UNIDAD 2

La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades químicas y físicas, los cambios químicos y físicos que sufre y las variaciones de energía que acompañan a estos procesos.

Materia: es todo lo que tiene masa y ocupa espacio.

Masa: es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. Se mide en g o Kg.

Energía se define como la capacidad para realizar trabajo o transferir calor. Se puede clasificar en dos tipos principales 1) Energía cinética, es la que posee la materia a causa de su movimiento; 2) energía potencial es la que posee la materia debido a su posición, condición o composición.

Formas en que se presenta la materia

a- SÓLIDO:

• poseen forma y volumen propios,

• poseen sus moléculas en ordenación regular (estructura cristalina),

• son incompresibles,

• predominan las fuerzas de atracción intermolecular sobre las de repulsión.

b]- LIQUIDO:

• poseen volumen propio,

• no poseen forma propia sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene,

• sus moléculas no se hallan en ordenación regular,

• son difícilmente compresibles,

• las fuerzas de atracción intermoleculares equilibran a las de repulsión,

• poseen superficie libre plana y horizontal.

c]- GASEOSO:

• no poseen forma ni volumen propios, adoptan las del recipiente que los contiene,

• poseen mucha movilidad molecular,

• son fácilmente compresibles,

• no poseen superficie libre,

• las fuerzas de repulsión intermoleculares predominan sobre las de atracción.

DENSIDAD: La densidad de una muestra de materia se define como la masa por unidad de volumen =m/v

La densidad se utiliza para distinción de una sustancia es una propiedad intensiva. Se expresa en g/cm3 para líquidos y sólidos y en g/L para gases.

PESO: es una medida de la atracción gravitatoria de la tierra por el cuerpo y varía con la distancia desde el centro de la tierra. “Es UNA forma de medir la masa”

Unidades: Sistema CGS gramo: MKS Kg. Técnico u.t.m y SI Kg.

El Peso Específico de una sustancia se define como el peso por unidad de volumen. Se calcula al dividir el peso de la sustancia entre el volumen que esta ocupa. En el sistema métrico decimal, se mide en kilopondios por metro cúbico (kp/m³). En el Sistema Internacional de Unidades, en newton por metro cúbico (N/m³).

o

Donde:

• Pe = peso especifico

• W = es el peso de la sustancia

• V = es el volumen que la sustancia ocupa

• 
  = es la densidad de la sustancia

• g = es la gravedad

Es una propiedad física de la materia, regularmente se aplica a sustancias o fluidos y su uso es muy amplio dentro de la Física.

Como bajo la gravedad de la Tierra el kilopondio equivale, desde el punto de vista numérico, al kilogramo, esta magnitud tiene el mismo valor que su densidad expresada en (kg/m³).

ENERGÍA.-
Todos los cambios físicos y química están acompañados de energía. En todos los procesos la energía está presente de alguna forma.

Energía.- Es la capacidad para realiza un trabajo o para transferir calor.

Energía potencial.- Es la que posee una sustancia en virtud de su posición, condición o de su composición química.

Energía cinética.- Es la que posee una sustancia en virtud de su movimiento.

Transformación de energía: La energía puede manifestarse en diferentes formas y transformarse de una a otra. A continuación se muestra una tabla con diversas formas de energía y su fuente.

Forma de energía	Fuente
Energía calorífica	Combustión de carbón, madera, petróleo, gas natural, gasolina y otros combustibles.
Energía eléctrica	Plantas hidroeléctricas o termoeléctricas.
Energía química	Reacciones química.
Energía hidráulica	Corrientes de agua.
Energía eólica	Movimiento del aire.
Energía nuclear	Ruptura del núcleo atómica mediante la fisión nuclear.
Biomasa	Cultivar plantas y quemarlas para producir energía.
Energía lunar	Potencia de las mareas
Energía geotérmica	Fuerzas gravitaciones y radiactividad natural en el interior de la tierra (géiseres y volcanes).
Energía radiante	Onda electromagnéticas (ondas de radio, rayos luminosos, etc.)

Las diferentes formas de energía tienen ventajas y desventajas que deben sera analizadas
Es cierto que el mundo enfrenta un problemas de recursos energéticos. La decisión debe ser tomada por personas bien informada que analicen los pro y los contra de las diversas alternativas que existen para obtener energía.

Ley de la conservación de la energía: Todos los cambios físicos y químicos involucran energía, pero esta energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.

Unidades de la energía.-
CALORÍA.- Es la unidad estándar de la energía calórica (energía transferida de una sustancia a otra cuando hay una diferencia de temperatura entre ellas).
JOULE.- Es la unidad estándar para la medición de la energía calórica en el Sistema Internacional de unidades.

1 cal = 4.184 J.

En nutrición se utilizan las calorías para determinar el valor energético de los alimentos y la energía necesaria en una persona para realiza ciertas actividades.

Procesos endergonicos: necesitan energía para la reacción.

Procesos exergonicos: liberan energía en la reacción.

Métodos de separación de mezclas

Separación de mezclas heterogéneas (métodos de separación de fase).

• Sólidos de líquidos:

• Decantación: dejar que el sólido se deposite en el fondo, se puede acelerar por centrifugación.

• Filtración: se utiliza un filtro que permite el paso del líquido y no así del sólido.

• Sólidos de sólidos:

• Magnética: para separar metales ferromagnéticos de otros sólidos.

• Levigación: se utiliza un chorro de agua que arrastra las partículas menos densas.

• Disolución: para separar sólidos con capacidad de disolverse de otros que no son solubles.

• Separación de líquidos inmiscibles:

• Centrifugación.

• Destilación

• Decantación.

Separación de disoluciones (métodos de fraccionamiento de fase).

• Disolución de un sólido en un líquido:

• Evaporación: se evapora el líquido, concentrando la disolución hasta lograr que el sólido precipite.

• Disolución de un líquido en otro.

• Destilación fraccionada: se vale en los distintos puntos de ebullición de los líquidos que se evaporan por separado y son luego enfriados y recogidos.

Cromatografía:

Método de separación por distribución entre dos fases una estacionaria y otra móvil. La fase estacionaria puede ser un sólido, un líquido sobre un soporte sólido o un gel. y la móvil un líquido o un gas.

Cromatografía de adsorción: se utiliza la diferencia de adsorción que presenta un sólido para los distintos componentes de la mezcla. Con el adsorbente dispuesto en una columna vertical, los componentes de la mezcla se fijan en un nivel más alto en cuanto mayor es la intensidad con la que son adsorbidos.

Cromatografía de reparto: se basa en la diferente solubilidad dicha mezcla entre la fase móvil y la estacionaria.

Métodos de fraccionamiento: son procesos físicos de separación.

DESTILACION: consiste en transformar un líquido en vapor (vaporización) y luego condensarlo por enfriamiento (condensación). Como vemos, este método involucra cambios de estados. De acuerdo al tipo de solución que se trate.

-Simple: se emplea para separar el solvente, de sustancias sólidas disueltas (solutos). Este método se aplica principalmente en procesos de purificación,

-Fraccionada: se emplea para separar 2 o más líquidos miscibles de diferentes puntos de ebullición. El líquido de menor temperatura de ebullición destila primero. Para lograr obtener los líquidos puros se emplean columnas fraccionadoras, deflegmadoras o rectificadoras. Ej: alcohol (78.5'C) y agua (100'C).

En procesos industriales, este procedimiento se lleva a cabo dentro de grandes torres de acero, calefaccionadas por gas natural, fuel oil o vapor de agua sobrecalentado. La condensación de los vapores producidos se realiza en intercambiadores de calor o condensadores con agua fría o vapor de amoníaco. Se emplean para obtener agua destilada, fraccionamiento del petróleo en la obtención de naftas, aceites, gasoil, etc.

CRISTALIZACION: se emplea para separar sólidos disueltos en solventes líquidos. Puede hacerse por enfriamiento (disminución de solubilidad por descenso de temperatura) o por calentamiento (disminución de capacidad de disolución por evaporación del solvente).

CROMATOGRAFIA: se emplea para separar solutos sólidos disueltos en solventes adecuados (cloroformo, acetona, tetracloruro de carbono, etc.). Esta basado en la propiedad que tienen ciertas sustancias de absorber selectivamente a determinados solutos. Una fase, por ejemplo sólida, denominada fase fija absorbe los componentes de una mezcla. Otra fase, denominada fase móvil (líquida o gaseosa), al desplazarse sobre la fase fija arrastra los componentes de la mezcla a distinta velocidad, con lo cual se separan. Existen distintas técnicas cromatográficas: en placa, en papel, en columna (HPLG,SL,SG). En la figura siguiente se representan dos técnicas cromatográficas sencillas:

La cromatografía en placa se emplea con fines cualitativos para identificar sustancias, mientras que la cromatografía en columna, se emplea cuantitativamente para separar sustancias. En la actualidad, se emplean equipos sofisticados denominados cromatógrafos de alta presión que mediante un sistema computarizado, identifican cuali y cuantitativamente los componentes de una mezcla.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

Si la fórmula química es conocida, su composición química puede ser expresada como el porcentaje en masa de cada elemento del compuesto. El porcentaje es la parte dividida por el todo y multiplicada por 100. (partes por 100)

ALOTROPIA:

Es la propiedad que tienen ciertas sustancias simples de existir en varias formas con propiedades diferentes. Por ejemplo el Carbono natural puede presentarse principalmente bajo la forma de grafito (estructura amorfa: átomos de carbono desordenados) o Diamante (estructura cristalina: átomos de carbono con una determinada ordenación regular). Existe una tercera variedad alotrópica de carbono denominada Buckley-60 conformada por 60 átomos de carbono en forma de esferas.

ELEMENTO:

Componente más sencillo de una sustancia que no puede ser descompuesto en sustancias más simples por métodos químicos. La estructura de un elemento químico, es decir, la estructura de sus átomos es característica de cada uno de ellos y no puede ser considerada como combinación de otros elementos. Son las sustancias puras simples que se encuentran ordenadas en la Tabla Periódica de los Elementos.

a]- Nomenclatura: deriva del griego o del latín y hace referencia a sus propiedades, su descubridor o algún lugar: Radio (radiactivo), Einstenio (Einstein), Americio (América),etc.

b]- Simbolo: abreviatura convencional que permite representar a los elementos:

c]- Clasificación: los elementos pueden clasificarse en tres grandes grupos, de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas:

1- METALES: todos sólidos excepto del mercurio buenos conductores del calor y la electricidad, poseen brillo debido a la capacidad de reflejar las ondas luminosas, sus moléculas en estado gaseoso son monoatómicas, forman óxidos básicos al combinarse con oxígeno, son dúctiles (pueden ser estirados formando hilos delgados) y maleables (pueden ser deformados bajo presión formando láminas), son electropositivos (tienen tendencia a perder electrones).

2- NO METALES: son gaseosos (N,O,F,Cl), líquidos (Br), y sólidos (S,I,etc), malos conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo (tienen a refractar la luz), sus moléculas en estado gaseoso son poliatómicas, forman óxidos ácidos al combinarse con oxígeno, son electronegativos (tienen tendencia a captar electrones).

3- GASES INERTES: también llamados Gases Raros o Gases Nobles: no se combinan formando compuestos (inercia química), son todos gaseosos, malos conductores del calor y la electricidad, Constituyen este grupo: Helio, Neon, Argon, Cripton, Xenon y Radon.

TEMA3 ESTRUCTURA DE LA MATERIA

TEORÍA ATOMISTA DE EPICURO: Los epicúreos afirmaban que el Universo se compone de infinitos elementos últimos indivisibles (átomos). Los átomos sólo se diferencian entre sí por la forma y el peso y se encuentran en un espacio vacío infinito. No hay nada fuera de esto (materialismo). Los epicúreos creían que incluso el alma es material, que está compuesta de átomos. Que el alma es una materia sutil que perece con el cuerpo como todos sus órganos. Que el número de átomos que conforman el Universo se mantiene siempre igual. Que los átomos existen desde siempre y para siempre

TEORIA ATÓMICA DE DALTON.

-Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico.

-Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.

-En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribución.

-Los compuestos químicos están formados por "átomos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.

Leyes ponderables o leyes de las combinaciones químicas o leyes gravimétricas

Las hipótesis de los filósofos griegos sobre la discontinuidad de la materia y su composición por partículas indivisibles, indestructibles e inmutables, denominadas átomos, se convirtió en teoría en 1803, gracias a Dalton Éste se basó en las experiencias de Boyle con gases, de Lavoissier con combustiones, de Proust sobre combinaciones entre los elementos y en las suyas propias. Fruto de estas experiencias son las leyes fundamentales de las combinaciones químicas, leyes cuantitativas basadas en la medida de volúmenes de gases y en la pesada con balanza de sustancias puras y mezclas.

Ley de la conservación de la materia (Ley de Lavoissier 1774)

En forma general decimos “No hay un cambio observable en la cantidad de materia durante una reacción química o una transformación física” lo que equivale a decir que “La suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.”

Ley de la composición constante o ley de las proporciones definidas o ley de Proust: (1801) “Diferentes muestras puras de un compuesto siempre contienen los mismos elementos en las mismas proporciones en masa; esto corresponde a átomos de estos elementos combinados en una relación numérica fija” es lo mismo que decir que “cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación de pesos constante.”

Así, por ejemplo, el agua pura contiene siempre un 11,2% de hidrógeno y un 88,8% de oxígeno.

Según esto, para obtener en el laboratorio 100 gramos de agua pura hay que hacer reaccionar las cantidades mencionadas. Como la relación entre oxígeno e hidrógeno es constante en el caso del agua pura, se puede deducir que:

Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton (1803): “Cuando dos elementos A y B , forman más de un compuesto, la relación de las masas del elemento B que se combinan con una masa dada (fija) del elemento A en cada uno de los compuestos puede expresarse por números enteros y sencillos ” o dicho de otra manera “las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en una relación de números enteros sencillos”.

Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter: “Los pesos de elementos diferentes que se combinan con un peso fijo de un tercer elemento son los mismos pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos”

• Cuando dos elementos A y B se combinan con una masa dada de un tercer elemento C para formar determinados compuestos y luego se combinan entre sí lo harán con la misma relación de masas que cuando lo hicieron con el elemento C o bien con múltiplos o submúltiplos de esta.

• Si 1g de O se combina con 0.1260g de H y con 0.3753g de C, para calcular en que proporción ponderal se combinarían el C y el H al formar metano CH4 en efecto de:

• g H/g O= 0.1260; g C/ g O= 0.3753 se deduce: g C/ g H = n.0.37538/0.1260 = n.2.978 (donde n es un número entero en este caso equivale a 1)

Peso equivalente: La ley de las proporciones recíprocas permite establecer para cada elemento un peso relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento referencia. Como el H y el O que se combinan para formar H2O en la relación de 1g de H/7.9365g de O, si se tomase como referencia el hidrógeno, al oxígeno le correspondería un peso equivalente a 7.9365.Se prefiere tomar como referencia al O, redondeando su peso tipo a 8 y con esta base el peso equivalente que corresponde al Hidrógeno es 1.008. Así pues podemos definir al peso equivalente de un elemento o compuesto como “la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a 8 partes de oxígeno”.

Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación

Gay-Lussac observó que al reaccionar un volumen de oxígeno con dos volúmenes de hidrógeno se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando los volúmenes de los gases se midieran a la misma presión y temperatura.

Según la ley de los volúmenes de combinación o de Gay-Lussac, en la que intervienen gases, los volúmenes de las sustancias que reaccionan y los volúmenes de las que se obtienen de la reacción están en una relación de números enteros sencillos, siempre y cuando la presión y la temperatura permanezcan constantes.

Ley de los volúmenes de combinación aplicada al agua.

Amadeo Avogadro (1811) aventuró la hipótesis de que en estas circunstancias los recipientes deberían de contener el mismo número de partículas. En otras palabras, la hipótesis de Avogadro se puede enunciar:

"Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas, a la misma presión y temperatura"

Desde Avogadro hasta nuestros días, la palabra partícula se emplea para designar tanto átomos como moléculas.

Átomo: (del latín atomus, y del griego , indivisible) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

La masa atómica es la masa de un átomo en reposo, la unidad SI en la que se suele expresar es la unidad de masa atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones, neutrones y electrones en un átomo único en estado de reposo.

UMA equivale a la masa de una doceava parte de un átomo de carbono-12., numéricamente igual a la masa del elemento en gramos.

Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en uma 1,6726 × 10-27 kg, aproximadamente 1.836 veces la del electróns, de un elemento, y el número de nucleones que alberga el núcleo de su isótopo más común.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS:

Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una partícula elemental o una compuesta. Se consideran partículas subatómicas a los constituyentes de los átomos: protones, electrones y neutrones.

Protón (del griego protón significa primero) es una partícula subatómica con una carga eléctrica de una unidad fundamental positiva (+) (1,602 x 10-19 culombios) y una masa de 1,6726 × 10-27 Kg., aproximadamente 1.840 veces la del electrón

Electrón: (Del griego , ámbar), comúnmente representado como e" es una partícula subatómica. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto fundamentalmente de protones y neutrones.

Masa electrón en reposo me 9,1091 · 10-31 kg y una carga de 1,602 176 487(40) × 10-19 C

Neutrón :. Forma, junto con los protones, los núcleos atómicos. Fuera del núcleo atómico es inestable y tiene una vida media de unos 15 minutos emitiendo un electrón y un antineutrino para convertirse en un protón. Su masa es muy similar a la del protón. Masa: mn = 1,675x10-27 Kg = 1,008587833 uma

Isótopos: Los isótopos de cada átomo tienen el mismo número atómico o de protones, Z, pero distinto número másico, A, lo cual indica que el número de neutrones es diferente y característico para cada isótopo.

Isóbaros: Los isóbaros son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico, pero distinto número atómico, por ejemplo:

                          

ION: se define al ion o ión como una especie química, ya sea un átomo o una molécula, cargada eléctricamente.

El mol (símbolo mol) es la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades, que mide la cantidad de sustancia. Está definido como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantos entes elementales como átomos hay en 0,012 Kg. de carbono 12.

Número de Avogadro: Un volumen de cualquier sustancia en cualquier condición de Presión y Temperatura contiene siempre la misma cantidad de sustancia que equivale a un número de avogadro o a 6.022x10 la 23 partículas

Volumen Molar Normal: un volumen de muestras diferentes de distintas sustancias gaseosas medidas en iguales condiciones de Presión y Temperatura ocupan siempre un mismo volumen que equivale a 22.414 L

FÓRMULAS QUÍMICAS: Una fórmula química se compone de símbolos y subíndices, correspondiéndose los símbolos con los de los elementos que formen el compuesto químico a formular y los subíndices con las necesidades de átomos de dichos elementos para alcanzar la estabilidad molecular.

Tipos de fórmulas [

• Fórmula empírica o fórmula mínima: determina los átomos que componen la sustancia y la relación mínima entre ellos. Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería C2H5<O.

• Fórmula molecular: indica los átomos que componen a la sustancia y la cantidad exacta de cada uno en una molécula (no puede simplificarse). Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería C4H10O2.

UNIDAD 4

Naturaleza eléctrica de la materia:

Las primeras evidencias de la estructura atómica fueron:

- 1800 Humphrey davy encontró que cuando pasaba una corriente eléctrica a través de algunas sustancias, estas se descomponían. (Los elementos químicos se mantienen unidos por fuerzas eléctricas).

- 1834 Michael Faraday determino la relación cuantitativa entre la cantidad de energía eléctrica usada en la electrólisis y la cantidad de reacción que ocurre.

• La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.

• En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

Faraday enuncia sus dos leyes

“La masa que se deposita o desprende en un electrodo en un proceso de electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de carga que circula2

Y

1 Faraday es la cantidad de electricidad que reduce u oxida un peso equivalente de una sustancia. Esto corresponde al paso de 6.022x1023 electrones.

Por tanto un peso equivalente es la cantidad de sustancia que consume un mol de electrones.

1 Faraday = 96.500 Coulumb

Por lo tanto:

96500 Coulomb se consume por cada equivalente químico.

1gr de H tiene. Átomos De H (mol)

Si

Esto es la carga eléctrica unitaria, se define como la cantidad de energía eléctrica utilizada para reaccionar con 1 átomo cualquiera.

Esta fue la primera vez que se relacionaba una cantidad de energía eléctrica con el átomo.

1874 George Stoney sobre los trabajos de Faraday sugiere que había unidades de carga eléctrica asociadas a los átomos. En 1881 Sugiere llamarlos ELECTRONES. Sin embargo la evidencia más convincente sobre su existencia fueron los experimentos de 1879 de CROOKES con RAYOS CATÓDICOS.

se colocó un objeto en el haz de los rayos catódicos y produjo una sombra. Lo que muestra que viajan en línea recta.

Los rayos catódicos eran desviados por campos eléctricos. Se desviaban hacia el polo positivo lo que muestra que tienen carga negativa.

Los rayos catódicos interactúan con campos magnéticos lo que también demuestra su carga negativa.

Los rayos catódicos hacían girar una pequeña rueda colocada en su camino lo que muestra que tienen masa.

En 1886 Eugen Goldstein observo que un tubo de rayos catódicos también producía una corriente de partículas cargadas positivamente que se movían hacía el cátodo. Estos son denominados rayos canales porque eran observados al pasar por un canal perforado en el electrodo negativo (cátodo). Estos rayos eran iones positivos creados cuando los rayos catódicos desprendían electrones de los átomos de gas. Diferentes elementos dan iones positivos con diferentes relaciones de c/m. La regularidad de los valores de de c/m para diferentes iones condujo a la idea de que hay una unidad de carga positiva que reside en el protón. Estos rayos eran desviados por campos eléctricos y magnéticos, pero en sentido opuesto a los rayos catódicos. La relación carga / masa de un protón es menor que en el electrón debido a su mayor masa.

Estos experimentos son atribuidos también a Tthompson quien los utilizo para formular su modelo atómico.

En 1985 Roentgen descubre los rayos x accidentalmente mientras estudiaba los rayos catódicos.

EN 1986 Becquerel descubre la radiactividad también accidentalmente mientras estudiaba la fluorescencia

La tercera partícula el neutrón fue descubierta en 1932 por James Chadwick a través de la interpretación del bombardeo del berilio con partículas alfa que producía un haz de partículas densas y sin carga.

MODELOS ATÓMICOS

Modelo de Dalton

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. Este primer modelo atómico postulaba:

• La materia está formada por átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+).

Modelo de Thomson

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

Consistió en "bombardear" con un haz de partículas alfa una fina lámina de metal y observar cómo las láminas de diferentes metales afectaban a la trayectoria de dichos rayos. Para la detección de la trayectoria de las partículas, se empleó una pantalla con sulfuro de zinc que produce pequeños destellos cada vez que una partícula alfa choca con él.

Según el modelo de Thompson, las partículas alfa atravesarían la lámina metálica sin desviarse demasiado de su trayectoria:

• La carga positiva y los electrones del átomo se encontraban dispersos de forma homogénea en todo el volumen del átomo. Como las partículas alfa poseen una gran masa (8.000 veces mayor que la del electrón) y gran velocidad (unos 20.000 km/s), la fuerzas eléctricas serían muy débiles e insuficientes para conseguir desviar las partículas alfa.

• Además, para atravesar la lámina del metal, estas partículas se encontrarían con muchos átomos, que irían compensando las desviaciones hacia diferentes direcciones.

Se observo que una pequeña cantidad de partículas rebotaba en dirección contraria, otra cantidad era desviada y la gran mayoría atravesaba la lámina de oro sin modificaciones.

Las partículas que rebotaban eran repelidas por una zona muy pequeña pero con gran masa y de carga positiva (núcleo). La mayoría de las partículas atravesasen la lamina daba la idea de que el átomo era mayormente vacíos. Las pocas partículas desviadas pasaban cerca de los núcleos metálicos altamente cargados.

Modelo de Rutherford

Modelo atómico de Rutherford

Este modelo fue desarrollado a partir de los resultados obtenidos en el experimento de Rutherford en 1911

• el átomo se compone de una parte positiva y una negativa.

• la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo.

• los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre.

El modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:

• Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.

• No explicaba los espectros atómicos.

DE LA FÍSICA CLASICA A LA MECANICA CUANTICA: los científicos descubren que la materia del orden microscópico no se rigen por las mismas leyes físicas (leyes de Newton) que la materia microscópica y que parecen tener un comportamiento dual es decir se comportan como partículas y como ondas.

Ondas: es una perturbación de alguna propiedad de un medio, por ejemplo, densidad, presión, campo eléctrico o campo magnético, que se propaga a través del espacio transportando energía.

Propiedades de una onda:

Descripción de una onda: para caracterizar una onda nos valemos de los siguientes conceptos.

Amplitud de una onda: La amplitud de una onda es el desplazamiento máximo desde su posición de equilibrio o de reposo, así una onda con mayor amplitud transfiere más energía.

La longitud de una onda describe cuán larga es la onda. La distancia existente entre dos crestas o valles consecutivos es lo que llamamos longitud de onda, es inversamente proporcional a la frecuencia de la onda. Se representa con la letra griega lambda y su unidad son generalmente los nanómetros nm.

Frecuencia de una onda: es el número de crestas de onda que pasan por un punto dado en la unidad de tiempo. La frecuencia f es igual a la velocidad v de la onda dividido por la longitud de onda  (lambda):

En el caso especial de ondas electromagnéticas en el vacío, se tiene que v = c, siendo c la velocidad de la luz en el vacío que es igual a 3.00x10 a la 8 m/s

La frecuencia tiene como unidad ciclos/ seg. O más comúnmente 1/seg. Sobreentendiéndose los ciclos. Un ciclo/seg. También se denomina HERTZ.

Velocidad de propagación de una onda: Para una onda que viaja a una velocidad la longitud y la frecuencia se relacionan entre si según:

.  = C

Existen diferentes tipos de ondas:

En función del medio en el que se propagan

• Ondas mecánicas: necesitan un medio elástico (sólido, líquido o gaseoso) para propagarse. Las partículas del medio oscilan alrededor de un punto fijo, por lo que no existe transporte neto de materia a través del medio. Dentro de las ondas mecánicas tenemos las ondas elásticas, las ondas sonoras y las ondas de gravedad.

• Ondas electromagnéticas: se propagan por el espacio sin necesidad de un medio pudiendo, por tanto, propagarse en el vacío. Esto es debido a que las ondas electromagnéticas son producidas por las oscilaciones de un campo eléctrico en relación con un campo magnético asociado.

• Ondas gravitacionales: son perturbaciones que alteran la geometría misma del espacio-tiempo y aunque es común representarlas viajando en el vacío, técnicamente no podemos afirmar que se desplacen por ningún espacio sino que en sí mismas son alteraciones del espacio-tiempo.

El tipo de onda que nos interesa son las ondas electromagnéticas, para estudiar la luz que es un tipo común de radiación electromagnética.

La radiación electromagnética es una combinación de campos eléctricos y magnéticos oscilantes, que se propagan a través del espacio transportando energía de un lugar a otro

Se descubrió que la luz blanca era la suma de distintos tipos de radiación que tenían diferentes relaciones entre frecuencia y longitud de onda. De esta manera se podía descomponer a la luz en sus radiaciones componentes y se lograba así el espectro electromagnético.

El estudio de la luz fue decisivo para el entendimiento del átomo.

Teoría Cuántica de Planck 1900

Estudios posteriores sobre la luz mostraron que es posible describir la luz como compuesta por partículas o fotones. Cada fotón tiene una cantidad discreta de energía (cuanto). La cantidad de energía de un fotón depende de la frecuencia de la luz. La energía de un fotón esta dada por la ecuación de planck

Donde h es la constante de planck y v la frecuencia. La constante de Planck es igual a.

Así la Energía de un fotón es directamente proporcional a la frecuencia.

El Efecto Fotoeléctrico 1905:

Observaciones importantes:

• Sólo pueden arrancarse electrones si la luz es de energía suficiente (alta frecuencia) no importa el tiempo de incidencia o la intensidad (brillo)

• La cantidad de electrones desprendidos aumenta con la intensidad creciente de la luz.

Según la teoría clásica la luz de baja energía podría desprender e- si esta incidía durante un tiempo. Los e- acumularían energía y podrían desprenderse. Según esta teoría la cantidad de electrones desprendidos aumentaría si la luz era más energética aunque la intensidad (brillo) permaneciera igual.

Eistein tomo la idea de Planck sobre los fotones y cuantos de energía. Según esto un fotón colisionaría contra el metal y le daría su energía a un e-. Si esa energía es igual o mayor que la función trabajo (energía mínima necesaria para mover un electrón de un sólido a un punto inmediatamente afuera de la superficie del sólido) este e- puede escapar y producir corriente eléctrica.

Modelo de Bohr 1913

Este modelo es estrictamente del átomo de hidrógeno, Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía de Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico.

“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas)

• Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.

• Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables.

• Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrogeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de orbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2 por un método que no puede justificar.

Modelo de Sommeferld 1916

Propone un modelo atómico con la existencia de orbitas elípticas y circulares, en el segundo y en los niveles mas altos de energía. Definió dos números quánticos. Uno de ellos n, designa los niveles principales de energía y es idéntico a los números usados por Bohr (n=1, 2,3...). El otro numero quántico k, indica el grado en que la orbita elíptica se desvía de una circunferencia. Cuando K= N, la orbita es circular, y cuando K=0, la elipse ha degenerado en una recta.

Espectros de Emisión:

Los espectros de emisión son impresiones fotográficas de la luz emitida por un elemento luego de excitar sus átomos mientras retornan su estado fundamental. Esta luz es descompuesta por un prisma en sus radiaciones componentes de acuerdo a sus diferentes longitudes de onda. Cada una de estas líneas correspondía a un tipo de radiación que se producía cuando el electrón desprendía un cuanto de energía en forma de fotón al pasar de un nivel superior a otro inferior. De manera que se deduce que cada uno de estas líneas representaba la energía que separaba los distintos niveles de energía en un átomo y por tanto cada línea representaba en si un nivel energético de los átomos.

TEMA 5

ORIGENES DE LA TEORÍA MECÁNICO CUANTICA:

Naturaleza de la luz: La luz se compone de partículas energizadas denominadas fotones, cuyo grado de energía y frecuencia determina la longitud de onda y el color. Según estudios científicos, la luz sería una corriente de paquetes fotónicos que se mueven en el campo en forma ondulatoria por un lado y en forma corpuscular por otro.

Teoría corpuscular

Newton descubre en 1666 que la luz natural, al pasar a través de un prisma es separada en una gama de colores; concluye que la luz blanca está compuesta por todos lo colores del arco iris.

Isaac Newton propuso una teoría corpuscular para la luz,. Supone que la luz está compuesta por una granizada de corpúsculos, los cuales se propagan en línea recta, que pueden atravesar medios transparentes y ser reflejados por materias opacas. Esta teoría explica la propagación rectilínea de la luz, la refracción (cambio de dirección que experimenta la luz al pasar de un medio material a otro.) y la reflexión; pero no explica los anillos de Newton (irisaciones en las láminas delgadas de los vidrios), que sí lo hace la teoría de Huygens, y tampoco los fenómenos de interferencia y difracción.

Newton, experimentalmente demostró que la luz blanca, al traspasar un prisma, se dispersa en rayos de colores y que éstos, a su vez, al pasar por un segundo prisma no se descomponen, sino que son homogéneos. De esta descomposición de la luz deduce y demuestra que al dejar caer los rayos monocromáticos sobre un prisma, éstos se recombinan para transformarse en luz blanca. La luz es entonces una combinación de rayos coloreados que poseen diferentes grados de refrangibilidad.

Con su hipótesis corpuscular, intentó explicar el fenómeno de los anillos de colores engendrados por láminas delgadas (anillos de Newton) e interpretó igualmente la refracción de la luz dentro de la hipótesis corpuscular, aceptando que las partículas luminosas, al pasar de un ambiente poco denso (aire) a otro más denso (cristales), aumentan su velocidad debido a una atracción más fuerte. Esta conclusión, en nada es coincidente con la teoría ondulatoria de la luz, la que propugna una propagación más lenta de la luz en el paso a través de materiales más densos.

Teoría ondulatoria

Huygens 1678, describe y explica lo que hoy se considera como leyes de reflexión y refracción. Define a la luz como un movimiento ondulatorio. La presencia del éter fue el principal medio cuestionador de la teoría. La mayor contradicción en cuanto a la presencia del éter como medio de transporte de ondas, es que se requeriría que éste reuniera alguna característica sólida pero que a su vez no opusiera resistencia al libre tránsito de los cuerpos sólidos.

Los experimentos de Thomas Young sobre los fenómenos de interferencias luminosas, y los de Fresnel sobre la difracción fueron decisivos para que se tenga en cuenta la teoría de las ondas. Young demostró experimentalmente el hecho que se daba en la teoría corpuscular de que la suma de dos fuentes luminosas pueden producir menos luminosidad que por separado con la teoría de los solapamientos constructivos y destructivos de las ondas

Auguste Fresnel le dio rigor matemático a las ideas de Young y explicó el fenómeno de la polarización al transformar el movimiento ondulatorio longitudinal, supuesto por Huygens y ratificado por Young, (creía que las vibraciones luminosas se efectuaban en dirección paralela a la propagación de la onda), en transversal. Pero era imposible que se pueda propagar en el éter la luz por medio de ondas transversales, debido a que éstas sólo se propagan en medios sólidos.

Fresnel explica muchos fenómenos manifestados por la luz polarizada. Considera la luz compuesta por dos campos uno eléctrico y otro magnético perpendiculares entre sí. De esta manera la luz se propagaba por un campo eléctrico sustentado por uno magnético prescindiendo así del éter como medio de transmisión.

Fizeau intento medir la velocidad de la luz, que estimó aproximadamente en 300.000 km./s. Después de lo siguió Foucault al medir la velocidad de propagación de la luz a través del agua. Ello iba a servir de criterio entre la teoría corpuscular y la ondulatoria. La primera, como señalamos, requería que la velocidad fuese mayor en el agua que en el aire; lo contrario exigía, pues, la segunda. En sus experimentos, Foucault logró comprobar, en 1851, que la velocidad de la luz cuando transcurre por el agua es inferior a la que desarrolla cuando transita por el aire. Con ello, la teoría ondulatoria adquiere cierta preeminencia sobre la corpuscular, y pavimenta el camino hacia la gran síntesis realizada por Maxwell.

Naturaleza cuántica de la luz por Maxwell.

La teoría electromagnética clásica no podía explicar el efecto fotoeléctrico. Suponía un importante desafío a la teoría electromagnética de la luz. En 1905, Albert Einstein presentó una explicación del efecto fotoeléctrico Posteriormente, los experimentos de Millikan demostraron que la energía cinética de los fotoelectrones coincidía exactamente con la dada por la fórmula de Einstein.

El punto de vista actual es aceptar el hecho de que la luz posee una doble naturaleza que explica de forma diferente los fenómenos de la propagación de la luz (naturaleza ondulatoria) y de la interacción de la luz y la materia (naturaleza corpuscular). Esta dualidad onda/partícula, postulada inicialmente para la luz, se aplica en la actualidad de manera generalizada para todas las partículas materiales y constituye uno de los principios básicos de la mecánica cuántica.

Hipótesis de De Broglie:

La idea de que la luz puede exhibir tanto propiedades ondulatorias como corpusculares le sugirió a Louis De Broglie que partículas muy pequeñas como los electrones podría presentar también propiedades ondulatorias en circunstancias adecuadas. El predijo que una partícula con masa m y una velocidad v tendría una longitud de onda asociada. El valor numérico de esa longitud de onda viene dado por:

=h/ m . v (h= constante de Planck).

Dos años después Davisson y Gremer corroboraron esta hipótesis.

De esta manera se abre paso a la mecánica quántica la mecánica de la materia subatómica de aquellos cuerpos que tienen un comportamiento dual.

Uno de los principios derivados de la mecánica quántica es el:

Principio de Incertidumbre de Heisemberg: Es imposible determinar exactamente el momento y la posición del electrón en forma simultánea.

De esta manera se deduce que es imposible determinar un modelo que nos indique la posición del electrón. Pero se demostró que sí es posible determinar un área donde la probabilidad de encontrar un electrón es alta. A esta área se la denomina Orbital de un electrón.

La ecuación de Schrodinger:

La descripción mecano quántico del electrón lo entiende como una onda estacionaria (en el caso del electrón una onda tridimensional) es decir que no se traslada y que tiene al menos un punto en donde su amplitud es igual a cero. De esta manera la onda solo tiene números enteros de semi longitudes de onda. Y esta onda puede describirse como combinaciones de estas vibraciones permitidas. Cada onda permitida del electrón corresponde a un estado estable de energía y es posible describirlo por un conjunto particular de números quánticos. Estos números quánticos son el resultado de la ecuación de schrodinger

Función de onda: En mecánica cuántica, una función de onda es una forma de describir el estado físico de un sistema de partículas. Hay una función matemática asociada a cada partícula que se porta como las funciones de los otros fenómenos ondulatorios. La llamamos función de onda y, de ella, dependen los valores de todas las magnitudes que podemos medir en la partícula. Su cuadrado nos da la probabilidad de encontrar una partícula en un punto dado, en cierto instante.

Números Cuánticos

I) El número cuántico principal (n), indica el nivel de energía en el que se halla el electrón. Esto determina el tamaño del orbital. Toma valores enteros: 1,2,3,...,". Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del orbital.

II) El número cuántico del momento angular o azimutal (l), indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón, ("l = de 0 a n-1)."

Si:

l = 0: Subnivel "s" ("forma circular") !s proviene de sharp (agudo)

l = 1: Subnivel "p" ("forma semicircular achatada") !p proviene de principal

l = 2: Subnivel "d" ("forma lobular, con anillo nodal") !d proviene de difuse (difuso)

l = 3: Subnivel "f" ("lobulares con nodos radiales") !f proviene de fundamental

l = 4: Subnivel "g"

l = 5: Subnivel "h"

III) El número cuántico magnético (m), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, (m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m

IV) El número cuántico de spín (s), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2.

Formas de los orbitales

Orbital s

El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. La probabilidad de encontrar al electrón disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, el electrón pasa la mayor parte del tiempo en un volumen esférico. Para valores del número cuántico principal mayores que uno, la función densidad electrónica presenta n-1 nodos en los que la probabilidad tiende a cero, en estos casos, la probabilidad de encontrar al electrón se concentra a cierta distancia del núcleo.

Orbital p

La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital "p" representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja entre la distancia del núcleo y el orbital.

Orbital d

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

Orbital f

Los orbitales f tienen formas que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.

Configuración electrónica.

Cuando escribimos una configuración electrónica lo que determinamos es la distribución de los electrones en el átomo.

Para escribir la configuración electrónica de un elemento en su estado fundamental debemos tener en cuenta una serie de reglas:

Principio de exclusión de Pauli: En un átomo, dos electrones no pueden tener los mismos conjuntos de números quánticos.

Regla de Hund: Los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado antes de empezar a aparearse.

Principio de Afbau: Cada átomo se construye: 1) añadiendo el número apropiado de protones y neutrones especificados por el número atómico y el número másico. 2) Añadiendo el número necesario de electrones en los orbitales de forma que den la energía total más baja.

A medida que la estructura de los átomos se conocía se buscaron formas de clasificar los elementos. De esta manera surge la tabla periódica como una representación sistemática de las configuraciones electrónicas. Los elementos están distribuidos en bloques basados en las clases de orbitales que están ocupando. Los elementos del grupo A llamados elementos representativos son los que completan los subniveles s y p. Los grupos B son aquellos en los que hay 1 o 2 electrones en el orbital s del nivel de energía más alto ocupado y están siendo ocupados los orbitales d de un nivel de energía inferior. Estos elementos son llamados de transición. Se consideran transiciones entre los elementos alcalinos y los formadores de ácidos.

Los elementos que ocupan orbitales f son denominados de transición interna y se los ubica en la serie de los lantánidos y actínidos.

TEMA 6:

PERIODICIDAD QUÍMICA.

Ley Periódica: Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

El conocimiento de la periodicidad es necesario para comprender el enlace en los compuestos simples. Estas variaciones periódicas dependen de la configuración electrónica especialmente de la capa más externa ocupada (orbitales s o p) y de lo alejada que se encuentre del núcleo.

Radios atómicos. El radio atómico depende de la carga nuclear efectiva Zef que experimenta un electrón en un nivel de energía externo ya que es menor que la carga nuclear real. Esto se debe a que la atracción de los electrones de la capa externa por el núcleo esta parcialmente compensada por la repulsión de los electrones de las capas internas ocupadas. Este es un efecto de apantallamiento que se produce por los electrones que logran la configuración de gas noble.

En un grupo de elementos representativos, los radios atómicos aumentan de arriba abajo conforme se añaden electrones a los niveles de energía superiores.

Cuando nos movemos de derecha a izquierda en un periodo los radios atómicos disminuyen debido al aumento de las cargas nucleares efectivas.

Radios Iónicos:

Los iones simples positivos son siempre más pequeños que los átomos neutros de los que provienen.

Los iones simples negativos son siempre más grandes que los átomos neutros de donde provienen.

En series isoelectrónicas los radios iónicos disminuyen conforme aumenta el número atómico debido a la mayor carga nuclear.

Si consideramos una serie isoelectrónica de iones ubicados en la tabla sus radios iónicos disminuyen de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

Potencial de ionización o energía de ionización o EI es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro y en su estado fundamental, perteneciente a un elemento en estado gaseoso, para arrancarle un electrón. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática es mayor en el Ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J. Los elementos con energía de ionización baja pierden electrones fácilmente para formar cationes.

En un grupo las Ei. Aumentan de arriba hacia abajo y en un periodo aumentan de derecha a izquierda.

Afinidad electrónica: es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ion con una carga eléctrica de -1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.

Su variación en la tabla periódica es un aumento en los periodos de izquierda a derecha y en los grupos disminuye hacia abajo.

Cuando la afinidad electrónica es mayor a cero, el proceso sería endotérmico y cuando la electroafinidad es menor a cero, el proceso sería exotérmico.

EA > 0 (proceso endotérmico); EA < 0 (proceso exotérmico).

Electronegatividad: es una medida de la tendencia de un átomo a atraer los electrones cuando está químicamente combinado con otro átomo.

Para los elementos representativos, las EN habitualmente aumentan de izquierda a derecha a través de los periodos y de abajo arriba en los grupos.

TEMA 7 ENLACE QUÍMICO

Enlace químico se refiere a las fuerzas atractivas que mantienen juntos a los átomos en los compuestos. Hay dos tipos principales de enlace 1) Enlace iónico y 2) Enlace covalente. Estos dos tipos de enlace representan dos extremos; todos los enlaces entre átomos de diferentes elementos tienen al menos algún grado de carácter iónico y covalente.

Propiedades de los compuestos

Compuestos iónicos	Compuestos covalentes
Hay sólidos con altos puntos de fusión. (mayor a 400º C) La mayoría son solubles en disolventes polares y no solubles en solventes polares. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad (contienen partículas cargadas móviles) Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad. (contienen partículas cargadas móviles)	Son compuestos de bajo punto de fusión (menor a 300º C). La mayoría son insolubles en solventes polares y solubles en solventes no polares. Los compuestos líquidos y fundidos no conducen la electricidad. Sus disoluciones habitualmente son malas conductoras de la electricidad (porque la mayoría no contiene partículas cargadas)

ENLACE IÓNICO:

Ión: átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica. Pueden ser:

• negativos (más electrones que protones) y positivos (más protones que electrones).

• Monoatómicos (consiste en solo un átomo) y poliatómico (contiene más de un átomo). Los átomos en un ión poliatómico se mantienen unidos por enlaces covalentes. Ejemplo NH4 + (Ion amonio).

El enlace iónico resulta de las interacciones electroestáticas entre iones, que a menudo resultan de la transferencia neta de electrones. El enlace iónico es la atracción de iones con carga opuesta en grandes números para formar un sólido. (Sólido iónico).

Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos elementos es grande es probable que formen compuestos por enlace iónico. (Cuando más separados en la tabla periódica están dos elementos más iónico será su enlace).

Las atracciones en los enlaces iónicos son de naturaleza electroestáticas. Según la Ley de Coulomb La fuerza de atracción (F), entre dos partículas con cargas opuestas con magnitudes de carga q+ y q- es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia (d) que las separa.

• El enlace es más fuerte a mayor carga y menor tamaño de los iones.

No existen moléculas en las sustancias iónicas sólidas así que debemos referirnos a unidades fórmula (formula unidad) en lugar de moléculas.

ENLACE COVALENTE.

Un enlace covalente resulta cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. El enlace covalente resulta cuando las diferencias de electronegatividades entre los elementos es igual a cero o relativamente pequeña.

Características: En los compuestos covalentes las interacciones intramoleculares son fuertes pero las fuerzas intermoleculares son débiles. Como resultado los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y ebullición inferiores a los de los compuestos iónicos.

Formación de enlaces covalentes:

Cuando dos átomos se acercan uno a otro los electrones de la capa de valencia de los átomos son atraídos simultáneamente por su propio núcleo y el del átomo adyacente. Si los electrones tienen espines opuestos de manera que puedan ocupar un mismo orbital, ambos electrones pasan a ocupar preferencialmente la región entre ambos núcleos. Los electrones son compartidos entre ambos núcleos y se forma un enlace covalente. Los orbitales atómicos a los que pertenecían los electrones se solapan. Los átomos enlazados tienen menor energía que los átomos separados (más estables).

Tipos:

Simple: se comparte un par electrónico entre dos átomos.

Doble: se comparte dos pares electrónicos entre dos átomos.

Triple: se comparten tres pares electrónico entre dos átomos.

ENLACES COVALENTES COORDINADOS.

Si tenemos en cuentas las reacciones ácido - base de LEWIS. Decimos que una base dispone de un par electrónico para compartir y un ácido acepta u par electrónico para compartir para formar enlaces covalentes coordinados. Estos enlaces se representan con flechas y sus compuestos se denominan compuestos de coordinación. Los ácidos de Lewis son todos aquellos que tienen orbitales atómicos vacantes (generalmente orbitales d) como el caso de los compuestos de transición incluyendo los elementos del periodo tres que se dice que tienen valencia expandida.

Enlaces covalentes polares y no polares:

La polaridad de una molécula depende de la electronegatividad de los átomos que la constituyen. (EN: tendencia de un átomo a atraer electrones en los enlaces químicos).

De manera que los elementos más electronegativos tienden a concentrar sobre si las nubes electrónicas (electrones compartidos) de manera que la densidad electrónica puede ser simétrica o asimétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos.

Enlaces covalentes no polares: el par electrónico es igualmente compartido entre los dos núcleos (moléculas biatómicas homonucleares).

Enlaces covalentes polares: los pares electrónicos están compartidos desigualmente. El átomo que concentra la densidad electrónica se dice que tiene  - (carga parcialmente negativa). Y que el átomo que es deficiente en nube electrónica tiene + (carga parcialmente positiva).

Enlace metálico

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (Unión entre cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos . Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tiene la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga las propiedades eléctricas y térmicas de los metales.

Características de los metales Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan:

1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.

2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.

3. Presentan brillo metálico.

4. Son dúctiles y maleables. (La enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura)

5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

El enlace metálico es un enlace fuerte, primario

Los metales tienen puntos de fusión más altos por lo que se deduce que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos. La vinculación metálica es no polar, apenas hay (para los metales elementales puros) o muy poco (para las aleaciones) diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o los iones y electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se explica un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad.

Teoría de bandas

La teoría de bandas constituye una explicación alternativa del comportamiento de los materiales semiconductores. Se basa en el hecho de que los electrones de un átomo aislado se distribuyen según ciertos niveles energéticos, denominados órbitas u orbitales, en torno al núcleo. Cuando los átomos se unen unos con otros para formar un sólido, se agrupan de manera ordenada formando una red cristalina. En este caso, debido a la proximidad de los átomos entre sí, las órbitas en las que se encuentran los electrones de cada átomo se ven afectadas por la presencia de los átomos vecinos. De hecho, dichas órbitas se solapan entre sí, dando lugar a la aparición de unas zonas o bandas continuas en las que se pueden encontrar los electrones, y que reciben el nombre de bandas de energía.

La banda de valencia: está ocupada por los electrones de valencia de los átomos, es decir, aquellos electrones que se encuentran en la última capa o nivel energético de los átomos. Los electrones de valencia son los que forman los enlaces entre los átomos, pero no intervienen en la conducción eléctrica.

La banda de conducción: Una banda en la cual o hacia la cual se deben desplazar los electrones para permitir la conducción eléctrica.

En consecuencia, para que un material sea buen conductor de la corriente eléctrica debe tener electrones en la banda de conducción. Cuando la banda esté vacía, el material se comportará como un aislante.

Entre la banda de valencia y la de conducción existe una zona denominada banda prohibida o gap, que separa ambas bandas y en la cual no pueden encontrarse los electrones

Regla del octete.

En la mayoría de los compuestos, los elementos representativos consiguen configuraciones de gas noble.

Este enunciado se denomina regla del octete porque las configuraciones de gas noble tienen 8 e- en sus capas más externas excepto el He.

Fórmulas de Lewis de los átomos, moléculas e iones poliatómicos.

El enlace químico implica los electrones más externos (electrones de valencia).

En las fórmulas de Lewis sólo se muestran como puntos los electrones de los orbitales s y p ocupados más externos. También se indican los electrones apareados y desapareados.

Los enlaces covalentes pueden ser representados como un guión entre los símbolos atómicos Reglas para escribir fórmulas de Lewis:

C= N - D (Fórmula para determinar número de electrones compartidos)

C es el número total de electrones compartidos en la molécula.

N es el número de electrones de valencia que necesitan los átomos de la molécula para conseguir configuraciones de gas noble. (8 x números de átomos sin incluir los H; y sumar 2x números de hidrógenos)

D número de electrones disponibles en las capas de valencia de todos los átomos. (Igual a la suma de sus números de grupo).

• Elegir un esqueleto simétrico para la molécula.

a) El elemento menos electronegativo es el átomo central, excepto el H.

b) los átomos de O no se enlazan entre sí excepto en: oxigeno, ozono, peróxidos, superóxidos.

c) En los oxácidos el H se enlaza a un átomo de Oxígeno y no al átomo central.

• Calcular N (número de electrones de valencia)

• Calcular D (número de electrones disponibles)

• Calcular C (número de electrones compartidos)

• Colocar los electrones C en el esqueleto como pares compartidos.

• Colocar los electrones adicionales en el esqueleto como pares NO compartidos. Hasta llenar el octete de todos los átomos representativos

Limitaciones de la regla del octete para las fórmulas de Lewis.

Mayoría de compuestos covalentes de Be. El Be sólo tiene 2 e- de valencia. Y completa únicamente 4 e- en su capa externa.

Compuestos covalentes del grupo 13 (familia del boro). Sólo tienen 3 e- de valencia de manera que solo completan 6 e- en su capa más externa.

Compuestos o iones que contienen un número impar de electrones en la capa de valencia. (Estos compuestos se dimerizan ejemplo NO Y N2O2).

Compuestos donde el átomo central necesita más de 8 e- para mantener todos los electrones disponibles (D). ejemplo (PF5)

• Si C, es menor que el número necesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta en el número de e- necesarios.

• Si C debe aumentarse, entonces los octetes de todos los átomos podrían satisfacerse antes de que todos los e- D hayan sido añadidos. Colocar los electrones extra sobre el átomo central.

Muchas especies que violan la regla del octete son muy reactivas. Como los compuestos de átomos que tienen solo 4 o 6 electrones de valencia. Frecuentemente reaccionan con especies que suministran pares electrónicos. .

Ácidos de Lewis: compuestos que aceptan un par electrónico para compartir.

Base de Lewis: compuestos que disponen de un par electrónico para compartir.

(Sólo en enlaces covalentes coordinados).

ATRACCIONES INTERMOLECULARES

En los líquidos y sólidos las moléculas están mucho más juntas que en los gases. Por tanto las propiedades de los líquidos, dependen de manera marcada de la fortaleza de las fuerzas de atracción intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares se refieren a las fuerzas entre partículas individuales de una sustancia. Estas fuerzas son bastante débiles en comparación con las fuerzas intramoleculares. Estas fuerzas permiten la existencia de las fases condensadas (líquidos y sólidos).

Interacciones ION - ION.

La energía de atracción entre iones de signo opuesto es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa.

Las fuerzas electroestáticas entre dos iones disminuyen en un factor de 1/d al cuadrado.

Los compuestos iónicos existen en redes extendidas de iones en el estado sólido. Los iones de cargas opuestas en estas disposiciones están bastante próximas. Como resultado de estas distancias pequeñas la atracción en estos sólidos es sustancial. La mayor parte del enlace iónico es fuerte lo que da cuenta de los altos puntos de fusión y ebullición de sus compuestos.

El producto de las cargas aumenta cuando los compuesto contienen iones polivalentes como Ca2+ Al 3+, etc. Por lo que tienen puntos de fusión y ebullición mayor que los compuestos de iones monovalentes (K+).

Interacciones DIPOLO - DIPOLO.

Las interacciones dipolo - dipolo permanentes tienen lugar entre moléculas covalentes polares debido a la atracción de los átomos con una + de una molécula con los átomos de una - de otra molécula.

Las fuerzas dipolo - dipolo varían según un factor de 1/ d a la cuarta potencia. Debido a la mayor influencia de d en el dominador estas fuerzas disminuyen más rápidamente al aumentar la distancia. De manera que sólo son efectivas a distancias muy cortas.

Estas fuerzas son direccionales, al aumentar la temperatura se incrementa el movimiento traslacional, rotacional y vibracional de las moléculas. Se produce una mayor orientación al azar. En consecuencia las interacciones dipolo - dipolo disminuye con la temperatura.

ENLACE DE HIDRÓGENO

Es un caso especial de interacciones dipolo - dipolo muy fuertes. No son enlaces químicos en el sentido formal.

El enlace de Hidrógeno tiene lugar entre moléculas covalentes polares que contienen H y uno de los tres elementos pequeños de elevada electronegatividad. (F, O Y N).

Resulta de la atracción de átomos con + en este caso los H y los átomos de - de otra molécula.

El tamaño pequeño de los átomos F, O y N y sus altas EN concentran los electrones de estas moléculas alrededor de estos átomos -. Esto hace que el átomo de H actúe como un protón aislado. El átomo de H + es atraído hacia un par solitario (no compartido) de electrones sobre un átomo de F, O o N distinto del átomo al que esta unido covalentemente.

Tipos de enlace de hidrógeno

O----H - - -(O, N, F)

N----H - - -(O, N, F) (también formarían enlaces de hidrógeno con Cl)

F-----H - - -(O, N, F)

Estudios recientes indican la existencia de

C----H - - -(O, N, F)

El enlace de H es responsable de los puntos de fusión y ebullición inusualmente altos de compuestos como el agua y el alcohol en relación con compuestos del mismo peso molecular y estructura.

FUERZAS DE LONDON (también llamadas fuerzas de Van der Waals porque el demostró la importancia de estas fuerzas también para los gases) (También llamadas de dipolo - dipolo inducido) (También llamadas fuerzas de dispersión) ¬¬

Fuerzas atractivas débiles que son importantes solo a distancias extremadamente cortas porque varia en un factor de 1/ d a la séptima potencia. Existen para todo tipo de moléculas en fases condensadas (sólido y líquido) pero son débiles para moléculas muy pequeñas. Son el único tipo de fuerzas intermoleculares en sustancias no polares simétricas. Sin estas fuerzas este tipo de sustancias no se condensarían para formar líquidos ni solidificarían.

Son el resultado de la atracción del núcleo cargado positivamente de un átomo hacia la nube electrónica de un átomo o molécula vecina.

Cuando un átomo tiene nubes electrónicas más grandes y difusas, estas son atraídas menos fuertemente por sus propios núcleos. Por tanto se distorsionan fácilmente por núcleos de átomos adyacentes es decir se polarizan.

La polarización aumenta con el aumento del tamaño (Nº de e-). Por tanto las fuerzas de London son en general mayores para moléculas que son más grandes o que tienen más electrones.

TEMA 8

COMPORTAMIENTO DE LOS GASES

Características:

Los gases se pueden comprimir a volúmenes más pequeños, esto es se pueden incrementar sus densidades aplicando una presión creciente.

Los gases ejercen presión sobre sus alrededores: por contra se debe ejercer presión para confinarlos.

Los gases se expanden sin límites por lo tanto muestras de gases ocupan el volumen de cualquier recipiente en forma uniforme y completa

Los gases se difunden entre sí, de modo que muestras de gases diferentes en unos mismos recipientes se mezclan completamente. Gases diferentes en un recipiente no se separan al dejarlos en reposo

Las cantidades y propiedades de los gases se describen en términos de temperatura. Presión, volumen y números de moles presentes.

La atmósfera terrestre es la capa gaseosa que rodea a la Tierra. Está compuesta por nitrógeno (78,1%) y oxígeno (20,94%), con pequeñas cantidades de argón (0,93%), dióxido de carbono (variable, pero alrededor de 0,035%), vapor de agua, neón (0,00182%), helio (0,000524%), criptón (0,000114%), hidrógeno (0,00005%) y ozono (0,00116%).

Protege la vida de la Tierra absorbiendo en la capa de ozono parte de la radiación solar ultravioleta, reduciendo las diferencias de temperatura entre el día y la noche, y actuando como escudo protector contra los meteoritos. El 75% de la atmósfera se encuentra en los primeros 11 Km. de altura desde la superficie planetaria.

La atmósfera tiene una gran importancia en los ciclos biogeoquímicos.

La composición actual de la atmósfera es debida a la actividad de la biosfera (fotosíntesis), controla el clima y el ambiente en el que vivimos y engloba dos de los tres elementos esenciales (Nitrógeno y Carbono); aparte del oxígeno. Se encuentra bien mezclada, es decir, refleja cambios globales.

La actividad del hombre está modificando su composición, como el aumento del Dióxido de carbono o el Metano, causando el efecto invernadero o el óxido de nitrógeno, causando la lluvia ácida.

LEYES EXPERIMENTALES.

Ley de Boyle - Mariotte.

Es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. Transformación Isotérmica

“A temperatura constante el volumen, ocupado por una masa de gas es inversamente proporcional a la presión aplicada”

Este signo de proporcionalidad lo podemos sustituir por una igualdad introduciendo una constante de proporcionalidad directa y la expresión queda V= K. 1/P. SI DESPEJAMOS k Obtenemos P. V=K.

“A temperatura constante, el producto de la presión por el volumen de una masa definida de gas es igual a una constante” (Manera alternativa de enunciar la Ley)

Si medimos a T = K la presión y el volumen en una muestra de gas en diferentes condiciones, se comprueba que la relación entre ambos no importa la variación de uno y otro se mantiene siempre constante

Estado 1	P1	V1	P1.V1 = K
Estado 2	P2	V2	P2.V2 = K
Estado 3	P3	V3	P3.V3 = K

Esta relación se mantiene en cualquier estado de manera que podemos igualar los primeros términos de estas ecuaciones y obtendremos.

LEY DE CHARLES - GAY - LUSSAC (1ERA LEY DE CHARLES).

En 1800 Jaques Charles y Joseph Gay - Lussac, Estudiaron la expansión de los gases con el aumento de la temperatura. A presiones K la velocidad de expansión de los gases por la temperatura era siempre constante.

Si representamos como varía el V de varios gases frente a la T en grados centígrados vemos que sea cual sea el gas estudiado, al disminuir la T disminuye el V del gas. Dependiendo de la cantidad de gas usada y del tipo de gas, la línea recta que se obtiene tendrá mayor o menor inclinación, pero todas cortan el eje de las temperaturas a -273 ºC. Esto querría decir que a esa temperatura (-273 ºC), el volumen del gas sería 0 litros, y a menores temperaturas el volumen sería negativo. Es evidente que el volumen de un gas, o de cualquier cosa, no puede ser 0 o negativo, así que -273 ºC es la menor temperatura posible, imposible de bajar.

Si convertimos las T (ºC.) a T absolutas (K) se aprecia que al Volumen es directamente Proporcional a la T. Esta relación es la LEY DE CHARLES - GAY LUSSAC. Es una de las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante (transformación ISOBÁRICA), mediante una constante de proporcionalidad directa.

“A P k, el volumen ocupado por una masa definida de gas es directamente proporcional a su T absoluta.”

Si lo transformamos en una igualdad introduciendo una K queda V= K.T. Despejando K V/T= K.

Estado 1	V1	T1	V1/T1= K
Estado 2	V2	T2	V2/T2 = K
Estado 3	V3	T3	V3/T3 = K

Si igualamos los primeros términos de las ecuaciones:

V1/T1=V2/T2.

SEGUNDA LEY DE CHARLES.

Es una ley de los gases ideales que relaciona la T con la P ejercida por una masa definida de gas a Volumen constantes (Transformaciones Isocóricas).

“A V k la Presión ejercida por una masa definida de gas es directamente proporcional a su Temperatura Absoluta”.

Si lo transformamos en una igualdad P=K.T. Si despejamos k P/T= K.

Estado 1	P1	T1	P1/T1= K
Estado 2	P2	T2	P2/T2 = K
Estado 3	P3	T3	P3/T3 = K

Si igualamos los primeros términos de estas igualdades obtenemos:

P1/T1 = P2/2.

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES.

Y

Despejo en ambos casos V`:

Y

Igualo los segundos términos

Reordeno la expresión

Una muestra de gas a Una P1, V1 y T1 sufre una transformación a T1 k y alcanza valores de P2 y V` y luego sufre una transformación a P2 k y alcanza valores de T2 y V2

La 1era transformación se describe por la ley de Boyle con una Proporcionalidad inversa entre P y V. La 2da transformación se describe por la ley de Charles mediante una proporcionalidad directa entre V y T.

ECUACIÓN DE ESTADO PARA GASES IDEALES:

Un gas ideal es aquel que presenta un comportamiento idealizado respecto de los gases en condiciones corrientes. Dicho de otra manera un gas ideal es aquel cuyo comportamiento puede ser perfectamente predecible según las Leyes experimentales de los gases. Por el contrario los gases reales son aquellos cuyo comportamiento muestra una desviación respecto de la de los gases ideales.

Se puede resumir el comportamiento de los gases ideales de la siguiente manera.

Ley de Boyle (n y T k)

Ley de Charles (P y n k)

Ley de Avogadro (P y T k)

Resumiendo Podemos transformar a una igualdad con una K de proporcionalidad directa que llamaremos (R= constante gral. De los gases) Reordenando

PV= nRT.

El valor numérico de R depende de las unidades de P, T, V Y n. Un mol de gas ideal ocupa 22.414L a 1atm de Presión y 273K. Si despejamos R y resolvemos la ecuación resultante nos da.

= (1atm x 22.414L)/ (1mol x 273K). = 0.082 (L x atm.)/ (mol x K)

El valor de R también puede ser expresado como 8.314J / mol x K

EXTENSIONES DE LA ECUACIÓN DE ESTADO

PV= nRT

Para calcular el nº de moles masa molar total / masa de un mol

Reordenando Para calcular la masa molar.(molecular)

Para calcular nº de moles

Por lo tanto despejando densidad

LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES.

Muchas muestras de gases son mezclas gaseosas. El número total de moles de una mezcla de gases es:

n(total) = nA +nB + nC ......

Donde nA y nB representan el número de moles de cada tipo de gas. Reordenando la ecuación de los gases ideales

P (total) x V= n (total) (RT) para la P(total)y sustituyendo n(total) da:

Distribuyendo da:

Ahora nART/V es la presión parcial PA que ejercerían los nA moles del gas A solamente en el recipiente a la temperatura T. Análogamente sucede con los demás gases. Sustituyendo estas en la ecuación para P(total) obtenemos la Ley de Dalton de las Presiones parciales.

“Las presión total ejercida por una mezcla de gases ideales es la suma de las presiones parciales de cada uno de esos gases”.

Podemos describir la composición de cualquier mezcla en términos de la fracción molar de cada componente. La fracción molar Xa de un componente A en una mezcla se define como:

Xa = nº moles de A / nº de moles totales de todos los componentes

Para una mezcla gaseosa podemos relacionar la fracción molar de cada componente con su presión parcial. De la ecuación de los gases ideales, el número de moles de cada componente se puede escribir como:

na=

y el número de moles totales es

Sustituyendo en la definición de Xa.

Estas cantidades V, R y T se anulan para dar:

Similarmente para todos los componentes de la mezcla.

Podemos reordenar estas ecuaciones para dar otra definición de la ley de Dalton

“La presión parcial de cada gas es igual a su fracción molar en la mezcla gaseosa por la P (total) de la mezcla”

Difusión: es un proceso físico irreversible, en el que partículas materiales se introducen en un medio que inicialmente estaba ausente de ellas aumentando la entropía del sistema conjunto formado por las partículas difundidas o soluto y el medio donde se difunden o disolvente.

Efusión: Los científicos utilizan esta palabra para describir el escape o pasaje de un gas por un orificio pequeño.

LEY DE GRAHAM: establece que las velocidades de difusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades.

Siendo v las velocidades y  las densidades.

Otro enunciado de la Ley de Graham dice que: la velocidad de difusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas M (masas molares).

TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR DE LOS GASES:

1. Los gases constan de moléculas discretas. Las moléculas individuales son muy pequeñas y están muy separadas en relación a sus tamaños.

2. Las moléculas de gas están en movimiento continuo, al azar, en línea recta con velocidades cambiantes.

3. La colisión de las moléculas gaseosas con las paredes del recipiente son elásticas, no hay pérdida ni ganancia neta de energía.

4. Entre colisiones las moléculas no ejercen fuerzas repulsivas ni atractivas sobre otras; por el contrario cada molécula viaja en línea recta a velocidad constante.

INTERPRETACIÓN DE LAS LEYES EXPERIMENTALES:

Ley de boyle: La presión ejercida por un gas se debe a las colisiones con las paredes de las moléculas. Claramente la presión depende de dos factores: 1) números de moléculas que golpean por unidad de tiempo. 2) la fuerza con la que las moléculas golpean la pared.. Si la T se mantiene constante la V media y la fuerza de las colisiones permanece constante. Pero reduciendo el V del gas a la mitad la Presión ejercida por el gas se duplica porque el doble del número de moléculas golpea en un área determinada de las paredes por unidad de tiempo.

Ley de Dalton: En una muestra de gas las moléculas están muy separadas y no se atraen unas a otras de manera significativa. Cada tipo de moléculas de gas actúa de forma independiente respecto de los otros tipos moléculas. Las moléculas de cada gas colisionan en consecuencia con las paredes con una frecuencia y vigor que no cambia con la presencia de otro tipo de moléculas. Como consecuencia cada gas ejerce una presión parcial independiente.

Ley de Charles: La energía cinética media es directamente proporcional a la T absoluta. Duplicar la T de una muestra duplica la E cinética media de las moléculas gaseosas y la fuerza de las colisiones de las moléculas con las paredes duplica el V a P constante.

GASES REALES. DESVIACIONES DE LA IDEALIDAD.

En condiciones normales los gases reales sí se comportan idealmente son descriptos por las leyes de los gases y obedecen los postulados de la teoría cinético molecular 1) todo el volumen del gas a excepción de una parte despreciable es vacío y 2) las moléculas de los gases ideales no se atraen entre sí porque están muy separadas comparadas con sus tamaños.

El comportamiento no ideal de un gas es más significativo a Presiones ALTAS y/o temperaturas BAJAS, es decir cercano a las condiciones bajo las cuales un gas se licua.

Johannes Van der Waals estudió las desviaciones de los gases reales del comportamiento ideal y ajusto empíricamente la ecuación de los gases ideales para tener en cuenta dos factores que complican la situación.

1: De acuerdo con la teoría, las moléculas son tan pequeñas, comparadas con el volumen del gas, que cada molécula se puede mover en todo el volumen medido del recipiente. Pero a P elevadas un gas se comprime de manera que el V de las moléculas es una fracción significativa del volumen total ocupado. Como resultado el volumen disponible en el que se puede mover cada molécula es menor que el volumen medido en una cantidad que depende del volumen excluido por la presencia de otras moléculas. Para justificar esto se resta un factor de corrección.

V ideal// disponible = Vmedido - nb

El factor nb corrige el volumen ocupado por las moléculas. Moléculas más grandes tendrán valores de b mayores y cuanto mayor sea el número de moléculas (n mayor) mayor es la corrección del volumen. Este factor de corrección se hace despreciable cuando el V del gas es grande.

2. La teoría entiende a la P como el resultado de las colisiones, esta teoría considera despreciables las atracciones intermoleculares. Para cualquier gas real las moléculas sí se pueden atraer entre sí. A T elevadas esta atracción es despreciable respecto de la E cinética media, a los movimientos rápidos y a las distancias grandes entre moléculas pero a T bajas las moléculas se mueven tan lentamente que la E potencial debido a fuerzas atractivas pequeñas se hace significativa. Esta perturbación se hace aún más importantes cuando las moléculas están próximas entre sí (P elevada). Las moléculas entonces se desvían de sus caminos rectos tardan más en chocar las paredes, y hay menos colisiones por unidad de tiempo. Es más para una molécula a punto de chocar, la atracción con sus vecinos disminuye la energía con la que se produce la colisión. Como consecuencia, la P medida es menor que la P ejercida idealmente. Para corregir esto restamos un factor de corrección, n2a/V2 de la presión ideal.

P medida = P ejercida idealmente - n2a/V2 o P ejercida idealmente = P medida + n2a/V2

En este término de corrección, los valores grandes de a indican fuerzas atractivas fuertes. Cuando hay más moléculas presentes (mayor n) y cuando las moléculas están muy juntas (menor V2 en el denominador) el término de la corrección se hace mayor

Cuando sustituimos estas dos expresiones para la corrección en la ecuación de los gases ideales obtenemos la ecuación:

(Pmedida + n2a/V2) (Vmedido - nb) = nRT

Esta es la ecuación de Van der Waals: Las cantidades a y b son constantes obtenidas experimentalmente que difieren de un gas a otro. Cuando a y b son 0 la ecuación de Van der Waals se reduce a la ecuación de gases ideales.

TEMA 9 EL ESTADO LÍQUIDO.

Estructura de los líquidos:

1. No tienen forma definida (adoptan la del recipiente).

2. Tienen Volumen definido (solo ligeramente comprensibles).

3. Tiene densidad elevada.

4. Son fluidos.

5. Se difunden a través de otros líquidos.

6. Constan de clusters de partículas desordenadas que están bastante próximos entre sí. Las partículas poseen movimiento al azar en tres dimensiones.

Teoría cinética molecular de los líquidos.

En los líquidos las fuerzas de atracciones son lo suficientemente fuertes para que se formen clusters desordenados. Las partículas están tan próximas entre sí que muy poco del volumen ocupado por líquidos es espacio vacío. Las partículas en los líquidos tienen fuerza suficiente para superar parcialmente las fuerzas atractivas entre ellas. Son capaces de deslizarse entre sí de manera que ocupan la forma de sus recipientes.

Los líquidos se difunden entre otros líquidos por lo cual son muy miscibles. La velocidad de difusión es lenta a T ordinarias. Debido a que las separaciones medias de las partículas en líquidos son muchos menores que en gases, las densidades de los líquidos son mayores que la de los gases.

Enfriar un líquido disminuye su energía cinética y causa que sus moléculas se relenticen. Esto puede causar que las fuerzas de atracción de corto alcance superen las E cinéticas causando la solidificación.

El agua:   Agua, sustancia líquida formada por la combinación de dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno, que constituye el componente más  abundante en la superficie terrestre.
 El agua es la única sustancia que existe a temperaturas ordinarias en los tres estados de la materia: sólido, líquido y gas.

Propiedades:

Físicas: El agua es un líquido inodoro e insípido. A la presión atmosférica (760 mm de mercurio), el punto de fusión del agua pura es de 0ºC y el punto de ebullición es de 100ºC, cristaliza en el sistema hexagonal, se expande al congelarse, por lo que su densidad en estado sólido es menor al del estado líquido. Su capacidad calorífica es superior a  la de cualquier otro líquido o sólido, siendo su calor específico de 1 cal/g, esto significa que una masa de agua  puede absorber o desprender grandes cantidades de calor, sin experimentar apenas cambios de temperatura, lo que tiene gran influencia en el clima. Tiene elevada fuerza de cohesión y adhesión que juntos son responsables de la capilaridad.

Químicas:

 Su importancia reside en que casi la totalidad de los procesos químicos que suceden en la naturaleza, no solo en organismos vivos sino también en la superficie no organizada de la tierra, así como los que se llevan a cabo en laboratorios y en la industria tienen lugar entre sustancias disueltas en agua. El agua es disolvente universal puesto que todas las sustancias son de alguna manera solubles en ella.

• No posee propiedades ácidas ni básicas.

• Con ciertas sales forma hidratos.

• Reacciona con los óxidos de metales formando bases.

• Es catalizador en muchas reacciones químicas.

• Presenta un equilibrio de auto ionización, en el cual hay iones H3O+ y OH-

Viscosidad: Es la resistencia de un líquido a fluir. En general cuanto mayor sean las fuerzas intermoleculares de atracción, más viscoso será el líquido. Las sustancias que poseen gran habilidad para formar puentes de Hidrógeno, tienen viscosidades altas. Incrementar el tamaño y el área superficial de las moléculas da generalmente como resultado aumento de la viscosidad debido a mayores fuerzas de London. La viscosidad desciende con el aumento de la T siempre y cuando no haya cambios químicos debido que aumenta la E cinética y con ello las moléculas superan más fácilmente las fuerzas intermoleculares.

Tensión superficial: es una mediada de las fuerzas dirigidas hacia el interior que se deben vencer para expandir el área superficial de un líquido (Las moléculas de las superficies solo son atraídas hacia el interior no como las demás que son atraídas en todas direcciones.)

Acción capilar: Las fuerzas que mantienen unidas a un líquido se denominan fuerzas cohesivas. Las fuerzas de atracción entre un líquido y otras superficies son fuerzas Adhesivas. Esta fuerza adhesiva se debe a las uniones de H que es capaz de establecer las moléculas de agua con otras moléculas y también a las atracciones entre las moléculas del agua con otras moléculas polares.

La superficie del agua su menisco tiene forma cóncava. La atracción capilar tiene lugar cuando un extremo de un tubo capilar se sumerge en un líquido. Si las fuerzas adhesivas superan las fuerzas cohesivas el líquido sube a lo largo de las paredes del tubo hasta que alcanza un equilibrio entre las fuerzas adhesivas y el peso del líquido. .

Índice de refracción: cociente de la velocidad de la luz en el vacío y la velocidad de la luz en el medio cuyo índice se calcula. Se simboliza con la letra n y se trata de un valor adimensional.

n = c / v

c: la velocidad de la luz en el vacío

v: velocidad de la luz en el medio cuyo índice se calcula (agua, vidrio, etc.).

La letra "n" representa el índice de refracción del medio.

El índice de refracción de un medio es una medida para saber cuánto se reduce la velocidad de la luz (o de otras ondas tales como ondas acústicas) dentro del medio.

El índice de refracción del agua a 20ºC es de 1.3333.

Cambios de estado:

Evaporación: es el proceso por el cual las moléculas de la superficie de un líquido se desprenden y pasan a la fase gaseosa. Para desprenderse las moléculas deben tener al menos una energía mínima a mayor temperatura una fracción mayor de moléculas alcanza esta energía. La velocidad de evaporación aumenta con la T. Sólo las moléculas con energía suficiente se desprenden y la E cinética de las moléculas remanentes en el estado líquido disminuyen, dando una T menor en el líquido. De esta manera el líquido queda más frío que su entorno y puede absorber calor. La evaporación se produce a cualquier temperatura.

Condensación: Es el proceso contrario a la evaporación, sucede cuando una molécula en fase gaseosa golpea la superficie del líquido y queda atrapada allí.

Si se tiene un líquido en un recipiente cerrado y tiene lugar la evaporación el volumen del líquido decrece y el número de moléculas gaseosas sobre la superficie aumenta. Estas moléculas pueden golpear la superficie de manera que la velocidad de condensación también aumenta. El sistema en un tiempo determinado alcanza el equilibrio entre la vevaporación y la vcondensación.

Presión de vapor: La presión parcial de las moléculas de vapor sobre la superficie de un líquido en el equilibrio a una T determinada es la presión de vapor (pv) de un líquido a esa T. Debido a que la vevaporación aumenta con la temperatura y la vcondensación disminuye la (pv) de los líquidos siempre aumenta con la T. Las presiones de vapor se miden con manómetros.

Líquidos volátiles: son aquellos que vaporizan fácilmente.

A una determinada T las presiones de vapor de líquidos diferentes difieren debido a que tienen fuerzas cohesivas distintas.

Ebullición: Cuando un líquido se calienta a una T alta aplicando una presión se empiezan a formar burbujas bajo la superficie, suben a la superficie estallan y descargan vapor sobre la superficie. Este proceso es la ebullición. Es decir cuando las moléculas del cuerpo del líquido escapan en forma de vapor. Cuando la pv dentro de las burbujas es menor que la P aplicada, las burbujas colapsan en cuanto se forman y no se produce la ebullición.

Puntos de Ebullición: Es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual con la presión externa.

Punto de Ebullición Normal: es la T a la cual la Pv del líquido es exactamente igual a una atmósfera de presión.

A medida que se suministra energía como calor a un líquido en su punto de ebullición la T permanece constante porque la energía suministrada esta siendo utilizada para superar las fuerzas cohesivas para formar vapor. Si aplicamos una P más alta el punto de ebullición del líquido aumenta (la pv tarda más en igualar la P externa). De manera que el líquido hierve a T más altas. (la comida se cocina más rápido). Líquidos diferentes tienen Puntos de ebullición diferentes debido a que sus fuerzas cohesivas difieren.

Transferencia de calor a los líquidos:

El calor específico (J/g. ºC) o capacidad calorífica molar: es la cantidad de calor que debe suministrarse a la masa dada de líquido para aumentar su T un grado Celsius.

El calor molar de vaporización ("Hvap): es la cantidad de calor que se debe suministrar a un mol de líquido en su punto de ebullición para transformarlo en vapor sin cambio en la Temperatura. Se expresa en J/g.

Estas magnitudes reflejan las fuerzas intermoleculares. Grandes calores de vaporización significan altos puntos de ebullición y presiones de vapor bajas (gran fuerza intermolecular).

Calor de condensación: es la cantidad de calor que debe eliminarse de un vapor para que condense (sin cambio de temperatura). Es igual en magnitud pero de signo opuesto al calor de evaporación.

Los calores de vapor y condensación aumentan con las fuerzas cohesivas de los líquidos y con la capacidad de estos de formar uniones de H.

Punto de Fusión: de una sustancia es la temperatura a la cual sus fases sólidas y líquidas coexisten en equilibrio. El punto de fusión de un sólido es el mismo que el punto de solidificación de su líquido. Es la T a la cual la velocidad de fusión de un sólido es igual a la velocidad de solidificación de su líquido a una P determinada.

Punto de fusión normal: Es el punto de fusión de una sustancia a una atmósfera de presión. Los cambios de presión tienen poco efecto sobre los puntos de fusión pero grandes efectos sobre el punto de ebullición.

DIAGRAMA DE FASE:

Los diagramas de fase muestran las relaciones de equilibrio presión - temperatura entre las fases de una sustancia pura determinada en un sistema cerrado.

La curva de la fase gaseosa, es la curva de la presión de vapor que se obtiene experimentalmente a distintas temperaturas. Cada punto de esta curva representa los pares (P;T) en los cuales existe el equilibrio líquido - gas(vapor). La curva de la fase sólida representa los pares (P;T) en los cuales existe el equilibrio líquido - sólido. El agua tiene una curva de punto de fusión negativa lo que indica que si aumento lo suficiente la presión el hielo se derrite esto es debido a que el hielo es menos denso que el agua líquida. Por lo cual el equilibrio entre sólido -líquido a altas Presiones en el caso del agua existe a Temperaturas por debajo de los 0ºC. En el caso de otras sustancias la pendiente es positiva lo que indica que el equilibrio líquido sólido a Presiones altas existe a T por encima de los 0ºC

En el punto en que las tres fases de las sustancia coexisten en equilibrio es el Punto triple.

A Presiones por debajo del Punto triple la fase líquida no existe, la sustancia pasa directamente del sólido al gaseoso (sublima). La curva AD corresponde por lo tanto a la curva de sublimación. Donde el estado sólido y gaseoso está en equilibrio.

La T crítica es la temperatura por encima de la cual no se puede licuar un gas, es decir la T por encima de la cual el líquido y el gas no existen como fases diferenciadas. Una sustancia por encima de su T crítica y su presión crítica se denomina FLUIDO SUPERCRÍTICO. Y una sustancia por encima de su temperatura crítica y por debajo de su presión crítica se denomina vapor supercalentado.

La P crítica es la presión requerida para licuar un gas en su Temperatura crítica. La combinación de la temperatura crítica y la presión crítica se denomina punto crítico.

LAS SOLUCIONES:

Acción disolvente

El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso se denomina disolvente universal. Esta propiedad disolvente, de gran importancia para la vida, se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que pueden presentar grupos polares, o con carga iónica, como alcoholes, azúcares con grupos R-OH, aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas + y -, dando lugar a disoluciones moleculares. También las moléculas de agua pueden disolver sustancias salinas que se disocian formando disoluciones iónicas.

En las disoluciones iónicas, los iones de las sales son atraídos por los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados. La capacidad disolvente es responsable de:

• Las funciones metabólicas

• Los sistemas de transporte

Las disoluciones son mezclas homogéneas:

MEZCLAS HOMOGÉNEAS

• Tienen la misma composición en todas sus partes.

• Los componentes son indistinguibles.

• Separables por métodos de fraccionamiento de fases.

• No presenta sedimentación.

• Composición relativamente variable.

DISOLUCIONES

• Tienen la misma composición en todas sus partes.

• Los componentes son indistinguibles. Tamaño de nivel molecular y atómico

• Separables por métodos de fraccionamiento de fases.

Clasificación de las disoluciones:

Por Su Estado De Agregación

Sólidas	Líquidas	Gaseosas
Sólido en sólido: aleaciones como zinc en estaño (latón); gas en sólido: hidrógeno en paladio; líquido en sólido: mercurio en plata (amalgama).	líquido en líquido: alcohol en agua; sólido en líquido: sal en agua (salmuera); gas en líquido: oxígeno en agua	gas en gas: oxígeno en nitrógeno; líquido en gases: nieblas sólido en gas: humos

Por su concentración:

No saturada	Saturada	Sobre saturada
Es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.	En esta disolución hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto..	representa un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disolución se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas disolución es inestable, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

LA SOLUBILIDAD es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido a una Temperatura determinada. . Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto; en algunas condiciones se puede sobrepasarla, denominándose solución sobresaturad

ESPONTANEIDAD DEL PROCESO DE SOLUCIÓN

Una sustancia puede disolverse con o sin reacción con el disolvente.

Soluciones en las que no hay lugar reacción irreversible:

La facilidad de la disolución de un soluto depende de dos factores 1) cambio de energía y 2)el cambio en desorden (cambio de entropía) que acompaña al proceso

El proceso de solubilidad se favorece generalmente por 1) disminución de energía del sistema (proceso exotérmico) y 2) por un aumento del desorden o aleatoriedad.

Cambio de energía: El cambio de energía durante el proceso de disolución se denomina calor de disolución ("Hdisolución), depende de la intensidad con que interactúan las partículas de soluto y solvente. Un valor negativo de "Hdisolución denota desprendimiento de calor, valores más negativos favorecen la solubilidad.

En un líquido puro todas las fuerzas intermoleculares son entre moléculas del líquido, cuando agregamos el soluto cada molécula del líquido interacciona con las del soluto. Las fuerzas de estas interacciones ayudan a determinar la extensión de la disolución. Las interacciones principales que afectan a la disolución se dan a continuación:

1. Las atracciones fuertes soluto - disolvente favorecen la solubilidad.

2. Las atracciones débiles solvente - solvente favorecen la solubilidad.

3. Las atracciones débiles soluto - soluto favorecen la solubilidad.

Las atracciones soluto - soluto y solvente - solvente deben ser superadas para que las moléculas diferentes interaccionen entre sí. Para que se superen estas fuerzas se debe aportar energía (el sist. Absorbe energía) Sin embargo luego durante el proceso de solución el sistema desprende energía.

1. Si la energía absorbida es menor que la liberada el proceso global es exotérmico es favorable y la disolución espontánea.

2. Si la energía absorbida es mayor que la liberada el proceso global es endotérmico y desfavorable y la disolución no espontánea..

Una Disolución endotérmica puede ocurrir espontáneamente pero para que esto suceda la endotermicidad debe ser superada por el aumento del desorden en el sistema es decir por el cambio de entropía.

1. Si las moléculas tanto de soluto como de solvente tienen mayor orden puros que en solución el desorden aumenta con el proceso de solución, es favorable y el proceso espontáneo

2. Si las moléculas tanto de soluto como de solvente se encuentran en mayor desorden puras que en solución, El desorden disminuye con el proceso de disolución, es desfavorable y el proceso no espontáneo.

En resumen un proceso de disolución sería espontáneo en el caso que:

Disolución exotérmica (disminución de E). Y aumente la entropía

Disolución endotérmica pero con gran aumento de la entropía.

FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD:

Temperatura: Aumentar la T modifica el equilibrio de la solución. Esta modificación favorece los procesos endotérmicos. Como generalmente las disoluciones son procesos exotérmicos (no siempre) la solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura.

Presión: Variar la presión no tiene efecto significativo en las disoluciones tanto de sólidos o líquidos en líquidos. La relación cuantitativa entre la solubilidad y los gases está dada por la

LEY DE HENRY:

“la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución.”

“La presión de un gas sobre la superficie de la disolución es proporcional a la concentración del gas en la disolución”

O

C es la concentración del gas disuelto (molaridad o como la fracción molar del gas), P es la presión del gas encima de la disolución (atm) y K () es una constante para un gas determinado a una determinada T. La relación sólo es válida a concentraciones bajas y presiones bajas.

Esta relación se entiende en términos de la teoría cinética de los gases. Si se tiene un gas en equilibrio dinámico con un líquido. En cada instante el número de moléculas de gas que chocan contra la superficie del líquido y quedan atrapados en la fase condensada (en el líquido) es igual al número de moléculas que pasan a la fase gaseosa. Si la Presión del gas es mayor se disuelven más moléculas porque hay más moléculas que chocan en la superficie del líquido

CURVA DE SOLUBILIDAD:

PROPIEDADES COLIGATIVAS:

Las propiedades físicas de las disoluciones que dependen del número pero no del tipo de partículas de soluto es una cantidad determinada de solvente se denominan Propiedades Coligativas. Estas propiedades dependen de la concentración total de todas las partículas del soluto.

Propiedades coligativas para solutos no electrolitos:

DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR Y LEY DE RAOULT.:

Para soluciones con un soluto líquido no volátil o un sólido .no electrolitos se comprueba que su su Presión de vapor son menores que las de el solvente puro La presión de vapor depende de la facilidad con la que pueden escapar las moléculas de un líquido, cuando disolvemos un soluto las moléculas del soluto ocupan espacio en la superficie del líquido por lo que hay menos moléculas de solvente por unidad de área en la superficie. Como resultado las moléculas de solvente se vaporizan más lentamente. Las disoluciones de líquidos volátiles y de gases pueden tener Presiones de vapor más altas que el solvente puro por lo que estas soluciones no se consideran.

El descenso de la presión de vapor debido a la presencia de solutos no volátiles y no ionizables se resumen en la Ley de Raoult.

“La presión de vapor de un disolvente en una solución ideal es directamente proporcional a la fracción molar del disolvente en la solución”

Psolvente = Xsolvente x P0solvente

Xsolvente representa la fracción molar del solvente. P0solvente es la Presión de vapor del solvente puro y Psolvente es la Presión del solvente en solución.

Si el soluto es no volátil la presión de vapor es debida únicamente a la presión del solvente. Psolución=Psolvente.

El descenso de la presión de vapor se define como:

"Psolvente = P0solvente - Psolvente.

Por tanto

"Psolvente = P0solvente - (Xsolvente x P0solvente) = (1 - Xsolvente) x P0solvente

Como Xsolvente + Xsoluto = 1 ........ 1 - Xsolvente = Xsoluto Podemos expresar el descenso de la presión de vapor en términos de la fracción molar del soluto

"Psolvente = Xsoluto P0solvente

Las disoluciones que cumplen esta relación se denominan disoluciones Ideales.

ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN:

La presión de vapor de una solución de un soluto no volátil no ionizable es menor que la presión de vapor del solvente puro. El punto de ebullición es La temperatura en la cual la Presión de vapor es igual a la Presión externa. Si la presión de vapor disminuye la solución debe calentarse a una T más alta para que esta iguale su presión de vapor con la externa. De acuerdo con la ley de Raoult, la elevación del punto de ebullición por la presencia del soluto, es proporcional al número de moles de soluto.

"Tb =Kbm

El término "Tb representa la elevación del punto de ebullición del solvente. (Pe de la solución - Pe del solvente). La m es la molalidad del soluto y Kb es la constante molal de elevación del punto de ebullición. Esta constante es diferente para cada solvente y no depende del soluto.

Kb corresponde al cambio en el punto de ebullición producido por una solución 1molal ideal de un electrolito no volátil. Sus unidades son ºC/m

Descenso del Punto de Congelación:

El punto de congelación (y también el de fusión) es aquel en el que las fases sólidas y líquidas coexisten en una solución diluida es el solvente el que empieza a solidificar primero dejando al soluto en una solución mas concentrada. Las moléculas del solvente en la solución están más separadas por la presencia de las moléculas del soluto así que para que las fuerzas intermoleculares de atracción (de corto alcance) superen a las E cinéticas es necesario disminuir la temperatura de la solución por debajo del punto de congelación del solvente para congelarla.

Los descensos del punto de congelación son directamente proporcionales a la molalidad del soluto. "Tf = kf m

Kf es la constante molal de descenso del punto de congelación.

PRESIÓN OSMÓTICA.

Ósmosis: es el proceso espontáneo por el cual las moléculas de solvente pasan a través de una membrana semipermeable desde una solución hipotónica a una solución hipertónica. El solvente pasa a través de la membrana en ambas direcciones solo que la v con la que pasa a ala solución hipertónica es mayor. La diferencia inicial entre las dos velocidades es directamente proporcional a la diferencia entre las concentraciones de las dos soluciones. Las moléculas de solvente continúan pasando a través de la membrana hasta que la presión hidrostática debido al peso de la solución fuerza a las moléculas del solvente a volver a través de la membrana a la misma velocidad a la cual entraron desde el lado más diluido. La presión ejercida bajo esta circunstancia se denomina Presión Osmótica. Alternativamente podemos definir a la presión osmótica, como aquella fuerza que sería necesaria para evitar la ósmosis.

Para disoluciones diluidas la presión osmótica se ajusta a la expresión:

n es el número de moles de soluto en el volumen V (en L) Las otras unidades tienen el mismo significado que en la ecuación de estado de gases ideales. El término n/V es un término de concentración. En términos de molaridad:

La Presión osmótica aumenta con el aumento de la T porque afecta el número de colisiones disolvente-membrana por unidad de tiempo.

También aumenta con el aumento de la molaridad porque M afecta a la diferencia en el número de moléculas de solvente que golpean la membrana desde ambos lado y porque una M mayor lleva a una tendencia más acusada a igualar la diferencia de concentración por dilución y a incrementar el desorden en la solución. Para soluciones acuosas diluidas la molaridad es aproximadamente igual a la molalidad (porque la densidad es casi de 1kg / L) de modo que

Es una Propiedad de magnitudes significativas y fácil de medir y muy precisa

Concentración de las soluciones:

• Partes por millón Técnicamente, 1 ppm corresponde a 1 µg/g, 1 mg/kg ó (para el agua) 1 mg/L.

• Partes por billón: Sus unidades son ppbm = ng × g-1 ppbv = ng × ml-1 (ng, equivalente a la milmillonésima parte de un gramo, es decir, un nanogramo corresponde a 1/1.000.000.000 gramo.)

• (Osmol es la cantidad de sustancia que contiene 1mol de partículas o también “cantidad de sustancia que agradada a 1L de agua hace descender el punto de congelación en 1.86ºC”)

• (Así una disolución de NaCl 0.1M nos daría 0.1 moles de Na+ y 0.1 moles de Cl- por litro, siendo su osmolaridad 0.2.)

COLOIDES:

Los coloides (dispersiones coloidales) representan un tipo intermedio de mezcla en que las partículas con apariencia de soluto (fase dispersa) se suspenden el la fase con apariencia de solvente (medio dispersante). La fase dispersa es tan pequeña que la sedimentación es despreciable.

Propiedades:

El Efecto Tyndall es el fenómeno que ayuda por medio de la dispersión de la luz a determinar si una mezcla homogénea es realmente una solución o un sistema coloidal

Se denomina dispersión al fenómeno de separación de las ondas de distinta frecuencia al atravesar un material.

Las partículas no pueden dispersar la luz si son muy pequeñas. La dimensión máxima de las partículas coloidales es aprox. De 10.000 A0

Adsorción.: La adsorción es un proceso por el cual átomos, iones o moléculas son atrapadas o retenidas en la superficie de un material, en química, la adsorción de una sustancia es su acumulación en una determinada superficie interfacial entre dos fases. El resultado es la formación de una película líquida o gaseosa en la superficie de un cuerpo sólido o líquido.

Coloides Hidrofílicos: Los coloides hidrofílicos son aquellos que presentan grupos polares por lo cual sus partículas pueden ser rodeadas por moléculas de agua (solvatación).

Coloides hidrofóbicos: son partículas con grupos apolares por lo cual no pueden ser rodeadas por moléculas de agua y se mantienen separadas de ellas formando gotas en la superficie.

Los agentes tensioactivos o: son aquellos que disminuyen la tensión superficial de un líquido en este caso los líquidos apolares de manera que permiten que las gotas se rompan y ayudan a disolverlas.

Emulsionantes: Son agentes que contienen partículas anfipáticas, anfifílicas o anfóteras, es decir son tanto hidrofílicas como hidrofóbicas de manera que contienen grupos polares en un extremo y grupos apolares en el otro. Los grupos apolares interaccionan con los grupos apolares del líquido apolar y los grupos polares interaccionan con el agua permitiendo así su disolución.

Surfactantes: de las palabras inglesas "surface-active substances". Son moléculas anfifílicas que tienen prelidección por las interfases o superficies. Estas interfaces representan fronteras entre dos fases como la de un líquido no polar y otro polar.

TEMA 10 LA ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS:

Tipos de sólidos:

Sólidos Amorfos y cristalinos:

Sólidos amorfos: son los que no tienen estructura bien definida y ordenada se denominan. Algunos sólidos amorfos se denominan vidrios porque al igual que los líquidos fluyen, aunque lentamente Las partículas en los sólidos amorfos están dispuestas de forma irregular de manera que las fuerzas intermoleculares entre las partículas varían en intensidad dentro de la muestra. Los sólidos amorfos no presentan puntos de fusión precisos, sino que se ablandan en un intervalo de temperatura. (La fusión tiene lugar a diferentes temperaturas en distintas porciones de la muestra). Los sólidos amorfos se rompen con estructuras irregulares (piezas con aristas curvas y ángulos irregulares)

Sólidos cristalinos: La mayoría de los sólidos son estructuras con volumen y forma definidos. Poco comprensibles, densos y se difunden muy lentamente entre sí. Se caracterizan por su forma ordenada y compacta donde sus moléculas tienen movimientos vibracionales en torno a posiciones fijas (no hay movimiento traslacional ni rotacional). Los sólidos cristalinos tienen puntos de fusión bien definidos y su rotura produce fragmentos que tienen los mismos (o relacionados) ángulos interfaciales y las mismas características estructurales.

Estructuras de los cristales: Todos los cristales contienen disposiciones regulares de átomos, moléculas o iones

Celda Unidad: es la unidad de volumen más pequeña que de un cristal que muestra todas las características del sistema cristalinos: Es la unidad que se repite para formar las redes del cristal.

Las celdas unidad están empaquetadas en 3dimensiones construyendo la red, el ordenamiento tridimensional correspondiente al cristal.

Existen 7 sistemas cristalinos que se distinguen por las relaciones entre longitudes y los ángulos de la celda unidad y por la simetría de los modelos tridimensionales resultantes.

Los sistemas cristalinos son. Cúbico, tetragonal, ortorrómbico, monoclínico, triclínico, hexagonal, romboédrico.

Los cristales contienen la misma simetría que las celdas unidad que los constituyen porque:

Los cristales son múltiplos repetitivos de las celdas unidad.

Si sustituimos cada celda unidad por un punto (llamado punto reticular) situado en el mismo lugar de la unidad se nota que cada uno de ellos tiene el mismo entorno y son indistinguibles entre sí. La ordenación tridimensional de tales puntos se llama red.

Sustancias Isomorfas: Diferentes Sustancias que cristalizan en el mismo tipo de red.

Sustancias polimorfas: son aquellas sustancias que pueden cristalizar en distintos tipos de red.

Red cúbica Sencilla o primitiva. Solo las esquinas de la celda unidad (coincide con el punto reticular) son equivalentes.

Equivalentes: significa que los mismos átomos, moléculas o iones aparecen en entornos y orientaciones idénticas en las esquinas y/o en otras posiciones de la celda.

Esta posibilidad de que los átomos, moléculas o iones aparezcan con entornos y orientaciones idénticas en otros lugares de la celda da como resultado redes adicional a las sencillas.

Red cúbica centrada en el cuerpo: tiene puntos equivalentes en las esquinas y en el centro de la celda unidad.

Red centrada en las caras. Los puntos de sus esquinas son equivalentes más, los puntos del centro de cada una de sus caras.

Compuestos muy complejos cristalizan en estructuras con celdas unidad difícil de describir.

ENLACE EN LOS SÓLIDOS:

Clasificamos los sólidos cristalinos en categorías de acuerdo con los tipos de partículas en el cristal y en enlace o interacciones entre ellas.

Las cuatro categorías son: 1) Sólidos metálicos, 2) sólidos iónicos,3) sólidos moleculares, 4) sólidos covalentes:

Tipo	Metálico	Iónico	Covalentes	Moleculares
Partículas de la celda unidad	Iones metálicos en “gas electrónico”	Aniones, Cationes	Átomos	Moléculas (o átomos)
Fuerzas más fuertes entre partículas	Enlaces metálicos (atracciones entre cationes y e-)	Electroestático	Enlaces covalentes	Enlaces de London. Dipolo-dipolo. Uniones de H.
Propiedades	Blando a muy duros, buenos conductores de la electricidad y calor, margen amplio de puntos de fusión.	Duros, quebradizos, malos conductores de la electricidad y calor, puntos de fusión altos.	Muy duros, malos conductores de la electricidad y calor. Puntos de fusión altos.	Blandos, malos conductores de la electricidad y calor. Puntos de fusión bajos
Ejemplos	Li, Na, Ca	NaCl, CaBr2	Cdiamante, SiO2	N2  , CO2  ,P4O10

Sólidos Metálicos: Los metales cristalizan en forma de sólidos en la que los iones metálicos pueden visualizarse como situados en los puntos de la red embebidos en una nube de electrones deslocalizados. Casi todos los sólidos metálicos cristalizan en los siguientes tipos de red: 1) cúbica centrada en el cuerpo, 2) cúbica centrada en las caras, 3) hexagonal compacta. Estas dos últimas se denominan compactas porque las partículas están empacadas lo más juntas posible. Es por esto que los sólidos metálicos son muy densos.

Sólidos Iónicos: La mayoría de las sales cristalizan como sólidos iónicos con iones que ocupan la celda unidad. Las estructuras iónicas más comunes son: 1) cúbica centrada en las caras, 2) cúbica sencilla. Los iones en un sólido iónico solo pueden vibrar en torno a posiciones fijas, de modo que son malos conductores térmicos y eléctricos. Sin embargo cuando se funden son excelentes conductores debido a la libertad de los iones. Cada celda unidad debe contener igual números de iones - y + como lo indican su fórmula o múltiplos de estos.

Los radios Iónicos se obtienen a partir cristalografías de rayos X suponiendo que los iones adyacentes están en contacto entre sí a partir del conocimiento de su estructura cristalina.

Sólidos covalentes: también llamados sólidos de red se pueden considerar como moléculas gigantes de átomos enlazados covalentemente en una red cristalina extendida y rígida

Debido a su estructura rígida fuertemente enlazada la mayoría de los sólidos covalentes son muy duros y funden a T altas. Debido a que los e- están localizados en enlaces covalentes no son libres de moverse por lo que son malos conductores a Temperaturas Ordinarias.

Sólidos moleculares: Las posiciones de la red que describen celdas unidad representan moléculas o elementos monoatómicos. A pesar de que las fuerzas intramoleculares sean covalentes y fuertes, las fuerzas de atracción intermoleculares son más débiles. Van desde enlaces de H e interacciones dipolo- dipolo a mas débiles como las fuerzas de London. De manera que las moléculas se pueden desplazar fácilmente. Así los sólidos moleculares son blandos y con puntos de fusión bajos. Debido a que los electrones no se pueden mover de una molécula a otra son malos conductores térmicos y eléctricos.

Conductores: En los conductores sólidos la corriente eléctrica es transportada por los electrones en gases y líquidos lo hace a través de iones.

Los conductores sólidos por excelencia son los metales su propiedad de conducir el calor y la electricidad se explica por la teoría de las bandas. Según esta los iones metálicos se encuentran inmersos en una nube de electrones en orbitales deslocalizados, de manera que la e- no pertenece a 1 átomo sino al sólido. Estos e- se mueven en un orbital denominado banda de valencia . Si estos e- son excitados con la

Energía suficiente para superar el gap de banda y alcanzar la banda de conducción estos son capaces de crear una corriente eléctrica. Los metales pueden absorber calor a mediada que los e- se excitan de manera que también sirven como conductores térmicos.

Los conductores Líquidos son o bien soluciones de iones o metales fundidos.

Los gases también pueden conducir la electricidad pero no en condiciones ordinarias. Se tiene que dar lugar a un proceso de descarga o ruptura eléctrica del gas.

Semiconductores: es un componente que no es directamente un conductor de corriente, pero tampoco es un aislante. En los semiconductores se producen corrientes producidas por el movimiento de electrones como de las cargas positivas (huecos). Los semiconductores son aquellos elementos pertenecientes al grupo IV de la Tabla Periódica. Otra característica que los diferencia se refiere a su resistividad, estando ésta comprendida entre la de los metales y la de los aislantes.

La fuerza que mantiene unidos a los átomos entre sí es el resultado del hecho de que los electrones de conducción de cada uno de ellos, son compartidos por los cuatro átomos vecinos

A temperaturas bajas la estructura normal es en la cual no se observa ningún electrón ni hueco libre y por tanto el semiconductor se comporta como un aislante.

Estos cuatro electrones se encuentran formando uniones covalentes con otros átomos vecinos para así formal un cristal. Si esta estructura se encuentra a una temperatura muy baja o en el cero absoluto, el cristal tendrá tan poca energía que no hará posible la conducción eléctrica. Al aumentar la temperatura ciertos electrones adquieren suficiente energía para romper el enlace del que forman parte y "saltar" al siguiente orbital. Esto provoca la formación de un espacio vacío, que por carencia de electrones, posee carga positiva, a este espacio se lo denomina hueco. Cuando un electrón puede vencer la fuerza que le mantiene ligado al núcleo y por tanto abandona su posición, aparece un hueco, y le resulta relativamente fácil al electrón del átomo vecino dejar su lugar para llenar este hueco.  Este electrón que deja su sitio para llenar un hueco, deja a su vez otro hueco en su posición inicial, De esta manera el hueco contribuye a la corriente lo mismo que el electrón, con una trayectoria de sentido opuesto a la de éste.

Aislantes o No conductores: En ellos la magnitud de la banda prohibida es muy grande (6 eV), de forma que todos los electrones del cristal se encuentran en la banda de valencia incluso a altas temperaturas por lo que, al no existir portadores de carga libres, la conductividad eléctrica del cristal es nula. Un ejemplo es el diamante.

Equilibrio sólido líquido:

Punto de Fusión: de una sustancia es la temperatura a la cual sus fases sólidas y líquidas coexisten en equilibrio. El punto de fusión de un sólido es el mismo que el punto de solidificación de su líquido. Es la T a la cual la velocidad de fusión de un sólido es igual a la velocidad de solidificación de su líquido a una P determinada.

Punto de fusión normal: Es el punto de fusión de una sustancia a una atmósfera de presión. Los cambios de presión tienen poco efecto sobre los puntos de fusión pero grandes efectos sobre el punto de ebullición.

Equilibrio sólido -vapor: Los sólidos también experimentan evaporación por lo tanto también tienen una presión de vapor.

Sublimación: es el proceso por el cual las moléculas pasan directamente de sólido a vapor. El proceso inverso se llama Deposición:

El equilibrio sólido - vapor existe cuando la velocidad de sublimación es igual a la velocidad de deposición.

Calor molar de sublimación ("Hsub.): Es la energía necesaria para sublimar un mol de un sólido. Su unidad es Kj/mol.

"Hsub= "Hfus.+ "Hvap.

Esta ecuación es una demostración de la ley de Hess. (“El cambio entálpico para una reacción es el mismo tanto si tienen lugar en una o varias etapas.”). Esta ecuación solo es válida cuando los cambios de fase suceden a la misma temperatura.

LOS MATERIALES:

1. CEMENTOS: se denomina cemento a un aglutinante o conglomerante hidráulico que, mezclado con agregados pétreos (árido grueso o grava más árido fino o arena) y agua, crea una mezcla uniforme, manejable y plástica capaz de fraguar y endurecer al reaccionar con el agua y adquiriendo por ello consistencia pétrea, el hormigón o concreto. Su uso está muy generalizado, siendo su principal función la de aglutinante.

Tipos de cemento

Se pueden establecer dos tipos básicos de cementos:

de origen arcilloso: obtenidos a partir de arcilla y piedra caliza en proporción 1 a 4 aproximadamente;

de origen puzolánico: la puzolana del cemento puede ser de origen orgánico o volcánico.

Existen diversos tipos de cemento, diferentes por su composición, por sus propiedades de resistencia y durabilidad, y por lo tanto por sus destinos y usos.

Desde el punto de vista químico se trata en general de una mezcla de silicatos y aluminatos de calcio, obtenidos a través del cocido de calcáreo, arcilla y arena. El material obtenido, molido muy finamente, una vez que se mezcla con agua se hidrata y solidifica progresivamente. Puesto que la composición química de los cementos es compleja, se utilizan terminologías específicas para definir las composiciones.

2. CERÁMICOS: se emplean hace muchos años debido a sus propiedades constituye la utilización de materiales derivados de la arcilla.

1) Son materiales muy rígidos,, 2)Resisten muy bien las altas temperaturas, 3)Permanecen inalterables por el ataque de muchos químicos.

Su punto débil es la fragilidad. Los ladrillos o azulejos son ejemplos.

La arcilla es una materia formada principalmente por silicato de aluminios, y también contiene óxido de hierro y otras impurezas.

3. VIDRIOS: El vidrio es un material duro, frágil y transparente que ordinariamente se obtiene por fusión a unos 1.500 ºC de arena de sílice (SiO2), carbonato sódico (Na2CO3) y caliza (CaCO3).

LOS COMPUESTOS DEL SILICIO: el silicio es el elemento más abundante en la naturaleza (25.9%) después del oxigeno (49.40%).

Compuestos inorgánicos del silicio: Los principales compuestos del silicio son la sílice y los silicatos. Un material que se obtiene de la sílice por ejemplo es el vidrio. A partir de la sílice se obtienen las láminas de silicio muy puros que se emplean en la fabricación de los chips para computadoras y objetos electrónicos.

La sílice se calienta en horno eléctrico en presencia de carbono y se obtiene silicio puro + CO.

Compuestos orgánicos del silicio: el silicio es similar al carbono ya que consta de cuatro electrones de valencia. Sin embargo presentan diferencias fundamentales: 1) Los compuestos de silicio no tienen enlaces dobles o triples. 2) El silicio tiene gran apetencia por el O así que sus compuestos orgánicos además de llevar H llevan O. La búsqueda de compuestos orgánicos del silicio es importante para lograr polímeros como con los compuestos del carbono. Un polímero formado por compuestos de silicio es la silicona.

TEMA 11 TERMODINÁMICA.

Estudia los intercambios energéticos que acompañan a los procesos físicos o químicos.

Los intercambios energéticos se producen entre un sistema estudiado y su entorno que al menos que no se especifique se considera el universo.

Sistema: Porción del universo aislada real o imaginariamente para su estudio.

Tipos de sistema:

Sistema abierto: Cuando intercambia materia y energía con el medio ambiente.

Sistema cerrado: Cuando intercambia energía y no materia.

Sistema aislado: Cuando no intercambia ni materia ni energía con el medio.

Estado de un sistema. Podemos describir el estado de un sistema cerrado conociendo el valor de sus cuatro propiedades observables o variables de estado. P, V, T y composición. Esto lo podemos decir solo si el sistema está en estado de equilibrio. Diremos que un sistema cerrado está en equilibrio, cundo el valor de sus variables de estado no se altera con el tiempo. Cuando en un sistema cerrado se modifican algunas de sus propiedades de estado (o todas) el sistema sufre una transformación o proceso y pasa de un estado inicial de equilibrio a un estado final de equilibrio.

Estado y funciones: En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una magnitud física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio. Dado un sistema termodinámico en equilibrio puede escogerse un número finito de variables de estado, tal que sus valores, determinan unívocamente el estado del sistema El valor de una función de estado sólo depende el estado actual en que se encuentre el sistema sin importar cómo llegó a él.

Algunas variables de estado de un sistema en equilibrio son:

Conceptos para termodinámica:

Energía: es la capacidad de realizar un trabajo o transferir calor.

Sabemos entonces que podemos suministrar energía ya sea realizando un trabajo o suministrándole calor, del mismo modo el sistema puede transferir energía al entorno ya sea como trabajo o calor.

Trabajo (w): Implica un cambio de energía, en la cual un cuerpo se mueve a una distancia d, contra alguna fuerza. Esto es . (La termodinámica se ocupa de todos tipos de trabajos pero nos centraremos en el trabajo mecánico de expansión importante en los procesos que implican gases.

W: trabajo mecánico.

F: fuerza actuando sobre una distancia.

D: distancia " Si consideramos la P (fuerza aplicada en una superficie)

P: presión y s = superficie sobre la cual actúa la fuerza.

Como s.d = d2.d = d3 = "V

= = = =

Trabajo a Presión externa constante.

El trabajo realizado sobre un sistema depende de la presión externa y del volumen. Cuando la P externa es constante. El trabajo realizado solo va a depender de la Presión que ejerce el sistema por el cambio de V. El trabajo realizado sobre el sistema entonces será negativo

Comprensión (el V decrece) a P constante	Expansión (el V aumenta) a P constante
El trabajo se realiza por el entorno w es + el V 2 es menor que V1 el signo es - La disminución del V se debería no a la P externa que se mantiene K sino a una disminución del n de moles por ej.	El trabajo se realiza por el sistema w es - V2 es mayor que V1 el signo es + El aumento del V se puede deber al aumento de número de moles

Calor (q): Es la energía que toma o cede un sistema como consecuencia de una diferencia de temperatura con sus alrededores. Es cualquier clase de energía intercambiada entre un sistema cerrado y el medio ambiente, que no puede expresarse como trabajo mecánico. La unidad de calor es el Joule en el Si que se define como y también se utiliza la caloría.

1Caloría = 4.184J 1000cal=1kcal. 1Erg = 10 -7J.

Energía Interna U: de una sustancia representa toda la energía contenida en ella. Esta constituida por dos componentes, la energía cinética y la energía potencial.

La energía potencial proviene de la suma de las energías que mantienen a los átomos unidos para formar una molécula, más las energías de las posibles uniones moleculares.

La energía cinética molecular: es la suma de las energías cinéticas de todos los átomos y las moléculas contenidos en él, provenientes de sus movimientos.

Si sabemos que energía es la capacidad de realizar trabajo o transferir calor podemos definir energía interna como:

"

U = La variación de energía interna del sistema.

q = La cantidad de calor absorbida o transferida por el sistema.

W = El trabajo realizado sobre o por el sistema.

Convenio para los signos de q y w:

Cuando el entorno transfiere energía al sistema q + (proceso endotérmico) y cuando el entorno realiza un trabajo sobre el sistema w+

Cuando el sistema transfiere calor al entorno q- (proceso exotérmico) y cuando el sistema realiza un trabajo sobre el entorno w-.

Variación de la energía interna ("U): La deferencia entre la energía interna de los productos y la energía interna de los reactivos de una reacción química o de un cambio físico. "E viene dado por la ecuación.

"E =Efinal - Einicial = Eproductos - Ereactivos = q +W

Cambios de energía interna:

Un cambio de energía interna a P constante puede escribirse

Un cambio de energía interna a V constante, no da la posibilidad a que se realice un trabajo ya que V=0 por tanto la relación . Entonces un cambio en la energía interna a V constante será:

1ERA LEY DE LA TERMODINÁMICA: “La energía en el universo es constante”

La ley de la conservación de la energía es otra expresión de la 1era ley de la termodinámica: La energía de universo no se crea ni se destruye, sino que se transforma.

Termoquímica: es un capítulo dentro de la termodinámica que estudia específicamente la absorción y liberación del calor que acompaña a una reacción química.

Entalpía H: también llamada contenido de calor, es una variable de estado, que se define como la suma de la energía interna de un sistema termodinámico y el producto de su volumen y su presión. Se calcula en Kj/kg en el SI o también en Kcal/kg.

La mayoría de los procesos químicos, físicos se producen a presión constante.

Variación de entalpía ("H): El cambio en el contenido calorífico que acompaña a un proceso a presión k (constante), se define como cambio de entalpía.

El cambio entálpico se denomina comúnmente calor de reacción o cambio de calor

La variación de entalpía de un sistema a P k, es igual a la entalpía de los productos menos la entalpía de los reactivos.

=

Si la entalpía se define como y sabemos que durante el cambio de entalpía la P es K entonces. (T y P k)

Calorimetría (P/ laboratorio) (a P constante): Proceso experimental que nos permite medir el cambio de entalpía. Se lleva a cabo en un dispositivo denominado calorímetro, el cual no permite el intercambio de calor del sistema con el entorno, en él se mide el cambio de T de una cantidad conocida de una sustancia de calor específico conocido. El cambio de T es causado por la absorción o liberación de calor del proceso estudiado. El proceso se realiza a P k. Se escogen los reactivos de manera que no hay reactivos ni productos gaseosos para evitar el escape del matraz.

Para una reacción exotérmica, la cantidad de calor liberado se puede calcular a partir de la cantidad en la cual hace que aumenta la T del sistema. El calor se puede considerar dividido en dos partes:

(Cantidad de calor liberado en la rxn) = (cantidad de calor ganado por el calorímetro) + (cantidad de calor ganado por la sn).

La capacidad calórica de un calorímetro se determina por la adición de una cantidad conocida de calor y midiendo el aumento de la T del calorímetro y de la sn que contiene.

Entalpía (H) y Energía interna (U):

L definición fundamental de cambio de entalpía es:

A presión y T constante

Sabemos que Entonces podemos escribir.

A Presión constante trabajo . Así que

(T y Pk)

S i recordamos que entonces . La diferencia entre "U y "H es la cantidad de trabajo mecánico de expansión que el sistema puede realizar (). A menos que haya un cambio en el número de moles en el sistema esta diferencia es muy pequeña y se puede depreciar . Para un gas ideal . A T y P constantes . Una expresión de trabajo sustituyendo da . Así que:

Para un sistema gaseoso a P y T constante se cumple:

O .

Procesos exotérmicos: Son aquellos procesos que liberan energía en forma de calor.

Procesos endotérmicos: Son aquellos procesos que absorben energía de su entorno.

Calor

La capacidad calorífica: de un cuerpo es razón de la cantidad de energía calorífica transferida a un cuerpo en un proceso cualquiera por el cambio de su temperatura resultante. En una forma menos formal es la energía necesaria para aumentar 1 K su temperatura, (usando el SI) o un grado Celsius. Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicho cuerpo para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Es una propiedad extensiva. La capacidad calorífica no debe ser confundida con la capacidad calorífica específica o calor específico, el cual es la propiedad intensiva

Calor específico o capacidad calorífica específica: Es la cantidad de calor que es necesario suministrar a 1 gramo de una sustancia para elevar su temperatura en 1 grado, manteniendo la restricción de que no ocurra cambio de fase. Sus unidades son J/g o J. g -1. El calor específico ni la capacidad calorífica son constantes sino que varían con la temperatura y la presión.

Condiciones normales termodinámicas: El estado normal termodinámico se establece por convenio en Presión = 1atm, Temperatura igual a 25ºC o 298 K, concentración 1molar. El estado físico más estable de la sustancia en estas condiciones es su estado normal.

Cualquier cambio producido en condiciones normales termodinámicas se considera como cambio norma.

Calor o Entalpía molar normal de formación. (): De una sustancia es el cambio de entalpía para la reacción en que se forma un mol de sustancia en un estado específico a partir de sus elementos en sus estados normales.

Calor normal de combustión (): El calor que se libera cuando la sustancia reacciona con una cantidad suficiente de O2 gaseosos, estando las sustancias intervinientes en sus estados normales se denomina calor normal de combustión.

Calor de neutralización (): Es el calor implicado en un proceso de neutralización, estando as especies intervinientes en sus estados normales termodinámicos.

Calor sensible: Se denomina calor sensible al que aplicado a una sustancia hace subir su temperatura. Es aquel que recibe un cuerpo sin cambiar su estado físico mientras sube su temperatura

Para calentar una sustancia de un nivel térmico a otro (de una temperatura a otra) hace falta una cierta cantidad de calor, que es distinta para cada una (calor específico).

Calor latente o calor de cambio de estado: Es la energía absorbida por las sustancias al cambiar de estado. Latente en latín quiere decir escondido, y se llama así porque, al no cambiar la temperatura durante el cambio de estado, a pesar de añadir calor, éste se quedaba escondido. La idea proviene de la época en la que se creía que el calor era una sustancia fluida denominada Flogisto.

La entalpía de fusión o calor de fusión es la cantidad de energía necesaria para hacer que un mol de un elemento que se encuentre en su punto de fusión pase del estado sólido al líquido, a presión constante. Cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. Es una magnitud de termodinámica (H), cantidad de energía que se puede intercambiar. Unidades: kJ/mol

La entalpía de vaporización o calor de vaporización es la cantidad de energía necesaria para que la unidad de masa de un elemento que se encuentre en equilibrio con su propio vapor a una presión de una atmósfera pase completamente al estado gaseoso.

Bomba Calorimétrica (a V constante)

El calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y por el calorímetro. El diseño de la bomba no permite la pérdida de calor al entorno. Debido a que no entra ni sale calor durante el proceso se dice que

El producto de la masa de la bomba por su calor específico es igual a la capacidad calórica de la bomba, que permanece constante para todos los experimentos efectuados en dicha bomba.

De aquí que

En toda bomba calorimétrica las reacciones ocurren a V constante y no a P constante. Por lo tanto los cambios de calor no corresponden al cambio de entalpía

LEY DE HESS:

“El cambio entálpico para una reacción es el mismo tanto si tiene lugar en una o varias etapas” (de aquí que la entalpía sea una función de estado).

En términos generales la ley de Hess de la suma del calor se puede representar como

Aquí a, b, c se refieren a ecuaciones termodinámicas ajustadas que se pueden sumar para dar la ecuación de la reacción deseada.

Ejemplo: Considera la reacción siguiente:

Sin embargo esta reacción no se puede efectuar como está escrita así que es imposible medir el cambio de entalpía de forma directa. Se debe utilizar un camino indirecto utilizando la ley de Hess. Para empezar se han estudiado las siguientes reacciones C, H2, CH4 con O2 y se conocen con exactitud sus . A), B) Y C)

Debido a que se debe obtener una ecuación que contenga solo C e H2, como reactivos y CH4 como Productos se debe invertir C) para obtener D)

El siguiente paso es sumar las reacciones A), B) Y D)

En esta ecuación se cancelan todas las especies no esenciales; (O2, CO2 y H2O). Debido a que la ecuación anterior representa la síntesis entre un mol de CH4 a partir de sus elementos se obtiene

La regla general para aplicar la Ley de Hess es que se debe acomodar una serie de reacciones químicas de tal manera que cuando se sumen se cancelen todas las especies excepto los reactivos y productos que aparecen en la ecuación global para hacer esto en ocasiones se deben multiplicar las ecuaciones por coeficientes adecuados.

LEY DE LAVOISSIER -LAPLACE

“La cantidad de calor que se debe suministrar a un compuesto para descomponerlo en sustancias elementales, es igual al calor que se libera cuando la misma cantidad del compuesto se forma a partir se sus sustancias elementales”.

Si una reacción que se produce en determinado sentido va acompañada de un cambio térmico de determinado valor o signo, la reacción inversa irá acompañada de un cambio térmico de igual valor pero distinto signo.

Ej:

Entonces la reacción contraria será

Espontaneidad de la Reacción.

Procesos espontáneos: Son aquellos para los cuales el conjunto de productos es termodinámicamente más estable que el conjunto de los reactivos en unas condiciones determinadas. Estos procesos ocurren sin ninguna influencia exterior, es decir tiene una dirección natural. La espontaneidad termodinámica no está relacionada con la velocidad, es decir procesos espontáneos no necesariamente se producen a velocidades rápidas.

Procesos no espontáneos: Son aquellos para los cuales el conjunto de los productos son termodinámicamente más estables que e conjunto de los productos en unas condiciones determinadas.

Concepto de Entropía y 2da ley de la termodinámica:

Clausius estableció una desigualdad que es una reilación entre las temperaturas de un número arbitrario de fuentes térmicas y las cantidades de calor absorbidas o liberadas por ellas, cuando una sustancia recorre un proceso cíclico, cualquiera reversible o irreversible, intercambiando calor con las fuentes. Dicha igualdad es:

Donde la sumatoria se extiende a todas las fuentes térmicas.

Supongamos un sistema que recorre un ciclo reversible dos veces, primero en un sentido y luego en el otro. Llamemos al calor que fluye hacia el sistema en un punto cualquiera del primer ciclo y al calor que fluye al sistema en ese punto del segundo ciclo. Como las transformaciones del segundo ciclo son inversas de las del primero tendremos que:

Por otra parte podemos escribir la desigualdad de clausius para los dos ciclos:

La única manera de que esas tres relaciones puedan cumplirse es que en la relación sea válida la igualdad. Por lo tanto “cuando un sistema recorre un ciclo reversible la suma de todos los cocientes de la cantidad de calor suministrada al sistema en cada punto por su temperatura en ese punto es nula:

Como consecuencia de este resultado si A y B son dos puntos cualquiera de un ciclo reversible el valor del sumatorio extendido a todos los puntos entre A y B es el mismo con independencia del ciclo reversible considerado. Lo que indica que esa cantidad es una función de estado. Esta función de estado se denomina entropía y se define por la igualdad:

La entropía de un sistema se define únicamente para estados de equilibrio, su valor no puede conocerse pero sí se pueden calcular sus variaciones. Para un sistema irreversible el cálculo de la entropía se puede realizar ideando un sistema reversible entre dos estados extremos.

De acuerdo a la desigualdad de clausius se determina que en procesos irreversibles la entropía sólo puede aumentar, mientras que en los reversibles permanece constante = 0 y que no existen transformaciones donde la entropía disminuya. A razón de esto surge la 2da ley de la termodinámica.

2da LEY DE LA TERMODINÁMICA:

“En cambios espontáneos el universo tiende hacia el estado de máximo desorden”

ENTROPÍA: Es una función de estado termodinámica, es una medida del desorden del sistema. Cuanto mayor es el desorden del sistema mayor es su entropía.

La entropía S puede definirse como En el SI puede medirse en J7K.

De acuerdo a lo anterior se puede afirmar que en todos los procesos irreversibles la entropía aumenta.

Mientras que en los procesos reversibles se mantiene constante.

No existen transformaciones donde la entropía disminuya. En un sistema aislado la entropía siempre debe aumentar, puede ser que una parte del sistema la entropía disminuya y en otra aumente pero globalmente la entropía siempre aumenta.

La segunda ley de la termodinámica dice que la entropía del universo (no del sistema) aumenta durante un proceso espontáneo es decir

La entropía de un sistema en un proceso espontáneo puede disminuir o en un proceso no espontáneo puede aumentar. Lo importante es que la entropía del universo siempre tiende a aumentar ya sea en el sistema o en el entorno.

Para determinar entonces si la entropía global aumenta es necesario no sólo conocer la S de sistema sino la S del entorno por tanto

Calculo de la Cuando ocurre una reacción química esta libera o absorbe calor. Una reacción exotérmica libera calor y este calor aumenta las energías cinéticas de las moléculas de los alrededores aumentando el desorden o entropía. Podemos decir entonces que para un proceso exotérmico.

La magnitud en que este calor liberado aumenta la S del entorno esta determinado por la T externa si la T es alta el calor liberado no aumentará considerablemente la S si es lo contrario si por lo tanto podemos escribir la relación:

De forma que si el sistema disminuye su entropía en un proceso espontáneo, la entropía del entorno debe aumentar en mayor proporción de lo que la entropía del sistema disminuye. De esta manera la Es siempre positiva.

La no es posible medir directamente de manera que los cambios entrópicos que acompañan a los procesos físicos, químicos se dan en función de El subíndice sist. se omite al igual que "H se refiere al cambio entálpico del sistema.

3ra LEY DE LA TERMODINÁMICA:

“La entropía de una sustancia pura, perfectamente cristalina (ordenada) es cero en el cero absoluto (0 K)”.

La utilidad de esta ley es que podemos establecer la S absoluta para un estado de una sustancia sabiendo que la a 0K es igual a 0. Sólo se debe calcular la diferencia entre a la T en la que se encuentra la sustancia y la "S a 0K.

FACTORES DE LA ESPONTANEIDAD:

La espontaneidad se favorece pero no se requiere cuando se libera calor durante una reacción química o en un cambio físico.

Quiere decir que la liberación de calor al entorno favorece la espontaneidad del proceso en el sentido dado por la ecuación química. Pero que no todos los procesos espontáneos necesariamente tienen que ser exotérmicos.

Un aumento del desorden del sistema favorece la espontaneidad de la reacción.

Por lo tanto un proceso será espontáneo:

• si el sistema es exotérmico y si aumenta la entropía del sistema.

• Si el sistema disminuye su entropía, debe ser compensando por la exotermicidad del proceso.

• Si el sistema es endotérmico. Debe ser compensado por el aumento de la entropía del sistema.

Para determinar la espontaneidad de una reacción se debe hacer teniendo en cuenta siempre tanto la "H y la "S. Pero por sí mismos no pueden predecir la espontaneidad de la reacción.

Tanto la energía interna, la entalpía y la entropía son unidades que no pueden determinarse directamente y solo podemos calcular su variaciones teniendo en cuenta distintos estados de un sistema.

El profesor de matemáticas y física Williams Gibbs formuló la relación entre entalpía y entropía en términos de otra función de estado que es más útil para predecir la espontaneidad de los procesos, ya que sólo se considera el estado termodinámico en función del sistema.

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS:

Sabemos que

Y que por lo tanto podemos remplazar

Al multiplicar por T ambos lados de la ecuación se obtiene.

Por conveniencia se cambia la ecuación anterior multiplicándola por -1 y el signo se cambia por

Esta ecuación se establece para una reacción a P constante y a la temperatura T. Si la relación es menor que 0 el proceso es espontáneo.

A esta función de estado se la denominó energía libre de Gibbs

Se define como:

El cambio de la energía libre de Gibbs a temperatura y Presión constante vale:

La magnitud en que la energía libre de Gibbs disminuye es la energía útil máxima que se puede obtener en forma de trabajo en un proceso dado a temperatura constante.

Es un indicador de la espontaneidad de un proceso químico o físico a P y T constante

• Si hay disminución neta de la energía útil, "G es negativo y el proceso espontáneo.

• Si hay un incremento neto de la energía libre del sistema durante el proceso "G es positivo y el proceso no espontáneo en las condiciones dadas.

• Si "G = 0 el sistema se encuentra en equilibrio.

De la ecuación vemos que "G se hace más negativo (más chico) a medida que:

"H se hace más negativo (proceso libera más calor).

"S se hace más positivo. (el proceso da como resultado un mayor desorden).

La "G depende de las concentraciones de las sustancias implicadas y también depende marcadamente de la T.

Relación de la energía libre de gibbs y el equilibrio químico.

Suponga que una reacción química se inicia con todos los reactivos en sus estados estándar (todos a concentración 1M). Tan pronto como comienza la reacción, la condición del estado estándar ya no existe ni para los reactivos ni los productos, ya que ninguno permanece a una concentración 1M. Para predecir la dirección de la reacción en condiciones que no son las del estado estándar se debe utilizar la en vez de .

La relación entre y que se deduce de la termodinámica es:

R= constante de los gases 8.314J/K.mol.

T=temperatura absoluta de la rxn.

Q= cociente de reacción.

Se observa que depende de dos cantidades: y . Para una ecuación dada a temperatura T el valor de es fijo, pero el de no lo es porque Q varía con la composición de la mezcla de reacción. Considere dos casos especiales:

Caso 1: si tiene un valor grande negativo, el término no será suficientemente positivo para aproximarse al término hasta que se forme una cantidad significativa de productos.

Caso 2: Si tiene un valor grande positivo, el término será negativo y de mayor absoluto que , sólo en la medida que se haya formado una pequeña cantidad de producto y la concentración del reactivo sea grande con respecto a la del producto.

Por definición en el equilibrio y Q= K donde K es la constante de equilibrio.

Entonces:

En esta ecuación se utiliza Kp para los gases y Kc para las reacciones en soluciones. Cuanto mayor sea K. será más negativo Esta ecuación permite calcula la constante de equilibrio de una reacción si se conoce el cambio de energía libre estándar y viceversa. Es importante que la ecuación relaciona la constante de equilibrio con y no con . La energía libre real cambia según avanza la reacción y se vuelve 0 en el equilibrio. Por otra parte y K son constantes para una reacción a una temperatura dada.

TEMA 12 CINÉTICA QUÍMICA: La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones químicas y los mecanismos mediante los cuales tienen lugar

LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN: La velocidad de reacción se define como la cantidad de reactivos que se transforma o producto que se forma por unidad de tiempo. La unidad es molaridad/segundos (M /s).

TEORÍA DE COLISIONES DE LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN:

La noción fundamental de esta teoría dice que para que una reacción tenga lugar, las moléculas, átomos o iones deben en primer lugar colisionar entre sí. Sin embargo no todas las colisiones resultan en una rxn. Para que una colisión sea efectiva los reactivos deben:

1) poseer una energía mínima necesaria para reordenar los e- externos para romper enlaces y formar otros nuevos.

2) tener las orientaciones adecuadas entre sí en el momento de las colisiones.

- El aumento de la concentración produce un mayor número de colisiones.

- A temperaturas más altas hay más moléculas que poseen energía suficiente para reaccionar. Si las moléculas que colisionan no poseen la posición adecuada no reaccionan aunque posean suficiente energía.

- Agregar un catalizador aumenta la cantidad de reactivos que reaccionan.

TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN.

Las reacciones químicas implican la ruptura y formación de enlaces químicos. La energía asociada a estos enlaces es una forma de energía potencial. Las reacciones están acompañadas de cambios de energía potencial.

Para que una reacción tenga lugar se deben romper algunos enlaces para que se puedan formar otros. Esto solo puede ocurrir si las moléculas colisionan con la energía cinética suficiente para superar la energía potencial de estabilización de los enlace.

Según esta teoría los reactivos pasan a través de un estado intermedio de vida corta y energía elevada denominado estado de transición antes de que se formen los productos.

La energía de activación Ea es la energía adicional que debe ser absorbida por los productos en su estado fundamental para permitirles alcanzar estado de transición. (Superar la barrera de energía potencial de estabilización de los enlaces).

R en estado fundamental................... R en estado de transición.............................Productos.

- El aumento de la T altera la fracción de moléculas que pueden superar una determinada barrera energética.

- La introducción de un catalizador disminuye las energías de activación necesarias para alcanzar el estado de transición.

LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN:

Las velocidades de rxn se expresan en moles por seg. Si se conoce la ecuación química para una rxn, su velocidad se puede determinar mediante el cambio en la concentración de cualquier reactivo o producto que se pueda detectar cuantitativamente.

• Para describir la velocidad debemos determinar la concentración de un reactivo en tiempos distintos a medida que la reacción avanza.

• Si consideramos una rxn hipotética:

• La cantidad de cada sustancia viene dada por su concentración (M=Mol/L).

• La velocidad en la cual procede la rxn se puede describir en términos de -" [R] /"t (velocidad en que desaparece un reactivo) o " [P] /"t (velocidad en que aparece un producto).

• La velocidad de una rxn es siempre positiva.

• Si ni ocurre ninguna otra rxn los cambios de concentración se relacionan entre sí. Es decir por cada a mol/L que [A] disminuya, [B]debe disminuir en b mol/L, [C] debe aumentar en c mol/L y así sucesivamente.

FACTORES QUE AFECTAN LAS VELOCIDADES DE LA REACCIÓN:

Naturaleza de los reactivos: dentro de este factor podemos encontrar tres determinantes:

Los estados físicos de los reactivos: si la sustancia se encuentra en los estados menos condensados (líquido y gaseoso) aumenta la velocidad de la reacción.

El grado de subdivisión de los reactivos. La velocidad de la reacción depende del área superficial o grado de subdivisión. El grado de subdivisión máximo haría que todas las moléculas del reactivo fueran accesibles para reaccionar en un momento dado. (reacciones entre sustancias pulverizadas o en solución)

Las identidades químicas de los reactivos y productos: Las reacciones que implican atracciones de tipo electroestática (entre iones) son generalmente más rápidas que las reacciones que implican la ruptura de enlaces covalentes.

Concentración de los reactivos: LA EXPRESIÓN DE LA LEY DE LA VELOCIDAD.

• A medida que las concentraciones de los reactivos cambian a temperatura constante la velocidad de la reacción cambia. Generalmente a mayor concentración mayor velocidad.

La ley de velocidad describe de que manera V rxn varía con la concentración: La expresión de la Ley de velocidad en la que A, B.... son reactivos tiene la forma general:

Velocidad = K [A]x [B]y......

La constante K (constante específica de velocidad)

su valor es para una reacción específica.

Sus unidades dependen del orden global de reacción.

Su valor no cambia con las concentraciones tanto de reactivos como de productos.

Su valor no cambia con el tiempo.

Su valor es para una rxn a una T determinada y cambia cuando cambia T.

Su valor depende de la presencia o no de catalizadores.

Su valor se debe determinar experimentalmente para la rxn.

Los valores de los exponentes y e x y de la constante K, no necesariamente se relacionan con los coeficientes de la ecuación química ajustada para la rxn global y deben ser determinados experimentalmente.

Los exponentes y; x generalmente son números enteros y cero, pero pueden ser números fraccionarios o negativos.

Si el exponente es:

0: la velocidad de la rxn no depende de la [R]. La rxn es de orden 0 respecto ese reactivo.

1: la velocidad de rxn es directamente proporcional a la [R] ([del reactivo especificado]). La rxn es de primer orden respecto de ese R.

2: la velocidad de la rxn es directamente proporcional al cuadrado de la [R]. Rxn de segundo orden respecto de ese reactivo.

Así sucesivamente.

El valor de x es el orden de la rxn con respecto de A e y es el orden de la reacción con respecto a B.

El exponente x e y se pueden determinar de:

La razón entre la variación de la velocidad inicial y la razón entre la variación de la [del R determinado].

Para determinar el orden global de la reacción se suman los exponentes a los que se elevan las concentraciones de los reactivos.

Temperatura

La energía cinética media de un conjunto de moléculas es proporcional a la temperatura absoluta.

A una T1 cualquiera una fracción de definida de las moléculas reaccionantes tiene suficiente energía Ea, para reaccionar formando moléculas de producto al colisionar. A una mayor temperatura T2, una fracción mayor de moléculas posee la energía de activación necesaria y la rxn procede a mayor velocidad.

Catalizadores

Los catalizadores son sustancias que se pueden añadir a sistemas en reacción para modificar la velocidad de las reacciones. Permiten que las reacciones tengan lugar mediante caminos alternativos que aumentan las velocidades de reacción disminuyendo las energías de activación.

Un catalizador toma parte activa en la reacción, pero se regenera por completo en los pasos sucesivos. Un catalizador no aparece en la ecuación química balanceada.

Se puede describir dos tipos de catalizadores:

Catalizadores homogéneos y catalizadores heterogéneos.

Catálisis homogénea:

Un catalizador homogéneo existe en la misma fase que los reactivos.

En una reacción se debe distinguir entre las diversas especies que pueden aparecer en el mecanismo de una rxn:

Reactivo: se consume más del que se forma.

Producto: se forma más del que se consume.

Intermedio de reacción: formado en las 1eras etapas, después se consume en igual cantidad en etapas posteriores.

Catalizador: consumido en las primeras etapas, regenerado en igual cantidad en etapas posteriores.

Catálisis heterogénea:

Un catalizador heterogéneo (también conocido como catalizador de contacto), está presente en una fase diferente que la de los reactivos. Son normalmente sólidos y disminuyen las energías de activación proporcionando superficies sobre las cuales pueden tener lugar las reacciones.

Esta catálisis se da por los procesos de adsorción (1 o más R se adicionan a la superficie sólida). Algunas moléculas de reactivo pueden mantenerse en orientaciones determinadas, en otras se pueden romper enlaces para formar átomos o fragmentos moleculares más pequeños. Esto activa los reactivos.

Luego se produce la desorción, las moléculas de producto dejan la superficie. Liberando los puntos de reacción. Los catalizadores heterogéneos son más efectivos en forma de partículas pequeñas porque se aumenta la superficie de contacto.

MECANISMOS DE REACCIÓN: Una ecuación global balanceada no indica mucho al respecto de como se lleva a cabo la reacción, En muchos casos solo se representan una suma de pasos elementales o reacciones elementales; que son una serie de reacciones sencillas que representan el avance de la reacción global a nivel molecular. El término que se utiliza para la secuencia de pasos elementales que conducen a la formación del producto se denomina mecanismo de reacción. Ej.:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Se sabe que el producto no se produce directamente por la colisión de los reactivos porque se detecto la presencia de N2O2.

La ecuación química total que esta dada por la suma de los pasos elementales.

Las especies como el N2O2 se denominan intermediarios de reacción porque aparecen en el mecanismo de reacción pero no en la ecuación global balanceada.

MOLECULARIDAD DE UNA REACCIÓN: es el número de moléculas que reacciona en un paso elemental. Estas moléculas pueden ser las mismas o diferentes. La mayoría de las reacciones estudiadas son bimoleculares, pero también existen unimoleculares y trimoleculares pero estás últimas son muy raras ya que la probabilidad de que se encuentren tres moléculas capaces de reaccionar es escasa.

CFC: El clorofluorocarburo, clorofluorocarbono o clorofluorcarbonados (denominados también CFC) es cada uno de los derivados de los hidrocarburos saturados obtenidos mediante la sustitución de átomos de hidrógeno por átomos de flúor y/o cloro principalmente.

Debido a su alta estabilidad físico-química y su nula toxicidad han sido muy usados como líquidos refrigerantes, agentes extintores y propelentes para aerosoles. Fueron introducidos a principios de los treinta por ingenieros de General Motors, para sustituir a materiales peligrosos como el dióxido de sulfuro y el amoniaco.

La fabricación y empleo de CFC fueron prohibidos por el protocolo de Montreal, debido a que los CFC destruyen la capa de ozono. Sin embargo, pese a ello, la reciente producción de CFC repercutirá sobre el medio ambiente efectos negativos en las próximas décadas.

El mecanismo a través del cual atacan la capa de ozono es una reacción fotoquímica: al incidir la luz sobre la molécula de CFC, se libera un átomo de cloro con un electrón libre, denominado radical Cloro, muy reactivo y con gran afinidad por el ozono, rompiendo la molécula de éste último. La reacción es catalítica, se estima que un sólo átomo de cloro destruye hasta 30.000 moléculas de ozono. El CFC permanece durante unos dos años en las capas altas de la atmósfera donde se encuentra el ozono.

El estudio de la cinética química contribuyó enormemente a este caso ya que permite conocer la vida media de los productos nocivos en la atmósfera y también la velocidad de reacción de esta manera se puede establecer aproximaciones de la gravedad de su utilización teniendo en cuenta la cantidad de tiempo que el radical libre permanece en la atmósfera y durante el cual es capaz de producir reacciones y la velocidad con las que estas se producen.

Reacciones fotoquímicas: La fotoquímica puede ser introducida como una reacción que procede con la absorción de luz. Normalmente, una reacción (no sólo una reacción fotoquímica) ocurre cuando una molécula gana la energía de activación necesaria para experimentar cambios. Esta es una reacción química en la que una o más moléculas o especies químicas se transforman en otras. Para que esta reacción se lleve a cabo debe ser suministrada energía de activación. La energía de activación es provista en la forma de calor o una chispa. En el caso de las reacciones fotoquímicas, es la luz la que provee la energía de activación.

La absorción de un fotón de luz por una molécula reactiva puede además permitir que ocurra una reacción no sólo llevando la molécula a la energía de activación necesaria, sino también cambiando la simetría de la configuración electrónica de la molécula, permitiendo un camino de reacción de otra forma inaccesible.

QUÍMICA NUCLEAR:

Reacciones nucleares: las reacciones nucleares implican cambios en la composición de los núcleos. Estos procesos están acompañados de liberación de grandes cantidades de energía.

Reacciones nucleares:	Reacciones químicas ordinarias.
los elementos pueden convertirse unos en otros. Están implicadas partículas de los núcleos. Se liberan o absorben tremendas cantidades de energía. La velocidad de reacción no está influenciada por factores externos.	No pueden producirse nuevos elementos. Habitualmente solo participan los electrones más externos. Se liberan o absorben cantidades de energía relativamente pequeñas. La velocidad de reacción depende de factores como concentración, temperatura, catalizador y presión.

Existen dos tipos principales de reacciones nucleares:

Fisión nuclear: es el desdoblamiento de un núcleo pesado en otros más ligeros.

Fusión nuclear. Es la combinación de núcleos ligeros para producir uno más pesado.

Radiactividad natural: fue descubierta por Becquerel (acontecimiento que también fue atribuido al matrimonio Marie y Pierre Cuerie), estudios posteriores por Rutherford mostraron que los átomos de un elemento pueden ser convertidos en átomos de otros elementos mediante desintegraciones nucleares espontáneas.

Radiactividad artificial: Se produce la radiactividad inducida cuando se bombardean ciertos núcleos estables con partículas apropiadas. Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado penetran dentro del núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable, se desintegra después radiactivamente. Fue descubierta por los esposos Jean Frédéric Joliot-Curie e Irène Joliot-Curie, bombardeando núcleos de boro y aluminio con partículas alfa. Observaron que las sustancias bombardeadas emitían radiaciones después de retirar el cuerpo radiactivo emisor de las partículas de bombardeo.

VELOCIDADES DE DESINTEGRACIÓN Y VIDA MEDIA:

Las velocidades de todas las desintegraciones radioactivas son independientes de la temperatura y obedecen a una cinética de primer orden ()

Velocidad de desintegración = K[A]

La ecuación de velocidad integrada para un proceso de primer orden es:

O

A representa a la cantidad de radionucleótido de interés en desintegración que queda después de un tiempo t y A0 es la cantidad de A al principio de la observación. K es la constante de velocidad que es diferente para cada radionucleótido. Cada átomo se desintegra independientemente de los otros, así que el coeficiente a para la desintegración radioactiva es siempre 1. Por lo tanto se debe eliminar de los cálculos.

Si N representa el número de desintegraciones por unidad de tiempo se obtiene una relación similar.

O

La vida media t1/2: es el tiempo necesario para que reaccione la mitad de la muestra original. Para un proceso de primer orden t1/2 está dado por la ecuación

TEMA 13: EQUILIBRIO QUÍMICO:

La mayoría de las reacciones químicas no llegan a completarse. Esto es, cuando se mezclan los reactivos en cantidades estequiométricas, no se convierten completamente en los productos. Las reacciones que no llegan a completarse y que tienen lugar en ambos sentidos se llaman reacciones reversibles.

Las reacciones reversibles se pueden representar:

La doble flecha indica que la reacción es reversible.

“Existe equilibrio cuando dos reacciones opuestas tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad”

Los equilibrios químicos son dinámicos, es decir las moléculas individuales están reaccionando constantemente, aunque la composición global de la mezcla de reacción no cambia.

Un sistema en equilibrio, se dice que el equilibrio está desplazado a la derecha si hay mas C y D presentes que A y B y desplazado si ocurre lo contrario.

La constante de equilibrio.

En términos generales para una reacción la constante de equilibrio se puede escribir:

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO KC. Se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos cada uno elevado a la potencia que corresponde a su coeficiente estequiométrico, dividido por el producto de las concentraciones en el equilibrio de los reactivos, cada uno elevado a la potencia correspondiente.

Los valores de Kc son adimensionales son numéricamente equivalentes a concentraciones molares pero no tiene unidades.

La magnitud de Kc es una medida de la extensión en la que tiene lugar una reacción y debe ser determinado experimentalmente sus valores están tabulados para una reacción a un T dada. Para cualquier reacción, el valor de Kc:

Sólo varía con la temperatura.

Es constante a una temperatura dada.

Es independiente de las concentraciones iniciales.

Valores de Kc mayor que 1 ([Productos] mayor que [Reactivos]). En equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten en producto.

Valores de Kc menor a 1: En equilibrio la mayoría de los reactivos permanece sin reaccionar.

El valor de Kc permite calcular las concentraciones en equilibrio de cualquiera de las especies a partir de la definición de Kc.

LOS FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO:

Principio de LeChatelier:

Si se aplica un cambio de condiciones (stress=cambio)a un sistema en equilibrio, el sistema responde de la forma que mejor reduzca esos cambios para alcanzar de nuevo el equilibrio (Un sistema en equilibrio tiende siempre al equilibrio).

Hay cuatro tipos de cambios a considerar:

Cambios en la concentración.

Cambios en la presión (cambios de volumen debidos a reacciones en fase gaseosa).

Cambios de temperatura.

Introducción de catalizadores.

Cambios en la concentración

Si se añade más reactivo o producto en el sistema, los cambios se minorizan desplazando el equilibrio en la dirección que consume algo de sustancia añadida.

Si un producto o reactivo se retira de un sistema en equilibrio la reacción que produce esa sustancia tiene lugar en mayor extensión que su inversa.

Cambios en volumen y presión:

Cambios de presión modifican de modo significativo en las concentraciones de los gases (no así de sólidos y líquidos). Si consideramos

PV = n R T o P =

n/V = concentración mol/L.

A temperatura constante n R y T son constantes. Así el volumen ocupado por un gas disminuye, su presión parcial aumenta y su concentración (n/V) aumenta.

Si el volumen de gas aumenta, tanto su presión parcial como su concentración disminuyen.

• Un descenso del volumen (aumento de presión) desplaza el equilibrio en el sentido que produce menor número de moles de gas.

• Un aumento del volumen (descenso de presión) desplaza la reacción en el sentido que produce mayor número de moles de gas.

• Si no hay cambio en el número de moles de los gases en la reacción, un cambio de volumen (presión) no afecta a la posición de equilibrio.

Cambios de temperatura.

Si consideramos una reacción exotérmica el aumentar la T desplaza la reacción hacia la izquierda. (Eliminando el calor excedente).

Disminuyendo la T favorece la reacción a la derecha (repone el calor eliminado).

Un aumento de temperatura favorece reacciones endotérmicas.

Un descenso de temperatura favorece reacciones exotérmicas.

Introducción de un catalizador.

Añadir un catalizador cambia la velocidad del sistema pero no puede desplazar el equilibrio a favor ni de reactivos ni de productos. Debido a que un catalizador afecta la energía de activación tanto de la reacción directa como de la inversa por igual, cambia ambas reacciones por igual. El equilibrio se establece más rápido en presencia de un catalizador.

EQUILIBRIOS HETEROGENEOS:

Los procesos en equilibrio cuyas especies se encuentran en una sola fase se denominan equilibrios homogéneos. Los equilibrios heterogéneos implican a especies en más de una fase.

Considera la siguiente reacción en equilibrio.

Cuando se alcanza el equilibrio por este sistema, hay presente un sólido, un líquido y un gas. Ni los sólidos ni los líquidos se ven afectado significativamente por cambios de presión. La definición fundamental de la constante de equilibrio en termodinámica se hace en términos de las actividades de las sustancias implicadas.

Para sólidos y líquidos puros, la actividad se toma como 1 de modo que no aparecen términos para sólidos y líquidos puros en las expresiones de K para equilibrios heterogéneos.

Así para la reacción y

Estas constantes indican que el equilibrio existe a una determinada temperatura y a una y sólo una concentración y una presión parcial del oxígeno en contacto con el mercurio líquido y óxido de mercurio (II) sólido.

PRESIONES PARCIALES Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO:

PV = n R T o P = o P= M (RT).

Para reacciones donde las especies reaccionantes son gases preferimos expresar la K de equilibrio en términos de presiones parciales en atmósferas Kp.

En general:

TEMA 14 REACCIONES EN DISOLUCIONES ACUOSAS

Clases de sustancias que son solubles en agua y forma en que existen

ELECTRÓLITOS Y EXTENSIÓN DE LA IONIZACIÓN:

Electrólitos son las sustancias cuyas disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica.

Los electrólitos fuertes conducen bien la electricidad en disoluciones DILUIDAS.

Los electrólitos débiles conducen muy poco la electricidad en disoluciones DILUIDAS.

Las disoluciones de no electrólitos no conducen la electricidad.

La disociación se refiere al proceso en que un COMPUESTO IÓNICO sólido se separa en sus iones en solución.

Los compuestos moleculares (covalentes) existen como moléculas discretas (s/ carga) y no contienen iones. Sin embargo muchos compuestos moleculares forman iones en disolución acuosa. La ionización se refiere al proceso en el que un COMPUESTO MOLECULAR se separa formando iones.

Las tres clases principales de solutos que son electrólitos fuertes son: 1) ácidos fuertes 2) bases fuertes solubles y 3) la mayoría de las sales solubles.

LA CONSTANTE DIELÉCTRICA O PERMITIVIDAD RELATIVA de un medio continuo es una propiedad macroscópica de un medio dieléctrico relacionado con la permitividad eléctrica del medio.

El nombre proviene de los materiales dieléctricos, que son materiales aislantes o muy poco conductores por debajo de una cierta tensión eléctrica llamada tensión de rotura. El efecto de la constante dieléctrica se manifiesta en la capacidad total de un condensador eléctrico o capacitor. Cuando entre los conductores cargados o paredes que lo forman se inserta un material dieléctrico diferente del aire (cuya permitividad es prácticamente la del vacío) la capacidad de almacenamiento de la carga del condensador aumenta. De hecho la relación entre la capacidad inicial Ci y la final Cf vienen dadas por la constante eléctrica:

Donde  es la permitividad eléctrica del dieléctrico que se inserta.

Además el valor de la constante dieléctrica K de un material define el grado de polarización eléctrica de la sustancia cuando esta se somete a un campo eléctrico exterior. El valor de K es afectado por muchos factores, como el peso molecular, la forma de la molécula, la dirección de sus enlaces (geometría de la molécula) o el tipo de interacciones que presente. Cuando un material dieléctrico remplaza el vacío entre los conductores, puede presentarse la polarización en el dieléctrico, permitiendo que se almacenen cargas adicionales. La magnitud de la carga que se puede almacenar entre los conductores se conoce como capacitancia ésta depende del material existente entre los conductores, el tamaño, la forma de los mismos y su separación.

ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES

Los ácidos fuertes en disolución acuosa diluida se ionizan (se separan en iones H+ y aniones estables) completamente o casi completamente. Los siete ácidos fuertes comunes son los siguientes HCl (ácido clorhídrico), HBr, HI, HNO3, HClO4 (ácido perclórico), HClO3 (ácido clórico), H2SO4.

Como estos ácidos se disocian completamente o casi completamente sus disoluciones contienen predominantemente sus iones en vez de moléculas de ácido.

La especie que se escribe H+ (aq) a veces puede escribirse H3O+ o [H (H2O)+] para representar la hidratación.

Los ácidos débiles (electrólitos débiles): se ionizan solo ligeramente (habitualmente menos del 5%) en disoluciones acuosas diluidas. Generalmente la disociación de ácidos débiles en disolución son procesos reversibles.

BASES FUERTES SOLUBLES, BASES INSOLUBLES Y BASES DÉBILES.

Las bases fuertes solubles: son solubles en agua y están completamente disociados en disoluciones acuosas. Las bases fuertes solubles comunes son los hidróxidos de los metales del grupo IA Y IIA.

Bases insolubles: Otros metales forman hidróxidos iónicos pero son poco solubles en agua y no pueden producir disoluciones fuertemente básicas (con gran presencia de iones OH-) [ejemplos Cu (OH)2, Zn(OH2) , Fe(OH)2 Y Fe(OH)3.]

Bases débiles comunes son solubles en agua pero solo se ionizan ligeramente en disolución. (Ejemplo NH3 y compuestos orgánicos relacionados con el N) [Estas bases generalmente son compuestos MOLECULARES (no iónicos) que se ionizan solo ligeramente a veces son llamadas bases moleculares.]

REACCIONES ÁCIDO -BASE

La reacción de un ácido con una base hidróxido metálico produce sal y agua. Tales reacciones se denominan de neutralización porque las propiedades típicas de ácidos y bases se neutralizan.

En casi todas las reacciones de neutralización la fuerza impulsora es la combinación de H+ (aq) de un ácido con el OH- (aq) de una base para formar moléculas de agua.

PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES ACUOSAS DE ÁCIDOS Y BASES

Las soluciones de los ácidos protónicos (que contienen átomos de H acídicos) presentan ciertas propiedades que corresponden a los iones H hidratados.

Tienen sabor agrio (ejemplo el limón con acido cítrico)

Cambian de color a muchos indicadores.

Los ácidos no oxidantes reaccionan con metales más activos que el H, liberando H2 gaseoso.

Reaccionan con óxidos e hidróxidos metálicos dando sales y agua.

Las soluciones de ácidos fuertes conducen la corriente eléctrica.

Las disoluciones de la mayoría de las bases presentan ciertas propiedades debido a los iones OH-.

Tienen sabor amargo.

Tienen un tacto resbaladizo.

Cambian el color de muchos indicadores.

Reaccionan con ácidos protónicos dando sales y agua.

Sus soluciones conducen la corriente eléctrica porque están disociados o ionizados.

TEORÍAS ÁCIDO - BASE

Teoría de Arrhenius:

En 1887 Svante Arrhenius presento su teoría de disociación eléctrica que produjo como resultado la teoría de Arrhenius de las reacciones ácido - base.

“Un ácido es una sustancia que contiene H y produce H+ en disoluciones acuosas. Una base es una sustancia que contiene el grupo OH y produce iones OH- en solución acuosa”

Se define neutralización como la combinación de H+ y OH- para formar agua.”

Teoría de Bronsted y Lowry

En 1923 J. N Bronsted y T. M. Lowry presentaron independientemente extensiones a la teoría de arrhenius.

“Un ácido se define como un donador de protones H+ y una base se define como un aceptor de protones.”

Una reacción ácido-base es la transferencia de un protón ácido a una base.

Podemos describir las reacciones ácido- base de Bronsted y Lowry en términos de pares conjugados ácido - base. Estas son especies que difieren en un protón. Un ácido al ceder H+ produce siempre su base conjugada y una base al aceptar H+ produce su ácido conjugado.

Cuanto más débil sea un ácido, mayor es la fuerza como base de su base conjugada. Así mismo cuanto más débil sea una base más fuerte será el carácter ácido de su ácido conjugado.

Teoría de Lewis

En 1923 el profesor G.N. Lewis presentó la más completa de las teorías ácido base.

“Un ácido es cualquier especie que puede aceptar la compartición de un par de electrones. Una base es cualquier especie que puede donar la compartición de un par electrónico.”

La neutralización se define como la formación de un enlace covalente dativo. (O coordinado)

Es un tipo de enlace donde los dos electrones compartidos son suministrados por un solo átomo.

CÁLCULOS:

Valoraciones ácido base (titulación) (estandarización)

Es el proceso en que una solución de un reactivo de concentración conocida (disolución patrón), se añade a una solución de otro reactivo de concentración desconocida, y se mide el volumen de la solución patrón necesario para la reacción completa para poder determinar la concentración de la solución de concentración desconocida.

Las soluciones de concentraciones conocidas se denominan solución patrón.

Para poder determinar cuando se completa la reacción se recurre a sustancias indicadoras.

Un indicador es una sustancia que puede existir en diferentes formas, con diferentes colores que dependen de las concentraciones de H+ en la solución.

Para una titulación se debe elegir un indicador que cambie de color en el punto en el que hayan reaccionado cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base (Punto de equivalencia).

En punto en el que el indicador cambia de color y la titulación termina se denomina punto final.

Idealmente el punto final debería coincidir con el punto de equivalencia.

PESOS EQUIVALENTES Y NORMALIDAD

Un mol de un ácido no neutraliza NECESARIAMENTE un mol de base, para mantener la reilación uno a uno se prefiere trabajar en reacciones ácido base con la NORMALIDAD: Número de pesos equivalentes de soluto por litro de solución.

En las reacciones ácido- base un peso equivalente se define como la masa del ácido (en gr.) que proporcionara un mol de iones H+ o que reaccionará con 1 mol de iones hidroxilo. De manera similar pero en viceversa se define un peso equivalente de una base.

La normalidad es igual a la molaridad multiplicada por el número de equivalentes por mol de soluto. LA NORMALIDAD ES SIEMPRE IGUAL O MAYOR QUE LA MOLARIDAD.

REACCIONES PROTOLÍTICAS: A las reacciones entre ácidos y bases para dar lugar a sus correspondientes conjugados se les llama Protolíticas.

Protólisis: es la transferencia de un protón de un ácido a una base.

Ácidos monopróticos: Son aquellos ácidos que pueden ceder sólo un protón.

Ácidos Polipróticos: Son aquellos ácidos que en reacciones escalonadas pueden ceder más de un protón.

Tipos de reacciones protolíticas.

1) La reacción de un ácido con una base produce sal y agua. Tales reacciones se denominan reacciones de neutralización porque las propiedades típicas del ácido y de la base se neutralizan.

En casi todas las reacciones de neutralización, la fuerza impulsora es la combinación del H+ del ácido con el OH- de una base para formar moléculas de agua.

2) Reacciones de ácidos débiles con bases solubles fuertes: también producen sal y agua pero hay una diferencia en las ecuaciones iónicas ajustadas porque los ácidos están sólo ligeramente disociados.

Las reacciones de los ácidos monopróticos débiles con bases solubles fuertes que forman sales solubles pueden representarse como:

donde HA representa al ácido y A- a su anión.

Ejemplo:

se eliminan los iones espectadores.

Anfoterismo: El anfoterismo es el término general que describe la habilidad de una sustancia para reaccionar como ácido o como base, según la sustancia con que reaccione. El comportamiento anfiprótico describe los casos en los que las sustancias exhiben anfoterismo aceptando o donando un protón (H+).

Un claro ejemplo de sustancia anfiprótica es el agua.

AUTO IONIZACIÓN DEL AGUA. AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA

Se ha demostrado que el agua pura se ioniza en una extensión muy pequeña.

Debido a que H2O es pura, su actividad es 1 de modo que no incluimos su concentración en la expresión de la Ke. Esta constante de equilibrio se la conoce como el producto iónico del agua y se representa como Kw.

La formación de un Ion H3O+ esta acompañada por la formación de un Ion OH-. Así que en agua pura las concentraciones de ambas especies es siempre igual. Estudios demostraron que la concentración molar de de ambos iones es de 1.0 x 10 -7 . Como el H2O es pura su actividad es 1 (La actividad de cada especie disuelta es numéricamente igual a su concentración molar) de manera que no incluimos su concentración en la expresión de la constante de equilibrio. Sustituyendo en la expresión de Kw da:

Kw = [H3O-] [OH] = (1.0 X 10-7) (1.0 X10 -7)

Kw = 1.0 x 10 -14

Este valor de Kw es válido para el agua pura a 25ºC aunque también es válido para reacciones acuosas DILUIDAS.

En soluciones ácidas la concentración de iones H3O es mayor a 1.0 x 10 -7 (mayor a la [OH-]) y viceversa.

LAS ESCALAS DE pH y pOH

La escala de pH proporciona un modo conveniente de expresar la acidez y la basicidad de las disoluciones acuosas diluidas

Ph = - log [H3O+]

pOH es el logaritmo negativo de la concentración de OH y pK se refiere al logaritmo negatimo de la constante de equilibrio.

p H + pOH = 14

LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN

Si tomamos por ejemplo la disociación de ácido acético

La constante de equilibrio para esta ecuación sería

Esta expresión contiene la concentración del agua. En soluciones acuosas diluidas la cantidad de agua es muy grande y la concentración de la misma es esencialmente constante. Si suponemos que es constante podemos reordenar la expresión de la siguiente manera

Debido a que Kc y [H2O] son constantes la CONSTANTE DE IONIZACIÓN de un ácido es el producto de Kc por [H2O]

Los valores de Ka (constante de ionización) debe ser determinada experimentalmente. Los ácidos con valores de Ka grandes se ionizan fácilmente y son ácidos fuertes y los ácidos con valores de Ka bajos son ácidos débiles.

Es preferible utilizar antes que valores de Ka valores de pKa para determinar las fuerzas de los ácidos

Cuanto mayor sea el valor de Ka menor será el valor de pKa y más fuerte será el ácido.

INDICADORES ÁCIDO -BASE.

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utiliza como indicador sustancias químicas que cambia su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Su uso es amplio: se utilizan sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica, y para medir el pH de una disolución, aunque de forma cualitativa, ya que es impreciso.

Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de 3,1 - 4,4, de un color rojo a uno naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la sustancia resultante de hervir con agua repollo colorado, pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina.

Los indicadores de pH tienen una constante de protonación, K, que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador.

Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente.

SOLUCIONES REGULADORAS

Una solución reguladora o amortiguadora, contiene un ácido débil y su base conjugada ó una base débil y su base conjugada. Tiene la propiedad de que la adición de ácidos o bases sólo causa variaciones muy pequeñas en el pH.

Ésta se caracteriza por su pH y su capacidad amortiguadora, la cual es la cantidad de ácido o de base con la que dicha solución puede reaccionar antes de dar un cambio significativo en el pH.

Se utiliza cuando queremos mantener un pH constante a pesar de la adición de ácidos y bases en una reacción. La operatividad de la solución reguladora depende del efecto ión común, un caso especial del principio de Le Chatelier.

Efecto ión común: se usa para describir el comportamiento de una solución en la que un mismo ión es producido por dos compuestos diferentes. Dos tipos de estas soluciones que exhiben este efecto son:

1- Una solución de un ácido débil con una sal soluble del ácido débil.

2- Una solución de una base débil con una sal soluble de la base débil.

Ácidos débiles con sales solubles del ácido débil

En este caso tanto la sal del ácido débil como el ácido débil son fuentes de aniones de ácido . La sal del ácido débil se disocia completamente y proporciona una elevada [Aniones]. Esto desplaza el equilibrio de la disociación del ácido muy a la izquierda (favorece la formación de ácido débil no disociado). Esto reduce la concentración de H3O drásticamente en la solución.

Bases débiles con sales solubles de bases débiles.

Tanto la sal de la base como la base débil producen el ácido NH4. La sal de la base completamente disociada proporciona una concentración de ácido alta Esto desplaza el equilibrio de la ionización de la base hacia la izquierda favoreciendo la formación de base débil no ionizada lo que produce la disminución drástica de la concentración de aniones OH- de la solución.

Acción reguladora.

Una solución reguladora contiene un par acido-base conjugado, con la base y el ácido en concentraciones razonables. El componente acídico reacciona con las bases fuertes que se añadan. El componente básico reacciona con los ácidos fuertes que se añadan. De manera que cuando agregamos una cantidad módica de ácido o base fuerte a una solución reguladora el pH no varia demasiado.

Reacciones óxido - reducción:

Electroquímica: es la rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la química.

Reacciones oxidación reducción: Son las reacciones que implican la transferencia de electrones de una especie a otra.

La oxidación es un aumento algebraico del estado de oxidación y corresponde a la pérdida o aparente pérdida de electrones. La reducción es una disminución algebraica del estado de oxidación y corresponde a la ganancia o aparente ganancia de los electrones.

Número de oxidación o estado de oxidación: de un elemento en un compuesto simplemente es el número de electrones ganados o perdidos por un átomo de ese elemento cuando forma el compuesto.

Reglas para el cálculo del número de oxidación.

1. El número de oxidación de un átomo neutro, sin combinar es 0.

2. La suma algebraica de los estados de oxidación en una molécula da 0.

3. El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a su carga

4. El hidrógeno combinado posee número de oxidación +1 salvo en hidruros que es -1.

5. El oxígeno combinado tiene un número de oxidación -2 salvo en peróxidos que es -1 y en los superóxidos es -1/2.

6. Los elementos del grupo 1 tiene número de oxidación +1 y los del grupo 2 +2.

Existen dos tipos de celdas electroquímicas:

1. Celdas electrolíticas: En las que la energía eléctrica procedente de alguna fuente externa hace que tenga lugar una reacción química no espontánea.

2. Celdas Voltaicas o Galvánicas: Aquellas en que las reacciones químicas espontáneas producen electricidad y la suministran a un circuito eléctrico.

Conducción eléctrica: La corriente eléctrica corresponden a la transferencia de carga, la carga se puede conducir a través de:

Metales: conducción metálica.

Electrolitos puros fundidos. (conducción iónica o electrolítica)

Electrolitos en solución. (conducción iónica o electrolítica)

Conducción metálica: Flujo de electrones sin movimiento de los átomos y sin cambio en el metal.

Conducción iónica: mediante el movimiento de iones a través de una disolución o de un compuesto fundido puro.

Electrodos: Son superficies sobre las que tiene lugar las hemireacciones de oxidación y reducción. Pueden participar o no en las reacciones.

Las que no pueden reaccionar se llaman electrodos inertes.

Cátodo: reducción.

Ánodo: oxidación.

Cada uno de estos puede ser el electrodo positivo o negativo.

Electrólisis: es una reacción química no espontánea forzada a producirse debido al paso de energía.

Celdas electrolíticas, Elementos constituyentes:

• Cuba electrolítica.

• Material de reacción.

• Electrodo inmerso en el material de reacción.

• Fuente de corriente continúa.

• Amperímetro.

Electrolisis del agua:

Podemos inducir la electrólisis del agua con un dispositivo formado por un par de electrodos de un metal inerte como el Pt sumergido en agua. Cuando los electrodos se conectan a la batería, no sucede nada porque en el agua no hay suficiente iones para que lleven una buena cantidad de corriente eléctrica. Podemos entonces agregar H2SO4 0.1M porque tiene suficiente cantidad de iones para conducir la electricidad.

En la figura se muestra las reacciones en los electrodos.

El proceso que tiene lugar en el ánodo:

En tanto en el cátodo se tiene en el cátodo:

La reacción global está dada por:

Se observa que no hay consumo neto de H2SO4.

Electrólisis de ácidos:

Observaciones:

Se desprende un gas verde pálido en un electrodo.

Se observa el desprendimiento de otro gas incoloro en el electrodo restante.

Las reacciones en los electrodos son:

(Reacción catódica - reducción - cátodo -)

(Reacción anódica - oxidación - ánodo +)

Electrólisis de sales fundidas: (Electrólisis del NaCl fundido)

En el cátodo los iones Na+ consumen los e- suministrados por la reacción anódica para formarse Na(l) y los iones Cl- libres, migran atraídos por el electrodo + donde ceden sus electrones para convertirse en Cl2 (g).

Observaciones:

Un gas verde pálido se libera en un electrodo.

Se forma Na metálico fundido de aspecto plateado en el otro electrodo.

Los electrones se consumen en el cátodo y se producen en el ánodo de manera que los e- viajan de forma no espontánea del ánodo, al cátodo, la fuente de cc. Fuerza a fluir a los e- de manera no espontánea.

Las reacciones en los electrodos son:

Electrólisis en solución acuosa. (Solución acuosa del NaCl)

Se utiliza una solución concentrada de NaCl de sodio y electrodos inertes de Pt.

Observaciones:

Se libera H2 en un electrodo, la solución es más básica en esa vecindad.

Se libera Cl2 (g) en el otro electrodo.

El agua se reduce más fácilmente que el catión Na+ (muy reactivo y tiende a combinarse)

• los electrones fluyen del ánodo (+) al cátodo (-).

• La reacción global produce H2 + Cl2 + Na(OH)aq

Leyes de Faraday:

1er LEY DE FARADAY:

“La masa que se deposita o desprende de un electrodo en un proceso de electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de cargas que circula”

Cantidad de carga es igual a la intensidad por tiempo.

Unidades

Intensidad de corriente es el

Carga eléctrica es Coulomb.

Unidad de gr/C

K es el equivalente electroquímico ().

Eq= Equivalente químico.

Relación de Faraday: 1Faradio (96500C) corresponde al paso de 1mol de e- que reduce u oxida respectivamente 1 peso equivalente (Eq) de cada uno de los agentes oxidantes y reductores.

2da LEY DE FARADAY.

Cuando se producen procesos electrolíticos en serie.

“Las masas de diferentes sustancias liberadas por una misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a un equivalente electroquímico ”

=

q en todas es constante.

Utilización de la electrólisis en la actualidad: Electrólisis como fenómeno que produce protección con una capa metálica del fenómeno de corrosión. (Fenómeno que se produce por el oxígeno del aire, vapor de agua o la presencia de algún oxidante).

CELDAS VOLTAICAS O GALVÁNICAS: Son celdas electroquímicas en la que las reacciones redox espontáneas producen energía eléctrica.

1. Las dos mitades de la reacción redox están separadas, siendo necesario que la transferencia electrónica tenga lugar a través de un circuito externo. Celdas de laboratorio.

2. Una semi-celda contiene: las formas oxidadas o reducidas de un elemento u otras especies, más complejas en contacto entre sí. (Un trozo de metal inmerso en una solución de sus iones).

3. Cada semi-celda se construye en un vaso de precipitado diferente los electrodos se conectan mediante un cable.

4. Se puede agregar un voltímetro para medir la diferencia de potencial entre ambos electrodos, o un amperímetro que mide el flujo de corriente.

5. La corriente eléctrica es el resultado de la reacción redox espontánea.

6. El circuito entre las 2 soluciones se completa con un puente salino (cualquier medio a través del cual pueden pasar iones lentamente). (Tubo de vidrio en U con una solución caliente saturada de sal y 5% agar-agar y dejar enfriar.)

El puente salino cumple 3 funciones.

Permite el contacto eléctrico entre las soluciones.

Evita la mezcla de soluciones en los electrodos.

Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-celda a medida que los iones fluyen dentro y fuera del puente salino

Una celda en la que todos Reactivos y Productos están en sus estado termodinámicos normales se denominan célula normal.

• Cualquier solución que tome parte de la reacción tiene una [1 mol].

• Cualquier gas que tome parte está a una presión de 1 atm.

• Cualquier otra sustancia que tome parte es pura.

• La temperatura termodinámica normal es de 25ºC a menos que se indique lo contrario

La célula de Zinc - Cobre (Pila de Daniell)

Hemipila 1: Tira de Cu sumergida en sn de CuSO4. 1M

Hemipila 2: Tira de Zn sumergida en sn de ZnSO4 1m.

Observaciones:

• El voltaje inicial es igual a 1.10v

• La masa del electrodo de Cu aumenta. La concentración de Cu2+ disminuye en la solución.

• La masa del electrodo de Zn disminuye. La concentración de Zn2+ aumenta en la solución.

• En el cátodo se reduce el Cu y se deposita en el electrodo.

• En el ánodo se oxida el Zn a Zn2+ y pasa a la solución.

“En todas las células voltaicas los e- fluyen espontáneamente desde el electrodo negativo hasta el electrodo positivo. Por tanto al contrario que las células electrolíticas el ánodo es negativo y el cátodo es positivo”

En la pila de Daniell las reacciones en las hemipilas son:

(Oxidación) ánodo

(Reducción) cátodo

Reacción global de la pila.

Para mantener la electro neutralidad y completar el circuito 2Cl- del puente salino migran a la solución del ánodo por cada Zn2+ que se forma.

Dos iones K+ migran hacia la sn del cátodo para reemplazar cada Cu2+reducido.

• Los iones Cl- ni K+ NO se oxidan ni se reducen con preferencia al Zn metal o los iones Cu2+.

• A medida que la reacción avanza, el Voltaje disminuye.

Cuando el voltaje llega a 0 las concentraciones de los iones en la pila No son iguales a 0.

La célula voltaica de Zn -Cu se puede representar:

CELDAS ELECTROLÍTICAS Y VOLTAICAS:

Electrolítica	Voltaicas
Ánodo (oxidación) Cátodo (reducción). Corriente no espontánea. Los e- viajan del ánodo (+) al cátodo (-)	Ánodo (oxidación). Cátodo (reducción). Corriente espontánea. Los e- viajan del ánodo (-) al cátodo (+)

La pila de Cobre - Plata:

Hemipila 1: Tira de Cu sumergida en sn de CuSO4. 1M.

Hemipila 2: Tira de Ag sumergida en sn de AgNO3 1M.

Observaciones:

• El voltaje inicial es igual a 0.46 voltios.

• La masa del electrodo de Cu disminuye. La concentración de iones Cu2+ aumenta.

• La masa del electrodo de Ag aumenta. La concentración de iones Ag+ disminuye.

En el ánodo se oxida Cu a Cu2+

En el cátodo se reduce Ag+ a Ag metálica.

Las reacciones en las hemipilas son:

(Oxidación - ánodo)

(Reducción - cátodo)

(Reacción global)

Recuerda que en la célula de cinc - cobre el electrodo de cobre es el cátodo, ahora en la célula de cobre - plata el electrodo de cobre es el ánodo.

“El que un electrodo particular actué como ánodo o cátodo depende de cual sea el otro electrodo de la pila”.

OTRAS PILAS:

Pila de volta: Consistía en una solución de HSO4 en la cual se colocaban alternadamente discos de Cu y de Zn separados por fieltro humedecido. Esta pila tenia el problema que liberaba H2, que provoca polarización e imposibilita el uso continuo de la pila. Tenía un voltaje inicial de aproximadamente 1V

Pila de Bunsen: Se puede representar como . Esta pila tiene un voltaje inicial de 1.8V pero desprende vapores nitrosos nocivos.

Pila Grenet: contiene una solución de H2SO4 y K2Cr2O7 (dicromato potásico) en los que se sumergen electrodos de carbón y de Zn. Suministra una corriente de 2V.

Pila de Weston: es impolarizable y proporciona una corriente de 1.01V. Puede ser representada como:

Potencial Normal de Electrodo E0..

La magnitud del potencial de una célula mide la espontaneidad de su reacción redox. Potenciales de célula más altos induce mayor fuerza electromotriz para las reacciones tal como se escribe.

Fuerza electromotriz o FEM: La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo, se puede medir con un voltímetro, donde la lectura es en Voltios. Es el voltaje de celda.

Potenciales Normales de electrodo y el electrodo normal de Hidrógeno. (ENH).

Cada oxidación se acompaña de una reducción (los e- deben tener donde ir). De tal forma que es imposible determinar experimentalmente el potencial de cualquier electro libre. (Aislado). Por lo tanto se establece un estándar arbitrario.

El Electrodo Normal de Hidrógeno ENH contiene una pieza de metal recubierto con una superficie negra granulosa de un metal inerte (generalmente Pt) sumergido en una solución 1m de H+. El H2 se burbujea a 1atm de presión a través de una funda de vidrio sobre el electrodo platinizado.

• Por convenio internacional al electrodo de H se le asigna arbitrariamente un potencial de exactamente 0.00 Voltios.

• Después de construir un ENH construimos una célula normal consistente en un ENH y algún otro electrodo normal

• El ENH contribuye con 0 voltios a la célula el voltaje de la célula global nos permite determinar el potencial normal (de reducción u oxidación) del electrodo de la otra semicelda. Este es su potencial con respecto al ENH medido en CN. “Por convenio siempre representamos el potencial normal para la semicelda como un proceso de reducción”.

Uso de los potenciales normales de electrodo: (tabla periódica)

Para predecir la espontaneidad de las reacciones redox. (Es decir si las reacciones pueden tener lugar en la célula electroquímica).

Espontaneidad de las reacciones redox

El siguiente paso es ver como se relaciona la con algunas cantidades termodinámicas, como

Y. En una celda electroquímica la energía química se transforma en energía eléctrica que, en este

Caso, es el producto de la Fem. de la celda (en volts) por la carga eléctrica total (en Coulombs) que pasa a través de la celda:

Energía eléctrica = volts x Coulombs.

= Joules.

La carga total está determinada por el número de moles de electrones (n) que pasa a través del circuito.

Por definición: carga total = n x F. Donde F es la constante de Faraday, es la carga eléctrica contenida en un mol de electrones. Experimentalmente se ha encontrado que un Faraday equivale a 96500 Coulombs. Puesto que:

La Fem. Medida es el voltaje máximo que se puede alcanzar en la celda este valor permite calcular la cantidad máxima de energía eléctrica que es posible obtener la reacción química. Esta energía se utiliza para hacer trabajo eléctrico. (Wele) así que:

Donde Wmax es la cantidad máxima de trabajo que se puede hacer. El signo negativo en el lado derecho de la igualdad indica que el sistema hace el trabajo sobre los alrededores.

Para los procesos espontáneos, n y F son cantidades positivas y "G es negativo así que Ecelda debe ser positiva.

Para las reacciones en que las especies se están en sus estados normales. La ecuación se transforma en:

Ahora se puede relacionar con la constante de equilibrio (K) de una reacción redox.

La energía libre estándar de una reacción está relacionada con su Ke de la siguiente forma:

Por consiguiente si se combinan las ecuaciones se obtiene:

Resolviendo el :

Cuando T = a 298 K, la ecuación se simplifica sustituyendo los valores de R y F.

o

Aplicando alternativamente el Log K de base 10 la ecuación quedara expresada como

ECUACIÓN DE NERNST:

Los potenciales normales de electrodo se refieren a condiciones de estado normales termodinámicas. (No a las usadas en gases).

A medida que las células normales se hacen operativas las concentraciones y presiones de los reactivos cambian, el voltaje observado disminuye.

Cuando las células contienen soluciones distintas 1M o con P de gases diferentes a 1atm, originan que los potenciales correspondientes se desvíen de los potenciales normales.

La ecuación de Nernst se usa para calcular potenciales de electrodo y potenciales de pila para concentraciones y presiones distintas de los valores normales.

Donde:

E= potencial en condiciones distintas a las normales.

= Potencial normal.

R= constante de los gases 8.314J/mol.K

T= temperatura absoluta en K.

n= número de moles de electrones transferidos en la reacción.

F= Faraday, 96500 C/mol e- x 1J/ (V.C) = 96500 J/V.mol e-.

Q= cociente de reacción.

El cociente de reacción implica una reilación de concentraciones o de presiones de productos con respecto a los reactivos, cada uno elevado a la potencia indicada por el coeficiente en la ecuación ajustada. La expresión de Q que se usa en la ecuación de Nernst es el cociente de reacción termodinámico: puede incluir tanto concentraciones como presiones. Sustituyendo estos valores en la ecuación de Nernst a 25ºC da:

A 25ºC el valor es 0.0592. Entonces

En general las hemi reacciones para los potenciales de reducción se escriben:

Red se refiere a las especies reducidas y Ox para las especies oxidadas. La ecuación de Nernst para cualquier semireacción catódica (reducción) es:

VALORACIONES (TITULACIONES REDOX):

Se utiliza para analizar cuantitativamente en muestras la presencia de sustancias oxidables o reducibles. En tales análisis, la concentración de una solución se determina permitiendo que reaccione con una cantidad cuidadosamente medida de una solución estándar (de concentración conocida) de un agente reductor u oxidante.

Como en otros tipos de reacciones químicas, se debe prestar atención a la relación molar en la cual reaccionan agentes oxidantes y reductores,

Generalmente se utiliza como agente oxidante disoluciones de permagnato de potasio KMnO4 en presencia de un ácido fuerte como por ejemplo H2SO4. También se usa como agente oxidante el dicromato potásico K2Cr2O7 .

Se procede de manera similar a una valoración ácido-base.

Colocamos en un erlenmeyer la solución de concentración desconocida (analito) y en una bureta la solución de concentración conocida (solución estándar, patrón o valorante). El punto final estará marcado por un cambio brusco en alguna propiedad de la sustancia en el erlenmeyer. En el caso de utilizar KMnO4 de color violeta intenso el punto final estará marcado por la aparición de una coloración rosa pálido en el caso de utilizar como oxidante K2Cr2O7 de una coloración naranja se debe utilizar un indicador.

El punto de equivalencia es aquel en que reaccionan cantidades estequimétricamente equivalentes de agente reductor y oxidante. Idealmente este punto de equivalencia debería coincidir con el punto final.

CORROSIÓN:

La corrosión ordinaria es un proceso redox por el cual los metales se oxidan por medio del oxígeno en presencia de humedad u agentes oxidantes. El mecanismo de corrosión se ha estudiado intensamente. Se sabe que la oxidación de metales tiene lugar más fácilmente en puntos donde haya tensión (donde los metales son más activos). Esta parte del metal funciona entonces como ánodo, Los electrones producidos fluyen a través del metal hacia las superficies en contacto con el oxígeno. Estos actúan como cátodo donde el O2 que en presencia de humedad se reduce a iones Hidroxilo.

(Oxidación ánodo).

(Reducción - cátodo).

(Reacción global)

Los iones hierro pueden migrar desde el ánodo a través de la solución hacia la región catódica, donde se combinan con los iones OH- para formar hidróxido de hierro (II). El Fe se oxida aún más por el O2 hasta el estado de oxidación (III) para formar óxido de hierro (III). El orín es una forma compleja hidratada de óxidos de hierro (III) y hidróxidos de hierro (III) de composición variable de agua. Se puede representar como

La reacción global para la corrosión del hierro es

BATERÍAS: Se le llama batería eléctrica, acumulador eléctrico o simplemente acumulador, al dispositivo que almacena energía eléctrica usando procedimientos electroquímicos y que posteriormente la devuelve casi en su totalidad; este ciclo puede repetirse por un determinado número de veces.

Células voltaicas primarias: Son aquellas que no se pueden recargar. Una vez que los productos químicos se han consumido no es posible reacción química posterior. Los electrolitos y/o electrodos no se pueden regenerar invirtiendo el flujo de corriente a través de la célula usando una fuente externa de corriente continua.

PILA SECA DE LECLANCHÉ:

El ánodo de la célula es un contenedor de cinc que está en contacto con dióxido de manganeso y un electrolito (generalmente solución de cloruro de amonio con cloruro de zinc mezclados con almidón para que adquieran consistencia pastosa). El cátodo es la barra de carbón inmersa en el electrolito.

Las reacciones son:

Esta ecuación es el resumen de un proceso más complejo. El voltaje inicial de esta pila es de 1.5V.

LA BATERÍA DE MERCURIO:

Está contenida en un recipiente de acero inoxidable y se compone de un ánodo (-) de cinc (amalgamado con mercurio) que está en contacto con un electrolito fuertemente alcalino de óxido de cinc y óxido de mercurio (II). Las reacciones son.

CÉLULAS VOLTAICAS SECUNDARIAS: o células reversibles, los reactivos originales se pueden regenerar. Esto se hace pasando una corriente continua a través de las celdas en el sentido opuesto a la corriente de descarga.

Como no hay cambios en la composición del electrolito durante la operación de la celda. La batería de mercurio suministra un voltaje más constante (1.35V) que la pila de leclanché.

BATERÍAS DE ESTADO SÓLIDO DE LITIO:

Emplea un electrolito sólido como conector de los dos electrodos. La ventaja que tiene el litio sólido como ánodo es que tiene más negativo y como es un metal ligero sólo se necesitan 6.94 gr. Para generar 1 mol de e- . El electrolito de esta batería es un polímero que permite el paso de iones pero no de electrones. El cátodo está hecho de TiS2 o de V6O13. El voltaje de esta batería puede ser de hasta 3V y es recargable.

BATERÍA DE NIQUEL-CADMIO (NICAD)

El ánodo es el cadmio, y el cátodo es óxido de níquel (IV). Se usa como electrolito una solución básica de hidróxido de potasio. Las reacciones son.

(Ánodo)

(Cátodo)

(Global).

El producto de la reacción sólido en cada electrodo se adhiere a la superficie del electrodo. Por tanto una batería NICAD se puede recargar. El voltaje de una célula NICAD es de 1.4V

CELDA DE COMBUSTIBLE HIDRÓGENO - OXÍGENO:

Son células voltaicas en la que los reactivos se están suministrando continuamente en la célula y los productos se están retirando continuamente.

El hidrógeno (el combustible) se suministra en el compartimiento anódico. El oxígeno se introduce en el compartimiento catódico. El oxígeno se reduce en el cátodo, que consta de carbono poroso impregnado con catalizador de Pt o Pd finamente dividido.

(Cátodo)

Los iones oxidrilo migran hacia el ánodo a través del electrolito, una solución acuosa de una base. El ánodo también es carbono poroso con pequeñas cantidades de catalizador (Pt, Ag o CoO). Aquí se oxida el H2 a H2O.

(Cátodo).

La reacción neta es :

La reacción neta es la misma que la de la combustión de hidrógeno con oxígeno para dar agua pero no existe combustión. La energía química de la formación de enlaces H - O se utiliza directamente para generar electricidad en vez de calórica como la combustión.

Pilas de aluminio-aire:

Estas no han tenido una gran aceptación comercial, pero su pequeñísimo peso y su gran densidad energética potencial han hecho que grandes estudios se hayan llevado acabo en esta área, tales como prolongar la vida de esta pila entre otros. Si estos problemas son resueltos podríamos ver grandes aplicaciones para este tipo de pilas en el futuro, incluidos su uso en autos eléctricos o incluso camiones.

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Consiste en la descomposición mediante una corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos.

En las células electrolíticas las reacciones químicas no espontáneas son forzadas a producirse mediante el paso de energía eléctrica.

• Se funde o se disuelve el electrolito en un determinado disolvente, para que se separe en iones (ionización).

• Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo negativo se conoce como cátodo, y el positivo como ánodo.

• Cada electrodo mantiene atraídos a los iones de carga opuesta. Así, los iones positivos, o cationes, son atraídos al cátodo, mientras que los iones negativos, o aniones, se desplazan hacia el ánodo.

Dos electrodos se sellaban en un tubo de vidrio con gas a baja presión. Cuando se aplica un alto voltaje, la corriente fluye y se emiten rayos del cátodo (-). Estos rayos viajan en línea recta hacia el ánodo (+) y producen un resplandor en la pared opuesta al cátodo detectado por una pantalla fluorescente.

Consiste en la emisión de electrones por un material cuando se le ilumina con radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta, en general). El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz en 1887. La explicación teórica solo fue hecha por Albert Einstein en 1905 quien basó su formulación de la fotoelectricidad en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Max Planck y Leonad.

Cada uno de los gráficos representa una celda unidad correspondiente a uno de los sistemas cristalinos, cada esquina de la celda unidad es un punto reticular (por tanto también corresponden a celdas unidad.) que puede estar formado por un átomo molécula, o ión. Esta partícula esta compartida por todas las celdas unidad que coinciden en esa esquina. Debido a que cada. De manera similar una partícula en una arista o una cara se comparten por todas las celdas unidad que coinciden con ellas.

Si + 2C Si + 2CO

El calor de combustión se mide colocando una masa conocida de un compuesto en una bomba calorimétrica a volumen constante que se llena con oxígeno a aprox. 30atm de presión.

La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua. La muestra se enciende eléctricamente y el calor producido por la reacción de combustión se calcula con exactitud registrando el aumento de temperatura del agua.

Es la representación gráfica, en un sistema de ejes cartesianos, de la dependencia de la solubilidad de una sustancia en un disolvente dado con la temperatura.

Los puntos de la curva indican las solubilidades a diferentes temperaturas. La región por encima de la curva corresponde a la composición de disoluciones sobresaturadas y la inferior a las de disoluciones no saturadas.

aA + bB cC + dD

P2 = K

T1= K

T2

V2

P2

V`

P1

V1

Componentes	Sustancias
Ánodo	Cinc
Cátodo	carbon
Electrolito	Pasta de cloruro de amonio y cloruro de cinc

Componentes	Sustancias
Ánodo	Cinc
Cátodo	Acero
Electrolito	Sn. Básica de Óxido de cinc y óxido de mercurio

Componentes	Sustancias
Ánodo	Litio
Cátodo	TiS2
Electrolito	Polímero de Litio

Componentes	Sustancias
Cátodo	óxido de níquel
Ánodo	Cadmio
Electrolito	Hidróxido de potasio

Componentes	Sustancias
Ánodo	Carbono poroso con catalizadores
Cátodo	Carbono poroso con catalizadores
electrolito	Solución de hidróxido de potasio