La Ciencia es el conocimiento obtenido a través del llamado método científico.
El método científico es un modo natural, ordenado, racional y sistemático de obtener el conocimiento. Este modo comienza con la observación de un fenómeno, continúa con la formulación de hipótesis que intentan explicar lo observado, prosigue con los experimentos que permiten confirmar y descartar las hipótesis. Como resultado de las actividades descritas se obtienen conocimientos particulares que se expresan mediante las leyes científicas . Una visión más general de un tema sostenida por varias leyes se denomina teoría.
Las Sustancias Puras son una manifestación más o menos sofisticada de la materia y la comprensión del concepto se alcanza luego de un estudio breve de los diferentes sistemas materiales. La materia es todo lo que tiene masa o pesa y puede ser perceptible o imperceptible por nuestros sentidos.
Los Sistemas Materiales
El Estudio de los Sistemas materiales debe relacionarse fundamentalmente con aspectos estructurales y propiedades de la materia.
El aspecto estructural fundamental es el carácter discontinuo, corpuscular o particulado de la materia que se manifiesta en fenómenos de difusión y cambios de estado físico.
Modelo Estructural Molecular de las Sustancias Puras
1 .- Un cierto tipo de partículas, llamadas moléculas, invisibles y que poseen cualidades que veremos a continuación, nos permiten comprender el concepto de Sustancia Pura.
2.- Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, de igual tamaño, masa, y forma.
3.- Las moléculas poseen Energía Cinética que es proporcional a la temperatura y además se atraen entre sí mediante fuerzas de atracción intermoleculares que son de naturaleza eléctrica.
4.- En los cambios de tipo físico, que para las sustancias puras ocurren a temperaturas bien definidas, las moléculas permanecen inalteradas y por ello a este tipo de cambios se les denomina comunmente reversibles.
Las Sustancias Puras y las propiedades
Los cambios de tipo físico de una sustancia pura nos muestran la necesidad de considerar el aspecto propiedades de los sistemas materiales.
El aspecto propiedades de los sistemas materiales se enfrenta con el concepto de Fase.
Una Fase es una porción de materia que posee idénticas propiedades, tanto físicas como químicas, en toda su extensión. En consecuencia los cambios de estado físico son cambios de Fase. Entonces una Sustancia Pura puede ser una fase sólida o una fase líquida o una fase gaseosa dependiendo de la temperatura a la que se encuentre. Durante el cambio de estado coexisten dos fases a la temperatura de la transición correspondiente.
A una determinada presión y a una determinada temperatura, una Sustancia Pura puede presentar coexistencia (existencia simultánea) de tres fases como representa el gráfico a Continuación.
LAS 3 TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGENEOS MAS IMPORTANTES.
-FILTRACIÓN
-DECANTACION
-CENTRIFUGACIÓN
EJEMPLOS DE SISTEMAS HOMOGENEOS
Si observamos las fases líquidas del anterior ejemplo de sistemas homogéneos observamos una diferencia en cuanto al tipo de partículas que forman tales sistemas. De aquí aparece la necesidad de establecer otras categorías de sistemas materiales, esta vez respecto al número de tipos de partículas que forman el sistema.
EJEMPLOS DE SOLUCIONES
Las soluciones sólidas las encontramos en sistemas más conocidos como aleaciones ( bronce, aleación de cobre y estaño). La salmuera ( agua con sal común) es líquida y el aire (Oxígeno, Nitrógeno etc..) es gaseosa.
Los cambios de Estado Físico de las Soluciones también ocurren por variación de la temperatura. Los valores de las temperaturas de transición no son fijos como en las Sustancias Puras, sino que dependen de la proporción en que se encuentren los distintos tipos de moléculas.
ANALISIS DE SISTEMAS HOMOGENEOS
Analizar un sistema homogéneo significa separar las diferentes Sustancias Puras o tipo de moléculas que lo conforman.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS
DESTILACIÓN
EXTRACCIÓN PORSOLVENTE
CRISTALIZACIÓN
LAS SUSTANCIAS PURAS
EL CAMBIO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES
Sabemos que una Sustancia Pura es un sistema formado por un tipo de moléculas características para esa Sustancia, es decir de tamaño, masa y forma bien definidas. Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia Puras distintas de las iniciales. En estos casos ha ocurrido un Cambio Químico o Reacción Química.
Sustancia (s) Pura (s) Inicial (es) ------> Sustancia (s) Pura (s) Final (es)
Molécula (s) Inicial (es) ------> Molécula (s) Final (es)
Reaccionante (s) ------> Producto (s)
Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)
En un cambio químico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.
Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)
La proporción en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante no importando la procedencia del compuesto.
Ley de las proporciones Múltiples (Dalton)
Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman dos o más compuestos están en relación de números enteros.
La ley y su implicancia a nivel molecular
Esta vez el concepto " porción definida de un elemento" se refuerza fuertemente y conduce al concepto definido de atomo
MODELO ATÓMICO
Las leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:
1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. ( Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS
Con esta visión más profunda de los aspectos estructurales de la materia (modelo atómico) se comprenden categorias aún mas finas de los sistemas materiales, esta vez en relación a las SustanciasPuras.
Análisis de Sustancias Puras
El análisis de Sustancias Puras corresponde al denominado Análisis Químico.
Análisis Químico Cualitativo Este comprende la separación e identificación de los elementos que forman un compuesto.
Análisis Químico Cuantitativo Este comprende la medición de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto.
NOMENCLATURA QUIMICA Y EJEMPLOS
Un átomo de un Elemento se representa por su Símbolo
Un átomo de cobre se representa por su Cu
Un átomo de oxígeno se representa por O
Un átomo de hidrógeno se representa por H
Una molécula de una Sustancia Pura se representa por su Fórmula
Una molécula de Oxido de Cobre (I) se representa por Cu2O
El número de átomos del elemento se indica con un subíndice después del Símbolo y se llama Atomicidad.
Un reordenamiento de atomos de un cambio Químico se representa por su Ecuación
Un reordenamiento de atomos de la formación del hidróxido de cobre (I) se representa por
Cu2O + H2O = 2 Cu OH
El número de partículas idénticas se indica delante de la fórmula con el Coeficiente Estequiométrico
LEY DE VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GASES ( Gay Lussac)
Los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.
HIPOTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO
En volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T existe igual número de moléculas.
La Presión que ejercen las moléculas al chocar con las paredes del recipiente depende:
1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad
(relacionable con la Energía Cinética = 1/2 masa x velocidad 2 y proporcional a la temperatura)
2) del número de Impactos ( proporcional al número de moléculas)
Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’) y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.
Primeras escalas de Pesos Atómicos o Pesos relativos.
Estos pesos permitieron las relaciones de la Ley de las Proporciones Recíprocas, que junto a otras reglas, permitieron conocer la masa relativa de otros átomos como los de elementos metálicos.
ESTUDIO DE LOS ATOMOS
La materia y la Electricidad:
Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad, se les denomina la positiva y la negativa. Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen en tanto que si tienen cargas de distinto signo se atraen.
En sus experimentos de electrólisis, Faraday determinó la proporcionalidad entre la cantidad de sustancias transformadas y la cantidad de electricidad empleada. Surge la noción que la corriente eléctrica es un flujo de partículas que se les llamó electrones.
LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES
Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)
Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o mejor, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
El nucleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes, en una primera aproximación a las órbitas planetarias del sistema solar.
LA VISION ATOMICA DE RUTHERFORD
DEFINICIONES
NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE ELECTRONES
1 unidad de masa atómica, 1 (u.m.a.), equivale a 1/12 de la masa del átomo de 12C.
1 unidad de masa atómica prácticamente coincide con la masa de un protón o de un neutrón.
1 (u.m.a.) = 1, 67 . 10 - 24 ( g ).
DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS
La existencia de isótopos (átomos de distinta masa) en todos los elementos debe ser tomada en cuenta cuando se trata de determinar las relaciones de los pesos de los átomos. En la actualidad es posible conocer los distintos tipos de isótopos que presenta un elemento en su estado natural y además es posible saber en que proporción o cantidad se encuentran gracias a la tecnología del espectrógrafo de masas.
Espectrógrafo de masas:
El espectrógrafo de masas es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y
cuantificados.
Unidad 3 y 4
LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS
La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química. Los resultados de las investigaciones muestran aspectos sorprendentes de la naturaleza de la materia y la energía. Estos aspectos, en relación al atomo, permiten fundamentalmente la comprensión del comportamiento químico de las sustancias.
LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y LA ENERGÍA
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía
MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS
A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
_
:. l = c / n :. n = c / l :. n = 1 / l (N° de ondas ) cm -1
Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.}
FISICA CLASICA
LA ENERGÍA ERA DE NATURALEZA CONTINUA Y LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ERA PROPORCIONAL A LA AMPLITUD DE LA ONDA.
Algunos experimentos cruciales
a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
b) El efecto fotoeléctrico.
LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUOSE PRESENTA A LA FORMA DE PEQUEÑOS "PAQUETES DE ENERGÍA " QUE SE DENOMINAN CUANTOS, CUANTAS O FOTONES LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ES PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA.
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
Planck dijo que la energía de un fotón= hn , siendo h la constante de planck que es igual a 6,62 10 -27 erg. Seg.
ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
1) Orbitas circulares 2) Momento angular = m e v r = n h / 2 n = 1,
2,3...........
Energía asociada a los cambios de órbita
E fotón absorbido= E final - Einicial E fotón emitido= Einicial-Efinal.
DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG
Este se refiere a que es imposible conocer la posición y el momento de un electrón simultáneamente.
ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER
Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck, = Amplitud de la onda,
m = masa del a partícula x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z) = Energía Potencial, E = Energía de la partícula
Si se calcula esta ecuación es posible determinar zonas mayor probabilidad en que se puedan encontrar los electrones, esto es aplicado al átomo de hidrogeno. Y con esta ecuación aparecen los denominados números cuánticos.
LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO, SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energía de los orbitales
¿Cuántos valores? Infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,.............. (Es el mismo n del átomo de Bohr)
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? N
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3,......... (n-1)
S p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras
que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores? 2l +1
¿Cuáles? - l, - (l-1),.... -1, 0, 1,......+ (l-1), + l
s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores? 2 ¿Cuales? - 1 / 2, + 1 / 2
GRÁFICOS DE ORBITALES
ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
Para este tipo de átomos se utiliza la regla o principio de Pauli, el cuál dice que no puede haber 2 electrones con, 4 números cuánticos iguales.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales: El dice que los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía, estos son los de n+1
Principio de Hund: En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" (igual n + l, igual n), Los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos.
PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS: Esto se refiere que las sustancias que tengan orbitales con electrones desapareados (spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spin se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables. Y por el contrario si los orbitales tienen electrones apareados (spin + 1/2 y - 1/2) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA: Los electrones de valencia son aquellos en que los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS: Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas.
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
Propiedades periódicas de los elementos: La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante, pero también se encuentran otras.
El RADIO ATOMICO (R.A.): Distancia que hay desde el núcleo del átomo al electrón más externo o periférico.
De esto se obtienen las siguientes conclusiones: El Radio atómico disminuye suavemente al Aumentar Z en un Período.
B C N O F Ne
El radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia.
Los iones son átomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones. El Radio de los iones es diferente al de los átomos neutros. Los iones negativos (ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, (pierden electrones) son menor Radio.
Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica
EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)
Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.
A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)
Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .
A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
No cuenta para los gases nobles
LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)
La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.
LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)
La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
LA FORMACIÓN DE LOS IONES
Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.
Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.
LA FORMACION DE LAS MOLECULAS
La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
M+m n N -n m
M = Metal N = No Metal
TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES
-OXIDOS METALICOS
-OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
-LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
-LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
-LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
-LOS ACIDOS Y LAS BASES
-LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
-LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
unidades N° 5 y N°6
EL ENLACE QUIMICO
El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.
Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.
Aquí es conveniente repasar el concepto de electrones de valencia y su representación mediante la notación de Lewis.
TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.
ENLACE IONICO. Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
A continuación una visión total, o sea las diferentes situaciones en función de la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados.
PARA UN CURSO DE QUIMICA ORGANICA
ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente o de compartición, es uno de los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace. El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular.
Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales haciendo uso de la siguiente relación:
CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )
LA RESONANCIA ELECTRÓNICA
" Cuando para una molécula se puede escribir varias varias configuraciones de Lewis correctas ( sin cambiar de posición los átomos) , la verdadera configuración es una mezcla de todas ellas que se denomina hibrido de resonancia y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad."
Ejemplo: el dióxido de carbono
Reglas de la resonancia electrónica
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.
3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. La estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.
4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.
5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.
6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución.
La I es la más estable ( Regla 3 y 6)
La VI es la más inestable ( Regla 3)
La II y III son más estables que IV y V ( Regla 4)
La II es más estable que la III ( Regla 5 )
La IVs más estable que la V ( Regla 5 )
EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA
La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moleculares.
ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. En el grafico siguiente se muestra la energía de éste orbital molecular en función de la distancia internuclear. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas. Este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.
TIPOS DE UNIONES
Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.
Unión s (sigma)
Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre linea internuclear
union p (pi) Orbital Molecular Enlazante con superposición de orbitales atómicos fuera de linea internuclear.
GEOMETRÍA MOLECULAR
LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la GEOMETRIA MOLECULAR .
1:- CRITERIO MULTIPLICIDAD DE LOS ENLACES
2.-CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES
PROPIEDADES FISICOQUIMICAS
DE LAS SUSTANCIAS PURAS
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.
MOLECULAS GIGANTES
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) n , pero n es indeterminada.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.
COVALENTES TRIDIMENSIONALES
COVALENTES BIDIMENSIONALES
COVALENTES UNIDIMENSIONALES
Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).
Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).
Este tipo de productos son difíciles de recuperar y reutilizar ( Reciclaje) precisamente por las razones ya mencionadas y constituyen un problema para la ecología por la contaminación del ambiente.
La celulosa es un polímero natural de características estructurales semirígidas y si a ello agregamos que entre las cadenas macromoleculares existen fuerzas de atracción, de alta magnitud como los puentes de H debido a la presencia de mucho grupos de -OH son comprensibles las dificultades para la fusión y la solubilización.
IONICAS.
METALICAS
MOLECULAS CONVENCIONALES
O SUSTANCIAS MOLECULARES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
Unidad 7
EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES
Hemos estudiado a la materia en su dimensión submicroscópica, es decir la realidad de átomos y moléculas. Hemos profundizado el estudio de tal forma que incluso hemos comprendido el comportamiento de las propiedades fisico químicas de sustancias puras, éstas, perfectamente perceptibles y medibles en una dimensión macroscópica ( de laboratorio o industria ).
A esta altura de nuestro estudio reconocemos, que en la dimensión macroscópica, no hemos desarrollado las herramientas para trabajar con las sustancias desde el punto de vista cuantitativo, esto es, trabajar con cantidades (masas) definidas de las sustancias que participan en los fenómenos químicos.
No obstante lo expresado, cuando hablamos al comienzo del curso del Peso Relativo de los Atomos o bien del cálculo del Peso Atómico a partir de mezclas de isótopos algo muy importante avanzábamos en el sentido del trabajo cuantitativo.
La Química cuantitativa comienza con la pregunta fundamental.
¿ Qué cantidad de átomos del elemento hay en el Peso Atómico del elemento expresado en gramos?
Daremos la respuesta más simple, en base a un experimento también simple esquematizado en el siguiente gráfico.
Aprovechamos la doble circunstancia que la radiación alfa está constituída por nucleos de Helio, el primero de los gases nobles, cuyo Peso Atómico se ha determinado igual a 4,0026 y que podemos medir la cantidad de núcleos que en la radiación pasan a través del detector de un Contador Geiger.
Colectamos 4,0026 gr. de Helio y leemos en el contador la cantidad de núcleos detectados y luego transformados en átomos. Hemos colectado 6,023. 10 23 átomos de Helio. Esta es la respuesta, válida para todos los elementos, a la pregunta formulada:
En el Peso Atómico de un elemento expresado en gramos existen 6,023 .10 23 átomos del Elemento.
Si pesaramos en la balanza de una confitería 51 de gramos de virutas de vanadio metálico estaríamos pesando aproximádamente 6,023 10 23 átomos de vanadio puesto que el Peso Atómico de ese metal se ha determinado como igual a 50,94.
El valor 6,023 1023 fué determinado por Avogadro mediante cálculos estadísticos acerca de sistemas gaseosos y de ahí que se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).
N = 6,023 .10 23
Este valor pasa a ser de importancia central en la química cuantitativa y es la base de la definición del concepto de mol
DEFINICIÓN DE MOL
Un Mol es 6,023 10 23 unidades.
Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química, como recién lo dijimos, podemos medir cómodamente un mol de átomos de Vanadio o un mol de átomos de cualquier otro elemento en la balanza de una confitería.
Pero el Número de Avogadro de átomos es una cantidad tan grande de átomos o bién los átomos son tan pequeños y livianos que son magnitudes que desafían nuestra imaginación. Según nos hizo notar recientemente un colega, si tuvieramos una hilera de 1 mol de hormigas de 1mm cada una separadas cada una de la precedente por una distancia también de 1mm, la longitud de la hilera cubriría 1,2046 10 18 Km.
NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO
El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos
Es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos del siguiente triángulo de conceptos.
EL MOL DE MOLECULAS
Volvamos a nuestra experiencia de recolección de Helio puesto que podemos sacar mucho más provecho de ella y coloquemos a nuestro sistema en situación comparativa con otros.
Recordemos que nuestra muestra de Helio gaseoso ocupa un volumen de 22,4 Litros medidos en TPE y hay en ella N átomos, que son también N moléculas, pues el Helio tiene la molécula monoatómica. ( He1 )
Tomemos idéntico volumen de otros gases por ejemplo cloro gasoso ( Cl2 ) y de metano ( CH4 ) medidos también en TPE. De acuerdo a lo establecido por Avogadro en su célebre hipótesis, en los tres sistemas hay igual número de moléculas. Esto quiere decir que en cada uno de los tres casos hay N moléculas. También quiere decir que en cada uno de los casos nos encontramos frente a un mol de moléculas de cada gas.
Podemos generalizar:
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un volumen de 22,4 Litros.
Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.
Ahora..... ¿Cuál es la masa expresada en gramos de 1 mol de moléculas? La respuesta a esta pregunta nos lleva a otra definición:
DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas
Otra vez es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos de este nuevo triángulo de conceptos.
CALCULO DEL PESO MOLECULAR
Generalizando, si una Sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........
A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...
y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.
Mr AaBbCc........ = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C +........
¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?
Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol
También podemos generalizar importantes conceptos acerca de un doble significado, a nivel submicroscópico y a nivel macroscópico, de la notación química de Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.
NOTACIÓN QUÍMICA
Nivel Submicrocópico Nivel Macroscópico
SÍMBOLO
1 átomo 1 mol de átomos
PROPIEDADES INTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.
PROPIEDADES EXTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.
% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100
% C = ( 1 * 12 / 16 )100 = 75 %
% H = ( 4 * 1 / 16 )100 = 25 %
LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.
Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las distintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso. Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:
n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.
Para comenzar el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar
Volumen Molar = V = V / n (L/mol)
Ley de Boyle
Volumen Molar vs. Presión
DETERMINACIÓN
DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
Mostraremos a continuación la forma sistemática de determinar las fórmulas empíricas y las moleculares haciendo uso de los conceptos de Ar y Mr.
ANALISIS QUÍMICO _ Ar__> FÓRMULA EMPÍRICA _Mr_> FÓRMULA MOLECULAR
Composición % Relación en el número de Atomos Número Exacto de átomos
Los datos de composición de un compuesto entregados por el Análisis Químico a la forma de composición porcentual de los elementos, es por lo general, el punto de partida. Como ya hemos establecido éstas magnitudes son de tipo Intensivas. Sin embargo, para poder calcular el número de moles de átomos, que es esencialmente de tipo extensivo, es preciso trabajar con un sistema de tamaño definido y adecuado a los datos y cálculos.
La Fórmula Molecular indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento en la molécula. Esa cantidad exacta de átomos debe mantener la proporción observada en la fórmula empírica, por lo tanto, la fórmula Molecular debe ser (CH2 )m donde m es un número entero por determinar.
Si m = 1 Mr CH2 = 14 * 1 (g/mol)
Si m = 2 Mr ( CH2 ) 2 = 14 * 2 (g/mol)
Si m = 3 Mr ( CH2 ) 3 = 14 * 3 (g/mol)
Si m = m Mr ( CH2 ) m = Mr Empírico * m (g/mol)
m = Mr / "Mr" Empírico
Si el problema de ejemplo continúa : la sustancia es un gas a 90 °C y 1 atm y en estas condiciones tiene una densidad de 2,82 (g/L). Es la información requerida para el cálculo de Mr y de allí calcular m.
Recordamos la relación para calcular Pesos Moleculares experimentalmente:
de la Ecuación de estado de los Gases Ideales obteníamos:
densidad P,T = Mr P / R T y de allí :
Mr = densidad P,T RT / P
Mr = 2,82 (g/L) 0,082 ( L atm/mol °K) 363,16 °K / 1 atm = 83,97 (g/mol)
m = Mr / Mr Empírico = 83,97 ( g/mol ) / 14 ( g /F.E ) = 5,99 = 6
Por lo tanto la Fórmula Molecular, también conocida como Real o Verdadera es :
( CH2 )6 = C6 H12
NOTA IMPORTANTE: Cuando se calcula la relación o proporción en que se encuentran los moles de átomos no siempre resulta ser de números enteros, en ese caso la relación debe ser llevada a números enteros por amplificación o, con decimales muy próximos a enteros, por aproximación.
"Unidad 8"
"SOLUCIONES"
Las soluciones son sistemas homogéneos, formado por mezclas de diferentes sustancias puras. También vimos que éstas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.
Estos tienen una importante presencia, tanto en sistemas de materia viviente como en inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Pueden ser muy complejos cuando el número de diferentes sustancias mezcladas es muy elevado o bién simples como ternarios( 3 ) y binarios (2).
Las sustancias presentes en sistemas simples:
Soluto : Componente (s) que se encuentra (n), en menor proporción
Solvente : Componente que se encuentra,en mayor proporción.
Sin embargo, cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Similarmente, cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente
Sistemas de Solubilidad infinita:
El soluto y el solvente se mezclan en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también. Son situaciones de solubilidad infinita.
Sistemas Saturados:
Las limitaciones aparecen muy claramente cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o gas con líquidos. Estas situaciones se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.
La solubilidad:mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.
Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta. Para que una solución se considere saturada basta que la cantidad de soluto disuelto no este en equilibrio
Sistemas Sobresaturados:
En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad, pero es una situación inestable y se conoce como sobresaturación.
Sistemas Diluídos:
Aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad.
Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones:
En primer lugar, para trabajar con soluciones es preciso visualizar los componentes del sistema para asignar sin confusiones los conceptos de soluto, solvente, solución, las respectivas masas, volumenes y densidades
Teniendo claros los conceptos de masa y volumen de solución comprendemos el concepto de:
Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución
CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES:
La forma usada para caracterizar una solución, luego de especificar el soluto y el solvente, es establecer relación entre las cantidades de ellos. Esta es la Concentración, entre una cantidad de soluto y una cantidad de solución, o bien de solvente. Nuevamente por ser la concentración un cuociente entre magnitudes Extensivas es una magnitud Intensiva. Si pensamos en una bebida de fantasía que tiene siempre las mismas características (color, sabor, concentración), no importando si se adquiere en tamaño individual, mediano o familiar.La concentración las soluciones es un concepto de vastísima aplicación ligado al estudio de múltiples sistemas y procesos productivos
CONVERSIÓN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN:
Se señala la concentración con una determinada modalidad y algunos otros datos y se pide la concentración en otra modalidad. La mayor dificultad es comprender que para usar y aplicar las ecuaciones enmarcadas, ya entregadas, deben tener una solución, es decir un sistema con todas sus magnitudes extensivas definidas aúnque en un comienzo desconocidas. La información de propiedades Intensivas como la Concentración y la Densidad de la solución es fundamental para el cálculo pero las ecuaciones no operan sólo con ellas. Es preciso darse una base de cálculo que defina el tamaño de un sistema para comenzar a establecer las relaciones que sean de interés.
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES:
El alumno deberá ser capaz de despejar la variable que interese, establecer cadenas de ecuaciones etc. Además,deberá prestar especial atención al significado de cada una de las variables visualizándolas mentalmente junto al sistema que se trate en cada caso.
SUSTANCIA SOLVATADA:
Especialmente sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas
CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE LA CANTIDAD DE SOLVENTE
Se trata de operaciones de manejo de soluciones en que la cantidad de soluto permanece constante.
Cuándo a una solución se le agrega solvente, la concentración disminuye a otro valor, cuanto menor mientras mayor sea la cantidad de solvente agregado. El proceso se llama "dilución".
Si por el contrario, a una solución se le quita cierta cantidad de solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporado. La acción de aumentar la concentración por evaporación del solvente se llama "concentrar"
"PROPIEDADES DE SOLUCIONES"
El Estado liquido:
Los líquidos se obtienen ya sea por fusión de los sólidos o condensación de los gases
>
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES:
a)PRESIÓN DE VAPOR DE LAS SOLUCIONES: LEY DE RAOULT
La evaporación es un fenómeno de naturaleza estadística donde las probabilidades que el fenómeno ocurra es proporcional al número de moléculas. Si el número de moléculas relativo de un componente disminuye también lo hacen las velocidades de evaporación y condensación y el equilibrio se establece con un menor contenido de moléculas en la fase gaseosa. La relación entre las presiones de vapor de un líquido puro y la presión de vapor de tal líquido actuando como solvente, a la misma temperatura, está dada por la ley de Raoult
Volatilidad de los componentes:
-Un Componente no volátil:
La situación del descenso de la presión de vapor se ha presentado asumiendo que la sustancia B no se vaporiza.Esto ocurre cuando la presión de vapor de la sustancia B pura tiende a cero o bien B es una sustancia no volátil.
-Ambos componentes volátiles:
Cuando los dos componentes de la solución son volátiles se presenta la situación que se ilustra en el siguiente diagrama
AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN Y DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN
El descenso de la presión de vapor de la sustancia A actuando como solvente respecto del estado puro tiene consecuencias tanto en el punto de ebullición como en el de congelación de la solución respecto de tales comportamientos, también, en estado puro
PRESIÓN OSMOTICA:
Un fenómeno de flujo sólo de solvente y nada de soluto a través de membranas semipermeables para disminuir gradientes de concentración es de importancia a nivel celular en organismos biológicos por los efectos de presión que se generan y que afectan las estructuras.
Tales flujos de solvente van acompañados por variaciones positivas o negativas de presión. La variación de presión se conoce como presión osmótica y se calcula con la expresión que también se indica en el gráfico y que recuerda la ecuación de estado de los gases ideales
"Unidad 9"
"MAGNITUDES FUNDAMENTALES DEL CAMBIO QUIMICO"
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Se refieren a la determinación de las cantidades de Sustancias ( A,B,C y D ) involucradas en una determinada reacción química.
Sea a A + b B = c C + d D la ecuación de la reacción general, donde a,b,c y d son los respectivos Coeficientes Estequiométricos.
Sean niA , niB ,niC , niD la cantidad de moles de los reactivos y productos en el instante inicial de la reacción (tiempo = 0)
Sean ntA , ntB ,ntC , ntD la cantidad de moles de los reactivos y productos en el instante t desde el momento inicial de la reacción ( tiempo = t )
Transcurrido el tiempo t, cada una de las sustancias ha variado como consecuencia de la reacción, ya sea desapareciendo (Reactivos) o bién apareciendo (Productos) en las siguientes cantidades.
D nA = ntA - niA ; D nB = ntB - niB ; D nC = ntC - niC ; D nD = ntD - niD
Debe notarse que D nA = ntA - niA y D nB = ntB - niB son negativos, porque en el instante t hay menos moles de A y B que al comienzo( porque los reactivos se consumen)
Debe notarse que D nC = ntC - niC y D nD = ntD - niD son positivos, porque en el instante t hay más moles de C y D que al comienzo( porque los productos se originan o aparecen)
D: diferencia
La Condición de Estequiometría establece
- D nA / a = - D nB / b = D nC / c = D nD / d = ..... = X
Es la forma matemática de indicar que cada sustancia reacciona en cantidad de moles que es proporcional al respectivo coeficiente estequiométrico
Ejemplo:
¿ Hasta que valor crece R?
Escribamos nuevamente la condición de estequiometría, ahora en función de las cantidades de moles.
- ( ntA - niA) / a = - ( ntB - niB ) / b = ( ntC - niC ) / c = ( ntD - niD) / d = X
X alcanzará su valor máximo ( X L ) cuando la reacción finalice, en el instante final tf .
Se cumplirá que:
(*) - ( nfA - niA) / a = - ( nfB - niB ) / b = ( nfC - niC ) / c = ( nfD - niD) / d = XL
¿Pero cuánto vale XL?
Podemos decir que la reacción finaliza cuando se agota uno de los reactivos, por ejemplo si:
nfA = 0 ( A es el reactivo limitante de la reacción )
- ( 0 - niA) / a = - ( nfB - niB ) / b = ( nfC - niC ) / c = ( nfD - niD) / d = XL Ay XL = XL A = niA / a
en el caso que: nfB = 0 ( B es el reactivo limitante de la reacción )
-( nfA -niA) / a = - ( 0 - niB )/ b = ( nfC - niC )/ c = ( nfD - niD) / d = XL B y XL = XL B = niB / b
LA VALORACIÓN O TITULACIÓN:
Esta se basa en una reacción química y por lo tanto habrá tantos tipos de Titulaciones como tipos de reacciones que sirvan a propósitos de cuantificación. Se conocen titulaciones de formación de precipitados, de formación de complejos, de ácidos con bases, de oxido reducción etc.
Como la Titulación tiene propósitos cuantitativos la la ecuación de la reacción involucrada y la CONDICIÓN DE ESTEQUIOMETRÍA que de ella se deriva son los elementos fundamental del asunto.
Nos basaremos en reacciones de neutralización de ácidos con bases y en consecuencia, la comprensión de estas reacciones es fundamental. Este tipo de reacciones ya las hemos estudiado pero es importante reforzar su manejo.
Recordemos:
ESTANDARIZACIÓN DE LA BASE
Haremos la titulación de la solución de NaOH usando ácido oxálico dihidratado, C2O4H2 x 2 H2O, que por presentarse en estado sólido podemos cuantificar fácil, exacta y precisamente pesándolo en una balanza analítica de precisión.
La reacción ácido-base o de neutralización es la siguiente:
C2O4H2 + 2 NaOH = C2O4Na2 + 2 H2O
y la Condición de Estequiometría establece:
- D nAcido / 1 = - D nBase / 2 = D nSal / 1 = D nAgua / 2
y lo que realmente interesa:
D nAcido / 1 = D nBase / 2 ó
n Acido reaccionaron / 1 = n Base reaccionaron / 2 (*)
LA ENERGIA Y LA COORDENADA DE LA REACCIÓN
Si tenemos una mezcla inicial de los reaccionantes consistente en 2 moles de H2 y 1 mol de O2 a temperatura ambiente y dejamos transcurrir un lapso de tiempo, Dt, a la espera de reacción, observaremos que al cabo del lapso de tiempo el sistema no ha sufrido modificación, esto es hay 2 moles de H2 y 1 mol de O2 y no se ha formado absolutamente nada de agua. En apariencia no ha habido ninguna reacción y efectivamente eso ha ocurrido. La rapidez de formación del producto agua ha sido nula. La reacción directa ( en el sentido de la formación de los productos) a temperatura ambiente ha tenido una rapidez nula.
Sin embargo más importante es señalar que, en este último caso, en que se parte del "producto" dando curso a la reacción inversa, el sistema ha arribado al mismo estado que se llegó partiendo de los reactivos, dos moles de H2 y un mol de O2, o sea mediante la reacción directa
Una vez alcanzado tal estado, al que se llega como hemos dicho ya sea partiendo desde los reaccionantes o bien desde los "productos", el sistema permanece en él por tiempo indefinido, es decir las cantidades de H2 , O2 y H2O no cambian, permanecen constantes aunque la chispa eléctrica mantiene su presencia. El sistema ha llegado a una nueva situación de Equilibrio, la del Equilibrio Químico.
El estado descrito es el del Equilibrio Químico de características dinámicas puesto que no cambia pudiendo cambiar ya que "es posible alterar la igualdad de rapideces.".
**Los sistemas moleculares poseen energías que pueden asociarse a diferentes subsistemas, por ejemplo energía en el nucleo, energía electrónica, energía potencial y vibración en los enlaces, energía cinética de rotación y translación molecular.
Ya nos hemos referido a la situación de cambio de energía o de estabilización cuando se forman los enlaces químicos y es necesario proporcionar energía para que los enlaces se rompan, además que las reacciones químicas son reordenamientos de átomos donde las moléculas iniciales de los reactivos se rompen y se forman después las moléculas finales de los productos.
Parece lógico afirmar que para que las moléculas rompan sus enlaces y se formen otros distintos, originando moléculas distintas,se necesita que estas entidades pasen por un estado de transición donde tales fenómenos de ruptura y formación de enlaces ocurran efectivamente. ademas de pensar que tales estados de transición son situaciones de alta energía potencial pues los átomos allí estarían separados.
¿Cómo obtienen los sistemas la energía necesaria para alcanzar el estado de transición? Estas energías reciben el nombre a Energía de Activación y están representadas en el esquema por Ead y Eai para las reacciones directa e inversa respectivamente. Los sistemas moleculares alcanzan las energías de activación por absorción de radiaciones electromagnéticas o simplemente por colisiones entre las moléculas donde las energías cinéticas se transforman en potenciales
DEFINICIONES DE VELOCIDAD DE REACCION:
Es el cuociente entre la variación del número de moles de una sustancia R como consecuencia de una reacción y el lapso de tiempo en que ocurre tal variación.
Velocidad de reacción = v R = Δ n R / Δ t ( mol / s)
FACTORES QUE DETERMINAN LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN:
a)INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA VELOCIDAD DE REACCION: sabemos que el estado de transición es un estado de alta energía potencial. Tal energía potencial se alcanza por absorción de radiaciones electromagnéticas o bien, como ocurre en la mayor parte de las reacciones químicas, obtenida por la conversión de la energía cinética ( movimiento) en potencial en el momento del choque entre moléculas.
Sabemos también que la energía cinética de los sistemas moleculares se relaciona o es proporcional a la temperatura
b)INFLUENCIA DE LA CONCENTRACION EN LA VELOCIDAD DE REACCION: En términos más simples la probabilidad de choques aumenta al aumentar la concentración de las sustancias reaccionantes. En definitiva la velocidad de las reacciones se incrementa al aumentar la concentración de las sustancia reaccionantes.
c)INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES EN LA VELOCIDAD DE REACCION: Existen sustancias, llamadas en general catalizadores, que presentes en un sistema de reacción afectan el estado de transición, la Energía de activación, la velocidad de la reacción pero que en esencia no se modifican pues no participan de la reacción misma.
**Hay catalizadores positivos que bajan la energía del estado de transición, hacen que la reacción sea más rápida o bien sólo la hacen más fácil.
**Hay catalizadores negativos que suben la energía del estado de transición, hacen que la reacción sea más lenta o bien sólo la dificultan. También a éstos se les llama inhibidores
Al igual que en la Mecánica en la Cinética Química se trabaja con el concepto de velocidad en un instante o velocidad instantánea
-velocidad instantánea = dnR /dt = lim Δ t--> 0 Δ n R / Δ t, y la ley de velocidad es una expresión del tipo:
-velocidad instantánea = k [ Reactivos ] orden donde k es la constante especifica de la velocidad de reacción que engloba todos los factores constantes o que conviene mantener constantes como la temperatura , catalizador etc. Lo que varía en cada instante y que determina la velocidad en cada instante es la concentración de los reactivos que se incluyen expresamente en la ley. El orden es un número entero o fraccionario, que se determina experimentalmente, y que establece la relación matemática entre la concentración y la velocidad. La determinación del orden es la tarea primordial de la Cinética Química y es una contribución de gran importancia para determinar el Mecanismo de una Reacción.
