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ECUACIONES QUÍMICAS.

CONCEPTO, AJUSTE Y TIPOS

Gran parte de los procesos que tienen lugar en la vida cotidiana, tal como la oxidación del hierro en condiciones de libre exposición, la luminosidad que desprende una cinta de magnesio durante la combustión, la combustión del butano, la fabricación del jabón, etc., no son más que reacciones químicas, esto es, transformaciones de una sustancia en otra, con propiedades completamente diferentes. Ante ellas, los científicos se preguntan en qué consisten, cuáles son sus causas y consecuencias y cómo pueden modificarlos para adaptarlos a sus necesidades y obtener ventajas que mejoren nuestra vida.

CONCEPTO DE ECUACIÓN QUÍMICA

Una reacción química es cualquier proceso en el que, por lo menos, los átomos, las moléculas o los iones de una sustancia se transforman en átomos, moléculas o iones de otra sustancia química distinta. Las reacciones químicas se escriben de forma simplificada mediante ecuaciones químicas.
En las reacciones químicas se cumple la ley de conservación de la masa, teniendo lugar una reordenación de los átomos, pero no su creación ni su destrucción. El reordenamiento de los átomos en la molécula da lugar a una sustancia distinta.

Las sustancias que se transforman o modifican en una reacción se llaman reaccionantes, reactivos o reactantes. Las sustancias nuevas que se originan en una reacción química se llaman productos.

Una de las reacciones químicas más usuales es la combustión del gas natural (mezcla de sustancias donde el metano, CH₄, es el compuesto principal), cuya ecuación es:

La ecuación está «igualada», esto es, en cada miembro de la reacción hay el mismo número de átomos de cada elemento.

Ioduro de hidrógeno.

AJUSTE DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Para ajustar una ecuación química hay que seguir el orden siguiente:

Primero se ajustan los átomos de los metales, teniendo prioridad los más pesados.

A continuación se ajustan los no metales, teniendo también prioridad los más pesados.

Se revisa, si es necesario, el ajuste de los metales.

Se comprueba el ajuste contando los átomos de hidrógeno y de oxígeno que intervienen.

Por ejemplo, para ajustar la reacción:

BaCl₂ + Na₂SO₄ Y NaCl + BaSO₄

siguiendo el orden indicado:

Se empieza por el metal Ba, que es el más pesado. Como en ambos miembros hay un átomo de bario, no es necesario ajustarlo. Se sigue por el otro metal, el Na.

Dado que en el miembro de la izquierda hay dos átomos de Na debemos poner un 2 delante del NaCl de la derecha, quedando:

BaCl₂ + Na₂SO₄ ® 2 NaCl + BaSO₄

Se siguen ajustando los no metales: cloro y azufre. Como ambos ya están ajustados y en ambos miembros existe igual número de átomos de oxígeno, se puede considerar que la reacción ya está completamente ajustada.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Hay varias clasificaciones de las reacciones químicas, de las que las más importantes son:

Reacciones exotérmicas: aquellas en que se desprende calor durante la reacción:

2H₂ + O₂ > 2 H₂O + 136.000 calorías

Reacciones endotérmicas: aquellas en las que se absorbe calor durante la reacción:

H₂ + I₂ + 12.400 calorías > 2HI

Reacciones de descomposición o análisis: reacciones en que una sustancia se desdobla en dos sustancias diferentes más simples:

2HgO > 2 Hg + O₂

Reacciones de composición o de síntesis: reacciones en que dos o más sustancias se combinan para formar una nueva:

H₂ + 1/2 O₂ > H₂O

Reacciones de sustitución: un elemento sustituye a otro en una molécula:

Fe + CuSO₄ > FeSO₄ + Cu

Estado de las substancias

Normalmente, en las ecuaciones químicas se añade información sobre el estado físico de reaccionantes y productos, o las condiciones en que la reacción tiene lugar. Los estados de las sustancias se indican colocando entre paréntesis:

(g) para gases

(l) para líquidos

(s) para sólidos


2HgO_(s) > 2Hg_(l) + O2_(g)

Teoría de las colisiones

La teoría de las colisiones explica cómo suceden las reacciones químicas. Se basa en el hecho de que, para que dos sustancias reaccionen, sus moléculas deben chocar. Durante las colisiones se rompen los enlaces entre los átomos y se destruyen las moléculas, liberándose los átomos, los cuales vuelven a unirse a otros átomos formando moléculas distintas.

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Información aportada por las ecuaciones químicas: estequiometría

El término estequiometría fue introducido en 1792 por el químico alemán Jeremías Richter (1762-1807) para designar la ciencia que mide las proporciones de los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que observó que las masas de los elementos y las cantidades en las que se combinan están en una relación constante. Actualmente, el término estequiometría se utiliza para la deducción de información cuantitativa a partir de fórmulas y ecuaciones.

Cálculos a partir de reacciones químicas

En una reacción química, los coeficientes de la ecuación igualada pueden multiplicarse o dividirse por cualquier factor sin que cambie el significado de la ecuación. Las dos ecuaciones siguientes proporcionan la misma información:

2H₂ (g) + O₂ (g) > 2 H₂O (l)

H2 (g)+ 1/2 O₂ (g) > H₂O (l)

Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones de moléculas, de moles y de masas, así como de volúmenes si están implicados gases. El siguiente ejemplo ilustra la clase de información que puede deducirse de una ecuación química:

2 SO₂ (g) + O₂ (g) > 2 SO₃ (g)

Para resolver los problemas de estequiometría se siguen cuatro fases:

1. Escribir la ecuación química igualada.
   
   
2. Transferir en moles la información suministrada.
   
   
3. Examinar las relaciones molares en la ecuación química.
   
   
4. Pasar de moles a la unidad deseada.

Lo anterior puede ilustrarse con el cálculo del número de moléculas de oxígeno necesarias para reaccionar con 40 moléculas de metano en la reacción:

CH₄ + O₂ > CO₂ + H₂O

El primer paso es ajustar la ecuación (ver t2)

CH₄ + 2 O₂ > CO₂ + 2H₂O

De la ecuación ajustada se deduce que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno, con lo que puede establecerse la relación:


1 molécula CH₄ > 2 moléculas O₂
40 moléculas CH₄ > x moléculas O₂,

luego: x = 80 moléculas O₂

Rendimientos porcentuales en las reacciones químicas

La cantidad máxima de un producto que puede obtenerse, según la ecuación química, a partir de una cantidad conocida de reaccionantes, se denomina rendimiento teórico. Existen diferentes razones por las que la cantidad de producto que se obtiene en el laboratorio o en la industria es menor que la deseada:

• Pérdidas o vertidos durante la manipulación.
• Condiciones inadecuadas de reacción.
• Dificultad de separación del producto final.
• Existencia de reacciones simultáneas, que hacen que se formen productos indeseables además de los deseados. Estas reacciones se denominan reacciones secundarias.

El rendimiento real de una reacción se expresa en tanto por ciento:

Cálculos en reacciones consecutivas

En los procesos químicos es frecuente que, para obtener un determinado producto final deseado, haya que realizar dos o más reacciones consecutivas. En este caso, como los productos de la primera reacción son los reaccionantes en la segunda reacción y así sucesivamente, no es necesario calcular las masas de las sustancias formadas en las reacciones intermedias.

En vez de esto, se pueden utilizar las relaciones molares para obtener la información deseada sobre la reacción final.

Como ejemplo ilustrativo, puede mencionarse la obtención de permanganato de potasio, la cual tiene lugar en dos etapas:

2 MnO₂ (s) + 4 KOH © + O₂ > 2 K₂MnO₄ © + 2 H₂O (l) y 2 K₂MnO₄ © + Cl₂ (g) ® 2 KMnO₄ © + 2 KCl ©

Cálculos con reactivos en disolución

En las reacciones es frecuente utilizar reactivos en disolución en vez de sólidos, líquidos o gases puros.

Las disoluciones permiten una mezcla más íntima de las sustancias a nivel molecular, por lo que las reacciones se producen de una forma más eficaz que si aquéllas estuvieran en estado sólido.

La destilación del agua sirve para separar ésta de las sales disueltas en ella.

Concepto de reactivo limitante

Se denomina reactivo limitante a aquel que se consume en su totalidad en una reacción química. Se denomina reactivo en exceso al que no se agota cuando, de acuerdo a la estequiometría de la reacción, se ha consumido el reactivo limitante.
En estequiometría, los cálculos siempre se llevan a cabo a partir del reactivo limitante.


Cálculos con volúmenes

Cuando en una reacción alguno o todos los reaccionantes y los productos son gases, las relaciones entre las especies gaseosas pueden obtenerse utilizando la ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación, la ley de Avogadro y el volumen molar.
Asimismo, la ecuación de los gases ideales permite relacionar masas y volúmenes en diferentes condiciones de presión y temperatura.


Reacción química y fórmula empírica

De igual forma que puede determinarse la fórmula empírica de una sustancia a partir de su composición en peso o en tanto por ciento
(ver t6), puede determinarse a partir de la información proporcionada por una reacción utilizada para analizar su composición.

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La constante de equilibrio

Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio.

Expresión de la constante de equilibrio

La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. La expresión de una reacción genérica es:

En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada.

La constante de equilibrio: Kc o Kp

Cuando se trata de mezclas gaseosas, a veces resulta más adecuado describir la composición en términos de presiones parciales. Para ello hay que adaptar la expresión de la constante de equilibrio y referirla, en vez de a concentraciones Kc, a presiones parciales Kp.

Kp y Kc se relacionan mediante la ley de los gases ideales, de forma que conocida una puede conocerse la otra:

PV = nRT Þ P = (n/V) RT Þ P = cRT

Para cada componente del equilibrio se puede escribir una ecuación similar, de tal forma que en el siguiente ejemplo puede deducirse que:

Generalizando:

K_p = K_c (RT)^Dn

de manera que Dn es la variación del número de moles en la ecuación. Se representa como la diferencia entre el número de moles de gas en los productos y el número de moles de gas en los reactivos:

Dn = n_gas (productos) - n_gas (reactivos)

en las reacciones en que no existe variación en el número de moles, K_c = K_p.

Magnitud de la constante de equilibrio

La magnitud de la constante de equilibrio informa sobre el estado de equilibrio, es decir, sobre la extensión con que una reacción química se lleva a cabo.

Si la constante de equilibrio para una reacción química (Kp o Kc) tiene un valor muy grande, el grado de conversión de reactivos a productos es muy alto. Por el contrario, valores numéricos de Kp o Kc muy pequeños indican que el grado de conversión de reactivos a productos es muy pequeño.

Por ejemplo, en las siguientes reacciones, que transcurren ambas a 298 K:

El valor alto de K_c para la primera ecuación indica que prácticamente toda la cantidad de reactivos se ha convertido en productos.

Por el contrario, el valor bajo de K_c para la segunda ecuación indica que la cantidad de reactivos que se ha convertido en productos es muy baja.

Cociente de reacción

El cociente de reacción se designa con la letra Q y coincide con la expresión de la constante de equilibrio, pero con la diferencia de que puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción y para cualquier valor de las concentraciones de los reactivos y/o de los productos. No es necesario el estado de equilibrio para calcular el valor de Q.

Para la reacción:

pueden darse las siguientes situaciones:

Si Q = K_c, el sistema esta en equilibrio.

Si Q ^¹? K_c, el sistema evolucionará hacia el estado de equilibrio. Para saber en que sentido evolucionará la reacción es necesario comparar los valores de ambos:

Si Q < Kc, significa que el cociente de las concentraciones iniciales es menor que el que debería ser en el equilibrio. El modo de alcanzar el equilibrio es incrementar la concentración de HI (g), ya que asi se reducen las de H₂ (g) y I₂ (g). La reacción directa se produce con mayor extensión que la inversa, hasta que se alcanza el equilibrio.

Si Q > Kc, el valor del cociente de las concentraciones iniciales es superior al que corresponde al estado de equilibrio. La reacción inversa se produce con mayor extensión que la directa, hasta que el valor de Q se iguala con Kc.

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Más información

Expresiones de K p y K c en el equilibrio:

H ₂ (g) + I ₂ (g) > 2HI(g)

Las expresiones de la constante de equilibrio son:


Dn = 2 - 2 = 0

Entonces K _p = K _c (RT) ⁰ ,

con lo que K _p = K _c .

Evolución del valor del cociente de reacción desde cualquier situación inicial (Q¹‚ K _c ) hasta que se alcanza el equilibrio (Q = K _c ).

El cociente de reacción puede situarse entre dos valores extremos: Q = 0 cuando la concentración de los productos es cero, y

Q = ¥ cuando la concentración de los reactivos es cero. Para alcanzar el estado de equilibrio en el primer caso Q debe aumentar, mientras que en el segundo Q debe disminuir.

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Modificaciones del equilibrio

El estado de equilibrio para un sistema químico está caracterizado por unas concentraciones o presiones parciales de reactivos y productos que permanecen inalteradas en el tiempo. Las concentraciones o presiones de equilibrio dependen de los valores iniciales y de la temperatura. Sin embargo, los equilibrios químicos son dinámicos y, por tanto, un cambio en las condiciones que los hacen posibles determina unas nuevas condiciones de equilibrio.

Principio de Le Chatelier

Cuando un sistema químico está en equilibrio (Q = K) (ver antes) y se le somete a una perturbación, el sistema evoluciona espontáneamente hacia un nuevo estado de equilibrio, que se caracteriza por unas concentraciones de reactivos y productos que cumplen la condición de equilibrio Q = K.

Existen tres variables que afectan al estado de equilibrio:
Cambios en la concentración de las especies reaccionantes.
Cambios en la presión y el volumen.
Efecto de la temperatura.

La constante de equilibrio permite analizar cuantitativamente las alteraciones del estado de equilibrio; sin embargo, muchas veces no se dispone de información suficiente para llevar a cabo cálculos cuantitativos, por lo que es necesario un análisis cualitativo de la respuesta de un sistema ante una perturbación.

El principio de Le Chatelier es una herramienta cualitativa que indica la dirección del desplazamiento del equilibrio. Establece que «un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio de un sistema químico, produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación».

Ley de Le Chatelier.

Cambios en las concentraciones de las especies reaccionantes

En el equilibrio químico:



El cociente de reacción es:

Si se añade hidrógeno, Q< Kc para que el equilibrio se restablezca, es necesario que se incremente la concentración de HI (g) y que se reduzcan las concentraciones de H₂ (g) y I₂ (g). Entonces, el equilibrio se desplaza en el sentido de formación de HI (g), ya que ésa es la dirección de la reacción en que se consume el hidrógeno introducido.
Si se incrementa desde el exterior la concentración de HI, el equilibrio se desplaza en el sentido de la descomposición de HI, restableciéndose, ya que Q > Kc.

Cambios en la presión y el volumen

Para una reacción química cualquiera, un aumento de la presión (o disminución del volumen) provoca un desplazamiento del equilibrio en el sentido en el que se produce un menor número de moles de gas.

Una reducción de la presión (o un aumento del volumen) desplaza el equilibrio en el sentido en el que se produce un mayor número de moles de gas.

Los cambios de presión no afectan al equilibrio cuando Dn = 0, ya que, en este caso, el número de moles gaseosos a ambos lados de la ecuación es idéntico.
En las reacciones químicas en las que sólo participan sólidos y líquidos, los cambios de presión casi no afectan al estado de equilibrio, puesto que sólidos y líquidos son prácticamente incompresibles.

Influencia de la temperatura

El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura. Si ésta se modifica en un sistema en equilibrio, se altera el valor numérico de la constante y el sistema abandona el estado de equilibrio.

En las reacciones exotérmicas, la constante de equilibrio disminuye al aumentar la temperatura, mientras que en una reacción endotérmica la constante de equilibrio aumenta con la temperatura.

Si no se dispone del valor de la constante de equilibrio, es posible hacer predicciones cualitativas aplicando el principio de Le Chatelier. Modificación del estado de equilibrio del sistema. por efecto de la adición de H₂₍g). Efecto producido por variaciones de la concentración de reactivos y productos en un equilibrio químico.

Ejemplos de reacción exotérmica y de reacción endotérmica:


Reacción exotérmica


DH = -58 kJ
T = 273 K Kp = 57
T = 298 K Kp = 6,9


Reaccion endotermica


DH = 181 kJ
T = 298 K Kp = 5,3 × 10^-31
T = 1.800 K Kp = 1,3 × ^10-4

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Velocidad de reacción. Ecuación de velocidad

Desde el punto de vista químico, existe gran interés en controlar y, si es posible, predecir la velocidad de las reacciones químicas. Por ejemplo, es conveniente que las reacciones responsables de la descomposición de los alimentos sean lo más lentas posibles; sin embargo, interesa acelerar la velocidad de las reacciones implicadas en procesos productivos para que su explotación comercial sea más rentable. El control de la velocidad de las reacciones químicas implica conocer los factores que influyen sobre ellas, de lo cual se encarga la cinética química.
Velocidad de reacción

La velocidad de una reacción química relaciona el cambio en la concentración de reactivos o productos con el tiempo y se expresa, usualmente, en mol/l × s.

Durante el transcurso de una reacción, las moléculas de reactivos van desapareciendo, al tiempo que se forman los productos. La velocidad de la reacción se puede estudiar observando la disminución de la concentración de reactivos o el aumento de la concentración de productos. En la reacción:

Br₂ (ac) + H - COOH (ac) > 2 HBr (ac) + CO₂ (g)

su velocidad se establece midiendo la variación de la concentración de los reactivos o de los productos con el tiempo. Si se selecciona un producto, la expresión de la velocidad tiene signo positivo, ya que la variación de su concentración siempre es positiva.


Si se selecciona el reactivo Br₂, su velocidad de desaparición tendrá signo negativo:

Factores que afectan a la velocidad de reacción

• Estado físico: las reacciones químicas en disolución en las que participan iones, como las reacciones de neutralización ácido-base (ver t20) son mucho más rápidas que las reacciones en las que deben romperse enlaces covalentes. En las reacciones heterogéneas, su velocidad depende de la superficie de contacto entre las dos fases y está tanto más favorecida cuanto mayor es el estado de división.
  
• Concentración de los reactivos: la velocidad de reacción se incrementa cuando lo hacen algunas de las concentraciones de los reactivos.
  
• Temperatura: el incremento de temperatura, generalmente, aumenta la velocidad de reacción.
  
• Catalizadores: éstos no alteran el estado de equilibrio químico (ver t16), pero sí aumentan la velocidad con que se alcanza éste.

Ecuación de velocidad y constante de velocidad

La relación matemática que indica la dependencia de la velocidad respecto a las concentraciones de los reactivos se llama ecuación de velocidad y es una expresión que debe determinarse experimentalmente. Para la siguiente reacción:

2 NO (g) + Cl₂ (g) > 2 NOCl (g)

la ecuación de velocidad hallada experimentalmente es:

Velocidad = k [NO]²[Cl₂]

La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de Cl₂ y al cuadrado de la concentración de NO. Por ello, la reacción es de primer orden respecto al cloro y de segundo orden respecto al monóxido de nitrógeno.

En una reacción, el exponente al que se encuentra elevada la concentración de un reactivo en la ecuación de velocidad se llama orden parcial respecto a ese reactivo. La suma de los órdenes parciales, esto es, la suma de todos los exponentes de la ecuación de velocidad, es el orden total de la reacción. En el ejemplo, el orden total es 3.

En general, para una reacción química del tipo:

aA + bB > cC + dD

la expresión de la ecuación de velocidad es:

Velocidad = k [A]ⁿ[B]^m

donde n y m se obtienen experimentalmente y representan el orden parcial de la reacción respecto al reactivo A y al reactivo B. La suma m + n determina el orden total de la reacción.

La constante de proporcionalidad se designa con la letra k y se denomina constante de velocidad. Formalmente, es la velocidad de la reacción cuando las concentraciones de todos los reactivos son la unidad.

La constante de velocidad es específica para cada reacción química y depende de la temperatura.
Las unidades de k vienen determinadas por el orden de la reacción y deben adaptarse a la condición de que la velocidad debe expresarse en las unidades mol/l × s (variación de la concentración por unidad de tiempo).

Determinación de la ecuación de velocidad

La ecuación de velocidad puede determinarse de forma sencilla mediante el método de la velocidad inicial, cuando las concentraciones de los reactivos son todavía elevadas y puede medirse la velocidad instantánea. La estrategia consiste en estudiar cómo se modifica la velocidad variando la concentración de uno de los reactivos, manteniendo constante la del resto.
Variación de la concentración de Br2 en función del tiempo.

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La velocidad de una reacción química depende del grado de división de los reactivos

El cinc en polvo reacciona mucho más rápido que el cinc en virutas, como se pone de manifiesto en la velocidad de formación de hidrógeno gaseoso.

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Unidades de la constante de velocidad

Las unidades de k vienen determinadas por la forma de la ecuación de velocidad y por el hecho de que la velocidad debe expresarse como cambio de concentración por unidad de tiempo (usualmente en mol/l × s). Por ejemplo, para la reacción:

2NO (g) + Cl2 (g) > 2NOCl (g)

a 25 oC es:

k = 1,2 x 10² mol^-2 l² s^-1

ya que

velocidad = k [NO]2 [Cl2]

y el producto

mol^-2 l² s^-1(mol l^-1)² mol l^-1

tiene unidades de velocidad

mol l^-1 s^-1.

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Energía de activación.


Ecuación de Arrhenius.


Catálisis

La velocidad de casi todas las reacciones químicas aumenta con la temperatura. Muchas reacciones químicas de importancia industrial se llevan a cabo a temperaturas superiores a la ambiental, ya que en esas condiciones, la velocidad de la reacción permite que su explotación sea viable desde el punto de vista económico. Por el contrario, una forma de preservar los alimentos consiste en almacenarlos a baja temperatura para que, de esa forma, la velocidad de descomposición bacteriana disminuya.

Energía de activación

Para que exista una reacción química es necesario que las moléculas de los reactivos colisionen entre sí. Para que la colisión sea efectiva es necesario que las moléculas choquen con la orientación adecuada y con la energía suficiente.

Por otra parte, una reacción química es consecuencia de la reorganización de los átomos de los reactivos para dar lugar a los productos. Este proceso no se lleva a cabo directamente, sino a través de una asociación transitoria de las moléculas o estado intermedio denominado complejo activado.

A la energía necesaria para que los reactivos formen el complejo activado se le llama energía de activación, E_a , y representa la barrera de energía que han de salvar las moléculas para que tenga lugar la reacción.

En los choques moleculares, parte de la energía cinética puede convertirse en energía potencial. Para que un choque entre las moléculas sea efectivo, es necesario que la energía cinética de las moléculas sea superior a la energía de activación.

En la gráfica se muestra la variación de la energía potencial en el choque de una molécula de O₃ con otra de NO hasta formar los productos de reacción NO₂ y O₂.

Relación de k con la temperatura

La ecuación de Arrhenius relaciona la constante de velocidad con la temperatura, para una determinada reacción química:

k = Ae^-E_a^/RT

donde A es una constante que tiene las mismas unidades que la constante de velocidad; Ea es la energía de activación (unidades de energía) y R es la constante de los gases que se expresa en unidades compatibles con las de la energía de activación.

En forma logarítmica, la ecuación puede expresarse:

Concepto de catálisis

Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción química, permitiendo que ésta transcurra a mayor velocidad.

Los catalizadores no modifican el estado de equilibrio de un sistema químico, esto es, su constante de equilibrio. Participan activamente en la reacción pero no se consumen, ya que se regeneran en el transcurso de la misma y, por tanto, no aparecen en la ecuación química ajustada.

Tipos de procesos catalíticos

La catálisis puede ser de dos tipos:

• Heterogénea, si el catalizador se encuentra en distinta fase que los reactivos. Normalmente, el catalizador heterogéneo es un sólido a través del cual se hace pasar una mezcla de gases, que son los reactivos.
  Los catalizadores heterogéneos suelen ser metales finamente divididos u óxidos metálicos dispersos en un soporte inerte, ya que de esta manera se incrementa la superficie activa, que es donde se produce la reacción.
  Un ejemplo es la reacción de hidrogenación de eteno para dar etano, que se produce rápidamente a temperatura ambiente y presión atmosférica, en presencia de níquel finamente dividido.
  
• Homogénea, cuando el catalizador está en la misma fase que los reactivos. Un ejemplo es la descomposición del peróxido de hidrógeno, H2O2 , que se acelera considerablemente en presencia de iones yoduro:

2 H₂O₂ (l) > 2 H₂O (l) + O₂ (g)

La reacción tiene lugar en dos etapas; el catalizador homogéneo se consume en la primera pero se recupera en la segunda.

Los procesos catalíticos también son frecuentes en los seres vivos. Así, las enzimas actúan como catalizadores biológicos altamente específicos, capaces de incrementar la velocidad de las reacciones bioquímicas en factores que pueden llegar hasta 10¹².

El efecto de un catalizador en una reacción química es proporcionar un mecanismo alternativo con una energía de activación inferior.







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Termoquímica.


Primer principio, energía interna, entalpía y ley de Hess

Cuando se produce una reacción química, no sólo hay una transformación de unas sustancias en otras, sino que también tiene lugar un cambio energético. Este cambio es tal, que la reacción consume o produce energía, ya sea en forma de calor, trabajo mecánico, trabajo eléctrico o energía luminosa.

Sistemas termodinámicos

Sistema es la porción de materia cuyas propiedades estamos estudiando.

Todo lo que le rodea constituye el ambiente o entorno.

El conjunto formado por el sistema y el ambiente se denomina universo.

El estado termodinámico del sistema es el conjunto de condiciones que especifican todas sus propiedades: temperatura, presión, composición y estado físico.

Las variables de estado son las magnitudes que determinan los valores de todas las propiedades y el estado del sistema.

Funciones de estado son magnitudes que tienen valores fijos característicos de cada estado del sistema. Su valor sólo depende del estado del sistema y no de la forma en que el sistema alcanzó ese estado. Cualquier propiedad del sistema que sólo dependa de los valores de sus funciones de estado también es una función de estado.

En una reacción química, las sustancias que intervienen constituyen el sistema termodinámico, que evoluciona desde un estado inicial (reactivos) hasta un estado final (productos).

Según su relación con el entorno, los sistemas pueden ser:

• Aislados: son aquellos que no intercambian materia ni energía con el entorno; este sistema no produce efectos observables sobre el exterior.
• Cerrados: son aquellos que intercambian energía, pero no materia con el ambiente.
• Abiertos: son los que intercambian energía y materia con el exterior.

Primer principio de la termodinámica

El primer principio de la termodinámica establece que la energía de un sistema siempre se conserva y enuncia que si un sistema recibe calor del medio y realiza un trabajo, la diferencia entre ambos se invierte en producir una variación de la energía interna del sistema (DE).

Matemáticamente, se expresa como:

DE = Q - W

La energía interna es una función de estado. No puede conocerse su valor absoluto, sino sólo la variación que experimenta entre el estado inicial y el final del sistema.

Aplicación a las reacciones químicas

Las aplicaciones fundamentales son:


Transferencia de calor a volumen constante:

DE = Q - W = Q - PDV = Q_v



Transferencia de calor a presion constante:

DE = Q - W = Q_p - PDV

Entalpía

En las reacciones químicas que transcurren a presión constante, se establece que:

Qp = H2 - H1 = DH

donde H es la magnitud energética denominada entalpía.

La entalpía es una función de estado. No puede conocerse su valor absoluto, sino solo la diferencia entre el estado inicial y final.

Ecuaciones termoquímicas

En las reacciones que transcurren a presión constante, la variación de entalpía puede determinarse midiendo el calor absorbido o desprendido en una reacción que tiene lugar en un recipiente abierto:

Q = c m DT

donde:

Q = calor absorbido o desprendido, en julios

c = calor específico del agua = 4,18 J/g ºC

m = masa de agua, en g

DT= variación de temperatura, en ºC

Ley de Hess

La ley de Hess dice que el valor de DH en una reacción química es el mismo si ésta transcurre directamente o por etapas.

Si la reacción puede expresarse como la suma de dos o más reacciones:

Ecuación [3] = Ecuación [1] + Ecuación [2] + ...

entonces, DH se puede expresar como: DH3 = DH1 + DH2 + ...

Entalpía molar estándar de formación

La entalpía molar estándar de formación, DHf º, de una sustancia, es la variación de entalpía cuando un mol de dicha sustancia o compuesto se forma a partir de los elementos que la componen en su forma más estable a 25 º C y 1 atm de presión.

Cálculos del DH en una reacción

En cualquier reacción química, la variación de entalpía, Hº reacc , es igual a la diferencia entre la suma de las entalpías de formación estándar de los productos y la suma de las entalpias de formacion de los reactivos.

DHº reacc = å DHº f (productos) - å DHº f (reactivos)

Dado que una reacción puede expresarse como la suma algebraica de otras, su entalpía de reacción es igual a la suma de las entalpías de reacción.

Laboratorio de química



La mayor parte de las reacciones que se realizan en el laboratorio transcurren a la temperatura y presión atmosférica del lugar. El sistema (que en este caso es abierto) está formado por las sustancias que intervienen o se forman en la reacción; todo lo demás es el ambiente o entorno del sistema.

Entalpia de una reacción

Reacción exotérmica: la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos, es decir, DH < 0.

Reacción endotérmica: la entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos, esto es, DH > 0.

Representación esquemática de una reacción

La flecha oscura indica la ruta directa de reactivos a productos. La serie de flechas grises es una ruta teórica por la cual los reactivos se convierten en elementos y después éstos en productos (todos en estado estándar).

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Termoquímica.

Energía de enlace, espontaneidad y entropía

Durante el proceso de formación de un enlace químico tiene lugar una disminución de la energía del sistema. Esto produce una transferencia de energía hacia el exterior, cuyo valor es igual a la variación de energía interna del sistema al formarse el enlace.

Energía de enlace

La energía de enlace A-B se define como la energía necesaria para que un mol de AB en estado gaseoso se separe en sus átomos gaseosos correspondientes, A y B.

En una molécula diatómica la energía de enlace se puede definir como la energía de su proceso de disociación:

H₂ (g) > 2 H (g)

DH = 104,2 kJ

Esto quiere decir que la energía del enlace H - H en la molécula de H2 es de 104,2 kJ por mol.

La energía de enlace se puede calcular cuando se conoce la entalpía de formación del compuesto AB y las variaciones de entalpía de los cambios de estado correspondientes o las variaciones de entalpía de disociación.


Calor de reacción a volumen constante

Según el primer principio de la termodinámica

DE = Q - W

Cuando las reacciones químicas tienen lugar a volumen constante, W = 0, por lo que:

DE = Qv

siendo Qv el calor de reacción a volumen constante.

Qv es la energía calorífica intercambiada cuando la reacción se efectúa a volumen constante y los productos formados están a la misma temperatura que estaban los reactivos en el momento de iniciarse la reacción.

En este caso, Qv corresponde a la variación de energía interna entre el estado inicial y final, por lo que se trata de una función de estado.

En las reacciones en que intervienen gases y se verifica que Dn = 0, tambíen se tiene que DV = 0, aunque tenga lugar en un recipiente abierto a presión constante. Por tanto, son tambíen reacciones a volumen constante, siendo el calor absorbido o desprendido igual a la variación de la energía interna.

Espontaneidad de las reacciones químicas

Se denominan procesos químicos espontáneos los que tienen lugar de forma natural en unas condiciones determinadas. Sobre esto pueden hacerse algunas consideraciones:

• Algunos procesos espontáneos requieren un estímulo inicial. Es el caso de la reacción de formación del agua.
• La espontaneidad no implica nada acerca de la velocidad de los procesos. Por ejemplo, la oxidación del hierro es un proceso espontáneo extraordinariamente lento.
• Si una reacción es espontánea en determinadas condiciones, la reacción inversa no lo es en esas mismas condiciones. Así, la descomposición del agua mediante electrólisis no es espontánea, sino que necesita suministro de energía eléctrica y la reacción se detiene cuando se interrumpe el paso de la corriente eléctrica.
• La mayor parte de los procesos espontáneos son exotérmicos. Sin embargo, existen excepciones, como la fusión del hielo, que es un proceso endotérmico y espontáneo.
• Existen reacciones no espontáneas a bajas temperaturas, pero que sí lo son a temperaturas elevadas. Es el caso de la descomposición del carbonato de calcio.

Entropía

La entropía es una función de estado (no puede conocerse su valor absoluto, sino sólo la diferencia entre los estados inicial y final).

Se define como:



siendo DQ el calor absorbido o cedido y T la temperatura.

La entropía mide el grado de desorden de un sistema. Los sistemas desordenados tienen una entropía elevada, mientras que los sistemas ordenados tienen una entropía muy baja.

En las reacciones exotérmicas (se produce desprendimiento de calor) aumenta la entropía del entorno.

En las reacciones endotérmicas (se absorbe calor) disminuye la entropía del entorno.


Ejemplos de reacciones químicas espontáneas

Oxidación del hierro expuesto a la intemperie:

2 Fe (s) + 3/2 O₂ + 3 H₂O (l) > 2 Fe (OH)₃ (s) ;

DH = -791 kJ

Combustión de una cerilla al frotarla:

P₄S₃ (s) + 8 O₂ (g) > P₄O₁₀ (s) + 3 SO₂ (g) ;

DH = -620 kJ

Inflamación de una mezcla de oxigeno e hidrogeno en presencia de una chispa:

2 H₂ (g) + O₂ (g) > 2 H₂O (l)

DH = -572 kJ

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Energía de enlace C-H en el metano

C (g) > C (grafito)
DH = - 712,3 kJ



2 H (g) > H₂ (g)
DH = - 435,6 kJ



C (grafito) + 2 H₂ ® CH₄
DH = - 74,8 kJ




Multiplicando por 2 la segunda ecuación y sumando miembro a miembro, obtendremos:

C (g) + 4 H (g) > CH₄ (g)

DH = - 1.658,2 kJ



Ésta sería la reacción de formación de cuatro enlaces

C-H y, como son idénticos, cada uno de ellos tendrá una energía de enlace de 414,6 kJ.

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Capacidad calorífica

La cantidad de calor necesaria para elevar un grado centígrado o uno Kelvin la temperatura de una sustancia se denomina capacidad calorífica © de la sustancia.

La capacidad calorífica de un mol se llama capacidad calorífica molar (Cm) y se mide en J/mol.K. La capacidad calorífica de la unidad de masa se llama calor específico (ce) cuya unidad es J/g ºC.

El calor necesario para elevar en DT la temperatura de una cantidad de sustancia es:

Q = CDT

Dependiendo de las magnitudes elegidas se aplica una de estas dos expresiones:

Q = nCmDT o

Q = mceDT

Siendo n el número de moles y m la masa.

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Átomo y mol

Teorías atómicas

En 1803, Dalton (1766-1844) formula su teoría atómica, con la que trataba de explicar las leyes químicas conocidas hasta esta fecha. Dicha teoría fue admitida por los hombres de ciencia hasta principios del siglo XX, en que, como consecuencia de nuevos descubrimientos, surgió la necesidad de desarrollar nuevas teorías.

Teoría atómica de Dalton

La teoría atómica de Dalton se resume en los siguientes puntos:

• La materia es discontinua. Está formada por partículas materiales independientes llamadas átomos, los cuales son indivisibles.
  
  
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí tanto en masa como en propiedades físicas y químicas.
  
  
• Los átomos de elementos diferentes son distintos en cuanto a masa y demás propiedades.
  
  
• Los compuestos se forman por la unión de átomos de los elementos correspondientes, en una relación numérica sencilla.

Modelo atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson (1856-1940) postula que el átomo se compone de una esfera cargada positivamente en la que reside la mayor parte del átomo y sobre la cual se incrustan los electrones.

Modelo atómico de Thomson.

Modelo atómico de Rutherford

Según el modelo atómico de Rutherford (1831-1937), el átomo está formado por una esfera en la que se concentra casi toda la masa del sistema (protones y neutrones) y en torno a la cual giran unas partículas (electrones) de la misma manera que lo hacen los planetas en torno al Sol.

Los protones del núcleo se encuentran cargados positivamente y los electrones negativamente.

Modelo atómico de Rutherford.

Modelo atómico de Bohr

Para Bohr (1885-1962), el átomo está constituido de la siguiente forma:

• En el centro del mismo se ubica el núcleo, partícula muy pequeña donde residen la casi totalidad de su masa y la carga positiva. El número de cargas positivas del núcleo (protones) coincide con el número atómico del elemento.
  
  
• En torno al núcleo giran los electrones (en número igual al de protones y al número atómico), portadores de la carga negativa, describiendo órbitas circulares.
  
  
• Los electrones mientras giran en su órbita no emiten radiaciones. Cuando saltan a una órbita más cercana al núcleo emiten radiación energética, y cuando pasan a una órbita superior la absorben.

Las modernas teorías atómicas

Hacia 1920, como consecuencia del estudio de los espectros de elementos con gran número de electrones, se dudó de la bondad de la teoría de Bohr.

Sommerfeld (1868-1951) descubrió que la teoría de Bohr era incompleta, pues las órbitas electrónicas también podían ser elípticas. Modificó los postulados de éste, afirmando que las órbitas descritas por los electrones dentro de un nivel energético definido podían ser circulares o elípticas, lo que supone diferencias en los estados energéticos de los electrones (subniveles energéticos).

Posteriormente se dedujo que el movimiento de los electrones no se desarrolla en órbitas bien definidas, sino que describe un movimiento complejo.

El movimiento del electrón describe órbitas complejas, con lo cual existe la probabilidad de encontrarlo en una posición determinada. Las zonas donde «probablemente» se encuentra el electrón reciben el nombre de orbitales.

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La hipótesis de Dalton explica las reacciones químicas

Según la teoría atómica de Dalton, una reacción química consiste en un reagrupamiento de los átomos de los elementos.

En el ejemplo de la figura, n átomos de carbono se combinan con 2n átomos de oxígeno para formar dióxido de carbono, pudiendo sobrar átomos de algún elemento.

Partículas elementales del átomo

Sommerfeld

(1868-1951) Físico alemán, modificó la teoría atómica de Bohr aplicando conclusiones de la física cuántica.

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La tabla periódica

Desde comienzos del siglo XIX, los científicos han agrupado los elementos químicos en tablas, ordenadas en función de sus propiedades. Fruto de estos trabajos es la tabla periódica, tal como la conocemos y utilizamos hoy. La tabla consta de 18 columnas, donde los elementos ocupan sus lugares atendiendo al orden creciente del número atómico Z. Los metales están separados de los no metales, los gases nobles ocupan el final de cada periodo y las tierras raras (lantánidos y actínidos) están fuera de la tabla en dos filas de 14 elementos cada una.

Estructura de la tabla periódica

La tabla periódica consta de 7 filas horizontales o periodos, numerados del 1 al 7, y de 18 columnas verticales o grupos, numerados del 1 al 18.

Además de esta ordenación, es frecuente referirse a cuatro bloques denominados S, P, D y F, según sea el orbital ocupado por la capa de valencia.

El bloque S está formado por los elementos de los grupos 1 y 2. Los elementos del grupo 1, los metales alcalinos, tienen configuración electrónica ns1. Los metales alcalinotérreos, situados en el grupo 2, tienen configuración ns².

El bloque P lo forman los grupos del 13 al 18, cuyos electrones de valencia ocupan los orbitales p.

A partir del grupo 13, con configuración externa ns²np¹, comienza el grupo p.

Los elementos del grupo 17, halógenos, tienen configuración electrónica ns²np⁵.

Los elementos del grupo 18, gases nobles, tienen la capa de valencia completa, siendo su configuración electrónica ns²np⁶.

Los elementos del bloque D, denominados elementos de transición, están en el centro de la tabla, ocupando los grupos del 3 al 12. Los electrones externos ocupan los orbitales d correspondientes al nivel n–1. Las configuraciones varían desde (n–1)d¹ns² en el grupo 3, hasta (n–1)d¹⁰ns² en el grupo 12.

El bloque F comprende los elementos de transición interna.

Están formados por dos series de 14 elementos cada una, ocupando los electrones orbitales f del nivel (n-2). La configuración electrónica, con algunas excepciones, puede escribirse de forma general como (n–2)f^1–14×(n–1)d¹ns², tomando n un valor de 6 para los lantánidos y 7 para los actínidos. Algunas propiedades físicas de los elementos varían regularmente en función de su configuración electrónica, esto es, de su posición en la tabla periódica. Por eso se denominan propiedades atómicas periódicas.

Tabla periódica de los elementos.

Energía de ionización

Se denomina energía de ionización (EI) a la energía necesaria para separar un electrón de un átomo gaseoso y formar un ion:

Variación de la energía de ionización en la tabla periódica.

Afinidad electrónica

La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la energía interna intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un ion mononegativo:

Variación del valor absoluto de la afinidad electrónica en la tabla periódica.

Electronegatividad

Se define la electronegatividad (EN) de un elemento como la capacidad relativa de un átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace químico.

Variación de la electronegatividad en la tabla periódica.

Carácter metálico

El carácter metálico (c.m.) aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en los grupos de los elementos representativos.

Variación del carácter metálico en la tabla periódica.

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Número de electrones

El máximo número de electrones en cada capa es igual a 2n².

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Propiedades de los no metales

Los elementos no metálicos se caracterizan por poseer muchos electrones en el orbital de nivel más externo y por su tendencia a ganar electrones para adquirir configuración de gas noble. Las combinaciones entre elementos no metálicos suelen ser sustancias covalentes.

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Propiedades de los metales

La característica más importante de los metales es su facilidad para perder electrones y formar iones positivos. Los elementos metálicos reaccionan con los no metálicos para formar compuestos iónicos.

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Enlaces entre átomos

Una unión determinada entre los átomos, consecuencia de las fuerzas de atracción entre ellos, se llama enlace químico. Los tipos de enlace más importantes son: iónico, covalente y metálico, existiendo otros menos importantes que son el enlace de hidrógeno y el enlace de Van der Waals.

Enlace iónico

El enlace iónico es aquel que tiene lugar entre un metal y un no metal, debido a que:

- Los electrones de los metales están muy poco ligados al núcleo y tienden a escapar de él, formando iones positivos: (átomos con carga eléctrica positiva)

Na > Na⁺ + 1 e^-

- Los átomos de los no metales tienden a captar electrones, formando iones negativos (átomos con carga eléctrica negativa).

Cl + 1 e^- > Cl^-

Como las cargas de distinto signo se atraen, el ion sodio y el ion cloruro se unirán mediante un enlace iónico hasta la distancia que sus radios permitan, creándose el cristal de cloruro sódico.

- Los compuestos iónicos poseen punto de fusión elevado, no conducen la electricidad y, por regla general, son solubles en agua y en disolventes polares.

Enlace covalente

El enlace covalente tiene lugar entre átomos de no metales. El enlace se forma por compartición de electrones (uno aportado por cada átomo), los cuales, tras el enlace, pertenecen a los dos átomos que se unen.

El cloro posee 7 electrones de valencia (su capa de valencia es 3s23p5), por lo que tiende a ganar un electrón para completar el octeto. Para formar la molécula de cloro, los dos átomos se unen entre sí mediante la compartición de dos electrones, uno aportado por cada átomo.

La formación de enlaces covalentes puede dar lugar a dos tipos de sustancias con estructuras y propiedades diferentes:

- Sólidos con redes covalentes (con átomos unidos formando un entramado tridimendional). Algunos ejemplos de este tipo de compuestos son:

• El dióxido de silicio.
• El diamante.
• El grafito.

- Sustancias moleculares (moléculas individuales) unidas entre sí por fuerzas intermoleculares débiles. Pueden presentarse en tres estados:

• Gases a temperatura ambiente, como, por ejemplo, el oxígeno, el dióxido de carbono y el metano.
• Líquidas, como el agua, el bromo y el etanol.
• Sólidas, como el yodo, la sacarosa y el naftaleno.

Enlace metálico

El enlace metálico tiene lugar entre los metales.

En este enlace no existe una auténtica unión entre los átomos, sino una red de iones positivos, y entre los espacios vacíos circulan electrones libres.

Según la teoría del mar de electrones, la estructura metálica está formada por cationes del metal rodeados de un mar de electrones. La fuerza de unión es la atracción entre los iones positivos del metal y los electrones circundantes que se mueven libremente.

Los metales son sólidos a temperatura ambiente, densos, dúctiles y maleables. Sus puntos de ebullición varían mucho, siendo bajos en los alcalinos y elevados en los metales centrales de transición. Son buenos conductores del calor y de la electricidad.

Fuerzas intermoleculares

Las moléculas de las sustancias covalentes moleculares se atraen entre sí mediante fuerzas intermoleculares. Estas interacciones, de carácter electrostático, son función de la naturaleza de las moléculas.

Las fuerzas intermoleculares tienen lugar entre partículas individuales (átomos, iones y moléculas) de una sustancia, siendo más débiles que las uniones intramoleculares (enlaces iónico o covalente).

Son de dos tipos:

• Fuerzas de Van der Waals: este término se aplica a todas las interacciones entre las moléculas, ya sean polares o no polares: fuerzas de London, si las interacciones son entre moléculas no polares, y fuerzas dipolo-dipolo, si las interacciones son entre moléculas polares.
  
• Los enlaces por puente de hidrógeno: se forman entre las moléculas covalentes polares que contienen hidrógeno unido a átomos pequeños muy electronegativos (flúor, oxígeno o nitrógeno).

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Enlace covalente coordinado

Cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos iguales, los electrones del enlace se encuentran igualmente atraídos por los dos núcleos y el centro geométrico de las cargas positivas coincide con el de las negativas. Se trata de un enlace apolar.

Si los dos átomos que se unen aportan el mismo número de electrones, el enlace se denomina covalente puro. Si uno de los átomos aporta más electrones que el otro, se trata de un enlace covalente coordinado o dativo.

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Estructura de un metal según la teoría del mar de electrones


Los electrones evitan la repulsión de los cationes.

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Puentes de hidrógeno




Las moléculas de agua se atraen mediante este tipo de fuerza.

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Fuerzas entre dipolos permanentes


Estas fuerzas suelen ser débiles.




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Formulación de compuestos inorgánicos binarios

Una fórmula química es la representación simbólica de la molécula de un elemento químico. Las fórmulas están compuestas por símbolos, que representan a los elementos cuyos átomos entran a formar parte en el compuesto.El número de átomos de cada elemento se indica con subíndices.


Compuestos binarios

Son compuestos en los que intervienen dos elementos químicos diferentes. Para formular los compuestos binarios se escribe primero el metal y luego el no metal, mientras que para nombrarlos se invierten los términos.

Existen tres métodos de nomenclatura:

• Nomenclatura tradicional: requiere conocer la valencia de los elementos y la relación en que se combinan los átomos.
  
  
• Nomenclatura sistemática: (IUPAC) utiliza los prefijos para indicar el número de átomos de cada elemento, sin requerir el conocimiento de las valencias.
  
  
• Nomenclatura de Stock: se indica con números romanos entre paréntesis la valencia del metal.

Combinaciones binarias del hidrógeno

El hidrógeno da lugar a las siguientes combinaciones binarias:

• Combinaciones con F, Cl, Br, I, S, Se y Te, denominadas hidrácidos.

Su fórmula general es X_nH. Se denominan con el nombre del elemento terminado en -uro seguido de «de hidrógeno».

Combinaciones binarias del oxígeno

Los óxidos son la combinación de un elemento con el oxígeno. Si el elemento es un metal, son óxidos propiamente dichos. Si se trata de un no metal, reciben el nombre de anhídridos. Su fórmula general es X₂O_n.
Según la nomenclatura clásica, para nombrarlos se utiliza la expresión óxido seguida del nombre del elemento, al cual se le añadirá un sufijo u otro según la valencia con la que actúe.

Por ejemplo, el cloro puede actuar con cuatro valencias (1, 3, 5, 7), por lo que puede formar los siguientes anhídridos:

Cl₂O Óxido de cloro (I)

Cl₂O₃ Óxido de cloro (III)

Cl₂O₅ Óxido de cloro (V)

Cl₂O₇ Óxido de cloro (VII)

Si el elemento sólo tiene dos valencias, se añade la terminación -ico cuando actúa con la mayor y -oso cuando actúa con la menor.

Atendiendo a la nomenclatura de la IUPAC, se nombran con la expresión «óxido de» seguida del nombre del elemento. Si éste posee más de una valencia, se añadirá entre paréntesis y con números romanos el número de oxidación con el que actúa. Para el ejemplo del cloro, sería:

Cl₂O Óxido de dicloro

Cl₂O₃ Trióxido de dicloro

Cl₂O₅ Pentóxido de dicloro

Cl₂O₇ Heptaóxido de dicloro

Antecedentes históricos

En 1921 se fundó en la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), la Comisión para el Estudio de la Nomenclatura Química Inorgánica, con el objetivo de establecer reglas para asignar nombres sistemáticos a los compuestos inorgánicos.

A consecuencia de ello, se publicaron unas reglas internacionales, que se conocen como nomenclatura IUPAC, a diferencia de la nomenclatura clásica.

Denominaciones específicas

Por lo general, el nombre con que se conoce a algunos hidruros no metálicos no sigue ninguna regla de formulación. Es el caso de:

NH₃ Amoníaco

PH₃ Fosfina

AsH₃ Arsina

CH₄ Metano

SiH₄ Silano

Valencia

Se define como valencia de un elemento el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse con el mismo, o ser sustituidos por él.

Pirita

La pirita (sulfuro de hierro) es una combinación binaria natural que durante siglos ha sido procesada en los altos hornos para obtener el hierro, aunque hoy su principal aplicación es la obtención de ácido sulfúrico.

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Formulación de compuestos inorgánicos ternarios

Las combinaciones ternarias son aquellas en cuyas moléculas intervienen átomos de tres elementos distintos. Normalmente, forma parte de su combinación el oxígeno, que actúa con número de oxidación ?2. Dentro de los compuestos ternarios se distinguen tres grupos principales: hidróxidos o bases, oxoácidos u oxácidos y sales u oxisales.

Hidróxidos o bases

Los hidróxidos o bases resultan de la combinación de un catión, generalmente metálico, con el ion hidróxido, OH-.

Su fórmula general es X(OH)n.

Al igual que los compuestos binarios, pueden nombrarse de acuerdo con las nomenclaturas clásica y sistemática. Según la primera, se denominarían como «hidróxido de», seguido del nombre del metal y añadiendo una terminación indicativa de su valencia. Esta terminación sigue las mismas reglas que en los compuestos binarios.

Atendiendo a la nomenclatura sistemática, se nombrarían con la palabra «hidróxido», precedida de un prefijo, que indica el número de grupos (OH) de la molécula y el nombre del metal.

Oxoácidos u oxácidos

Los oxoácidos se obtienen de la combinación de un no metal con hidrógeno y oxígeno. Su fórmula general es HaXbOc. Como norma práctica, en la mayoría de los casos se obtienen de los anhídridos u óxidos de los no metales, a los que se suma una molécula de agua.

Así, el ácido nítrico se forma a partir de la adición de una molécula de agua al óxido de nitrógeno (V).

N2O5 + H2O > H2N2O6 > HNO3

Lo mismo sucede con el ácido sulfúrico:

SO3 + H2O > H2SO4

Los oxoácidos se nombran utilizando la nomenclatura tradicional. Por ejemplo:

Cl2O + H2O > H2Cl2O2 > HClO ácido hipocloroso
Cl2O3 + H2O > H2Cl2O4 > HClO2 ácido cloroso
Cl2O5 + H2O > H2Cl2O6 > HClO3 ácido clórico
Cl2O7 + H2O > H2Cl2O8 > HClO4 ácido perclórico

Sales u oxisales

Las sales u oxisales resultan de la sustitución de los hidrógenos de los oxácidos por un metal.

Se denominan de acuerdo con el nombre del ácido, añadiendo al no metal la terminación -ito, cuando el ácido acaba en -oso, y -ato, cuando el ácido acaba en -ico, seguido de la preposición «de» y del nombre del metal. Si éste tiene más de un número de oxidación, o bien se le añade entre paréntesis y con números romanos el número de oxidación con el que actúa, nomenclatura stock.

Por ejemplo, NaNO3 , resulta de la sustitución en HNO3 del hidrógeno por el metal sodio. Como procede del ácido nítrico, se nombra como «nitrato». Dado que el sodio sólo tiene una valencia, se añade la terminación «de sodio».

Ejemplos de compuestos inorgánicos ternarios

Fe(OH)3.................................Trihidróxido de hierro o hidróxido de hierro (III)
LiOH.......................................Hidróxido de litio
Al(OH)3..................................Hidróxido de aluminio
HClO......................................Ácido hipocloroso
H2SO3....................................Ácido sulfuroso
HNO.......................................Ácido hiponitroso
H2CO3....................................Ácido carbónico
Na2SO4...................................Sulfato de sodio
Fe(NO3)2.................................Nitrato de hierro (II)
Al(ClO3)3................................Clorato de aluminio
CaCO3....................................Carbonato de calcio

Resumen de compuestos inorgánicos

Tipos de elementos................................Tipos de compuestos
Metal + oxígeno.....................................Óxido básico
No metal + oxígeno................................Óxido ácido
Metal + hidrógeno..................................Hidruro metálico
Hidrógeno + no metal.............................Hidruro no metálico
Metal + no metal....................................Sal binaria
Metal + oxígeno + hidrógeno..................Hidróxido
Hidrógeno + no metal + oxígeno..............Ácido oxácido
Metal + no metal + oxígeno.....................Oxisal

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El hidróxido de calcio

El cemento mezclado con agua reacciona produciendo un compuesto básico, el hidróxido de calcio, que es el responsable de las manchas blancas que se aprecian en algunas edificaciones.

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El ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico (antiguo aceite de vitriolo) lo obtuvo por primera vez, en el siglo XV, Basilio Valentín, mediante la destilación del vitriolo de hierro (sulfuro ferroso) con arena.

Modernamente, el ácido sulfúrico presenta gran variedad de aplicaciones industriales:

· En el proceso de fabricación de abonos químicos (superfosfatos).

· En la fabricación de productos químicos, colorantes y desinfectantes.
· En la fabricación de plásticos, explosivos y otros procesos industriales.

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Estalactitas y estalagmitas

Cuando las aguas naturales con mucho bicarbonato cálcico (aguas duras) pierden dióxido de carbono y se filtran entre las grietas de las piedras en las paredes y techo de las cuevas, se forman estalactitas y estalagmitas, esas estructuras cristalinas tan curiosas que podemos ver en algunas grutas.

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Composiciones porcentuales y fórmulas químicas

Una ley fundamental de la química afirma que en todo compuesto químico que esté formado por dos o más elementos diferentes, éstos se encuentran presentes en dicho compuesto en una cantidad o composición porcentual determinada.

Lo que quiere decir, por ejemplo, que el hidróxido de aluminio Al(OH)3 que se obtenga en España tendrá el mismo porcentaje de aluminio, de oxígeno y de hidrógeno que el que se pueda obtener en cualquier otra parte del mundo.

La composición porcentual a través de la fórmula química

Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo.

Ejemplo:

Una molécula de dióxido de azufre, SO₂, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.

Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.


El problema puede resolverse por dos vías:

- Utilizando unidades de masa atómica:


Masa molecular del SO₂ = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u.


Porcentaje de azufre en el compuesto:




Porcentaje de oxígeno en el compuesto:





- Utilizando gramos:

1 mol de moléculas de SO₂ (64,1 g) contiene 1 mol de átomos de azufre (32,1 g) y 2 moles de átomos de oxígeno (16,0 g).



Porcentaje de azufre en el compuesto:

Si en 64,1 g de SO₂ hay > 32,1 g de azufre, en 100 g habrá > x, luego





Porcentaje de oxígeno en el compuesto:

Si en 64,1 g de SO₂ hay > 32,0 g de oxígeno, en 100 g habrá > x, luego

La fórmula química de un compuesto a través de su composición porcentual

Conocida la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental en gramos, se puede determinar su fórmula más simple mediante cálculos elementales.

La fórmula más simple o fórmula empírica de un compuesto es la menor relación entre el número de átomos presentes en una molécula de ese compuesto.

A través de la composición porcentual de un compuesto, puede conocerse su fórmula empírica.

Ejemplo:

El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene un 27,3% de carbono y un 72,7% de oxígeno en masa. Determinar la fórmula empírica de ese compuesto.

Para resolver el problema consideramos 100 g del compuesto. Dada la composición porcentual del mismo, de esos 100 g corresponden 27,3 al carbono y 72,7 al oxígeno. Con ello, se puede calcular el número de moles de átomos de cada elemento:




Dividiendo los dos números obtenidos se llega a una relación empírica entera entre ambos, a partir de la cual se tiene la relación de átomos en la fórmula empírica:





La fórmula empírica corresponde al CO2, dióxido de carbono.

El volumen molar

En los cálculos con gases es conveniente adoptar una unidad universal de volumen: el volumen molar. Se denomina así al volumen de cualquier gas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este volumen molar tiene un valor de 22,4 l.

Volumen molar

Gas...................................Masa..............Volumen en c.n...............Número de partículas

1 mol de helio....................4 g....................22,4 l...........................6,023 × 10²³átomos
1 mol de hidrógeno...........2 g......................22,4 l...........................6,023 × 10²³ moléculas
1 mol de butano...............58 g.....................22,4 l...........................6,023 × 10²³moléculas

Formación de disulfuro de hierro (FeS2) a partir de azufre y limaduras de hierro

En el compuesto resultante, los elementos azufre y hierro están presentes en una cantidad determinada: un átomo de hierro por cada dos átomos de azufre.

En algunos casos, al dividir por el número más pequeño de moles de átomos, resultan números no enteros. En este caso, para encontrar la relación de números enteros más simple, se multiplica por el número entero que con mayor seguridad convierta en enteros al resto de los números obtenidos.

Estructura molecular de la glucosa

Negro = carbono.

Gris = oxígeno.

Blanco = hidrógeno.

Por cada átomo de carbono hay dos de hidrógeno y uno de oxígeno. Esto quiere decir que la fórmula empírica de la glucosa es CH₂O, pero la fórmula molecular es C₆H₁₂O₆.

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La ley de los gases ideales. Mezclas de gases

La ecuación que representa la ley de los gases ideales o perfectos, al estar basada en las leyes individuales de los gases, siempre y cuando tengan un comportamiento ideal, resume la relación entre la masa de un gas y las variables P, V y T. En una mezcla de gases, la presión total ejercida por los mismos es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviese solo en las mismas condiciones.

Ley de los gases ideales

El estado de un gas queda determinado al relacionar cuatro magnitudes: volumen (V), temperatura (T), presión (P) y cantidad de gas expresada en moles (n). Las leyes que establecen estas relaciones son:

Ley de Boyle:

Ley de Charles:

V = constante × T (a P y n determinadas)

Ley de Avogadro:

V = constante × n (a P y T determinadas)

Combinando esas proporcionalidades se obtiene la relación:

Representando la constante por el símbolo R, obtenemos la ley de los gases ideales o perfectos:

PV = nRT

La constante R, denominada constante de los gases ideales o constante universal de los gases, tiene el mismo valor para todos los gases y puede calcularse a partir del volumen molar y de las denominadas condiciones normales de un gas (0 ºC y 1 atm).

El volumen molar de cualquier gas con comportamiento ideal se ha establecido experimentalmente en 22,4 litros. Por tanto:

La ecuación de los gases ideales o perfectos permite en todo momento relacionar volúmenes de gases, sea cual sea la presión y la temperatura de los mismos.

Mezclas de gases: ley de Dalton

En una mezcla de gases que no reaccionan entre sí, cada molécula se mueve independientemente, de una forma análoga a como si estuviera totalmente aislada.

En esa mezcla, cada gas se distribuye uniformemente por todo el espacio disponible, como si ningún otro gas estuviese presente. Las moléculas ejercen la misma presión sobre las paredes del recipiente que lo contiene que la que ejercerían si no hubiera ningún otro gas presente.

En 1803, Dalton (1766-1844) enunció la ley de las presiones parciales: «en una mezcla de gases, la presión total ejercida por los mismos es la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviese solo en las mismas condiciones».

Si varios gases, A, B y C, se colocan en un mismo recipiente, acaban formando una mezcla homogénea. La presión que cada gas ejerce individualmente en una mezcla se denomina presión parcial.

La ley de Dalton de las presiones parciales se expresa:

P_total = P_A + P_B + P_C + …

Tanto la mezcla de los gases como cada componente individual cumplen la ecuación de los gases ideales o perfectos:

P_total × V = (n_A + n_B + n_C+ …) RT

Relaciones entre masa, densidad y masa molecular o molar de un gas

Volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas en las mismas condiciones de presión y temperatura. Manteniendo constantes estas condiciones, las masas de idénticos volúmenes de gases deben ser proporcionales a las masas de las moléculas que los forman. Se cumple:

Conocidas la presión, el volumen y la temperatura a que se encuentra un gas, puede deducirse la masa molecular, la densidad del gas o la masa de una muestra:

Sustituyendo en la ecuación de los gases ideales:

De igual forma, puede conocerse la densidad de un gas:

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Cálculos de volumen

En los cálculos con gases es conveniente adoptar una unidad universal de volumen. Al principio se empleó el centímetro cúbico pero, como consecuencia del principio de Avogadro, se adoptó el volumen molar.

El volumen molar es el que ocupa un mol de cualquier gas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (760 mm de Hg de presión, esto es, 1 atmósfera y 0 ºC de temperatura). Dicho volumen molar tiene un valor de 22,4 litros.

Un mol de cualquier gas, en condiciones normales, ocupa 22,4 litros y contiene 6,022 × 10²³ partículas (átomos, moléculas…).

Ejemplo

Una muestra de 2,37 g de gas butano, cuya fórmula es C₄H₁₀, ocupa un volumen de 2 l a una presión de 380 torr y a 25 ºC de temperatura. Determinar la masa molar del butano.

Datos:

1 torr = 1 mm de Hg;

masas moleculares: C = 12 u, H = 1 u

Pm= (m RT / PV) = (2,37g)
(0,082 atm x l / mol x K)

(273+25) K] / [(380 mm de Hg atm / 760 mm Hg).2 l] = 58,0 g

Efectivamente, se puede comprobar que el gas butano, C₄H₁₀, tiene una masa molar de:

4 x 12 g + 10 x 1g = 58,0 g

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Disoluciones estándar: concentración

En la naturaleza la materia no se encuentra constituida, por lo general, por un solo elemento o compuesto químico, sino por una mezcla de diferentes sustancias, si bien dentro de éstas hay que distinguir entre mezclas ordinarias y disoluciones. Las disoluciones son una mezcla de sustancias a nivel molecular, a diferencia de las mezclas ordinarias, en las que las sustancias se mantienen en partículas de tamaño más grande, apreciables a simple vista. En la formación de una disolución se desprende o absorbe calor (calor de disolución) como en las reacciones químicas.

Características de las mezclas, disoluciones y compuestos

Las características que diferencian a las mezclas, las disoluciones y los compuestos se resumen en la siguiente tabla:

Expresión de la concentración

La concentración de un soluto en un disolvente se expresa mediante una combinación de unidades que relacionan la masa o el volumen del soluto con la masa o el volumen de la disolución. La unidad de masa habitual es el gramo o el mol, y la unidad de volumen, el litro.

Las disoluciones pueden estar diluidas o concentradas, en función de la cantidad relativa de soluto y de disolvente que haya en la misma. Así, cualquier disolución que contenga una cantidad muy grande de soluto es una disolución concentrada; en cambio, si contiene muy poca cantidad de soluto en relación con el disolvente, se dice que está diluida.

Las formas más usuales de expresar la concentración son:

Porcentajes: la expresión de una concentración en forma de porcentajes puede ir referida a masa o a volumen:

Una disolución de azúcar en agua al 10% en masa quiere decir que contiene 10 gramos de azúcar por cada 100 gramos de disolución.



Molaridad (M) o concentración molar: es la expresión de la concentración referida al número de moles de soluto por litro de disolución:

Una disolución 10 molar de cloruro sódico (NaCl) contiene 10 moles de NaCl por litro de disolución.


Molalidad (m) o concentración molal: es la expresión de la concentración referida al número de moles de soluto por kilogramo de disolvente:

Una disolución 3 molal de NaCl contiene 3 moles de sal por kilogramo (o por litro en este caso) de agua.


Fracción molar: (X) se denomina fracción molar del soluto al cociente entre el número de moles de soluto de la disolución y el número total de moles: (disolvente y soluto)

Si se echa 1 mol de NaCl en 9 moles de agua, la fracción molar del soluto es:

Disoluciones iónicas y moleculares

Disolución de un gas en un líquido. Corriente de CO₂ disolviéndose en agua

Una disolución es molecular cuando cada partícula del soluto es una molécula, y es iónica cuando las moléculas del soluto se disocian en sus iones.

Por ejemplo, un terrón de azúcar en agua se disuelve de forma que cada molécula de azúcar se dispersa entre las moléculas de disolvente, pero sin disociarse, por lo que dice que es una disolución molecular.

En cambio, la sal común (cloruro sódico) se disuelve en agua disociándose la molécula en iones cloruro e iones sodio: (denominándose disolución iónica)

NaCl > Cl^- + Na⁺

Para pasar de porcentajes en masa a porcentajes en volumen, y viceversa, o para encontrar el peso de solución en un volumen dado de disolución, cuyo porcentaje en peso es conocido, es necesario saber la densidad de la disolución, que normalmente se expresa en gramos por cm³ de disolución.

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Leyes de las combinaciones químicas

Las hipótesis de los filósofos griegos sobre la discontinuidad de la materia y su composición por partículas indivisibles, indestructibles e inmutables, denominadas átomos, se convirtió en teoría en 1803, gracias a Dalton (1766-1844). Éste se basó en las experiencias de Boyle (1627-1691) con gases, de Lavoisier (1743-1794) con combustiones, de Proust (1754-1826) sobre combinaciones entre los elementos y en las suyas propias. Fruto de estas experiencias son las leyes fundamentales de las combinaciones químicas, leyes cuantitativas basadas en la medida de volúmenes de gases y en la pesada con balanza de sustancias puras y mezclas.
Ley de Lavoisier o de conservación de la masa

Lavoisier enunció la ley de conservación de la masa para las reacciones químicas, según la cual en todas las reacciones químicas se cumple que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

En la figura se representa la comprobación experimental de la ley de Lavoisier. El carbonato de calcio (CaCO₃) se transforma en óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO₂) por la acción del calor, sin que varíe la masa durante el proceso.

Ley de Proust o de las proporciones definidas

En 1799, Proust (1754-1826) concluyó que la composición de una sustancia pura es siempre la misma, independientemente del modo en que se haya preparado o de su lugar de procedencia en la naturaleza. Así, por ejemplo, el agua pura contiene siempre un 11,2% de hidrógeno y un 88,8% de oxígeno.

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

Este hecho, comprobado en cientos de compuestos, se conoce como la ley de las proporciones definidas y se puede enunciar de dos formas:

• Cuando dos o más elementos químicos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen según una relación constante entre sus masas.
  
  
• Cuando un determinado compuesto se separa en sus elementos, las masas de éstos se encuentran en una relación constante que es independiente de cómo se haya preparado el compuesto, de si se ha obtenido en el laboratorio o de su procedencia.

Las consecuencias de esta ley son importantes para la química, no sólo como método para identificar un compuesto, sino también para conocer las cantidades de las sustancias que reaccionan entre sí.

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples

Dalton comprobó en el laboratorio que, al hacer reaccionar cobre con oxígeno en diferentes condiciones, se obtenían dos óxidos de cobre diferentes que, dependiendo de las condiciones, podían combinarse de forma distinta, pero que sus masas siempre estaban en una relación de números enteros.

Llegó a la misma conclusión con otros experimentos realizados en el laboratorio y dedujo la ley de las proporciones múltiples, cuyo enunciado es: las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, están en una relación de números enteros sencillos 1:1, 2:1, 1:2, 1:3, 3:1, 2:3, 5:3, etcétera.

Ley de las proporciones múltiples de Dalton para dos óxidos de cobre.

Ley de Gay-Lussac o de los volúmenes de combinación

Gay-Lussac (1778-1850) observó que al reaccionar un volumen de oxígeno con dos volúmenes de hidrógeno (esto es, un volumen doble que el primero), se obtenían dos volúmenes de vapor de agua, siempre y cuando los volúmenes de los gases se midieran a la misma presión y temperatura.

Dispositivo para la medida del volumen del gas desprendido en una reacción.

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

Ley de los volúmenes de combinación aplicada al agua.

Antoine Laurent Lavoisier

Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). Científico francés, considerado como el padre de la química moderna.

Comprobación experimental de la ley de Lavoisier.

Joseph Louis Proust

John Dalton (1766-1844).

Interpretación de Dalton de la ley de las proporciones múltiples. Los átomos serían como esferas macizas y con masas diferentes, según fuera el elemento.

Joseph Louis Proust (1754-1826).

Este químico francés enunció la denominada ley de las proporciones definidas.

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Estados de la Materia.







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Por José Antonio Lozano Teruel

Catedrático de Bioquímica y Biología Molecular.

Facultad de Medicina.

Universidad de Murcia.




SONIDOS QUÍMICOS

21-05-1995

La aplicación de ultrasonidos a una disolución química puede permitir alcanzar, sin ningún peligro y por métodos relativamente simples, temperaturas localizadas tan altas como las de la superficie del Sol y presiones tan intensas como las existentes en la más profunda de las simas submarinas.

La vida media de este fenómeno se mide en microsegundos y, frecuentemente, permite incrementar las reactividades químicas por factores superiores al millón de veces. Desde hace unos pocos años los científicos están aprendiendo a conocer y dominar esta nueva técnica, la Sonoquímica, lo que puede traducirse en muy variadas y beneficiosas consecuencias.

ULTRASONIDOS.

Los sonidos que percibimos los humanos no son sino ondas particulares que pueden ser captadas por nuestro sistema auditivo. Son ondas de comprensión y expansión, que han de propagarse en medios materiales, es decir, a través de sólidos, líquidos o gases, y que han de poseer un rango de frecuencia comprendido entre 20 hertzios y 16 kilohertzios. Un hertzio significa un ciclo de comprensión o expansión por cada segundo. Un sonido alcanza la clasificación de ultrasonido si su frecuencia supera los 16 kilohertzios, por lo que resultará, en principio, inaudible aunque su intensidad fuese superior a la de un motor a reacción.

En nuestro mundo, la utilización práctica de los ultrasonidos está bastante generalizada. Ejemplos cotidianos son: soldadores y perforadores ultrasónicos; sonares usados en pesca y navegación; examen de materiales industriales mediante ecopulsos; emulsionado de cosméticos y alimentos; diferentes tipos de ecografías médicas como las usadas en las embarazadas o en exámenes diagnósticos; uso de ultrasonidos para disgregar cálculos renales o biliares; baños de limpieza ultrasónica, como los utilizados en joyería; disruptores celulares en los laboratorios; e incluso pequeños instrumentos domésticos como los ahuyentadores de mosquitos u otros animales; las alarmas antirrobo o los emisores de señales. Sin embargo, lo que trataremos en este artículo es otra cosa diferente. Se trata de los efectos de los ultrasonidos de alta intensidad, fundamentalmente sobre medios líquidos, productores del fenómeno conocido como cavitación, del que se derivan interesantes consecuencias dentro de la Química.

El fenómeno de la cavitación fue observado por primera vez hace unos cien años cuando comenzaron a desarrollarse los primeros buques torpederos potentes. Sir John Isaac Thornycroft, arquitecto naval, constructor de esos primeros torpederos, para la Royal Navy observó un hecho interesante. Debido al giro a gran velocidad de los propulsores de los torpedos se formaban unas grandes burbujas o cavidades, cuyo colapso posterior venía acompañado de enormes turbulencias, calor y presión, que eran transmitidos a la superficie de los propulsores de los torpedos ocasionando su rápida erosión.

CAVITACIÓN.

Una fuente de ultrasonidos, usualmente, consiste en un extremo piezoeléctrico que se mueve a gran velocidad usando energía eléctrica para ello. En 1927 se descubrió que las fuentes de ultrasonidos, con suficiente intensidad, aplicadas a los líquidos producían también el fenómeno de la cavitación. Pero la consecuencia química de ello, la Sonoquímica, tan solo se inició hace unos diez años, cuando se pudo disponer en los laboratorios de generadores de ultrasonidos eficientes de alta intensidad. Los ultrasonidos poseen unas longitudes de onda comprendidas entre los 10 centímetros y la centésima del milímetro. Ello significa que su tamaño es muy superior al de las moléculas, por lo que sus efectos no pueden ejercitarse a través de una interacción física directa entre las ondas y las moléculas que son alcanzadas por ellas. Lo que ocurre es que las ondas de ultrasonidos pasan al líquido donde el ciclo de expansión produce una presión tan negativa sobre el líquido que hace que localmente se separen las moléculas del líquido, creando allí una verdadera cavidad.

Usualmente ello tiene lugar en los sitios previamente contaminados de la disolución, aquellos en los que existen pequeñas partículas o microburbujas. Las cavidades así formadas absorben la energía procedente de las ondas ultrasónicas y crecen más o menos rápidamente, según cuales sean diversos parámetros y circunstancias conocidos, hasta llegar a un límite. En ese momento se comprime rápidamente la cavidad gaseosa, se colapsa, se produce su implosión, lo que genera una gran cantidad de calor, que puede alcanzar los 5.000 ºC, junto a una gran presión, que puede llegar a las 1000 atmósferas, en un proceso de duración casi instantánea. Todo ello es, pues, un mecanismo que sirve para concentrar, en forma de energía química útil, la energía difusa que portaba la onda ultrasónica.

UTILIDADES.

¿Para qué puede ser útil esa energía?. Se han realizado numerosas investigaciones usando diversas clase de sistemas: líquidos con sólidos en suspensión, mezclas líquidas homogéneas, polímeros en disolución y mezclas heterogéneas, sobre sistemas catalíticos homogéneos y heterogéneos, etcétera. El abanico de posibilidades que se está abriendo es muy amplio, incluyendo el posible uso industrial próximo de algunas de ellas. Por citar algunas de las más prometedoras, en sistemas líquidos que contienen partículas metálicas en suspensión, se puede conseguir que impacten entre sí a velocidades de unos 2.000 kilómetros por hora, con temperaturas tales que es posible su fusión selectiva. Ello se traduce en modificaciones notables en la textura superficial y en la reactividad.

La acción de los ultrasonidos sobre ciertas mezclas de hidrocarburos ha conducido a resultados semejantes a los que se obtienen mediante los complejos sistemas de pirólisis a alta temperatura, que constituyen el fundamento de la compleja industria petroquímica actual. Diversas moléculas de polímeros han sido fragmentadas y modificadas. De gran interés farmacológico y médico, para la dispensación de medicamentos, se considera la obtención de pequeñas microesferas proteináceas que pueden contener en su interior diversas sustancias, incluso líquidos insolubles en agua. Otras consecuciones se refieren a la relativa fácil realización de complejas reacciones orgánicas y organometálicas. La obtención, en medios heterogéneos, de polvos metálicos amorfos tendrá implicaciones tecnológicas ya que, por ejemplo, el polvo amorfo de hierro ha resultado ser un excelente catalizador para la síntesis de combustibles líquidos a partir de monóxido de carbono y de hidrógeno procedentes del tratamiento del carbón. Otro campo importante es la mejora de las propiedades de catalizadores metálicos así como la obtención de nuevos catalizadores heterogéneos, alguno de gran valor. Por ejemplo, los catalizadores para los automóviles, obtenidos por técnicas convencionales, en los que alguno de los componentes tiene un costo superior a las 3.000 pesetas (unos 18 Euros) el gramo.

En resumen

Los ultrasonidos ya se utilizan normalmente en el procesado industrial de líquidos, así como en la emulsificación, desgasado y dispersión de sólidos. También en el procesado de sólidos: cortes, fusión, limpieza o precipitación. La que ahora se abre es una nueva faceta, la de la Sonoquímica, en la que cabe esperar que las silenciosas ondas de los ultrasonidos hagan posibles transformaciones y modificaciones químicas difíciles de conseguir hasta ahora, el modelado de la reactividad de diversas superficies, la consecución de catalizadores más eficaces, etcétera.

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[Ge. Pe.]

Por José Antonio Lozano Teruel


Catedrático de Bioquímica y Biología Molecular.


Facultad de Medicina.


Universidad de Murcia.


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LOS DESCUBRIDORES DE ELEMENTOS


21-04-1996

Hace ahora dos meses que el Dr. Armbruster y su equipo de colaboradores enviaban a la revista ZEITSCHRIFT FÜR PHYSIK, para su publicación, el resultado de su Investigación en el descubrimiento y obtención del elemento químico 112. De por sí, ello tiene su importancia, pero lo más notable es que este mismo grupo investigador, ubicado en el GESELLSCHAFT FÜR SCHWERIONENFORSCHUNG (GSI) de Darmstadt, Alemania, conseguían con ello, en unos pocos años, su sexto descubrimiento de un nuevo elemento químico.

Hasta hace poco más de 200 años aun persistía el conflicto entre los que interpretaban al mundo como un VACÍO, poblado escasamente por átomos, y aquellos otros que lo consideraban como un LLENO ocupado con fluidos continuos e indestructibles. Esta disyuntiva era una herencia griega, desde que Leucipo y Demócrito, a finales del siglo V a. de C. enunciaran que la materia estaba constituida por átomos muy pequeños que se movían a través de un espacio vacío. Sin embargo, la idea que predominó durante siglos fue la de Aristóteles, quien creía en un mundo lleno de sustancias continuas como tierra, agua, aire y fuego, que eran los 4 componentes de la parte del mundo a la que denominaba esfera lunar, mientras que una quinta sustancia, el éter, llenaba los cielos.

ÁTOMOS.

En los últimos 200 años ha quedado incuestionablemente establecida la teoría atómica de la materia y se han ido descubriendo sucesivamente alrededor de un centenar de diferentes elementos químicos que se agrupan en lo que en química se denomina SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS. Por otra parte, el desarrollo del llamado MODELO ESTÁNDAR sobre el Universo primitivo y de la hipótesis del BIG BANG han hecho que se pueda reconstruir la historia de cómo, a partir del instante cero del Universo, se obtuvieron desde los átomos de helio hasta los de los elementos más pesados.

Recordemos, antes de seguir, unos conceptos básicos de la teoría atómica: la masa atómica de los átomos es la suma de neutrones y protones de los núcleos atómicos; la masa del neutrón (partícula neutra) es semejante a la del protón (cargado positivamente) mientras que los electrones prácticamente no tienen masa, pero sí una carga negativa. El número atómico coincide con el número de electrones o protones de un átomo neutro. Por tanto, el nuevo elemento 112 posee ese número por esa última razón

EL ELEMENTO 112.

El descubrimiento del nuevo elemento 112 tuvo lugar a las 22:37 del pasado 9 de febrero de 1996, en el GSI de Darmstadt, tras tres semanas dedicadas a su producción e identificación. Su masa atómica es 277, es decir, que es 277 veces más pesado que el hidrógeno, siendo con ello el átomo más pesado jamás producido por el hombre. Químicamente el elemento 112, aun sin nombre, puede considerarse como hermano pesado del zinc, cadmio o mercurio. Sin embargo, en contraste con esos elementos más ligeros, es muy inestable y se descompone en fracciones de milésimas de segundo, mediante la emisión de partículas alfa (núcleos de helio, con masa 4), dando lugar a un nuevo isótopo del elemento 110, con masa 273, el ununnilio, ya descubierto por el mismo grupo en 1994. El proceso puede continuar varias veces, de modo análogo, con la emisión sucesiva de partículas alfa. Así se obtiene, consecutivamente, otro isótopo del hasio, de masa atómica 269 así como otra serie de isótopos, previamente conocidos, hasta que finalmente se llega a un elemento más estable, el fermio, que es un elemento con número atómico 100 y masa atómica 253.

La obtención del nuevo elemento 112 se realizó fundiendo juntos átomos de zinc (masa atómica 70) con un átomo de plomo (masa atómica 208). Para ello, los átomos de zinc previamente hubieron de ser acelerados usando las altas energías del acelerador de partículas UNILAC del GSI. Cuando estos proyectiles de átomos de zinc alcanzaron una velocidad determinada, equivalente a una energía de 343,8 megaelectronvoltios, se dirigieron contra su diana de átomos de plomo. Durante varias semanas se continuó el bombardeo hasta que se pudo detectar que había habido una reacción, con la producción de un primer átomo del isótopo 112, que se pudo atrapar con una trampa de velocidad, identificándolo a través de los productos de su casi instantánea descomposición.

Podemos preguntarnos: ¿Por qué este interés en el estudio de elementos tan escasos e inestables?. La respuesta es que el estudio de las propiedades fundamentales de los átomos y núcleos atómicos es esencial para comprender la naturaleza de nuestro mundo material, pero también es imprescindible para comprender fenómenos tan importantes como las explosiones de las supernovas o el propio nacimiento del Universo. Por otra parte, la Ciencia está llena de ejemplos en los que descubrimientos sobre Ciencia básica dan lugar a posteriores aplicaciones prácticas. En el caso que nos ocupa ello es extensible al estudio de los efectos biológicos de las radiaciones de los iones pesados e incluso a un área tan prometedora como el desarrollo de las bases conducentes a la terapia de tumores, a través del uso de iones pesados. Las primeras aplicaciones prácticas de ello ya están comenzando este mismo año en el GSI de Darmstadt.

LOS ÁTOMOS SUPER-PESADOS.

Fue hace unos 30 años cuando se predijo la posible existencia de núcleos atómicos super pesados, como los del nuevo elemento 112, con un número de neutrones cercano a 184, así como que los núcleos atómicos con 162 neutrones deberían ser más estables que los de sus átomos vecinos.

Efectivamente, los investigadores del GSI, entre los años 1981 y 1984 detectaron y obtuvieron los elementos 107 (el nielsbohrio, en honor al físico Niels Bohr), 108 (el hasio, recordando la localización del GSI en la región alemana de Hesse) y el meitnerio (en honor al físico austríaco Lise Meitner). Para producir otros elementos más pesados hubo que introducir modificaciones y mejoras importantes en los instrumentos de Investigación, pero el 23 de noviembre de 1994 descubrieron el elemento 110 (el ununnilio), y el 8 de diciembre del mismo año el elemento 111 (el unununio), completándose la serie con el reciente elemento 112.

El éxito del grupo del GSI es evidente: ellos han sido los descubridores de todos los elementos químicos conocidos que van desde el 107 al 112. Más aun, se espera que puedan existir también los elementos 113 y 114 y que pronto puedan ser descubiertos por este grupo investigador, mediante la misma técnica de bombardeo y fusión de dos átomos que tan bien ha funcionado hasta ahora. Para ello se usarán proyectiles acelerados más pesados, tales como el germanio 76. Pero la recompensa valdrá la pena ya que las predicciones indican que el isótopo 114 de peso molecular 298 debe ser una especie de "isla de estabilidad" que permitirá su estudio y aplicaciones detallados lo que constituirá, en su día, un gran triunfo para la física de la estructura nuclear. Todos estos nuevos elementos se caracterizan por poseer una alta relación protones/neutrones y son esenciales para profundizar en los problemas del origen y de la estabilidad de la materia en el universo, con posibles aplicaciones que van desde la física del plasma y la Ciencia de los materiales hasta la radioterapia médica. Por ello, nuevamente Europa puede congratularse de la existencia, en algunos de sus países, de la sensibilidad científica necesaria para apostar por aventuras científicas como las hoy comentadas.

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