UNIVERSIDAD AUTÓNOMA SAN FRANCISCO

ESCUELA DE POSGRADO

QUÍMICA

GENERAL

JORGE BERNILLA GONZALES

AREQUIPA – PERÚ

2017

PROLOGO

Estimados estudiantes , el presente texto de estudio ha sido elaborado

teniendo como guía el silabo de la asignatura de química general que se dicta

en la Universidad Autónoma San Francisco , y está dirigida a ustedes con la

intención de apoyar su proceso de formación en la carrera universitaria que

han elegido. En general , el éxito en sus estudios requiere dedicación, esfuerzo

y constancia, los cuales se fundamentan en el trabajo en el aula y el desarrollo

de otras actividades fuera de ella. En este sentido, tienen en sus manos una

herramienta de apoyo didáctico para la organización y retroalimentación de los

contenidos del curso. El texto busca enfocar la atención en las propiedades de

una selección de elementos y compuestos interesantes e importantes. Sin

embargo, la química inorgánica no es sólo el estudio de propiedades y

reacciones, sino que incluye explicaciones. Para explicar “por qué”, es

necesario examinar los principios de la química, tales como la estructura

atómica, los enlaces, las fuerzas intermoleculares, el comportamiento ácido-

base y los enfoques de formación de enlaces a los complejos de metales . En

este texto sólo se presentan los principios que son necesarios para explicar el

comportamiento químico.

He procurado que el texto sea interesante y pertinente. Se ha dedicado un

importante esfuerzo con el fin de decidir qué elementos y compuestos se

incluirían, a fin de que el estudiante pueda apreciar la extensa variedad de

comportamientos químicos entre los elementos y sus múltiples aplicaciones.

El texto desarrolla conceptos teóricos importantes como la estequiometria ,

los gases ideales y soluciones , capítulos en que el estudiante puede visualizar

las reacciones que suceden a nivel microscópico . Espero que disfruten de

esta publicación y sobre todo que cumpla con su cometido.

CONTENIDO

Prologo

Capítulo I

Materia , energía y cambio……………………………………….. 5

Estados de agregación …………………………………………… 7

Clasificación de la materia ……………………………………….. 10

Mediciones ………………………………………………………… 13

Notación exponencial o científica ……………………………….. 19

Capitulo II

Estructura del átomo …………………………………………….. 29

Modelo atómico de Thompson …………………………………. 36

Núcleo y corteza de los átomos ………………………………… 40

Números cuánticos ……………………………………………….. 44

Principio de exclusión de Pauli ………………………………….. 49

Regla de Hund ……………………………………………………. 51

Capitulo III

Estructura de los compuestos …………………………………… 51

Tabla periódica ……………………………………………………. 52

Características de los metales , no metales y metaloides……. 58

Propiedades periódicas ………………………………………….. 61

Enlaces químicos ………………………………………………….66

Clasificación de los enlaces químicos ………………………….. 70

Clasificación de los compuestos por su función ………………. 81

Capitulo IV

Estequiometria ………………………………………………….. 100

Leyes ponderables …………………………………………….. 111

Capítulo V

Ecuaciones químicas ………………………………………….. 123

Tipos de reacciones químicas ……………………………….. 125

Capítulo VI

Termoquímica ………………………………………………….. 132

Primer principio de la termodinámica ………………………... 134

Ley de Hess ……………………………………………………. 139

Calorimetría …………………………………………………….. 140

Ecuaciones termoquímicas …………………………………... 144

Capítulo VII

Gases ideales …………………………………………………… 152

Ecuación de estado …………………………………………… 154

Ecuación General de los gases ideales ……………………… 158

Leyes de presiones parciales ………………………………… 163

Problemas resueltos ………………………………………….. 164

Capitulo VIII

Soluciones ……………………………………………………… 172

Propiedades de las soluciones ……………………………….. 176

Tipos de soluciones …………………………………………… 178

Problemas resueltos …………………………………………... 181

Capitulo IX

Velocidad de reacción y equilibrio …………………………… 196

Factores que influyen en la velocidad de reacción ………… 198

Equilibrio químico ……………………………………………… 205

Principio de Le Chetalier ……………………………………… 215

Bibliografía ……………………………………………………… 218

1

INTRODUCCION

La humanidad, desde los inicios de sus días, ha tenido una enorme curiosidad

por conocer el origen de los fenómenos que gobiernan la naturaleza, y sobre todo

sus repercusiones, debido a los cambios que estos han generado en las formas de

vida de las sociedades de todos los tiempos. De esta forma se establece la relación

sociedad-naturaleza, haciéndose necesaria una búsqueda constante de hechos y

explicaciones científicas, que pudieran fundamentar y mejorar la existencia del ser

humano.

En este contexto surge la química que es la ciencia que estudia la materia, su

estructura, sus propiedades y transformaciones. Esta ciencia tiene una enorme

relevancia tanto científica como social, ya que al estudiar la naturaleza aplicando el

método científico, proporciona un conocimiento de la misma, para transformarla

desarrollando la tecnología y teniendo como objetivo principal el beneficio de la

misma sociedad.

Algunos de los beneficios de que provee la aplicación de la química son:

- El vestido, mediante la fabricación de fibras sintéticas con mejores propiedades

que las naturales

- La alimentación, por medio del empleo de productos que satisfacen las

necesidades básicas del organismo.

2

- La evaluación y control de la contaminación del suelo, aire y agua, con el

estudio analítico de muestras naturales, para proponer alternativas de solución.

- El abasto de energía, mediante el estudio de nuevas fuentes energéticas no

contaminantes.

- La vivienda, con la producción de materiales estructurales más resistentes.

- Los productos para el hogar, a través de la multitud de objetos y sustancias

como: cerillos, encendedores, desinfectantes, limpiadores, desodorantes,

fotografías, ceras, polímeros en la elaboración de enseres domésticos y mucho

más.

- La conservación de la salud, mediante la elaboración de gran número de

medicamentos que protegen nuestro organismo, o bien, lo liberan

LA QUIMICA, SU IMPORTANCIA SOCIAL

La Química está en todas partes .Seguramente una o varias veces te has

preguntado por qué o para qué aprender química, sin embargo, observa a tu

alrededor; recuerda cuántos cambios químicos has observado o bien cuántos

materiales útiles has obtenido gracias a esta ciencia. La química está en todas

partes. Por ejemplo: los automóviles se mueven gracias a sustancias químicas que

son combustibles; el vestido que te protege del frío o el calor; el alimento que se

asimila en tu organismo; la función de los aparatos eléctricos que facilitan la labor en

el hogar o la fábrica; la medicina que resuelve problemas de salud; el proceso de

fotosíntesis, todos estos beneficios los obtenemos gracias a la química.

3

De hecho la mayoría de productos que empleas en tu vida diaria son obtenidos

por medio de esta ciencia.

LA QUIMICA COMO CIENCIA

La ciencia puede dividirse en las siguientes áreas:

Ciencias abstractas: Matemáticas

Ciencias físicas: Astronomía, Geología, Física y Química.

Ciencias biológicas: Botánica, Microbiología y Fisiología.

Ciencias Sociales: Historia, Antropología y Economía

Además realiza estudios cualitativos, determina que componentes están

presentes en una sustancia; pero también efectúa análisis cuantitativos, es decir

cuantifica, para ello requieren de mediciones precisas de la materia y la energía que

intervienen durante los fenómenos químicos que suceden en la naturaleza.

Los beneficios proporcionados por la química son muy amplios. La química nos

proporciona productos para uso en el hogar, tales como: jabones, pastas dentales,

cerillos, limpiadores, blanqueadores, plásticos, etc. Las telas con que nos vestimos y

decoramos la casa, se fabrican en gran medida con fibras sintéticas producidas por

reacciones químicas, así como los colorantes con los que se tiñen. La química está

presente en la agricultura, en la producción de fertilizantes e insecticidas que

mejoran los cultivos y permiten obtener abundantes cosechas. Además, la química

tiene un papel muy importante en el procesamiento y conservación de los alimentos.

4

La fabricación de fármacos, ya sea extraído de productos naturales o sintéticos han

contribuido a mejorar la salud y a prolongar la vida de los seres humanos. Los

refrigerantes hacen posible que se conserven grandes cantidades de productos

alimenticios. Nuestro ambiente está repleto de productos químicos fabricados por el

hombre y obtenidos mediante la síntesis química. Inclusive, nuestro cuerpo funciona

como una extraordinaria y compleja fábrica química, en el que a partir de oxígeno y

alimentos, se producen en él; sangre, células, tejidos y energía. Pero también los

riesgos han aumentado; el uso indiscriminado de plásticos, edulcorantes, colorantes

y saborizantes sintéticos, así como de los combustibles fósiles en nuestra moderna

forma de vida, ha llevado a generar contaminación de suelo, aire y agua, que de

alguna manera están afectando nuestras vidas. Por ejemplo, nos resulta muy

cómodo arrojar los desechos al drenaje, sin considerar que éstos desembocan en

los ríos sin tratamiento alguno y que esto contribuye a la contaminación del agua.

Desplazarnos en automóvil propio es muy cómodo, pero cuando millones de

personas lo hacen, la emisión de contaminantes a la atmósfera aumenta y se

genera un peligro que puede ser mortal. Pero además, las necesidades de energía

traen consigo mayores volúmenes de CO2 provocando un mayor calentamiento

global del planeta.

5

CAPITULO I

MATERIA, ENERGIA Y CAMBIO

A toda porción limitada de materia se le denomina cuerpo. Todas las cosas que

conocemos, ya sean seres vivos o inertes, están constituidos por materia.

Propiedades de la materia.

La materia presenta diferentes propiedades, éstas se clasifican con base a varios

parámetros, por ejemplo:

“De acuerdo a las teorías de la física relativista, la materia tiene cuatro

manifestaciones o propiedades fundamentales que son: la masa, energía, espacio y

tiempo

Por su naturaleza las propiedades de la materia se clasifican en:

· Físicas

· Químicas

· Biológicas

Otro parámetro considerado para clasificar las propiedades de la materia, toma

de referencia si éstas se presentan en cualquier tipo de materia o no, originando la

siguiente clasificación:

6

Gerenciales Intensivas

Extensivas

Específicas Intensivas

Extensivas

En forma general se identifica a la materia como todo aquello que tiene masa,

energía, ocupa un lugar en el espacio, posee inercia y es susceptible a cambio.

Propiedades generales. Son aquellas que se presentan en todo tipo de materia.

Entre ellas tenemos: Volumen, Peso, Masa, Porosidad, Inercia, Impenetrabilidad,

etc.

Volumen. Es la cantidad de espacio tridimensional que ocupa un cuerpo. En el

Sistema Internacional, su unidad fundamental es el m3 y se basa en el volumen de

un cubo que mide un metro en cada una de las tres dimensiones. Otras medidas

empleadas son: el litro que equivale a 1 dm3 o 1000 cm3. Un centímetro cúbico se

denomina también mililitro; esta unidad es muy empleada en Química.

Masa. Se define como la cantidad de materia presente en un cuerpo. Su unidad

fundamental es el kilogramo kg., en el laboratorio generalmente empleamos el

gramo g.

Peso: Es resultado de la relación entre la masa de un cuerpo y la fuerza

gravitatoria. Es la medida de la fuerza con la que un cuerpo es atraído por la acción

de la gravedad, varía con la fuerza del campo gravitatorio.

Impenetrabilidad: Esta propiedad indica que dos cuerpos no pueden ocupar el

7

Mismo lugar al mismo tiempo.

Divisibilidad: Todo tipo de materia es susceptible a dividirse, esto como

Consecuencia de la porosidad.

Propiedades específicas: Son propiedades que sirven para identificar y

Diferenciar una sustancia de otra. Pueden ser físicas o químicas. Como ejemplos

tenemos:

Físicas Químicas

Punto de fusión Poder oxidante

Punto de ebullición Poder reductor

Color Acidez

Dureza Combustibilidad

Maleabilidad Concurrencia

Ductilidad Electronegatividad

Estados de agregación

Observa todo lo que te rodea, seguramente encuentras materia con diferente

estado de agregación o forma física, éstas dependen de la fuerza de atracción y

repulsión entre sus moléculas. Estas son: Sólido, líquido y gaseoso.

8

Las fases de la materia se dan gracias al modelo cinético-molecular, el cual

determina que la materia está constituida por partículas extraordinariamente

pequeñas, llamadas moléculas. Pero ¿Qué es una molécula?

Es la parte más pequeña en la que puede ser dividida una sustancia, sin que

forme una nueva.

Hemos mencionado los tres estados de agregación: (a) sólido, sus moléculas

están muy unidas, (b) líquido, cuyas moléculas están poco separadas y (c) gaseoso,

con sus moléculas muy dispersas.

Características de los cuerpos en estado sólido

Sus partículas están muy próximas unas de otras, es decir sus espacios

Intermoleculares son muy pequeños.

-La fuerza de cohesión entre sus moléculas es muy alta

-Tienen un volumen y una forma definida.

-Son más densos que los líquidos

-Sus átomos o moléculas están ordenados en formas geométricas.

-La fuerza de repulsión entre sus partículas es muy baja.

-Sus partículas solo vibran.

-No fluyen.

9

Características de los cuerpos en estado líquido

-Poseen una membrana tensa en su superficie, esta característica es

Denominada tensión superficial.

-Son incomprensibles si no varía la temperatura y a presión moderada.

-Los átomos o moléculas que constituyen a los cuerpos líquidos tiene fuerza

De cohesión menor que la de los sólidos, por ello adoptan la forma del

Recipiente que los contiene.

-Tienen volumen constante.

-Sus moléculas se pueden desplazar o fluir progresivamente de un lugar a otro,

son escurridizos.

-No tienen forma fija.

-Cuando dos o más líquidos son solubles entre sí, se presenta el fenómeno de

difusión.

Características de los cuerpos en estado gaseoso

-Sus moléculas están muy separadas unas de otras y se mueven a gran

velocidad.

-Al moverse sus moléculas generan gran cantidad de colisiones, aumentando así

su energía cinética y con ello la fuerza de repulsión.

- Se expanden rápidamente.

-Son compresibles.

-La temperatura y la presión cambian su volumen.

-No tienen forma ni volumen fijo.

10

-Se mezclan y se difunden

Sólido-Líquido: Fusión

Líquido-Sólido: Solidificación

Líquido-Gas: Evaporación

Gas-Líquido: Condensación

Sólido- Gas: Sublimación

Gas-Sólido: Deposición

Clasificación de la Materia

1) Sustancia: Está formada por un único componente, no pueden separarse

Por métodos físicos. Se divide en: Elementos y compuestos

Gas

LiquidoSólido

11

2) Mezcla: Unión de dos o más sustancias donde cada sustancia conserva su

propia identidad química. Se dividen en: Heterogéneas y homogéneas. Las

heterogéneas no tienen la misma composición y propiedades en todos sus puntos

(arena, madera, té helado, etc.) y las homogéneas, tienen propiedades uniformes en

todos sus puntos, también se les llama soluciones.

Diferencias entre mezclas y compuestos

MEZCLA COMPUESTO

Son uniones físicas. Son uniones químicas.

Sus componentes conservan

Sus propiedades son individuales.

Sus componentes pierden sus propiedades y

adquieren nuevas

Su composición es variable Tienen composición definida y constante.

Poseen una fórmula química

Se puede separar sus componentes por

métodos, físicos ó mecánicos.

Métodos de separación de mezclas

No se separan fácilmente

La materia en el universo se encuentra en forma de mezclas, las cuales muchas

veces se requieren separar para poder emplear algún componente de las mismas.

Los métodos de separación de mezclas son procedimientos físicos o

fisicoquímicos que no alteran la composición química de las sustancias, la mayoría

requieren de muy poca energía para efectuarse, entre los más comunes tenemos:

12

Decantación: Se utiliza para separar un sólido de grano grueso e insoluble, de un

líquido. Consiste en verter el líquido después que se ha sedimentado el sólido. Este

método también se emplea para separar dos líquidos no miscibles, utilizando un

embudo de separación.

Filtración: Este método es mecánico y permite separar un sólido insoluble en un

líquido; la separación se logra al hacer pasar el líquido a través de un material

poroso denominado filtro y retener el sólido. Los filtros más comunes son: papel

filtro, fibra de asbesto, algodón, fibra de vidrio, redes metálicas o de cerámica, fibras

vegetales los cuales poseen perforaciones o poros de diferentes magnitudes.

Centrifugación: Método empleado para separar un sólido (insoluble de grano muy

fino y de difícil sedimentación) de un líquido. Se realiza en un aparato llamado

centrífuga, en el que por medio de un movimiento de traslación acelerado se eleva

la fuerza gravitatoria provocando la sedimentación del sólido.

Cristalización: Consiste en realizar la separación de un sólido que se encuentra

disuelto en una disolución, por medio de la evaporación del líquido; el sólido forma

cristales. También se puede lograr la cristalización en una mezcla sólido-líquido que

contiene un solvente o líquido volátil. La operación se efectúa en un cristalizador.

Este método se basa en la diferente solubilidad que presentan los sólidos cuando

están en solución a distintas temperaturas. La temperatura tiene efecto sobre la

solubilidad de la mayoría de las sustancias; para la mayor parte de los sólidos

disueltos en un líquido, a mayor temperatura mayor solubilidad

Destilación: Este método separa los componentes de una solución homogénea,

formada por dos líquidos miscibles. El proceso se efectúa en dos etapas: en la

primera, la mezcla se calienta, el líquido que tiene el menor punto de ebullición se

13

desprende; en la segunda etapa los vapores se condensan. También existe la

destilación fraccionada, por medio de la cual separamos varios líquidos con

diferente punto de evaporación, como el petróleo crudo.

Cromatografía: Permite analizar, identificar y separar los componentes de

mezclas homogéneas y heterogéneas de gases o líquidos al hacerlas pasar a través

de un medio poroso con un disolvente adecuado. Se basa en el fenómeno físico

llamado adsorción, el cual ocurre cuando las partículas de un líquido o un gas se

adhieren a la superficie de un sólido, recibe el nombre de adsorbente. Existen varias

técnicas para efectuar la cromatografía, las más usuales son: en columna de vapor

o gas, en columna líquida y cromatografía en papel.

Sublimación: Separa mezclas heterogéneas que contienen un componente que

pasa de sólido a gas sin pasar por líquido.

Diferencia de solubilidad: Permite separar sólidos de líquidos o líquidos de

líquidos al contacto con un solvente que atrae a uno de los componentes de la

mezcla, posteriormente se separa por decantación, filtración, vaporización o

destilación, y se obtiene en estado puro.

MEDIDICION

La observación de un fenómeno es incompleta a menos que genere una

información cuantitativa. Para obtener dicha información, se requiere la medición de

una propiedad física. Así, la medición constituye una buena parte de la rutina de la

prueba experimental.

La medición, es una operación que compara el valor de una magnitud dada con la

respectiva unidad estándar. Esta puede ser directa o indirecta. Las medidas pueden

ser por ejemplo de amplitud, masa o tiempo, estas son directas porque comparamos

directamente el valor de la magnitud con la unidad estándar. La medición, en

definitiva, consiste en determinar qué proporción existe entre una dimensión de

14

algún objeto y una cierta unidad de medida. Para que esto sea posible, el tamaño de

lo medido y la unidad escogida tienen que compartir una misma magnitud .La

unidad de medida, por otra parte, es el patrón que se emplea para concretar la

medición. Es imprescindible que cumpla con tres condiciones: la inalterabilidad (la

unidad no debe modificarse con el tiempo ni de acuerdo al sujeto que lleva a cabo la

medición), la universalidad (tiene que poder usarse en cualquier país) y la facilidad

de reproducción. Cabe destacar que es muy difícil realizar una medición exacta, ya

que los instrumentos usados pueden tener falencias o se pueden cometer errores

durante la tarea .Las mediciones que hacen los químicos se utilizan a menudo en

cálculos para obtener otras cantidades relacionadas.

Existen diferentes instrumentos que permiten medir las propiedades de una

sustancia: con la cinta métrica se miden longitudes, mientras que con la bureta,

la pipeta y la probeta graduada el volumen. El matraz volumétrico se

miden volúmenes; con la balanza se mide la masa, y con

el termómetro la temperatura. Estos instrumentos permiten hacer mediciones de

propiedades macroscópicas, es decir, que pueden ser determinadas

directamente. Las propiedades microscópicas, a escala atómica o molecular o

molecular, se deben determinar por un método indirecto.

15

Una cantidad medida suele escribirse como un número con una unidad apropiada

Así, decir que la distancia en automóvil entre Lima y Arequipa por cierta carretera

es 1,041.6 no tiene significado. Se debe especificar que la distancia es de 1,014.6

kilómetros. Lo mismo es válido en la química; las unidades son indispensables para

expresar en forma correcta las mediciones.

En 1795 se instituyó en Francia el Sistema Métrico Decimal. En España fue

declarado obligatorio en 1849.

El Sistema Métrico se basa en la unidad "el metro" con múltiplos y submúltiplos

decimales. Del metro se deriva el metro cuadrado, el metro cúbico, y el kilogramo

que era la masa de un decímetro cúbico de agua.

Este sistema se basa en siete unidades fundamentales que se enumeran en la

tabla siguiente:

Propiedad física Nombre de la unidad

Símbolo

Longitud Metro m

Masa Kilogramo kg

Tiempo Segundo s

Corriente eléctrica Amperio A

Temperatura Kelvin K

Intensidad luminosa Candela cd

Cantidad de sustancia Mol mol

16

Unidad de longitud: metro (m)

El metro es la longitud de trayecto recorrido en el

vacío por la luz durante un tiempo de 1/299 792 458 de

segundo.

Unidad de masa El kilogramo (kg) es igual a la masa del prototipo

internacional del kilogramo

Unidad de tiempo El segundo (s) es la duración de 9 192 631 770

periodos de la radiación correspondiente a la transición

entre los dos niveles viperinos del estado fundamental del

átomo de cesio 133.

Unidad de intensidad de corriente

eléctrica

El ampere (A) es la intensidad de una corriente

constante que manteniéndose en dos conductores

paralelos, rectilíneos, de longitud infinita, de sección

circular despreciable y situados a una distancia de un

metro uno de otro en el vacío, produciría una fuerza igual

a 2·10-7 newton por metro de longitud.

Unidad

de temperatura termodinámica

El kelvin (K), unidad de temperatura termodinámica,

es la fracción 1/273,16 de la temperatura termodinámica

del punto triple del agua.

Observación: Además de la temperatura

termodinámica (símbolo T) expresada en kelvin, se utiliza

también la temperatura Celsius (símbolo t) definida por la

ecuación t = T - T0 donde T0 = 273,15 K por definición.

Unidad de cantidad de sustancia El mol (mol) es la cantidad de sustancia de un sistema

que contiene tantas entidades elementales como átomos

hay en 0,012 kilogramos de carbono 12.

Cuando se emplee el mol, deben especificarse las

unidades elementales, que pueden ser átomos, moléculas,

iones, electrones u otras partículas o grupos .especificados

de tales partículas.

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Las unidades SI derivadas se definen de forma que sean coherentes con las

unidades básicas y suplementarias, es decir, se definen por expresiones

Algebraicas bajo la forma de productos de potencias de las unidades SI básicas

y/o suplementarias con un factor numérico igual a1.

Varias de estas unidades SI derivadas se expresan simplemente a partir de las

unidades SI básicas y suplementarias. Otras han recibido un nombre especial y un

símbolo particular.

Si una unidad SI derivada puede expresarse de varias formas equivalentes

utilizando, bien nombres de unidades básicas y suplementarias, o bien nombres

especiales de otras unidades SI derivadas, se admite el empleo preferencial de

ciertas combinaciones o de ciertos nombres especiales, con el fin de facilitar la

distinción entre magnitudes que tengan las mismas dimensiones.

Unidades SI derivadas expresadas a partir de unidades básicas y

suplementarias.

Magnitud Nombre Símbolo

Superficie metro cuadrado m2

Volumen metro cúbico m3

Velocidad metro por segundo m/s

Aceleración metro por segundo cuadrado

m/s2

Número de ondas

metro a la potencia menos uno

m-1

Masa en volumen

kilogramo por metro cúbico

kg/m3

Velocidad angular

radián por segundo rad/s

Aceleración angular

radián por segundo cuadrado

rad/s2

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Unidad de Superficie El área de una superficie se mide en unidades cuadradas,

su unidad es el metro cuadrado = un metro por cada lado

del cuadrado. Las medidas de superficie son el resultado

de medir dos dimensiones, es decir mide longitudes en el

plano, y sirve para calcular las áreas.

Unidad de Volumen El volumen de un espacio en tres dimensiones se mide en

unidades cúbicas, su unidad es el metro cúbico = un metro

por cada lado del cubo. Las medidas de volumen sirven

para medir tres dimensiones (figura cúbica), mide

espacios. Se mide con el metro lineal cada una de las tres

dimensiones: largo, ancho y altura (profundidad), y se

multiplica las tres dimensiones para conseguir el volumen

del espacio deseado.

Unidad de velocidad Un metro por segundo (m/s o m·s-1) es la velocidad de un cuerpo que, con movimiento uniforme, recorre, una longitud de un metro en 1 segundo

Unidad de aceleración

Un metro por segundo cuadrado (m/s2 o m·s-2) es la aceleración de un cuerpo, animado de movimiento uniformemente variado, cuya velocidad varía cada segundo, 1 m/s.

19

NOTACION EXPONENCIAL O CIENTIFICA

En cualquier ciencia los números que se deben escribir son a veces muy grandes

o muy pequeños, por ejemplo:

El número de átomos de carbono que hay en un gramo:

50 150 000 000 000 000 000 000

Este es un número muy grande, difícil de leer, nombrar y escribir; como así

también recordar su valor y para escribirlo se necesita un gran espacio.

La masa expresada en gramos de un solo átomo de carbono:

0,00000000000000000000001994 gramos

Unidad de número de ondas

Unidad de masa en Volumen

Un metro a la potencia menos uno (m-1) es el número de ondas de una radiación monocromática cuya longitud de onda es igual a 1 metro.

También llamada densidad, es el cociente entre la masa de un cuerpo sobre su propio volumen.

U Den

Unidad de velocidad

angular Un radián por segundo (rad/s o rad·s-1) es la velocidad de

un cuerpo que, con una rotación uniforme alrededor de un eje fijo, gira en 1 segundo, 1 radián.

Unidad

de aceleración angular Un radián por segundo cuadrado (rad/s2 o rad·s-2) es la

aceleración angular de un cuerpo animado de una rotación uniformemente variada alrededor de un eje fijo, cuya velocidad angular, varía 1 radián por segundo, en 1 segundo.

20

Este es un número muy pequeño pero también es difícil de leer, nombrar,

escribir; recordar su valor y para escribirlo así, también se necesita un gran espacio

.Repasaremos a continuación lo que significa la escritura de potencias de base 10

con exponente entero:

106 = 1.000.000

105 = 100.000

104 = 10.000

103 = 1.000

102 = 100

101= 10

10 0 = 1

10-1= 1 / 10 = 0,1

10-2= 1/ 100 = 0,01

10-3 =1/1000 = 0,001

10-4 = 1/10.000= 0,0001

La notación exponencial o científica consiste en escribir un número a partir de un

producto entre otros 2 números, uno llamado coeficiente y el otro, potencia de base

10, cuyo exponente es un número entero. El coeficiente debe cumplir con la

condición de que sea mayor o igual a uno y menor que diez.

C x 10n

C= coeficiente (1 ≤ C <10).

n= número entero positivo o negativo

21

La principal ventaja de este tipo de notación, es que se simplifica la lectura,

escritura y el trabajo algebraico de estos números.

Como hacemos para escribir un numero en notación exponencial ? Se coloca un

no ≠ 0 a la izquierda del punto decimal:

4 300 000, 0 = 4,3 x 106

Para dejar expresado el numero con un coeficiente mayor o igual a uno y menor

que diez, se debe correr la coma 6 lugares a la IZQUIERDA, por lo que se lo

multiplica por 10 con exponente +6 (indicando la cantidad de lugares que se corrió la

coma a la izquierda). Se coloca un no ≠ 0 a la izquierda del punto

0,000348 = 3,48 x 10-4

Para dejar expresado el numero con un coeficiente mayor o igual a uno y menor

que diez, se debe correr la coma 4 lugares a la DERECHA, por lo que se lo

multiplica por 10 el exponente -4 (indicando la cantidad de lugares que se corrió la

coma a la derecha).

Conclusión:

Si la coma se corre hacia la DERECHA el exponente “n” será NEGATIVO y su valor

Será igual a la cantidad de lugares que se corrió la coma para que 1 ≤ C <10.

Si la coma se corre hacia la IZQUIERDA el exponente “n” será POSITIVO y su

valor será igual a la cantidad de lugares que se corrió la coma para que 1 ≤ C <10.

22

Ejercicios:

Ejercicio No 1: Escribe en notación exponencial el número de átomos de carbono

que hay en un g de dicho elemento:

5,015 x 1022

El coeficiente es: 5,015.

La potencia es: base 10 exponentes 22 o 10 22.

Ejercicios No3: Escribe los siguientes números en notación exponencial.

a. 1000 e. 212,6

b. Mi millones f. 0,189

c. 16.220 g. 6,18

d. 0,0000001 h. 0,00007846

Otra de las ventajas de la notación exponencial es que se pueden comparar

fácilmente dos números para reconocer cual es el mayor o menor.

El mecanismo consiste en comparar los dos exponenciales:

- el que tiene una potencia positiva mayor es el mayor

- el que tiene una potencia negativa mayor es el menor

Si las potencias son del mismo orden, se comparan los coeficientes.

Multiplicación y División

Como se indicó anteriormente, una de las ventajas que presenta la operación con

números escritos bajo la forma de exponenciales es que simplifica la forma de

realizar las operaciones.

23

En la multiplicación: se multiplican los coeficientes y las potencias se suman

algebraicamente

(3,000 x 103) x (4,50 x 102) =

3,000 x 4,50 = 13,5

103 x 102 = 105 =13,5 x 105

Podríamos dejar expresado este número como 13,5 x 105 o como 1,35 x 106

según el lugar donde dejemos la coma, pero según nuestra definición inicial: 1 ≤ C

<10, 1,35 x 106, será la opción correcta. (Advierte que en el resultado, el coeficiente

tiene tantos dígitos como el menor de los multiplicandos).En la División se dividen

los coeficientes y las potencias se restan algebraicamente

(12,000 x 104) / (4,0 x 102) =

12,000 / 4,00 = 3,00

104 / 102 = 4 -2=102

=3,00 x 102

Si en la multiplicación o división los coeficientes no quedan expresados en la

forma que el coeficiente sea mayor o igual a uno y menor de diez, convertiremos

estos números a notación exponencial normal:

a. 30 x 107 =3,0 x 108

b. 0,732 x 10-2 =7,32 x 10-3

Elevación a Potencias y Extracción de Raíces

24

Para elevar un número escrito en notación exponencial aplicamos la regla:

(10a) b = 10 ex

(102)3 = 102x102x102 = 106 = 10 2x3

(10-2)4= 10-2 x10-2 x 10-2 x10-2= 10-2x4= 10-8

Para extraer la raíz de un número exponencial, recordamos que la raíz es una

manera de expresar un exponente fraccionario, según:

n√10 = (10)1/n

1 como exponente de radicando

“n” como índice de la raíz.

Es igual a 1/2

Raíz cubica de 10 es 101/3 =3√ 10 = (10)1/3

Suma y Resta

Si las potencias de igual base son iguales, se suman los coeficientes y se

mantienen los exponentes:

2,07 x 107 + 3,16 x 107 =

(2,07 + 3,16) x 107=

5,18 x 107

Si los exponentes son diferentes, los números deberán manipularse para hacer

que los mismos sean iguales:

6,04 x 103 + 2,6 x 102 =

Tenemos 2 opciones ya que podremos modificar cualquiera de los 2 números.

Trabajemos primero con el segundo:

25

2,6 x 102 = 0,26 x 103

6,04 x 103 + 0,26 x 103 = 6,30 x 103

Ahora modifiquemos el primero:

6,04 x 103 = 60,4 x 102

60,4 x 102 + 2,6 x 102 = 63,0 x 102

Pero para que se cumpla 1 ≤ C <10, lo escribiremos de manera correcta y

llegamos al mismo resultado:

6,30 x 103

CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Cuando una magnitud proviene de una determinación experimental (una medida),

el instrumento utilizado para su determinación no es exacto, tiene su aproximación.

Exactitud: indica el grado de correlación entre el valor medido y el real.

Precisión: indica la correlación de las medidas individuales entre sí.

Las cifras significativas indican la exactitud con la que se efectúa una medición.

26

Por ejemplo se quiere pesar en una balanza que aproxima el 0,01 g una cantidad

de 2,65 g. El valor pesado es 2,65 +- 0,01 g, es decir el valor pesado puede estar

comprendido entre 2,66 a 2,64 g. En este caso se dice que hay una incertidumbre

en la unidad del último digito. Esto mismo se puede expresar en función de las cifras

significativas de la medición y se dice que la cantidad tiene 3 cifras significativas.

La notación exponencial permite reconocer el número de cifras significativas de una escritura.

Ejercicios:

5 x 102 g (1 cifra significativa)

5,0 x 102 g (2 cifras significativas)

5,00 x 102g (3 cifras significativas)

En la primera expresión no se dice nada más que la medida es sobre los gramos.

En la segunda sobre la décima de gramo y en la tercera sobre la centésima.

Ejercicio No8: Reconoce el número de cifras significativas de las siguientes

magnitudes:

a. 2,104 x 10-2 g e. 3,160 x 108 pm

B. 0,00281 g f. 810 mil

C. 12,82 L g. 3,19 x 1015 átomos

d. 4,300 x 10-6

27

Producto y cociente de magnitudes inexactas

Cuando se multiplican o se dividen dos magnitudes inexactas (experimentales) el

resultado es inexacto. ¿Cuán inexacto es? Es decir, ¿cuántas cifras significativas

tiene el resultado?

Lo resolveremos con un ejemplo: Sea quiere calcular la densidad de un cuerpo,

(se denomina densidad a la masa de un cuerpo por unidad de volumen, [m/V]).

Se midió la masa y el volumen del cuerpo y se encontró que son 5,80 +/-0,01 g y

2,6 +/- 0,1 mil respectivamente. De modo que el cálculo será:

Como máximo: (5,81/2,5) y como mínimo: (5,79/2,7)

Cuyos resultados son: 2,32 como máximo y 2,14 como mínimo en g/mil

Comparando estos valores se deduce que el valor es 2,2 +/- 0,1 [g/mil]

Ejercicio No9: Predice el número de cifras significativas de los resultados de las

siguientes operaciones:

a. (6,10 x 103) x (2,08 x 10-4)

b. 5,92 x 3,0

c. 8,2 / 3,194

Caso de factores de conversión

Cuando se convierte una magnitud a otro sistema de unidades el factor de

conversión (elemento neutro de la multiplicación) que se lo considera un número

exacto nunca cambia el número de cifras significativas de la respuesta.

Ejemplo: Se pesa un cuerpo cuyo valor es 0,106 g. Expresa este resultado en

libras y onzas.

Datos: l lb = 453,6 g. 1lb = 16 oz

28

0,106 g x (1 lb / 453,6 g) = 2,34 x 10-4 lb

2,34 x 10-4 lb x 16 (oz / lb) = 3,74 x 10-3oz

La medida original tiene 3 cifras significativas al igual que las dos conversiones.

Regla del redondeo:

1. Si el primer digito eliminado es menor que 5, dejar el digito anterior sin cambio

Ej. 3,123 = 3,12

2. Si el primer digito eliminado es mayor que 5, aumentar el anterior digito en 1

Ej. 3,127 = 3,13

3. Si el primer digito eliminado es 5, redondear para hacer el digito anterior un

número par:

Ej. 4,125 = 4,12 o 4,135 = 4,14

El efecto neto es que la mitad de las veces aumenta y la otra mitad permanece

constante.

Redondear a 3 cifras las siguientes cantidades:

a. 6,167 c. 0,002245

b. 2,132 d. 3135

Redondear el número 4,3154652 a las siguientes cifras significativas.

a. (siete) b. (seis) c. (cinco) d. (cuatro)

e. (tres) f. (dos) g. (una)

29

CAPITULO II

ESTRUCTURA DEL ATOMO

Se ha dicho que el campo de estudio de la química es la materia del universo,

que el universo es un gran conjunto de mezclas. El estudio de éstas nos conduce al

estudio de átomos y moléculas, lo cual nos permite explicar las propiedades y el

comportamiento de la materia en general, hechos que han servido al hombre para

transformarla en su beneficio. La sete figura explica en forma simplificada y en

secuencia los componentes del macrocosmos hasta llegar al universo microscópico,

el mundo de las moléculas y los átomos.

Reseña sobre la concepción y origen de la materia

Siempre ha sido una inquietud para el hombre conocer la naturaleza de la

materia, su esencia y su comportamiento. Los primeros que trataron de obtener

información al respecto fueron los filósofos griegos quienes describieron sus

observaciones y teorías sobre los fenómenos naturales. Mediante la observación, el

análisis y su gran capacidad de asombro trataban de dar identidad y sentido a su

existencia y de todo lo que les rodeaba. Sin contar con instrumentos o tecnología

para llevar a cabo sus observaciones y análisis, demostraban sus ideas con

procedimientos mentales lógicos.

Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia. ¿Qué

ocurriría si dividiéramos un trozo de materia muchas veces? ¿Llegaríamos hasta

una parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar? Los filósofos de la

antigua Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos

filósofos no utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a

conclusiones, por tanto, no seguían las fases del método científico.

30

De esta forma, se establecieron dos teorías: atomista y continuista.

Teoría atomista:

En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía,

además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas,

acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un

discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el

nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”. Para el

año 400 a. de C. Demócrito y Leucipo propusieron la primera teoría atómica llamada

la "Discontinuidad de la Materia".

Los atomistas pensaban que:

Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas

veces, llegaremos a ellos.

Las propiedades de la materia varían según como se agrupen

los átomos.

Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.

Los átomos son eternos.

Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de

los átomos.

Teoría continuista

Aproximadamente del año 400 antes de Cristo hasta finales de 1500, el átomo

fue olvidado. Aristóteles había creído que toda la materia estaba hecha de cuatro

elementos: fuego, agua, tierra y aire, esta teoría se llamó continuista. Como

Aristóteles era un sabio, la gente aceptaba la teoría de los cuatro elementos y el

avance del estudio de la materia quedó estancado durante varios siglos.

Los continuistas pensaban que:

Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia.

31

Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no

existen.

Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4

elementos básicos: agua, aire, tierra y fuego.

Durante todo el período que estuvo dominado por la teoría de Aristóteles de los

cuatro elementos no hubo químicos que se dedicaran a investigar los secretos de la

materia, había en cambio, alquimistas, personas que buscaban la forma de

transformar el plomo, un metal barato y abundante, en oro. Aristóteles sugirió que

eso podría ser posible, ya que, según él, todos los metales estaban formados de los

mismos cuatro elementos. Finalmente, casi dos mil años después de Aristóteles, un

joven matemático italiano llamado Galileo empezó a analizar todas las teorías

antiguas. Lo más importante de aquello resultó que él, por medio de sus

experimentos, ofreció probar que muchas de las teorías científicas de Aristóteles

eran erróneas. En el siglo XVII, un francés llamado Pierre Ascendí sugirió que la

teoría atómica de Demócrito podría ser cierta. Al pasar el tiempo, más hombres

empezaron a estar de acuerdo con él, pero era difícil creer en los átomos, porque

todos se realizaban una serie de preguntas: "¿Cómo son los átomos?" "¿Qué

aspecto tienen?" "¿Qué los mantiene agrupados?" "¿Existen tantas clases

diferentes de átomos como objetos distintos hay en el mundo?"¿Están formadas

todas las cosas de la Tierra por una misma clase de átomos , solo que estos están

agrupados de distinta forma.

Para ubicarnos en la época, a continuación se presentan algunos hechos que

propiciaron el surgimiento de la Teoría Atómica de Dalton:

Época Acontecimientos

Finales del Época de la alquimia, destaca la teoría del flogisto desarrollada

por Stahl.

siglo XV Época de la Iatroquímica, se diseñan instrumentos de análisis

químico, se preparan destilados de sustancias puras como el ácido

benzoico . Un científico importante es Paracelso.

Finales del Robert Boyle dá una definición de elemento.

siglo XVII Se reconoce que los cuerpos pueden cargarse eléctricamente y

se descubre el capacitor.

32

1661

1750 Descubrimiento de Galvani

1756 Black descubre el bióxido de carbono (CO2) llamado entonces

aire fijado.

1766 Cavendish descubre el hidrógeno (H2).

1772 Rutherford descubre el nitrógeno (N2) o aire flogistado.

1771 – 1774 Escheele y Priestley descubren el oxígeno o aire deflogistado

Lavoisier en Francia y Lomonosov en Rusia, usan la balanza en

sus experimentos para averiguar las transformaciones de la masa en

las reacciones químicas

para averiguar las transformaciones de la masa en las reacciones

químicas.

Hasta antes de Lavoisier enuncia la ley de la conservación de la masa.

1800 Charles enuncia su ley de los gases.

Coulomb enuncia la ley de las atracciones electrostáticas.

Volta diseña la pila voltaica.

Se conocen las leyes ponderales de la química.

Surge la teoría atómica de Dalton.

Durante la Se determina la composición del agua por electrólisis.

primera mitad Se descubren los metales sodio (Na) y potasio (K).

del siglo XIX Surgen las leyes de la electricidad: Ley de Ohm, Ley de Ampere,

Primera Ley de Faraday . Este científico encontró la relación entre

cantidad de carga eléctrica y cantidad de sustancias que reacciona

en una electrólisis.

Modelo atómico de Dalton: La primera teoría atómica con carácter científico fue

propuesta por el químico británico Dalton (1766-1844) en 1808.Dalton leyó los

textos de Lavoisier, Boyle y otros científicos. Consideraba que todas las sustancias

estaban formadas por partículas minúsculas e indivisibles que no eran observables.

Los postulados de su teoría son las siguientes:

33

Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales

independientes, inalterables e indivisibles.

Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en le resto de

propiedades.

Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades

Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los

correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y

constante.

En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen,

solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.

Estas ideas de Dalton suponen el primer modelo teórico para explicar la química

moderna. El principal argumento sobre la validez de la teoría atómica de Dalton era

que permitía interpretar de forma lógica todas las leyes ponderales. Posteriormente

el químico sueco Jakob Berzelius (1779-1848) determino las masas atómicas de

algunos elementos, con lo cual la inclusión del átomo como unidad básica en la

estructura de la materia fue un hecho aceptado por la sociedad científica.

34

Fenómenos eléctricos:

Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los fenómenos de

electrización y electrólisis pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica

de la materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado

por otras partículas fundamentales más pequeñas.

Para explicar estos fenómenos, los científicos idearon un modelo según el cual

los fenómenos eléctricos son debidos a una propiedad de la materia llamada carga

eléctrica.

Las propiedades de los cuerpos eléctricos se deben a la existencia de dos tipos

de cargas: positiva y negativa.

Dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras

que si poseen carga de distinto tipo se atraen. En general, la materia es

eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. Si

adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un

tipo que de otro.

A comienzos del siglo XIX se presentaba la siguiente situación:

Dalton había demostrado que la materia estaba formada por átomos.

Existían experiencias de fenómenos eléctricos que demostraban que la

materia podía ganar o perder cargas eléctricas.

35

Por tanto, esas cargas eléctricas debían de estar de alguna forma en el interior de

los átomos. Si esto era cierto, la teoría de Dalton era errónea, ya que decía que los

átomos eran indivisibles e inalterables.

Descubrimiento del electrón

Es la primera partícula subatómica que se detecta. El físico J. J. Thomson realizó

experiencias en tubos de descarga de gases. Observó que se emitían unos rayos

desde el polo negativo hacia el positivo, los llamó rayos catódicos.

Al estudiar las partículas que formaban estos rayos observó que eran las mismas

siempre, cualquiera que fuese el gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de

todos los átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas

electrones.

36

Descubrimiento del protón

El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos

catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo

en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales.

El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de

carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba

encerrado en el tubo. Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula

elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva

y su masa es 1837 veces mayor.

A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos permitieron

identificar las partículas responsables de la carga negativa (el electrón) y de la carga

positiva (el protón). Estos experimentos proporcionaron los datos siguientes sobre la

estructura de la materia:

El átomo contiene partículas materiales subatómicas.

Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee

una carga eléctrica elemental.

Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa.

Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de

cargas eléctricas negativas (electrones) es igual al número de cargas

positivas (protones).

Modelo atómico de Thomson

El físico J.J. Thomson (1856-1940) demostró, en 1897, que en las descargas

eléctricas en gases se producían partículas con carga eléctrica negativa que eran

idénticas para cualquier gas. Thomson denominó a estas partículas electrones y

concluyó que el electrón era un constituyente fundamental de átomo.

Thomson propuso un modelo de átomo formado por unas partículas con carga

eléctrica negativa (electrones), inmerso en un fluido de carga eléctrica positiva, que

37

daba como resultado un átomo eléctricamente neutro. Este modelo es coherente

con los experimento de tubos de descargas vistos antes.

El descubrimiento del electrón indicaba que el átomo no es indivisible y que está

constituido por partículas subatómicas, algunas con carga eléctrica.

Aun así, las consecuencias derivadas del experimento de Rutherford ,explicado

en el próximo apartado, obligaron a desestimarla.

Fluido con carga positiva

Electrones Protones

El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los

siguientes fenómenos:

La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el

responsable de su carga negativa o positiva.

La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o

más electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad,

de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el

número de protones es fijo siempre para cada átomo. Si un átomo pierde uno

ó más electrones adquiere carga neta positiva (catión) y si gana uno ó más

electrones adquiere carga neta negativa (anión).

38

El experimento de Rutherford

El científico Ernst Rutherford investigó las propiedades de las sustancias

radiactivas, y en particular, la naturaleza de las partículas alfa, que se obtienen de

las desintegraciones radioactivas. A fin de obtener información acerca de la

estructura de los átomos, propone un experimento consistente en bombardear con

partículas alfa una lámina de oro. En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores

bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa, procedentes de un

material radiactivo, a gran velocidad.

Rutherford esperaba que las partículas alfa, atravesaran la lámina con facilidad,

ya que tendrían la carga positiva uniformemente distribuida, como decía el modelo

postulado por Thomson.

Observó que eso era lo que sucedía para la mayor parte de dichas partículas,

pero, para su sorpresa, algunas se desviaban e incluso unas pocas rebotaban en la

lámina.

Rutherford elaboró una serie de conclusiones:

Supone que la materia está prácticamente hueca, pues la mayor parte de las

partículas alfa la atraviesan sin desviarse.

Deduce que las partículas alfa rebotan debido a las repulsiones

electrostáticas que sufren al pasar cerca de las cargas positivas. Ya que esto

ocurre muy raramente, es preciso que dichas cargas ocupen un

espacio muy pequeño en el interior del átomo, al cual denomina núcleo;

éste constituye la parte positiva del átomo y contiene casi toda su masa

Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo para evitar la

inestabilidad por repulsión entre los protones.

En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, el átomo se divide en:

Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se

concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo).

39

Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en

órbitas circulares.

Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño

comparado con el tamaño de todo el átomo; el átomo está prácticamente hueco.

Pero la teoría de Rutherford se contradecía con las leyes del electromagnetismo

de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos

datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en

movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de

radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo

y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.

El descubrimiento del protón:

Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y

electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford

supuso que tenía que haber otro tipo de partícula subatómica en el interior de los

átomos.

Estas partículas se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener

carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga

eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento.

Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un

protón.

Partícula Símbol Carga Masa Kg Ubicación

Electrón e 1+ 9.09x10-31 Periferia

Protón p+ 1- 1.672x10-27 Núcleo

40

Núcleo y corteza de los átomos:

Así se completó la estructura atómica. Consta de un núcleo positivo, en donde se

hallan los protones y neutrones, en conjunto llamados nucleones, y una zona

cortical (o simplemente corteza), por donde giran los electrones al torno al núcleo.

Existen dos conceptos que caracterizan los núcleos atómicos:

El numero másico: Es el número de partículas que hay en su núcleo , es decir, la

suma del número de protones (Z) y del número de neutrones (n).Se simboliza con la

letra A.

El número atómico: indica el número de protones que hay en el núcleo de un

átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo es neutro. Se

simboliza con la letra Z.

41

Los isótopos difieren entre sí en el número de neutrones, razón por la cual

también difieren en sus masas atómicas (el 37Cl es más pesado que el

35Cl).Debido a que las propiedades químicas de un elemento dependen de su

número atómico (Z), los isótopos poseen propiedades químicas semejantes. Los

isótopos de un mismo elemento se presentan en la naturaleza en distintas

proporciones. Algunos elementos existen en la naturaleza en una sola forma

isotópica (sodio, flúor), pero la mayoría tienen más de un isótopo.

Se denominan Isóbaros a los átomos de diferentes elementos que poseen igual

número másico y diferente número atómico.

Se denominan Isótonos a los átomos de diferentes elementos que tienen igual

número de neutrones

Se denominan Isómeros a los átomos de un mismo elemento ( Z ) que con igual

número másico ( A ), difieren en un nivel energético

Modelo atómico de Bohr

En la primera mitad del siglo XX se realizaron unos descubrimientos que no

podían ser explicados con el modelo de Rutherford. El físico N. Bohr propone un

modelo en el que los electrones sólo pueden ocupar ciertas órbitas circulares. Los

electrones se organizan en capas y, en cada capa tendrán una cierta energía,

llenando siempre las capas inferiores (de menor energía) y después las superiores.

El modelo de Borh se basa en tres postulados:

El electrón gira en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija.

Solo existen órbitas en las que los electrones tienen valores de energía

determinados. Por eso, las órbitas se llaman también niveles de energía,

designados con la letra n= 1, 2, 3,4…

Cuando el electrón pasa de un nivel de energía superior a otro de energía

inferior, la diferencia de energía se emite como luz. El físico alemán

42

A.Sommerfeld (1868-1951), discípulo de Bohr, propuso una ampliación del

modelo atómico de su maestro.

Sommerfeld supuso que cada nivel de energía estaba subdividido a su vez

en un conjunto de subniveles próximos en energía. Así, cada nivel tenía

tantos subniveles como indicaba su número y podían albergar un número

máximo de electrones.

El nivel n= 1 tiene un solo subnivel, denominado “1s”.

El nivel n= 2 tiene dos subniveles, denominados “2s”y “2p”.

El nivel n= 3 tiene tres subniveles, denominados “3s”, “3p” y “3d”.

El nivel n= 4 tienes cuatro subniveles, denominados “4s”, “4p”, “4d” y “4f”.

Nivel ( n ) 1 2 3 4

Sub niveles s s p s p d s p d f

Electrones x

subnivel 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

Electrones x

nivel 2 8 18 32

La distribución de los electrones en las capas se denomina configuración

electrónica.

La configuración electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los

electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos

electrones entre los distintos niveles y orbitales.

43

Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica el diagrama de

Möeller. Debes seguir el orden de las flechas para ir añadiendo electrones.

1𝑠2

2𝑠2 2𝑝6

3𝑠2 3𝑝6 3𝑑10

4𝑠2 4𝑝6 4𝑑10 4𝑓14

5𝑠2 5𝑝6 5𝑑10 5𝑓14

6s2 6p6 6d10

7s2 7p6

8s2

Se representa por números separados por comas y entre paréntesis. Por

ejemplo, el átomo de sodio tiene 11 electrones; por tanto, 2 llenan la 1ª capa, 8

quedan en la 2ª capa y el último electrón quedaría en la 3ª capa.

Modelo atómico de Schrödinger:

El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del átomo, ya que

el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas

a distancias definidas del núcleo; mientras que, el nuevo modelo establece que los

electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o

menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.

44

Si representamos con puntos las distintas posiciones que va ocupando un

electrón en su movimiento alrededor del núcleo, obtendremos el orbital.

Números cuánticos

Los números cuánticos, son valores numéricos enteros que permiten identificar al

electrón y situarlo dentro del átomo. Son cuatro los números cuánticos: n, l, m y s.

En este nivel no preocupa el tratamiento matemático de la ecuación de onda,

pero es importante conocer sus implicaciones para poder comprender el nuevo

modelo atómico.

45

Forma condensada o simplificada: indica nivel, subnivel y número de electrones.

N l x ( exponente )

# de electrones

Subnivel de energía del electrón

Nivel de energía del electrón

El número cuántico principal: n = 1, 2, 3, 4...

El numero cuántico principal n, determina la energía del electrón, un aumento en

n significa un aumento de energía. El valor de n es también una medida del tamaño

del orbital. Puede tener cualquier valor entero desde 1 hasta el infinito. Este número

cuántico sitúa al electrón en un determinado nivel de energía.

El número cuántico Azimutal o secundario: l = 0, 1, 2, 3, ..., n - 1

El número cuántico secundario se relaciona con la forma del orbital y además

permite situar al electrón en un determinado subnivel de energía.

Los valores de l (ele) dependen de n y pueden ser: l = 0,1, 2, 3...hasta n-1. Cada

valor de l corresponde a un tipo de subnivel y forma del orbital.

Formas de los orbitales

Orbitales s y p: Los orbitales s son de forma circular, en ellos los electrones giran

a igual distancia del núcleo. Los orbitales p tienen forma elíptica concéntrica, en

ellos los electrones modifican su distancia con respecto al núcleo, por lo que son de

46

mayor energía.

Orbitales d: los orbitales d son cinco en total, aparecen para valores de l = 2 y

47

sus orientaciones en m son –2, -1, 0, 1, 2.

Orbitales f: Son orbitales de mayor energía, la trayectoria de los electrones es

compleja, se presentan para valores de l = 3 y los valores de m para estos orbitales

son; -3, -2, -1, 0, 1, 2 y 3.

El número cuántico magnético: m = - l , 0, + l

El número cuántico m se relaciona con la orientación de los orbitales dentro de un

subnivel. Los orbitales de un mismo subnivel difieren por su orientación en el

espacio y no por su energía.

Los valores de m dependen del valor de l , los cuales pueden iniciar desde -l

hasta +l, incluyendo al cero.

El número de valores de m para un subnivel dado, especifica el número de

orientaciones que pueden tener los orbitales de ese subnivel y por tanto el número

de orbitales en ese subnivel.

El número cuántico de spin: +1/2, -1/2 Aún antes de que se propusiera el espín

electrónico, había indicios experimentales de que los electrones poseían una

propiedad adicional. En 1925, los físicos holandeses George E. Uhlenbeck y

48

Samuel A. Goudsmit, postularon que los electrones tienen una propiedad intrínseca,

denominada espín electrónico, mediante el cual se considera al electrón como una

esfera diminuta, que gira sobre su propio eje.

Debido a que una carga en rotación produce un campo magnético, el espín o giro

electrónico genera un campo magnético, cuya dirección depende del sentido de la

rotación.

El espín electrónico (s) está cuantizado, y sólo tiene dos posibles valores: +1/2 y -

1/2, que se interpreta como las dos direcciones opuestas en las que puede girar el

electrón. El espín del electrón se representa por medio de flechas o vectores que

indican el sentido positivo ( ↑ ) o negativo ( ↓ ) del giro del electrón.

Una configuración electrónica la podemos representar de las formas siguientes:

Forma condensada o simplificada: indica nivel, subnivel y número de electrones.

Por ejemplo:

3Li 1s2, 2s1

13Al 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1

Número Cuántico Simbolo

Principal n Determina el nivel de energía

Azimutal o Secundario l Determina los subniveles de energía

Magnetico m Determina el orbital de un subnivel y su posición en el espacio

Spin s Determina el sentido de la rotación del electrón sobre su eje

Significado

49

Forma desarrollada o diagrama energético: indica nivel, subnivel, cantidad de

orbitales y electrones en éste, los orbitales para cada subnivel se representan con

una línea horizontal y los electrones como flechas, en un mismo orbital deben tener

spines opuestos. Ejemplo:

3Li 1s 2s

13Al ___ ___ 1s 2s 2p 3s 3p mayor energía

Principio de exclusión de Pauli

“Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos

iguales”

Si dos electrones tienen iguales n, l y m por tanto se encuentran en el mismo

orbital, por lo tanto es necesario que un electrón tenga un s = +1/2 y el otro

Un s = -1/2

Analicemos el siguiente ejemplo:

50

Principio de de llenado progresivo Aufbau (en alemán)

“Los electrones pasan a ocupar los orbitales de menor energía, y

progresivamente se van llenando los orbitales de mayor energía “.

Según el principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se

expresa mediante la secuencia siguiente:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d….sigue

La regla del serrucho nos ayuda a llenar adecuadamente esta serie.

Regla de Hund

Los orbitales con igual nivel de energía ( se refiere a orbitales con el mismo

número cuántico n ), se llenan progresivamente de manera que siempre exista un

mayor número de electrones desapareados.

Para comprender esto analicemos a los orbitales 2p, se tienen que llenar con 4

electrones, entonces:

51

Electrón diferencial

Es el último electrón que se distribuye en una configuración electrónica y

establece la diferencia entre un elemento y otro.

Es decir, al pasar de un átomo a otro en la tabla periódica aumenta en 1

el número Z (atómico) lo que implica un aumento de 1 en el número de protones.

Como el protón es una carga positiva, esto implica un aumento en una carga

positiva y como el átomo es eléctricamente neutro (a menos que sea un ion)

entonces tiene que agregarse un electrón negativo.

El electrón diferencial es pues , el electrón más alejado o el último electrón que se

"agrega" al átomo. En general, para los elementos representativos el electrón

diferencial está en el orbital s o p, para los elementos de transición el electrón

diferencial se encuentra en el orbital d (con algunas excepciones como en el caso

del Grupo VIB y IB ) y para los elementos de transición interna el electrón diferencial

está en el orbital f, con algunas excepciones . Tenga en cuenta que recorriendo un

periodo en la tabla, el electrón diferencial está en el nivel de energía más externo en

los elementos representativos; en los elementos de transición en el nivel de energía

más bajo y para los elementos de transición interna dos niveles de energía todavía

más bajos.

Ejemplos :

Na → Z = 11 → 1s2 2s2 2p6 3s1

Al Neón (10Ne) Z = 10 → 1s2 2s2 2p6

52

CAPITULO III

ESTRUCTURA DE LOS COMPUESTO

Los compuestos químicos inorgánicos son todos aquellos compuestos que están

formados por diferentes elementos, pero en los que su componente principal no

siempre está el carbono. En los compuestos inorgánicos se podría decir que

participan casi la totalidad de elementos conocidos por nosotros.

Mientras que un compuesto orgánico se forma de manera natural tanto en

animales como en vegetales, uno inorgánico se forma de manera ordinaria por la

acción de varios fenómenos físicos y químicos: electrólisis, fusión, etc. También

podrían considerarse agentes de la creación de estas sustancias a la energía solar,

el agua, el oxígeno.

La Tabla Periódica

El químico ruso Dmitri Mendeléiev propuso la tabla periódica de los elementos,

que agrupaba a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas.

Inicialmente, los elementos fueron ordenados por su peso atómico. A mediados del

siglo XIX, cuando Mendeléiev hizo esta clasificación, se desconocían muchos

elementos; los siguientes descubrimientos completaron la tabla, que ahora está

ordenada según el número atómico de los elementos (el número de protones que

contienen).

El Sistema periódico o Tabla periódica es un esquema de todos los elementos

químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que

refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete ( 7 )

hileras horizontales, llamadas periodos, y en dieciocho ( 18 ) columnas verticales,

llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el

helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman

53

periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18

elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El

periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado

sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados

tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de

las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En la

actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido

adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas

en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a

través de la tabla periódica.

La ley Periódica es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades

físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática

conforme aumenta el número atómico.

Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general,

difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del

grupo IA, a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras

que los del grupo VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente

forman compuestos con valencia -1.

En una configuración electrónica, el número de período lo determina el número

cuántico principal mayor.

Ejemplos:

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

El nivel más externo es el 3, por tanto este elemento

elemento pertenece al período 3.

35 Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

El nivel más externo es el 4, por tanto este elemento pertenece al período 4.

54

Un grupo o familia se define como un conjunto de elementos con las mismas

propiedades químicas. Los grupos se indican con números romanos del I al VIII, A o

B . A los elementos del subgrupo A, se les denomina representativos, dado que el

número de electrones del nivel más externo (electrones de valencia) representan el

número del grupo al cual pertenecen. Todos los elementos representativos terminan

su configuración electrónica en un subnivel s o en un subnivel p, formando así dos

55

grandes conjuntos conocidos como bloques s y p.

Los electrones de valencia, son los electrones que se localizan en el nivel más alto

de energía de un átomo? Estos electrones son los responsables de las propiedades

químicas de los elementos.

A los elementos del subgrupo B se les denomina elementos de transición y de

transición interna. Los elementos de transición interna se dividen en la serie de los

lantánidos y serie de los actínidos. En la serie de los actínidos se encuentran los

elementos transuránicos (elementos que están después del uranio), y que son

altamente radiactivos. Así, la tabla periódica se divide en cuatro bloques: s, p, d y f,

dependiendo del subnivel donde se ubica el electrón diferencial.

El subnivel donde se ubica el electrón diferencial determina el bloque donde se

localiza el elemento. El subgrupo A está constituido por los bloques s y p; y el

subgrupo B por los bloques d y f.

Los elementos de transición se encuentran llenando en su configuración

electrónica un subnivel d, formando así un conjunto de elementos conocido como

bloque d. Los elementos de transición interna, se encuentran llenando en su

configuración electrónica el subnivel f, formando así un conjunto de elementos,

conocido como bloque f.

s

p

d

f

56

Así, la tabla periódica se divide en cuatro bloques: s, p, d y f, dependiendo del

subnivel donde se ubica el electrón diferencial. El subnivel donde se ubica el

electrón diferencial determina el bloque donde se localiza el elemento. El subgrupo

A está constituido por los bloques s y p; y el subgrupo B por los bloques d y f.

El bloque s está constituido por los grupos I A y II A, puesto que en el subnivel s

caben dos electrones. Los del grupo I A terminan su configuración electrónica en ns1

y los del grupo II A en ns2.

En la parte derecha de la tabla periódica se localizan los elementos del bloque p.

Dado que el subnivel p tiene capacidad para seis electrones, en el bloque p

aparecen seis grupos, del IIIA al VIIIA, cuya configuración electrónica externa varía

desde np1 hasta np6.

Grupo

# de elec

en último nivel Configuración elec externa

I A 1 s1

II A 2 s2

III A 3 s2p1

IV A 4 s2p2

V A 5 s2p3

VI A 6 s2p4

VII A 7 s2p5

VIII A 8 s2p6

57

Los elementos del bloque d se encuentran situados en la parte central de la tabla,

y terminan su configuración electrónica en nd1 hasta nd10. Si se desea determinar el

grupo al que pertenece un elemento de transición, se suman los electrones externos

del subnivel s, con los electrones del subnivel d.

En la parte inferior de la tabla se encuentran los elementos del bloque f, y su

configuración electrónica externa varía desde nf 1 hasta n f 14

Ejemplos:Determina el grupo, subgrupo, periodo y bloque al que pertenecen los

siguientes elementos representativos, sodio (Na) y bromo (Br) a partir de sus

números atómicos.

E

El número de electrones externo es 1 ,

p por lo tanto pertenece al grupo I (1)

E El nivel más externo es el 3, por tanto,

este elemento pertenece al período 3.

La configuración electrónica termina en un

subnivel s, por tanto, pertenece al subgrupo A y a

al bloque s

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

La información que nos proporciona la configuración electrónica, es que el sodio

se encuentra en el grupo I (1), en el subgrupo A, en el período 3 y en el bloque s.

58

Características de metales, no metales, metaloides

De los 114 elementos que se conocen a la fecha, sólo 92 elementos son

naturales. De estos, 11elementos son gaseosos a temperatura ambiente (25ºC),

(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, H2, O2, F2,Cl2, N2), sólo dos son líquidos (Br2, Hg) y el

resto son sólidos. De manera recurrente, algunas tablas periódicas muestran al Ga y

al Cs como elementos líquidos; es importante precisar que sí lo son, pero a

temperaturas mayores de 25ºC, por ejemplo, el galio puede fundir a la temperatura

de la palma de la mano. También en ocasiones se muestra al francio, Fr, como

elemento líquido, sin embargo, no se han obtenido cantidades suficientes para

comprobarlo, pero la tendencia periódica nos permite predecir que éste puede ser

líquido.

En función de sus propiedades los elementos químicos se clasifican en la tabla

periódica como: metales, no metales metaloides y gases nobles.

59

Metales

La mayoría de los elementos de la tabla periódica son metales. Los metales se

localizan a la izquierda, y al centro. Sin embargo, en la parte inferior derecha de la

tabla periódica se encuentran también algunos metales, como el estaño, (Sn), el

plomo (Pb) y el bismuto, (Bi).

Entre sus propiedades físicas podemos encontrar que generalmente tienen brillo,

cuando son lisos y limpios, sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio,

Hg, que es un líquido), buenos conductores del calor y la electricidad, dúctiles y

maleables, lo que significa que se pueden laminar y hacer alambres y monedas con

ellos. Presentan altos puntos de fusión y bajas energías de ionización. Entre sus

propiedades químicas encontramos que reaccionan con los no metales para formar

óxidos básicos, hidróxidos y sales, entre otros. Tienen gran tendencia a perder

electrones y formar cationes (iones de carga positiva). Con excepción del estaño,

plomo y bismuto, los metales tienen uno, dos, y hasta tres electrones de valencia,

que pueden ser fácilmente cedidos, eso les hace ser reductores. El carácter

metálico aumenta de arriba hacia abajo en la tabla periódica y de derecha a

izquierda. A los metales los encontramos en todas partes, en muchos de los objetos

que usamos a diario: monedas, cucharas, tenedores, automóviles, casas,

Computadoras, bicicletas, sillas, mesas, sartenes, estufas, refrigeradores, cables,

en fin son innumerables los objetos construidos con metales.

No metales

Los no metales se encuentran en la parte superior derecha de la tabla periódica.

Entre sus propiedades físicas podemos encontrar que generalmente son gases,

como el flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno o sólidos quebradizos, como el carbono

(grafito), el yodo, el azufre y el fósforo (excepto el bromo, Br que es un líquido).

Algunos autores clasifican a los gases nobles como no metales. Sin embargo,

deben ser abordados separadamente, porque en general no presentan las

propiedades de los no metales. Los no metales son malos conductores del calor y

la electricidad, no son maleables, ni dúctiles. Sus puntos de fusión tienden a ser

más bajos comparados con los metales. Entre sus propiedades químicas

60

encontramos que reaccionan con los metales y consigo mismo, para formar muchos

y muy variados compuestos, como: óxidos ácidos, oxiácidos, hidrácidos, hidruros,

sales, entre muchos otros. Con excepción del carbono, los no metales tienen cinco,

seis o siete electrones de valencia. Tienen gran tendencia a ganar uno, dos y hasta

tres electrones para formar aniones (iones de carga negativa). Son muy

electronegativos y oxidantes.

Los no metales se encuentran en la parte superior derecha de la tabla periódica.

Los no metales son malos conductores del calor y la electricidad, no son

maleables, ni dúctiles.

Metaloides

Los metaloides se encuentran abajo y arriba de la línea diagonal que divide a los

metales de los no metales. A los metaloides también se les conoce como anfóteros

o semimetales, debido a que presentan tanto características metálicas como no

metálicas. Entre ellos se encuentran el boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio,

telurio, polonio y astato.

En general son elementos sólidos y con cierto brillo metálico. Son

semiconductores. Un semiconductor es un elemento que no conduce la electricidad

tan bien como un metal, pero lo hace mejor que un no metal. La propiedad

semiconductora del silicio hizo posible la revolución de las computadoras.

Propiedades periódicas

Se denominan propiedades periódicas a aquellas propiedades que varían en

forma regular a lo largo de un periodo o de un grupo. Algunas de estas propiedades

son las siguientes: tamaño atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica y

electronegatividad.

61

Tamaño atómico

El tamaño atómico se puede definir como la distancia que hay del núcleo de un

átomo hacia su electrón más lejano.

Este tamaño está determinado por la fuerza con la que el núcleo atómico es

capaz de atraer hacia sí los electrones más externos.

Sin embargo, desde el modelo de la mecánica cuántica, el átomo no tiene límites

claramente definidos que determinen su tamaño. Por tanto, no tiene sentido hablar

de un radio bien definido para un átomo aislado.

Ahora bien, el tamaño de un átomo puede variar dependiendo del entorno que lo

rodea, es decir, de los átomos a los cuáles está unido. Así, el tamaño atómico varía

dependiendo del tipo de enlace químico presente.

Radio covalente

Cuando se unen dos átomos del mismo elemento, el radio atómico se define

como la mitad de la distancia entre los dos núcleos.

Ejemplos:

La distancia intranuclear en el enlace Br-Br en la molécula

Br2, es 228.6 pm. Así, podemos decir que el radio atómico del Br es de 114.3 pm

62

La distancia intranuclear en el enlace C-C, del diamante es 154 pm. Así,

podemos decir que el radio atómico del C es de 77 pm.

Energía de Ionización

Otra propiedad periódica muy importante para entender las propiedades químicas

de los elementos es la energía de ionización, la cual se define como: “ La energía

necesaria para eliminar un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y formar

un ion positivo” .

Al adicionar energía al átomo, provoca que el electrón más externo se mueva

hacia niveles de energía más alejados del núcleo. Es posible que este electrón por

encontrarse débilmente unido al átomo, sea el primero en perderse, formándose así

un catión o ion positivo.

Átomo + energía de ionización catión + electrón

Na 8.24 x 10 Na + 1e

La facilidad con la cual los átomos pierden electrones, coincide con las

propiedades químicas de los elementos.

Afinidad electrónica

La afinidad electrónica se define como la energía que se libera o se absorbe

cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón para formar un ion

negativo (anión).

Átomo electrón anión energía

Cl + e Cl- + AE= - 348.52 kj/mol

63

Tanto el potencial de ionización como la afinidad electrónica se ven afectadas por

el tamaño atómico.

Entre mayor sea la afinidad electrónica de un elemento, mayor será su tendencia

a ganar electrones, así:

Los no metales, al tener alta afinidad electrónica y alto potencial de ionización, su

tendencia es a ganar electrones. Así mismo, los metales al presentar baja afinidad

electrónica y bajo potencial de ionización, su tendencia es a perder electrones.

Electronegatividad

La electronegatividad al igual que la afinidad electrónica, aumenta de izquierda a

derecha y de abajo hacia arriba. De forma tal, que el elemento más electronegativo

es el flúor y el menos electronegativo es el francio.

La electronegatividad es una propiedad molecular que se manifiesta cuando los

átomos se encuentran unidos y es importante para predecir el tipo de enlace

formado.

Los átomos de los elementos más electronegativos son los que ejercen mayor

atracción sobre los electrones compartidos en un enlace covalente.

Linus Pauling fue el primero en idear una escala numérica de

electronegatividades y asignó un valor de 4.0 al flúor como el elemento más

electronegativo.

Los compuestos inorgánicos resultan de la combinación de varios elementos que

se enlazan químicamente. Un enlace químico es una atracción entre dos átomos

mediante el intercambio de sus electrones de valencia. El tipo de intercambio

depende de la naturaleza de los elementos y puede ser en forma de la transferencia

de un átomo a otro o de compartición entre los átomos.

En el primero de los casos se denomina enlace iónico y en el segundo enlace

covalente

64

Los átomos se enlazan de acuerdo a su número de electrones de valencia

buscando su estabilidad completando los ocho electrones requeridos en el nivel

valencia.

En la naturaleza raramente aparecen átomos aislados; sólo los gases nobles (He,

Ne, Ar,...) que constan de átomos individuales, que no reaccionan. Los átomos

tienden a combinarse entre sí de varias maneras para formar las distintas

sustancias puras: elementos y compuestos. Las unidades que sirven como bloques

de construcción de dichas sustancias son las moléculas y los iones.

Moléculas

Dos o más átomos pueden combinarse entre sí para formar una molécula. Por

ejemplo el oxígeno (O2) o el nitrógeno (N2), constituidos por moléculas de

elementos. Las moléculas de los compuestos están formadas por átomos de

diferentes tipos, por ejemplo en el agua o el dióxido de carbono. Los átomos

involucrados suelen ser de elementos no metálicos. Dentro de la molécula, los

átomos están unidos unos a otros por fuerzas intensas denominadas enlaces

químicos.

Las sustancias moleculares se representan abreviadamente mediante las fórmulas,

en las que se indica el número de átomos de cada elemento por un subíndice

escrito después del símbolo del elemento (si un símbolo de un elemento no lleva

subíndice significa que hay un solo átomo del mismo). Así, las fórmulas moleculares

para el agua (H2O), amoníaco (NH3) y metano (CH4), se interpretan del siguiente

modo:

- En la molécula de agua hay dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

-En la molécula de amoníaco hay un átomo de nitrógeno y tres átomos de

hidrógeno.

- En la molécula de metano hay un átomo de carbono y cuatro átomos de

hidrógeno.

65

Iones

Cuando un átomo pierde o gana electrones, se forman partículas cargadas

denominadas iones. Los átomos de los elementos metálicos (los situados a la

izquierda y en el centro de la tabla periódica) tienden a perder electrones para

formar iones cargados positivamente llamados cationes. Por ejemplo, los iones Na+

y Ca2+, se forman a partir de los átomos de los metales sodio y calcio:

Átomo Na Na+ (ion sodio) + 1e-

Átomo Ca Ca2+ (ion calcio) + 2e-

Los átomos de no metales (los elementos situados a la derecha de la tabla

periódica) tienden a ganar electrones y formar iones negativos llamados aniones.

Por ejemplo, los átomos de cloro y oxígeno, al adquirir electrones forman los

iones Cl- y O2-:

Átomo Cl + 1e- Cl- (ion cloruro)

Átomo O + 2e- O2- (ion óxido)

Cuando se forma un ion, el número de protones en el núcleo no cambia. Lo único

que varía es el número de electrones, que aumenta o disminuye.

Los iones vistos hasta este ahora son monoatómicos, es decir, proceden de un

único átomo que ha perdido o ganado electrones. Muchos iones importantes en

química son poliatómicos, es decir, contienen más de un átomo. Ejemplos de este

tipo de iones son el ion hidróxido (OH-) y el ion amonio (NH4+). Estos iones se

pueden imaginar como una "molécula cargada"

66

ENLACES QUIMICOS

Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las

moléculas de los elementos, como O2 y Cl2; de compuestos como CO2 y H2O y de

metales. Un enlace químico se forma entre dos átomos, si la disposición resultante

de los dos núcleos y sus electrones tienen una energía menor que la energía total

de los dos átomos separados. Esta menor energía se puede lograr mediante la

transferencia completa de uno o más electrones de un átomo al otro, formándose

iones que permanecen unidos por atracciones electrostáticas llamadas enlace

iónico. La menor energía también puede lograrse compartiendo electrones, en este

caso los átomos se unen mediante enlace covalente y se forman moléculas

individuales. Un tercer tipo de enlace es el enlace metálico en el cual un gran

número de cationes se mantienen unidos por un mar de electrones. Los átomos se

combinan con el fin de alcanzar una configuración electrónica más estable (de

menor energía). La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es

isoelectrónico con un gas noble. Solo los electrones externos de un átomo pueden

ser atraídos por otro átomo cercano. En la formación de enlaces químicos solo

intervienen los electrones de valencia, es decir, aquellos electrones que residen en

la capa exterior parcialmente ocupada de un átomo (capa de valencia). Con la

espectroscopia electrónica y de rayos X se han obtenido pruebas de la no

intervención de los electrones internos. Los átomos ganan, pierden o comparten

electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases

nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica.

Enlace iónico

Los elementos con baja energía de ionización tienden a formar cationes y los

que poseen electroafinidad alta tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y

alcalinotérreos son los elementos con más posibilidad de formar cationes y los

halógenos y el oxígeno, los más adecuados para formar aniones. La gran variedad

de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA o IIA y un

halógeno u oxígeno. Un enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática que

mantiene unidos a los iones de cargas opuestas en un compuesto iónico. Cuando

se forma una unión iónica uno de los átomos pierde electrones y el otro los gana,

67

hasta que ambos alcanzan la configuración de un gas noble, un doblete para

elementos cercanos al helio y un octeto para todos los demás.

Estructuralmente el enlace es una transferencia total o parcial de carga entre

átomos. Cualquier teoría sobre el enlace químico debe explicar tres aspectos

fundamentales:

-Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el

número total de ellos.

-La geometría de la molécula.

-La energía total de la molécula.

Las sustancias empleadas para vivir son compuestos iónicos y covalentes y cada

cual cumple funciones especiales. Los compuestos químicos son conjuntos de

átomos de diferentes elementos que interactúan a nivel de los electrones de su

última órbita.

Walther Kossel y Gilbert N. Lewis, desarrollaron en 1916 la “Teoría de los enlaces

químicos “. Al analizar los elementos de la tabla periódica y sus compuestos

observaron que los gases nobles existen en forma atómica sin combinar y son

estables, propusieron que los átomos se combinan por que tratan de completar en

su último nivel de energía 8 electrones o la configuración del gas noble más

próximo.

En 1924, K. Fajans al estudiar la relación entre tipo de enlace, tamaño del átomo,

carga iónica y configuración electrónica dedujo que un enlace es iónico cuando:

Los iones formados son eléctricamente estables.

Las cargas iónicas son pequeñas.

El catión es grande y el anión pequeño.

68

Si las características no coinciden con las anteriores, el enlace es covalente. En

los enlaces covalentes se forman orbitales con pares de electrones compartidos en

las capas externas de los átomos.

La química como ciencia de la materia estudia a los átomos y a los

conglomerados atómicos estables; es en estos conglomerados donde ocurren las

interacciones materia – energía, una de esas interacciones la constituyen los

enlaces químicos.

Las propiedades químicas de los átomos dependen esencialmente del

comportamiento de los electrones del último nivel, es decir, de su capacidad de

combinación o valencia.

Electrones enlazantes y regla del octeto

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción entre átomos que los

mantienen unidos en las moléculas.

Se considera que los átomos se unen tratando de adquirir en su último nivel de

energía una configuración electrónica estable, similar a la de los gases nobles. A los

electrones del último nivel de un átomo se les llama electrones de enlace o

electrones de valencia.

La tendencia de los átomos para adquirir en su último nivel de energía 8

electrones se llama regla de octeto.

69

Cuando la tendencia para

completar 8 electrones en

el último nivel se efectúa por

Transferencia

de electrones

Compartición

de electrones

Enlaces Iónicos

Enlaces

Covalentes

Estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis, son representaciones de los átomos con el símbolo del

elemento y los electrones alrededor como líneas o puntos. A estas estructuras

también se les llama diagramas de puntos.

70

Clasificación de los enlaces químicos

Simple Puro Doble Iónico Triple

Interatómicos Covalente Polar Coordinado Metálico Puente de hidrógeno Intermoleculares Fuerzas de Van der Waals

ENLACES INTERATOMICOS

La diferencia de electronegatividad permite hacer una estimación del carácter

iónico o covalente de un enlace químico. De acuerdo a estas diferencias un

71

compuesto es esencialmente iónico o esencialmente covalente. Podemos decir 1.7

es el límite o el promedio para diferenciar un enlace de otro.

Enlace iónico

Se llama enlace iónico aquel que ocurre por transferencia de electrones entre

átomos con diferencia de electronegatividad mayor a 1.7, el elemento más

electronegativo acepta los electrones del menos electronegativo para completar su

octeto.

El enlace iónico es común entre metales de los grupos I y IIA con los no metales

de los grupos VI y VIIA, lo podemos representar con configuraciones electrónicas,

modelos de Bohr o estructura de cargas.

Ejemplo: KF

19K 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 4s1

9F 1s2, 2s2, 2p5

La diferencia de electronegatividad es = 4.0 – 0.9 = 3.1 > 1.7 por lo tanto, habrá

enlace iónico.El K cede 1 electrón al F, quedan ambos iones con 8 electrones en el

último nivel.

K

4s

K -

KF

F

F +

2s

2px

2py

2pz

72

La pérdida de electrones es más fácil si se elimina un electrón

suficientemente alejado del núcleo y la ganancia de electrones es

susceptible en átomos pequeños donde la atracción nuclear es considerable.

Fórmula y nombre de algunos compuestos iónicos.

Metal

(Catión)

No Metal

( Anión ) Fórmula Nombres

K1- O2- K2O

Óxido de

potasio

Ca2+ Cl1- CaCl2

Cloruro de

calcio

Na1+ N3- Na3N

Nitruro de

sodio

Mg2+ F1- MgF2

Cloruro de

magnesio

Características de los compuestos con enlace iónico

· Están formados por iones (+) y (-); metales y no metales.

· Son sólidos, la mayoría con estructura ordenada o en forma de cristales.

· Poseen elevado punto de fusión y ebullición

· Son duros, frágiles y buenos conductores de calor y electricidad.

· En estado de fusión o disueltos en agua son buenos conductores de la

electricidad.

· Solubles en agua y en disolventes polares.

73

Los metales de transición al combinarse pueden generar más de un ion positivo

(+) por lo tanto, no se puede predecir a partir de su grupo en la tabla una carga

iónica única; en muchos casos los metales se hibridan para poder combinarse. La

hibridación es el reacomodo de electrones en su mismo nivel atómico, lo que implica

la mezcla de orbitales puros de diferente energía para dar origen a otros de la

misma energía. Este fenómeno explica las valencias variables de algunos átomos,

metales y no metales.

Enlaces covalentes

Son las fuerzas generadas entre átomos por compartición de pares de electrones,

esto se debe a una deformación de los orbitales externos, la diferencia de

electronegatividades (≠EN) entre ellos es menor o igual a 1.7 , son comunes entre

no metales.

Este enlace ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es igual a

cero, en este caso la tendencia de los átomos para atraer electrones hacia su

núcleo es igual, por lo tanto, el momento dipolar es cero. Por la cantidad de

electrones de valencia de los átomos y su tendencia para completar 8 electrones

estos pueden compartir 1, 2 o 3 pares de electrones generando los llamados

enlaces simples, dobles y triples.

Enlace covalente puro simple

Este enlace se lleva a cabo en átomos que requieren de 1 e- para completar su

octeto por ejemplo hidrogeno (H2), fluor (F2), cloro (Cl2), yodo (I2) y bromo (Br2).

Fig. Enlace

74

Los enlaces covalentes se representan con configuraciones electrónicas y

con modelos o estructuras de Lewis. Los enlaces covalentes también se pueden

representar mediante diagramas de orbitales moleculares, éstos se forman por la

combinación de orbitales s, p, d.

Entre dos átomos que presentan más de un enlace covalente, el primero de ellos

es un enlace frontal de mayor energía y se llama enlace sigma (s); los demás son

enlaces perpendiculares o laterales, de menor energía y se llaman enlaces pi (p).

Enlace covalente puro doble

Representación del enlace covalente no polar doble en la molécula de oxígeno

con estructuras de Lewis y diagrama de orbitales, en éste último se observan los

enlaces sigma (s) y pi (p)

Elementos que presentan enlace covalente no polar doble

Nombre Formula

Oxígeno O2

Azufre S2

Selenio Se2

Teluro Te2

Enlace covalente puro triple

Los elementos que pueden presentar este enlace son los del grupo VA, los

cuales para completar su octeto necesitan compartir tres electrones. También ocurre

entre átomos de carbono (C), en los compuestos llamados alquinos. El ejemplo

típico es el N, para que complete ocho electrones, un átomo comparte con otro 3

75

pares de electrones formando un enlace sigma (s) y 2 enlaces (p) es decir, un

enlace covalente triple.

Ejemplo: 7N ⇒ 1s2, 2s2, 2p3;

N⇒ 2s 2p Comparten 3 pares de e-

Enlace covalente polar

Se presenta cuando los átomos tienen 0 < ≠EN < 1.7 en este caso, el momento

dipolar ya no es cero , pues el átomo más electronegativo atraerá el par de

electrones enlazantes con más fuerza, esto significa que ese par girará durante más

tiempo alrededor del núcleo más electronegativo, polarizando parcialmente la

molécula.

Algunos científicos consideran que un enlace es covalente cuando la ¹ EN < 1.9

debido al enlace entre H y F, ya que estos son dos elementos no metálicos.

Ejemplos de enlaces covalentes los presentan las moléculas de la sgte tabla.

Tabla Compuestos con enlace covalente polar

Nombre Formula

Amoniaco NH3

Agua H2O

Ácido fluorhídrico HF

Ácido clorhídrico HCl

Tricloruro de fósforo PCl3

Ácido sulfúrico H2SO4

76

Enlace covalente coordinado

Este enlace se presenta cuando uno de los átomos cede el par de electrones que

comparten entre dos, el otro átomo sólo aporta su orbital vacío para acomodarlos.

Ejemplos de sustancias con este tipo de enlace se muestran en la sgte tabla:

Propiedades de las sustancias con enlace covalente.

· Tienen gran variedad de puntos de fusión y ebullición.

· Son aislantes térmicos y eléctricos.

· Algunos son antiadherentes.

· Sus moléculas tienen forma geométrica definida.

· Existen los tres estados de agregación: sólidos, líquidos y gaseosos.

· Algunos tienen actividad química media y otros elevada.· Los polares son

solubles en disolventes polares, los no polares son solubles en compuestos no

polares.

Nombre Fórrmula

Ión hidronio H3O+

Ión amonio NH4 +

Ácido sulfúrico H2SO4

Ácido clórico HClO3

Ácido nítrico HNO3

77

Las sustancia polares se disuelven mutuamente porque sus moléculas se atraen

y son relativamente poco volátiles. Se requiere de mayor energía para vencer las

atracciones intermoleculares.

ENLACES INTERMOLECULARES

Las atracciones electrostáticas generadas entre los átomos de una molécula con

los átomos de otra se llaman enlaces intermoleculares. Las fuerzas de atracción

pueden recibir distintos nombres, dos de los enlaces entre moléculas más

frecuentes son: enlaces por puente de hidrogeno y enlaces por fuerzas de Van der

Waals.

Enlaces por puente de hidrógeno

Estas fuerzas de atracción se generan entre el hidrógeno de una molécula y un

elemento muy electronegativo de otra. En estas moléculas, las cargas eléctricas se

distribuyen de manera asimétrica, generando dipolos moleculares, por lo tanto, el

extremo parcialmente positivo (d+) hidrógeno, se atraerá con el extremo

parcialmente negativo (d-), esas fuerzas de atracción se llaman enlaces por puente

de hidrógeno. Algunos compuestos se representan en la sgte tabla:

Compuestos con enlace por puente de hidrógeno

Agua H2O

Amoniaco NH3

Ácido

fluorhídrico HF

Acido clórico HClO3

Proteínas NH2-COOH

Ácidos

nucleicos NH

78

El enlace por puente de hidrógeno es importante en los componentes de los

seres vivos; carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos.

Los compuestos con este enlace difieren en muchas propiedades comparados

con compuestos de estructura similar que no presentan dicho enlace, por ejemplo,

requieren de mayor cantidad de energía para que sus moléculas se separen en los

procesos de evaporación, es decir, su punto de ebullición es más elevado debido a

que la cantidad de fuerzas de atracción a vencer es mayor.

Enlaces por fuerzas der Waals

Este tipo de interacción molecular ocurre en moléculas simétricas, en éstas la

distribución de electrones es homogénea, sin embargo, debido a que los electrones

están en constante movimiento y los núcleos en permanente vibración, la simetría

es temporal, los movimientos desbalancean las cargas generando dipolos

instantáneos que distorsionan la simetría de las moléculas, éstas inducen a otras

moléculas cercanas a la formación de nuevos dipolos, de tal manera que entre ellas

se originan débiles fuerzas de atracción entre los polos opuestos.

Las fuerzas de Van der Waals explican por qué gases como el aire, oxígeno (O2),

nitrógeno (N2), cloro (Cl2) y otros, pueden licuarse por disminución de la

temperatura y aumento en la presión. Este tipo de fuerzas es mayor a medida que

aumenta el número de electrones externos y su movilidad.

La teoría de los enlaces químicos basada en la mecánica cuántica, intenta

explicar fenómenos relacionados con las interacciones atómicas, difíciles de

entender, por ejemplo: la superconducción y la semiconducción de electricidad,

además, permite considerar a los enlaces como atracciones entre cargas positivas

(+) o núcleos y cargas negativas (-) o electrones, borrando la diferenciación que

entre ellos se hace de iónico, covalente, metálico, puente de hidrógeno y fuerzas de

Van der Waals

Podemos mencionar que las diversas manifestaciones de la materia son el

resultado de las interacciones atómicas y moleculares entre cargas positivas (+) y

negativas (- ) , esto es, son una consecuencia de las fuerzas de atracción o enlaces

químicos.

79

FORMULAS QUIMICAS

Antes de nombrar los compuestos inorgánicos, es necesario que recordemos

algunos conceptos básicos del lenguaje de la química mencionados en la primera

unidad, por ello te pedimos revises los siguientes:

Elemento, símbolo, número atómico, número másico, masa atómica, compuesto,

fórmula, fórmula molecular o condensada, fórmula semi desarrollada; además, te

proporcionamos otros, fundamentales para comprender la lectura y escritura de

fórmulas de los compuestos inorgánicos, entre ellos tenemos:

Formula empírica: Expresa la composición estequiometria del compuesto en

cuestión. Representa la proporción mínima en la que se combinan los átomos en un

compuesto.

Valencia: Es una medida de la capacidad de combinación que tiene el átomo de

un elemento, es decir, de unirse a otros átomos. Se toma como referencia el átomo

de Hidrógeno, al que se le asigna la valencia de uno.

Puede definirse también como: El número de átomos de Hidrógeno que se

combinan con un átomo de ese elemento, ó como el número de enlaces que un

átomo forma con otros al combinarse.

Si el compuesto es iónico, la valencia es determinada por el número de

electrones perdidos o ganados, es decir, es igual a la carga del ión. Si el compuesto

es covalente, la valencia de cada elemento coincide con el número de pares de

electrones compartidos.

La valencia, es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel

de energía, son los que pone en juego durante una reacción química o para

establecer un enlace con otro elemento. Hay elementos con más de una valencia,

por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación que a fin de

cuentas representa lo mismo. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha

evolucionado en un amplio rango de aproximaciones para describir el enlace

químico.

Numero de oxidación: Concepto teórico que agrupa a la valencia iónica y a la

covalente. Es igual al número de electrones perdidos o ganados, total o

80

parcialmente , por el elemento al formar un compuesto. Si todos los enlaces en el

compuesto fueran iónicos, el número de oxidación sería igual a la carga del átomo.

El número de oxidación representa la carga aparente de un átomo en la molécula.

La mayoría de las veces el número de oxidación coincide con el número de

valencia, pero hay algunas excepciones. Los elementos de un mismo grupo tienen

números de oxidación similares debido a que su estructura electrónica externa es

semejante.

Escritura de fórmulas

Para escribir una fórmula debes considerar que:

El símbolo del componente electropositivo se escribe al lado izquierdo y el

electronegativo al lado derecho.

Los números de oxidación se intercambian con valores absolutos. Es decir, el

número de oxidación del primero pasa a ser el subíndice del segundo y viceversa.

Cuando sea posible se simplifican los subíndices y cuando tengan números de

oxidación iguales, se omiten.

A a+ + B b- AbBa

Na1+ + Cl 1- NaCl

Mg2+ + 2NO3 Mg(NO3)2

Por el número de elementos que forman los compuestos se clasifican en:

Binarios. Formados por dos elementos:

NaCl HCl Rb2O Al2S3

Terciarios. Formados por tres elementos:

HNO3 K2SO4 Fe(OH)3

Cuaternarios. Formados por cuatro elementos

NaHCO3 LiNaSO3

81

CLASIFICACION DE LOS COMPUESTOS POR SU FUNCION QUIMICA.

En el siguiente cuadro te presentamos los principales grupos funcionales de la

química Inorgánica y su composición:

Básicas o Metálicos Metal + O

Oxidos

Ácidos o anhídridos No Metal +O

Metálicos Metal + H

Hidruros

No Metálicos No Metal + H

GRUPOS

FUNCIONALES Hidróxidos

Metal + Radical Hidroxilo M + OH

INORGANICOS

Hidrácidos

Hidrógeno + No Metal

Acidos

Oxiácido

Hidrógeno + No Metal y Oxígeno

Simples , binarias , haloides : Metal + No Metal

Oxisales Metal + No Metal + Oxígeno

Sales

Acidas Metal + No Metal + Hidrógeno ( puede tener oxígeno )

Básicas Metal + No Metal + Radical Hidroxilo

M+ + No M- + OH -1

82

Una vez disueltos en agua , los 5 hidruros no metálicos se transforman en el

hidrácido correspondiente ( Productos gaseosos ) Grupo VI A y VII A.

Fluoruro de Hidrógeno ; Cloruro de Hidrógeno ; Bromuro de Hidrógeno ; Ioduro de

Hidrógeno y Sulfuro de Hidrógeno.

y prefijos para los elementos que trabajan con dos o más números de valencia,

en la siguiente forma.

2 valencias Menor, terminación OSO

Mayor, terminación ICO

3 valencias –Hipo — oso

-oso

--ico

4 valencias Hipo - oso

--oso

--ico

Per - -ico

Ejemplos :

Fe2+,3+ Fe2+ = Ferroso

Fe3+ = Férrico

V2+,3+,4+,5+ V2+ = Hipovanadoso

V3+ = Vanadoso

83

V4+ = Vanádico

V5+ = Pervanádico

Cr2+,3+,6+ Cr2+ = Hipocromoso

Cr3+ = Cromoso

Cr6+ = Crómico

Mn2+,3+,4+,6+,7+ Mn2+ = Hipomanganoso

Mn3+ = Manganoso

Mn4+ = Permanganoso

Mn6+ = Mangánico

Mn7+ = Permangánico

Reglas de de nomenclatura del sistema stock.

Este sistema consiste en colocar la valencia del elemento, con número romano

después del nombre del mismo.

Ejemplos:

Fe2+,3+ Fe2+ =Fierro (II)

Fe3+ = Fierro (III)

V2+,3+,4+,5+ V2+ = Vanadio (II)

V3+ = Vanadio (III)

V4+ = Vanadio (IV)

84

V5+ = Vanadio (V)

Cr2+,3+,6+ Cr2+ = Cromo (II)

Cr3+ = Cromo (III)

Cr6+ = Cromo (IV)

Sistema de nomenclatura U.I.Q.P.A. (1921)

Emplea prefijos griegos para indica el número de átomos presentes. La

letra a final del prefijo no se suprime.

El prefijo mono puede suprimirse, y algunos otros, siempre que ello no provoque

ambigüedad.

Tabla 5.2 Prefijos numerales

1 Mono 7 hepta

2 di, 8 octa

3 tri, 9 nona, ó ene

4 tetra 10 deca

5 penta 11 undeca

6 hexa 12 dodeca

Para nombrar compuestos binarios, se nombra primero el elemento más

electronegativo, tratado como un ión, después se escribe la preposición “de”, y al

final el nombre del elemento menos electronegativo, tratado como un ión aunque no

lo sea. El sistema U.I.Q.P.A. es reconocido oficialmente a nivel internacional, sin

embargo, esta unión reconoce el sistema Stock y permite el empleo del mismo.

85

Nosotros emplearemos el sistema U.I.Q.P.A., pero daremos los nombres de todos

los ejemplos en los tres sistemas, solo como referencia.

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS

OXIDOS BASICOS O METALICOS (O 2-)

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal

(M+) con el oxígeno(O 2-).

METAL + OXIGENO OXIDO BASICO

M+ + O 2- MO

2Na1+ + O 2- Na2O

Mg2+ + O 2- MgO

2Al3+ + 3O2- Al2O3

Recuerda, el símbolo del componente electropositivo se escribe al lado izquierdo

y el electronegativo al lado derecho. Los números de oxidación se intercambian con

valores absolutos. es decir, el número de oxidación del primero pasa a ser el

subíndice del segundo y viceversa; por último en todos los compuestos la suma de

cargas debe ser igual a cero, si esto no es así, la fórmula está mal escrita.

Nomenclatura U.I.Q.P.A.

Se escribe la palabra oxido con su prefijo correspondiente, seguida de la

preposición “de” y el nombre del metal con el prefijo apropiado. La U.I.Q.P.A.

reconoce como válido el sistema stock para nombrar estos compuestos.

86

OXIDOS ACIDOS O ANHIDRIDOS (O 2-)

Son compuestos binarios formados por un no metal (NM+) con el oxígeno

(O 2-). Se obtienen al reaccionar un no metal con oxígeno, o bien al deshidratar

totalmente los oxiácidos. Anhídrido significa sin agua.

NO METAL + OXIGENO OXIDO ÁCIDO

NM + O 2- NMO

Los no metales son menos electronegativos que el oxígeno (excepto el

Flúor), por ello al unirse con él, lo hacen con número de oxidación positivo.

Ejemplos:

2Cl1+ + O2- Cl2O

S2+ + O2- SO

2P3+ + 3O2- P2O3

FORMULA N. I.U.P.A.C N. STOCK TRADICIONAL

1+K2O Óxido de potasio Óxido de potasio Óxido de potasio

2+MgO Óxido de magnesio Óxido de magnesio Óxido de magnesio

2,3+FeO Monóxido de fierro Óxido de fierro (II) Óxido ferroso

2,3+Fe2O3 Trióxido de difierro Óxido de fierro (III) Óxido férrico

87

Nomenclatura U.I.Q.P.A.

Se escribe la palabra oxido con su prefijo correspondiente, seguida de la

preposición “de” y el nombre del no metal con su prefijo. La nomenclatura

tradicional para este grupo está prohibida por la U.I.Q.P.A., pero aún es empleada.

En el sistema tradicional la palabra óxido cambia por anhídrido.

NOMENCLATURA DE LOS OXIDOS ACIDOS

FORMULA N. U.I.Q.P.A. N. STOCK TRADICION

AL

1,2,3,4,5+N2O5 Pentaóxido de

dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (V)

Anhídrido

pernítrico

1,2,3,4,5+N2O Monóxido de

dinitrógeno

Óxido de Nitrógeno (I)

Anhídrido

hiponitroso

3,5+P2O3 Trióxido de

difósforo

Óxido de fósforo (III) Anhídrido

fosforoso

1,3,5,7+Cl2O7 Heptaóxido de

dicloro

Óxido de cloro (VII) Anhídrido

perclórico

2,4,6+SO2 Dióxido de

azufre

Óxido de azufre (IV) Anhídrido

sulfuroso

2,4,6+SO3 Trióxido de

azufre

Óxido de azufre (VI) Anhídrido

sulfúrico

88

El Flúor no forma anhídridos ni oxiácidos

HIDRUROS METALICOS (H1-)

Compuestos binarios formados por un metal (M+) más hidrógeno (H1-)

METAL + HIDROGENO HIDRURO

M+ + H1- MH

Ejemplos:

K1+ + H1- KH

Ca2+ + 2H1- CaH2

Sn4+ + 4H1- SnH4

Nomenclatura U.I.Q.P.A.

Se escribe la palabra hidruro con su prefijo correspondiente, la preposición de y el

nombre del metal. Cuando el metal solo tiene un número de oxidación se omite el

prefijo. Para estos compuestos la

U.I.Q.P.A. acepta como correcta la nomenclatura Stock.

Es importante mencionar que los metales de transición no forman hidruros reales,

debido a que el hidrógeno ocupa los espacios intermoleculares existentes en la red

cristalina del metal, esto es el hidrógeno queda en el interior del cristal.

Nomenclatura de hidruros metálicos

FORMULA N N. U.I.Q.P.A. N. STOCK N.

TRADICIONAL

1+KH

Hidruro de

potasio

Hidruro de

potasio

Hidruro de

potasio ó

Hidruro potásico

89

2+MgH2

Dihidruro de

magnesio

ó hidruro de

magnesio

Hidruro de

magnesio

Hidruro de

magnesio

Hidruro

magnésico

3+AlH3

Trihidruro de

aluminio

Hidruro de

aluminio

Hidruro de

aluminio ó Hidruro

alumínico

2,4+PbH2 Dihidruro de

plomo

Hidruro de

plomo(II)

Hidruro

plumboso

2,4+PbH4 Tetrahidruro de

plomo

Hidruro de

plomo (IV)

Hidruro

plúmbico

HIDRUROS NO METALICOS (H1-)

Compuestos binarios formados por un no metal (NM-) más hidrógeno

(H1+). Principalmente se componen con : O, N, P, Sb, C, Si y B.

NO METAL + HIDROGENO HIDRURO

NM- + H1+ NMH

EJEMPLOS:

B3- + 3H1+ BH3

Si4- + 4H1+ SiH4

P3- + 3H1+ PH3

90

Nomenclatura U. I.Q.P.A.

Se escribe la palabra hidruro, con el prefijo correspondiente, seguida de la

preposición “de”, el nombre del no metal con prefijo si éste tiene dos o más

números de oxidación. La U.I.Q.P.A. acepta los nombres triviales. Las fórmulas de

estos compuestos son la excepción a la regla que indica, que el elemento

electropositivo se escribe a la izquierda y el electronegativo a la derecha.

Nomenclatura de hidruros no metálicos

FORMULA N. I.U.P.A.C N. ESPECIALES.

H 2O Dihidruro de oxígeno Agua

NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoniaco

PH3 Trihidruro de fósforo Fosfina o fosfano

CH4 Tetrahidruro de

carbono

Metano

SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano

BH3 Trihidruro de boro Borano

P2H4 Tetrahidruro de

difósforo.

Difosfina o difosfano

HIDROXIDOS O BASES OH1-

Compuestos terciarios que se obtienen al reaccionar un óxido metálico con agua;

sin embargo, de manera convencional su ecuación se representa como la unión de

un metal (M+) con el grupo hidroxilo(OH1-).

91

METAL + HIDROXILO HIDRÓXIDO

M+ + OH1- MOH

Ejemplos:

Cu1+ + OH1- CuOH

Hg2+ + 2OH1- Hg(OH)2

Cr4+ + 4OH1- Cr(OH)4

Nomenclatura U.I.Q.P.A.

Se emplea la palabra genérica Hidroxido con el prefijo correspondiente seguida

de la preposición “de” y el nombre del metal. Cuando el metal solo tiene un

número de oxidación se omite el prefijo. También para este grupo de compuestos la

U.I.Q.P.A. valida la nomenclatura Stock.

FORMULA N. U.I.Q.P.A. N. STOCK N.

TRADICIONAL

2,4+Sn(OH)2

Dihidróxido de

estaño

Hidróxido de

estaño (II)

Hidróxido

estannoso

1+AgOH Hidróxido de

plata

Hidróxido de

plata

Hidróxido de

plata

2+Zn(OH)2 Hidróxido de

zinc

Hidróxido de

zinc

Hidróxido de

zinc

92

1+NaOH Hidróxido de

sodio

Hidróxido de

sodio

Hidróxido de

sodio

HIDRACIDOS H1+

Son compuestos binarios formados por un no metal (NM-) de los grupos VIA y

VIIA con el hidrógeno (H1+). En solución acuosa contienen iones (H1+) es decir,

tienen carácter ácido.

NO METAL + HIDROGENO HIDRURO

NM- (GPO. VI y VII ) + H1+ NMH

Ejemplos:

H1+ + Cl1- HCl

2H1+ + Se2- H2Se

H1+ + Br1- HBr

Nomenclatura U.I.Q.P.A.

Estos compuestos hidrogenados reciben nombres diferentes en estado puro o en

solución acuosa. En estado puro se designan escribiendo el nombre del no metal

con la terminación URO, seguida de la preposición “de” y la palabra hidrógeno. En

solución acuosa se nombran la palabra ácido y el nombre del no metal con la

terminación hídrico.

93

NOMENCLATURA DE HIDRACIDOS

FORMULA N. COMPUESTO

PURO

N. SOLUCION

ACUOSA

HCl Cloruro de

hidrógeno

Ácido clorhídrico

HBr Bromuro de

hidrógeno

Ácido bromhídrico

HF Fluoruro de

hidrógeno

Ácido fluorhídrico

H2S Sulfuro de

hidrógeno

Ácido sulfhídrico

OXIACIDOS

Son compuestos terciarios formados por hidrógeno (H1+), un radical negativo

(NMO-). Se obtienen al hacer reaccionar al agua con los óxidos ácidos.

HIDRÓGENO + RADICAL NEGATIVO OXIÁCIDO

H1+ + NMO- HNMO

94

Ejemplos:

H1+ + NO31- HNO3

2H1+ + SO42- H2SO4

H1+ + ClO1- HClO

Nomenclatura U.I.Q.P.A.

Se escribe el prefijo que indica el número de oxígenos, seguido del prefijo oxo

que indica la presencia de oxígeno; a continuación el nombre del elemento central

con terminación ato y el número de oxidación del átomo central por medio del

método stock, finalmente se escribe “de hidrógeno ”. No se emplean los prefijos

hipo, meta, orto, y di. La U.I.Q.P.A. admite algunos nombres tradicionales. Así

mismo acepta que este grupo de compuestos se designen, indicando primero el

nombre del radical negativo, seguido de las palabras “de hidrógeno ”.

En la nomenclatura Sistemática y funcional se escribe la palabra ácido, seguida

del prefijo que indica cuántos oxígenos están presentes, el prefijo oxo, el nombre del

no metal con terminación ico y su número de oxidación entre paréntesis y con

romano.

En el Sistema tradicional se nombran escribiendo la palabra ácido seguida del

nombre del radical negativo cambiando la terminación ato por ico e ito por oso. Para

nombrar estos compuestos consulta la tabla de radicales negativos que se

encuentra en la primera unidad.

95

NOMENCLATURA DE OXIACIDOS

FORMULA

N. U.I.Q.P.A.C SISTEMATICA

Y

FUNCIONAL

TRADICIONAL

H2SO3

Trioxosulfato (IV) de

hidrógeno

* sulfito de hidrógeno

Ácido

trioxosufúrico

(IV)

*Ácido sulfuroso

HNO2

Dioxonitrato (III) de

hidrógeno

*Nitrito de hidrógeno

Ácido

dioxonítrico

(III)

*Ácido nitroso

H3PO4

Tetraoxofosfato (V) de

hidrógeno

* Fosfato de hidrógeno

Ácido

tetraoxofosfórico

(V)

*Ácido fosfórico

ó

ácido

ortofosfórico

H2 CO3

Trióxocarbonato (IV)

de

hidrógeno

* Carbonato de

hidrógeno

Ácido

trioxocarbónico

(IV)

*Ácido carbónico

96

HClO Oxoclorato (I) de

hidrógeno

*Hipoclorito de

hidrógeno

Ácido oxoclórico

(I)

*Ácido

hipocloroso

HClO3

Trioxoclorato (V) de

hidrógeno

*Clorato de hidrógeno

Ácido

trioxoclórico

(V)

*Ácido clórico

HClO4

Tetraoxoclorato (VII)

de hidrógeno

*Perclorato de

hidrógeno

Ácido

tetraoxoclórico

(VII)

*Ácido perclórico

TODOS LOS NOMBRES CON (*), SON RECONOCIDOS POR LA U.I.Q.P.A.

SALES BINARIAS O NEUTRAS.

Compuestos binarios formados por un metal (M+) y un no metal (NM-). Se

obtienen como producto de la reacción entre un hidróxido y un hidrácido. También

se obtienen al sustituir los iones H1+ de un ácido por un metal (M+). O bien se

forman al unir directamente un metal (M+) y un no metal (NM-).

HIDRÓXIDO + HIDRÁCIDO SAL BINARIA + AGUA

MOH + HNM MNM + H2O

METAL + HIDRÁCIDO SAL BINARIA + HIDRÓGENO

M+ + HNM MNM + H2

97

METAL + NO METAL SAL BINARIA

M+ + NM- MNM

EJEMPLOS:

NaOH + HCl NaCl + H2O

Mg2+ + 2HBr MgBr2 + H2l

Fe2,3+ + 3S2- Fe2S3

Nomenclatura U.I.Q.P.A.

Se escribe el nombre del no metal con terminacion URO, anteponiendo el prefijo

correspondiente, seguido del nombre del metal.

FORMULA N. U.I.Q.P.A. STOCK TRADICIONAL

1,2+CuCl Monocloruro de

cobre

Cloruro de

cobre

(I)

Cloruro cuproso

2,3+Fe2S3 Trisulfuro de

dihierro

Sulfuro de

hierro

(III)

Sulfuro cúprico

2+CaF2 Difluoruro de

calcio

Fluoruro de

calcio

Fluoruro de

calcio

1+Na I Yoduro de

sodio

Yoduro de

sodio

Yoduro de

sodio

98

2+MgSe

Monoselenuro

de

magnesio

Selenuro de

magnesio

Selenuro de

magnesio

OXISALES

Compuestos terciarios formados por un metal (M+) y un radical negativo (no

metal y oxígeno). Se obtienen cuando los hidrógenos de un oxiácido son

substituidos por un metal. También se obtienen al neutralizar una base y un ácido.

HIDRÓXIDO + ÁCIDO OXISAL + AGUA

MOH + HNMO- MNMO + H2O

EJEMPLOS:

Cu(OH)2 + H2SO4 CuSO4 + 2H2O

Ca(OH)2 + 2HNO3 Ca(NO3)2 + 2H2O

2Na + 2HclO 2NaClO + H2

Nomenclatura U.I.Q.P.A.

La U.I.Q.P.A. reconoce como válido el sistema Stock el cual nombra primero el

radical negativo, después la preposición “de” y el nombre del metal, cuando éste

tenga dos o más números de oxidación se deben indicar entre paréntesis y con

número romano.

Otra forma de nombrarlos es escribiendo el prefijo que indica el número de

oxígenos presentes, después la preposición oxo, seguido del nombre del no metal

con terminación ato y entre paréntesis su número de oxidación (stock), la

preposición “de” y el nombre del metal. La U.I.Q.P.A. reconoce como válida la

nomenclatura stock.

99

FORMU

LA N. I.U.P.A.C N. STOCK

N.

TRADICIONAL

CaCO3

Trioxocarbonato (IV) de

calcio

Carbonato de

calcio

*Carbonato de

calcio

NaClO

Monoxoclorato (I) de

sodio

*Hipoclorito de

sodio

Hipoclorito de

sodio

KNO3

Trioxonitrato (V) de

potasio

* Nitrato de

potasio

Nitrato de

potasio

LiMnO4

Tetraoxomanganato

(VII) de litio

*Permanganato de

litio

Permanganato

de litio

Hg(ClO)

2

Monoxoclorato (I) de

mercurio (II)

* Hipoclorito de

mercurio(II)

Hipoclorito

mercuroso

FePO4

Tetraoxofosfato (V) de

fierro (III)

*Fosfato de fierro

(III)

Fosfato férrico

NiSO4

Tetraoxosulfato (VI)

de niquel (II)

* Sulfato de

níquel (II)

Sulfato

niqueloso

100

CAPITULO IV

ESTEQUIOMETRIA

Es la parte de la química que trata sobre cálculos de cantidades, como moles,

número de moléculas, gramos, litros, etc. que acompañan a las reacciones

químicas. Antes de desarrollar los problemas , estas tienen que estar balanceadas.

La estequiometria es el estudio cuantitativo de las reacciones químicas. Las

relaciones cuantitativas entre las cantidades de las sustancias que intervienen en

una reacción permiten calcular la cantidad de una determinada sustancia si se

conoce la cantidad de una cualquiera de ellas. En general, las cantidades

calculadas son en masa, pero puede hallarse el correspondiente volumen si se

conoce, para sólidos y líquidos, su densidad, y para los gases, a partir de la

ecuación general que relaciona el volumen con el número de moles.

A los químicos les interesa conocer la masa de reactivos que necesitan para

obtener una cantidad de producto determinada en una reacción química, o la

cantidad de producto que pueden obtener a partir de una determinada cantidad de

reactivos. Los cálculos que hay que hacer para resolver estas cuestiones se

llaman cálculos estequiométricos.

Para el desarrollo de los problemas estequiometricos es necesario conocer

algunos conceptos.

El Mol

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el

número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de12C.

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023 Se abrevia

como 6,022 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.

101

Pesos atómicos y moleculares

Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.

La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está

compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas

de los compuestos estudiados.

La escala de masa atómica

Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes

Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos

constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua

contenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.

Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida

por dos átomos de H por cada átomo de O.

Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de

átomos que en 88,9 g de Oxígeno.

De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1

átomo de H.

Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una

masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas

relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa

atómica de 16.

Sabemos también que un átomo de hidrógeno tiene una masa de 1,6735 x 1024

gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.

Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica

(uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.

Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al

hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono ( masa = 12 uma).

102

Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa

de un átomo de oxígeno (16O) es de 15,995 uma.

Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede

asignar un valor correcto a las uma:

1 uma = 1,66054 x 10-24gramos y al revés:

1 gramo = 6,02214 x 1023 uma

Masa atómica promedio

Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza

como una mezcla de isótopos.

Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la

masa y también la abundancia relativa de cada isótopo.

Ejemplo:

El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108%

de 13C y una cantidad despreciable de 14C.

Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:

(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma

La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico.

Estos son los valores que se dan en las tablas periódicas.

Masa Molar

Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.

Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de

la masa de un átomo de 12C.

Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una

mol de átomos de 12C.

103

Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de

átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.

Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es

numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en

gramos (g).

La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar

La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente

igual a su peso fórmula (en uma).

Peso molecular y peso fórmula

El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada

átomo en su fórmula química

Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:

[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma

Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la

componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el

peso fórmula es el peso molecular.

Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.

Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos.

Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la

molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.

Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:

[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma

Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no

existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones

104

discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El

peso fórmula del NaCl es:

23,0 uma + 35,5 uma = 58,5 uma

Composición porcentual a partir de las fórmulas

A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en

masa de cada uno de los elementos de un compuesto.

Usaremos de ejemplo al metano: CH4

Peso fórmula y molecular:

[1 x (12,011 uma)] + [4 x (1,008)] = 16,043 uma

%C = 1 x (12,011 uma)/16,043 uma = 0,749 = 74,9%

%H = 4 x (1,008 uma)/16,043 uma = 0,251 = 25,1%

Interconversión entre masas, moles y número de partículas

Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a

moles.

A esto lo conocemos formalmente con el nombre de análisis dimensional.

Ejemplo:

Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio

Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2

Masa atómica del Ca = 40,078 uma

Masa atómica del Cl = 35,453 uma

Al ser un compuesto iónico no tiene peso molecular, sino peso fórmula..

105

Peso fórmula del CaCl2 = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 uma

De manera que, un mol de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos. Y

entonces, 1,5 moles de CaCl2 pesarán:

(1,5 mol)(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos

Ejemplo:

Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría?

Fórmula del oro: Au

Peso fórmula del Au = 196,9665 uma

Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos.

De manera que, en 2,8 gramos de oro habrá:

(2,8 gramos)(1 mol/196,9665 gramos) = 0,0142 mol

Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 x

1023 átomos/mol.

Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos:

(0,0142 moles)(6,02x1023atomos/moles)=8,56x1021 átomos

Fórmula empírica a partir del análisis elemental

Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes

átomos de un compuesto.

Estas proporciones son ciertas también a nivel molar.

Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

De la misma manera, 1,0 mol de H2O está compuesta de 2,0 moles de átomos de

hidrógeno y 1,0 mol de átomos de oxígeno.

106

También podemos trabajar a la inversa a partir de las proporciones molares:

Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto,

podemos determinar la fórmula empírica.

El mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73,9% de mercurio

y 26,1% de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica?.

Supongamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto.

Entonces la muestra tendrá 73,9 gramos de mercurio y 26,1 gramos decloro.

¿Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales?

Para el mercurio: (73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 moles

Para el cloro: (26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol

¿Cuál es la proporción molar de los dos elementos?

( 0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0

Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. La fórmula

empírica del compuesto sería: HgCl2

Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica

La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus

elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica.

Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular

del compuesto.

La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es

decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica).

La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40,92 % de C y 4,58 % de H, en masa.

El resto, hasta completar el 100%, es decir el 54,50 %, es de O.

107

El peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula

molecular o química y su fórmula empírica?

En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:

40,92 gramos C

4,58 gramos H

54,50 gramos O

Esto nos dirá cuántas moles hay de cada elemento así:

(40,92 g de C) x (1 mol/12,011 g) = 3,407 moles de C

(4,58 g de H) x (1 mol/1,008 g) = 4,544 moles de H

(54,50 g de O) x (1 mol/15,999 g) = 3,406 moles de O

Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más

pequeña (en este caso 3,406 o sea la del oxígeno):

C = 3,407 moles/3,406 moles = 1,0

H = 4,544 moles/3,406 moles = 1,333

O = 3,406 moles/3,406 moles = 1,0

Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad

relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay

que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero.

1,333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo

por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos.

C = 1,0 x 3 = 3

H = 1,333 x 3 = 4

O = 1,0 x 3 = 3

108

Es decir C3H4O3

Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero, ¿y la fórmula

molecular?

Nos dicen que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma.

¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica?

(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062 uma

El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el

valor experimental.

¿Cuál será la proporción entre los dos valores?

(176 uma / 88,062 uma) = 2,0

Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular.

Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la

correcta.

Entonces, la fórmula molecular será:

2 x C3H4O3 = C6H8O6

Algunos conceptos

Composición porcentual.- El tanto por ciento de masa de cada elemento en un

compuesto.

Constante de Avogadro.- Es el número de entidades elementales (átomos,

moléculas, iones, etc) contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x

1023 mol-1.

Defecto de masa.- Es la diferencia entre la masa de un átomo y la suma de las

masas de sus partículas constituyentes (protones, neutrones y electrones).

109

Elemento.- Es una sustancia compuesta por átomos de una sola clase; todos los

átomos poseen el mismo número atómico Z.

Estequiometria.- Es el término utilizado para referirse a todos los aspectos

cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas.

Estequiometria de composición.- Describe las relaciones cuantitativas (en masa)

entre los elementos de los compuestos.

Fórmula.- Combinación de símbolos que indica la composición química de una

sustancia.

Fórmula empírica (fórmula más simple).- Es la fórmula más sencilla que expresa

el número relativo de átomos de cada clase que contiene; los números que figuran

en la fórmula empírica deben ser enteros.

Fórmula molecular.- Indica el número de átomos de cada clase que están

contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo

entero de la fórmula empírica.

Hidrato.- Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua

enlazada a él.

Ión.- Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.

Isótopos.- Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas

masas son diferentes.

Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante).- Enunciado

que establece que las muestras diferentes de compuestos puros siempre contienen

los mismos elementos en la misma proporción de masas.

Masa atómica .- De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de

masa atómica.

Masa fórmula.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que

intervienen en la fórmula empírica de una sustancia.

Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.

110

Masa molecular.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos

que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia.

Mol.- Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por

ejemplo, átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg

(12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 1023 entidades.

Número atómico, Z.- De un elemento es el número de protones que contiene el

núcleo de un átomo del elemento; este número es igual al de electrones que rodean

al núcleo en el átomo neutro.

Número másico (número de nucleones).- Es la suma del número de protones y el

número de neutrones de un átomo.

Peso atómico.- El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de

un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.

Peso fórmula.- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de

masa atómica.

Peso molecular.- Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades

de masa atómica.

Unidad de masa atómica (uma).- Duodécima parte de la masa de un átomo del

isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y

atómicos, a la cual se le llama Dalton.

Unidad fórmula o fórmula unitaria.- La menor unidad repetitiva de una sustancia ,

moléculas para una sustancia no iónica.

111

LEYES PONDERALES

A finales del siglo XVIII y principio del XIX se descubrieron un conjunto de leyes

aplicables a las reacciones químicas. Algunas de estas leyes estudian las relaciones

entre las masas de las sustancias que se combinan y se denominan leyes

ponderales, es decir, se refieren a los pesos (masa) de las sustancias que entran en

juego en las reacciones químicas.

1. Ley de conservación de la masa.

2. Ley de las proporciones definidas.

3. Ley de las proporciones múltiples.

4. Ley de las proporciones recíprocas.

1.- LEY DE CONSERVACION DE LA MASA

Esta ley fue enunciada por Lavoisier en 1.785, pues si bien era utilizada por otros

químicos anteriores como hipótesis, a él se debe su confirmación y generalización.

Esta ley dice: “La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma”

es decir, en un sistema cerrado (no hay intercambio de materia con el exterior), la

masa total de las sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier

reacción química entre ellas, por tanto:

∑m reactivos = ∑m productos

Las reacciones en las que intervienen gases parecen contradecir la ley de

Lavoisier. Así, el contemplar las cenizas tras una combustión induce a pensar que la

mayor parte de la materia ha desaparecido. Todo se explica si se consideran las

masas del oxígeno consumido y del vapor o vapores desprendidos.

112

e.1.- Al calentar un trozo de estaño éste se oxida. Si pesamos el estaño antes y

después de la oxidación comprobaremos que se ha producido un aumento de peso.

¿Contradice esto la ley de conservación de la masa?

La ley de conservación de la materia no es rigurosamente cierta porque en una

reacción química hay una absorción o desprendimiento de energía. Hoy se sabe

que la masa y la energía pueden convertirse una en otra siguiendo la ecuación

fundamental de la teoría de la relatividad de Einstein:

E = m.c2

En consecuencia, en un sentido estricto, sólo la suma de la masa y la energía

permanece constante, es decir: “En toda transformación se mantiene constante la

masa-energía”. Por lo tanto, se debe hablar de Ley de conservación masa-energía,

y no independientemente. Lo que ocurre es que para las reacciones ordinarias (no

nucleares) la energía puesta en juego equivale a una pérdida o ganancia de masa,

que no puede ser apreciada por las balanzas más sensibles (10-6 g). Si en una

reacción química se desprenden 100.000 cal, la masa de los cuerpos reaccionantes

disminuye en 4,65.10-9 g, cantidad despreciable, por lo que la ley de Lavoisier se

puede aplicar en la práctica en las reacciones químicas ordinarias; sin embargo, en

113

los procesos nucleares sólo la suma de la masa y la energía permanece constante

ya que en ellos

los cambios de energía son muy grandes y llevan asociados variaciones de masa

significativas.

2.- LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS

Esta ley fue enunciada por Proust en 1.801. Todo compuesto químico contiene

los mismos elementos en idénticas proporciones. Esta proposición fue generalizada

y establecida por Proust y se enuncia de la siguiente forma:

“Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto determinado,

lo hacen siempre en una relación de masa invariable, es decir en una proporción fija

o definida

Vamos a comprobarlo con un ejemplo:

Si se hacen reaccionar, en condiciones cuidadosamente controladas, por ejemplo

10 gramos de cloro con 10 gramos de sodio podrá comprobarse que los 10 g de

cloro no reaccionan con todo el sodio, sino con una porción de él, 6,484 g

exactamente, quedándose el exceso sin reaccionar.

10,00 g de cloro + 10,00 g de sodio 16,484 g además 3,516 g de sodio

Según la experiencia, se observa que las reacciones no se realizan gramo-

gramo, ya que queda sodio sin reaccionar.El cloro y el sodio han reaccionado en la

proporción en masa: masa sodio/masa cloro = 6,484 / 10

Si en lugar de tener 10 g de cloro tenemos 20 g, la cantidad de sodio que se

consumirá será 12,968 g, y si tenemos 7,61 g de cloro, reaccionará con 4,934 g de

sodio, etc.

Es decir:

masa sodio/masa cloro = 6,484 / 10 = 12,968/ 20 = 4,934/7,61 = ... = cte.

114

vemos que en el cloruro de sodio la relación en masa de cloro y sodio es

constante.

Considerada desde el punto de vista del análisis, esta ley supone que al

descomponer cualquier compuesto encontramos siempre la misma relación

en masa (peso) entre sus elementos.

Cualquier muestra de sal común descompuesta nos arrojará invariablemente un

39,34% de sodio y un 60,66% de cloro (relación 6,484/10).

Esta ley de las proporciones constantes fue duramente atacada por su

compatriota Berthollet, quien creía que la composición de un compuesto

variaba según el método por el que se había preparado. Proust ganó terreno

en la polémica al demostrar que muchos de los análisis exhibidos por

Berthollet en apoyo de su hipótesis eran erróneos, por haber utilizado

compuestos impuros. No obstante, modernamente se conocen compuestos

sólidos que no cumplen la ley de las proporciones constantes (por ejemplo,

muchos óxidos y sulfuros de los elementos de transición, los

semiconductores, etc...) y reciben el nombre de compuestos no

estequiométricos o bertólidos, en honor a Berthollet. Estas desviaciones de la

ley son debidas a defectos de la red cristalina de estos compuestos. Por el

contrario, los compuestos que siguen exactamente la ley de Proust son

llamados “Daltónidos” en honor a Dalton.

Ejercicio resuelto: Completa la siguiente tabla referida a las cantidades (masa en

gramos), que se han utilizado en cuatro experiencias distintas, de las sustancias que

intervienen en la reacción:

115

Hierro + Oxígeno Oxido de hierro(III)

Hierro

Oxígeno óxido Hierro

sobrante

Oxígeno

sobrante

A 223.4 96 319.4

B 111.7 48

C 63 16

D 18 27

Reacción A) Se cumple la ley de Lavoisier de la conservación de la masa:

m de Fe + m de O = m de óxido 223,4 g + 96 g = 319,4 g

luego en la reacción no sobra ni hierro ni oxígeno.

Por otra parte, se deduce que el hierro y el oxígeno reaccionan según una

proporción de:

m Fe / m O= 223.4 / 96 = 2.33 En consecuencia, según la ley de Proust de las

proporciones definidas, el hierro y el oxígeno siempre se combinarán en esta

proporción para formar ese óxido.

Reacción B) La proporción de las masas de hierro y de oxígeno:

m Fe / m O = 111.7 g/ 48 g = 2.33

Por tanto, las masas están en la proporción justa, luego se formará el óxido

sin que sobre ni hierro ni oxígeno: m de óxido = m de Fe + m de O = 111,7 g + 48 g

= 159,7 g

Reacción C) La proporción entre el hierro y el oxígeno es: 3,94

116

m Fe / m O = 63 g / 16 g = 3.94

Como es mayor que 2,33 (proporción real de combinación), quiere decir que

sobra hierro (el numerador tiene un valor superior al teórico para que la relación

fuera 2,33, ya que el denominador no puede ser mayor de 16)

- Cantidad de hierro que reaccionará con 16 g de oxígeno:

m Fe/ 16 g O = 2.33 m Fe = 2.33* 16 = 37.3 g

- Cantidad de hierro que sobra: 63 g Fe – 37,3 g Fe = 25,7 g Fe

- Cantidad de óxido de hierro que se formará:

m (óxido de hierro) = m(hierro reacciona)+m(oxígeno reacciona) =

37,3 g +16 g= 53,3 g

Reacción D) La proporción entre el hierro y el oxígeno es:

m Fe / m O = 18 g/ 27 g = 0.67

Como esta relación es inferior a 2,33, quiere decir que el denominador tiene un

valor mayor que el teórico, ya que el numerador no puede aumentar. Por tanto,

sobra oxígeno.

- Cantidad de oxígeno que reaccionará con 18 g de hierro:

18 Fe / m O = 2.33 m O = 18 Fe / 2.33 = 7.7 g

- Cantidad de oxígeno que sobra: 27 g – 7,7 g = 19,3 g

- Cantidad de óxido de hierro que se formará:

m (óxido de hierro) = m (hierro reacciona) + m (oxígeno reacciona) =

18 g + 7,7 g = 25,7 g

117

Por tanto, la tabla completa será ésta (en negrita las cifras calculadas)

Hierro Oxígeno Öxido Fe

sobrante

Oxígeno

Sobrante

A 223.4 96 319.4 0 0

B 111.7 48 159.7 0 0

C 63 16 53.3 25.7 0

D 18 27 25.7 0 19.3

2.- El azufre, oxígeno y cinc se encuentran formando el sulfato de cinc en una

relación S:O:Zn de 1:1,99:2,04. Hallar: a) La composición centesimal (o porcentaje

de cada elemento) del sulfato de cinc. b) La cantidad de sulfato que podrá obtenerse

si tenemos 8,53 g de cinc.

Sol.- a) 19,88% de S, 39,56% de O y 40,56% de Zn; b) 21,03 g de sulfato de cinc.

40.55 %------ 8,53 g Zn

100 % ------ X entonces X = 21,03 g

3.- Sabiendo que el amoníaco contiene el 82% de N y el 18% de H.

a) ¿Cuánto amoníaco podremos obtener si disponemos de 12 g de nitrógeno y 12

g de hidrógeno?

b) ¿Cuánto hidrógeno queda sin reaccionar?

Sol.- a) 14,63 g de amoníaco; b) 9,37 g de hidrógeno sin reaccionar.

118

82 / 18 = 4,55 entonces: 12 g N/ X g H = 4,55 luego : X g H = 2,63

La cantidad de amoníaco obtenido es : 12 g N + 2,63 g H = 14 , 63 g

Hidrogeno sin reaccionar: 12 – 2,63 = 9,37 g

4.- Cuando 1,00 g de hierro reacciona con 1,00 g de azufre, se produce 1,57 g de

sulfuro de hierro, quedando azufre sin reaccionar. Si ahora hacemos reaccionar 1,31

g de hierro con 0,63 g de azufre

a) ¿qué elemento quedará en exceso?, b) ¿qué cantidad de sulfuro de hierro se

formará?, c) ¿cuál es la composición centesimal de dicho compuesto?

Sol.- a) S b) 1,73 g, c) 36,6% de S y 63,4% de Fe.

1 g Fe + 1 g S -------- Fe S ( 1.57 g ) quedando azufre sin reaccionar

a) 1 g Fe + 0.57 g S---- 1. 57 g FeS ( 1 g S-0.57 g S = 0.43 g S sin

reaccionar )

b) mFe/mS = 1/0.57 = 1.754 reacciona completa y según la pregunta tbn

tenemos

como relación 1.31 g Fe/0.63 g S = 2.079 entonces : m Fe = 1.754 x 0.63= 1.1 g

Fe

luego 1.1 g Fe + 0.63 g S = 1.73 g

c) 1.1/1.73 = 63.58 % Fe y 0.63 / 1.73= 36.4 % S

119

3.- LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES

Fue descubierta por Dalton en 1.803, como consecuencia inmediata de su teoría

atómica.

Hay elementos que pueden combinarse formando compuestos diferentes al variar

las condiciones experimentales. Esto no contradice la ley de las proporciones

definidas, ya que siempre que se forma un compuesto determinado lo harán en las

mismas proporciones, pero estos elementos si se pueden combinar en proporciones

diferentes para formar compuestos distintos. El enunciado de la ley de las

proporciones múltiples es el siguiente:

"Las cantidades (masa) de un mismo elemento que se combinan con una

cantidad fija de otro para formar compuestos distintos, están en una relación de

números enteros sencillos" (como 1:2; 3:1 ; 2:3 ; 4:3 , etc.)

Así por ejemplo, se observa que el cobre y el oxígeno se pueden combinar dando

dos óxidos distintos al variar las condiciones.

En unas condiciones la proporción es: oxígeno + cobre oxido de

cobre (a)

16 g 63,54 g

en otras condiciones: oxígeno + cobre oxido de cobre (b)

16 g 127,08 g

Si hallamos el cociente entre los gramos de cobre que se combinaron en ambos

casos con la misma cantidad (16 gramos) de oxígeno:

m(Cu)a / m(Cu)b = 63,54 g / 127,08 g = 1 / 2 ; es una relación de números

enteros sencillos.

120

Ejercicio resuelto: 71 g de cloro, dependiendo de las condiciones experimentales,

pueden reaccionar con 16 g, 48 g, 80 g o 112 g de oxígeno para formar cuatro

compuestos gaseosos distintos. Comprobar si se cumple la ley de las proporciones

múltiples de Dalton.

COMPUESTO MASA CLORO MASA OXIGENO

I 71 g 16 g

II 71 g 48 g

III 71 g 80 g

IV 71 g 112 g

Las relaciones entre las masas de oxígeno que reaccionan con 71 g de cloro son:

m(O)II / m(O)II = 48 g/ 16 g= 3 / 1

m(O)III / m(O) I = 80 g / 16 g= 5 / 1

m(O) IV / m(O) II = 112 g / 48 g = 7 / 3

m(O) IV / m(O) I = 112g / 16 g = 7/ 1

m(O) III / m(O) II = 80 g / 48 g = 5 / 3

Por tanto, se cumple perfectamente la ley de las proporciones múltiples

Ejemplo 2

El Oxígeno , O, y el Níquel, Ni, forman dos compuestos diferentes. uno tiene 21,4

% de

Oxígeno y 78,6 % de Ni y el otro, 29,0 de Ox. Y 71,0 %de Ni. ¿ Cumple la Ley de

as

121

proporciones múltiples ?.

1º 21,4 % O , 78,6 % de Ni En 100 gr. 21,4 gr. de O. y 78,6 gr. de Ni

2º 29,0 % O , 71,0 % de Ni En 100 gr 29,0 gr. de O. y 71,0 gr. de Ni

La masa de Ni por 1 Gr. de O. en todos los compuestos :

1 gr. de O. 78,6 gr Ni / 21,4 gr O = 3,67 28gr. Ni / gr. O

1 gr. de O. 71,0 gr Ni / 29,0 gr O= 2,4482 gr. Ni / gr. O

Finalmente : 3,6728 / 2,4482 = 1,5 = 3 / 2 Se cumple con la Ley

4.- LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS O DE LOS PESOS DE

COMBINACIÓN

Esta ley, llamada también de las proporciones equivalentes, fue esbozada por

Richter en 1.792 y completada varios años más tarde por Venzel.

Si se combinan diversos elementos con un elemento dado, por ejemplo nitrógeno

y aluminio con hidrógeno, para dar unos compuestos determinados: amoníaco e

hidruro de aluminio, tomando las mismas cantidades de hidrógeno para el nitrógeno

y el aluminio resultan:

Compuesto g de hidrógeno g de nitrógeno g de aluminio

Amoníaco 3 14 -------

Hidruro de Al 3 ------- 27

122

"Los pesos (masas) de elementos diferentes que se combinan con un mismo

peso (masa) de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos

cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos", es

decir, que los pesos de diferentes sustancias que se combinan con un mismo peso

de otra, dan la relación en que ellos se combinan entre sí (o multiplicada por un

número sencillo).

Al combinarse el nitrógeno y el aluminio para dar el nitruro de aluminio se observó

que

sorprendentemente las cantidades de ellos, estaban también en la relación Al/N =

27/14 o bien un múltiplo o submúltiplo de esta cantidad.

123

CAPITULO V

ECUACIONES QUIMICA

Ya sabemos que una reacción química , consiste en la transformación de unas

sustancias en otras. Por ejemplo si ponemos en contacto gas oxígeno y gas

hidrógeno en las condiciones adecuadas reaccionarán para dar agua líquida. En

este ejemplo el oxígeno y el hidrógeno, que son las sustancias que hay inicialmente

y que van a "desaparecer" decimos que son las sustancias que reaccionan o

los reactivos y el agua que es la nueva sustancia, la que "aparece", decimos que es

el producto.

También sabes que los químicos utilizan símbolos para simplificar los nombres

de las sustancias puras, las fórmulas químicas. De la misma manera en lugar de

describir las reacciones químicas con palabras como he hecho en el ejemplo

anterior lo hacen de manera simbólica en lo que se conoce como ecuación

química. La ecuación química de nuestra reacción entre el oxígeno y el hidrógeno

es:

H2 (g) + O2 (g) H2O (l)

reactivos productos

que se lee "el hidrógeno gas reacciona con el oxígeno gas para dar agua líquida" .

Recuerda que las fórmulas químicas recogen información no solo sobre el tipo

de átomos que forma cada sustancia pura, sino también sobre la proporción en la

que se combinan los distintos tipos de átomos en cada compuesto, y sobre el

número exacto de átomos que forman las moléculas en el caso de que se trate de

sustancias formados por moléculas (sustancias moleculares). Así en nuestro

ejemplo, donde todas las sustancias son de este tipo podemos leer: "una molécula

124

de hidrógeno reacciona con una molécula de oxígeno para dar una molécula de

agua". ¿Es ésto cierto?. No, es imposible, no se cumpliría la ley de Lavoisier.

Cada molécula de oxígeno (O2) tiene dos átomos de oxígeno (O) y cada

molécula de hidrógeno (H2) tiene dos átomos de hidrógeno (H). Así que con una de

cada una de estas moléculas puedo formar una molécula de agua (H2O), que

contiene dos átomos de hidrogeno (H) y un átomo de oxígeno (O), pero me sobra un

átomo de oxígeno. Si piensas un poco te darás cuenta que partiendo de dos

moléculas de hidrógeno (H2) y una de oxígeno puedo obtener dos moléculas de

agua y no sobra ningún átomo. Esto que hemos hecho es ajustar una reacción

química para que se cumpla el principio de conservación de la masa. Entonces el

proceso real se puede representar con la siguiente ecuación química:

que se lee: "2 moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno

para dar dos moléculas de agua".

ECUACIÓN QUÍMICA AJUSTADA

Los números que indican la cantidad de moléculas de cada tipo que participan en

la reacción se colocan delante de la correspondiente fórmula y se

llaman coeficientes estequiométricos. Observa que el O2 no lleva coeficiente

estequiométrico. No es que no lo tenga, pero es 1, y en ese caso no se escribe.

125

Proceso en el que cambia la naturaleza de una o varias sustancias (reactivos),

transformándose en otras nuevas (productos). Esto supone un reordenamiento de

los átomos, mediante la ruptura de unos enlaces y la formación de otros nuevos.

Una reacción química se representa mediante una ecuación química: En el primer

miembro aparecen las fórmulas de las sustancias que reaccionan (reactivos), y en el

segundo miembro aparecen las fórmulas de las sustancias que se forman

(productos), separados por una flecha, si la reacción es irreversible o por dos (una

para cada sentido), si la reacción es reversible. Además de las fórmulas de las

sustancias, deben aparecer los denominados coeficientes estequiométricos, los

cuales nos indican la proporción (moles) de las sustancias que intervienen en la

reacción (ajuste). En algunos casos es necesario adjuntar el estado de agregación

de la materia entre paréntesis (sólido, líquido o gas). La fórmula general será del

tipo:

xA+yB zC+ tD

donde A y B son los reactivos, C y D los productos formados tras la reacción, y `x,

y, z, t' son los coeficientes estequiométricos.

EJEMPLOS:

a) 2Na + Cl2 2NaCl (irreversible)

b) H2CO3 CO2 + H2O (reversible)

c) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) (estados de Agregación )

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:

· Si atendemos al resultado global, las podemos clasificar en los siguientes tipos:

a) Reacciones de Síntesis: Dos elementos químicos se combinan para formar un

compuesto: A+B AB

126

EJEMPLOS:

i) N2 + 3H2 2NH3

ii) 2Ca + O2 2CaO

iii) 2Mg + O2 2MgO

b) Reacciones de Descomposición: Una sustancia se descompone en otras más

simples: AB Q A+B (suele ser mediante calor Q)

EJEMPLOS:

i) Los carbonatos metálicos, se descomponen con mayor o menor facilidad

mediante calor, formándose el óxido metálico y CO2:

MgCO3 Q MgO + CO2

ii) También se descomponen mediante calor muchos hidróxidos, originando el

óxido y H2O: Ca(OH)2 Q CaO + H2O

iii) La descomposición de los cloratos origina el cloruro (sal binaria) y oxígeno:

2KClO3 Q 2KCl + 3O2

iv) Algunos óxidos de metales pesados se descomponen mediante el calor,

formándose O2 y el metal correspondiente:

2HgO Q 2Hg + O2

c) Reacciones de Adición: Un elemento o un compuesto se adiciona a un

compuesto para formar otros compuestos químicos se combinan para formar un

compuesto:

A B+CD AB+CD (similar a las de síntesis)

EJEMPLOS:

i) CH2=CH2 + Br2 CH2Br-CH2Br

ii) 2CO + O2 2CO2

iii) SO3 + H2O H2SO4

127

d) Reacciones de Sustitución: Un átomo sustituye a otro AB+X AX+B

EJEMPLOS:

- Un metal activo desplaza al H2 de los ácidos:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Mg + H2SO4 MgSO4 + H2

ii) Un metal puede verse desplazado de sus sales por otro metal más activo:

Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4

e) Reacciones de Doble Sustitución: Más de un átomo sustituyen a otros

AB+XY AY+XB

EJEMPLOS:

i) Se suele dar en reacciones con disoluciones, entre sustancias formadas cada

una por dos iones diferentes:

NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

HCl + NaOH NaCl + H2O

f) Reacciones de Combustión: Combustión de hidrocarburos con O2

Hidrocarburo + Oxígeno CO2+H2O

EJEMPLOS:

i) 2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O

ii) C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

g) Reacciones de Neutralización: Consisten en la neutralización de un ácido o

una base, mediante la utilización de una base o un ácido, respectivamente:

Ácido+Base Sal+H2O

128

EJEMPLOS:

i) HCl + NaOH NaCl + H2O

ii) H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O

· Si atendemos a razones energéticas, las podemos clasificar en dos tipos:

a) Reacciones con desprendimiento de calor o reacciones exotérmicas:

EJEMPLOS:

i) 2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O + energía (calor)

ii) 2Mg + O2 2MgO + energía (calor)

iii) 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 + energía (calor)

b) Reacciones con absorción de calor o reacciones endotérmicas:

EJEMPLOS:

i) CaCO3 + calor CaO + CO2

ii) Cu + H2SO4 + calor CuSO4 + H2

- AJUSTE DE REACCIONES:

· Método por tanteo:

Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de

la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una

reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes,

durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción

química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.

Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de

cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está

balanceada o ajustada.

129

EJEMPLO:

2H2 + O2

2H2O

Reactivos

Productos

4H y 2O = 4H + 2O

Pasos que son necesarios para escribir una reacción ajustada:

1) Se determina cuáles son los reactivos y los productos.

2) Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de

los productos.

3) Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números

iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente

números enteros.

EJEMPLO 1: Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso

(CH4) en aire.

Paso 1: Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y se produce agua

(H2O) y dióxido de carbono (CO2). Luego: los reactivos son CH4 y O2 y los

productos son H2O y CO2

Paso 2: La ecuación química sin ajustar será:

CH4 + O2 H2O + CO2

Paso 3:

Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos:

130

REACTIVOS

PRODUCTOS

CH4 + O2

H2O + CO2

átomos de C: 1 = átomos de C: 1

átomos de H: 4 " átomos de H: 2

átomos de O: 2 " átomos de O: 3

REACTIVOS

PRODUCTOS

CH4 + O2

2H2O + CO2

átomos de C: 1 = átomos de C: 1

átomos de H: 4 = átomos de H: 4

átomos de O: 2 " átomos de O: 4

REACTIVOS

PRODUCTOS

CH4 + 2O2

2H2O + CO2

átomos de C: 1 = átomos de C: 1

átomos de H: 4 = átomos de H: 4

átomos de O: 4 = átomos de O: 4

Entonces:

Una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir

dos moléculas de agua y una molécula de dióxido de carbono.

131

NOTA: Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el

número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan

el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

En esta reacción, 2 moléculas de Mn(CO)5 reaccionan con 2 moléculas de O2 para

dar 2 moléculas de MnO2 y 5 moléculas de CO2. Esos mismos coeficientes también

representan el número de moles en la reacción.

132

CAPITULO VI

TERMOQUIMICA

El cambio de energía que acompaña a una reacción química, se le conoce

como entalpía de reacción o calor de reacción. Recuerden que las reacciones

químicas constituyen los sistemas.

SISTEMAS

Es una parte pequeña del universo que se aísla para

someterla a estudio. El resto se denomina ENTORNO.

Pueden ser:

Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno).

Cerrados (no intercambia materia y sí energía).

Aislados (no intercambia ni materia ni energía).

En las reacciones químicas: SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas

(reactivos y productos)

TERMODINAMICA

Se identifica con el nombre de termodinámica a la rama de la física que estudia los

vínculos existentes entre el calor y las demás variedades de energía. Analiza, por lo tanto,

los efectos que poseen a nivel macroscópico las modificaciones de temperatura, presión,

densidad, masa y volumen en cada sistema.

En este sentido uno de ellos es el que se da en llamar estado de equilibrio que

puede definirse como aquel proceso dinámico que tiene lugar en un sistema cuando

tanto lo que es el volumen como la temperatura y la presión no cambian.

En este caso, es importante subrayar que dichas energías sólo dependen de lo

que es la temperatura.

133

El tercer concepto que es fundamental que conozcamos antes de conocer cómo es

el proceso de la termodinámica es el de ecuación de estado. Una terminología con

la que viene a expresarse la relación que existe entre lo que es la presión, la

temperatura y el volumen.

DEFINICIÓN DE TERMOQUÍMICA

Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético

de un sistema químico con el exterior.

Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a

productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas.

Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a

productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.

VARIABLES DE ESTADO

Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el

transcurso de una reacción química)

Ejemplos:

Presión.

Temperatura.

Volumen.

Concentración.

FUNCIONES DE ESTADO

En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una magnitud

física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio, y que no

depende de la forma en que el sistema llegó a dicho estado. 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.

134

El valor de una función de estado sólo depende del estado termodinámico actual en

que se encuentre el sistema, sin importar cómo llegó a él.

Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema.

Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.

Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.

NO lo son: calor, trabajo.

Sin embargo también conocemos otros tipos de reacciones que para que se

lleven a cabo es necesario que el entorno le sumistre el calor necesario, un ejemplo

simple está representado por la cocción de las comidas en una cocina.

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

Este Primer Principio establece que la energía siempre se conserva, de modo

que si en un sistema capaz de intercambiar energía, la energía disminuye,

necesariamente aparecerá una cantidad de energía equivalente en el entorno, ya

que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Matemáticamente, el Primer Principio de la Termodinámica determina cómo

afectan los intercambios de calor, Q, y trabajo, W, a la energía global de un sistema.

Así, la ecuación matemática del Primer Principio es:

ENERGÍA INTERNA (U): Es una caracterización macroscópica de la energía

microscópica de todas las partículas que lo componen. Un sistema está formado por

gran cantidad de partículas en movimiento. Cada una de ellas posee:

energía cinética, por el hecho de encontrarse a una determinada velocidad

135

energía potencial gravitatoria, por el hecho de encontrarse en determinadas

posiciones unas respecto de otras

energía potencial elástica, por el hecho vibrar en el interior del sistema

Existen, además, otros tipos de energía asociadas a las partículas microscópicas

tales como la energía química o la nuclear.

En definitiva, en el interior de un sistema conviven distintos tipos de energía,

asociadas a las partículas microscópicas que los componen y que forman

su energía interna. En termodinámica la energía interna de un sistema ( U ) es

una variable de estado. Representa la suma de todas las energías de las partículas

microscópicas que componen el sistema. Su unidad de medida en el Sistema

Internacional es el julio ( J ).

Observa que el valor de U es la suma de todas las energías del interior del

sistema, por lo que no se incluye ni la energía cinética global ni la energía potencial

gravitatoria global ni la energía potencial elástica global del mismo.

Energía interna en gases ideales

En los gases ideales, la energía interna se puede aproximar a la energía cinética

media de las partículas que lo componen. La expresión que se recoge más abajo

permite determinar su variación en un proceso cuyo volumen permanece constante

(proceso isocórico).

La energía interna de un gas ideal depende únicamente de la temperatura que

tenga el gas. La variación de energía interna que experimenta un gas al cambiar de

temperatura viene dada por:

∆U=m⋅cv⋅∆T

Donde:

∆U : Incremento de energía interna del gas ( ∆U = Ufinal - Uinicial ). Su unidad

de medida en el Sistema Internacional es el julio ( J )

136

m : Masa. Cantidad de gas considerada. Su unidad de medida en el Sistema

Internacional es el kilogramo ( kg )

cv : Calor específico a volumen constante. Representa la facilidad que el gas

tiene para variar su temperatura cuando intercambia calor con el entorno. Su

unidad de medida en el Sistema Internacional es el julio por kilogramo por

kelvin

( J/kg·K ) aunque también se usa con frecuencia la caloría por gramo y por

grado centígrado ( cal/g·ºC ). Cuando conocemos el número de moles de

sustancia en lugar de su peso (nos dan m en moles), podemos usar el calor

específico molar que se suele específicar en J/mol·K ó cal/g·ºC

∆T : Variación de temperatura. Viene determinada por la diferencia entre la

temperatura inicial y la final ∆T = Tf -Ti . Su unidad de medida en el Sistema

Internacional es el kelvín ( K ) aunque también se suele usar el grado

centígrado o celsius ( ºC )

La expresión anterior nos da un método operativo para medir la variación de

energía interna en un sistema gaseoso, proporcional al cambio de temperatura.

Para llegar a ella aplicamos la primera ley de la termodinámica a un proceso a

volumen constante (denominado isocórico)

En general en todos los casos , la energía interna :

Es imposible medirla.

En cambio, sí se puede medir su

variación.

Actualmente, se sigue el criterio de

que toda energía aportada al sistema

(desde el entorno) se considera

positiva, mientras

que la extraída del sistema (al entorno)

137

se considera negativa.

Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema. U es función de estado.

Ecuación termoquímica

Es la representación de un proceso termodinámico que puede ser un cambio físico o

químico. La ecuación termoquímica debe contener:

• Las fórmulas de las sustancias involucradas.

• Los coeficientes estequiométricos.

• El estado físico de cada sustancia (sólido, líquido, gaseoso, acuoso).

• La temperatura y la presión.

• El calor involucrado en el proceso

Ejemplos:

En el primer ejemplo se ha escrito la ecuación termoquímica, teniendo en cuenta

el estado de la materia, temperatura y presión de cada uno de los reactivos y

productos.

138

En este segundo ejemplo, es la misma ecuación termoquimica, pero más

simplificada, solo se incluye el estado de la materia para reactivos y productos. Esta

es la notación más empleada.

Analice las siguientes consideraciones

139

Termodinámicamente, diremos que el entorno le entregó calor al sistema. El

cambio de estado del H20 de sólido a líquido será un proceso endotérmico. Mientras

que, si queremos pasar de H2O líquida a H2O sólida, el sistema tendrá que perder

calor, para que se efectúe el cambio de fase. El proceso será exotérmico.

Reacciones exotérmicas: Liberan calor. ∆H negativo.

Reacciones endotérmicas: Absorben calor. ∆H positivo.

Los ∆H de formación son los calores para la formación de un mol de un

determinado compuesto en condiciones estándar. Temperatura de 25°C y presión

normal. Existen tablas donde figuran estos valores. Por concepto el ∆H para la

formación de un mol de un elemento puro es 0. Con la excepción de ciertas formas

alotrópicas. Cuando vemos

los valores de diferentes ∆H veremos también que se coloca o especifica le

estado físico del compuesto. Porque influyen en los valores de entalpía los estados

físicos de los compuestos.

Ley de Hess

Hess enuncio una ley muy importante aplicada a la termoquímica. ¨La variación

de Entalpía en una reacción química va ser la misma si esta se produce en una sola

etapa o en varias etapas¨. Es decir, que la suma de los ∆H de cada etapa de la

reacción nos dará un valor igual al ∆H de la reacción cuando se verifica en una sola

etapa.

Básicamente nos dan varias reacciones pero nos preguntan por una en especial.

Entonces lo que tenemos que hacer es, combinarlas de tal forma que luego

de cancelar varios términos solo nos quede la reacción específica que nos

preguntan. Se usan movimientos matemáticos, como multiplicación, inversión y

cambio de signo, etc.

140

CALORIMETRIA

La Calorimetría es la parte de la física que se encarga de medir la cantidad de

calor generada en ciertos procesos físicos o químicos.

El aparato que se encarga de medir esas cantidades es el calorímetro. Consta de un

termómetro que está en contacto con el medio que está midiendo. En el cual se

encuentran las sustancias que dan y reciben calor. Las paredes deben estar lo más

aisladas posibles ya que hay que evitar al máximo el intercambio de calor con el

exterior. De lo contrario las mediciones serían totalmente erróneas.

También hay una varilla como agitador para mezclar bien antes de comenzar a

medir. Básicamente hay dos tipos de calorímetros. Los que trabajan a volumen

constante y los de presión constante.

141

La cantidad de calor que recibe o transmite un cuerpo esta determinada por la

siguiente fórmula:

Q = m x Ce x (Tf – Ti)

Donde Q es el calor, m es la masa del cuerpo, Ce es el calor específico del

cuerpo, que está determinada por el material que lo compone. Y la variación de

temperatura se representa por la diferencia entre Tf y Ti (temperatura final e inicial).

Cuando un cuerpo transmite el calor hay otro que lo recibe. Este es el principio

del calorímetro. Ya que el termómetro determinara la temperatura final o también

llamada de equilibrio. El líquido más usado es el agua que actúa como receptor de

las calorías que transmite el cuerpo. El calor específico del agua es de 1cal /grs °C.

Cuando el agua hierve o se congela este valor cambia a otros. Pero por ahora

daremos ejemplos mientras este como agua líquida. Las unidades pueden variar. A

veces podemos ver otras unidades como J/grs°C donde J es el joule en lugar de

caloría. Ambas son unidades en las que se mide el calor.

Calor Específico ( Ce ) y Capacidad Calorífica ( C )

El calor específico Ce de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere

para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia. La

capacidad calorífica C de una sustancia, es la cantidad de calor que se requiere

para elevar un grado Celsius, la temperatura de una determinada cantidad de

sustancia . el calor específico es una propiedad intensiva , mientras que la

capacidad calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre capacidad

calorífica y calor específico de una sustancia es :

C = m Ce

142

Donde “m” es la masa de la sustancia en gramos.

Por ejemplo, si introducimos un trozo de cobre de 60 gramos a 100°C en 260 ml

de agua a 18°C y tenemos que determinar la temperatura final del equilibrio

podemos calcularla de la siguiente manera:

El calor que cede del cobre será igual al calor que recibe el agua. Por lo tanto:

– Q Cu = + Q H2O

El signo menos se le coloca al que desprende calor y el signo más al que

absorve.

– masa Cu x Cecu x (Tf – 100°C) = masa H2O x CeH2O x (Tf – 18°C)

– 60 x (0,093 cal/°c.) x (Tf – 100°C) = 260 x (1 cal/°c.) x (Tf – 18°C)

Solo queda despejar la Tf.

-5.58 cal/°C x (Tf – 100°C) = 260 cal/°C x (Tf – 18°C)

Aplicamos la propiedad distributiva:

-5.58 cal/°C Tf + 558 cal = 260 cal/°C Tf – 4680 cal

558 cal + 4680 cal = 260 cal/°C Tf + 5.58 cal/°C Tf

5238 cal = 265.58 cal/°C Tf

5238 / 265.18 /°C = Tf

19.72°C = Tf

En otros problemas a veces nos piden averiguar el calor específico de un cierto

material. Por ejemplo:

Se introducen 20 gramos de aluminio a 90°C dentro de un calorímetro donde hay

106 grs de agua a 38°C. La temperatura final del equilibrio es de 40°C. Se desea

saber el calor específico del aluminio.

143

El calor entregado por el cuerpo más caliente (Aluminio) es igual al calor recibido

por el mas frio (agua).

– Q aluminio = + Q agua

– masa Al x CeAl x (Tf – Ti) = masa agua x Ce agua x (Tf – Ti)

– 20 grs x CeAl x (40°C – 90°C) = 106 x 1 cal/°C x (40°C – 38°C)

– 20 grs x (-50°C) x CeAl = 106 cal/ x (2)

1000 grs °C x CeAl = 212 cal

Ce Al = 212 cal / 1000 grs °C

CeAl = 0,212 cal/grs°C

En otros el calorímetro participa.

Por ejemplo:

Se introducen 30 grs de Aluminio a 120°C en un calorímetro de cobre de 360 grs

donde hay 200 grs de agua a 20°C. Calcular la temperatura final del equilibrio.

El calor que pierde el aluminio es igual al que gana el calorímetro y el agua.

– QAl = + Q agua + Q calorímetro

– 30 grs x 0,212 cal/gr°C x (Tf – 120°C) = 200grs x 1 cal/gr°C x (Tf – 20°C) +

360 grs x 0,093 cal/gr°C x (Tf – 20°C)

6,36 cal/°C Tf + 763,2 cal = 200 cal/°C Tf – 4000 cal + 33,48 cal/°C Tf –

669,6 cal

6,36 cal/°C Tf – 200 cal/°C Tf – 33,48 cal/°C Tf = – 4000 cal – 669,6 cal –

763,2 cal

-227,12 cal/°C Tf = – 5432,8 cal

Tf = – 5432,8 cal / – 227,12 cal/°C

144

Tf = + 23,92 °C

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE LA REACCIÓN

Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual,

tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T =

298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M).

Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la

reacción.

Ecuaciones termoquímicas

Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su

estado físico, y a continuación la variación energética expresada

como ϪH (habitualmente como ϪH0).

Ejemplos:

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l); ΔH0 = –890 kJ

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g); ΔH0 = –241,4 kJ

ΔH depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se

ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar ΔH0 por 2:

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ΔH0 = 2 x (–241,4 kJ)

Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las

ecuaciones:

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) ; ΔH0 = –241,4 kJ

145

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN).

Es el incremento entálpico (ΔH) que se produce en la reacción de formación

de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado

físico normal (en condiciones estándar).

Se expresa como ΔHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente

entre H0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en

kJ/mol.

Ejemplos:

C(s) + O2(g) CO2(g) ΔHf0 = – 393,13 kJ/mol

H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔHf0 = – 285,8 kJ/mol

Calor de Disolución y de Dilución

Hasta ahora hemos centrado el cálculo del calor de reacción como producto de

las reacciones químicas, pero muchos proceso físicos, como la fusión del hielo o la

condensación de un vapor, también implican la absorción o desprendimiento de

calor.

También hay cambios de entalpía cuando un soluto se disuelve en un disolvente,

o cuando se diluye una disolución.

Energía Reticular

Una medida de la estabilidad de cualquier sólido iónico es su energía reticular, U,

que se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un

compuesto iónico sólido en sus iones al estado gaseoso.

NaCl(s) → Na+(g) + Cl- (g)

Los valores de Energía reticular (U) serán siempre positivos, pues es la energía

suministrada para que se produzcan la disociación del compuesto iónico. La energía

146

reticular no se puede medir directamente, pero se puede calcular de manera

indirecta.

Calor de Disolución

Debemos recordar que por proceso de disolución entendemos cuando un soluto

se disuelve en un disolvente, formándose una solución homogénea, siempre y

cuando todo el soluto se disuelva en el disolvente. El calor de disolución ó entalpía

de disolución es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se

disuelve en cierta cantidad de solvente.

Por ejemplo, si el disolvente es agua, la ecuación termoquímica correspondiente

al proceso de disolución de un soluto X(s) en “n” moles de agua, será:

Donde n, es el número de moles de agua que se emplean en la disolución.

Para poder entender este proceso, podemos pensar en la sal de mesa, nosotros

decimos cuando esta no cae fácilmente del salero, que la sal está húmeda, esto

significa que tiene incorporada algunas moléculas de agua, pero no son suficientes

para formar aun una disolución.

Realmente la disolución de una sal iónica es un proceso que involucra varios

pasos que se suceden de forma muy rápida, nosotros solo podemos apreciar el

efecto final, que es la formación de la solución homogénea de la sal en agua.

147

Si observamos la figura correspondiente al proceso de disolución: en un primer

plano podemos ver la red cristalina del cloruro de sodio y a su alrededor las

moléculas de agua,. En la etapa final (a la derecha, superior), cada ion (Na+ y Cl-)

rodeado o solvatado por las moléculas de agua. Este paso involucra el Calor de

Disolución. Nosotros solo podemos observar el resultado de la disolución, pero en

realidad este proceso ocurre en dos etapas:

Primero ocurre la separación de la sal iónica, (Energía Reticular) , luego que los

iones se separan, recién el agua actúa rodeando a cada uno de los iones, la energía

necesaria para este proceso se conoce como Calor de Hidratación, que nos

conduce finalmente a la disolución de la sal en agua.

148

El agua actúa como un separador de los iones y al alejarse uno del otro la fuerza

electrostática disminuye considerablemente hasta anularse, dando paso a la

disolución.

Se puede apreciar que el:

Calor de Dilución

Debemos recordar que el proceso de dilución ocurre cuando a una solución

formada se le agrega mayor cantidad de disolvente. Ejemplo, tenemos una taza con

café y para nuestro gusto está muy "cargado" (concentrado), lo que hacemos será

agregarle más agua para que la concentración disminuya, éste será un Proceso de

dilución.

Cuando se diluye una disolución preparada previamente, es decir, cuando se le

adiciona más disolvente para disminuir la concentración total del soluto, por lo

general se libera o se absorbe calor adicional.

El Calor de Dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución.

La ecuación termoquímica correspondiente a una dilución acuosa será:

El calor de dilución se puede calcular como:

149

Pensemos en que se realiza una disolución de una sal en el laboratorio, la

preparación de esta solución o disolución requiere o genera una cantidad de calor;

si agregamos más disolvente a la solución preparada, ésta dilución puede requerir

más energía o liberar energía.

Entonces:

Si cierto proceso de disolución es endotérmico y la solución se diluye

posteriormente, la misma disolución absorbe más calor de los alrededores.

Lo contrario ocurre en un proceso exotérmico de disolución: se libera más

calor si se agrega más disolvente para diluir la disolución

Por lo tanto, se debe tener cuidado al trabajar con procesos de disolución en el

laboratorio.

Por ejemplo, en el ácido sulfúrico concentrado (H2SO4), el calor de dilución es

altamente exotérmico. En consecuencia, es peligroso disminuir su concentración

agregándole agua. El ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) está formado por 98% en

masa de ácido y 2% en masa de agua. Al diluirlo con agua se libera una gran

cantidad de calor hacia los alrededores. Este proceso es tan exotérmico que jamás

se debe intentar diluir la concentración del ácido agregándole agua. El calor que se

genera puede hacer que la disolución del ácido hierva y se proyecte fuera del

recipiente, el proceso que se recomienda seguir es agregar poco a poco el ácido

concentrado al agua (al tiempo que se agita constantemente).

En el ejemplo siguiente veremos la aplicación de la Ley de Hess.

Se quiere calcular la Entalpía de reacción para la reacción:

2 C(s) + H2(g) → C2H2(g)

Nos proporcionan los datos siguientes:

150

Planteamos las ecuaciones correspondientes a las entalpías dadas:

Ubicamos en ellas a los reactantes y productos de la reacción química que

buscamos:

Ahora debemos acomodar las ecuaciones:

la ecuación (1) la debemos invertir (recuerden que también se invierte el valor

de la entalpía).

la ecuación (2), debemos multiplicarla por 2 (recuerden se multiplica toda la

ecuación, tanto reactantes como productos y el valor de la entalpía, pues es

propiedad extensiva.

151

la ecuación (3), la dejamos igual.

La sumatoria de las ecuaciones acomodadas debe darnos la ecuación problema.

Se suman o se anulan los reactantes y productos.

Las entalpías se suman algebraicamente.

152

CAPITULO VII

GASES IDEALES

Ley de los gases ideales

Los gases es uno de los estados de agregación de la materia , es el

comportamiento que presentan aquellos gases cuyas moléculas no interactúan

entre si y se mueven aleatoriamente. En condiciones normales y en condiciones

estándar, la mayoría de los gases presentan comportamiento de gases ideales.

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas

hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y

cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía

cinética). La energía cinética es directamente proporcional a la temperatura en un

gas ideal. Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal

son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

La presión de un gas

La presión de un gas es el resultado de la colisión de las moléculas que lo

componen con las paredes del recipiente que lo contiene. La presión se define como

la fuerza con la que se golpea la pared dividida por el área que se golpea.

Presión = Fuerza/Superficie

Unidades de Presión: se expresa en N/m2; (Newton / metro cuadrado que recibe

el

nombre de Pascal) . Es decir 1Pa = 1N/m2

Otras unidades son:

Atmósfera: at. / Milímetro de mercurio: mm de Hg / Hectopascal: HPa /Torricelli:

Torr

153

Equivalencia entre unidades:

1 at. = 760 mm de Hg = 760 Torr = 1013HPa = 1,013 Bar = 1013 mbar (milibar).

Temperatura: la temperatura de los gases se mide generalmente en grados

centígrados (Cº) o grados Celsius. Cuando se usan las leyes de los gases ideales,

la temperatura centígrada se debe convertir a la escala absoluta o temperatura

kelvin, de acuerdo con la siguiente relación:

K = 273 + ºC

En 1648, el químico Jan Baptist van Heltmont creó el vocablo gas, a partir del

término griego kaos (desorden) para definir las génesis características del anhídrido

carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos y se

utiliza para designar uno de los estados de la materia.

La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen

de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante. o

en términos más sencillos:

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente

proporcional a la presión que este ejerce. Matemáticamente se puede expresar así:

donde k es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen

constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión

disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la

constante k para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de

la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá

cumplirse la relación:

154

Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII,

aparentemente de manera independiente por August Krönig en 1856 y Rudolf

Clausius en 1857.2 La constante universal de los gases se descubrió y se introdujo

por primera vez en la ley de los gases ideales en lugar de un gran número de

constantes de gases específicas descriptas por Dmitri Mendeleev en 1874.

En el siglo XX , los científicos empezaron a darse cuenta que en las relaciones

entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema

cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos

se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la

buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y

hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética.

Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la

ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales entre

la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales,

deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834 como una combinación de

la ley de Boyle y la ley de Charles.

La ecuación de estado

El estado de una cantidad de gas se determina por su presión, volumen y

temperatura. La forma moderna de la ecuación relaciona estos simplemente en dos

formas principales. La temperatura utilizada en la ecuación de estado es una

temperatura absoluta: en el sistema SI de unidades, kelvin, en el sistema imperial,

grados Rankine.

Forma común

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la

temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

155

Donde:

= Presión absoluta

= Volumen

= Moles de gas

= Constante universal de los gases ideales

= Temperatura absoluta

Teoría cinética molecular

Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y Maxwell. Nos indica las

propiedades de un gas ideal a nivel molecular.

Todo gas ideal está formado por N pequeñas partículas puntuales (átomos o

moléculas).

Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y

desordenada.

Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que

lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de este.

Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de

energía cinética.

No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.

La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente

proporcional a la temperatura absoluta del gas.

En estas circunstancias, la ecuación de los gases se encuentra teóricamente:

156

donde es la constante de Boltzmann, donde N es el número de partículas.

La ecuación de estado para gases reales

La cantidad de gas que influye no es su masa, sino las moléculas de gas

presentes: el número de moles: un mol de gas a 0 ºC y una atmósfera de presión

ocupa siempre 22'4 litros, dos moles 44'8 litros etc. Por la ley de los gases sabemos

que:

Si tenemos un mol de gas a 0 ºC (273 K) y 1 atmósfera de presión, ocupa

siempre 22'4 l, por lo que sustituyendo en la ecuación anterior nos queda:

= 0,082 atm L K-1mol-1 = R

Ese número se denomina constante de los gases ideales y se designa por la

letra R.

Valores de R

157

Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir,

tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares

finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van

der Waals:

Donde:

= Presión del gas

= Volumen del gas

158

= Número de moles de gas

= Constante universal de los gases ideales

= Temperatura del gas

y son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que

haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el

comportamiento observado experimentalmente.

Ecuación general de los gases ideales

Partiendo de la ecuación de estado:

Tenemos que:

Donde R es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados

del mismo gas, 1 y 2:

Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es

constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a

la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura.

159

Procesos gaseosos particulares

Procesos realizados manteniendo constante un par de sus cuatro variables (n, P ,

V, T), de forma que queden dos; una libre y otra dependiente. De este modo, la

fórmula arriba expuesta para los estados 1 y 2, puede ser operada simplificando 2 o

más parámetros constantes.

Según cada caso, reciben los nombres:

Ley de Boyle-Mariotte

También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y cantidad de

gas constante, la presión de un gas es inversamente proporcional a su volumen:

160

Leyes de Charles y Gay-Lussac

En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos, basados

en los que Jacques Charles hizo en 1787. Se considera así al proceso isobárico

para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de Gay Lussac.

Proceso isobaro (Charles)

Artículo principal: Ley de Charles y Gay-Lussac

161

Proceso isocoro ( Gay Lussac)

Artículo principal: Segunda ley de Gay-Lussac

162

Principio de Avogadro

Artículo principal: Ley de Avogadro

El principio de Avogadro asegura que en un proceso a presión y temperatura

constante (isobaro e isotermo), el volumen de cualquier gas es proporcional al

número de moles presente, de tal modo que:

Esta ecuación es válida incluso para gases ideales distintos. Una forma

alternativa de enunciar esta ley es:

El volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal a una temperatura y presión

dadas siempre es el mismo.

Formas alternativas

Como la cantidad de sustancia podría ser dada en masa en lugar de moles, a

veces es útil una forma alternativa de la ley del gas ideal. El número de moles (n) es

igual a la masa (m) dividido por la masa molar (M):

y sustituyendo , obtenemos:

donde :

163

De esta forma, la ley del gas ideal es muy útil porque se vincula la presión,

la densidad ρ = m/ V, y la temperatura en una fórmula única, independiente de la

cantidad del gas considerado.

Derivaciones Empíricas

La ley de gases ideales se puede derivar de la combinación de dos leyes de

gases empíricas: la ley general de los gases y la ley de Avogadro. La combinación

de estados de ley de los gases que

donde K es una constante que es directamente proporcional a la cantidad de

gas, n (ley de Avogadro). El factor de proporcionalidad es la constante universal de

gases, R, i.e. K= nR.

De ahí que la ley de los gases ideales

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES DE DALTON- MEZCLA DE GASES

La mayoría de los gases que encontramos en química y en la vida diaria son

mezclas. La atmósfera, por ejemplo, es una mezcla de nitrógeno, oxígeno, argón,

dióxido de carbono y muchos otros gases. El aire que inhalamos es una mezcla, el

aire que exhalamos es otra mezcla. John Dalton, físico inglés, fue el primero que

estudió como calcular la presión de una mezcla de gases y estableció que en una

mezcla de gases que no reaccionan químicamente, la presión total es la suma de

las presiones parciales. Definió a la presión parcial de un gas en una mezcla como

la presión que dicho gas ejercería si ocupara el recipiente él solo.

La presión parcial de cada componente es independiente de las presiones

parciales de los otros componentes. Esta ley se conoce como la ley de Dalton de las

presiones parciales y se expresa matemáticamente:

164

P total = p1 + p2 + p3 + ...

Donde P total es la presión ejercida por la mezcla y p es la presión parcial de los

componentes 1, 2, 3, etc.

La presión parcial de cualquier componente en una mezcla se encuentra

multiplicando la presión total por la fracción del número total de moles

representados por ese componente. Esta relación se expresa mediante la ecuación:

pA = xA Ptotal

Donde el subíndice A se refiere al componente A y X es la fracción molar.

Recordemos que la fracción molar se define como el número de moles de un

componente dividido por el número total de moles de todos los componentes.

XA = moles del componente A = moles del comp A

moles de A + moles de B + moles de C moles totales

Ejemplos resueltos

1) Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750 mm

Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm si la temperatura no cambia?

Como la temperatura y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos

aplicar la ley de Boyle: P1.V1 = P2.V2

Datos Fórmula Calcular:

V1= 80 cm3 P1.V1 = P2.V2 El volumen V2

P1= 750 mm de Hg P2= 1,2 atm

Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo

atmósferas. Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle:

165

V2= 68.5cm3

2) Una pequeña burbuja se eleva desde el fondo de un lago , donde la

temperatura y presión son 8 °C y 8.4 atm hasta la superficie del agua , donde la

temperatura es 25 °C y la presión de 1 atm . Calcule el volumen final de la burbuja (

en ml ) , si su volumen inicial era de 2.1 ml

Solución : Observe que este problema implica un cambio de temepratura ,

presión y volumen pero no del volumen del gas. De este modo se puede usar la

sgte ecuación :

Condiciones iniciales P1 = 6.4 atm V1= 2.1 ml T1 = 8 °C Condiciones finales P2

= 1 atm V2= ? T2 = 25 la burbuja permanece cte por lo que n1 = n2…luego

para calcular el volumen final.

V2 = V1 * P1/P2 * T2/T1

= 2.1 ml * 6.4 atm/ 1 atm * 298 / 281

= 14 ml Entonces , el volumen de la burbuja aumenta

Por la disminución de la presión del agua y el aumento de la temperatura.

3.- Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750 mm

Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm. si la temperatura no cambia?

Como la temperatura y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos

aplicar la ley de Boyle: P1.V1 = P2.V2

Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo

atmósferas.

166

Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle:

3

22

3 8,65;2,180/760

750cmVVatmcm

atmmmHg

mmHg

Se puede resolver igualmente con mm de Hg.

4.- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm3 a la

temperatura de 20ºC. Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece constante.

Como la presión y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos

aplicar la ley de Charles y Gay- Lussac:

El volumen lo podemos expresar en cm3 y, el que calculemos, vendrá expresado

igualmente en cm3, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

.78,247;363293

200 3

22

3

cmVK

V

K

cm

5.- Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la

temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube

hasta los 200ºC.

Como el volumen y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos

aplicar la ley de Gay- Lussac:

2

2

1

1

T

V

T

V

2

2

1

1

T

P

T

P

167

La presión la podemos expresar en mm Hg y, la que calculemos, vendrá

expresada igualmente en mm Hg, pero la temperatura tiene que expresarse en

Kelvin.

6.- Disponemos de un recipiente de volumen variable. Inicialmente presenta un

volumen de 500 cm3 y contiene 34 g de amoníaco. Si manteniendo constante la P y

la T, se introducen 68 g de amoníaco, ¿qué volumen presentará finalmente el

recipiente?

P. a. (N)=14; P. a. (H)=1.

Manteniendo constante la P y la T, el volumen es directamente proporcional al

número de moles del gas. El mol de amoníaco, NH3, son 17 g luego:

Inicialmente hay en el recipiente 34 g de gas que serán 2 moles y al final hay

192 g de amoníaco que serán 6 moles.

.1500;62

500; 3

22

3

2

2

1

1 cmVmoles

V

moles

cm

n

V

n

V

7.- Un gas ocupa un volumen de 2 l en condiciones normales. ¿Qué volumen

ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC?

Como partimos de un estado inicial de presión, volumen y temperatura, para

llegar a un estado final en el que queremos conocer el volumen, podemos utilizar la

ley combinada de los gases ideales, pues la masa permanece constante:

.1,1055;398298

7902

2 HgmmPK

P

K

Hgmm

168

;.

1

110

T

VP

T

VP

o

o la temperatura obligatoriamente debe ponerse en

K

lVKatm

KlatmV

K

Vatm

K

latm18,1;

273.2

373.2.1;

373

.2

273

2.111

1

Como se observa al aumentar la presión el volumen ha disminuido, pero no de

forma proporcional, como predijo Boyle; esto se debe a la variación de la

temperatura.

8.- Un recipiente cerrado de 2 l. contiene oxígeno a 200ºC y 2 atm. Calcula:

a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente.

b) Las moléculas de oxígeno presentes en el recipiente.

P. a.(O)=16.

a) Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los

moles de oxígeno:

.1,0;473..

.082,0.2.2 2OdemolnK

molk

latmnlatm

gXmol

X

moles

Odeg2,3;

1,01

32 2

.

169

b) Utilizando el NA calculamos el número de moléculas de oxígeno:

2

22

22

2

23

10.023,6;1,01

10.023,6OdemoléculasX

Ode

X

Odemolson

Odemoléculas

9.- Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver la

duda, los introducimos en un recipiente de 1 l y observamos que la presión que

ejercen a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?

P. a.(S)=32.P. a.(O)=16.

Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles

correspondientes a esos 4,88 gramos de gas:

.061,0;300..

.082,0.1.5,1 2OdemolnK

molk

latmnlatm

La masa molar del gas será:

gXmol

X

molesson

gSi80;

1061,0

88,4

Como la M(SO2)=64 g/mol y la M(SO3)=80g/mol. El gas es el SO3

10.-Un mol de gas ocupa 25 l y su densidad es 1,25 g/l, a una temperatura y

presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales.

Conociendo el volumen que ocupa 1 mol del gas y su densidad, calculamos la

masa del mol:

11.Vm

gllgm 25,3125./25,1 .

170

Como hemos calculado la masa que tienen un mol y sabemos que un mol de

cualquier gas ocupa 22,4 litros en c.n., podemos calcular su densidad:

lgl

g

V

m/40,1

4,22

25,31

2

2

11.- Un recipiente contienen 100 l de O2 a 20ºC. Calcula: a) la presión del O2,

sabiendo que su masa es de 3,43 kg. b) El volumen que ocupara esa cantidad de

gas en c.n.

a) Aplicamos la ecuación general de los gases PV=nRT pero previamente

calculamos los moles de gas:

b) Para calcular el volumen que ocupan los 107,19 moles en c.n. podemos

volver a aplicar la ecuación PV=nRT con las c.n. o la siguiente proporción:

.2401;19,107

4,22

..1lX

X

moles

lsiempreocupa

ncengasdemol

12)¿Qué peso de oxigeno existirá en un recipiente cilíndrico de 1 metro de altura

y 30 cm. de diámetro que está a 20 ºC y a 20 atmósferas de presión?

molesmolg

gmolesden 19,107

/32

3430º

.75,25;293.

.082,0.19,107100.;... atmPK

molK

latmmoleslPTRnVP

171

El volumen del cilindro que está lleno de oxígeno es:

V = A.r 2.h = A.0,15 2.1 = 0,0707 m 3 = 70,7 LITROS

y, con este dato, le aplicamos la ecuación general de los gases ideales, teniendo

en cuenta que las moléculas del oxígeno son biatómicas, por lo que su peso

molecular es: Pm = 2 . 16,0 = 32,0 :

P.V = ( g soluto / Pm) .R.T (20 ).(70,7 ) = ( g / 32 ) (0,082).(293 ) ;

g = 1883,3 g de O2

13) Un gas ocupa un volumen de 200 litros y soporta una presion de 4 atm.

a una temperatura constante de 25 °C. ¿Cuál es la presión del gas si la

temperatura aumenta a 90°c u ocupa un volumen de 250 litros ? ¿Cuál es el

número de moles del gas ?.

P1V1/T1 = P2V2/T2

(4 atm.)( 200 L.) / (25ºC +273ºC ) = P2(250L) / ( 90c+273k).

800/298 = P2 ( 250 L) /363.

P2 = 290400 / 74500 = 3,89 atm.

P = nRT / V

n = PV /RT = 4 atm. x 250 / 0,0821 x 298 k = 1000 / 24,43 = 40,93 mol.

CAPITULO VIII

172

SOLUCIONES

Todos estamos en contacto diario con las soluciones químicas (jugos, refrescos,

café, rio, mar, etc.). Cuando se introduce un poquito de azúcar dentro de un vaso

lleno de agua, se observa que la azúcar desaparece sin dejar rastro de su presencia

en el agua. Lo primero que se piensa es que hubo una combinación química, es

decir, que las dos sustancias reaccionaron químicamente, lo que significa que hubo

un reacomodo entre sus átomos. Sin embargo, simplemente sucedió que ambas

sustancias se combinaron físicamente y formaron una mezcla homogénea o

solución. A la unión de dos o más sustancias se le conoce como combinación; estas

combinaciones pueden ser de dos tipos: combinaciones físicas y combinaciones

químicas. Las combinaciones químicas se conocen como enlaces químicos; estas

combinaciones consisten en la unión de dos o más sustancias, cuyos átomos o

moléculas se unen entre sí mediante fuerzas llamadas enlaces químicos, y sólo

mediante procedimientos químicos es posible separar tales sustancias combinadas;

por ejemplo, al combinar agua (H2O) con cal viva (CaO), entonces se forma el

Hidróxido de Calcio. Aquí hubo una combinación química, puesto que los átomos

del agua y la cal se reacomodaron originando así el Hidróxido de Calcio.Las

combinaciones físicas se conocen como mezclas, las que son de dos tipos:

heterogéneas y homogéneas. En las mezclas heterogéneas, las sustancias que se

mezclan no se distribuyen uniformemente, por lo que se pueden distinguir ambas

sustancias mezcladas; en las mezclas homogéneas, las sustancias mezcladas si se

distribuyen uniformemente, y toda la mezcla se observa como si fuese una sola

sustancia, es decir, las sustancias no se pueden distinguir una de la otra, pues han

formado una sola fase(homogénea). Un ejemplo lo constituyen los perfumes, que

con- tienen agua, alcohol y esencia, y sin embargo ninguna de las tres sustancias

puede distinguirse; a este tipo de mezclas se les denomina disoluciones o

simplemente soluciones.

Un ejemplo claro de solución es el agua salada, que contiene agua y sal. Tales

sustancias se encuentran mezcladas o revueltas homogéneamente, de tal forma

que no se puede distinguir una de la otra, y sin embargo no existe algún enlace

químico entre ambas; simplemente el agua disolvió a la sal de mesa, por lo cual se

173

dice que las mezclas son combinaciones que pueden fraccionarse o separarse en

sus distintos componentes por métodos físicos.

Concepto de solución

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Estas

sustancias pueden ser sólidas, líquidas y gaseosas.

Las soluciones, también llamadas disoluciones, son uniones físicas entre dos o

más sustancias que originan una mezcla de tipo homogénea, la que presenta

uniformidad en todas sus partes.

Importancia de las soluciones

- La materia se presenta con mayor frecuencia en la naturaleza en forma de

soluciones, dentro de las cuales se llevan a cabo la gran mayoría de los procesos

químicos.

- Muchas de estas mezclas son soluciones y todas ellas rodean a los seres vivos

(agua de mar, de río, suelo, aire, sustancias comerciales, etc.), por lo que nuestra

existencia depende de las mismas, en menor o mayor grado. Además, en el interior

de una persona existen soluciones tales como la saliva, sangre, orina, ácidos y

bases diluidos, etc.

- La industria genera infinidad de soluciones en forma de drogas, medicinas,

desinfectantes, bebidas gaseosas, cosméticos, etc.

Partes de una solución (componentes)

174

Hay dos aspectos importantes en el tema de las soluciones: el de las partes o

sustancias que las forman y el de la cantidad de cada una de estas partes,

principalmente el soluto. Veremos el primer aspecto.

Toda solución está formada por dos partes: el soluto y el solvente. El soluto es la

sustancia que se disuelve y que está en menor cantidad en una solución; el solvente

es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad y es la que disuelve al soluto.

La solución resulta de mezclar el soluto con el solvente, y estas sustancias

mezcladas tan solo experimentan un cambio físico, específica mente el solvente

(aspecto, puntos defusión, ebullición y congelación, etc.).

.

Con respecto al solvente, se reconoce al agua como el solvente universal o más

popular; cuando el agua actúa como solvente en las soluciones, entonces estas se

denominan "soluciones acuosas" .Sin embargo, no todas las sustancias se

disuelven en el agua, sino que lo hacen en otros tipos de solventes (alcohol, etc.),

175

por lo que las soluciones pueden ser acuosas (cuando el agua es el solvente) y no-

acuosas (cuando el solvente es otra sustancia).

Estados de las soluciones

Estado

del

Solvente

Estado

del

Soluto

Solución

que

Resulta

Ejemplos

Solido Solido Solido Aleaciones: bronce, latón,

acero.

Liquido Liquido Liquida Alcohol en agua; vino;

vinagre.

Liquido Solido Liquida Sal en agua; azúcar en agua.

Liquido Gas Liquida Oxígeno en agua.

Gas Gas Gas Aire.

Propiedades de las soluciones

176

Las soluciones son materia y por lo tanto tienen propiedades, las cuales

dependen principalmente de la cantidad de soluto presente en la solución. Estas

propiedades reciben el nombre de "propiedades coligativas", entre las cuales están:

- La composición química de la solución es variable.

- Las propiedades químicas del soluto y del solvente no se alteran cuando se

mezclan para formar la solución.

- Las propiedades físicas de la solución si se alteran, principalmente las del

solvente, como por ejemplo el punto de ebullición (aumenta) y el punto de

congelación (disminuye).

El agua de mar y el agua azucarada logran hervir a temperaturas mayores que la

del agua, osea a más de 100 ºC; y estas mismas soluciones logran congelarse a

temperaturas más bajas que la del agua, es decir, menores que O ºC .

Solubilidad

La solubilidad es un término que relaciona a las partes de una solución, y se

refiere a la capacidad que tiene una sustancia (soluto) para disolverse en otra

(solvente). El grado de solubilidad mide la capacidad de un soluto para disolverse en

un solvente.

Existen solutos que se disuelven muy bien en el agua (sal de mesa, azúcar, etc.),

por lo que su solubilidad es alta; sin embargo, sucede lo contrario con otros, que

casi no se disuelven en agua (soda, etc.), siendo su solubilidad baja. Un soluto se

disuelve mucho mejor cuando:

- La temperatura aumenta.

- La cantidad de soluto a disolver es adecuada.

- El tamaño de las partículas es fino.

Respecto a la cantidad del soluto, algunos líquidos, como el agua y el alcohol,

tienen la capacidad de disolverse entre ellos mismos y en cualquier proporción.

177

En una solución de sal y agua, puede suceder que, si se sigue agregando sal, se

llegue a un punto en el que el agua ya no disolverá más sal, pues la solución estará

saturada; esto es, se llega a un punto en que el soluto ya no se disuelve en el

solvente, dicho a la inversa, el solvente llega al punto en el que no tiene más

capacidad para disolver más soluto. Si a un vaso con agua se le agrega y se le

agrega azúcar, el solvente (agua) llegara a un punto en que admitirá más azúcar

pero no la disolverá; el exceso de soluto (azúcar) buscara el fondo del recipiente, y

cuando esto sucede indica que la solución está saturada.

Tipos de soluciones (concentración de las soluciones)

Las soluciones se pueden clasificar de dos maneras: según la cantidad de soluto

presente en la solución (concentración), y según el tamaño o diámetro de las

partículas del soluto (suspensiones, soluciones coloidales y soluciones verdaderas).

Las soluciones varían entre sí por su concentración, y una misma clase de solución

puede pre sentar diferentes tipos de concentraciones; por ejemplo, si se tienen tres

vasos llenos de agua y al primero se le agrega una cucharada de azúcar, al

segundo tres cucharadas y al último seis, entonces se está ante una misma clase de

solución (agua azucarada) y tres diferentes tipos de concentración. En base a la

cantidad de soluto presente en las soluciones, estas se clasifican en:

a. Solución diluida o insaturada. Es aquella en la que existe mucho menos soluto

y mucho más solvente.

b. Solución saturada. Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto que

el solvente puede diluir o deshacer, por lo tanto, cualquier cantidad de soluto que se

añada no se disolverá; la solución sigue teniendo menos soluto y más solvente.

c. Solución sobre-saturada. Las cantidades extras de soluto agregadas a la

solución saturada ya no se disuelven, por lo que se dirigen hacia el fondo del

recipiente (precipitado). Hay exceso de soluto, pero siempre hay más solvente.

d. Solución concentrada. Es aquella cuya cantidad de soluto es mayor que la del

solvente.

178

Formas de expresar la concentración

- Concepto de concentración. Este término es uno de los más importantes en el

tema de las soluciones, y se refiere a las cantidades o proporciones tanto del soluto

como del solvente. De manera simple, la concentración de una solución se define

como

"la cantidad de soluto que hay en una solución "

Las cantidades del soluto y del solvente se pueden relacionar entre sí, con el

propósito de establecer la proporción en que se encuentran ambos dentro de una

solución; en otras palabras, en una solución habrá una cierta cantidad de soluto

disuelta por una cierta cantidad de solvente, lo que se puede calcular mediante el

empleo de ciertas formulas sencillas.

- Formas de expresar la concentración. Por lo general, los envases de drogas,

medicinas y otros productos muestran la concentración de la sustancia que

contienen. La cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de solvente

o solución puede indicarse o expresarse de diferentes modos, por ejemplo:

179

a. En partes por millón (ppm), por ejemplo:

* mg/l (miligramos de soluto por litro de solución o muestra).

* mg/kg (miligramos de soluto por kilogramo de solución o muestra).

b. En porcentaje (porcentaje de soluto presente por cada 100 partes de solución)

c. En molar (moles de soluto por litro de solución, o sea molaridad).

d. En molal (moles de soluto por kilogramo de solvente, o sea molalidad).

e. En equivalente-gramo por litro (Normalidad).

Se observa que para expresar la concentración de las soluciones se emplean

unidades de medida físicas (gramos, miligramos, litros y mililitros), y unidades de

medida químicas (mol, molal y equivalente gramo).

Cálculo de la concentración de las soluciones

Toda persona interesada en calcular la concentración de una solución, es decir,

la cantidad o proporción de soluto presente en una solución, puede auxiliarse de

cualquiera de los tres métodos existentes para ello; en todo caso, la concentración

que se calcula corresponde al de las soluciones diluidas y saturadas. He aquí los

métodos.

- Método empírico o visual.

Consiste en apreciar detenidamente la solución, y establecer un criterio sobre la

presencia o aparente ausencia de soluto en la misma; seguidamente este criterio se

compara con la definición correspondiente a cada tipo fundamental de solución

(solución diluida, saturada, etc.) , y a continuación se establece definitivamente ante

qué tipo de solución se está. Este método es cualitativo, y no es preciso en la

determinación de la concentración de una solución, pues se basa en un criterio

personal, y no en formula o calculo alguno.

180

Por ejemplo: si se aprecia una solución y no se observan partículas de soluto,

entonces se está ante una solución del tipo diluida o insaturada; pero si se observan

algunas partículas en el fondo del recipiente que contiene a la solución en estudio,

luego la solución es tipo saturada; y si en el fondo del mismo recipiente se observa

una capa de soluto, entonces la solución esta sobresaturada. Por último, sí en tal

recipiente existiese más soluto que solvente, definitivamente que la solución sería

del tipo concentrada.

- Métodos físicos.

Son sencillos, y nombrados así porque son expresiones o fórmulas que

contienen unidades de medidas físicas (gramos, miligramos, etc.). Son métodos

cuantitativos, y por lo tanto expresan la concentración con precisión, e indican en

porcentaje (%) la cantidad de masa del soluto presente por cada cien partes de

masa de la solución. Son 3 estos métodos:

Esta fórmula o expresión se utiliza cuando la masa del soluto, solvente o solución

esta expresada en gramos; el peso del soluto (masa) se divide entre el peso de la

solución ( peso sobre peso), y este resultado parcial se multiplica por cien para

obtener el resultado final, el que indica el peso del soluto por cada cien unidades de

peso de la solución.

Ejercicio 1.

181

¿Cuál es la concentración de la sal de mesa o cloruro de sodio (NaCl) en una

solución formada por 45 gramos de agua (solvente) y 5 gramos de esta sal (soluto)

?

La sal de mesa representa al soluto y el agua al solvente; cuando ambas

cantidades se suman, luego resulta la masa de la solución (agua salada).

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Masa del soluto = 5 gramos.

- Masa del solvente = 45 gramos.

- Masa de la solución = 50 gramos.

Segundo paso. Aplicar la expresión o formula física de % de peso sobre peso (%

p/p).

% peso/peso = Masa del soluto ( gr ) / Masa de la solución ( gr ) x 100

= 5 gr / 50 gr x100 = 10 %

La concentración de la sal de cocina en la solución de agua salada es de 10%;

esto significa que la solución está formada por 90 partes de solvente (agua) y 10

partes de soluto (sal de cocina), o bien, que existen 10 gramos de sal por cada 100

gramos de solución.

Ejercicio 2.

Una solución de agua azucarada pesa 120 gramos, y contiene 30 gramos de

azúcar de mesa o sacarosa ( C12H22O11). ¿ Cuál es la concentración del azúcar?

El azúcar de mesa representa al soluto, la que ha sido disuelta en agua

(solvente), formándose así la solución de agua azucarada.

182

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Masa del soluto = 30 gramos.

- Masa de la solución = 120 gramos.

Segundo paso. Aplicar la expresión o formula física de % de peso sobre peso (%

p/p).

La concentración del azúcar en la solución de agua azucarada es de 25 %; en

otras palabras, el azúcar representa el 25 % de la solución.

Ejercicio 3.

¿Cuál es la concentración, o porcentaje de peso sobre volumen (%P/V) , de 30

gramos de sal de mesa en una solución de 150 mililitros de agua salada?

Observe que la masa del soluto (sal) esta expresada en gramos y que la

solución(agua salada) esta expresada en unidades de volumen, o sea mililitros.

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Masa del soluto (sal) = 30 gramos.

- Volumen de la solución (agua salada) = 150 ml.

Segundo paso. Aplicar la expresión o formula física de % de peso sobre volumen

(% P/V).

% peso / volumen = Masa del soluto ( gr ) / Volumen de solución ( ml ) x 100

= 30 gr / 150 ml x 100 = 20 %

183

La concentración de la sal de cocina en la solución de agua salada es de 20%;

esto significa que por cada 100 partes de solución hay 20 partes de sal.

Ejercicio 4

¿Cuál es la concentración de alcohol en una solución formada por 45 mililitros de

agua (solvente) y 5 ml de alcohol (soluto) ?

El alcohol representa al soluto, el que ha sido disuelto en agua (solvente),

formándose así la solución de agua alcoholizada.

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Volumen del soluto = 5 ml de alcohol

- Volumen del solvente = 45 ml de agua

- Volumen de la solución = 50 ml de agua alcoholizada.

Segundo paso. Aplicar la expresión física de % de volumen sobre volumen (%

V/V).

La concentración del alcohol en la solución es de 10 % , esto es, que por cada

100 partes de solución existen 10 partes de alcohol.

184

Ejercicio 5

Una solución está formada por 400 ml de Ácido Clorhídrico (HCI) y 1,600 ml de

agua ¿Cual es la concentración del ácido en % de volumen sobre volumen ?

El HCl representa al soluto, el que ha sido disuelto en agua (solvente),

formándose así la solución de agua y acido.

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Volumen del soluto = 400 ml

- Volumen del solvente = 1,600 ml

- Volumen de la solución = 2,000 ml

Segundo paso. Aplicar la expresión física de % de volumen sobre volumen (%

v/v).

La concentración del ácido en la solución es de 20 % , o sea, que por cada 100

partes de solución existen 20 partes de ácido.

Existe otro método físico denominado "partes por millón", que se utiliza para

calcular la concentración de aquellas soluciones que contienen cantidades muy

ínfimas (pequeñísimas) de soluto, como por ejemplo menos de un gramo. Su

planteamiento es:

185

- Métodos químicos. Son menos sencillos, cuyas formulas o expresiones

contienen unidades de medida químicas(moles, equivalentes, etc.) y físicas. Son

cuantitativos y precisos. He aquí tres de ellos :

Esta expresión se utiliza cuando la solución es líquida y que se puede medir con

un simple equipo volumétrico, como probeta, bureta, etc.

En la formula se utiliza una unidad de medida química (mol) y otra física (litro);

ello significa que, la masa del soluto se expresa en moles y la de la solución en

litros. La cantidad de soluto se divide entre la de la solución, y el valor obtenido

representa la molaridad (M) de la solución, que se interpreta como la cantidad de

moles del soluto presentes en 1 litro de solución.

Una solución uno molar (1 M) significa que un mol de soluto esta disuelto en un

litro de solución. Un mol se refiere a una cierta cantidad de átomos o moléculas de

cualquier sustancia, y esa cantidad equivale a seis mil trillones de átomos o

moléculas, esto es 6 x 1023 , lo que se conoce como numero de Avogadro.

Entonces, un mol de agua está formado por seis mil trillones de moléculas de H2O.

Ejercicio 1.

Una solución de 2 litros contiene 0.5 moles de KCl ¿ Cuál es la molaridad de la

solución ?

186

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Cantidad de soluto = 0.5 moles de KCl

- Cantidad de la solución = 2 litros

Segundo paso. Aplicar la expresión química de molaridad.

En los 2 litros de solución tan solo están diluidos un cuarto de mol de KCl; en

otras palabras, existen un mil quinientos trillones de moléculas de KCl diluidas en

los 2 litros de solución.

En ciertos ejercicios la cantidad del soluto no está dada en moles, sino que estará

expresada en gramos, por lo que habrá que convertir estos gramos a moles, antes

de utilizar la expresión o formula de Molaridad. Por ejemplo:

Ejercicio 2.

Una solución de 2 litros contiene 148 gramos de KCl ¿ Cuál es la molaridad de la

solución ?

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Cantidad de soluto = 148 gramos de KCl

- Cantidad de la solución = 2 litros

Segundo paso. Convertir los gramos de soluto a moles.

- Primero se obtiene el peso molecular del soluto (ver tabla periódica), en gramos,

así:

187

- Estos 74 gramos de KCl equivalen a 1 mol. A continuación se plantea una regla

de tres:

Los 148 gramos de KCl equivalen a 2 moles de la misma sustancia.

Tercer paso. Aplicar la expresión química de molaridad.

En los dos litros de solución están diluidos 2 moles de KCl; expresado de otro

modo, existen doce mil trillones de moléculas de KCl diluidas en los 2 litros de

solución (seis mil trillones por cada mol).

188

Esta expresión o formula utiliza una unidad de medida química (mol) y otra física

(kg); esto significa que, la masa del soluto se expresa en moles y la del solvente en

kg. La cantidad de soluto se divide entre la cantidad del solvente, y el valor obtenido

representa a la molalidad (m) de la solución, que se interpreta como la cantidad de

moles de soluto disueltos por un kilogramo de solvente.

Una solución uno molal (1 m) significa que un mol de soluto esta disuelto por un

kilogramo de solvente, o que la solución está formada por un mol de soluto y un

kilogramo de solvente.

Ejercicio 1.

Una solución de agua azucarada contiene 2 moles de azúcar (C12H22O11) y 4

kilogramo de agua ¿ Cuál es la molalidad de la solución ?

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Cantidad de soluto = 2 moles de azúcar de mesa.

- Cantidad de solvente = 4 kilogramos de agua.

Segundo paso. Aplicar la expresión química de Molalidad.

La concentración de azúcar es de medio mol por cada kilogramo de agua, que

equivale a decir, que en cada kilogramo de agua esta disuelto medio mol de azúcar

(unas tres mil trillones de moléculas).

En ciertos ejercicios la cantidad del soluto no está dada en moles, sino que estará

expresada en gramos, al igual que el solvente, por lo que habrá que convertir estos

a moles y kilogramos, respectivamente, antes de utilizar la expresión o formula de

molalidad.

189

Por ejemplo:

Ejercicio 2.

Una solución de agua azucarada contiene 171 gramos de azúcar (C12H22O11) y

250 gramos de agua ¿Cuál es la molalidad de la solución?

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Cantidad de soluto = 171 gramos de azúcar.

- Cantidad de solvente = 250 gramos de agua.

Segundo paso. Convertir los gramos de soluto y solvente a moles y kilogramos,

respectivamente.

- Primero se obtiene el peso molecular del soluto (ver tabla periódica), en gramos,

así:

- Estos 342 gramos de azúcar equivalen a 1 mol. A continuación se plantea una

regla de tres, así:

Los 342 gramos de azúcar equivalen a 0.5 moles de la misma sustancia.

Tercer paso. Convertir los gramos de solvente (agua) a kilogramos:

190

Cuarto paso. Aplicar la expresión química de molalidad.

La concentración de azúcar en la solución es de 2 moles por cada kilogramo de

agua, que equivale a decir, que en cada kilogramo de agua están disueltos dos

moles de azúcar(unas doce mil trillones de moléculas).

Ejercicio 3.

Se preparó una solución con 15 gramos de Cloruro de Sodio(sal de mesa) y 2

litros de agua.

¿ Cuál es la molalidad de la solución ?

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Cantidad de soluto = 15 gramos de sal (NaCl).

- Cantidad de solvente = 2 litros de agua.

Segundo paso. Convertir los gramos de soluto a moles, y los litros de solvente a

kilogramos.

- Primero se obtiene el peso molecular del soluto (ver tabla periódica), en gramos,

así:

191

- Estos 58 gramos de sal equivalen a 1 mol. A continuación se plantea una regla

de tres, así:

Los 15 gramos de sal equivalen a 0.25 moles de la misma sustancia.

Tercer paso. Convertir los 2 litros de solvente (agua) a kilogramos: un litro de

agua equivale a un kilogramo de la misma sustancia, entonces:

Cuarto paso. Aplicar la expresión química de molalidad.

192

La concentración de azúcar en la solución es de 0.125 moles por cada kilogramo

de agua.

Esta expresión se utiliza en aquellos casos en que la solución será empleada en

reacciones de ácidos con bases.

Se interpreta como la cantidad de equivalentes gramos de soluto contenidos en

un litro de solución. En la expresión anterior, equivalentes gramos de soluto se

refiere a peso equivalente gramo del soluto, lo que se define de tres maneras, según

sea el tipo de sustancia:

193

Para determinar la normalidad de una solución, habrá que calcular primeramente

el peso equivalente-gramo del soluto de que se trate (elemento, acido o base), y

este resultado, junto con el de litros de solución, se introducen en la expresión o

formula de Normalidad.

Ejercicio 1.

¿Cuál es la normalidad de una solución de 1 litro que contiene 18 gramos de HCl

o ácido clorhídrico?

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Cantidad de sustancia acida o soluto = 18 gramos.

- Cantidad de solución = 1 litro.

Segundo paso. Calcular el peso equivalente-gramo de la sustancia acida.

- Calcular el peso o masa molecular del soluto (HCl).

- Calcular 1 equivalente-gramo del soluto.

Esto significa que por 1 equivalente-gramo hay 36 gramos de HCl, entonces hay

que calcular cuántos equivalentes-gramo hay en 18 gramos de HCl.

194

Existen 0.5 equivalente-gramo en los 18 gramos de ácido clorhídrico.

Tercer paso. Aplicar la expresión química de normalidad.

La concentración de la solución es 0.5 Normal.

Ejercicio 2.

¿Cuál es la normalidad de una solución de 400 ml que contiene 2 gramos de Al

(OH)3 o Hidróxido de Aluminio?

Primer paso. Reunir los valores numéricos.

- Cantidad de sustancia básica o soluto = 2 gramos de Al (OH)3.

- Cantidad de solución = 400 ml.

Segundo paso. Calcular el peso equivalente-gramo de la sustancia básica.

- Calcular el peso o masa molecular del soluto.

Esto significa que por 1 equivalente-gramo hay 26 gramos de soluto, entonces

hay que calcular cuántos equivalentes-gramo hay en 2 gramos de Al (OH)3

195

Existen 0.07 equivalentes-gramo en los 2 gramos de Hidróxido de Aluminio.

Tercer paso. Aplicar la expresión química de normalidad.

La concentración de la solución es 0.175 Normal.

196

CAPITULO IX

VELOCIDADES DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO

La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que reacciona

por unidad de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo condiciones

atmosféricas es una reacción lenta que puede tomar muchos años, pero la

combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de

segundo.

Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia

formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos

como referencia un reactivo) por unidad de tiempo.

La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración

de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques

entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción

avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la

probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción. La medida de la

velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos

o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción

necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de

tiempo, bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La

velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en

moles/s.

La teoría de colisiones

La teoría de colisiones, propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946) y

otros químicos, afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que las

moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una

colisión o choque.

197

Pero no todos los choques son iguales. El choque que provoca la reacción se

denomina choque eficaz y debe cumplir estos dos requisitos:

Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los

átomos.

Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva

molécula.

Los choques que no cumplen estas condiciones y, por tanto, no dan lugar a la

reacción, se denominan choques ineficaces.

A veces, el paso de reactivo a producto se realiza mediante la formación de un

compuesto intermedio o complejo activado que se transformará posteriormente en

los productos.

La energía de activación en química , es la energía que necesita

un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. La energía de activación

suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca

una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas,

198

éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía

mínima.

Factores que afectan a la velocidad de una reacción química

¿De qué depende que una reacción sea rápida o lenta? ¿Cómo se puede

modificar la velocidad de una reacción? Una reacción química se produce mediante

colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto, es fácil deducir

que aquellas situaciones o factores que aumenten el número de estas colisiones

implicarán una mayor velocidad de reacción.

Veamos algunos de estos factores.

199

Temperatura

Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las

partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El

resultado es una mayor velocidad en la reacción. La energía mínima necesaria para

que una reacción se lleve a cabo es la energía de activación, Ea. Una colisión con

energía Ea mayor , consigue que los átomos de las moléculas alcancen el complejo

activado (o estado de transición), que es la disposición de máxima energía en la

trayectoria de reactivos a productos . Aun cuando una colisión tenga la energía

suficiente, puede no dar lugar a una reacción; es necesario además que los

reactivos estén orientados correctamente unos con respecto a otros para que la

colisión sea eficaz. Debido a que la energía cinética de las moléculas depende de la

temperatura, la constante de velocidad de una reacción depende en gran medida de

la temperatura.

La relación entre k y T está dada por la ecuación de Arrhenius:

k = Ae─Ea/RT (1)

200

la cual se suele utilizar en forma logarítmica:

ln k = ln A ─ Ea/RT (2)

donde k es la constante específica de la reacción, Ea la energía de activación, R

la constante universal de los gases, T la temperatura absoluta y A el factor pre

exponencial (factor de frecuencia) que relaciona el número de colisiones con

orientación favorable a la reacción. Al graficar ln k contra 1/T se obtiene una línea

recta de pendiente igual a─Ea/R e intercepto en el origen igual a ln A, como se

observa en la figura líneas abajo. Un aumento dado en la velocidad de reacción a

expensas de un aumento de temperatura no implica un cambio, en general, de la

dependencia que de la concentración tiene la ecuación de las velocidades. Así, un

aumento en la temperatura de una reacción de primer orden, incrementará su

velocidad, pero la reacción seguirá todavía la cinética de primer orden.

Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la

temperatura, la velocidad se duplica.

Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos en

la nevera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los

introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego.

201

Grado de pulverización de los reactivos

Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la

reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de

reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre

las partículas.

Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeños son los pedazos; y

si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

Por lo tanto, se puede intuir que cuanto mayor sea el estado de división de los

reactivos mayor será la superficie de contacto entre ellos, y que cuanto mayor sea

esta mayor será también la velocidad. Sin embargo, cuanto menor sea el estado de

división de los reactivos y, por lo tanto, menor sea la superficie de contacto entre los

reactivos, menor será también la velocidad de la reacción química.

Esto se explica de esta manera: Una sustancia pulverizada o con un gran estado

de división reacciona más rápidamente ya que existe más área de contacto, y por

tanto mayor facilidad de colisión entre partículas. Es por eso por lo que los reactivos

que se encuentran en estado gaseoso o líquido reaccionan mucho más rápido y en

menor tiempo que los que se encuentran en estado sólido (y más aún que los que

se encuentran en estado sólido y sin machacar o pulverizar).

Naturaleza química de los reactivos que intervienen en la reacción

Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción

tendrá una energía de activación:

Muy alta, y entonces será muy lenta.

Muy baja, y entonces será muy rápida.

Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la

oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad de la

oxidación del hierro es intermedia entre las dos anteriores.

202

Concentración de los reactivos

Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente,

cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la

que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el

número de colisiones.

El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de

hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto

mayor es la concentración del ácido.

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera

general, en la forma:

v = k [A]α [B]β

Donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los

coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerados. La

constante de velocidad k, depende de la temperatura.

Por ejemplo, si tenemos 3 tubos de ensayo, todos con la

misma cantidad de zinc pulverizado y de ácido clorhídrico, pero solo variando la

concentración del ácido.

203

La reacción será mayor en dónde el ácido posea mayor concentración, es decir

en el tubo de ensayo número 3. El orden de mayor a menor rapidez en la cual

transcurre dicha reacción es el siguiente:

Tubo 3 > Tubo 2 > Tubo 1

Catalizadores

Los catalizadores son sustancias que facilitan la reacción modificando el

mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la

reacción química; no varía su calor de reacción.

Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es

decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se

puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la

reacción.

Los catalizadores pueden ser homogéneos o heterogéneos si están en la misma

o en una diferente fase que los reactivos respectivamente. Los metales finamente

divididos suelen usarse como catalizadores heterogéneos de reacciones en fase

líquida o gaseosa. Las moléculas reaccionantes sufren enlazamiento, o adsorción,

en la superficie del catalizador. Los puntos del catalizador en donde se lleva a cabo

la reacción se llaman sitios activos. La adsorción de un reactivo en un sitio activo

facilita la ruptura de enlaces y reduce la energía de activación. En los organismos

vivos, la catálisis se consigue por medio de las enzimas, que son proteínas con una

alta especificidad.

Muchas de las reacciones industriales para obtener productos de consumo son

catalizadas (como la gasolina). Con frecuencia se habla de que cada día más

automóviles cuentan con un convertidor catalítico para disminuir sus emisiones

contaminantes.

204

Las vitaminas, fermentos, levaduras, hormonas y enzimas son catalizadores

biológicos. Su presencia en los seres vivos hace posible efectuar reacciones

químicas que desarrolladas en el laboratorio resultarían extremadamente lentas.

Comparación entre las barreras de energía de activación de reacciones

exotérmica y endotérmica con y sin catalizador.

Para la reacción aA + bB que da rR+ sS, la velocidad de reacción es la rapidez

con que se forman R y S (lo que es igual que la rapidez con la que desaparecen A y

B).

Para la reacción

205

La velocidad de reacción es la rapidez con la que A y B se transforman en R y S

EQUILIBRIO QUÍMICO

Las reacciones químicas se suceden desde los reactivos hasta la formación de

los productos a una velocidad cada vez menor , ya que a medida que esta reacción

sucede habrá una menor cantidad de reactivos. Por otro lado , según van

apareciendo moléculas de lo productos , estas pueden reaccionar entre sí y dar

lugar nuevamente a reactivos , haciéndolo a una velocidad mayor , debido a que

cada vez hay más. El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los

productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar

nuevamente reactivos. Se llega a la formación de un estado dinámico en el que las

concentraciones de las especies reaccionantes ( reactivos y productos ) ,

permanecen constantes . A esto se le conoce como “ equilibrio químico “ . Podemos

decir que el equilibrio químico se dá cuando existen dos reacciones opuestas que

tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad. Es pues un estado de un

sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo , a

pesar que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.

La reacción entre H2 y N2 para formar NH3

3H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g)

este es uno delos equilibrios más importantes que se conocen debido a que se

utiliza para capturar nitrógeno de la atmósfera en una forma que se pueda utilizar

para fabricar fertilizantes y muchos otros productos químicos.

La reacción entre SO2 y O2 para formar SO3

2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g)

Existe una diferencia entre equilibrio físico y químico , el equilibrio físico se da

entre dos fases de la misma sustancia, debido a que los cambios que ocurren

206

son procesos físicos; mientras que el equilibrio químico se alcanza cuando las

velocidades delas reacciones directas e inversas se igualan y las concentraciones

netas de reactivos y productos permanecen constantes. Por ejemplo , la

evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada.

En este caso, el número de moléculas de H2O se dejan en la fase líquida y

regresan a ella es el mismo:

H2O (l) H2O (g)

Ejemplos de Equilibrio Químico

CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)

H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC) y LEY DE ACCIÓN DE MASAS.

Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de reactantes y productos no

cambian en el tiempo. El equilibrio dinámico establece que a medida que el

reactante se descompone, los productos se combinan entre sí para mantener las

207

concentraciones constantes, las cuales se relacionan en la siguiente ecuación

(productos en el numerador, reactivos en el denominador )

Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... Á c C + d D + ...) se define la

constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:

siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las

concentraciones iniciales de reactivos y productos).

Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es

constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial

de reactivo o producto.

En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g) Á 2 HI (g)

El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es

decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H2(g) +

½ I2(g) Á HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior. La

constante KC cambia con la temperatura.

Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en

estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la

constante de equilibrio.

La experiencia ha demostrado que cada reacción en particular presenta su propio

estado de equilibrio, caracterizado por una relación específica entre las

concentraciones de las diversas sustancias que intervienen en el proceso.

208

Estas observaciones fueron la base para la formulación de la ley de acción de

masas, la cual se enuncia en los siguientes términos: la velocidad de una reacción

química es proporcional al producto de las masas activas de las sustancias

reaccionantes.

La expresión masas activas hace referencia a las concentraciones de las

sustancias que participan en la reacción. Recordemos que esta ley es la base para

la formulación de la ecuación de velocidad. Cuando se presenta un estado de

equilibrio, la ley de acción de masas relaciona las velocidades en los sentidos,

directo (reactivos a productos) e inverso (productos a reactivos).

El equilibrio químico se alcanza cuando la velocidad de la reacción hacia la

derecha es igual a la velocidad de la reacción hacia la derecha.

Cuando el equilibrio se establece de manera que todos los compuestos presentes

se hallan en una sola fase, por ejemplo, una mezcla de gases o una solución

líquida, hablamos de equilibrio homogéneo. En este caso, no existen límites físicos

entre las especies presentes, pues todas se encuentran en el mismo estado de

agregación. Por el contrario, cuando el equilibrio se presente para más de una fase,

Por ejemplo:

Dado que el carbono se presenta en fase sólida, al tiempo que el oxígeno y el

monóxido de carbono se encuentran en estado gaseoso, tenemos un equilibrio

heterogéneo. Para este sistema, la expresión de la ley de equilibrio es:

Es frecuente hablar también de equilibrio molecular cuando un sistema involucra

moléculas y de equilibrio en solución cuando éste tiene lugar en solución acuosa

Cálculo de K eq a partir de las concentraciones de reactivos y productos:

209

Ejemplo

Para la reacción:

Determine Keq; sí:

1. [N2O4] = 4.27 x 10-2 mol/litro

2. [NO2] = 1.41 x 10-2 mol/litro

Respuesta:

Ejemplo 1

Calcule la concentración del H2 en la siguiente reacción

si las concentraciones molares en el equilibrio son:

1. [N2] =0.6

2. [H2] = 8.3

3. [NH3] =3.8

210

Respuesta

1. Primero hay que balancear la reacción.

2. Hay que escribir la ecuación de la constante de equilibrio y sustituir

valores.

Ejemplo 3

Para la reacción:

encuentre la [Cl2] en el equilibrio a partir de los siguientes datos:

1. [PCl3] = 0.867

2. [PCl5] =0.654

3. Keq =1.97 x 10-2

Respuesta

1. Esta reacción ya está balanceada

211

2. Hay que escribir la ecuación de la constante de equilibrio y despejar

algebraicamente la concentración de [Cl2].

2. Sustituir los valores conocidos

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC.

En las reacciones en que intervengan gases es más sencillo medir presiones

parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B Á c C + d D, se

observa la constancia de Kp viene definida por:

212

En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g)

De la ecuación general de los gases: se obtiene:

Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un

cambio en el nº de moles de gases

Donde Dn = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)

Ejemplo:

Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista

anteriormente. (KC = 1,996 ·10–2 M–2)

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

213

Dn = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2

KP =

Kc x (RT)Dn =1,996 x 10-2 mol-2·l2 (0,082 atmxl x·mol-1xK-1 x1000 K)-2

GRADO DE DISOCIACIÓN ( α ).

Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se

disocia en dos o más moléculas más pequeñas.

Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de

sustancia disociada es igual a 100·α.

Ejemplo:

En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de PCl3(g) y se

establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250

ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el

equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?

a) Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)

Moles inic.: 2 1 0

Moles equil. 2– x 1 + x x

conc. eq(mol/l) (2– x)/5 (1 + x)/5 x/5

214

Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0,28 moles

;

;

b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28 moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de

PCl5 se disociarán 0,14. Por tanto, α = 0,14, lo que viene a decir que el PCl5 se ha

disociado en un 14 %.

Factores que afectan el equilibrio químico

De los factores que afectan la velocidad de una reacción, solamente alteran el

punto de equilibrio de dicha reacción: la concentración de las sustancias

involucradas en la reacción, la presión, cuando reactivos y productos son gases y la

temperatura.

Principio de Le Châtelier

A finales del siglo XIX, el químico francés Henry le Châtelier (1850- 1936) postuló

que cuando en un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores

mencionados, se afecta la velocidad de la reacción y el punto de equilibrio se

desplaza en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto primario de dicha

alteración.

215

Concentración

Cuando la concentración de una de las sustancias en un sistema en equilibrio se

cambia, el equilibrio varía de tal forma que pueda compensar este cambio.

Por ejemplo, si se aumenta la concentración de uno de los reaccionantes, el

equilibrio se desplaza hacia la derecha o hacia el lado de los productos.

Si se agrega más reactivos (como agregar agua en el lado izquierdo del tubo) la

reacción se desplazará hacia la derecha hasta que se restablezca el equilibrio.

Si se remueven los productos (como quitar agua del lado derecho del tubo) La

reacción se desplazará hacia la derecha hasta que se restablezca el equilibrio.

216

Temperatura

La variación de equilibrio causada por un cambio de temperatura dependerá de

si la reacción tal como está escrita es exotérmica, o endotérmica.

Reacciones Exotérmicas

Si la reacción es exotérmica se puede considerar al calor como uno de los

productos, por lo que al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la

izquierda.

A + B AB + calor

Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.

Reacciones Endotérmicas

Si la reacción es endotérmica, el calor se considera como un reactivo.

A + B + calor AB

Por lo tanto, si se aumenta la temperatura se favorece un desplazamiento del

equilibrio hacia la derecha y si se disminuye, hacia la izquierda.

Presión

Si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará

de forma que disminuya el volumen lo máximo posible, es decir, en el sentido que

alivie la presión. Como ejemplo, considérese el efecto de triplicar la presión en el

siguiente equilibrio:

Al existir dos volúmenes de gas del lado de los productos, implica que hay una

mayor cantidad de moléculas de NO2 y al aumentar la presión se favorece un mayor

217

número de colisiones entre moléculas en el lado de los productos, por lo que el

equilibrio se desplaza hacia la izquierda.

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN. ·

Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido.

La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal). La fase

líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida.

Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.

Solubilidad (s).

Es la máxima concentración molar de soluto en un determinado disolvente, es

decir, la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto.

Depende de:

· La temperatura. Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la

mayor energía del cristal para romper uniones entre iones.

· Energía reticular. Si la energía de solvatación es mayor que la reticular U se

favorece la disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor

solubilidad.

· La entropía. Al diluirse una sal se produce un sistema más desordenado por

lo que aunque energéticamente no esté favorecida la disolución ésta puede llegar a

producirse.

218

Bibliografía

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Graw Hill.

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