2015

UNAM

PREPARADO POR:

LIC. L. MARIEL CHAUCA VALDEZ

CQP: 781

1. GASES1.1 CONCEPTO

Se denomina gas (palabra inventada por el científico flamenco Jan Baptista van Helmont en el siglo XVII, sobre el latín chaos1 ) al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares, adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta energía cinética. Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades: Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de

distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven sus moléculas.

Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene. Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene. Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas

moléculas y otras.A temperatura y presión ambientales los gases pueden ser elementos como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro, el flúor y los gases nobles, compuestos como el dióxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.Los vapores y el plasma comparten propiedades con los gases y pueden formar mezclas homogéneas, por ejemplo vapor de agua y aire, en conjunto son conocidos como cuerpos gaseosos, estado gaseoso o fase gaseosa.

1.2 HISTORIAEn 1648, el químico Jan Baptist van Helmont, considerado el padre de la química neumática, creó el vocablo gas (durante un tiempo se usó también "estado aeriforme"), a partir del término griego kaos (desorden) para definir las características del anhídrido carbónico. Esta denominación se extendió luego a todos los cuerpos gaseosos, también llamados fluidos elásticos, fluidos compresibles o aires, y se utiliza para designar uno de los estados de la materia.La principal característica de los gases respecto de los sólidos y los líquidos, es que no pueden verse ni tocarse, pero también se encuentran compuestos de átomos y moléculas.La causa de la naturaleza del gas se encuentra en sus moléculas, muy separadas unas de otras y con movimientos aleatorios entre sí. Al igual que ocurre con los otros dos estados de la materia, el gas también puede transformarse (en líquido) si se somete a temperaturas muy bajas. A este proceso se le denomina condensación en el caso de los vapores y licuefacción en el caso de los gases perfectos.La mayoría de los gases necesitan temperaturas muy bajas para lograr condensarse. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, la temperatura necesaria es de -183 °C.Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Éstos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones, debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones proporcionales entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en 1834.

1.3 LEYES DE LOS GASESExisten diversas leyes derivadas de modelos simplificados de la realidad que relacionan la presión, el volumen y la temperatura de un gas.

Ley de Boyle-MariotteLa Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que a una temperatura constante y para una masa dada de un gas el volumen del gas varía de manera inversamente proporcional a la presión absoluta del recipiente:

Ley de CharlesA una presión dada, el volumen ocupado por una cierta cantidad de un gas es directamente proporcional a su temperatura.Matemáticamente la expresión sería:

O .

Ley de Gay-LussacLa presión de una cierta cantidad de gas, que se mantiene a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura:

Es por esto que para poder envasar gas, como gas licuado, primero ha de enfriarse el volumen de gas deseado, hasta una temperatura característica de cada gas, a fin de poder someterlo a la presión requerida para licuarlo sin que se sobrecaliente y eventualmente, explote.

Ley general de los gasesCombinando las tres leyes anteriores se obtiene:

Ley de los gases idealesDe la ley general de los gases se obtiene la ley de los gases ideales. Su expresión matemática es:

siendo P la presión, V el volumen, n el número de moles, R la constante universal de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin. Tomando el volumen de un mol a una atmósfera de presión y a 273 K, como 22,4 l se obtiene el valor de R= 0,082 atm·l·K−1·mol−1

El valor de R depende de las unidades que se estén utilizando: R = 0,082 atm·l·K−1·mol−1 si se trabaja con atmósferas y litros R = 8,31451 J·K−1·mol−1 si se trabaja en Sistema Internacional de Unidades

R = 1,987 cal·K−1·mol−1

R = 8,31451 10−10 erg ·K−1·mol−1

R = 8,317x10−3 (m³)(Kpa)/(mol)(K) si se trabaja con metros cúbicos y kilo pascalesDe esta ley se deduce que un mol (6,022 x 10^23 átomos o moléculas) de gas ideal ocupa siempre un volumen igual a 22,4 litros a 0 °C y 1 atmósfera. Véase también Volumen molar. También se le llama la ecuación de estado de los gases, ya que solo depende del estado actual en que se encuentre el gas.

Gases reales[editar]Artículo principal: Gas realSi se quiere afinar más, o si se quiere medir el comportamiento de algún gas que escapa al comportamiento ideal, habrá que recurrir a las ecuaciones de los gases reales, que son variadas y más complicadas cuanto más precisas.Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparían más volumen. Esto se debe a que entre sus partículas, ya sean átomos como en los gases nobles o moléculas como en el (O2) y la mayoría de los gases, se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se llama fuerzas de Van der Waals.El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto más sencilla sea su fórmula química y cuanto menor sea su reactividad ( tendencia a formar enlaces). Así, por ejemplo, los gases nobles al ser moléculas monoatómicas y tener muy baja reactividad, sobre todo el helio, tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal. Les seguirán los gases diatómicos, en particular el más liviano hidrógeno. Menos ideales serán los triatómicos, como eldióxido de carbono; el caso del vapor de agua aún es peor, ya que la molécula al ser polar tiende a establecer puentes de hidrógeno, lo que aún reduce más la idealidad. Dentro de los gases orgánicos, el que tendrá un comportamiento más ideal será el metano, perdiendo idealidad a medida que se engrosa la cadena de carbono. Así, el butano es de esperar que tenga un comportamiento ya bastante alejado de la idealidad. Esto es, porque cuanto más grande es la partícula constituyente del gas, mayor es la probabilidad de colisión e interacción entre ellas, factor que hace disminuir la idealidad. Algunos de estos gases se pueden aproximar bastante bien mediante las ecuaciones ideales, mientras que en otros casos hará falta recurrir a ecuaciones reales muchas veces deducidas empíricamente a partir del ajuste de parámetros.También se pierde la idealidad en condiciones extremas, como altas presiones o bajas temperaturas. Por otra parte, la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas. También por su estabilidad química. Comportamiento de los gases[editar]Para el comportamiento térmico de partículas de la materia existen cuatro cantidades medibles que son de gran interés: presión, volumen, temperatura y masa de la muestra del material (o mejor aún cantidad de sustancia, medida en moles).Cualquier gas se considera como un fluido, porque tiene las propiedades que le permiten comportarse como tal.Sus moléculas, en continuo movimiento, colisionan elásticamente entre sí y contra las paredes del recipiente que contiene al gas, contra las que ejercen una presión permanente. Si el gas se calienta, esta energía calorífica se invierte en energía cinética de las moléculas, es decir, las moléculas se mueven con mayor velocidad, por lo que el número de choques contra las paredes del recipiente aumenta en número y energía. Como consecuencia la presión del gas aumenta, y si las paredes del recipiente no son rígidas, el volumen del gas aumenta.Un gas tiende a ser activo químicamente debido a que su superficie molecular es también grande, es decir, al estar sus partículas en continuo movimiento chocando unas con otras,

esto hace más fácil el contacto entre una sustancia y otra, aumentando la velocidad de reacción en comparación con los líquidos o los sólidos.Para entender mejor el comportamiento de un gas, siempre se realizan estudios con respecto al gas ideal, aunque éste en realidad nunca existe y las propiedades de éste son: Una sustancia gaseosa pura está constituida por moléculas de igual tamaño y masa.

Una mezcla de sustancias gaseosas está formada por moléculas diferentes en tamaño y masa.

Debido a la gran distancia entre unas moléculas y otras y a que se mueven a gran velocidad, las fuerzas de atracción entre las moléculas se consideran despreciables.

El tamaño de las moléculas del gas es muy pequeño, por lo que el volumen que ocupan las moléculas es despreciable en comparación con el volumen total del recipiente. La densidad de un gas es muy baja.

Las moléculas de un gas se encuentran en constante movimiento a gran velocidad, por lo que chocan elásticamente de forma continua entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene.

Para explicar el comportamiento de los gases, las nuevas teorías utilizan tanto la estadística como la teoría cuántica, además de experimentar con gases de diferentes propiedades o propiedades límite, como el UF6, que es el gas más pesado conocido.Un gas no tiene forma ni volumen fijo; se caracteriza por la casi nula cohesión y la gran energía cinética de sus moléculas, las cuales se mueven. Cambios de densidadEl efecto de la temperatura y la presión en los sólidos y líquidos es muy pequeño, por lo que típicamente la compresibilidad de un líquido o sólido es de 10−6 bar−1(1 bar=0,1 MPa) y el coeficiente de dilatación térmica es de 10−5 K−1.Por otro lado, la densidad de los gases es fuertemente afectada por la presión y la temperatura. La ley de los gases ideales describe matemáticamente la relación entre estas tres magnitudes:

Donde es la constante universal de los gases ideales, es la presión del gas, su masa molar y la temperatura absoluta.Eso significa que un gas ideal a 300 K (27 °C) y 1 atm duplicará su densidad si se aumenta la presión a 2 atm manteniendo la temperatura constante o, alternativamente, se reduce su temperatura a 150 K manteniendo la presión constante. Presión de un gasEn el marco de la teoría cinética, la presión de un gas es explicada como el resultado macroscópico de las fuerzas implicadas por las colisiones de las moléculas del gas con las paredes del contenedor. La presión puede definirse por lo tanto haciendo referencia a las propiedades microscópicas del gas.En efecto, para un gas ideal con N moléculas, cada una de masa m y moviéndose con una velocidad aleatoria promedio vrms contenido en un volumen cúbico V, las partículas del gas impactan con las paredes del recipiente de una manera que puede calcularse de manera estadística intercambiando momento lineal con las paredes en cada choque y efectuando una fuerza neta por unidad de área, que es la presión ejercida por el gas sobre la superficie sólida.La presión puede calcularse como:

(gas ideal)Este resultado es interesante y significativo no solo por ofrecer una forma de calcular la presión de un gas sino porque relaciona una variable macroscópica observable, la presión, con la energía cinética promedio por molécula, 1/2 mvrms², que es una magnitud

microscópica no observable directamente. Nótese que el producto de la presión por el volumen del recipiente es dos tercios de la energía cinética total de las moléculas de gas contenidas.

Presión parcialLa presión parcial de un gas, en atmósferas, en una mezcla o solución, sería aproximadamente la presión de dicho gas si se eliminaran repentinamente todos los demás componentes de la mezcla o solución y sin que hubiese variación de temperatura. La presión parcial de un gas en una mezcla es la medida de la actividad termodinámica de las moléculas de dicho gas y, por lo tanto, es proporcional a la temperatura y concentración del mismo.

Ley de Dalton de las presiones parcialesArtículo principal: Ley de las presiones parcialesLa presión parcial de un gas ideal en una mezcla es igual a la presión que ejercería en caso de ocupar él solo el mismo volumen a la misma temperatura. Esto sucede porque las moléculas de un gas ideal están tan alejadas unas de otras que no interactúan entre ellas. La mayoría de los gases reales se acerca bastante a este modelo.Como consecuencia de esto, la presión total, es decir la suma de todas estas presiones, de una mezcla en equilibrio es igual a la suma de las presiones parciales de los gases presentes. Por ejemplo, para la reacción dada:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

La presión total es igual a la suma de las presiones parciales individuales de los gases que forman la mezcla:

Donde P es la presión total de la mezcla y Px denota la presión parcial de x.Para calcular la presión parcial de un gas basta con multiplicar su fracción molar por la presión total de la mezcla. Es decir:

Si se disminuye el volumen del recipiente, la presión total de los gases aumenta. Por ser la reacción reversible, la posición de equilibrio se mueve hacia el lado de la reacción con un menor número de moles (en este caso, el producto del lado derecho). Por el Principio de Le Châtelier, esto sería como aumentar la fracción de la presión completa disponible a los productos, y disminuir la fracción disponible a los reactivos (porque hay más moles de reactivo que de producto). Varía la composición de los gases, por lo que aumenta la presencia de amoníaco. De forma similar, un cambio en la temperatura del sistema propicia la producción de reactivos (porque la reacción inversa es endotérmica).La presión parcial de un gas es proporcional a su fracción molar, lo que es una medida de concentración. Esto quiere decir que se puede hallar la constante de equilibrio para una reacción en equilibrio que involucre una mezcla de gases a partir de la presión parcial de cada uno y la fórmula química de la reacción. La constante de equilibrio para los gases se denota como KP. Para una reacción:

aA + bB ↔ cC + dDAsí, la constante de equilibrio KP se puede calcular con,

Aunque la composición de los gases varía cuando se comprime el recipiente, el equilibrio permanece invariante (asumiendo que la temperatura permanezca también constante).

Un gas combustible es un gas que se utiliza como combustible para producir energía térmica mediante un proceso de combustión.El gas natural (cuyo mayor componente es el metano) es el más habitual, pero existen otros como: Gas licuado del petróleo (GLP), como propano o butano. Se obtienen mayoritariamente

en la destilación fraccionada del petróleo. Otra parte es obtenida al separarlos del gas natural.

Hidrógeno. Se obtiene a partir de la electrólisis del agua invirtiendo energía eléctrica, o a partir de gas natural.1 Es un vector energético y no una fuente deenergía primaria. Puede llegar a ser utilizado en el futuro como gas combustible con una mejora de la tecnología.

Gas de alumbrado (H2 y CO), también conocido como gas de hulla o gas ciudad. Gas de agua (H2 y CO).

El biogás es un gas combustible que se genera en medios naturales o en dispositivos específicos, por las reacciones de biodegradación de la materia orgánica, mediante la acción de microorganismos y otros factores, en ausencia de oxígeno (esto es, en un ambiente anaeróbico). Este gas se ha venido llamando gas de los pantanos, puesto que en ellos se produce una biodegradación de residuos vegetales semejante a la descrita.La producción de biogás por descomposición anaeróbica es un modo considerado útil para tratar residuos biodegradables, ya que produce un combustible de valor además de generar un efluente que puede aplicarse como acondicionador de suelo o abono genérico.El resultado es una mezcla constituida por metano (CH4) en una proporción que oscila entre un 50% y un 70 % en volumen, y dióxido de carbono (CO2), conteniendo pequeñas proporciones de otros gases como hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2) y sulfuro de hidrógeno (H2S).1 El biogás tiene como promedio un poder calorífico entre 18,8 y 23,4 megajulios por metro cúbico (MJ/m³).Este gas se puede utilizar para producir energía eléctrica mediante turbinas o plantas generadoras a gas, en hornos, estufas, secadores, calderas u otros sistemas de combustión a gas, debidamente adaptados para tal efecto.

Con el nombre de gas de alumbrado, gas de hulla o gas de coque, y en algunos países gas ciudad, se designan a las mezclas de gases combustibles que arden con llama luminosa y que se forman por destilación seca de hulla o carbón de piedra, sin aire, a temperaturas de 1200 a 1300 °C. También pueden emplearse para obtenerlo otros materiales, como la madera.Esta tecnología fue empleada antes del desarrollo de la explotación y conducción del gas natural desde el yacimiento hasta los grandes consumidores.

El gasógeno es un aparato que funciona usando la gasificación, procedimiento que permite obtener combustible gaseoso a partir de combustibles sólidos como el carbón, la leña o casi cualquier residuo combustible.Al quemar la leña o el carbón de forma parcial se genera, entre otros gases, monóxido de carbono, que tiene algo de poder calorífico. Si se le añade agua también se puede generar hidrógeno.Tuvo un uso muy extendido en España, al terminar la guerra civil (1939), por las dificultades de abastecerse de petróleo en el mercado mundial. Se añadía a los automóviles un carricoche remolcado donde iba el generador.Utilizando este sistema se podían aprovechar combustibles sólidos para mover motores de combustión interna en tiempo de escasez de gasolina y gasóleo.Actualmente ha vuelto a ser útil para obtener combustible adecuado para motores, a partir de leña y otros residuos debiomasa. En países pobres puede ser la única forma de utilizar motores y en países desarrollados permite disminuir el consumo de combustibles fósiles.

En física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregaciónsin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados más estudiados y comunes en la Tierra son el sólido, ellíquido y el gaseoso; no obstante, el estado de agregación más común en el Universo es el plasma, material del que están compuestas las estrellas (si se descarta la materia oscura).

Cambios de estado de agregación de la materiaSon los procesos en los que un estado de la materia cambia a otro manteniendo una semejanza en su composición. A continuación se describen los diferentes cambios de estado o transformaciones de fase de la materia: Fusión: Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del calor; durante este proceso

endotérmico (proceso que absorbe energía para llevarse a cabo este cambio) hay un punto en que la temperatura permanece constante. El "punto de fusión" es la temperatura a la cual el sólido se funde, por lo que su valor es particular para cada sustancia. Dichas moléculas se moverán en una forma independiente, transformándose en un líquido. Un ejemplo podría ser un hielo derritiéndose, pues pasa de estado sólido al líquido.

Solidificación: Es el paso de un líquido a sólido por medio del enfriamiento; el proceso es exotérmico. El "punto de solidificación" o de congelación es la temperatura a la cual el líquido se solidifica y permanece constante durante el cambio, y coincide con el punto de fusión si se realiza de forma lenta (reversible); su valor es también específico.

Vaporización y ebullición: Son los procesos físicos en los que un líquido pasa a estado gaseoso. Si se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a esa presión continuar calentándose el líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el calor se emplea en la conversión del agua en estado líquido en agua en estado gaseoso, hasta que la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso. En ese momento es posible aumentar la temperaturadel gas.

Condensación: Se denomina condensación al cambio de estado de la materia que se pasa de forma gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la vaporización. Si se produce un paso de estado gaseoso a estado sólido de manera directa, el proceso es llamado sublimación inversa. Si se produce un paso del estado líquido a sólido se denomina solidificación.

Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Al proceso inverso se le denomina Sublimación inversa; es decir, el paso directo del estado gaseoso al estado sólido. Un ejemplo clásico de sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco.

Desionización: Es el cambio de un plasma a gas. Ionización: Es el cambio de un gas a un plasma.Es importante hacer notar que en todas las transformaciones de fase de las sustancias, éstas no se transforman en otras sustancias, solo cambia su estado físico.Las diferentes transformaciones de fase de la materia en este caso las del agua son necesarias y provechosas para la vida y el sustento del hombre cuando se desarrollan normalmente.Los cambios de estado están divididos generalmente en dos tipos: progresivos y regresivos. Cambios progresivos: Vaporización, fusión y sublimación progresiva. Cambios regresivos: Condensación, solidificación y sublimación regresivaLa siguiente tabla indica cómo se denominan los cambios de estado:

El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la materia cambia de estado líquido a gaseoso, es decir se ebulle. Expresado de otra manera, en un líquido, el punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión del medio que rodea al líquido. En esas condiciones se puede formar vapor en cualquier punto del líquido.

La temperatura de una sustancia o cuerpo depende de la energía cinética media de las moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar. Este incremento de energía constituye un intercambio de calor que da lugar al aumento de la entropía del sistema (tendencia al desorden de las partículas que lo componen).El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente - dipolo inducido o puentes de hidrógeno).

2. LIQUIDOS Y SOLIDOS2.1 LIQUIDOS

Características Generales:Un líquido está formado por moléculas que están en movimiento constante y desordenado, y cada una de ellas choca miles de millones de veces en un lapso muy pequeño. Pero, las intensas fuerzas de atracción entre cada molécula, o enlaces de hidrogeno llamados dipolo-dipolo, eluden el movimiento libre, además de producir una cercanía menor que en la que existe en un gas entre sus moléculas.Además de esto, los líquidos presentan características que los colocan entre el estado gaseoso completamente caótico y desordenado, y por otra parte al estado sólido de un líquido (congelado) se le llama ordenado. Por lo tanto podemos mencionar los tres estados del agua (liquido universal), sólido, gaseoso y líquido.De lo cual concluimos a las siguientes características:

Tienen volumen constante. Son incomprensibles. Tienen fuerte fricción interna que se conoce con el nombre de viscosidad.

Densidad y Peso Específico:Densidad.- la densidad de una muestra se define como la masa de unidad de volumen. La densidad se puede emplear para distinguir entre dos sustancias. Se suele expresarse en g/cm3 o g/ml.

Densidad = masaVolumen

Solubilidad:Otra propiedad física que permite conocer el tipo de enlace es la solubilidad. Los compuestos con enlace iónico son solubles en agua y los que tienen enlace covalente se disuelven en otros compuestos covalentes. Esta propiedad tiene varias excepciones, la fundamental es que las sustancias que tienen moléculas con muchos átomos de oxígeno y que no son macromoléculas son solubles en agua porque los átomos de oxígeno se unen con los átomos de hidrógeno del agua.

SOLIDOSSólido Cristalino y Sólido Amorfo:Los sólidos se clasifican como cristalinos o amorfos. Los sólidos cristalinos son sólidos verdaderos, las partículas existen en un patrón regular, tridimensional, denominado red cristalina.Los sólidos amorfos no tienen una estructura microscópica regular como los sólidos cristalinos. En realidad su estructura se parece mucho más a la de los líquidos que a la de los sólidos.El vidrio, el alquitrán, los polímeros de alta masa molecular como el plexiglás son ejemplos de sólidos amorfos.

2. Características Generales:Los cristales poseen una constitución vectorial, es decir, sus propiedades son función de la dirección. En las sustancias cristalinas no son equivalentes todas las direcciones. La dependencia entre las propiedades de un cristal y la dirección está influenciada por la simetría del mismo, es decir por el número de planos o de ejes de simetría que son los que condicionan el crecimiento del cristal.3. Fuerzas de Enlace:Los sólidos cristalinos se clasifican en categorías dependientes del tipo de partículas que forman el cristal y los enlaces que interaccionan entre ellas.Las categorías son:a.- Fuerzas Iónicas Constituidas por fuerzas electrostáticas entre iones de signos opuestos que constituyen las partículas del cristal iónico. Desde que estas fuerzas son considerables, los cristales iónicos resultan ser bastante duros, quebradizos, malos conductores caloríficos y eléctricos y de punto de fusión elevados (600 a 3000ºC).Ejemplo: NaCl. CaBr2, K2SO4, que son sales características.b.- Fuerzas de Van der Waals Son fuerzas débiles, por lo cual los cristales son blandos y de bajo punto de fusión. Son características de sustancias orgánicas que poseen este tipo de fuerza de enlace entre sus moléculas neutras que constituyen sus partículas cristalinas.c.- Fuerzas de Enlace Covalente Los sólidos covalentes (sólidos de red cristalina), el diamante es un ejemplo de los cristales que mantienen unidas sus partículas por enlaces covalentes en tres dimensiones; cada átomo de carbono esta unido a otros cuatro por un modelo tetraédrico, que permite reconocer la dependencia con el tetraedro de Van´t Hoff para el átomo de carbono.En cambio, el grafito, es menos compacto y blando, exfoliable y de más facil ataque por los agentes químicos, debido a que la estructura cristalina tiene una ordenación de capas bidimensionales de enlaces covalentes entre sus átomos según distribución hexagonal parecidos a los anillos del benceno.d. Fuerzas dipolo-dipolo Las fuerzas dipolo-dipolo son atracciones entre dipolos eléctricos de moléculas polares.e. Fuerza dipolo-dipolo inducido Estas fuerzas se dan entre una molécula polar y otra molécula no polar. La molécula polar induce un dipolo en la no polar.f.- Fuerzas de Dispersión o de London Son atracciones que se dan entre cualquier tipo de moléculas debido a los dipolos instantáneos que se forman producidos por las fluctuaciones en la densidad eléctrica que rodea a los átomos. Las fuerzas de London dependen de la forma de la molécula. Para moléculas de formas semejantes, crecen con la masa molecular y con la polarización ya que esos factores facilitan la fluctuación de los electrones.g.- Fuerzas Ión-dipolo En estas fuerzas un catión atrae la carga parcial negativa de un dipolo eléctrico o un anión atrae la carga parcial positiva del dipolo. Esta fuerza es la responsable de la hidratación de los iones del agua. La hidratación del catión persiste muchas veces en el sólido por ejemplo el Na2CO3.10H2O. Un catión se hidrata mas fuertemente cuanto menor sea su tamaño y mayor su carga.h.- Fuerza de Enlace de Hidrógeno Es una interacción primordialmente de tipo dipolo-dipolo especialmente fuerte, que se da entre un átomo de hidrógeno con carga parcial positiva y un átomo electronegativo (normalmente N, O, ó F) La presencia del enlace de hidrógeno en el H2O, NH3 y HF, justifica las anormalidades encontradas en sus puntos de fusión, es también responsable de la alta capacidad calorífica molar del agua líquida, así como de sus elevados calores de vaporización y de fusión.

3. SOLUCIONESUna solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Estas sustancias pueden ser sólidas, líquidas y gaseosas.

Las soluciones, también llamadas DISOLUCIONES, son uniones físicas entre dos o más sustancias que originan una mezcla de tipo homogénea, la que presenta uniformidad en todas sus partes.

Importancia de las soluciones- La materia se presenta con mayor frecuencia en la naturaleza en forma de soluciones, dentro de las cuales se llevan a cabo la gran mayoría de los procesos químicos.- Muchas de estas mezclas son soluciones y todas ellas rodean a los seres vivos (agua de mar, de río, suelo, aire, sustancias comerciales, etc.), por lo que nuestra existencia depende de las mismas, en menor o mayor grado. Además, en el interior de una persona existen soluciones tales como la saliva, sangre, orina, ácidos y bases diluidos, etc.- La industria genera infinidad de soluciones en forma de drogas, medicinas, desinfectantes, bebidas gaseosas, cosméticos, etc.

Estados de las solucionesSe sabe que toda la materia del mundo se presenta fundamentalmente en 3 estados físicos o de agregación, y en igual modo se presentan las soluciones en la naturaleza, así:a. Soluciones sólidas. Todas las aleaciones, como el latón (cobre con zinc), bronce (cobre con estaño), acero (carbono con hierro), etc.b. Soluciones líquidas. Como- Sólido en líquido: sal disuelta en agua; azúcar disuelta en agua, etc.- Líquido en líquido: alcohol disuelto en agua, etc.- Gas en líquido: oxígeno en agua, el gas carbónico en los refrescos, etc.c. Soluciones gaseosas. Como el aire, que es una solución formada por varios gases (solutos), tales como el dióxido de carbono, oxígeno y argón, los cuales están disueltos en otro gas llama –do nitrógeno (solvente). Otros ejemplos son la niebla y el humo.Así, las soluciones pueden ser sólidas, liquidas y gaseosas, y estar formadas por gases (soluto) en gases (solvente), gases en líquidos, sólidos en líquidos, líquidos en líquidos y sólidos en só- lidos. Esto es que, el soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, e igual el solvente.

Tipos de soluciones (concentración de las soluciones)

Las soluciones se pueden clasificar de dos maneras: según la cantidad de soluto presente en la solución (concentración), y según el tamaño o diámetro de las partículas del soluto (suspensión nes, soluciones coloidales y soluciones verdaderas). Las soluciones varían entre sí por su concentración, y una misma clase de solución puede pre sentar diferentes tipos de concentraciones; por ejemplo, si se tienen tres vasos llenos de agua y al primero se le agrega una cucharada de azúcar, al segundo tres cucharadas y al último seis, entonces se está ante una misma clase de solución (agua azucarada) y tres diferentes tipos de concentración. En base a la cantidad de soluto presente en las soluciones, estas se clasifican en:a. Solución diluida o insaturada. Es aquella en la que existe mucho menos soluto y mucho más solvente.b. Solución saturada. Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto que el solvente puede diluir o deshacer, por lo tanto, cualquier cantidad de soluto que se añada no se disolverá; la solución sigue teniendo menos soluto y más solvente.c. Solución sobre-saturada. Las cantidades extras de soluto agregadas a la solución saturada ya no se disuelven, por lo que se dirigen hacia el fondo del recipiente (precipitado). Hay exceso de soluto, pero siempre hay más solvente.d. Solución concentrada. Es aquella cuya cantidad de soluto es mayor que la del solvente.

Formas de expresar la concentración

- Concepto de concentración. Este término es uno de los más importantes en el tema de las soluciones, y se refiere a las cantidades o proporciones tanto del soluto como del solvente. De manera simple, la concentración de una solución se define como"la cantidad de soluto que hay en una solución”Las cantidades del soluto y del solvente se pueden relacionar entre sí, con el propósito de establecer la proporción en que se encuentran ambos dentro de una solución; en otras palabras, en una solución habrá una cierta cantidad de soluto disuelta por una cierta cantidad de solvente, lo que se puede calcular mediante el empleo de ciertas formulas sencillas.- Formas de expresar la concentración. Por lo general, los envases de drogas, medicinas y otros productos muestran la concentración de la sustancia que contienen. La cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de solvente o solución puede indicarse o expresarse de diferentes modos, por ejemplo:a. En partes por millón (ppm), por ejemplo:* Mg/l (miligramos de soluto por litro de solución o muestra).* Mg/kg (miligramos de soluto por kilogramo de solución o muestra).b. En porcentaje (porcentaje de soluto presente por cada 100 partes de solución)c. En molar (moles de soluto por litro de solución, o sea molaridad).d. En molal (moles de soluto por kilogramo de solvente, o sea molalidad).e. En equivalente-gramo por litro (Normalidad).

4. PROPIEDADES COLIGATIVASEn química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración. Generalmente expresada como concentración equivalente, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la composición química del soluto.Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico.

DESCENSO DE LA PRESION DE VAPORLos líquidos no volátiles presentan interacción entre soluto y solvente, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los líquidos volátiles tienen interacciones moleculares más débiles, lo que aumenta la presión de vapor. Si el soluto que se agrega es no volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor, ya que este reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor. El grado en que un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a su concentración.Este efecto es el resultado de dos factores:

1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del

disolvente, dificultando su paso a vapor.

DESCENSO CRIOSCOPICOEl soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los que hacen descender su punto de congelación.

ΔT = Kf · m m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg). ΔT es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de

congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro. Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua

es 1,86 ºC.kg/mol.Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. Este proceso de descenso de temperatura también es coadyuvado por la reacción entre el agua y el NaCl en si, debido a que es una reacción endotérmica, por lo que necesita calor para proceder. Este calor lo obtiene de la temperatura del hielo, disminuyéndola de 0°C a unos grados por debajo.

AUMENTO EBULLOSCOPICOAl agregar moléculas o iones a un disolvente puro, la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100° C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

ΔTb = Kb · m m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg). ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto de

ebullición de la solución y Tb el del disolvente puro. Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor cuando el solvente es agua es

0,512 ° C kg/mol.

Cuando una sal se disuelve lo hace disociándose. Por ejemplo, un mol de NaCl se disociará en

un mol de Na+ y un mol de Cl-, con un total de dos moles en disolución, por eso una

disolución de agua con electrolitos, como NaCl en agua, requiere más temperatura para

hervir y no obedece la ley de Raoult. Se debe aplicar a dicha ley un factor de corrección

conocido como el Factor de van't Hoff.

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o

solución iguala la presión externa y se observa las moléculas de líquido transformarse en gas.

Por ejemplo, a presión externa de 1 atm, el agua hierve (tiene un punto de evaporación) a

100° C, si se modifica la presión externa se podría requerir más o menos temperatura para

hervir el agua.

Una disolución entre un soluto y un solvente, como glucosa y agua, obedece la Ley de

Raoult modificando el ΔTb, pues modifica los valores de molalidad

ORESION OSMOTICALa ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor concentración hacia zonas de mayor concentración de soluto. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida (menos concentrada) hacia una solución menos diluida (más concentrada), cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable. La presión osmótica (π) se define como la presión requerida para evitar el paso de solvente a través de una membrana semipermeable, y cumple con la expresión:

(También: π ) n es el número de moles de partículas en la solución.

R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J · K-1 · mol-1. T es la temperatura en Kelvin.Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:

Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.Observación: Se utiliza la unidad de molaridad (M) para expresar la concentración ya que el fenómeno de ósmosis ocurre a temperatura constante (de esto se deduce que las unidades de concentración para el ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico estén dadas en molalidad (m), ya que este tipo de expresión no varía con la temperatura)

5. CINETICA QUIMICALa cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental; el área química que permite indagar en las mecánicas de reacción se conoce comodinámica química.El objeto de la cinética química es medir la rapidez de las reacciones químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la rapidez de una reacción con variables experimentales.Experimentalmente la velocidad de una reacción puede ser descrita a partir de la(s) [concentración(es) de las especies involucradas en la reacción y una constante k, sin embargo esta puede depender de numerosos factores (el solvente utilizado, el uso de catalizadores, fenómenos de transporte, material del reactor, etc...), haciendo muy complejo el proceso de determinación de velocidades de reacción.Se puede clasificar a las reacciones en simples o complejas dependiendo de el número de pasos o de estados de transición que deben producirse para describir la reacción química, si solo un paso es necesario (un estado de transición) se dice que la velocidad de reacción es simple y el orden de la reacción corresponde a la suma de coeficientes estequiometricos de la ecuación, si no es así se debe proponer una serie de pasos (cada uno con un estado de transición) denominado mecanismo de la reacción que corresponda a la velocidad de reacción encontrada.Las reacciones también se pueden clasificar cinéticamente en homogéneas y heterogéneas. La primera ocurre en una fase y la segunda en más de una fase. La reacción heterogénea depende del área de una superficie ya sea la de las paredes del vaso o de un catalizador sólido. En este capítulo se discuten reacciones homogéneas.La rapidez de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos.Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y la rapidez es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la rapidez de la reacción. La medida de la rapidez de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s, es decir, moles/(l·s).Para una reacción de la forma:

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION

Existen varios factores que afectan la rapidez de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador. Los catalizadores pueden aumentar o disminuir la rapidez de reacción.

TEMPERATURAPor norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía

ESTADO FISICO DE LOS REACTIVOSSi en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor.Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que este es el límite de la concentración del reactivo, y viene determinada por el equilibrio entre las fases.

PRESENCIA DE UN CATALIZADORLos catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación.Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación).Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción.Los catalizadores no modifican la entalpia, la entropia o la energía libre de Gibbs de los reactivos. Ya que esto únicamente depende de los reactivos.CONCENTRACION DE REACTIVOSLa mayoría de las reacciones son más rápidas en presencia de un catalizador y cuanto más concentrados se encuentren los reactivos, mayor frecuencia de colisión.Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

PRESIONEn una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a aumentar y la reacción se va a volver más rápida; al igual que en los gases, que al

aumentar su presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción es mayor. Esto es válido solamente en aquellas reacciones químicas cuyos reactantes sean afectados de manera importante por la presión, como los gases. En reacciones cuyos reactantes sean sólidos o líquidos, los efectos de la presión son ínfimos.

LUZLa luz es una forma de energía. Algunas reacciones, al ser iluminadas, se producen más rápidamente, como ocurre en el caso de la reacción entre el cloro y el hidrógeno. En general, la luz arranca electrones de algunos átomos formando iones, con lo que aumenta considerablemente la rapidez de reacción.

6. EQUILIBRIO QUIMICOEn un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámicoEn una reacción química, cuando los reactivos se mezclan en un recipiente de reacción (con calefacción, si es necesario), la totalidad de los reactivos no se convierten en los productos. Después de un tiempo (que puede ser inferior a millonésimas de un segundo o mayor que la edad del universo), las reacciones opuestas, pueden alcanzar iguales velocidades de reacción, creando un equilibrio dinámico en el que la relación entre los reactivos y productos será fija.El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como

pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan S y T son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reactivos.Guldberg y Waage (1865), basándose en las ideas de Berthollet, propusieron la ley de acción de masas:

donde A, B, S y T son masas activas y k+ y k− son las constantes de velocidad. Cuando las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales:

y la relación entre las constantes de velocidad es también una constante, conocida ahora como constante de equilibrio.

Por convenio, los productos constituyen el numerador. Sin embargo, la ley de acción de masas es válida sólo para reacciones que transcurren en una etapa que proceden a través de un estado de transición único y no es válido, en general, porque las ecuaciones de velocidad siguen, por lo general, la estequiometría de la reacción como Guldberg y Waage propusieron (véase, por ejemplo, la sustitución nucleofílica alifática por SN1 o la reacción del hidrógeno y del bromo para

formarbromuro de hidrógeno). La igualdad de las velocidades de la reacción directa y de la inversa, es una condición necesaria para el equilibrio químico, aunque no es suficiente para explicar por qué se produce el equilibrio. A pesar del fracaso de esta derivación, la constante de equilibrio para una reacción es de hecho una constante, independiente de las actividades de las distintas especies involucradas, aunque depende de la temperatura, como se aprecia por la ecuación de van't Hoff. La adición de un catalizador afecta de la misma forma tanto a la reacción directa como a la reacción inversa y no tendrá un efecto sobre la constante de equilibrio. El catalizador acelera la velocidad de ambas reacciones con lo que aumenta la velocidad a la que se alcanza el equilibrio.3 4

Aunque las concentraciones de equilibrio macroscópico son constantes en el tiempo las reacciones se producen en el nivel molecular. Por ejemplo, en el caso de ácido acético disuelto en el agua y la formación de acetato e iones hidronio,

un protón puede saltar de una molécula de ácido acético a una molécula de agua y luego a un ion acetato para formar otra molécula de ácido acético y dejando el número de moléculas de ácido acético sin cambios. Este es un ejemplo de equilibrio dinámico. Los equilibrios, como el resto de la termodinámica, son fenómenos estadísticos, los promedios del comportamiento microscópico.El Principio de Le Châtelier (1884) es un útil principio que da una idea cualitativa de la respuesta de un sistema de equilibrio ante cambios en las condiciones de reacción. Si un equilibrio dinámico es perturbado por cambiar las condiciones, la posición de equilibrio se traslada para contrarrestar el cambio. Por ejemplo, al añadir más S desde el exterior, se producirá un exceso de productos, y el sistema tratará de contrarrestar este cambio aumentando la reacción inversa y empujando el punto de equilibrio hacia atrás (aunque la constante de equilibrio continuará siendo la misma).Si se agrega un ácido mineral a la mezcla de ácido acético, el aumento de la concentración del ion hidronio, la disociación debe disminuir a medida que la reacción se desplaza hacia a la izquierda, de conformidad con este principio. Esto también se puede deducir de la expresión de la constante de equilibrio para la reacción:

si {H3O+} aumenta {CH3CO2H} debe aumentar y {CH3CO2−} debe disminuir.

El H2O se queda fuera ya que es un líquido puro y su concentración no está definida.Una versión cuantitativa viene dada por el cociente de reacción.J.W. Gibbs sugirió en 1873 que el equilibrio se alcanza cuando la energía de Gibbs del sistema está en su valor mínimo (suponiendo que la reacción se lleva a cabo a presión constante). Lo que esto significa es que la derivada de la energía de Gibbs con respecto a la coordenada de reacción (una medida de la extensión en que se ha producido la reacción, que van desde cero para todos los reactivos a un máximo para todos los productos) se desvanece, señalando un punto estacionario. Esta derivada se suele llamar, por ciertas razones técnicas, el cambio de energía de Gibbs.5 Este criterio es a la vez necesario y suficiente. Si una mezcla no está en equilibrio, la liberación de la energía de Gibbs en exceso (o la energía de Helmholtz en las reacciones a volumen constante) es el "motor" que cambia la composición de la mezcla hasta que se alcanza el equilibrio. La constante de equilibrio se puede relacionar con el cambio de la energía libre de Gibbs estándar de la energía para la reacción por medio de la ecuación:

donde R es la constante universal de los gases y T la temperatura.Cuando los reactivos están disueltos en un medio de de alta fuerza iónica el cociente de los coeficientes de actividad se puede tomar como una constante. En este caso, el cociente de concentraciones es, Kc,

donde [A] es la concentración de A, etc, es independiente de la concentración analítica de los reactivos. Por esta razón, las constantes de equilibrio para las soluciones suelen determinarse en medios de fuerza iónica de alta. K_{C} varía con la fuerza iónica, temperatura y presión (o volumen). Asimismo K_{p} para los gases depende de la presión parcial. Estas constantes son más fáciles de medir y se encuentran en cursos de química superior.

7. ACIDO BASEUna reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base produciendo una sal y agua. La palabra "sal" describe cualquier compuesto iónico cuyo catión provenga de una base (Na+ del NaOH) y cuyo anión provenga de un ácido (Cl- del HCl). Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor. Se les suele llamar de neutralización porque al reaccionar un ácido con una base, estos neutralizan sus propiedades mutuamente.Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. La palabra Neutralización se puede interpretar como aniquilación o como eliminación, lo cuál no está muy lejano a la realidad. Cuando un ácido se junta con una base, ambas especies se "aniquilan" mutuamente en diferente grados. Como en todas las cosas, los fuertes vencen a los débiles y es así que cuando, por ejemplo, un ácido fuerte se mezcla con una base débil, esta última será "eliminada" completamente, mientras que permanecerá en disolcuión el ácido fuerte. Es así que se pueden generar cuatro situaciones cuando uno mezcla un ácido con una base: 1. Se mezcla un ácido Fuerte con una base Fuerte: Cuando esto sucede, la especie que quedará en disolución será la que esté en mayor cantidad respecto de la otra. 2. Se mezcla un ácido Fuerte con una base Débil: La disolución generada será del tipo ácido, ya que será el ácido el que quede en la mezcla. 3. Se mezcla un ácido Débil con una base Fuerte: La disolución será básica, ya que será la base la que permanezca en la mezcla. 4. Se mezcla un ácido Débil con una base Débil: Si esto sucede, la acidez de una disolución dependerá de la constante de acidez del ácido débil y de las concentraciones tanto de la base como del ácido.A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto en los diferentes métodos de análisis, cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776

Definición de LavoisierDado que el conocimiento de Lavoisier de los ácidos fuertes estaba restringido principalmente a los oxácidos, que tienden a contener átomos centrales en un altoestado de oxidación rodeados de átomos de oxígeno, tales como el HNO3 y el H2SO4, y puesto que no era consciente de la verdadera composición de los ácidos hidrácidos (HF, HCl, HBr, HI y otros), definió los ácidos en términos del “oxígeno” contenido, que él llamó de esta forma a partir de las palabras griegas que significan "formador de ácido" (del griego οξυς (oxys) que significa "ácido" o "sostenido" y γεινομαι (geinomai) que significa "engendrar").La definición de Lavoisier se celebró como una verdad absoluta durante más de 30 años, hasta el artículo de 1810 y posteriores conferencias a cargo de Sir Humphry Davy en las que demostró la carencia de oxígeno en el H2S, H2Te y los hidrácidos.

Definición de Liebig

Esta definición fue propuesta por Liebig, aproximadamente en 1838,2 sobre la base de su extensa obra acerca de la composición química de los ácidos orgánicos. Esto acabó con la distinción doctrinal entre ácidos basados en el oxígeno y ácidos basados en hidrógeno, iniciada por Davy. Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno que puede ser reemplazado por un metal.3 La definición de Liebig, incluso siendo completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la definición de Arrhenius.4

Definición de ArrheniusLa definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base es un concepto ácido-base más simplificado, desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, que fue utilizado para proporcionar una definición más moderna de las bases que siguió a su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que establecían la presencia de iones en disolución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903 como "reconocimiento de sus extraordinarios servicios... prestados al avance de la química por su teoría de la disociación electrolítica".5

Tal como se definió en el momento del descubrimiento, las reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en disolución acuosa formando cationes hidrógeno (H+), reconocidos posteriormente como ion hidronio (H3O+),5 y las bases de Arrhenius, que forman aniones hidroxilo (OH−). Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC han sugerido el término de "oxonio" ,6 en lugar del más antiguo y también aceptado de "hidronio"7 para ilustrar los mecanismos de reacción ‒como los de las definiciones de Brønsted-Lowry y sistemas solventes‒ más claramente que con la definición de Arrhenius, que actúa como un simple esquema general del carácter ácido-base.5 La definición de Arrhenius se puede resumir como "los ácidos de Arrhenius, en disolución acuosa, forman cationes hidrógeno, mientras que las bases de Arrhenius forman aniones hidroxilo".La tradicional definición acuosa de ácido-base del concepto de Arrhenius se describe como la formación de agua a partir de iones hidrógeno e hidroxilo, o bien como la formación de iones hidrógeno e hidroxilo procedentes de la disociación de un ácido y una base en disolución acuosa:

H+ (aq) + OH− (aq) H2O(En los tiempos modernos, el uso de H+ se considera como una abreviatura de H3O+, ya que actualmente se sabe que el protón aislado H+ no existe como especie libre en disolución acuosa).Esto conduce a la definición de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una base.5 En otras palabras, es una reacción de neutralización.

ácido+ + base− → sal + aguaLos iones positivos procedentes de una base forman una sal con los iones negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido sulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4

Definición de Bronsted-LowryLa definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" cationes hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan".8 A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base.5 8

En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un catión hidrógeno del ácido y su adición a la base.9 Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un catión hidrógeno (H+).La eliminación de un protón (catión hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un catión hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un catión hidrógeno añadido.Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl−), base conjugada del ácido::

HCl → H+ + Cl−

La adición de H+ al anión hidróxido (OH−), una base, produce agua (H2O), su ácido conjugado:

H+ + OH− → H2OAsí, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado:H+ + NH3 → NH4

+

Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético:

CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO−

Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido:

2 H2O H3O+ + OH−

El agua, al ser anfótera, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un catión H+ y formando la base conjugada, OH−, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el catión H+ y formando el ácido conjugado, H3O+.Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo con la definición de Brønsted-Lowry, es:

AH + B → BH+ + A−

donde AH representa el ácido, B representa la base, y BH+ representa el ácido conjugado de B, y A− representa la base conjugada de AH.

Definición de LewisLa definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 192310 es además, una generalización que comprende la definición de Brønsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente.11 En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define una base (llamada base de Lewis) como un compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.11

Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)

La definición de Lewis no considera esta reacción como la formación de una sal y agua o la transferencia de H+ del HCl al OH−. En su lugar, considera como ácido al propio catión H+, y como base al anión OH−, que tiene un par electrónico no compartido. En consecuencia, aquí la reacción ácido-base, de acuerdo con la definición de Lewis, es la donación del par electrónico del

anión OH− al catión H+, formándose un enlace covalente coordinado o dativo entre H+ y OH−, que produce agua (H2O).Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto alamoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción:

Ag+ + 2:NH3 [H3N:Ag:NH3]+

El resultado de esta reacción es la formación de un aducto de amoníaco-plata.En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de un aducto11 cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una molécula, tal como el NH3, con pares de electrones solitarios disponibles dona pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido.11 En moléculas altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF3),11 el elemento más electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante.11 Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de coordinación.

8. ENERGIA LIBREEn termodinámica, la energía libre de Gibbs (energía libre o entalpía libre) es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).Se simboliza con la letra G mayúscula

TERMODINAMICA La Termodinámica proporciona criterios para determinar si una reacción química es espontánea o no.Maticemos lo que queremos decir con "espontáneo".

Se considera que un proceso es espontáneo cuando, una vez iniciado, puede transcurrir por sí mismo sin aporte de energía desde el exterior.Ejemplos:Evaporación del agua a temperatura ambiente.Combustión del alcohol.Descenso de una bola por un plano inclinado.

Que un proceso sea espontáneo no quiere decir que se verifique a velocidad apreciable.Existen procesos que, aunque desde el punto de vista termodinámico son espontáneos, su velocidad es muy pequeña (inapreciable en la práctica), debido a que tienen una energía de activación alta y, en consecuencia, necesitan de un aporte de energía para iniciarse. Por ejemplo, la síntesis de agua líquida a partir de sus elementos es un proceso espontáneo desde el punto de vista termodinámico, pero su velocidad de reacción a temperatura y presión ordinarias es prácticamente nula. No obstante, basta que la reacción se inicie mediante una chispa para que la reacción continúe por si sola.

Que un proceso sea no espontáneo, no implica que sea irrealizable. Es factible, pero debemos aportar energía desde el exterior durante todo el tiempo que dure el proceso.Por ejemplo, el paso de agua líquida a sólida a temperatura y presión normales es un proceso no espontáneo, pero puede lograrse si aportamos la energía necesaria para "bombear" energía del agua al ambiente (lo que implica que el calor pase de un cuerpo más frío a uno más caliente). Es el proceso que tiene lugar en los frigoríficos.

Históricamente el primer criterio de espontaneidad es la llamada regla de Berthelot-Thomsen (1870):

"Todas las reacciones espontáneas son exotérmicas."Esta regla, evidentemente, no es cierta ya que existen procesos que, aun siendo espontáneos, son endotérmicos.Por ejemplo, la reacción entre el hidróxido de bario (hidratado) y el nitrato de amonio tienen lugar a temperatura ambiente con solo mezclar ambos compuestos.

Ba (OH)2 .8H2O + 2 NH4NO3 -------------- Ba (NO3)2 + 2 NH3 + 10 H2O

No obstante, el proceso es fuertemente endotérmico. El matraz en el que tiene lugar la reacción se enfría tanto que si previamente se ha humedecido con agua esta llega a congelar.

8.1.1 ENTROPIAUn criterio de espontaneidad mucho más elaborado es el que hace uso del Segundo Principio de la Termodinámica y del concepto de entropía (S)

"En todo proceso espontáneo, la entropía (desorden) de un sistema aislado, aumenta."(ΔS) sistema aislado >0

Según la interpretación estadística de Boltzmann la entropía (S) es una medida del desorden de un sistema. Cuanto más desordenado esté un sistema, mayor será su entropía; cuanto más ordenado, menor entropía.Por tanto, aplicándolo a las reacciones químicas:

Reactivos (mayor desorden) ---Productos (menor desorden); Sreac > Sprod; ΔS = Sprod - Sreac) < 0Reactivos (menor desorden) ---Productos (mayor desorden); Sreac < Sprod; ΔS = Sprod - Sreac) > 0

El cero de entropía se correspondería con lo que podríamos considerar un grado de desorden cero en la sustancia considerada, de ahí que se considera nula la entropía de una sustancia cristalina perfecta en el cero absoluto. Esta sugerencia para fijar el cero de entropía se debe a Planck (1912) y constituye el enunciado del Tercer Principio de la Termodinámica.

En la práctica se considera nula la entropía de una sustancia pura, en estado sólido, a 0 K.

Cuando la entropía de las sustancias se mide tomando como cero la del sólido puro a 0 K, se dice que la entropía está medida en condiciones estándar, y se nota como S0.Se puede evaluar (cualitativamente) la variación de entropía de algunos procesos comunes y ligados a las reacciones químicas. Algunos ejemplos:

Obtener una disolución mezclando soluto y disolvente.El estado inicial con el soluto y el disolvente sin mezclar puede suponerse más ordenado que el estado final, soluto y disolvente mezclados, luego: ΔS 0> 0

Reacción en la que partimos de reactivos en estado líquido o sólido y se forma un gas como producto.Un gas es un sistema menos ordenado que un líquido o un sólido, luego: ΔS 0> 0

Reacción en la que aumenta el número de moles gaseosos al pasar de los reactivos a los productos:Más cantidad de gas supone mayor desorden, luego: ΔS 0> 0

Los compuestos con enlaces más fuertes, tienen menos entropía que los compuestos con enlaces más débiles:Así el etano (enlace sencillo C-C) tiene mayor entropía que el eteno (enlace doble) y éste mayor que el etino (enlace triple).

Si consideramos compuestos similares, o con masas atómicas parecidas, tiene mayor entropía el que tenga mayor número de átomos.El SO3 tiene una mayor entropía que el SO2.

Usar el segundo principio de la termodinámica como criterio para saber si una reacción química es espontánea o no es complicado, ya que el enunciado hace referencia a un sistema aislado y una reacción química no lo es porque intercambia energía con el medio ambiente (1)

Realmente cuando se realiza una reacción química el sistema busca, no solamente el estado de mínima energía o entalpía, sino también el estado de máximo desorden o entropía.Por tanto, para determinar la espontaneidad de una reacción química se define una nueva magnitud de estado, la energía de Gibbs (G) (2):

G = H – TS

Si consideramos que tanto la entalpía como la entropía están medidas en condiciones estándar, la energía de Gibbs, también estará medida en estas condiciones (G0). Por tanto podremos escribir:

De forma idéntica a cómo se procedía en la medida de las entalpías, la energía estándar de Gibbs es nula para los elementos en su forma física más estable a 298 K y 1 atm.Según esta convención la energía estándar de Gibbs para un compuesto es igual a su energía de Gibbs estándar de formación. Ejemplo:

Si evaluamos la variación de la energía de Gibbs experimentada por una reacción química podemos predecir si el proceso va a ser espontáneo o no.

Como la variación de energía de Gibbs se calcula restando dos términos podemos tener:

______________________________(1) Para aplicar el Segundo Principio como criterio de espontaneidad a una reacción química habría que considerar el conjunto de la reacción y su medio ambiente para poder manejar un sistema aislado, y evaluar la variación de entropía de la reacción y el experimentado por el medio ambiente (lo cual es muy difícil).(2) En honor de Josiah Willard Gibbs (1839-1903

9. ELECTROLISISLa electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. En ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo. Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una

fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo, y el conectado al negativo como cátodo.2

Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o aniones, son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo), mientras que los iones positivos, o cationes, son atraídos y se desplazan hacia el cátodo (electrodo negativo).

La manera más fácil de recordar toda esta terminología es fijándose en la raíz griega de las palabras. Odos significa camino. Electrodo es el camino por el que van los electrones. Catha significa hacia abajo (catacumba, catástrofe). Cátodo es el camino por donde caen los electrones. Anas significa hacia arriba. Ánodo es el camino por el que ascienden los electrones. Ion significa caminante. Anión se dirige al ánodo y catión se dirige al cátodo. La nomenclatura se utiliza también en pilas. Una forma fácil también de recordar la terminología es teniendo en cuenta la primera letra de cada electrodo y asociarla al proceso que en él ocurre; es decir: en el ánodo se produce la oxidación (las dos palabras empiezan con vocales) y en el cátodo la reducción (las dos palabras comienzan con consonantes).

La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.

En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria

10. EFECTO DEL ION COMUNEl efecto del ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que el (Kps) permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante.

Reactivo limitanteEl reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determinada, da a conocer o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración especifica o limitante a la anterior.Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se emplea para saber los moles de un producto obtenido a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada.Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiometricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción.El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose así al máximo.