CAPITULO VIII

CAMBIOS DE FASE

Equilibrio líquido – vapor

Presión de vapor

Para simplificar e ilustrar utilicemos el esquema que sigue:

Proceso de evaporación de un líquido en un recipiente cerrado

En el dibujo se representa un recipiente cerrado, lleno parcialmente de un líquido. Este líquido como toda sustancia está constituido por moléculas, que están en constante movimiento al azar en todas direcciones. Este movimiento errático, hace que se produzcan choques entre ellas, de estos choques las moléculas intercambian energía, tal y como hacen las bolas de billar al chocar; algunas aceleran, mientras otras se frenan. En este constante choque e intercambio de energía, algunas moléculas pueden alcanzar tal velocidad, que si están cerca de la superficie pueden saltar del líquido al espacio cerrado exterior como gases.A este proceso de conversión lenta de los líquidos a gases se les llama evaporación. A medida que mas y mas moléculas pasan al estado de vapor, la presión dentro del espacio cerrado sobre el líquido aumenta, este aumento no es indefinido, y hay un valor de presión para el cual por cada molécula que logra escapar del líquido necesariamente regresa una de las gaseosas a él, por lo que se establece un equilibrio y la presión no sigue subiendo. Esta presión se conoce como Presión de Vapor Saturado.La presión de vapor saturado depende de dos factores:

1. La naturaleza del líquido2. La temperatura

Influencia de la naturaleza del líquido

El valor de la presión de vapor saturado de un líquido, da una idea clara de su volatilidad, los líquidos más volátiles (éter, gasolina, acetona etc) tienen una presión de

vapor saturado más alta, por lo que este tipo de líquidos, confinados en un recipiente cerrado, mantendrán a la misma temperatura, una presión mayor que otros menos volátiles. Eso explica porqué, a temperatura ambiente en verano, cuando destapamos un recipiente con gasolina, notamos que hay una presión considerable en el interior, mientras que si el líquido es por ejemplo; agua, cuya presión de vapor saturado es más baja, apenas lo notamos cuando se destapa el recipiente.

Influencia de la temperatura

Del mismo modo, habremos notado que la presión de vapor de saturación crece con el aumento de la temperatura, de esta forma si colocamos un líquido poco volátil como el agua en un recipiente y lo calentamos, obtendremos el mismo efecto del punto anterior, es decir una presión notable al destaparlo.La relación entre la temperatura y la presión de vapor saturado de las sustancias, no es una línea recta, en otras palabras, si se duplica la temperatura, no necesariamente se duplicará la presión, pero si se cumplirá siempre, que para cada valor de temperatura, habrá un valor fijo de presión de vapor saturado para cada líquido.

Variación de la presión de vapor del agua con la temperatura

Cuando un líquido se calienta, estamos suministrándole energía. Esta energía se traduce en aumento de velocidad de las moléculas que lo componen, lo que a su vez significa, que los choques entre ellas serán más frecuentes y violentos.Es fácil darse cuenta entonces, que la cantidad de moléculas que alcanzarán suficiente velocidad para pasar al estado gaseoso será mucho mayor, y por tanto mayor también la presión.

Calor de vaporización y punto de ebullición

Para pasar de la fase líquida a la fase de vapor se necesita una absorción de energía por parte de las moléculas líquidas, ya que la energía total de estas es menor que la de las moléculas gaseosas. En el caso contrario, en la condensación, se produce un desprendimiento energético en forma de calor. El calor absorbido por un líquido para pasar a vapor sin variar su temperatura se denomina calor de vaporización. Se suele denominar calor latente de vaporización cuando nos referimos a un mol. El proceso de vaporización en equilibrio para una sustancia X se puede esquematizar como:

Donde (l) y (g) representan el estado líquido y gaseoso respectivamente.El intercambio calórico que entra en juego se invierte en vencer la fuerza de atracción del líquido y se suele denominar calor latente interno de vaporización molar, simbolizado como HV.La relación cuantitativa entre la presión de vapor P de un líquido y la temperatura absoluta T está dada por la ecuación de Clausius – Clapeyron:

Donde C es una constante, ln es el logaritmo natural y R es la constante de los gases. Ahora bien si consideramos dos presiones de vapor P1 y P2 del mismo líquido a dos temperaturas T1 y T2 distintas, la ecuación se puede reescribir en la forma:

Cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa que ejerce el gas en contacto con el líquido, se observa la formación de burbujas en el seno del líquido y se dice que éste entra en ebullición. Así pues, el punto de ebullición de un líquido se define como

la temperatura a la cuál su presión de vapor es igual a la presión externa.

Si se produce una disminución de la presión externa, el punto de ebullición disminuye, mientras que un aumento de la presión externa provocará un aumento del punto de ebullición.

Ejemplo:

Calcular la temperatura a la cual se produce la ebullición del agua a una presión de 2 atm; sabiendo que a 1 atm el punto de ebullición es 373 K y HV = 40,67 kJ/mol.

De la ecuación

Podemos despejar T2

Equilibrio líquido – sólido

El punto de fusión es

la temperatura a la cual el estado sólido y el estado líquido de una sustancia, coexisten en equilibrio térmico,

a una presión de 1 atmósfera. Por lo tanto, el punto de fusión no es el pasaje sino el punto de equilibrio entre los estados sólido y líquido de una sustancia dada. Al pasaje se lo conoce como derretimiento.A diferencia del punto de ebullición, el punto de fusión es relativamente insensible a la presión y por lo tanto pueden ser utilizados para caracterizar compuestos orgánicos y para comprobar la pureza. El proceso de vaporización en equilibrio para una sustancia X se puede esquematizar como:

El punto de fusión de una sustancia pura es siempre más alto y tiene una gama más pequeña que el punto de fusión de una sustancia impura. Cuanto más impuro sea, más bajo es el punto de fusión y más amplia es la gama. Eventualmente, se alcanza un punto de fusión mínimo.

Diagramas de fase

En termodinámica y ciencia de materiales se denomina diagrama de fase a

la representación gráfica de las fronteras entre diferentes estados de la materia de un sistema, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo.

Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado.Los diagramas de fase más sencillos son los de presión - temperatura de una sustancia pura, como puede ser el del agua. En el eje de ordenadas se coloca la presión y en el de abcisas la temperatura. Generalmente, para una presión y temperatura dadas, el cuerpo presenta una única fase excepto en las siguientes zonas:

Diagrama de fases de una sustancia cualquiera

Punto triple: En este punto del diagrama coexisten los estados sólido, líquido y gaseoso. Estos puntos tienen cierto interés, ya que representan un invariante y por lo tanto se pueden utilizar para calibrar termómetros.

Los pares (presión, temperatura) que corresponden a una transición de fase entre:

o Dos fases sólidas: Cambio alotrópico;o entre una fase sólida y una fase líquida: fusión - solidificación;o entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación - condensación;o entre una fase líquida y una fase vapor: vaporización - licuefacción;

Es importante señalar que la curva que separa las fases vapor-líquido se detiene en un punto llamado punto crítico. Más allá de este punto, la materia se presenta como un fluido supercrítico que tiene propiedades tanto de los líquidos como de los gases. Modificando la presión y temperatura en valores alrededor del punto crítico se producen reacciones que pueden tener interés industrial, como por ejemplo las utilizadas para obtener café descafeinado.También curioso observar que, en el diagrama PT del agua, la línea que separa los estados líquido y sólido tiene pendiente negativa, lo cual es algo bastante inusual. Esto quiere decir que aumentando la presión el hielo se funde, y también que la fase sólida tiene menor densidad que la fase líquida.

Las condiciones de equilibrio de los diagramas de fases se pueden estudiar aplicando la regla de las fases de Gibbs. Esta regla nos permite calcular, en las distintas zonas del diagrama, el número de grados de libertad o variables que es necesario especificar para definir completamente el sistema.Estas variables independientes son generalmente presión, temperatura y concentración.La regla de las fases establece que:

Donde v es el número de grados de libertad, C es el número de componentes químicos del sistema y P es el número de fases del sistema.

Apliquemos la regla de las fases al diagrama de fases del agua:1. En las regiones marcadas sólido, líquido, vapor, existe una sola fase, la indicada

en cada caso. Como el número de componentes es uno, reemplazando se obtiene que v = C – P + 2 = 1 – 1 + 2 = 2. la regla de las fases nos informa que tendremos dos grados de libertad, que serán presión y temperatura. Esto significa que podremos modificar ambas variables sin que cambie la fase en que se encuentra el sistema, o dicho de otra forma, para definir al sistema tenemos que dar el valor de ambas variables.

2. sobre las curvas SA, AV y AL, tenemos en cada caso un componente y dos fases. Entonces v = 1 – 2 + 2 = 1. un solo grado de libertad significa que se puede fijar arbitrariamente sólo una de las variables, la presión o la temperatura. Al fijar una, la otra queda determinada por la posición sobre la curva.

3. En el punto A, punto triple, existe un componente y tres fases y entonces habrá cero grados de libertad, ya que v = 1 – 3 + 2 = 0. Esto significa que pueden coexistir las tres fases en equilibrio, el sistema es invariante, sólo puede existir a una única presión y una única temperatura para una determinada sustancia pura.

Sistemas de dos componentes

Solución de gas en líquido. Ley de Henry

Ejemplos de la vida diaria de tales sistemas son la soda de mesa o cualquier bebida gaseosa, en las cuales el gas CO2 se encuentra disuelto en agua o en agua con algunos aditivos que le dan sabor y color. La ley de Henry se enuncia de la siguiente forma:

La solubilidad (expresada como fracción molar) es proporcional a la presión parcial del gas en contacto con el líquido, para soluciones diluidas

Esto se puede escribir con la siguiente ecuación:

Donde p es la presión parcial, KH es la constante de proporcionalidad y x es la fracción molar. Esta última se puede calcular de la siguiente forma:

Donde n son los moles del gas disuelto y nSV son los moles del solvente. Cuando nSV >> n, entonces:

La ley de Henry se puede reescribir como:

Y se puede graficar de la siguiente forma:

Representación gráfica de la ley de Henry

La constante KH es característica del gas y del solvente en el cual está disuelto y es función de la temperatura. Cuanto mayor es el valor de KH, menor será la solubilidad del gas a una determinada temperatura. En general, la solubilidad de los gases disminuye al aumentar la temperatura, es decir que KH aumenta al incrementarse la temperatura. Este

hecho explica la formación de burbujas cuando se calienta el agua por ejemplo, debido a que el aire es expulsado.La mayoría de los gases obedecen la ley de Henry, pero hay algunas excepciones importantes. Por ejemplo, si el gas reacciona con el agua, pueden resultar mayores solubilidades. La solubilidad del amoníaco es mucho mayor que la esperada debido a la reacción:

Ejemplo:

Calcular la concentración de CO2 en la soda de mesa si a la temperatura ambiente su presión parcial en el sifón es 4 atm. La constante de Henry KH del CO2 en agua vale 1829 atm.

De la ecuación de la ley de Henry

Y a su vez

Para un mismo volumen de solución esta relación se puede expresar en función de la molaridad M de cada componente:

Sabemos que la masa de un litro de agua es 1 kg. En consecuencia, el número de moles de moléculas de agua será 1000 g/ 18 g mol-1 = 55,56 mol / l

De aquí se obtiene que

Despejando se tiene:

0

0.0005

0.001

0.0015

0.002

0.0025

0.003

0.0035

0 1 2 3 4 5 6 7

Presión (atm)

Frac

ción

mol

ar

Es instructivo aplicar la regla de las fases a un sistema formado por un líquido y un gas disuelto, en equilibrio con dicho gas.

Esto significa que para determinar el estado del sistema tenemos que especificar dos variables, por ejemplo la presión (del gas) y la temperatura, quedando de esa manera fijada la composición de la fase líquida a través de la ley de Henry.

Solución de líquido en líquido. Ley de Raoult.

Al estudiar algunas de las propiedades de las soluciones, F. Raoult comprobó que

la presión de vapor parcial de cada componente líquido en una solución es directamente proporcional a su fracción molar en la misma.

La constante de proporcionalidad es la presión de vapor de dicho líquido puro. Matemáticamente, para una solución de dos componentes se cumple:

Donde p1 es la presión de vapor del componente 1 sobre la solución, p01 es la presión de

vapor del componente 1 puro y x1 es la fracción molar del componente 1 en la solución. Las fracciones molares se pueden calcular según:

En una solución de líquido en líquido, la presión de vapor total de la solución es la suma de las presiones de vapor parciales de cada líquido.

De la misma forma que la ley de Henry, la ley de Raoult también es una ley que es válida solamente para el solvente en soluciones muy diluidas respecto del soluto.Como x1 + x2 = 1, otra forma de expresar matemáticamente la ley de Raoult es:

A su vez, la presión total de la solución se puede calcular según:

Y así la presión total queda determinada en función de una de las fracciones molares (x1):

Esto se puede graficar de la siguiente forma:

Variación de la presión total del sistema en función de la temperatura

Ejemplo:

Se tienen dos líquidos, A y B, en una mezcla en la relación A:B 3:4 en masa. Sabiendo que la presión de vapor de la sustancia A es 23 mmHg y la presión de vapor de la sustancia B es 45 mmHg a la misma temperatura, calcular la presión de vapor de la mezcla. Datos MA = 50 g/mol, MB = 34 g/mol.

Primero calculamos el número de moles para cada sustancia

Calculamos la fracción molar de la sustancia A

Calculamos pT

CAPITULO IX

PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES

Propiedades coligativas

Descenso relativo de la presión de vapor

Reordenando la ecuación de Raoult vista en el capítulo anterior:

Es decir que el descenso relativo de la presión de vapor es numéricamente igual a la fracción molar del soluto x2.Cuando el soluto es no volátil, la presión de vapor del solvente encima de la solución (p1) es igual a la presión de vapor total de la solución, y en el caso de que la solución sea diluida se puede hacer la misma aproximación para un soluto volátil. La ecuación anterior queda entonces

Observando esta relación podemos decir que el valor del descenso relativo de la presión de vapor depende de la temperatura, del tipo de solvente y de la fracción molar del soluto, pero que es totalmente independiente de la naturaleza del soluto. Esa es la característica de las propiedades coligativas.

Ascenso ebulloscópico y descenso crioscópico.

Retomemos el diagrama de fases (P, T) de un componente puro, agua en este caso. En la figura, las líneas llenas representan los puntos de equilibrio entre las fases sólido – líquido, sólido – vapor y líquido – vapor.

Representación del ascenso ebulloscópico y del descenso crioscópico en el diagrama de fases del agua

Nos interesa ver cómo afecta a estas curvas el agregado de un soluto no volátil. Ya sabemos que el agregado del soluto disminuye la presión de vapor del solvente, a cualquier temperatura. Por lo tanto para una dada cantidad de soluto, los nuevos puntos de equilibrio estarán sobre las curvas cortadas de la figura. La expresión de la ley de Raoult nos indica que cuanto mayor es la cantidad de soluto disuelto, menor es la presión de vapor del solvente, por lo tanto más se alejará la curva de presión de vapor en función de la temperatura de la correspondiente al solvente puro, y mayor será en consecuencia el ascenso ebulloscópico. La expresión matemática de este fenómeno es:

Donde Keb es la constante de ascenso ebulloscópico dependiente de cada sustancia y m2

es la molalidad del soluto disuelto (ver en la sección de expresión de concentraciones).Para el descenso crioscópico se emplea una fórmula similar:

Donde Kc es la constante de descenso crioscópico.

Ejemplo:

Se disuelven 30 g de glucosa en 100 ml de agua pura. Calcular el descenso crioscópico y el ascenso ebulloscópico, sabiendo que Keb = 0,512 °Cm-1 y Kc = 1,86 °Cm-1, el peso molecular de la glucosa es 180,2 g/mol.

Primero calculamos la molalidad de la solución:

Presión osmótica

Si se coloca una solución acuosa de sacarosa (azúcar de mesa) en un trozo de pergamino o una vejiga animal y ésta se coloca a su vez en agua, el nivel de agua aumentará dentro del sistema que contiene la solución. Esto ocurre pues el agua pasa desde donde está pura hacia la solución, debido a la tendencia natural a igualar concentraciones, diluyendo en consecuencia a la solución. El proceso de ósmosis se detiene cuando la presión ejercida por la columna de líquido impide el pasaje de más moléculas de agua. Ahora bien, si sobre la columna de agua se aplica una presión, el líquido vuelve al nivel original.

Fenómeno de ósmosis

Este experimento nos permite definir la presión osmótica como

La presión que debe ser aplicada a la solución para evitar el flujo de solvente a través de la membrana semipermeable, desde el solvente hasta la solución.

La presión osmótica puede calcularse según:

Donde R es la constante universal de los gases, T es la temperatura absoluta y c es la concentración molar del soluto.

Ejemplo:

Se tiene una solución acuosa de sacarosa (azúcar común) con una concentración 0,002 molar, a una temperatura de 10 °C.

a. Calcular la presión osmótica de esta solución.b. Calcular la altura de la columna de líquido.

Propiedades coligativas de soluciones de electrolitos

Las ecuaciones ya discutidas, que vinculan las propiedades coligativas con la molaridad de la solución, siguen siendo válidas para soluciones de electrolitos, si se introduce un factor de corrección i, denominado factor de Van’t Hoff, definido como

El factor de Van’t Hoff se puede calcular con la siguiente expresión:

Donde es el grado de disociación y n es el número de partículas producidas por la disociación.Las expresiones de las propiedades coligativas para soluciones de electrolitos quedan de la siguiente forma:

Consideremos un soluto compuesto por dos iones, AB; al solubilizarse en agua, esta sustancia se disocia según:

Por lo tanto por cada molécula de AB vamos a tener dos partículas disueltas (A+ y B-), si = 1; recordando que las propiedades coligativas dependen del número n de partículas disueltas:

De acá se deduce que i = 2

Para solutos como NaCl, MgSO4, Na2SO4, Na3PO4 y considerando el número de iones n que se obtienen al disociarse:

Soluto Iones nNaCl Na+ + Cl- 2

MgSO4 Mg+2 + SO4-2 2

Na2SO4 2Na+ + SO4-2 3

Na3PO4 3Na+ + PO4-3 4

Ejemplo:

Se disuelven 0,10 g de Na2SO4 en 100 ml de agua. Calcular la presión osmótica de la solución a la temperatura de 40°C; considerando que el grado de disociación = 0,7.

Debemos tener en cuenta que la sal en agua se disocia de la siguiente forma:

Por lo tanto

Considerando que M = 142 g/mol

y

CAPITULO X

ACIDOS Y BASES: PROPIEDADES GENERALES

Introducción

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:

Primeras teorías

Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como

sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura.

Del mismo modo, Arrhenius definió una base como

una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-.

La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

Teoría de Brønsted-Lowry

Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que

los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos.

Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:

El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)

se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F-

y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:

El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

Medida de la fuerza de ácidos o bases

La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de ion hidronio y el de pOH al de la concentración molar de ion hidroxilo en una disolución acuosa:

pH = -log [H+]

pOH = -log [OH-]

es necesario aclarar que cuando la concentración se expresa como molar se simboliza con la sustancia encerrada entre corchetes [ ].El agua pura tiene un pH de 7; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7, y, en presencia de una base cae por debajo de 7.El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que

los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones.

Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados.

Adjunto algunos comunes ejemplos de ácidos y bases de la vida cotidiana.

[H+] pH EjemploÁcidos 1 X 100 0 HCl 1M

1 x 10-1 1 Ácido estomacal 1 x 10-2 2 Jugo de limón1 x 10-3 3 Vinagre1 x 10-4 4 Soda1 x 10-5 5 Agua de lluvia1 x 10-6 6 Leche

Neutral 1 x 10-7 7 Agua pura Bases 1 x 10-8 8 Claras de huevo

1 x 10-9 9 Levadura1 x 10-10 10 Antiácidos

1 x 10-11 11 Amoníaco1 x 10-12 12 Caliza Mineral - Ca(OH)2

1 x 10-13 13 Drano®

1 x 10-14 14 NaOH 1M

Cálculo del pH para distintas soluciones

Ácidos y bases fuertes

Primero debemos definir qué es un ácido o una base fuerte. Un ácido fuerte es aquél que se disocia completamente en un medio acuoso; un ejemplo de esto sería el ácido clorhídrico:

Donde “” significa una completa disociación en sus iones correspondientes.En forma similar, para una base, como por ejemplo el hidróxido de sodio, tendríamos:

Hay que remarcar que en este caso para definir qué es un ácido o una base empleamos la teoría de Arrhenius.Ahora consideraremos distintos casos.

Ácidos

Ácido concentrado

Se tiene que:

Donde HA es el ácido y A- es el anión.El pH viene dado por la ecuación

Donde CA es la concentración del ácido

Ácido diluido

Además de la disociación del ácido, debemos tomar en cuenta la disociación del agua.

Por lo tanto la ecuación para determinar la concentración de H+ queda como

Multiplicando por [H+] y despejando, queda

Una ecuación cuadrática que se puede resolver si consideramos:

Y aplicamos la fórmula

Esto nos dará dos resultados, de los cuales sólo uno se emplea.

Ejemplo:

Se tiene una solución 0,02M de HCl en agua. Calcular el pH de la solución. ¿Qué pH tendría si se diluye a 2 x 10-8M?

Para 0,02M el pH es

Para 2 x 10-8 molar se tiene que plantear

Resolviendo la ecuación cuadrática, tenemos

[H+] = 1,10 x 10-7

Entonces

Bases

Base concentrada

Se tiene que:

Donde BOH es la base y B+ es el catión.El pOH viene dado por la ecuación

Donde CB es la concentración de la base

Base diluida

Además de la disociación de la base, debemos tomar en cuenta la disociación del agua.

Por lo tanto la ecuación para determinar la concentración de OH- queda como

Multiplicando por [OH-] y despejando, queda

Una ecuación cuadrática que se puede resolver si consideramos:

Y aplicamos la fórmula

Esto nos dará dos resultados, de los cuales sólo uno se emplea. Y si se quiere calcular el pH de la solución, entonces se aplica la ecuación:

Ácidos y bases débiles

En este caso, la disociación no va a ser completa. Teniendo, para lo ácidos débiles:

Pudiendo definir una constante de disociación que es:

Y para las bases resulta:

Ácidos

Ácido concentrado

Recordemos

Reescribiendo la ecuación queda

Cuando CA >> [H+], entonces

El pH resulta:

Ácido diluido

En este caso CA [H+]

Que se resuelve como vimos anteriormente.

Bases

Bases concentradas

Y

Base diluida

Se aplica

Ecuación que se resuelve como vimos antes.

CAPITULO XI

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS

Introducción

Existen tres tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos: la tradicional, la IUPAC (union of pure and applied chemistry) la estequiométrica. En esta reseña se van a exponer las formas de nombrar a las principales familias de compuestos inorgánicos en los tres tipos de nomenclatura.

Hidrácidos:

Fórmula general:

Nm H

(Nm: no metal)

Ejemplos: ClH, BrH, SH2

Nomenclatura tradicional:Ácido Nm Hídrico.

Ejemplos: ClH (ácido clorhídrico), H2S (ácido sulfhídrico), FH (ácido fluorhídrico).

Nomenclatura IUPAC:Nm uro de hidrógeno.

Ejemplos: BrH (bromuro de hidrógeno), SH2 (sulfuro de hidrógeno).

Nomenclatura estequiométrica:Ídem IUPAC.

Sales de los hidrácidos

Surgen de reemplazar el hidrógeno por un metal.Fórmula general:

Nm M

(Nm, no metal; M, metal)

Ejemplos: ClNa, BrK, Na2S, Cl2Fe, Br3Fe.

Nomenclatura tradicional:Nm uro del metal.

(Si el metal posee más de un estado de oxidación posible, se utilizará oso para el menor estado de oxidación, e ico para el mayor estado de oxidación)Ejemplos: ClNa (cloruro de sodio), BrK (bromuro de potasio), Na2S (sulfuro de sodio), Cl3Fe (cloruro férrico), Br2Fe (bromuro ferroso).

Nomenclatura IUPAC:Nm uro del metal con numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal

cuando este posee mas de un estado de oxidación posible.

Ejemplos: I2Cu (yoduro de cobre (II) ), Cl3Fe (cloruro de hierro (III) ), Br2Fe, (bromuro de hierro (II)).

Nomenclatura Estequimétrica:Prefijos indicando el número de átomos del metal y del no metal.

Ejemplos: CaS (monosulfuro de monocalcio), Hg2Cl2 (bicloruro de bimercurio), Cl3Fe (tricloruro de monohierro).

Hidróxidos.

Formula General:

M (OH)n

Donde M: metal, y n corresponde al número de iones oxidrilo (OH), que corresponde al estado de oxidación del metal.Ejemplos: NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2, FE(OH)3, Mg(OH)2.

Nomenclatura Tradicional:Hidróxido del metal

utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.Ejemplos: NaOH (hidróxido de sodio), Ca(OH)2 (Hidróxido de calcio), Fe(OH)2

(dióxido ferroso), CuOH (hidróxido cuproso), Fe(OH)3 (hidróxido ferrico), Cu(OH)2

(hidróxido cùprico).

Nomenclatura IUPAC:Hidróxido del metal

utilizando numeral de stock cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.Ejemplos: Ca(OH)2 (hidróxido de calcio), Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III) ), CuOH (hidróxido de cobre (I) ).

Nomenclatura estequiométrica:Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo presentes en el compuesto.Ejemplos: Cu(OH)2 (dihidròxido de cobre), NaOH (mono hidróxido de sodio), Fe(OH)3

Trihidróxido de hierro).

Hidruros

Fórmula general:

M Hn

donde n corresponde a la cantidad de iones hidruro (H-) que coinciden con el estado de oxidación del metal.Nomenclatura tradicional:Hidruro del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).Ejemplos: NaH (hidruro de sodio), CuH (hidruro cuproso), CuH2 (hidruro cùprico), FeH2 (hidruro ferroso), FeH3 (hidruro ferrico).

Nomenclatura IUPAC:Hidruro del metal utilizando numeral de stock para indicar el estado de oxidación del metal si este posee mas de un estado de oxidación posible.Ejemplos: LiH (hidruro de litio), FeH3 (hidruro de hierro (III) ), CuH (hidruro de cobre (I) ).

Nomenclatura estequiométrica:Prefijos indicando la cantidad de átomos del metal y de hidrógeno que existen en la molécula.Ejemplos: AlH3 (trihidruro de aluminio), CaH2 (dihidruro de calcio).

Óxidos ácidos

Fórmula general:

Nm O

con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando la cantidad de átomos de cada elemento.

Nomenclatura tradicional:Óxido del no metal (si el no metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).Ejemplos: Cl2O (óxido de cloro), SO2 (óxido sulfuroso), SO3 (óxido sulfúrico). CO (óxido carbonoso), CO2 (óxido carbónico).

Nomenclatura IUPAC:Óxido del no metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.Ejemplos: Cl2O (óxido de cloro), SO2 (óxido de azufre (IV) ), SO3 (óxido de azufre (VI) ), CO (óxido de carbono (II) ), CO2 (óxido de carbono (IV) ).

Nomenclatura estequiométrica:Óxido del no metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que para un no-metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.Ejemplos: CO2 (dióxido de carbono), CO (monóxido de carbono), SO2 (dióxido de azufre), SO3 (trióxido de azufre.

Óxidos básicos:

Fórmula general:

M O

con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando el número de átomos de cada elemento.

Nomenclatura tradicional:Óxido del metal utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible.Ejemplos: CuO (óxido cúprico), Cu2O (óxido cuproso), FeO (óxido ferroso), Fe2O3

(óxido férrico).

Nomenclatura IUPAC:Óxido del metal utilizando numeral de stock cuado el metal presenta más de un estado de oxidación posible.Ejemplos: CaO (óxido de calcio), FeO (óxido de hierro (II) ), Fe2O3 (óxido de hierro (III) ), CuO (óxido de cobre (II) ), Cu2O (óxido de cobre (I) ).

Nomenclatura estequiométrica:Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.Ejemplos: Fe2O3 (trióxido de dihierro), Cu2O (monóxido de dicobre), CuO (monóxido de monocobre).

Oxoácidos

Fórmula general:

H Nm O

con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando el número de átomos de cada elemento.

Nomenclatura tradicional:Ácido no metal (hipo-oso, oso, ico, per-ico). Los prefijos y sufijos indicados corresponden al estado de oxidación del no metal, y se utilizarán cuando el no metal tenga tres o más estados de oxidación posibles. Si el no metal posee sólo dos estados de oxidación posibles, se utilizará oso para el menor e ico para el mayor; si el no metal posee tres estados de oxidación posibles se utilizará hipo-oso para el menor, oso para el siguiente e ico para el mayor.Ejemplos: HNO3 (ácido nítrico), HNO2 (ácido nitroso), H2SO4 (ácido sulfúrico), H2SO3

(ácido sulfuroso), H2SO2 (ácido hiposulfuroso), HClO (ácido hipocloroso), HClO2

(ácido cloroso), HClO3 (ácido clórico), HClO4 (ácido perclórico).

Nomenclatura IUPAC:No metal ato de hidrógeno utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal cuando este posea más de un estado de oxidación posible.Ejemplos: HNO3 (nitrato de hidrógeno (V) ), HNO2 (nitrato de hidrógeno (III) ), H2SO4

(sulfato de hidrógeno (VI) ), H2SO3 (sulfato de hidrógeno (IV) ), HClO4 (clorato de hidrógeno (VII) ).

Nomenclatura estequiométrica:No se aplica en estos casos.

Sales de los oxoácidos:

Surgen de reemplazar el o los hidrógenos por un metal.

Fórmula general:

Me Nm O

con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando la cantidad de átomos de cada elemento.

Nomenclatura tradicional:No metal (hipo-ito, ito, ato, per-ato) del metal (oso, ico); donde los prefijos y sufijos indican los estados de oxidación del metal y del no metal.Ejemplos: Fe2(SO4)3 (sulfato férrico), FeSO3 (sulfito Ferroso), Na2SO2 (hiposulfito de sodio), CuClO2 (clorito cuproso), Cu(ClO3)2 (clorato cúprico), ClO4K (perclorato de potasio).

Nomenclatura IUPAC:No metal ato del metal con numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal y del no metal respectivamente (cuando el metal presenta un solo estado de oxidación posible se coloca sólo el numeral de stock correspondiente al no metal).Ejemplos: FeSO4 (sulfato (VI) de hierro (II) ), Fe2(SO3)3 (sulfato (IV) de hierro (III) ), BrO4K (bromato de potasio (VII) ), BrO3K (bromato de sodio (V) ). Observar que en los

dos últimos casos el numeral de stock corresponde al no metal dado que el estado de oxidación del metal es inequívoco.

Nomenclatura estequiométrica:No se aplica en estos casos.

Sales ácidas de los oxoácidos:

Son aquellas sales de los oxoácidos en las cuáles no se encuentran reemplazados todos los hidrógenos y existen hidrógenos en la molécula.

Nomenclatura tradicional:No metal hipo-ito, ito, ato y per-ato ácido del metal (oso, ico) utilizando un prefijo que indique la cantidad de hidrógenos presentes en la molécula, cuando en ésta pueden haber varios. Los prefijos y sufijos hipo-ito, ito, ato y per-ato indican el estado de oxidación del no metal y se utilizan ito y ato cuando el no metal presenta dos estados de oxidación, hipo-ito, ito y ato cuando el no metal presenta tres estados de oxidación posibles y los cuatro cuando el no metal presenta cuatro estados de oxidación posibles. Los sufijos oso e ico se utilizan sólo cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible e indican el estado de oxidación de éste siendo oso el correspondiente al no menor e ico el correspondiente al mayor. Existe un tipo de nomenclatura especial para este tipo de sales y que sólo se aplica a sales que provienen de ácidos que poseen dos hidrógenos (ej: H2SO4, H2CO3, H2SiO3) y se encuentran con un solo hidrógeno sustituido en las cuáles se utiliza la siguiente fórmula: Bi no metal hipo-ito, ito, ato y per-ato del metal (oso, ico) siendo el prefijo bi el que indica la presencia de un hidrógeno en la molécula.Ejemplos: NaHCO3 (carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio), Ca(HSO3)2

(sulfito ácido de calcio o bisulfito de calcio), KH2PO4 (fosfato diácido de potasio), K2HPO4 (fosfato monoácido de potasio), LiHSiO3 (silicato ácido de litio o bisilicato de litio).

Nomenclatura IUPAC:

Hidrógeno (o dihidrógeno) no metal ato del metal con numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal y del metal respectivamente (cuando el metal presenta un solo estado de oxidación posible se coloca sólo el numeral de stock correspondiente al no metal).Ejemplos: KHCO3 (hidrógeno carbonato (IV) de potasio), Fe(HSO4)2 (hidrógeno sulfato (VI) de hierro(II) ), Cu(H2PO4)2 (dihidrógeno fosfato (V) de cobre (I) ).

Nomenclatura estequiométrica:No se aplica en estos casos.

CAPITULO XII

UNIONES QUIMICAS I

Una vez conocida la ubicación en la tabla y las tendencias de los elementos a ceder o a captar electrones podemos explicarnos cómo y por qué los elementos se unen de determinada manera.En la parte de estructura electrónica vimos, al ver la configuración electrónica de iones, que

los elementos, cuando se unen, pierden, ganan o comparten electrones, pero no en cualquier cantidad, sino que lo hacen para llegar a una estructura más estable.

Esa estructura más estable en la mayoría de los elementos representativos es la correspondiente a un gas noble.¿Por qué son tan estables los gases nobles? Como todos los gases nobles, excepto el Helio, tienen 8 electrones en su último nivel de energía (en su CEE); esto llevó a la denominada regla del octeto, o sea que

los elementos tienden a completar sus 8 electrones en el último nivel.

Como toda regla, tiene sus excepciones (algunas de las cuales veremos como ejemplo). El Hidrógeno al unirse no completa 8 electrones, sino 2. Pero el Hidrógeno no es una excepción a la regla. ¿Por qué el hidrógeno no es excepción a la regla del octeto? El Hidrógeno tiene un solo electrón, que se encuentra en el nivel 1. Como el nivel 1 se completa con 2 electrones, al llegar a ese valor llega a la CE del Helio, que es el primer gas noble. Tenemos entonces tres posibilidades de unión entre los distintos elementos. Si se une un elemento con tendencia a ceder electrones (metálico) y un elemento con tendencia a captar electrones (no metal, con alta electronegatividad) con una gran diferencia de electronegatividad entre sí; es lógico que el metal ceda sus electrones al no metal y se formen iones. Quedando el metal como catión y el no metal como anión. Esquematizando:

La atracción electrostática entre los iones de signo contrario forma la UNIÓN IÓNICA. El ejemplo de unión iónica es el cloruro de sodio. El sodio que se encuentra en el grupo IA, tiene mucha tendencia a ceder ese último electrón porque al hacerlo se queda con la CE del gas noble anterior. El Cloro necesita ganar un electrón para llegar a la CE de gas noble. El sodio cede su electrón al cloro y los dos completan su octeto. La representación de esto en una estructura o fórmula es lo que se llama fórmula o estructura de Lewis.

Si se unen dos elementos metálicos (o átomos del mismo elemento, que es el caso más usual), con tendencia a ceder electrones y baja electronegatividad; como esos últimos electrones están muy débilmente unidos lo que se produce es una red tridimensional de cationes entre los cuales pueden moverse libremente los electrones. Esa es la UNIÓN METÁLICA.

La unión metálica no tiene representación en formula de Lewis.Por último si se unen dos elementos con tendencia a captar electrones (de alta electronegatividad y poca diferencia de electronegatividad entre sí), como los dos “quieren quedarse” con los electrones, ya que necesitan captar electrones para completar su octeto terminan compartiéndolos. Esta es la UNIÓN COVALENTE.Es covalente la unión existente en la molécula de cloro, donde como ambos átomos necesitan un electrón más para completar su octeto comparten un par de electrones, eso es lo que se denomina una unión covalente simple.

En el caso del cloro los dos átomos que se unen son del mismo elemento, y por lo tanto tendrán la misma electronegatividad. El par electrónico que se comparte está igualmente compartido, eso es lo que se denomina una unión covalente pura o no polar.Pero la unión covalente también puede darse entre elementos que tengan diferente electronegatividad, como por ej. el cloruro de hidrógeno.

En este caso el cloro es más electronegativo y el par electrónico que se comparte no está igualmente compartido sino que se encontrará (en promedio) más cerca del cloro que del hidrógeno. Esto es lo que se denomina una unión covalente polar. En estos casos hay una separación de carga, pero no la suficiente como para que la unión sea iónica. Se dice que hay una fracción o densidad de carga negativa del lado del cloro y una fracción o densidad de carga positiva del lado del hidrógeno y se forma lo que se denomina un dipolo.

Si tenemos en cuenta esto, desde un extremo, que es la unión covalente pura, si vamos aumentando la diferencia de electronegatividad entre los elementos que se unen podremos llegar hasta el otro extremo que es la unión iónica. Entonces surge la pregunta ¿Dónde está el límite? ¿Hasta donde seguimos diciendo que la unión es covalente y donde comenzamos a decir que la unión es iónica? La respuesta es que ese límite no está rígidamente definido. De hecho hay diferencias de apreciación entre diferentes autores. Pero la diferencia de electronegatividad es un parámetro que ayuda mucho a determinar si una unión es covalente o iónica y por lo tanto si un compuesto es covalente o iónico. Nosotros vamos a tomar

como límite una diferencia de electronegatividad de 2, si es menor diremos que es covalente; y si es 2 o mayor, que es iónica.

Hablamos de la diferencia de electronegatividad. Muchas tablas periódicas traen el dato de electronegatividad. La tabla de electronegatividades corresponde a Pauling y es empírica, son valores relativos obtenidos dando un valor arbitrario al elemento más electronegativo que es el flúor.

La unión iónica siempre se va a dar entre un metal y un no metal, pero entre un metal y un no metal que tengan suficiente diferencia de electronegatividad entre sí.

Vamos a ver ejemplos de uniones entre metal y no metal que son covalentes.Es importante que tengamos en cuenta que ese límite de diferencia de electronegatividad no es una cosa tajante, y además que la diferencia de electronegatividad no es lo único que hace que un compuesto sea iónico o covalente. Por eso cuando esa diferencia está cerca del límite hay que tener cierto cuidado. Por ej. entre el berilio, un metal del grupo IIA y el cloro, un halógeno uno diría a priori que la unión es iónica. Si uno mira la diferencia de electronegatividad en la tabla es 1,5 y se trata de un compuesto covalente. Si tomamos el azufre y el sodio, su diferencia de electronegatividad es 1,6, sin embargo es un compuesto iónico a pesar que la diferencia de electronegatividad es casi la misma. Los radios del cloro y el berilio son mucho más parecidos, el berilio es mucho más chico que el sodio por lo tanto es menos polarizable y será más difícil que ceda su electrón. En cambio los radios del azufre y el sodio tienen mucha más diferencia a pesar de la diferencia de electronegatividad similar. El sodio es más grande, es más polarizable y cederá su electrón más fácilmente.

Existen distintos tipos de uniones covalentes. Unión covalente simple cuando se comparte un solo par de electrones (cada átomo aporta un electrón), es el caso visto en el cloro o en el cloruro de hidrógeno. Unión covalente doble cuando se comparten dos pares de electrones entre los mismos átomos, es el caso del dióxido de carbono.

Unión covalente triple cuando se comparten 3 pares de electrones entre los mismos átomos, es el caso del nitrógeno.

Unión covalente dativa o coordinada cuando el par que se comparte es aportado por uno solo de los átomos que se unen, es el caso del dióxido de azufre.

Tendrás que poder hacer las fórmulas de Lewis de muy diversos compuestos. Debemos notar que en las estructuras de Lewis los electrones que se representan son los electrones de valencia, los del último nivel, o sea los de la CEE.

Para armar las fórmulas de Lewis de compuestos sencillos tenemos que tener en cuenta que en la gran mayoría de los compuestos se cumple la regla del octeto. Un elemento entonces perderá, ganará o compartirá los electrones que le falten para completar su nivel de energía y llegar a la CE de gas noble. El grupo IA siempre se unirá perdiendo un electrón (unión iónica), o formará una unión metálica, pero no forman uniones covalentes. El grupo IIIA en uniones iónicas pierde tres electrones y en uniones covalentes (B y Al) comparte tres pares de electrones, siendo una excepción a la regla del octeto. El grupo IVA , el caso del carbono por ej., deberá compartir cuatro pares de electrones, que pueden ser cuatro uniones simples, dos simples y una doble, dos dobles o una simple y una triple. El carbono no forma uniones iónicas, si lo hacen los metales del grupo como el estaño y el plomo.Si consideramos cuenta cuántos pares de electrones debe compartir cada elemento y la regla del octeto, se pueden “armar” muchas fórmulas de Lewis de compuestos sencillos, aunque cuando aumenta el número de átomos ya no hay una sola posibilidad de unión respetando la regla del octeto.