plano determina con los ejes x , y , z de los tres lados
no paralelos del cubo unitario .Las aristas de una celda cúbica unitaria presentan
86
longitudes unitarias y las intersecciones de los planos de una red se miden en
base a estas longitudes unitarias .El procedimiento de determinación de los
índices de Miller para un plano de un cristal cúbico es el siguiente:
Escoger un plano que no pase por el origen en (0,0,0) Determinar las interacciones del plano en base a los ejes x, y, z
cristalográficos para un cubo unitario , estas interacciones pueden ser fraccionarias
Construir los recíprocos de estas intersecciones
Despejar fracciones y determinar el conjunto más pequeño de números esteros
que estén en la misma razón que las intersecciones. Esos números enteros son
los índices de Miller de un plano cristalográfico y se encierran entre paréntesis sin
usar comas. La notación (hkl) se usa para indicar índices de Miller en sentido
general, donde h,k, y l son los índices de Miller para un plano de un cristal cúbico
de ejes x,y,z respectivamente.
Notación para planos
Los planos basales de la celdilla unidad HCP son muy importantes para esta
celdilla unidad puesto que el plano basal de la celdilla HCP es paralelo a los ejes,
a1, a2, a3 las intersecciones de este plano con estos ejes serán todas de valor
infinito. Así, a1 = ¥, a2 = ¥ a3 = ¥ El eje c, sin embargo, es único puesto que el
plano basal superior intersecciona con el eje c a una distancia unidad. Tomando
los recíprocos de estas intersecciones tenemos los índices de Miller-Bravais para
el plano Basal HCP. Así, H =0 K=0 I = 0 y L=1. El plano basal es, por tanto un
plano cero-cero-cero-uno o plano (0001).
Planos en una celda unitaria
Las superficies cristalinas en celdillas unidad HCP pueden ser identificadas
comúnmente utilizando cuatro índices en lugar de tres. Los índices para los planos
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cristalinos HCP, llamados índices Miller-Bravais, son designados por las letras h,
k, i, l y encerrados entre paréntesis (hkil). Estos índices hexagonales de 4indices
están basados en un sistema coordenado de 4 ejes.
Existen 3 ejes básicos, a1, a2, a3, que forman 1200 entre sí. El cuarto eje o eje c
es el eje vertical y está localizado en el centro de la celdilla unidad. La unidad a de
medida a lo largo de los ejes a1 a2 a3 es la distancia entre los átomos a lo largo
de estos ejes .la unidad de medida a lo largo del eje es la altura de la celdilla
unidad. Los recíprocos de las intersecciones que un plano cristalino determina con
los ejes, a1, a2, a3 proporciona los índices h, k e i mientras el recíproco de la
intersección con el eje c da el índice l
3.5 LEY DE SCHMIDT
Se puede entender las diferencias en el comportamiento de los metales que tienen
diferentes estructuras, examinando la fuerza
requerida para iniciar el proceso de
deslizamiento.
Suponga que se aplica una fuerza
unidireccional F a un cilindro de metal que es un
cristal. Simple o mono cristal. Es posible ubicar
el plano de deslizamiento y la dirección del
desplazamiento al aplicar la fuerza, definiendo
los ángulos λ y φ. λ es el ángulo entre la
dirección del desplazamiento y la fuerza aplicada, y φ es el ángulo entre la normal
al plano de desplazamiento y la fuerza aplicada.
Para que la dislocación se mueva en el sistema de deslizamiento, se necesita que
actúe una fuerza de cizalladura en la dirección del desplazamiento, producida por
la fuerza aplicada. La resultante de esta fuerza de cizalladura, Fr, está dada por
Fr= F Cos λ
88
Si esta ecuación se divide por el área del plano de deslizamiento, A= A0
Se obtiene la LEY DE SCHMID,
Tr= σCOS φCOS λ
Donde Tr= Fr
Es la resultante del esfuerzo cortante en la dirección del deslizamiento
Q= F
Es el esfuerzo unidireccional aplicado al cilindro
3.6 DIFUSION
Es el movimiento de los átomos, iones o moléculas, dentro de un material. Estos
se mueven de manera predecible, tratando de eliminar diferencias de
concentración y producir una composición
homogénea y uniforme.
Observar la evolución de una gota de tinta
en un vaso de agua, o de un cristal de
alguna sustancia coloreada en el solvente
adecuado, los olores que llegan a nosotros,
son experiencias diarias de fenómenos de
difusión en gases y líquidos, estados en los que por su misma situación de
movilidad, los átomos difunden con rapidez. Sin embargo este fenómeno es una
tendencia general en la naturaleza, y aunque más lento, es igualmente observable
en sólidos, tendiendo a homogeneizar las “imperfecciones”.
Se han definido como sólidos a aquellos materiales cuyos átomos, iones o
moléculas están ordenados en una forma fija y regular de mínima energía,
89
A
CosQ
A0
llamada red cristalina. Aún siendo regulares, las redes cristalinas naturales pocas
veces son perfectas: la descripción y el control de las imperfecciones existentes, y
aún la creación de imperfecciones en una red cristalina perfecta, son un aspecto
importantísimo de la ingeniería de los materiales.
Las imperfecciones de la red pueden consistir en la ausencia de uno o más
átomos en los puntos correspondientes de la misma (vacancias) ó en la aparición
de un átomo diferente (de mayor o menor radio) lo que provoca tensiones y
distorsiones en la red. Los átomos más pequeños pueden acomodarse también en
los huecos dejados por los átomos de la red (sitios intersticiales) constituyendo
otro tipo de imperfección.
Y aún los mismos, los átomos, iones o moléculas ordenados en la red tienen
energía como para desplazarse de un punto a otro, intercambiando posiciones con
otro átomo idéntico, siguiendo las tendencias homogeneizantes antes
mencionadas. Puesto que no todos los átomos tienen la misma energía, se podrá
aplicar un criterio estadístico.
La probabilidad de intercambiar posiciones depende de la temperatura según la
ecuación de Arrhenius
tasa de movimiento = C0 e-Q/RT
Donde C0 es una constante, Q es la energía de activación (en cal/mol) , R la
constante de los gases ( en cal/mol K ) y T la temperatura absoluta.
Se basa en un criterio estadístico sobre la probabilidad de que n átomos/segundo
tengan una energía adicional Q como para poder desplazarse de uno a otro sitio
de la red.
La energía de activación es la energía que debe tener un átomo, ión o molécula,
para poder llegar a su nueva posición: es fácil ver que los átomos se encuentran
en una situación normal, de baja energía y relativamente estable. Al difundir, al
90
abrirse paso a un nuevo sitio, el átomo debe comprimir los átomos circundantes,
vencer una barrera energética, esa es la energía de activación. El calor aplicado
es lo que proporciona esa energía. Un bajo valor de Q representa una difusión
fácil.
Si se grafica el logaritmo de la tasa de movimiento vs. la inversa de la
temperatura, se puede obtener Q de la pendiente.
Se ha podido verificar experimentalmente, por medio de trazadores radioactivos,
que los átomos se mueven dentro de la red de una posición a otra incluso en
sólidos absolutamente puros. Este proceso se denomina auto difusión, y aunque
ocurre continuamente en todos los materiales no tiene efecto importante en su
comportamiento. Si lo tiene cuando ocurre con átomos de distintos materiales, por
ejemplo en las soldaduras. Cada tipo de átomo difunde gradualmente hasta lograr
una distribución uniforme, luego de transcurrido suficiente tiempo. A este proceso
se lo denomina difusión de átomos sustitucionales
Los dos mecanismos importantes mediante los cuales ocurren estos procesos de
difusión son la difusión por vacancia y la difusión intersticial:
Difusión por vacancia: tanto en la auto difusión
como en la difusión de átomos sustitucionales, un
átomo puede abandonar su sitio en la red para
llenar una vacancia cercana. Pero en el mismo
momento se crea una vacancia en el sitio antes
ocupado por él. Al progresar la difusión se
observa un flujo de átomos y de vacancias en
sentidos opuestos, conocido como difusión por
vacancia.
Difusión intersticial: si en la estructura cristalina está presente un átomo o ión
pequeño en un sitio intersticial, éste pasará de un sitio intersticial a otro sin
necesidad que existan vacancias. Este mecanismo será mucho más rápido que el
91
anterior, ya que el número de sitios intersticiales es muchísimo mayor que el de
vacancias.
3.7 PRIMERA Y SEGUNDA LEY DE FICK
La ley de Fick es una ley cuantitativa en forma de ecuación diferencial que
describe diversos casos de difusión de materia o energía en un medio en el que
inicialmente no existe equilibrio químico o térmico. Recibe su nombre de Adolf
Fick, que las derivó en 1855.
En situaciones en las que existen gradientes de concentración de una sustancia, o
de temperatura, se produce un flujo de partículas o de calor que tiende a
homogeneizar la disolución y uniformizar la concentración o la temperatura. El flujo
homogeneizador es una consecuencia estadística del movimiento azaroso de las
partículas que da lugar al segundo principio de la termodinámica, conocido
también como movimiento térmico casual de las partículas. Así los procesos
físicos de difusión pueden ser vistos como procesos físicos o
termodinámicos irreversibles.
Formulación
En el caso de existir diferencias de concentración de cualquier especie
(concentración de sustancia o temperatura), el paseo aleatorio de las moléculas se
llevará a cabo desde las regiones con mayor concentración hacia las regiones de
menor concentración. El flujo de sustancia irá en el sentido opuesto del gradiente
de concentración y, si éste es débil, podrá aproximarse por el primer término de la
serie de Taylor, resultando la ley de Fick:
(La serie de Taylor de una función f de números reales o complejos que es infinitamente diferenciable en un entorno de números reales o complejos a, es la serie de potencias (derivadas de cualquier orden)
(1a)
92
Siendo D el coeficiente de difusión de la especie de concentración c. En el caso
particular del calor, la ley de Fick se conoce como ley de Fourier y se escribe
como
(1b)
Siendo la conductividad térmica.
Tomando la ley de conservación integral para la especie c, y aplicándole a esta
última el teorema de Stokes se tiene:
(2a)
Combinando el resultado anterior (2a) con la ley de Fick (1a) resulta la ecuación
de difusión o segunda ley de Fick:
(3a)
Si existe producción o destrucción de la especie (por una reacción química), a esta
ecuación debe añadirse un término de fuente en el segundo miembro.
Para el caso particular de la temperatura, si se aplica que la energía interna es
proporcional a la temperatura, el resultado es la ecuación del calor.
(2b)
(3b)
93
REACCIONES GENERALES Y ESTEQUIOMETRIA
94
4.1 Clasificación de las reacciones………………………….95
4.2 Balanceo de reacciones químicas……………………..102
4.3 Leyes estequiometrias……………………………………..109
4.4 Cálculos estequiometricos: relación peso-peso, relación peso-volumen…………………………………………114
95
INDICE
4.1 Clasificación de las reacciones
1.- Qué es una REACCION QUÍMICA.- Una reacción química, cambio químico o
fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más
sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se
transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras
sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o
compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro
producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una
cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio,
como un ejemplo de reacción inducida.
A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las
condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio
cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien
las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier
96
reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas,
incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa
total
REACTIVO energía PRODUCTO(S) REACTIVO + REACTIVO Energía PRODUCTO(S)
1.1.- ¿Cambios que ocurren cuando sucede una reacción química? 1) Se rompen los enlaces interatómicos iónicos y covalentes de los reactivos, para
que se construyan los enlaces de la estructura de los productos.
2) Cambia el contenido de energía, (ó entalpía) entre las sustancias reactivas y los
productos.
3) Cambia el orden de estructuración de los elementos. En los reactivos se
ordenan de una manera y en la de los productos de otra manera.
4) Cambian las propiedades físicas químicas al pasar de Reactivos a Productos.
Cambian los puntos de fusión , solidificación y ebullición , la densidad, color, olor,
sabor, estado de agregación molecular, toxicidad, etc.
Ejemplo en el cambio de propiedades: El reactivo “cloro”, es un gas verde muy
tóxico y el “sodio” es muy reactivo a la piel, pero enlazados, como compuesto
NaCl sal de cocina ésta no presenta ninguna toxicidad y tiene sus propiedades
fisicoquímicas muy características.
1.2.- ¿Algunas evidencias que comprueben que ocurrió una reacción química?
La formación de precipitados,
El desprendimiento de gases,
El cambio de temperatura de las sustancias,
La absorción o emisión de energía en forma de calor, luz, electricidad,
Cambios físico químicos en los puntos de fusión, ebullición, solidificación, color,
textura, etc…
Las reacciones químicas se clasifican por la energía que requieren o liberan, o bien
97
por el proceso a que se someten los reactivos.
Si una reacción química libera energía, se llama reacción exotérmica. El ejemplo
más común es la combustión, en la cual la energía se manifiesta en forma de calor
y luz. Si, por el contrario, la reacción química requiere energía del medio para
efectuarse, recibe el nombre de reacción endotérmica. La fotosíntesis es un
proceso de esta clase, porque requiere de la luz solar para realizarse.
Dos tipos de reacciones consideradas muy importantes son las de síntesis y las de
descomposición.
Reacción de síntesis o combinación. En ésta, dos o más sustancias se unen
para formar otra; por ejemplo, cuando se combinan azufre y hierro, se
sintetiza sulfuro de hierro. El polvo amarillo de azufre y la limadura de hierro
reaccionan y se convierten en un nuevo producto que posee propiedades
totalmente distintas de las que caracterizan a esos elementos.
Las reacciones de este tipo tienen gran utilidad industrial; gracias a ellas, cada día
se cuenta con nuevos productos, como medicamentos, plástico, materiales
cerámicos, etc.
Reacción de descomposición. En este caso, una sustancia se divide en otras
dos, que forzosamente son más sencillas, es decir, están compuestas por
menos átomos.
Muchas reacciones de descomposición requieren energía eléctrica para llevarse a
cabo; por ejemplo, mediante la corriente eléctrica se pueden separar el oxígeno y el
98
hidrógeno que forman el agua. El proceso que consiste en separar sustancias
químicamente por medio de la electricidad se conoce como electrólisis.
La información contenida en una reacción química
Una ecuación química es una forma sencilla de describrir una reacción química: es
como una oración gramatical, donde se usan fórmulas y símbolos en lugar de
palabras. Por medio de una ecuación química se proporciona mucha información
de manera concisa y breve.
El magnesio metálico y el oxígeno del aire dan lugar a una reacción de combustión,
que produce óxido de magnesio. La ecuación que describe esta reacción es la
siguiente:
En una ecuación química, el signo “+” se lee como “reacciona con” y la flecha,
como “produce”. Los compuestos o elementos que aparecen del lado izquierdo de
la flecha se denominan reactivos, y los de lado derecho, productos. En el ejemplo,
los reactivos son el magnesio y el oxígeno; el producto, el óxido de magnesio.
El estado físico de las sustancias que intervienen en una reacción química también
se indica en la ecuación; para ello se anotan subíndices entre paréntesis después
de cada fórmula. Se usa el subíndice (s) cuando la sustancia aparece en estado
sólido, (l) si es líquida y (g) cuando se presenta en forma de gas. Si alguno de los
99
reactivos o productos está en disolución acuosa, se escribe (ac).
Las condiciones necesarias para efectuar una reacción pueden señalarse arriba o
abajo de la flecha; éste sería el caso de alguna temperatura o presión
determinadas. Una delta mayúscula (Δ), colocada sobre la flecha, indica que debe
suministrarse calor para que se produzca la reacción. Ejemplo:
En el cuadro de abajo, están los símbolos de uso común en las reacciones
químicas.
Símbolo Significado
Produce (n); apunta hacia los productos
Reacción reversible
Gas que se desprende; se escribe después de la
fórmula
Sólido que se forma o precipitado; se anota
después de la fórmula
(s) Estado sólido
(l) Estado líquido
(g) Estado gaseoso
(ac) Disolución acuosa
Δ Calor
+Más o reacciona con; se escribe entre las fórmulas
de las sustancias
Reacción de Síntesis o AdiciónEs cuando una o más sustancias reactivas producen apenas una única.
100
Si todos los reactivos fuesen sustancias simples la síntesis es total y si tiene por lo menos una sustancia compuesta la síntesis será parcial.
Reacción de Análisis o DescomposiciónEs cuando una única sustancia reactiva origina dos o más sustancias como producto
Si en la reacción de análisis fuesen producidas apenas sustancias simples ella será total y si por lo menos uno de los productos fuese una sustancia compuesta ella será parcial.Las reacciones de análisis pueden recibir nombres particulares, de acuerdo con el agente causante de la reacción.Pirólisis = descomposión por el calorFotolísis = descomposición por la luzElectrólisis = descomposición por la electricidadHidrólisis = descomposición por el aguaReacción de desplazamiento o simple sustituciónSon las reacciones en que un elemento químico sustituye otro elemento de un compuesto, liberándolo como sustancia simple.Algunos ejemplos de estas reacciones son:
Reacción de doble desplazamiento o doble sustituciónEs cuando dos sustancias compuestas intercambian entre si partes de sus estructuras. Un ejemplo puede ser:
Las reacciones que presentan elementos químicos sufriendo oxidación o reducción son denominadas como reacciones de reducción-oxidación u oxi-reducción.
101
El fósforo sufre oxidación y el nitrógeno sufre reducciónLas reacciones químicas en cuanto al calor involucrado, pueden ser clasificadas en:ENDOTÉRMICASSon aquellas reacciones que ocurren absorbiendo calor externo
EXOTÉRMICASSon aquellas reacciones que ocurren liberando calor para el medio ambiente.
Podemos también clasificar las reacciones en reversibles e irreversibles.REACCIONES O PROCESOS REVERSIBLESSon reacciones o procesos en que reactivos y productos son consumidos y producidos al mismo tiempo. Los reactivos y productos de estas reacciones son separados por una flecha doble.
La reacción que ocurre de la izquierda para la derecha se llama REACCIÓN DIRECTA; mientras que la que ocurre de la derecha para la izquierda se llama REACCION INVERSA.Reacciones o procesos irreversiblesSon reacciones o procesos que ocurren en un único sentido.
Condiciones para la existencia de algunas reaccionesREACCIONES DE DESPLAZAMIENTOLas reacciones de desplazamiento ocurren cuando el elemento que sustituye otro, de la sustancia compuesta, es más reactivo.
El zinc es más reactivo que el hidrógeno. El orden de reactividad de los principales metales es observada en la tabla que sigue:
102
El cloro es más reactivo que el bromo. El orden de reactividad de los principales no metales es presentado en la tabla que sigue:
Reacciones de doble desplazamientoAlgunas condiciones para que ocurra una reacción de doble desplazamiento son:
Formación de un precipitado
Formación de una sustancia volátil Formación de una sustancia más débil (menos ionizada o disociada)
4.2 Balanceo de reacciones químicas
2.- ¿Qué es una ECUACION QUÍMICA? Es la Representación gráfica de una
reacción química, que contiene la información del cambio cualitativo y cuantitativo
103
de las sustancias, de acuerdo a las leyes estequiométricas. (leyes de las
cantidades de sustancias de la reacción química).
2.1.- Números y símbolos en LA ECUACION QUIMICA y su significado? REACTIVOS O REACTANTES PRODUCTOS
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ( dá ) Al2(SO4)3 + 6 H2O
Subíndice del elemento 3 radicales Sulfato (SO4)-2
Coeficiente molecular o molar ( número grande)
Reacciona con
Subíndice del radical o ión. Indicando 3(OH)- = Tres Oxhidrilos: (OH)-,(OH)-,(OH)-Los Métodos para determinar los coeficientes que balancean las ecuaciones químicas, son los siguientes:
1).- El método de tanteo.
2).- El método algebraico.
3).- El método Red-Ox.
4).- El método de Ion-Electrón.
1).- EL MÉTODO DE BALANCEO POR TANTEO . No es un método técnico, pero
es aplicable a ecuaciones sencillas, por simple inspección visual se anotan los
supuestos coeficientes que balancean o ajustan, si hay error se borran y se hacen
más intentos.
Ejemplo 1: Escriba la ecuación de la neutralización del Hidróxido de cobre II con
el ácido fosfórico para obtener la sal Fosfato de Cobre III y agua
Cu (OH)2 + H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O Vemos anotados 1 átomo de Cu en los
reactivos y 3 en los productos, anotemos un coef.
3Cu (OH)2 + H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O…y 2 de Fósforo en los productos,
anotémosle
3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O un coef. 2 en los reactivos.
104
3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + H2O Contamos átomos de H en los
reactivos = 12
3Cu (OH)2 + 2H3PO4 → Cu3 (PO4)2 + 6H2O anotando un 6 al H2O para igualar
12 en prod.
ÁTOMOS EN REACTIVOS = ÁTOMOS EN PRODUCTOS.
3 de Cu = 3 de Cu. 14 de O = 14 de O 12 de H = 12 de H 2 de P = 2 de P
2).- EL MÉTODO ALGEBRAICO DE BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS. Consiste en representar con literales el valor que se desconoce de cada
coeficiente de la ecuación química lo que nos permite desarrollar ecuaciones
algebraicas que determinan los valores desconocidos de los coeficientes del
balanceo o ajuste de la ecuación química.
Procedimiento: 1.- Se anotan las literales en orden alfabético en el lugar de los
coeficientes de la ecuación química, en cada una de sustancias, de la siguiente
manera: Ejemplo.. Para la ecuación:
Ca3 (PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + P4 + CO
Sustancias _ _ _ de literal “a” de literal “b” de literal “c” de literal “d” de literal “e” de literal “f” Anotemos:
a Ca3(PO4)2 + b SiO2 + c C d CaSiO3 + e P4 + f CO
2.- Se indica numeralmente cuántos átomos de cada elemento hay en cada
sustancia de la ecuación, de su respectiva literal, en el total en los reactivos y en el
total en productos.
.ÁTOMOS ECUACIONES ALGEBRAICAS REACTIVOS = PRODUCTOS ECUACIONES
105
Ésta igualdad comprueba que la ecuación está BALANCEADA .
De Calcio Hay3 átomos de calcio en la sustancia de literal “a” = 1 de calcio en “d”
3a = d Ecua #1
De Fósforo 2 de fósforo en sustancia de “a” = 4 en “e” 2a = 4e Ecua #2
De Oxígeno 8 de Oxígeno en “a” más 2 en “b” = 3 en “d” más 1 en“f” 8a + 2b = 3d + f Ecua #3
De Silicio 1 átomo de silicio en “b” = 1 de silicio en “d ” b = d Ecua # 4
De Carbono 1 átomo de carbono en c = 1 átomo de carbono en “ f “ c = f Ecua # 5
3.- Ver las ecuaciones algebraicas como un conjunto y a la literal cuya suma total
sea mayor en número, se le asigne el valor de 1 o de 2, según convenga. La literal
“a” en el conjunto suma un total de 3a+2a+8a = 13. La literal “b” ; suma 2b+1b = 3.
La literal “c” = 1. La literal “d” ; suma 1d + 3d + 1d = 5 veces. La literal “e” = 4 La
literal “f” = 2
Revisando, vemos que la literal “a” tiene el número mayor: 13, por lo que le
daremos el valor de 1 o de 2
Por ejemplo, a = 2 y enseguida se sustituye en la ecuación más simple para ir obteniendo los demás valores. Nota.- Cuando se obtiene una fracción de molécula, entonces se multiplican todos los valores por el denominador para convertirlos en números enteros.
3).- MÉTODO REDOX PARA AJUSTAR O BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS
Consiste en determinar que sustancia se oxida y cual se reduce para poder balancear
los números de electrones perdidos y los ganados por multiplicación inversa para
obtener los coeficientes de éstas sustancias. Y para las demás se sigue el
procedimiento por el método por tanteo.
Problema.- Para la obtención de un halógeno se hace reaccionar Permanganato de
potasio, con un ácido y la sal simple del halógeno, así obtenemos dos sales, agua y el
gas del halógeno. Escriba la ecuación de ésta y el procedimiento para balancearla.
KMnO4 + H2SO4 + KCl MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2
Procedimiento: 1).- Qué sustancia se oxida y cual se reduce ? Para saberlo se
anota el estado de oxidación de cada elemento de la ecuación, de los reactivos y los
productos, y con éstos deducimos los que se duden. .
106
+7 -1 +2 0
K+1MnO-24 + H+12SO-24 + K+1Cl-1 Mn+2(S+6O-24)-2 + K+12S+6O-24 + H+12O-2 + Cl02
+1 +7 -8 =0 +2 +6 -8 = 0 +2-2 = 0 +2+6-8=0 +2-2=0 0
Observaciones: A) Del KMnO4 al MnSO4 ; El Mn se REDUJO porque cambió de
oxidación +7 a +2, ganó 5 electrones, por lo tanto es el AGENTE OXIDANTE,
Abreviado 5e- , anotar en los reactivos los electrones e- ganados.Así: KMn+7O4 + 5e- Mn+2SO4 ECUACIÓN DEL AGENTE OXIDANTE
B) Del KCl al Cl2 ; El Cloro se Oxidó porque cambió de oxidación -1 a cero. Cada
cloro pierde un electrón. Y como el cloro como gas es diatómico, entonces son 2e-
los electrones perdidos, se anotan en los productos, nos obliga asignarle un
coeficiente 2 al KCl.
Así: 2 KCl-1 Cl02 + 2e- ECUACIÓN DEL AGENTE REDUCTOR Procedimiento: 2).- Multiplique el número de electrones transferidos (perdidos)
por la ecuación del agente oxidante. Y el número de electrones ganados por la
ecuación del agente reductor.
(2) ( KMn+7O4 + 5e- Mn+2SO4 ) = 2 KMn+7O4 + 10e- 2Mn+2SO4 . (5) ( 2 KCl-1 Cl02 + 2e- ) = 10 KCl-1 5 Cl02 + 10e-
Procedimiento: 3).- Se suman las dos ecuaciones y se pasan los coeficientes a la
ecuación original.
2 KMnO4 + H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + K2SO4 + H2O + 5 Cl2 Procedimiento: 4).- Se continúa el balanceo POR TANTEO con las sustancias
que no se han considerado. Inspección y razonamiento.
2 KMnO4 + H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + K2SO4 + H2O + 5 Cl2 Razonamiento: Si en los reactivos se cuenta un total de 12 átomos de potasio, se
deduce que debemos anotar un coeficiente 6 en el K2SO4 para balancearlos.
2 KMnO4 + H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + 6 K2SO4 + H2O + 5 Cl2 Razonamiento: Si en los productos se cuenta un total de 8 átomos de Azufre, se
deduce que anotemos un coeficiente 8 para el H2SO4 .
107
+7 -1 +2 0
K+1MnO-24 + H+12SO-24 + K+1Cl-1 Mn+2(S+6O-24)-2 + K+12S+6O-24 + H+12O-2 + Cl02
+1 +7 -8 =0 +2 +6 -8 = 0 +2-2 = 0 +2+6-8=0 +2-2=0 0
2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + 6 K2SO4 + H2O + 5 Cl2 Razonamiento: Si en los reactivos se cuenta un total de 40 átomos de oxígeno y
en los productos solo hay 32, faltan 8 de oxígeno, por lo tanto se deduce que
anotemos un 8 de coeficiente en el H2O
2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KCl 2MnSO4 + 6 K2SO4 + 8H2O + 5 Cl2
4.) BALANCE ECUACIONES. MÉTODO IÓN - ELECTRÓN (MEDIO ÁCIDO)
Es el método de balance de ecuaciones más difícil de aplicar pero en ocasiones es el único posible.
En principio se debe identificar qué especie se oxida y cuál se reduce para plantear las dos semi – reacciones. En segundo lugar se indica cuantos electrones se están perdiendo y cuántos se están ganando.
Dependiendo de cuál sea el medio se balancea la carga con H + u OH -. Luego se realiza el balance de masa con agua.Finalmente se balancean los electrones de manera que los que se pierdan sean igual a los que se ganan
Se halla la ecuación final sumando las dos semi – reacciones.
Ejemplo
Dada la reacción del permanganato de potasio con agua oxigenada en medio ácido.
MnO4- + H2O2 → Mn+2 + O2
El permanganato pasa a Mn+2 y el agua oxigenada a O2
Variación de los números de oxidación
5 e - + MnO4- → Mn+2
El manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto +2, es decir que ha disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es la reacción de reducción.
El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1 (número de oxidación del oxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al oxígeno elemental). Es decir que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta es la reacción de oxidación.
H2O2 → 2 e - + O2
108
Para balancear las cargas se utiliza H+ porque el medio es ácido.
En la reacción de reducción se observa que la carga del lado de los reactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe balancear con carga positiva se colocan los H + del lado de los reactivos. En este caso 8 para que la carga total sea +2-
8 H+ + 5 e - + MnO4- → Mn+2
En la reacción de oxidación se tiene 0 del lado de los reactivos y -2 en los productos por lo que se balancea de ese lado con 2 H +-
H2O2 → 2 H+ + 2 e - + O2
Una vez realizado el balance de carga se realiza el de masa con agua .
8 H+ + 5 e - + MnO4- → Mn+2 + 4 H2O
H2O2 → 2 H+ + 2 e - + O2
Para igualar la cantidad de electrones es necesario multiplicar la primera semi-reacción por 2 y la segunda por 5-
2.(8 H+ + 5 e - + MnO4- → Mn+2 + 4 H2O)
5(H2O2 → 2 H+ + 2 e - + O2
Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones:
16 H+ + 10 e - + 2 MnO4- + 5 H2O2→ 2 Mn+2 + 8 H2O + 10 H+ + 10 e - +5
O2 ,Simplificando se tiene: 6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2O2 → 2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2
109
110
4.3 Leyes Estequiometrias
Estequiometria, del griego στοιχέιον (stequíon; los dígrafos helénicos οι y ει son
equivalentes a la letra e): elemento, y μέτρον (metron): medida, es el estudio
cuantitativo de los reactivos y de los productos resultantes de las reacciones
químicas. Las leyes estequiométricas son las siguientes:
LEY DE CONSERVACION DE LA MATERIA DE LAVOISIER
En toda reacción química se conserva la masa; esto es: la masa total de los
reactivos es igual a la masa total de los productos resultantes. La ley de
conservación de la masa, enunciada por Lavoisier, es una de las leyes
fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la
conservación de la cantidad de átomos. Para ello resulta indispensable el
balanceo de ecuaciones químicas. Se puede enunciar de la manera siguiente: en
cualquier reacción química se conserva la masa.
111
Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no se conocía el átomo,
pero con los conocimientos actuales es obvio: puesto que en la reacción química
no aparecen ni destruyen átomos, sino que sólo se forman o rompen enlaces (hay
un reordenamiento de átomos), la masa no puede variar.
LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES
La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una
de las leyes estequiométricas, según la cual «Cuando se combinan dos o más
elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación
de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en
experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se
conoce como Ley de Proust.
Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los
elementos que los forman es constante. En términos más modernos de la fórmula
química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar subíndices fijos a
cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de compuestos,
denominados compuestos no estequiométricos (también llamados bertólidos), que
no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos puede
variar continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras sustancias como
las aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas,
tampoco siguen esta ley. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un
compuesto
determinado,
dos o más
elementos
químicos se
unen entre sí,
siempre en la
misma
proporción
112
ponderal. Una aplicación de la ley de Proust es en la obtención de la denominada
composición centesimal de un compuesto, es decir el porcentaje ponderal que
dentro de la molécula representa cada elemento.
LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1802 por el
físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes
estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés
Louis Joseph Gay-Lussac.
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes
compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del
otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los
compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de
las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust
no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que
pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos
compuestos. Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que
tienen un 79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a
3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos
de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas
113
cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los
compuestos derivados de la teoría atómica.
Puede ocurrir que dos elementos se combinan y -en vez de producir un solo
compuesto- generen varios compuestos (caso previsto en la ley de Proust).
En 1808, Dalton concluyó que el peso de uno de los elementos combinados con
un mismo peso del otro guarda una relación expresable por lo general mediante
un cociente de números enteros pequeños.
ENUNCIADO:
“Cuando dos o más elementos se combinan para
dar más de un compuesto, las masas de uno de
ellos, que se une a una masa fija del otro, tienen
como relación números enteros y sencillos”
114
LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCASLey de las proporciones recíprocas o ley de Richter-Wenzel es una de las
llamadas leyes estequiométricas, fue enunciada por primera vez por Jeremias
Benjamin Richter en 1792 en el libro que estableció los fundamentos de la
estequiometría, y completada varios años más tarde por Wenzel. Es de
importancia para la historia de la química y el desarrollo del concepto de mol y de
fórmula química, más que para la química actual. Esta ley permite establecer el
peso equivalente o peso-equivalente-gramo, que es la cantidad de un elemento o
compuesto que reaccionará con una cantidad fija de una sustancia de referencia.
El enunciado de la ley es el siguiente: «Los pesos de los diferentes elementos que
se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos a
aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos
de estos pesos.»
En la ciencia moderna, se usa el concepto de peso equivalente sobre todo en el
contexto de las reacciones ácido-base o de las reacciones de reducción-oxidación.
En estos contextos, un equivalente es la cantidad de materia que suministra o
consume un mol de iones hidrógeno o que suministra o consume un mol de
electrones.
“Si dos elementos se
combinan con cierta
masa fija de un tercero
en cantidades a y b,
respectivamente, en
caso de que aquellos
elementos se combinen
entre sí lo hacen según
una relación sencilla de
masas a/b. Es decir: siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen en
equivalencia o según múltiplos o submúltiplos de los elementos."
115
4.4 calculo estequimetrico: relación peso-peso, relación peso volumen.
Los coeficientes de una ecuación ajustada representan:
el número relativo de moléculas que participan en una reacción
el número relativo de moles participantes en dicha reacción.
Por ejemplo en la ecuación ajustada siguiente:
la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H2 un mol de O2.
Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: "2 moles de H2, 1 mol de O2 y 2 moles de H2O" son cantidades estequiométricamente equivalentes.
Estas relaciones estequiométricas, derivadas de las ecuaciones ajustadas, pueden usarse para determinar las cantidades esperadas de productos para una cantidad dada de reactivos.
Ejemplo:
¿Cuántas moles de H2O se producirán en una reacción donde tenemos 1,57 moles de O2, suponiendo que tenemos hidrógeno de sobra?
116
El cociente:
es la relación estequiométrica entre el H2O y el O2 de la ecuación ajustada de esta reacción.
Ejemplo:
Calcula la masa de CO2 producida al quemar 1,00 gramo de C4H10.
Para la reacción de combustión del butano (C4H10) la ecuación ajustada es:
Para ello antes que nada debemos calcular cuantas moles de butano tenemos en 100 gramos de la muestra:
de manera que, si la relación estequiométrica entre el C4H10 y el CO2 es:
por lo tanto:
117
Pero la pregunta pedía la determinación de la masa de CO2 producida, por ello debemos convertir los moles de CO2 en gramos (usando el peso molecular del CO2):
De manera similar podemos determinar la masa de agua producida, la masa de oxígeno consumida, etc.
Las etapas esenciales
Ajustar la ecuación química
Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto
Convertir las masas a moles
Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios
Reconvertir las moles a masas si se requiere
Cálculos
Cálculos de moles o peso
La ecuación ajustada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción
118
de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción.
Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.
Conversión de moles a gramos:
Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g?PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol
Cálculos de masa
Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química
En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas
Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares
119
Los pasos son:
Ajustar la ecuación química
Convertir los valores de masa a valores molares en peso
Usar los coeficientes de la ecuación ajustada para determinar las proporciones de reactivos y productos
Reconvertir los valores de moles de peso a masa.
Para la reacción:
Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más.Nótese que por cada Ca producimos 1 H2
1) Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción.
2) 10 g de Ca son 0,25 moles, como tenemos 0,25 moles de Ca, únicamente se producirán 0,25 moles de H2. ¿Cuántos gramos produciremos?
gramos de H2 = moles obtenidos x peso molecular del H2 = 0,25 moles x 2,016 (g/mol) = 0,504 g
120
¿Cuántos g de CaCl2 se formaron? También serán 0.25 moles. Y entonces:
gramos de CaCl2 = moles obtenidos x peso molecular del CaCl2 = 0,25 moles x 110,98 (g/mol) = 27,75 g
Algunos ejercicios prácticosCuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.
Factores para calcular Moles-MolesCuando una ecuación está ajustada, basta un cálculo simple para saber las moles de un reactivo necesarias para obtener el número deseado de moles de un producto. Se encuentran multiplicando las moles deseada del producto por la relación entre las moles de reactivo y las moles de producto en la ecuación ajustada. La ecuación es la siguiente:
Ejemplo:Cuál de las siguientes operaciones es correcta para calcular el número de moles de hidrógeno necesarios para producir 6 moles de NH3 según la siguiente ecuación?
a) 6 moles NH3 x 2 moles NH3 / 3 moles H2
b) 6 moles NH3 x 3 moles NH3 / 2 moles H2
c) 6 moles NH3 x 3 moles H2 / 2 moles NH3
d) 6 moles NH3 x 2 moles H2 / 3 moles NH3
En este caso, el reactivo es H2, y el producto es NH3.La respuesta correcta es c
a) FALSA: la relación aquí es [moles de producto / moles de reactivo], pero debe ser [moles de reactivo / moles de producto].
121
b) FALSA: la relación aquí es [moles de producto / moles de reactivo], pero debe ser [moles de reactivo / moles de producto].
c) VERDADERA:
d) FALSA: la relación aquí es [2 moles de reactivo / 3 moles de producto], pero debe ser [3 moles de reactivo / 2 moles de producto].
Factor para Cálculos Mol-GramosPara encontrar la masa de producto, basta con multiplicar las moles de producto por su peso molecular en g/mol.Ejemplo:¿Cuál de las siguientes operaciones calcula correctamente la masa de oxígeno producida a partir de 0,25 moles de KClO3 según la siguiente ecuación?(Pesos Atómicos: K = 39,1, Cl = 35,45, O = 16,00).
a) 0,25 moles KClO3 x 2 moles KClO3/3 moles O2 x 32 g/1 mol O2
b) 0,25 moles KClO3 x 3 moles O2/2 moles KClO3 x 32 g/1 mol O2
c) 0,25 moles KClO3 x 2 moles KClO3/3 moles O2 x 1 mol O2/32 gd) 0,25 moles KClO3 x 3 moles O2/2 moles KClO3 x 1 mol O2/32 g
En este caso, el reactivo es KClO3, y el producto O2
La respuesta correcta es b
a) FALSA: la relación usada aquí es [moles de reactivo / moles de producto], pero debe ser moles de producto / moles de reactivo].
b) VERDADERA:
122
c) FALSA: la relación usada aquí es [moles de reactivo / moles de producto], pero debe ser [moles de producto / moles de reactivo]
Además, la expresión correcta para el peso molecular es g/mol, y no mol/g.
d) FALSA: el número de moles de producto se multiplica por mol/g, pero lo correcto es por g/mol.
Factor para Cálculos Gramos-GramosEn la cuestión correspondiente a este apartado, es muy importante estar seguros de usar la relación correcta de reactivos y productos de la ecuación ajustada.Ejemplo:¿Cuál de las siguientes operaciones es la correcta para calcular el número de gramos de carburo de calcio (CaC2) necesarios para obtener 5,2 gramos de acetileno (C2H2)?(Pesos Atómicos: Ca = 40,01, C = 12,01, O = 16,00, H = 1,008).
a) 5.2 g C2H2 x (1 mol C2H2/26 g C2H2) x (1 mol CaC2/1 mol C2H2) x (64.1 g CaC2/1 mol)b) 5.2 g C2H2 x (26 g C2H2/1 mol) x (1 mol CaC2/1 mol C2H2) x (1 mol/64.1 g CaC2)c) 5.2 g C2H2 x (1 mol/26 g C2H2) x (1 mol C2H2/1 mol CaC2) x (1 mol/64.1 g CaC2)d) 5.2 g C2H2 x (26 g C2H2/1 mol) x (1 mol C2H2/1 mol CaC2) x (64.1 g CaC2/1 mol)
Escribiendo la ecuación en su forma estequiométricamente correcta la respuesta es a
a) forma estequiométricamente correcta.
123
b) forma estequiométricamente incorrecta.
c) forma estequiométricamente incorrecta.
d) forma estequiométricamente incorrecta.
Problemas de estequiometría - Moles a Moles. Ejemplo:Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno (NO2) obtenidas cuando se producen 3 moles de oxígeno en la descomposición del ácido nítrico por la luz?
En esta reacción, se obtiene 1 mol de O2 y 4 moles de NO2 cuando se descompomen 4 moles de ácido nítrico. Por tanto, cuando se forman 3 moles de O2 se forman también 3 x 4 = 12 moles de NO2.
Problemas de estequiometría - Moles a Masa. Ejemplo:¿Cuantos moles de dióxido de azufrepueden obtenerse quemando 16 gramos de azufre?(Pesos Atómicos: S = 32,06, O = 16,00).
En esta reacción, 1 mol de S8 reacciona para dar 8 moles de SO2. Por tanto:Problemas de estequiometría - Masa a Masa. Ejemplo:¿Que masa de H2, que reacciona con exceso de O2, produce 11.91 g de H2O?(Pesos Atómicos: H = 1,008, O = 16,00).
en esta reacción, 2 moles de H2 reaccionan para dar 2 moles de H2O. De acuerdo con la estequiometría de la reacción:
124
125
126
ESTAD
O
LIQUID
O,
SOLUC
IONES
Y
COLOI
DES
5.1 ESTADO LIQUIDO…………………………………….125
5.2 SOLUCIONES………………………………………….129
5.3 COLOIDES………………………………………..……133
5.4 ESTEQUIOMETRIA EN SOLUCIONES ACUOSAS…………………………………………………139
127
ESTAD
O
LIQUID
O,
SOLUC
IONES
Y
COLOI
DES
INDICE
5.1. Estado líquido
El líquido es uno de los tres estados de agregación de la materia. Un líquido es un fluido cuyo volumen es constante en condiciones de temperatura y presión constantes y su forma es esférica. Sin embargo, debido a la gravedad ésta queda definida por su contenedor. Un líquido ejerce presión en el contenedor con igual magnitud hacia todos los lados. Si un líquido se encuentra en reposo, la presión que ejerce está dada por: Donde ρ es la densidad del líquido y z es la distancia del punto debajo de la superficie. Los líquidos presentan tensión superficial y capilaridad, generalmente se expanden cuando se incrementa su temperatura y se comprimen cuando se enfrían. Los objetos inmersos en algún líquido son sujetos a un fenómeno conocido como flotabilidad. Las moléculas en el estado líquido ocupan posiciones al azar que varían con el tiempo. Las distancias intermoleculares son constantes dentro de un estrecho margen. Cuando un líquido sobrepasa su punto de ebullición cambia su estado a gaseoso,
y cuando alcanza su punto de congelación cambia a sólido. Por medio de la destilación fraccionada, los líquidos pueden separarse de entre sí al evaporarse cada uno al alcanzar sus respectivos puntos de ebullición. La cohesión entre las moléculas de un líquido no es lo suficientemente fuerte por lo que las moléculas superficiales se pueden evaporar. Líquidos, sustancias en
un estado de la materia intermedio entre los estados sólido y gaseoso. Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de los sólidos, pero están menos separadas que las de los gases. En algunos líquidos, las moléculas tienen una orientación preferente, lo que hace que el líquido presente propiedades anisótropas (propiedades, como el índice de refracción, que varían según la dirección dentro del material). En condiciones apropiadas de temperatura y presión, la mayoría de las sustancias puede existir en estado líquido. A presión atmosférica, sin embargo, algunos sólidos se subliman al calentarse; es decir, pasan directamente del estado sólido al estado gaseoso. La densidad de los líquidos suele ser algo menor que la densidad de la misma sustancia en estado sólido. Algunas sustancias, como el agua, son más densas en estado líquido.
128
Clasificación
Se clasifican en Acuosos y Orgánicos. Acuosos> Tienen las mismas características físicas del agua y sus características químicas dependen de las sustancias que contengan.
Características de las disoluciones
1.- Son mezclas homogéneas2.- La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. Una disolución que contenga poca cantidad es una disolución diluida. A medida que aumente la proporción de soluto tendremos disoluciones más concentradas, hasta que el disolvente no admite más soluto, entonces la disolución es saturada. Por encima de la saturación tenemos las disoluciones sobresaturadas. Por ejemplo, 100g de agua a 0ºC son capaces de disolver hasta 37,5g de Na Cl? (cloruro de sodio o sal común), pero si mezclamos 40g de Na Cl con 100g de agua a la temperatura señalada, quedará
una solución saturada. 3.- Sus propiedades físicas dependen de su concentración:Disolución HCl (ácido clorhídrico) 12 mol/L Densidad = 1,18 g/cm3Disolución HCl (ácido clorhídrico) 6 mol/L Densidad = 1,10 g/cm34.- Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación,etc.5.- Tienen ausencia de sedimentación, es decir al
someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom (ºA ) .
129
Propiedades conductoras
El agua, por ser polar, disuelve los compuestos iónicos. El proceso de disolución se puede ilustrar tomando como ejemplo el cloruro de sodio: las moléculas de agua se introducen en su estructura cristalina de la que separan, por una parte, los iones positivos, uniéndose a ellos por los átomos de oxígeno (negativos), y por otra, los iones negativos a los que las moléculas de agua se unen por los
hidrógenos (positivos). De esa forma se desmorona el cristal y se forma una disolución en la que hay iones Cl- además de iones Na+, todos ellos rodeados de moléculas de agua. Esas disoluciones son conductoras de la corriente eléctrica pero sufren transformaciones a su paso, por
lo que se llaman conductores de segunda clase.El agua, con sales como cloruros, sulfuros y carbonatos que actúan como agentes reductores (donantes de electrones), conduce la electricidad.
Clasificación de moléculas
Una molécula es un agregado por lo menos de dos átomos con una distribución definida que se mantienes unidas por fuerzas especiales. Y se clasifican de la siguiente manera:1) Molécula diatónica: es la molécula formada por dos átomos.2) Molécula diatónica homonuclear: es la molécula diatónica que contiene átomos del mismo elemento.3) Molécula no polar: es la molécula que no tiene un momento dipolar.4) Molécula polar: es la molécula que tiene un momento polar.5) Molécula poliatomica: es la molécula formada por más de dos átomos.
Clasificación de disolventes
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Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Normalmente sólo se consideran como tales a los que en condiciones normales de presión y temperatura se presentan en estado líquido.En los disolventes líquidos distinguimos:
Acuosos: usados para disolver sustancias polares. Sus propiedades físicas son las mismas del H2O y las químicas dependen de las sustancias que contengan.
Orgánicos: sustancias químicas, o mezcla de las mismas, que son capaces de disolver sustancias no hidrosolubles y que por sus propiedades disolventes tienen múltiples aplicaciones en diversas tecnologías industriales-laborables. Los incluidos en este grupo son los considerados propiamente como disolventes.
Propiedades físicas de un líquido molecular como disolvente
Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación.Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente.Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones: Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas.Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se observa sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz.
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Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración
Tensión superficial y viscosidad de los líquidos
Tensión superficial: la tensión superficial se debe a que las fuerzas que afectan a cada molécula son diferentes en el interior del líquido y en la superficie. Así, en el seno de un líquido cada molécula está sometida a fuerzas de atracción que en promedio se anulan. Esto permite que la molécula tenga una energía bastante baja. Sin embargo, en la superficie hay una fuerza neta hacia el interior del líquido.La tensión superficial tiene como principal efecto la tendencia del líquido a disminuir en lo posible su superficie para un volumen dado, de aquí que un líquido en ausencia de gravedad adopte la forma esférica, que es la que tiene menor relación área/volumen.Viscosidad de los líquidos:La resistencia de un líquido a fluir se llama viscosidad. Los líquidos con baja viscosidad son fluidos y fluyen fácilmente. Los líquidos con alta viscosidad son espesos y pegajosos. La viscosidad de la mayoría de los líquidos se ve afectada por la temperatura.
5.2. SolucionesLas soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características.Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta.
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El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua).Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente.Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida.El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación.Parámetros de solubilidadLa solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolver en un líquido. Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto; en algunas condiciones se puede sobrepasarla, denominándose solución.
Modo de expresar las concentraciones Concentración peso
La concentración porcentual en peso especie en una disolución. Se define como la cantidad de masa de dicha especie que hay e muestra respecto a la cantidad de masa total de la muestra, en términos porcentuales.
Fracción molar
La fracción molar es una unidad disolución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles totales de disolución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de disolvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión:
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Donde ni es el número de moles del soluto, y n de solutos como de disolvente).Como el volumen de una disolución depende de la cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la fracción molar no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión.Además cabe notar que en los gases ideales la variación del uno de los solutos, y por lo tanto también para la solución. De esta manera hay una relación directa entre las fracciones molares y los volúmenes parciales.
Sumatoria de fracciones molares.
Por ejemplo, en una mezcla binaria de 6 moles de etanol y 4 moles de agua, lo que da un total de 10 moles, la fracción molar del etanol es de 6/10 = 0,6; mientras que la fracción molar del agua es 4/10. = 0,4. Todas las fracciones molares de una disolución serán siempre menores que 1, y la suma de éstas dará como resultado
MolaridadEs la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el disolvente la sustancia que disuelve al soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada es ésta.ModalidadNo existe la modalidad, sino molaridad o molalidad. La molaridad es el número de moles de soluto por litro de disolución, mientras que la molalidad son los moles de soluto por kilo de disolvente. Cuando dices 9.8 de ácido refieres a gramos, porque si fueran mililitros necesitarías la densidad...Para calcular los moles de ácido necesitas el peso molecular del ácido sulfúrico:
H2SO4=2x1 + 1x32 + 4x16 = 98 g/mol
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250ml de agua son 250 g de agua (1g/ml)9.8 g de acido son 9.8/98=0.1moles de ácido. De este modo, la molalidad queda:0.1mol/0.25kg agua=0.4 mol
Normalidad
Es común que las técnicas de análisis exijan la preparación de soluciones cuya concentración está expresada en normalidad. Qué significa y cómo puede calcularse? NORMALIDAD = equivalentes soluto / litro de soluciónEl problema radica en cómo hallar los equivalentes de soluto. En principio se debe tener en cuenta que tipo de sustancia se tiene, si es un ácido, base o sal.Si fuera un ácido, cada mol liberará tantos equivalentes ácidos como H+ tenga:
HCl: 1 H+ / mol = 1equivalente / molH2SO4 : 2 H+ / mol = 2 equivalentes / mol
Si se tratara de una base, cada mol liberará tantos equivalentes como OH- tenga:
NaOH: 1 OH- / mol = 1 equivalente / molCa(OH)2 : 2 OH- / mol = 2 equivalentes / mol
Si fuera una sal, la cantidad de equivalentes por mol será igual a la carga total positiva o negativa.Na2S: 1+ x 2 = 2 (del sodio) = 2 equivalentes / molAl2S3: 3+ x 2 = 6 (del aluminio) = 6 equivalentes /molPara saber cuántos equivalentes se tienen en una determinada masa de soluto, se deben seguir los siguientes pasos:1- Identificar qué tipo de sustancia es y en base a ello cuantos equivalentes se tienen por cada mol.2- Utilizando el peso molar, hallar el peso de cada equivalente: peso equivalente.3- Con el peso equivalente, averiguar cuántos equivalentes hay en la masa dada.
Ejemplo:Se tienen 5 gramos de AlF3 en 250 ml de solución, cuál será la Normalidad?Es una sal y como el aluminio tiene carga 3 y tenemos solo 1, la carga total + será 3, por lo que cada mol dará 3 equivalentes.
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Peso Molar: 27 + 19x3 = 84 g / mol, ahora bien si cada mol da 3 equivalentes, el peso de cada uno de ellos será PM / 3.
Peso Equivalente; 84 g / mol: 3 equivalentes / mol = 28 g / equivalentePara hallar los equivalentes existentes en 5 gramos de sustancia, se debe considerar cuántos gramos tiene cada equivalente (Peso Equivalente) 5 g : 28 g / equivalente = 0,18 equivalentes.Por último si se conoce el volumen final de solución se puede calcular la NORMALIDAD.
5.3. Coloides
Al intentar mezclar almidón de maíz en agua fría no lograras disolverla. Pero calientas la mezcla y la agitas se forma una dispersión opalina. Esta dispersión no parece ser clara y homogénea ni se asienta. En realidad lo que se obtiene es un coloide. La mayonesa, la clara del huevo, las gelatinas y los flanes son ejemplos de los coloides.Cuando en un solvente existen partículas dispersas, se forman mezclas como los coloides.En 1992, el químico alemán Richard Zsigmondy diseño el ultra microscopio con el cual es posible ver las partículas de la fase dispersa miden entre 10 y 10,000 nm.
La fase dispersa de un coloide puede estar constituida por partículas en estado:
a) gaseosob) liquido c) sólido.
Las distintas mezclas de coloides tienen cada uno un nombre diferente a las demás.En química un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema físico-químico compuesto por dos fases: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas; por lo general sólidas, de tamaño mesoscópico (a medio camino entre los mundos macroscópico y microscópico). Así, se trata de
partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes que cualquier
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molécula. Dispersión es cuando algún componente de una mezcla se halla en mayor proporción que los demás.El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas que significa que puede pegarse. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o formar coágulos.Aunque el coloide por excelencia es aquel en el que la fase continua es un líquido y la fase dispersa se compone de partículas sólidas, pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación. En la siguiente tabla se recogen los distintos tipos de coloides según el estado de sus fases continua y dispersa
Remoción de las partículas coloidales
A menudo se desea remover las partículas coloidales de un medio de dispersión, como estas partículas son muy finas para ser filtradas.Las partículas coloidales, deben aumentar su tamaño, a este proceso se le llama coagulación. Estas partículas grandes pueden removerse del medio de dispersión por medio de la filtración, o dejándolas que se asienten. La coagulación debe ser provocada, esto se puede hacer por medio de la temperatura, o añadiendo un electrolito a la mezcla.Las formas de trabajar de estos procesos son las siguientes: al calentar el coloide, las partículas aumentan la velocidad de sus movimientos, provocando que las moléculas de las partículas colisionen provocando un aumento en su tamaño. O bien, al añadir un electrolito a la mezcla, se neutraliza la carga en la superficie de las partículas, inhibiendo así la repulsión que estas partículas tienen hacia las otras, consiguiendo así que aumenten su tamaño las partículas, haciéndolas más fácil de remover, por medio de la filtración.Hay otro tipo de separación que es posible en los coloides, esta es llamada diálisis, esta se da al pasar el coloide a través de membranas semipermeables, debido a que los iones de las partículas son capaces de pasar a través de la membrana, pero los coloides no. Este tipo de separación se da en nuestros riñones, y es simulada en los riñones artificiales, donde se hacen las diálisis a la sangre de los pacientes.Propiedades de los coloides
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Cuando un rayo de luz que entra en una habitación por la mañana, a menudo se distinguen, reflejadas por la luz, partículas de polvo suspendidas. De este mismo modo, si un rayo de luz atraviesa un sol, aparentemente transparente, las partículas coloidales, reflejarán la luz, de manera que este sol parezca nublado. Este fenómeno, descubierto por Michael Faraday, fue investigado porJ. Tyndall, en 1896, debido a esto, a este efecto se le conoce, como efecto Tyndall. En sí este efecto se da, siempre que se hace pasar un fino haz de luz, a través de un sistema coloidal y las partículas coloidales, se ven en el haz de luz, como pequeñas reflexiones de la luz.Con el fin de investigar este efecto, para 1903 se creó un ultramicroscopio, que consistía de un aparato especial, que convertía en finos haces de luz las emisiones luminosas provenientes de una lámpara, y los proyectaba en un ángulo perpendicular a los ejes ópticos del microscopio, de esta manera, las partículas coloidales, se mirarían como un punto de luz, sin dimensiones.Con la ayuda de este ultramicroscopio, se puede ver el movimiento de las partículas coloidales, estas al ser observadas, se mueven erráticamente describiendo un zigzag, debido a que todo el medio bombardea a las partículas coloidales dispersas en este (se ha descrito en algunos libros como un“baile inquieto”), a este movimiento errático, se le conoce como el movimiento browniano, debido a que el botánico inglés Robert Brown, en 1827 notó que los granos de polen suspendidos en agua presentan un modelo de movimiento aleatorio.Una de las propiedades más importantes de las partículas coloidales, es su
elevada razón superficie a volumen.Una emulsión es una dispersión coloidal de partículas líquidas en otro líquido; la mayonesa, por ejemplo, es una suspensión de glóbulos diminutos de aceite en agua. Un sólido es una suspensión coloidal de partículas sólidas en un líquido; las pinturas, por ejemplo, son una suspensión de partículas de pigmentos sólidos diminutos en un líquido oleoso. Un gel es un sólido en el que las
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partículas suspendidas están sueltas, organizadas en una disposición dispersa, pero definida tridimensionalmente, dando cierta rigidez y elasticidad a la mezcla, como en la gelatina. Las partículas de una dispersión coloidal real son tan pequeñas que el choque incesante con las moléculas del medio es suficiente para mantener las partículas en suspensión; el movimiento al azar de las partículas bajo la influencia de este bombardeo molecular se llama movimiento browniano. Sin embargo, si la fuerza de la gravedad aumenta notablemente mediante una centrifugadora de alta velocidad, la suspensión puede romperse y las partículas precipitarse. Debido a su tamaño, las partículas coloidales no pueden atravesar los poros extremamente finos de una membrana semipermeable, como el pergamino, por ósmosis.Aunque una dispersión coloidal no puede ser purificada por filtración, sí puede ser dializada colocándola en una bolsa semipermeable con agua pura en el exterior.Ejemplos de sustancias coloidales son la pasta dentífrica, quesos, ciertas pinturas, gelatinas, plásticos, niebla, humo y esmog. Aerosoles, geles, espumas y
emulsiones. En muchas ocasiones, debido a que las partículas brownianas están cargadas eléctricamente, hay interacción entre ellas. Esto da lugar a que formen una “cuasi-red” cristalina, es decir, formen una estructura regular, lo que les da una consistencia que no es la rígida de un cristal, pero tampoco la de fluido que corresponde al líquido.Como ejemplos de geles se pueden mencionar las gelatinas, algunos jabones, ciertas arcillas,
determinadas pastas como masillas, masas, barro, etcétera. Las gelatinas se emplean en la fotografía, ciertos cosméticos, en alimentos, etcétera.Ejemplo de los coloides en la plataPlata Coloidal: ¿Qué es?La plata coloidal son partículas de plata cargadas eléctricamente extremadamente pequeñas que varían de 0,01 a 0,001 micrón de diámetro suspendidas en agua destilada. No hay que confundir el coloide de plata con el oligoelemento de plata que comúnmente se vende en el comercio. El oligoelemento de plata se obtiene por un método químico mientras que el coloide de plata es obtenido por un método fisicoquímico.¿Cómo se usa el coloide de plata?
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Si haces mini pedacitos de plata y súper finos se convierten en coloides y sirven para matar bacterias ya que como son tan finos tu estomago los disuelve y cuando las bacterias se lo comen se mueren y mata a los siguientes bichos: parásitos, cándidas, herpes, fatiga crónica, presencia de estafilococos y estreptococos, herpes zoster, y más de 600 enfermedades virales y bacterianas. Es también exitoso su uso en condiciones sépticas de la boca incluido piorrea y tonsilitis. Aplicado en la piel, ayuda en el acné, verrugas, heridas abiertas, pie de atleta, solo por nombrar algunas. En los ojos ayuda a la conjuntivitis como a otras forma de inflamación e infección de los ojos que no sea picadura o irritación. Puede ser usado vaginalmente, analmente, atomizado en la nariz o plumo.Desde el punto de vista edáfico el gran grupo de los filosilicatos es la clase más importante, ya que a este grupo pertenecen la mayoría de los minerales de la fracción arcilla.
Un coloide es un sistema compuesto por 2 fases:
a) Una normalmente fluida.b) La otra dispersa en formas de partículas.
Las partículas de los coloides no las puedes ver nada más así a simple vista.Pueden definirá los coloides como los sistemas en los que un componente se encuentra despresado en otro, pero en las entidades dispersas son mayores a comparación de las moléculas disolventes.
Tipos de coloides del suelo
•Arcillas cristalinas silicatadas•Arcillas no cristalinas amorfas•Óxidos de hierro y aluminio (sesquióxidos)•Coloides orgánicos (humus)
Los coloides son dispersiones de pequeñas partículas de un material en otro de un diámetro aproximadamente igual o menor que 500 nm.SuspensionesLas suspensiones presentan las siguientes características:Sus partículas son mayores que las de las disoluciones y los coloides, lo que permite observarlas a simple vista.Sus partículas se sedimentan si la suspensión se deja en reposo.Los componentes de la suspensión pueden separarse por medio de centrifugación, decantación, filtración y evaporación.
Ejemplos de suspensiones son:
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Algunos medicamentos;
Agua y la arena;
La arena mezclada con el cemento;
Refrescos elaborados con zumos de frutas;
Algunas pinturas vinílicas.
Algunos aerosoles, especialmente aquellos que requieren ser agitados antes de
usarse.
El aceite diluido con el agua.
El agua mezclada con el azúcar
Obtención de coloides
Existen dos métodos:
1) Métodos de condensación: se realiza a través de partículas que tienen un tamaño inferior al tamaño de partículas coloidales o sea se parte de una solución verdadera y por reacción química se obtienen partículas insolubles de tamaño coloidal.2) Métodos por dispersión: se parte de partículas que tienen un tamaño mayor al coloidal.En los métodos de condensación se obtienen partículas al estado coloidal por:• • Reducción• • Oxidación• • Hidrólisis.
Reducción: se obtienen soles de metales por reducción de soluciones de sus sales solubles u óxidos, por ejemplo con monóxido de carbono, hidrógeno, formaldehído, etc. Así se obtienen los soles de plata, platino y oro.
Oxidación: si tenemos una solución acuosa de hidrógeno sulfurado se puede oxidar con oxígeno o anhídrido sulfuroso y se obtiene un sol de azufre.
Hidrólisis: se obtienen soles de óxidos e hidróxidos de metales débilmente electropositivos por ejemplo, de hierro, aluminio, estaño, etc. por hidrólisis de sus sales en solución acuosa.
Métodos por reacción química entre dos sales:
NO 3 Ag 2 + IK--------- NO3K + IAg
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Es una reacción entre dos sales: por ejemplo, nitrato de plata e ioduro de potasio. Si una solución diluida de una sal de plata se agrega a un pequeño exceso de solución diluida de ioduro de potasio, se obtiene un sol de ioduro de plata que es un coloide hidrófobo con carga negativa; en cambio, si la solución diluida de ioduro se agrega al exceso de nitrato de plata dará un sol de ioduro de plata con carga positiva; depende de cuál de las dos se agregue en exceso, se obtendrá un ioduro de plata positivo o negativo.
NO 3 Ag + IK (exceso)------------- IAg con carga negativaNO 3 Ag (exceso) + IK ------------- IAg con carga positiva
Coloides liofílicos y liofóbicos
Los coloides se clasifican en función del grado de atracción que hay entre la fase dispersa y el medio dispersante. Si el medio dispersantes es un líquido; estos sistemas coloidales se llaman soles. Estos soles se pueden dividir en dos categorías:· Liófobos: (del griego: aversión al líquido). Poca atracción entre la fase dispersa y el medio dispersante. Significa “no gustar de o temer a un líquido”; en los soles liofobicos no hay afinidad entre las partículas y el solvente, la estabilidad de estos depende principalmente de la carga de las partículas. Si el agua es solvente, se utiliza el nombre hidrófobo.Este tipo de coloides se caracteriza por presentar: baja estabilidad hacia la floculación por electrolitos, su visibilidad en el microscopio es buena y presentan una muy pequeña presión osmótica. Algunos ejemplos de estos coloides son: Au, Ag, AgCl y algunas emulsiones.
Tixotropía
La tixotropía se define como el fenómeno consistente en la pérdida de resistencia de un coloide, al amasarlo, y su posterior recuperación con el tiempo. Las arcillas tixotrópicas, cuando son amasadas, se convierten en un verdadero líquido. Si, a continuación, se las deja en reposo, recuperan la cohesión y el comportamiento sólido. Para que una arcilla tixotrópica muestre este comportamiento deberá poseer un contenido en agua próximo a su límite líquido. Por el contrario, en torno a su límite plástico no existe posibilidad de comportamiento tixotrópico.Algunos geles y coloides se consideran materiales tixotrópicos, pues muestran una forma estable en reposo y se tornan fluidos al ser agitados. Variedades modernas de recubrimientos alcalinos, de látex y pinturas son materiales por lo general tixotrópicos que no caen de la brocha del pintor pero se pueden aplicar
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fácil y uniformemente pues el gel se liquidifica cuando se aplica. La salsa de tomate es frecuentemente tixotrópica.
5.4. Estequiometria en soluciones acuosas.
Ácido-base (conceptos y cálculos)
Una reacción ácido-base es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base. Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas.A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.
Sistema disolvente.
Esta definición se basa en una generalización de la definición anterior de Arrhenius a todos los solventes autodisociables.En todos estos disolventes, hay una cierta concentración de especies positivas, cationes solvonio, y especies negativas, aniones solvato, en equilibrio con las moléculas neutras del disolvente. Por ejemplo, el agua y el amoníaco se disocian en iones oxonio e hidróxido, y amonio y amida, respectivamente:
2 H2O H3O+ + OH−2 NH3 NH4+ + NH2−
Algunos sistemas apróticos también sufren estas disociaciones, tales como el tetraóxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato, y el tricloruro de antimonio, en dicloroantimonio y tetracloroantimoniato:
N2O4 NO+ + NO3−2SbCl3 SbCl2+ + SbCl4−
Un soluto que ocasiona un aumento en la concentración de los cationes solvonio y una disminución en los aniones solvato es un ácido, y uno que hace lo inverso es una base.
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En consecuencia, en amoníaco líquido, el KNH2 (que suministra NH2-) es una base fuerte, y el NH4NO3 (que suministra NH4+) es un ácido fuerte. En dióxido de azufre líquido, los compuestos de tionilo (que suministran SO2+) se comportan como ácidos, y los de sulfitos (que suministran SO32−) se comportan como bases.Las reacciones ácido-base no acuosas en amoníaco líquido son similares a las reacciones en agua:
2 NaNH2 (base) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → Na2[Zn(NH2)4]2 NH4I (ácido) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → [Zn(NH3)4)]I2
El ácido nítrico puede ser una base en ácido sulfúrico:
HNO3 (base) + 2 H2SO4 → NO2+ + H3O+ + 2 HSO4−
Puesto que la definición de sistema disolvente depende tanto del solvente, como del compuesto mismo, un mismo compuesto puede cambiar su comportamiento dependiendo en la elección del disolvente. Así, el HClO4 es un ácido fuerte en agua, un ácido débil en ácido acético, y una base débil en ácido fluorosulfónico.
Óxido-reducción (conceptos y cálculos)
Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final.La gran mayoría de las reacciones redox ocurren con liberación de energía. Por ejemplo: la combustión de compuestos orgánicos que proporciona energía calórica, las reacciones que se realizan en una pila o batería, donde la energía química es transformada en energía eléctrica, y las reacciones más importantes, desde el punto de vista de nuestro curso, que ocurren a nivel del metabolismo de un ser viviente. Como los alimentos son substancias reducidas, el organismo las
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oxidada controladamente, liberando energía en forma gradual y de acuerdo a sus requerimientos.
Esta energía es transformada en energía química en forma de ATP, la cual es utilizada para todos los procesos endergónicos que ocurren en los organismos.Un átomo neutro cualquiera tiene un número definido de electrones, el cual corresponde al número de protones que posee su núcleo; es decir, tiene tantos electrones como el valor de su número atómico.Por ejemplo:H Z = 1; es decir 1 protón y 1 electrónNa Z = 11; es decir 11 protones y 11 electronesI Z = 53; es decir 53 protones y 53 electronesGeneralmente, cuando un elemento determinado se combina a través de una reacción química, el número de electrones que está asociado a él, puede ser mayor o menor que su número atómico característico. De aquí nace el concepto de estado de oxidación o número de oxidación. Lo que simplemente significa, el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento con respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto o está en forma de ión, siguiendo ciertas reglas:
1. Si el número de electrones asignado a un elemento es mayor que su número atómico, se le confiere una carga formal negativa. Por el contrario, si el número de electrones asignado es menor que su número atómico, se le otorga una carga formal positiva.
Basado en el ejemplo anterior:H+ Z = 1; 1 protón y 0 electrón N° Oxid. = +1Na+ Z = 11; 11 protones y 10 electrones N° Oxid. = +1I Z = 53; 53 protones y 54 electrones N° Oxid. = −1
2. En los elementos libres o compuestos formados por un mismo tipo de átomos, el número de oxidación de todos ellos es cero. Por ejemplo: Na, H2, S8, P4. Todos ellos tienen N° de oxidación = 0.
3. En los iones simples (constituidos por un sólo tipo de átomos), el N° de oxidación es igual a la carga del ión. Por ejemplo: Al+++, su N° de oxidación es +3; Fe++, su N° de oxidación es +2; Fe+++, su N° de oxidación es +3.
4. El N° de oxidación del oxígeno es generalmente –2, cuando forma parte de un compuesto; excepto en los siguientes casos:
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• Cuando forma parte de compuestos llamados peróxidos, donde hay enlace O-O. En este caso el N° de oxidación asignado para el oxígeno es –1.• Cuando el oxígeno se combina con flúor (elemento más electronegativo que el oxígeno), el N° de oxidación asignado para el oxígeno es +2.
5. El N° de oxidación asignado para el hidrógeno es +1 en la mayoría de los compuestos. La única excepción es en los hidruros, donde el hidrógeno se une a elementos menos electronegativos que él.Por ejemplo: hidruro de sodio (NaH), en estos casos el N° de oxidación asignado para el hidrógeno es –1.
6. Los N° de oxidación de los diferentes elementos que conforman una molécula deben coincidir con la carga total de esa molécula. Es decir, la suma de los N° de oxidación de los diferentes átomos que la constituye debe ser igual a la carga total de la molécula. De aquí podemos deducir lo siguiente:
• En las moléculas neutras, la suma de los N° de oxidación de los átomos que la forman debe ser igual a cero. Por ejemplo, H2O, el N° de oxidación del H es +1, como hay dos H, contribuye a la molécula con carga +2. El N° de oxidación del O es –2 y la molécula contiene sólo un O; por lo tanto la suma de +2 + (−2) = 0, que corresponde a la carga de una molécula neutra.
• En los iones que están formados por más de un tipo de elemento, la suma de los N° de oxidación de todos los elementos debe ser igual a la carga que posee el ión. Por ejemplo, el ión dicromato, cuya fórmula es Cr 2 O 7−2. Los 7 oxígenos contribuyen con una carga aparente de –14, luego el Cr debe aportar con una carga aparente de +12, como los átomos de Cr son 2, cada uno tendrá un N° de oxidación de +6: Sea Cr = xCr 2 O 7−2: 2142126xxx−=−=+=+ 2
En muchos casos el valor del N° de oxidación corresponde a la valencia de un elemento, pero son conceptos diferentes. Valencia de un elemento es el número de enlaces simples que puede formar un átomo; o bien, el número de átomos de hidrógeno con que puede combinarse; es un número absoluto, no hay un signo asociado a él. En cambio, el número de oxidación representa la carga aparente que tiene un átomo en un compuesto dado y corresponde a un mayor o menor número de electrones asociado a él, según las reglas
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menciónadas anteriormente. Este número puede ser positivo o negativo, dependiendo de la electronegatividad del átomo en particular.
Por ejemplo, H2O, la valencia del oxígeno es 2 y su N° de oxidación es –2; En el óxido de flúor, F2O, la valencia del oxígeno es 2 y su N° de oxidación es +2, porque el flúor es más electronegativo que el oxígeno, entonces se le asigna 1 electrón más a cada flúor con respecto a su N° atómico y el oxígeno queda deficiente de esos 2 electrones.
El átomo de sodio (Na, cuyo valor de Z = 11) es neutro y tiene un electrón (1 e-) en su último orbital (estado inicial). Cuando reacciona con agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) e hidrógeno molecular (H2), pierde este electrón y se transforma en ión sodio (Na+), que corresponde al estado final según la siguiente ecuación: Na(0)+OH 2 Na+OH+H2
La pérdida de 1 e- se llama oxidación. Una semirreacción de oxidación está siempre acompañada por una disminución en el N° de electrones del elemento que está siendo oxidado. La disminución del N° de electrones asociado con ese átomo, trae como consecuencia un aumento del N° de oxidación (es más positivo).
Los electrones cedidos por los dos átomos de Na se combinan con dos moléculas de H2O para formar una molécula de H2 gas y dos iones OH-. La ganancia de electrones por los hidrógenos del agua se llama reducción. Una semirreacción de reducción está siempre acompañada por un aumento del N° de electrones asociado con el elemento que está siendo reducido. Hay disminución del N° de oxidación.
Los electrones en una reacción de este tipo, son captados por las especies químicas que se reducen a la misma velocidad con que son cedidos por las especies que se oxidan: es decir, cuando ocurre una oxidación, hay siempre una reducción. Estos son sistemas acoplados, en que ambos procesos se realizan simultáneamente. El compuesto que tiene en sí el elemento que capta los electrones y, por lo tanto, su N° de oxidación disminuye; es decir, se reduce se llama agente oxidante.
En este ejemplo es el H2O.
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El compuesto que tiene en sí el elemento que cede los electrones; por consiguiente, su N° de oxidación aumenta; es decir se oxida se llama agente reductor. En este ejemplo es Na°.Agentes Oxidantes: K 2 Cr 2 O 7, K Mn O 4, HNO3, H 2 O 2, O2, Cl2, I2….Agentes Reductores: H2S, H2, Na°, Mg°, SO2, H 2 SO 3….
148
TERMOQUIMICA Y
ELECTROQUIMICA
6.1 TERMOQUIMICA…………………………………………………147
6.2 ELECTROQUIMICA……………………………………………….152
149
INDICE
6.1 TERMOQUIMICA
Es una de las principales ramas de la fisicoquímica que trata de los cambios de entalpía asociados con reacciones químicas. La termoquímica proporciona datos experimentales que son compilados en tablas, las cuales permiten la evaluación de los calores de reacción de muchas reacciones.Su objetivo es la determinación de las cantidades de energía calorífica cedida o captada en diferentes procesos.
Entalpía de Reacción
Una gran parte de los procesos químicos y biológicos se desarrollan a presión constante, como por ejemplo la evapotranspiración de las plantas, las reacciones enzimáticas, las transferencias electrónicas dentro de la célula, las reacciones que se realizan en el laboratorio, etc.
Muchas reacciones químicas en el laboratorio tienen cambios de energía interna a presión constante, la presión atmosférica. Cada reacción química está asociada a un cambio de energía, y es proporcional a las cantidades que se hacen reaccionar, en estas circunstancias el calor de reacción es conocido como entalpía de reacción.En general tenemos una reacción
aA + bB → cC + dD
150
En esta reacción el cambio de la entalpía está determinada por la diferencia de energía entre los productos y reactivos.
ΔH = (Hproductos) - (Hreactivos)
ΔH = (cHC + dHD) - (aHA + bHB)
Si consideramos trabajar a una temperatura 25°C y a 1 atmosfera de presión (condiciones estándar) usamos ΔH° que indica que la entalpia de la reacción es de condiciones estándar.
ΔH°=ΔH°(productos) - ΔH°(reactivos)
Efecto de la temperatura en la entalpía de reacción
Anteriormente definimos la capacidad calorífica a presión contante como
(1) CP=(∂H∂T)P
Si la capacidad calorífica depende exclusivamente de la temperatura nos queda
(2) CP=dHdTP
Por otro lado si la entalpía es función exclusivamente de la temperatura.
H=H(T)
Su diferencial es
dH=dHdTPdT
∫dH=∫CPdT
Si CP es constante
ΔH=CpΔT
Si CP es función de la temperaturaCp=Cp(T)Obtenemos una relación para el cambio de la capacidad calorífica a lo largo del proceso
(3)dHdT productos−dHdT reactivos=Cp(productos)−Cp(reactivos)=ΔCp
Determinación de las entalpías de reacción
151
Para determinar directamente la variación del calor en una reacción se usa el calorímetro.
Un calorímetro es un instrumento con paredes adiabáticas que tiene un contenedor dentro de un baño térmico llamado cámara de reacción en el cual se llevan a cabo reacciones.Al tener las paredes adiabáticas aseguramos que
ΔU=0
Al no realizar trabajo sobre los alrededores
W=0
Al efectuarse la reacción se lleva a cabo una transferencia de calor entre la cámara de reacción y los alrededores de la cámara (el agua, el
calorímetro, el termómetro)
Cuando ocurre un proceso exotérmico el calor es cedido por la reacción y absorbido por el agua, cuyo ascenso de temperatura es leído por el termómetro.
(4)−Q cedido=Q absorbido
Dado que son conocidas la cantidad de agua, el calor especifico del conjunto agua-colorímetro, y el cambio de temperatura es posible calcular el calor de reacción.
Qp=ΔH
(5)ΔH=∫CpdT
a Cp constante
(6)ΔH=CpΔT
La cantidad de calor transferida en una reacción depende de la cantidad de sustancia que interviene.
Por ejemplo:
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La combustión del H2
Cantidad Reacción ΔH
1 mol H2 + 1/2 O2 —> H2O = -68.32 Kcal
2 moles H2 + 1/2 O2 —> H2O = -136.64 Kcal
Por comodidad definimos la capacidad calorífica por cantidad de sustancia
Capacidad calorífica molar
Cp¯¯¯¯=Cp/n
Donde n es el número de moles
Capacidad calorífica masica
Cp˜=Cp/m
Donde m es la masa en gramos
Considerando la cantidad de sustancia
(7) ΔH=mCpΔT
para el sistema clorimpetrico
Qcedido=-Qabsorbido
[maCpa(T2-T1)a]cedido=-[mbCpb(T2-T1)b]absorbido
Entalpías de cambio de estado
Existen cambios físicos que se encuentran acompañados de cambios de entalpía y que son representados como ecuaciones químicas, como por ejemplo la sublimación, la fusión, la evaporación y la transformación de una forma cristalina a otra como se muestra en los ejemplos siguientes:
Reacción Entalpía (Kcal/mol)
2I(s) → I2(g) ∆H25°C=7.44
153
H2O(s) → H2O(l) ∆H0°C= 1423
CH3CH2OCH2CH3(l) → CH3CH2OCH2CH3(g) ∆H25°C=94.2
S(rómbico) → S(monoclínico) ∆H25°C=80
Entalpías de formación
Algunos tipos de reacción se denominan de forma específica, como las reacciones de formación de compuestos y las de combustión.La entalpía de formación de una sustancia, será el cambio de energía cuando un compuesto es sintetizado a partir de los elementos puros en su estado estándar (1 atm, 25°C).
Ejemplo:H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ···························· ∆H25°C= -68.3 Kcal/mol
Entalpías de combustión:
La reacción del compuesto orgánico y oxígeno molecular para formar dioxido de carbono y agua, tiene una entalpía que se denomina de combustión.Esta es significativa como indicador de la cantidad de energía que se puede obtener de un material. Las energías obtenidas de los alimentos se encuentran correlacionadas con las entalpías de combustión de dichos alimentos.
Ejemplo:
_ Valor calórico alimenticio
Grasas 9 Kcal/g
Carbohidratos 4 Kcal/g
Ley de Hess
Esto se muestra de forma esquemática en la siguiente figura
154
Sin importar que la reacción se lleve a cabo en una, dos, o tres etapas el calor
6.2 Electroquímica
Michael Faraday, Químico inglés considerado el fundador de la electroquímica actual.
Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o unsemiconductor) y un conductor iónico que también es muy importante en el mundo (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.2
Si una reacción química es provocada por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería, celda galvánica o electricity.
Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la
155
electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.
En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones deoxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o
temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potencio métrico.
Los antecedentes acerca del conocimiento de la electricidad en tératmosférica, Charles-Augustin de Coulomb (teoría de atracción electrostática) en 1781 y los estudios de Henry Cavendish, Joseph Priestley y Humphry Davy en Inglaterra, se logró pavimentar el camino para el nacimiento científico de la electroquímica. Por otro lado la científica Delianny Merchan, también contribuyo a esto.
Es, durante finales del siglo XVIII (Ilustración), cuando el anatomista y médico italiano Luigi
Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado. Dichas observaciones las publicó en su ensayo "De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius" (del Latín por, Comentario acerca del efecto de la electricidad en el movimiento muscular). Es de esta forma que en 1791 propuso la existencia de una sustancia "nervio-eléctrica" existente en toda forma de vida.
El físico Italiano Alessandro Volta mostrando su "Pila" al emperador francés Napoleón Bonaparte en 1801.
Galvani pensó que esta nueva fuerza vital, era una nueva forma de generación de electricidad natural, además de las ya conocidas por el hombre como la existente en los truenos y relámpagos o en algunos animales como la anguila eléctrica o las rayas eléctricas.
Los aportes posteriores en la fabricación de la primera batería de la época moderna dada por Alessandro Volta permitieron que durante la revolución industrial, científicos connotados como William Nicholson y Johann Wilhelm Ritter fundaran la disciplina de la galvanoplastia. Años más tarde todo ello
156
desembocaría en el descubrimiento de la termoelectricidad por Thomas Johann Seebeck.
Para mediados del siglo XIX, el modelamiento y estudio de la electroquímica, se vieron aclarados por Michael Faraday (leyes de la electrólisis) y John Daniell (pila dependiente solo de iones metálicos Zinc-Cobre). Hacia finales de siglo, dicha disciplina comenzó a influenciar campos tan importantes como las teorías de conductividad de electrolitos, presentado por Svante August Arrhenius y Friedrich Ostwald y subsecuentemente en el modelamiento matemático de las baterías por Walther Hermann Nernst.
A partir del siglo XX, la electroquímica permitió el descubrimiento de la carga del electrón por Millikan, y el establecimiento de la moderna teoría de ácidos y bases de Brønsted y Lowry, así como el estudio de disciplinas tan importantes como las áreas médicas y biológicas con la electroforesis, desarrollada por Arne Tiselius en 1937.
Dichas contribuciones han permitido que en la actualidad la electroquímica se emparente a temas tan diversos que van desde la electroquímica cuántica de Revaz Dogonadze o Rudolph A. Marcus, hasta las celdas fotovoltáicas y quimioluminiscencia.
Principios Reacciones de Reducción-OxidaciónReducción-oxidación
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). En dichas reacciones la energía liberada de una reacción espontánea se convierte en electricidad o bien se puede aprovechar para inducir una reacción química no espontánea.
Balanceo de las ecuaciones Redox
Las reacciones electroquímicas se pueden balancear por el método ion-electrón donde la reacción global se divide en dos
157
semirreacciones (una de oxidación y otra de reducción), se efectúa el balance de carga y elemento, agregando H+, OH−, H2O y/o electrones para compensar los cambios de oxidación. Antes de empezar a balancear se tiene que determinar en que medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.
Medio Ácido
Se explicará por medio de un ejemplo, cuando una sal magnésica reacciona con Bismutato de Sodio.
El primer paso es escribir la reacción sin balancear:
Luego se divide en dos semirreacciones:
Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. Como estamos en medio ácido los ionesH+ se agregan para balancear los átomos de H y se agrega H2O para balancear los átomos de O.
Finalmente se multiplica cada semirreacción por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.
Reacción Balanceada:
En algunos casos es necesario agregar contraiones para terminar de balancear la ecuación. Para este caso, si se conociera el anión de la sal magnésica, ese sería el contraión. Se agrega por igual de ambos lados de la ecuación lo necesario para terminar de balancearla.
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También se explicará por medio de un ejemplo, cuando el Permanganato de potasio reacciona con el Sulfito de sodio.
El primer paso es escribir la reacción sin balancear:
Luego se divide en dos semirreacciones:
Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. Como estamos en medio alcalino los OH−se agregan para balancear los átomos de H y normalmente se agrega la mitad de moléculas de H2O del otro lado de la semirreacción para balancear los átomos de O.
Finalmente se multiplica cada semirreación por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.
Ecuación balanceada:
Reacción Balanceada:
En este caso se agregaron contraiones para terminar de balancear la ecuación (los cationes K+ y Na+)
Celdas Electroquímicas
La Celda Electroquímica es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos o para la producción de electricidad. También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. XVIII.1
159
Esquema de la Pila de Daniell. El puente salino (representado por el tubo en forma de U invertida) contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl contamine los otros contenedores.
Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda.1
A una celda galvánica cuyo ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos y unidas por un puente salino, se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:
La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:
160
Este diagrama está definido por: ÁNODO --> CÁTODO Electrodo negativo/electrolito // Electrolito/electrodo positivo (el / indica flujo de electrones y el // significa puente salino).
La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble línea vertical representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo.
Potenciales estándar de reducción
Esquema del EEH. 1. Electrodo dePlatino 2. Gas Hidrógeno 3. Solución de HCl (1M) 4. Sifón para prevenir la contaminación de oxígeno 5. Conector donde el segundo elemento de la celda debería ser conectado.
Es posible calcular el potencial estándar de reducción de una celda determinada comparando con un electrodo de referencia. Básicamente el cálculo relaciona el potencial de reducción con la redox. Arbitrariamente se le asignó el valor cero al electrodo de Hidrógeno, cuando se encuentra en condiciones estándar. En dicho electrodo ocurre la siguiente reacción:
La reacción se lleva a cabo burbujeando gas hidrógeno en una disolución de HCl, sobre un electrodo de Platino. Las condiciones de este experimento se denominan estándar cuando la presión de los gases involucrados es igual a 1 Atm., trabajando a una temperatura de 25 °C y las concentraciones de las disoluciones involucradas son igual a 1M.1 En este caso se denota que:
Este electrodo también se conoce como electrodo estándar de hidrógeno (EEH) y puede ser conectado a otra celda electroquímica de interés para calcular su potencial de reducción.1 La polaridad del potencial estándar del electrodo determina si el mismo se está reduciendo u oxidando con respecto al EEH. Cuando se efectúa la medición del potencial de la celda:
161
Si el electrodo tiene un potencial positivo significa que se está reduciendo indicando que el EEH está actuando como el ánodo en la celda (Por ejemplo: el Cu en disolución acuosa de CuSO4 con un potencial estándar de reducción de 0,337V)
Si el electrodo tiene un potencial Negativo significa que se está oxidando indicando que el EEH está actuando como el Cátodo en la celda (Por ejemplo: el Zn en disolución acuosa de ZnSO4 con un potencial estándar de reducción de -0,763 V)
Sin embargo, las reacciones son reversibles y el rol de un electrodo en una celda electroquímica en particular depende de la relación del potencial de reducción de ambos electrodos. El potencial estándar de una celda puede ser determinado buscando en una tabla de potenciales de reducción para los electrodos involucrados en la experiencia y se calcula aplicando la siguiente fórmula:
1
Por ejemplo, para calcular el potencial estándar del electrodo de Cobre:
En condiciones estándar la fem (medida con la ayuda de un multímetro) es 0,34 V (este valor representa el potencial de reducción de la celda) y por definición, el potencial del EEH es cero. Entonces el potencial de la celda se calcula resolviendo la siguiente ecuación:
El potencial de oxidación de una celda tiene el mismo modulo que el de reducción pero con signo contrario. Cambios estequiometricos en la ecuación de la celda no
afectaran el valor del porque el potencial estándar de reducción es una propiedad intensiva.
Espontaneidad de una reacción redox
Relacionando el con algunas cantidades termodinámicas permiten saber la espontaneidad de un proceso determinado. En una celda electroquímica toda la energía química se
162
transforma en energía eléctrica. La carga eléctrica total que pasa a través de la celda es calculada por:
Siendo la Constante de Faraday y el número de moles de e⁻. Como la fem es el potencial máximo de la celda y el trabajo eléctrico es la cantidad máxima de trabajo ( ) que se puede hacer, se llega a la siguiente igualdad:
Si es negativo significa que hay energía libre y por lo tanto la reacción es espontanea. Para que ocurra eso él debe ser positivo. Caso contrario la reacción no procede. Para valores negativos de muy próximos a cero es posible que la reacción tampoco proceda debido a factores secundarios, como por ejemplo el fenómeno de sobretensión . Una reacción espontánea puede ser utilizada para generar energía eléctrica, no es nada más ni nada menos que una Pila de combustible. Mientras que a una reacción no espontánea se le debe aplicar un suficiente potencial eléctrico para que la misma se lleve a cabo. Este fenómeno es conocido como Electrólisis.1 En una celda electroquímica, la relación entre la Constante de equilibrio, K, y la energía libre de Gibbs se puede expresar de la siguiente manera:
Despejando la se obtiene:
Aplicando el logaritmo K en base base 10 y suponiendo que la reacción se lleva a cabo a T=298K (25 °C), finalmente llegamos a la siguiente expresión:
1
Corrosión
Oxidación del metal.
La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera
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más general puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos.
La corrosión puede ser mediante una reacción química (redox) en la que intervienen dos factores:
La pieza manufacturada (la concepción de la pieza: forma, tratamiento, montaje).
El ambiente (por ejemplo, un ambiente cerrado es menos propenso a la corrosión que un ambiente abierto)
O por medio de una reacción electroquímica
Los más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).
Corrosión del Hierro
En condiciones atmosféricas ambientales, el hierro se cubre de una capa de solución electrolítica (humedad y aire del ambiente) y la película de óxido no lo protege adecuadamente porque no es capaz de evitar el acceso de los iones hasta el metal. Además esta capa es quebradiza y permite la penetración de la solución electrolítica.3 Cuando esto ocurre esto se cree que se llevan a cabo los siguientes procesos electroquímicos:
Cuando una parte de la película metálica se quiebra actúa como ánodo liberando electrones, y la corrosión procede:
Los electrones son transferidos desde el hierro reduciendo el oxígeno atmosférico en agua en el cátodo en otra región de la película metálica:
Reacción Global:
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La fem estándar para la oxidación del hierro:
La corrosión del hierro se lleva a cabo en medio ácido; los H+ provienen de la reacción entre el dióxido de carbono y del agua de la atmósfera, formando Ácido carbónico. Los iones Fe2+ se oxidan según la siguiente ecuación:
Aproximación a la corrosión de los metales
La corrosión de los metales es un fenómeno natural que ocurre debido a la inestabilidad termodinámica de la mayoría de los metales.
En efecto, salvo raras excepciones (el oro, el hierro de origen meteorítico) los metales están presentes en la Tierra en forma de óxido, en los minerales (como la bauxita si es aluminio, la hematita si es hierro...). Desde la prehistoria, toda la metalurgia ha consistido en reducir los óxidos en bajos hornos, luego en altos hornos, para fabricar el metal. La corrosión, de hecho, es el regreso del metal a su estado natural, el óxido.
165
166
EQUILIBRIO QUIMI
CO
INDICE
7.1 CINETICA QUIMICA: VELOCIDAD DE REACCION Y EL MECANISMO DE REACCION………………………………………………………………165
7.2 LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO……………………………………171
7.3 PRINCIPIO DE LE CHATERLIER……………………………………...174
7.4 CONSTANTE DE IONIZACION…………………………………………176
7.5 PRODUCTO DE SOLUBILIDAD…………………………………..........178
7.6 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS……………………………………187
7.1 CINETICA QUIMICA: VELOCIDAD DE REACCION Y EL MECANISMO DE REACCIONCinética química
La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio
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puramente empírico y experimental; el área química que permite indagar en las mecánicas de reacción se conoce como dinámica química.
Cinética de las reacciones
El objeto de la cinética química es medir la rapidez de las reacciones químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la rapidez de una reacción con variables experimentales.
Experimentalmente la velocidad de una reacción puede ser descrita a partir de la(s) [concentración(es) de las especies involucradas en la reacción y una constante k, sin embargo esta puede depender de numerosos factores (el solvente utilizado, el uso de catalizadores, fenómenos de transporte, material del reactor, etc...), haciendo muy complejo el proceso de determinación de velocidades de reacción.
Se puede clasificar a las reacciones en simples o complejas dependiendo del número de pasos o de estados de transición que deben producirse para describir la reacción química, si solo un paso es necesario (un estado de transición) se dice que la velocidad de reacción es simple y el orden de la reacción corresponde a la suma de coeficientes estequiometricos de la ecuación, si no es así se debe proponer una serie de pasos (cada uno con un estado de transición) denominado mecanismo de la reacción que corresponda a la velocidad de reacción encontrada.
Las reacciones también se pueden clasificar cinéticamente en homogéneas y heterogéneas. La primera ocurre en una fase y la segunda en más de una fase. La reacción heterogénea depende del área de una superficie ya sea la de las paredes del vaso o de un catalizador sólido. En este capítulo se discuten reacciones homogéneas.
Rapidez de reacción
La rapidez de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos.
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Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y la rapidez es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración
de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la rapidez de la reacción. La medida de la rapidez de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s, es decir, moles/(l·s).
Para una reacción de la forma:
La ley de la rapidez de formación es la siguiente:
es la rapidez de la reacción, la disminución de la concentración del reactivo A en el tiempo . Esta rapidez es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar.
La rapidez de aparición del producto es igual a la rapidez de desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma:
Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a:
la actividad química, es decir, la "concentración efectiva" la cantidad de los reactivos en proporción a la cantidad de los
productos y del disolvente la temperatura
169
la energía de colisión presencia de catalizadores la presión parcial de gases
Orden de reacción
Para cada reacción se puede formular una ecuación, la cual describe cuantas partículas del reactivo reaccionan entre ellas, para formar una cantidad de partículas del producto.
Para una reacción de la forma:
Esto significa, que dos partículas A colisionan con una partícula B, una partícula C y una partícula D para formar el producto E.
Sin embargo, la probabilidad de que cinco partículas colisionen al mismo tiempo y con energía suficiente, es escasa.
Más probable es que dos o tres partículas colisionen y formen un producto intermedio, este producto intermedio colisiona con las demás partículas y forma otros productos intermedios hasta formar el producto E, aquí un ejemplo:
La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones elementales y el análisis de estas nos muestra exactamente como ocurre esta reacción.
Por medio de métodos experimentales o por premisas se puede determinar la dependencia de la rapidez de las reacciones elementales con las concentraciones de los componentes A, B, C y D.
El orden de reacción está definido como la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley de la rapidez de la reacción. Este es también llamado orden total de reacción, pues el orden depende del reactivo que se analice. El orden de la reacciones se determina experimentalmente.
Ejemplo:
Suponiendo que la rapidez de reacción de la primera reacción elemental tiene una dependencia cuadrática con la concentración del reactivo A, esto significa que esta reacción es de segundo orden con respecto al reactivo A. El orden total de
170
esta reacción es también segundo, pues no hay otros reactivos.
Suponiendo que la rapidez de reacción de la segunda reacción elemental tenga una dependencia lineal con la concentración del reactivo A2, lineal con la concentración del reactivo B y ninguna dependencia con C. Entonces es la reacción de primer orden en relación a A2, de primer orden en relación a B y de cero orden en relación al componente C. El orden total es segundo.
Suponiendo que la rapidez de reacción de la tercera reacción elemental tenga una dependencia lineal con la concentración de A2BC, pero ninguna con la concentración de D, entonces es la reacción de primer orden en relación a A2BC y de orden cero en relación a D. El orden total de la reacción es primero.
Para una reacción hipotética de la forma:
La rapidez de reacción se define como la siguiente expresión en caso de que sea una reacción simple molecular, como la del caso anterior:
v=k[A]α[B]β
Las concentraciones de reactivos están elevados a su correspondiente coeficiente cinético sólo en el caso en el que la reacción sea elemental). Donde los corchetes denotan la concentración de cada una de las especies; "v" denota la rapidez de reacción y "k" es la constante cinética. La rapidez de las reacciones químicas abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar minutos u horas.
171
Factores que afectan a la velocidad de las reacciones
Existen varios factores que afectan la rapidez de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador. Los catalizadores pueden aumentar o disminuir la rapidez de reacción.
Temperatura
Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente cinético frente a la temperatura = lnA − (Ea / R)(1 / T2 − 1 / T1) esta ecuación linealizada es muy útil y puede ser descrito a través de la Ecuación de
Arrhenius donde K es la constante de la rapidez, A es el factor de frecuencia, EA es la energía de activación necesaria y T es la temperatura, al linealizarla se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de rapidez es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln(k1 / k2) la hora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: -EA/R, haciendo un simple despeje se obtiene fácilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el valor de la constante universal de los gases es 1.987cal/K mol. Para un buen número de reacciones químicas la rapidez se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados.
Estado físico de los reactivos
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor.
Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.
No cabe duda de que una mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que este es el límite de la concentración del reactivo, y viene determinada por el equilibrio entre las fases.
Presencia de un catalizador
172
Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación.
Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación).
Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción.
Los catalizadores no modifican la entalpia, la entropia o la energia libre de Gibbs de los reactivos. Ya que esto unicamente depende de los reactivos.
Concentración de los reactivos
La mayoría de las reacciones son más rápidas en presencia de un catalizador y cuanto más concentrados se encuentren los reactivos, mayor frecuencia de colisión.
Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.
El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido.
La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la rapidez de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de rapidez.
De este modo, si consideramos de nuevo la reacción hipotética la rapidez de
reacción "r" puede expresarse como
Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental
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no tienen por qué estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción.
Hay casos en que la rapidez de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador.
Presión
En una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a aumentar y la reacción se va a volver más rápida; al igual que en los gases, que al aumentar su presión aumenta
también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción es mayor. Esto es válido solamente en aquellas reacciones químicas cuyos reactantes sean afectados de manera importante por la presión, como los gases. En reacciones cuyos reactantes sean sólidos o líquidos, los efectos de la presión son ínfimos.
Luz
La luz es una forma de energía. Algunas reacciones, al ser iluminadas, se producen más rápidamente, como ocurre en el caso de la reacción entre el cloro y el hidrógeno. En general, la luz arranca electrones de algunos átomos formando iones, con lo que aumenta considerablemente la rapidez de reacción.
7.2 Constante de equilibrioEn una reacción química en general:
La constante de equilibrio puede ser definida como1
Donde {A} es la actividad (concentración molar x coeficiente de actividad) y α el coeficiente estequiométrico de la sustancia química A y así sucesivamente. Es solo una convención el poner las actividades de los productos como numerador y de los reactivos como denominadores.
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Para el equilibrio en los gases, la actividad de un componente gaseoso es el producto de los componentes de la presión parcial y del coeficiente de fugacidad.
Para el equilibrio en una solución, la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad. Es una práctica común el determinar las constantes de equilibrio en un medio de fuerzas iónicas altas. Bajo esas circunstancias, el cociente de los coeficientes de actividad son constantes efectivamente y la constante de equilibrio es tomada para ser un cociente de concentración.
Todas las constantes de equilibrio dependen solo de la temperatura y son independientes a las concentraciones de productos o reactivos.
El conocimiento de las constantes de equilibrio es esencial para el entendimiento de muchos procesos naturales como la transportación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre o la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.
Las constantes de estabilidad, constantes de formación, constantes de enlace, constantes de asociación y disociación son todos tipos de constantes de equilibrio.
Tipos de constantes de equilibrio
Constantes de asociación, disociación y presión
En la química orgánica y en la bioquímica se acostumbra a usar el valor pKa para el equilibrio de disociación.
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Donde Ka es la constante de disociación ácida. Por ello se suma los productos
Constantes de Brønsted
El pH está definido en términos de la actividad de los iones de hidrógeno
Si, al determinar la constante de equilibrio, el pH es medido por significado de un electrodo de vidrio, una constante de equilibrio mezclada, también conocida como la constante de Brønsted, que puede resultar
Constantes de Hidrólisis
En una solución acuosa, la concentración de los iones hidroxilos está relacionada a la concentración de los iones hidrógeno así:
El primer paso en la hidrólisis de los iones metálicos2 puede ser expresado de dos maneras diferentes
Obtenemos que . Las constantes de hidrólisis son usualmente reportadas en la forma y eso conduce a la aparición de los valores extraños.
Por ejemplo, si lgK=4 y lg KW=-14, lg = 4 -14 = -10. En general cuando el
producto de la hidrólisis contiene n grupos hidróxidos lg = lg K + n lg KW.
Constantes de solubilidad
La constante de solubilidad se ha determinado experimentalmente para un gran número de compuestos y las tablas están disponibles fácilmente. Para un compuesto iónicola constante se denomina producto de solubilidad, y se representa como Kps. La unidad de concentración se asume que es la molaridad a menos que se indique lo contrario. La solubilidad suele aparecer en unidades de masa en gramos (disueltos) por cada litro de agua.
Algunos valores3 a 25 °C:
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Carbonato de bario: 8.1×10−9
Cloruro de cobre (I): 1.2×10−6
Sulfato de plomo (II): 1.6×10−8
Carbonato de magnesio: 1.15×10−5
Cloruro de plata: 1.8×10−10
Bromuro de plata: 5×10−13
La base de datos extensa publicada por la IUPAC de las constantes de equilibrio (en inglés)
Base de batos estándar de referencia NIST
Base de datos de los pKa
7.3 Principio de Le Chatelier
El principio de Le Châtelier, postulado en 1884 por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), químico industrial francés, establece que:
Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio
El término “perturbación” significa aquí un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. El principio de Le Châtelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios.
Factores que afectan al equilibrio químico
Concentración
Si varía la concentración de un sistema que en principio está en equilibrio químico, en ese sistema variarán también las concentraciones de sus componentes de manera que se contrarreste la primera variación. Con respecto a su representación
mediante una ecuación estequiométrica, diremos que el equilibrio se desplazará a un lado o al otro de esa ecuación (en dirección a un miembro o al otro).
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Por ejemplo, si aumenta la concentración de yoduro de hidrógeno en la reacción representada así:
H2 + I2 ←→ 2 HI
Habrá más yoduro de hidrógeno que se transforme en moléculas de hidrógeno y de yodo que lo contrario, y, según esa representación, diremos que esa reacción se desplazará a la izquierda.
Cambio de temperatura
Si aumenta la temperatura en un sistema que en principio está en equilibrio, ese sistema se reorganizará de manera que se absorba el exceso de calor y, en la representación estequiométrica, diremos también que la reacción se desplazará en un sentido o en el otro.
Hay dos tipos de variación con la temperatura:
aA + bB + Calor ←→ cC + dD
En este otro caso, se aprecia que la disminución de temperatura afecta a los reactivos, de manera que se produce un desplazamiento del equilibrio hacia éstos (←). En cambio, si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia los productos (→).
Cambio de presión
Si se eleva la presión de un sistema de gases en equilibrio, la reacción se desplaza en la dirección en la que desaparezcan moles de gas, a fin de minimizar la elevación de presión. Por el contrario, si disminuye la presión, la reacción se desplazará en el sentido en que aumenten las moles totales de gas lo que ayudará a que la presión no se reduzca. Es importante hacer notar que, a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, ya que esas bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas.
En el laboratorio, para contrarrestar ese efecto se emplea un catalizador.
Efecto de un catalizador
Los catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas. No afectaran al equilibrio químico ya que aceleran la reacción directa e inversa por igual. El único efecto es hacer que el equilibrio se alcanca más rapidamente.
Efecto de cambios en la presión y el volumen
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Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción.
En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:
N2 (g) + 3 H2 (g) Û 2 NH3 (g)
Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.
7.4 Constante de ionización
La constante de ionización es la constante de equilibrio de una disociación iónica, definida inmediatamente por la ecuación de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares correspondientes. Por tanto, la constante de ionización es igual al producto de las concentraciones iónicas dividido por a concentración de la sustancia sin disociar. Todas las sustancias se expresan en la forma convencional de moles por litro, pero las unidades de concentración no se ponen normalmente en forma implícita.
Las constantes de ionización varían apreciablemente con la temperatura. A menos que se diga otra cosa se sobrentenderá que lo temperatura es de 25°C. También se sobrentenderá que el disolvente es el agua a menos que se establezca otra cosa.
La constante de ionización de un ácido débil se representa normalmente por Ka. El equilibrio para el ácido acético puede escribirse de la siguiente forma:
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HC 2 H 3 O 2? H + C 2 H 3 O 2 Ka= [H] + [C 2 H 3 O 2]
La constante de ionización es la constante de equilibrio de una disociación iónica, definida inmediatamente por la ecuación de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares correspondientes. Por tanto, la constante de ionización es igual al producto de las concentraciones iónicas dividido por a concentración de la sustancia sin disociar. Todas las sustancias se expresan en la forma convencional de moles por litro, pero las unidades de concentración no se ponen normalmente en forma implícita.
Las constantes de ionización varían apreciablemente con la temperatura. Amenos que se diga otra cosa se sobrentenderá que lo temperatura es de 25°C. También se sobrentenderá que el disolvente es el agua a menos que se establezca otra cosa.
La constante de ionización de un ácido débil se representa normalmente por Ka. El equilibrio para el ácido acético puede escribirse de la siguiente forma:
HC 2 H 3 O 2? H + C 2 H 3 O 2 Ka= [H] + [C 2 H 3 O 2]
[HC 2 H 3 O 2]
El producto de solubilidad de un compuesto iónico es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.
CmAn ↔ m Cn+ + n Am-
Donde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad será:
Kps = [Cn+]m [Am-]n
El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones y alcanzamos de nuevo equilibrio. el estado de equilibrio de solubilidad, la concentración del otro ion se verá disminuida debido al efecto ion común (efecto de acción de masa).
[HC 2 H 3 O 2]
7.5 Producto de solubilidad
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El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de sus iones en una disolución saturada, donde cada una de ellas se encuentra elevada a un exponente que exponente que coincide con su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio de disolución.Poniendo el ejemplo del sulfato de bario, si añadimos 1 gramo a un litro de agua, a 25ºC de temperatura, y agitamos, para ayudar a su disolución, veremos que la mayor parte de la sal se deposita sin disolverse, en el fondo del recipiente.
Exactamente, sólo se habrán disuelto, 0.0025 g. de BaSO4, comprobándose que se trata de una sal muy poco soluble.
Se llega así, a una situación peculiar e interesante, conocida como, equilibrio de solubilidad de la sal. La disolución que se obtiene es una disolución saturada.
Debido a que se trata de un electrolito fuerte, el sulfato de bario en disolución, se encuentra totalmente disociado en los iones que lo forman: Ba^2+ y
SO4^2-.Por encontrarse saturada la disolución, se produce el equilibrio entre la sal que no se ha disuelto y los iones que están implicados en la disolución:
BaSO4 (s) ↔ Ba^2+ (aq) + SO4^2- (aq)
La constante de equilibrio es:K = [Ba ^2+][] / [BaSO4]
En equilibrios heterogéneos se considera constante la concentración molar de sólidos, pudiendo escribir a la constante anterior como:
Ks = [Ba^2+][ SO4^2-]
Así, a la constante Ks, se le da el nombre de constante del producto de solubilidad, o también conocida como, producto de solubilidad.Generalmente, para una sal con forma AmBn, se obtiene:
AmBn (s) ↔ m A^n+ (aq) + nB^m- (aq)La constante del producto de solubilidad es:Ks = [A^n+]^m[B^m-]^n
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La constante del producto de solubilidad de un compuesto, trata el valor máximo que puede llegar a tener el producto de las concentraciones de los iones que se encuentran disueltos. Representa la medición de la solubilidad del compuesto.
El producto de solubilidad nos hace poder predecir qué ocurrirá en una disolución acuosa en la cual se encuentran presentes iones de un compuesto en una concentración determinada. Definimos el concepto de producto iónico, representado con la letra Q, como, el producto de las concentraciones molares de los iones que están presentes en una disolución, elevadas a sus coeficientes estequiométricos correspondientes en cada caso. Por ejemplo:Una disolución acuosa de BaSO4 a una temperatura de 25ºC, y como es una disolución saturada se establece el equilibrio:
BaSO4 (s) ↔ Ba^2+ (aq) + SO4^2- (aq)
El producto de solubilidad, Ks, será:
Ks = [Ba^2+].[ SO4^2-] = 1.1 . 10^-10 mol^2.L^-2
Si cuando la concentración de los iones que se encuentran involucrados en la disolución, en un momento dado son: [Ba^2+]0 y [ SO4^2-]0 , el producto iónico Q, será:
Q = [Ba^2+]0 y [ SO4^2-]0
La expresión del producto iónico, Q, es idéntica a la del producto de solubilidad, Ks, pero con diferentes concentraciones de las que se encuentran en el equilibrio.
Se pueden comparar los valores de Q y de Ks, para así, poder predecir el comportamiento de la disolución:
Cuando Q < Ks : La disolución se encuentra insaturada, pudiendo disolverse aún más sólido en ella. Se ve favorecido el desplazamiento hacia la derecha en el equilibrio de solubilidad.
Cuando Q= Ks : La disolución se encuentra saturada, y por tanto el sistema se encuentra en equilibrio.
Cuando Q> Ks : Se ve favorecido el desplazamiento hacia la izquierda del equilibrio de la solubilidad,
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produciéndose la precipitación del exceso de la concentración, hasta que Q sea igual a Ks
El producto de solubilidad (Kps) de un compuesto ionico es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.En general, para una reacción química del tipo:
AaBb(s) → aA+ + bBLa constante del producto de solubilidad es:
Kps(AaBb) = [A+]a∙[B-]b
La constante del producto de solubilidad de un compuesto depende de la temperatura. El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto.
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La constante del producto de solubilidad de un compuesto depende de la temperatura. El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto.
Compuesto Fórmula Kps (25 °C)Hidróxido de aluminio Al(OH)3 3×10-34
Fosfato de aluminio AlPO4 9.84×10-21
Bromato de bario Ba(BrO3)2 2.43×10-4
Carbonato de bario BaCO3 2.58×10-9
Cromato de bario BaCrO4 1.17×10-10
Fluoruro de bario BaF2 1.84×10-7
Hidróxido de bario octahidratado Ba(OH)2×8H2O 2.55×10-4
Yodato de bario Ba(IO3)2 4.01×10-9
Yodato de bario monohidrato Ba(IO3)2×H2O 1.67×10-9
Molibdato de bario BaMoO4 3.54×10-8
Nitrato de bario Ba(NO3)2 4.64×10-3
Selenato de bario BaSeO4 3.40×10-8
Sulfato de bario BaSO4 1.08×10-10
Sulfito de bario BaSO3 5.0×10-10
Hidróxido de berilio Be(OH)2 6.92×10-22
Arseniato de bismuto BiAsO4 4.43×10-10
Ioduro de bismuto BiI 7.71×10-19
Arseniato de cadmio Cd3(AsO4)2 2.2×10-33
Carbonato de cadmio CdCO3 1.0×10-12
Fluoruro de cadmio CdF2 6.44×10-3
Hidróxido de cadmio Cd(OH)2 7.2×10-15
Yodato de cadmio Cd(IO3)2 2.5×10-8
Oxalato de cadmio trihidratado CdC2O4×3H2O 1.42×10-8
Fosfato de cadmio Cd3(PO4)2 2.53×10-33
Sulfuro de cadmio CdS 1×10-27
Carbonato de calcio (aragonito) CaCO3 6.0×10-9
Carbonato de calcio (calcita) CaCO3 3.36×10-9
Fluoruro de calcio CaF2 3.45×10-11
Hidróxido de calcio Ca(OH)2 5.02×10-6
Yodato de calcio Ca(IO3)2 6.47×10-6
Yodato de calcio hexahidratado Ca(IO3)2×6H2O 7.10×10-7
Molibdato de calcio CaMoO 1.46×10-8
7.6 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio. Los amortiguadores (también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes (Figura inferior).
Cambio de pH tras añadir ácido/base al agua
Cambio de pH tras añadir ácido/base a una disolución amortiguadora
Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias:
un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico)
una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico)
La concentración de protones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera. A un litro de agua neutra (pH 7) basta añadirle 1 ml de HCl 10M para que el pH descienda 5 unidades. En cambio, si esta misma cantidad de ácido se añade a 1 litro de
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disolución amortiguadora formada por HAc/AcNa 1M, el pH desciende en una centésima, o sea, quinientas veces menos (Ver la tabla inferior).
Supongamos un amortiguador constituido por un ácido acético (ácido débil) y acetato sódico (sal de ácido débil y base fuerte). En este sistema:
1.- El ácido estará parcialmente disociado según la ecuación:
Aplicando la ley de acción de masas:
2.- El acetato sódico, como todas las sales está completamente disociado, y por lo tanto, el ión acetato (Ac-) procedente de esta sal desplazará el equilibrio de disociación del ácido hacia la izquierda, haciendo que disminuya la [H+].
3.- La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre, es decir, que el AcH apenas estará disociado y la [AcH] será la concentración inicial que hay en el sistema.
4.- Como el AcH apenas está disociado, la [Ac-] en el sistema será la concentración de sal que hay en el sistema.
MECANISMO DE LA ACCIÓN AMORTIGUADORA
Si a este sistema añadimos un ácido fuerte como el HCl, se produce un aumento instantáneo de la [H+], y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, formándose AcH hasta recuperarse prácticamente la [AcH] inicial. Además, los iones acetato
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procedentes de la sal se pueden combinar con los H+ procedentes del HCl para formar más AcH. La reacción podría representarse así:
En resumen, el sistema amortiguador ha destruido el ácido fuerte, generando en su lugar una cantidad equivalente de ácido débil, cuyo equilibrio de disociación determinará la [H+] final (Figura inferior).
Si añadimos una base fuerte (NaOH), los iones OH- consumen rápidamente los H+ del sistema para formar agua, con lo que el equilibrio de disociación del ácido se desplaza hacia la derecha para restaurar la concentración inicial de protones (Figura inferior). En otras palabras, la adición de una base provoca la transformación de una parte del acético libre en acetato
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Bibliografía
Quimica. Raymond Chang. 7o Edicion. Editorial Mc Graw Hill.
Quimica “La Ciencia Central”. Brown, Lemay, Bursten. 5ºEdicion. Editorial Prentice Hall.
Quimica general. Petrucci, Harwood, Herring. 8o Edicion.Editorial Prentice Hall
Quimica 2o Bachillerato. Tesela. Editorial Oxford.
Quimica 2o Bachillerato. Editorial Anaya. http://catedras.quimica.unlp.edu.ar
http://www.antoniobatista.es/
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