jueves, 17 de marzo de 2011
viernes, 11 de marzo de 2011
Quimica general Clase 11 / 03 / 2011
APUNTES DEL CURSO DE QUÍMICA
La Química es parte de la Ciencia que estudia la obtención, las propiedades y la transformación de las Sustancias Puras y los sistemas que ellas forman.
La Ciencia es el conocimiento obtenido a través del llamado método científico.
MÉTODO CIENTÍFICO.
El método científico empieza con la curiosidad seguida por la observación, continua con la formulación de hipótesis, prosigue con los experimentos que confirman la hipótesis y esto se expresa mediante las leyes científicas y una tema sostenido por varias leyes se denomina teoría.
LOS SISTEMAS MATERIALES.
Vimos que estos se relacionancon los 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.
La materia es discontinua, hecha por partículas, siendo la más pequeña la molécula, sabiendo esto, podemos decir que una sustancia pura es un conjunto de moléculas idénticas en tamaño, masa y forma. Podemos apuntar como ejemplo las moléculas de agua, butano y helio, entre muchas más.
Las moléculas tienen las sgtes cualidades:
- Movimiento ( Energía cinética), directamente proporcional a la temperatura.
- Fuerza de atracción intermolecular, que produce cambios de tipo físico. (solido, liquido y gaseoso).
Sabiendo esto, podemos afirmar que en los distintos estados de la materia, el comportamiento de las moléculas es el siguiente:
-Sólido: las moléculas están ordenadas ( muy poco movimiento, casi nulo) y poseen una estructura cristalina.
-Líquido: las moléculas resbalan entre si, teniendo un movimiento mayor al estado sólido y menos fuerza de atracción, perdiendo así su estructura cristalina.
-Gaseoso: Las moléculas adquieren mucho más movimiento comparado con los líquidos y su fuerza de atracción es mínima.
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 comúnmente reversibles.
*A los estados fisicos de la materia ya mencionados podemos agregar los estados de cristal líquido y el estado de plasma.
*Los cristales liquidos pueden presentar varios ordenamientos moleculares de tipo esméctico, estado nemático y colestérico.
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. Esto es, si bién se trata del mismo tipo de moléculas , las propiedades (color, densidad, viscosidad, temperatura, etc. ) del sólido difieren de las del líquido y éste de las del gas.
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. L
os cambios de estado físico son cambios de Fase.
Una Sustancia Pura puede ser de fase sólida, fase líquida o fase gaseosa dependiendo de la temperatura a la que se encuentre.
En 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.
La primera categorización de los Sistemas Materiales está basada exclusivamente en el concepto de Fase.
Sistemas heterogéneos, a simple vista aparentan ser homogéneos y su categoría se decide por medio del microscopio.
La leche es un ejemplo, a simple vista es homogénea pero al microscopio se observa como heterogénea.
Estos sistemas que aparentan ser homogéneos pero al microscopio se observan heterogéneos reciben el nombre de coloides.
ANÁLISIS DE SISTEMAS
HETEROGÉNEOS.
Analizar un sistema heterogéneo significa separar las diferentes fases que lo conforman.
- Filtración
- Filtración Simple
- Filtracion con succión o de vacío
- Decantacion
- Centrifugación
- Sublimación
- Disolución
- Tamizacion( separación de arena de rió y harina ).
EJEMPLOS DE SISTEMAS HOMOGÉNEOS.
Las fases líquidas de sistemas homogéneos se observa 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.
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.
Análisis de sistemas Homogéneos
Analizar un sistema homogéneo significa separar las diferentes Sustancias Puras o tipo de moléculas que lo conforman.
Técnicas de separación de sustancias puras desde
sistemas homogéneos
Destilación
Se utiliza la propiedas que poseen las sustancias de ebullir en diferentes puntos, entonces lo que se hace es calkentar la mezcla asta alcansar una temperatura en que una de las sustancias que componen la mezcla se evapore, para luego condensarla a traves de un refrigerante, el cual hace que los gases se condensen y caigan en un nuevo resipiente independiente del primero.
Rotavapor
Permite la destilación a presión reducida o ligero vacío, de esta forma se logra una disminución de la temperatura de ebullición del solvente. Esta modalidad es conveniente cuando se desea evitar que los solutos de origen biológico se "desnaturalicen " o deterioren por excesivo calentamiento.
Extracción por Solvente
El soluto es extraído del solvente original por un solvente extractor, inmiscuible con el primero, y que disuelve mejor al soluto.
Cristalización
La SOLUBILIDAD es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, se puede disolver en una determinada cantidad de solvente a una temperatura y presión dadas. Cuando la solución tiene disuelto la cantidad de soluto que corresponde a la solubilidad se dice que la solución está saturada.
La Solubilidad de los sólidos en líquidos por lo general aumenta cuando aumenta la temperatura.
En la cristalización se lleva a la solución a la condición de saturación a una temperatura alta, luego se deja enfriar lentamente y como la solubilidad es menor a menores temperaturas se forman cristales.
Los cristales se forman a partir de pequeños "núcleos de cristalización" (formados por siembra de pequeños cristales, aristas de vidrio de los vasos o bien espontáneamente). Mientras menor cantidad de núcleos de cristalización se formen, mejores y mayores cristales se obtienen. Mientras más grande sea el cristal formado, la sustancia es más pura o menos contaminada con impurezas.
Cromatografía
Las diferentes Sustancias Puras de una mezcla se pueden separar por Cromatografía. Una muestra ( mezcla de moléculas coloreadas azul y rojo en el siguiente gráfico) se siembra en un soporte fijo o estacionario. El flujo de una fase movil arrastra de diferente manera ( separa ) los distintos tipos de moléculas.
Las moléculas son retenidas por la fase estacionaria mediante fuerzas de retención y al mismo tiempo son arrastradas por la fase movil mediante fuerzas de arrastre. La intensidad de estas fuerzas ( de naturaleza eléctrica ) son propias de cada sustancia. Si una sustancia es pobremente retenida pero fuertemente arrastrada tendrá un bajo tiempo de elución en cambio otra que es fuertemente retenida y pobremente arrastrada demorará mucho en cruzar la fase estacionaria y tendrá un tiempo de elución elevado. El tiempo de elución para una determinada sustancia es constante para una fase estacionaria, fase movil, flujo y largo de columna determinados y es por lo tanto un factor de identificación de las sustancias.
Cromatografía líquida de capa fina.
Fué la primera en desarrollarse, las diferentes sustancias separadas eran reconocidas mediante reactivos que daban coloraciones particulares. De allí el nombre del método (Chromos = Color ). Tiene utilidad de reconocimiento de diferentes Sustancias.
Cromatografía líquida en columna.
Usada con fines preparativos ( separar cantidades significativas de diferentes sustancias). La fase móvil (líquido) desciende por gravedad. Es común detectar el descenso de las sustancias alumbrando el sistema con luz UV (ultravioleta).
Registro de Cromatografía de Gases.
La fase estacionaria rellena un serpentín. Se hace fluir un gas como fase móvil en forma constante a presión constante. Se mide el tiempo de elución de la fase móvil y con el se comparan los tiempos de elución de las diferentes sustancias. Las sustancias son detectadas por métodos acoplados a sistemas electrónicos. Estos identifican y cuantifican los componentes del sistema mediante los correspondientes registros.
La cromatografía HPLC (High Performance Liquid Chromatography) además de identificar y cuantificar sirve a propósitos preparativos. En estos es sistemas es posible trabajar con fases moviles, mezclas de solventes, con gradientes programados de composición.
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.
Cambio Químico.
Sustancia (s) Pura (s) Inicial (es) ------> Sustancia (s) Pura (s) Final (es)
Molécula (s) Inicial (es) ------> Molécula (s) Final (es)
Reaccionante (s) ------> Producto (s)
COMPUESTOS: Moléculas que se rompen en fragmentos o degradan con relativa facilidad, finalmente se llega a fragmentos o moléculas muy resistentes a la ruptura o degradación.
ELEMENTOS: Sustancias de difícil ruptura o degradación se consideran fundamentales y con ellas se formarían aquellas más complejas y que se les denomina Compuestos.
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.
Ejemplo El sulfuro de plomo es un compuesto (negro) formado por los elementos plomo ( plomo) en 86,4% y azufre ( amarillo) en 13,6 %. Esto significa que por cada 100 g. de sulfuro de plomo 86,4 g. corresponden a plomo y 13,6 g. a azufre.Así, si colocamos en un crisol para hacer reaccionar y calentamos:0,864 g de plomo y 0,136 g de azufre se formará 1 g. de sulfuro de plomo.Y, si colocamos en un crisol para hacer reaccionar y calentamos: 1,0 g de plomo y 0,136 g de azufre se formará 1 g. de sulfuro de plomo y sobrarán 0,136 g de Plomo que no logran combinarse.
Puesto que el sulfuro de plomo es una Sustancia Pura, debe estar formado por moléculas iguales. Además en todas ellas deben estar los elementos plomo y azufre en la misma proporción que se observa en las muestras macroscópicas. Aquí aparece la noción "porción definida de un elemento"
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. 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. Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
Los elementos y los compuestos.
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.
Inevitablemente para separar elementos desde los compuestos hay que recurrir a reacciones. El método más importante para separar elementos de su compuesto es la electrólisis.
EJEMPLO: Obtención de Cloro y Sodio a partir de Cloruro de Sodio por electrólisis.
Nomenclatura química.
Un átomo de un Elemento se representa por su Símbolo
Un átomo de cobre se representa por 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.
Algunas características de agrupación de los átomos al formar moléculas se indican usando paréntesis:
CuO2H2 Cu(OH)2
Ley de Volúmenes de Combinación de los Gases (Gay Lussac)
Los volúmenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.
Hipótesis o Principio de Avogadro
En volúmenes iguales, de cualquier gas, medidos en condiciones de Presión y Temperatura existe igual número de moléculas.
Razonamiento de Avogadro:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v=m'v', la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de impactos (número de moléculas) son iguales.
Unidad Dos: Estudio de lo Átomos
La Materia y la Electricidad:
Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad (positiva y negativa). Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen, en cambio si tienen cargas distintas se atraen.
En sus experimentos de electrolisis, 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.
Thomson demostró experimentalmente, con el tubo de rayos catódicos la existencia de electrones.
Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón es:
Carga
_______= 1,76 . 10 8 (Coulomb/gramo)
Masa
Millikan determina la carga eléctrica del electrón en su clásico experimento de la gota de aceite. Así la carga del electrón se establece en 1,6 . 10 -19 coulomb y su masa en 9,1. 10 –28 gramos.
Partículas Intratomicas Fundamentales
Rutherford bombardeó una lámina de oro con rayos a (partículas "pesadas", cargadas positivamente). Con esto concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o sea, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo.
Nomenclatura para Sistemas Atómicos y sus modificaciones
N° atómico = N° de Protones
N° másico = N° de Protones + N° de Neutrones
Carga Eléctrica = N° de Protones - N° de Electrones
-Isótopos: Son átomos de igual Z pero distinto A
-Isóbaros: Son átomos de distinto Z pero igual A
Determinación de los Pesos Atómicos o Pesos Relativos.
La existencia de isótopos en todos los elementos debe ser tomada en cuenta cuando se trata de determinar las relaciones de los pesos de los átomos.
El espectógrafo 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.
El peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:
A r = A1 * X1 + A2 * X2 + .............
Donde los A son los Números Másicos de los distintos isótopos y los X = %abundancia/100
Unidad 3
La envoltura de los átomos.
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 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.
Difracción 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.
según la 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
_
n cm-1
Según Ridberg la frecuencia de las señales está dada por la relación:
_
n = R H ( 1 / n2 - 1 / m2 ) RH = 109.677 cm –1
n y m enteros
b) El efecto fotoeléctrico.
FÍSICA MODERNA
LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUO
SE 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
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h n
h = Constante de Planck = 6,62 10 -27 erg. seg
EL ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
(Principios Básicos de Química H.Gray)
1) Orbitas circulares
2) Momento angular = m e v r = n h / 2 p n = 1,2,3...........a
Ciertos valores de r Ciertos valores de E
u órbitas permitidas o niveles de energía permitidos
La formula anterior dá la frecuencia de los fotónes emitidos ( expresadas en Número de Ondas) para las transiciones de electrónicas de pérdida de energía en el átomo de Hidrógeno. Esta fórmula deducida a partir de consideraciones de discontinuidad de la energía ( Física Moderna) está en excelente acuerdo con la ecuación de Ridberg para el espectro discontinuo de emisión del átomo de Hidrógeno. Esta coincidencia en las expresiones fué un éxito para los postulados acerca de la energía de la Física Moderna y para el modelo atómico de Bohr. Sin embargo nuevos experimentos mostraron aspectos insatifactorios y la necesidad de otros modelos y explicaciones.
Efecto Compton
DUALISMO ONDA- PARTÍCULA
| FOTÓN = ONDA | EFECTO COMPTON ==> | PARTÍCULA |
| ELECTRÓN = PARTÍCULA | DIFRACCIÓN DE ELECTRONES (1927) ==> | ONDA |
DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p
Electrón, partícula – onda estacionaria .
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG
Es imposible conocer simultáneamente la posición x y el momento p de un electrón
D x D p = l . h / l = h > 0
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,
y = Amplitud de la onda,
m = masa dela partícula
x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z ) = Energía Potencial,
E = Energía de la partícula
Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
y = f (x,y,z) ; E = g (x,y,z) y 2 a Probabilidad de encontrar la partícula en x,y,z
El encontrar, mediante el cálculo, las zonas de alta probabilidad de encontrar la partícula equivale a determinar los orbitales.
ORBITAL
ZONA DE ALTA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA
La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para y y E del tipo trigonométricas. En estas expresiones aparecen los denominados números cuánticos n, l, y m cuyas combinaciones se asocian a zonas de alta probabilidad de encontrar el electrón u orbitales.
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores? infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,..............a ( 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
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2
n l m nl Número de Orbitales
1 0 0 1s 1
2 0 0 2s 1
1 - 1 2px 3
0 2py 1 2pz
3 0 0 3 1
1 -1 3px 3
0 3py 1 3pz
2 - 2 3d 5
-1 3d
0 3d 1 3d
2 3d
4 0 0 4s 1 1 -1 4px 3
0 4py 1 4pz
2 - 2 4d 5
- 1 4d
0 4d 1 4d
2 4d
3 - 3 4f 7
- 2 4f
- 1 4f
0 4f 1 4f
2 4f
3 4f
Se le sugiere construir el cuadro de combinaciones para n = 5
GRÁFICOS DE ORBITALES
Los orbitales px , py y pz
Los 5 orbitales d
Los 7 orbitales f
ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.
En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor EnergíaRegla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)
Principio de Hund
En el caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ), por ejemplo una serie de 3 orbitales p, o una serie de 5 orbitales d, o bién una de7 orbitales f. 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
Parece conveniente indicar en este momento que el principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón o electrón desapareado. Esta circunstancia tiene una importante consecuencia en las propiedades magnéticas de los elementos. Aquellas sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spín se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables.
De no suceder así, es decir, si todos 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.
GRAFICO RESUMEN
Diagrama para llenado electrónico, orbitales disponibles y en orden de energía creciente
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en 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.
Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas
¿ Cuál es la configuración electrónica detallada del elemento cuyo Z = 77 ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
¿Cuales son electrones de valencia?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
¿Cuales son los números cuánticos del último electrón ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d!¡ 5d!¡ 5d! 5d! 5d!
n= 5 l =2 m= -1 s = + 1/2
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 Atómico(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.
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 formación de moléculas
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)
Unidad 5
El enlace químico
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".
TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
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
EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos
La diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia.
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.
Combinación de orbitales atómicos p.
p (pi)
Orbital Molecular Enlazante con superposición de orbitales atómicos fuera de linea internuclear.
GEOMETRÍA MOLECULAR
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
Cuando existen solamente uniones s la hibridación se determina sólo en base del criterio de repulsión de parejas.
Dos parejas de electrones la hibridación es sp , tres parejas de electrones la hibridación es sp2 y cuatro parejas de electrones la hibridación es sp3 .
Unidad 6
PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LAS SUSTANCIAS PURAS
Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil
MOLÉCULAS 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.
COVALENTES TRIDIMENSIONALES.
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles.
COVALENTES BIDIMENSIONALES.
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 . Es interesante consignar que en cada orbital pz existen un electrón. Estos electrones se pueden desplazar sobre la malla y en consecuencia el grafito es conductor de la corriente eléctrica.
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 ).
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.
En cambio, las macromoléculas rígidas no tienen favorable el factor entrópico y así son dificiles de fundir y solubilizar. Estos polímeros rígidos, en el sólido son monofásicos y de mucha resistencia ( Kevlar).
IONICAS
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.
METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.
Ya nos hemos referido a la fortaleza del enlace metálico y podemos generalizar diciendo que los puntos de fusión de los metales son medianamente altos. La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
MOLÉCULAS 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.
En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.
Las fuerzas de Van der Waals son comparativamente las fuerzas intermoleculares de menor intensidad pero pueden existir grandes diferencias de sus magnitudes entre moléculas que las poseen como único factor de atracción.
Estas diferencias pueden ocasionarse por :
a) por significativa diferencia del tamaño de las moléculas.
b) por la presencia de átomos de mucha diferencia en la cantidad de electrones o de muy distinta polarizabilidad electrónica.
c) por la circunstancia de presentar una geometría muy diferente.
Unidad 7:
EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES
En el Peso Atómico de un elemento expresado en gramos existen 6,023 .10 23 átomos del Elemento.
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
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.
NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATÓMICO.
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
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un volumen de 22,4 Litros.
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
CALCULO DEL PESO MOLECULAR
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 +........
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.
La composición de un sistema expresada en % en peso es una magnitud INTENSIVA.
¿Cuántos moles de moléculas son?
n = N° moles de moléculas Sustancia = masa Sustancia / M r Sustancia
¿ Cuántas moléculas de metano son?
N° de moléculas Sustancia = N° de moles de moléculas Sustancia* N
¿Cuántos átomos de carbono y cuántos átomos de hidrógeno?
N° de átomos Elemento = N° moléculas Sustancia * Atomicidad Elemento
¿ Cuántos moles de átomos de carbono y cuántos moles de átomos de hidrógeno?
N° de moles de átomos Elemento= N° de moles de moléculasSustancia* Atomicidad Elemento
Otra forma de calcular el número de átomos:
N° de átomos Elemento = N° de moles de átomos Elemento * N
¿Cuántos gramos de carbono y cuántos gramos de hidrógeno?
masa Elemento = N° de moles de átomos Elemento * A r Elemento
¿ Cuál es la composición porcentual en peso de cada elemento?
% Elemento = (masa Elemento/ masaSustancia ) 100
¿Cuál es el volumen del sistema en TPE.?
Volumen Gas TPE = N° de moles de moléculas 22,4 (L/mol)
¿ Cuál es la densidad del sistema a TPE.?
Densidad = masa / Volumen
LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES
Volumen Molar = V = V / n (L/mol)
Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :
PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)
MÉTODO DE DETERMINACIÓN DEL PESO MOLECULAR
La determinación experimental del valor de Mr es de fundamental importancia cuando no se conoce la fórmula de alguna sustancia. Si la sustancia se puede evaporar podemos aplicar la ecuación anterior pero para calcular el Peso Molecular.
Mr = densidad P,T RT / P
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
Unidad 8: SOLUCIONES
Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción y
Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.
Sistemas Saturados
Las limitaciones aparecen con mucha claridad cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o bién originalmente gas con líquidos. Estas situaciones límites se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.
La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.
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.
PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS
SUSTANCIA NO SOLVATADA
Otra forma de preparar soluciones, y de muy común ocurrencia, es es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. Este tipo de preparación hace uso sólo de las dos primeras relaciones del ejercicio anterior.
LA CANTIDAD DE SOLUTO
Nunca es insistir demasiado en el trabajo con las ecuaciones de definición como expresiones algebraicas. En varias ocasiones ya hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:
n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.
Así también podríamos utilizar las fórmulas:
n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,
MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc
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"
M i * V i = M f * V f
La presión de vapor.
Toda sustancia pura en estado líquido se encuentran en contacto con sus vapores debido a que las moléculas escapan del líquido debido a la agitación térmica. El fenómeno se conoce como evaporación.
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES.
Las propiedades de soluciones que veremos a continuación reciben el nombre de coligativas dado que sus magnitudes dependen de la concentración del soluto, o mejor, del número de partículas o moléculas del soluto en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto.
Descenso de la presión de vapor
Descenso de presión de vapor = PA° - PAS = PA° - PA° * XA
= PA° - PAS = PA° ( 1 - XA )
= PA° - PAS = PA° * XB
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
PRESIÓN OSMÓTICA
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.
Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción y
Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.
Sistemas Saturados
Las limitaciones aparecen con mucha claridad cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o bién originalmente gas con líquidos. Estas situaciones límites se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.
La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.
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.
PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS
SUSTANCIA NO SOLVATADA
Otra forma de preparar soluciones, y de muy común ocurrencia, es es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. Este tipo de preparación hace uso sólo de las dos primeras relaciones del ejercicio anterior.
LA CANTIDAD DE SOLUTO
Nunca es insistir demasiado en el trabajo con las ecuaciones de definición como expresiones algebraicas. En varias ocasiones ya hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:
n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.
Así también podríamos utilizar las fórmulas:
n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,
MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc
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"
M i * V i = M f * V f
La presión de vapor.
Toda sustancia pura en estado líquido se encuentran en contacto con sus vapores debido a que las moléculas escapan del líquido debido a la agitación térmica. El fenómeno se conoce como evaporación.
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES.
Las propiedades de soluciones que veremos a continuación reciben el nombre de coligativas dado que sus magnitudes dependen de la concentración del soluto, o mejor, del número de partículas o moléculas del soluto en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto.
Descenso de la presión de vapor
Descenso de presión de vapor = PA° - PAS = PA° - PA° * XA
= PA° - PAS = PA° ( 1 - XA )
= PA° - PAS = PA° * XB
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
PRESIÓN OSMÓTICA
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.
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