Unidad I, II, III, IV, V, Vl, Vll, VIII

Unidad I

¿ QUÉ ES LA QUÍMICA?
La Química es parte de la Ciencia que estudia la obtención, las propiedades y la transformación de las Sustancias Puras y los sistemas que ellas forman.

Las Sustancias Puras son una manifestación más o menos sofisticada de la materia y la comprensión del concepto se alcanza luego de un estudio breve de los diferentes sistemas materiales. La materia es todo lo que tiene masa o pesa y puede ser perceptible o imperceptible por nuestros sentidos.

Los Sistemas Materiales

El Estudio de los Sistemas materiales debe relacionarse fundamentalmente con aspectos estructurales y propiedades de la materia.

El aspecto estructural fundamental es el carácter discontinuo, corpuscular o particulado de la materia que se manifiesta en fenómenos de difusión y cambios de estado físico.

Muchos sistemas heterogéneos, a simple vista aparentan ser homogéneos y su categoría se decide luego de un examen al microscópio. La leche constituye un buen ejemplo, a simple vista parece homogénea pero al microscópio se observa claramente como heterogénea. Los aceros constituyen otros ejemplos, son sistemas heterogéneos del tipo Fase Sólida 1-Fase Sólida 2 o más complejos.

Estos sistemas que aparentan ser homogéneos pero al microscopio se observan heterogeneos reciben el nombre de coloides .

ANALISIS DE SISTEMAS HETEROGENEOS

TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGENEOS

-FILTRACIÓN

-FILTRACION SIMPLE

- FILTRACION CON SUCCIÓN O DE VACÍOLTRACIÓN SIMPLE

-DECANTACION

-CENTRIFUGACIÓN

-SUBLIMACIÓN

-DISOLUCIÓN

-TAMIZACIÓN

EJEMPLOS DE SISTEMAS HOMOGENEOS

1 FASE



De las fases líquidas del anterior ejemplo de sistemas homogéneos observamos una diferencia en cuanto al tipo de partículas que forman tales sistemas.


EJEMPLOS DE SOLUCIONES


Las soluciones sólidas las encontramos en sistemas más conocidos como aleaciones ( bronce, aleación de cobre y estaño). La salmuera ( agua con sal común) es líquida y el aire (Oxígeno, Nitrógeno etc..) es gaseosa.
Los cambios de Estado Físico de las Soluciones también ocurren por variación de la temperatura. Los valores de las temperaturas de transición no son fijos como en las Sustancias Puras, sino que dependen de la proporción en que se encuentren los distintos tipos de moléculas.

ANALISIS DE SISTEMAS HOMOGENEOS

Significa separar las diferentes Sustancias Puras o tipo de moléculas que lo conforman.

TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS

-DESTILACIÓN
-EXTRACCIÓN POR SOLVENTE
-CRISTALIZACIÓN
-CROMATOGRAFÍA

LAS SUSTANCIAS PURAS

EL CAMBIO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES

Una Sustancia Pura es un sistema formado por un tipo de moléculas características para esa Sustancia, es decir de tamaño, masa y forma bien definidas. Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia

Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)

En un cambio químico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.

Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)

La proporción en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante no importando la procedencia del compuesto.

Ley de las proporciones Múltiples (Dalton)

Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman dos o más compuestos están en relación de números enteros.

MODELO ATÓMICO

Las leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:
1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. ( Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos


LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS




Análisis de Sustancias Puras

Corresponde al denominado Análisis Químico.
Análisis Químico Cualitativo Este comprende la separación e identificación de los elementos que forman un compuesto.

Análisis Químico Cuantitativo

Este comprende la medición de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto.

ELEMENTOS

Para separar elementos desde los compuestos hay que recurrir a reacciones. El método más importante para separar elementos de su compuesto es la electrólisis.

También son utiles la formación de sales insolubles o precipitados y la formación de complejos.

NOMENCLATURA QUIMICA Y EJEMPLOS

Un átomo de un Elemento se representa por su Símbolo

Una molécula de una Sustancia Pura se representa por su Fórmula

LEY DE VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GASES ( Gay Lussac)

Los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.




HIPOTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO

En volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T existe igual número de moléculas.

La Presión que ejercen las moléculas al chocar con las paredes del recipiente depende:

1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad
(relacionable con la Energía Cinética = 1/2 masa x velocidad 2 y proporcional a la temperatura)

2) del número de Impactos ( proporcional al número de moléculas)

Avogadro:

Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’, la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.

Aplicando el Principio de Avogadro recién enunciado a lo observado por Gay Lussac según los ejemplos ya entregados se concluye que los volumenes de reaccionantes y productos observados se explican mediante las siguientes proposiciones de reordenamientos:



2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O

La Hipótesis de Avogadro no sólo explica los experimentos de Gay Lussac y permite conocer la fórmula de las moléculas de gases simples, sino que permite, pesando volumenes iguales de diferentes gases medidos en iguales condiciones de P y T donde hay igual número de átomos, establecer la primera relación de masas de los diferentes átomos.







Primeras escalas de Pesos Atómicos o Pesos relativos.

Estos pesos permitieron las relaciones de la Ley de las Proporciones Recíprocas, que junto a otras reglas, permitieron conocer la masa relativa de otros átomos como los de elementos metálicos.

Avogadro, cuando presentó su hipótesis en 1811, era un joven desconocido y su aporte no fue reconocido sino hasta el 1858 cuando la fuerza de lo verdadero se impuso. Medio siglo de masiva dependencia intelectual y carencia de espíritu crítico, situación incomprensible e inaceptable entre quienes se supone hacen la Ciencia.

Unidad II

ESTUDIO DE LOS ATOMOS

La materia y la Electricidad

Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad, se les denomina la positiva y la negativa. Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen en tanto que si tienen cargas de distinto signo se atraen.



En sus experimentos de electrólisis, Faraday determinó la proporcionalidad entre la cantidad de sustancias transformadas y la cantidad de electricidad empleada. Surge la noción que la corriente eléctrica es un flujo de partículas que se les llamó electrones.

Thompson demuestra experimentalmente, con el tubo de rayos catódicos la existencia de los electrones.



Tubo de rayos catódicos

Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
Carga
_________________ = 1,76 . 10 8 (Coulomb / gramo)
Masa

Millikan determina la carga eléctrica del electrón en EL experimento de la gota de aceite.




LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES

Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)

Experimento de Rutherford

Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
El nucleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes, en una primera aproximación a las órbitas planetarias del sistema solar.

LA VISION ATOMICA DE RUTHERFORD



NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS
MODIFICACIONES

NUMERO MÁSICO : CARGA ELÉCTRICA O ESTADO DE OXIDACIÓN

NÚMERO ATÓMICO: ATOMICIDAD

DEFINICIONES
NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE ELECTRONES

ALGUNOS ELEMENTOS, SUS ATOMOS Y ALGUNOS DE SUS ISOTOPOS
Isótopos son átomos de igual Z pero distinto A.
Isobaros son átomos de distinto Z pero igual A
DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS

La existencia de isótopos (átomos de distinta masa) en todos los elementos debe ser tomada en cuenta cuando se trata de determinar las relaciones de los pesos de los átomos. En la actualidad es posible conocer los distintos tipos de isótopos que presenta un elemento en su estado natural y además es posible saber en que proporción o cantidad se encuentran gracias a la tecnología del espectrógrafo de masas.




Espectrógrafo de masas

El espectrógrafo de masas es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y cuantificados.

El Peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:

A r = A1 * X1 + A2 * X2 + .............
Donde los A i son los Números Másicos o bién la masa en Unidades de Masa Atómica ( u.m.a.) de los distintos Isótopos y los X = % abundancia / 100

Unidad III

LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS

La disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico es un logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química.

LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y LA ENERGÍA

Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio.

MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS

A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)

c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)

l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)

T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)

n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz

Ecuación fundamental l = c T

_

:. l = c / n :. n = c / l

:. n = 1 / l (N° de ondas ) cm -1

La interferencia: si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.

Difracción: manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.

EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS

Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.



Algunos experimentos cruciales





a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno

Según Ridberg la frecuencia de las señales está dada por la relación:

_

n = R _H ( 1 / n² - 1 / m² ) R_H = 109.677 cm –1

n y m enteros

b) El efecto fotoeléctrico.



ECUACIÓN DE MAX PLANCK

ENERGÍA DE UN FOTÓN = h n

h = Constante de Planck = 6,62 10 -27 erg. seg





EL ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR

(Principios Básicos de Química H.Gray)



1) Orbitas circulares

2) Momento angular = m e v r = n h / 2 p n = 1,2,3...........a


Energía asociada a los cambios de órbita



LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA




Efecto Compton




DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p


PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG

Es imposible conocer simultáneamente la posición x y el momento p de un electrón

D x D p = l . h / l = h > 0

ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER

Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:

h = constante de Planck,

y = Amplitud de la onda,

m = masa dela partícula

x,y,z = coordenadas de posición,

V(x,y,z ) = Energía Potencial,

E = Energía de la partícula

La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para y y E del tipo trigonométricas. En estas expresiones aparecen los denominados números cuánticos n, l, y m cuyas combinaciones se asocian a zonas de alta probabilidad de encontrar el electrón u orbitales.

LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,

SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN

n = Número cuántico principal.

Se asocia al tamaño y energia de los orbitales

l = Número cuántico secundario

Se asocia al tipo o forma de los orbitales

m = Numero cuántico magnético.

Se asocia con la orientación espacial de los orbitales

s = Numero cuántico de spín electrónico.

Se asocia al giro del electrón sobre su eje

ATOMOS POLIELECTRÓNICOS

Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.

En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.

Principio de exclusión de Pauli

No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales

Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.

Los electrones se ubican primero en el orbital de menos energía.




Principio de Hund


El principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón o electrón desapareado

PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS

Aquellas sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spín se suman o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables.

Si todos los orbitales tienen electrones apareados ( spin + 1/2 y - 1/2 ) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA

Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.

SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS





Unidad IV

Propiedades periódicas de los elementos

La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.

Radio atómico ( R.A)

Distancia entre el nucleo del átomo y el electrón periférico.

El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período.

El Radio Atómico aumenta al aumentar Z en un Grupo o familia

Estructuras isoelectrónicas: son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica.

Potencial de ionización (P.I)

Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.

A ⁰ _(g) +potencial de ionización = A^{+ 1} _(g) + e-

Electroafinidad ( E.A)

Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón

No cuenta para los gases nobles

Electronegatividad (E.N)

Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.

La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.

Electropositividad (E.P)

Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.

Tampoco cuenta para los gases nobles

Formación de iones

Lo recién estudiado sobre propiedades y ordenamiento del sistema periódico apuntan al comportamiento de los distintos elementos.

Los gases nobles, presentan una estabilidad, que es un sinónimo de baja energía. Sus orbitales estan completos, su configuración es estable.

Esto explica el comportamiento de los átomos de otros elementos, estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble mas cercano.

Formación de moléculas

La formación de moléculas está asociado a los estados de oxidación de los distintos átomos, las fórmulas de las moléculas se deducen teniendo en cuenta los estados de oxidación.
La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.

Tipos de compuestos fundamentales

OXIDOS METALICOS

M ⁰ + O ⁰ ₂ ^________ > M ^+m ₂ O ^–2_m

Ejemplos: Cu ⁺¹₂ O ^–2 Oxido de cobre I , antes Oxido cuproso

Cu ⁺² O ^–2 Oxido de cobre II , antes Oxido cúprico

Así:

Número de estados 1 2 3 4

de Oxidación

hipo ------ oso hipo ------ oso

------- ------oso ------ oso ------ oso

-------ico ------ ico ------ ico

per ------ ico

------- = raíz del nombre del elemento

LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)

M ^+m₂ O ^-2_m + m H⁺¹₂ O^-2 = 2 M^+m ( O^-2 H⁺¹)_m

Ejemplo:

Al ⁺³₂ O ^-2₃ + 3 H⁺¹₂ O^-2 = 2 Al⁺³ ( O^-2 H⁺¹)₃ ( Al ( OH)₃ )

Oxido de Aluminio Hidróxido de Aluminio

LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)

N ⁺ⁿ ₂ O ^-2_n + H⁺¹₂ O ^-2 = H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1

Ejemplo:

S⁺⁶ O^-2 ₃ + H⁺¹₂ O^–2 = H⁺¹₂ S⁺⁶ O^-2₄ ( H₂ S O₄ )

^{Anhídrido Sulfúrico Ácido sulfúrico}

LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)

n H ⁰₂ + N ⁰₂ = 2 H⁺¹_n N ^{– n}

Ejemplo:

n H ⁰₂ + S ⁰₂ = 2 H⁺¹₂ S ^{– 2} ( H₂ S )

ÁCIDO Sulf hídrico

LOS ACIDOS Y LAS BASES

Compuestos que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí son liberados:

H₂O

H₂O = H ⁺ + OH ^–

^{ión hidrógeno ión hidroxilo}

^{ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno}

^H₂^O

HA = H ⁺ + A ^–

^{ácido ión hidrógeno anión del ácido}

Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos:

Ejemplos:

H ₂ S O ₄ = 2 H ⁺ + SO₄ ^–2

Ácido sulfúr ico Anión sulf ato (1)

Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión

oso ^{_____________}_> ito

ico ^{_____________}_> ato

H ₂ S = 2 H ⁺ + S ^–2

Ácido sulf hídrico Anión sulf uro

Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión

hídrico ^____________> uro

Base: sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo.

H₂0

BOH = B ⁺ + OH ^–

^{base catión de la base ión hidroxilo}

^{Las sales: es el resultado de la relación acido + base}

OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA

m H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1 + 2 M^+m ( O H )^- _m = M^+m₂ ( ( N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1 ) ^–2)_m + 2m H₂O

Acido Sulfúrico Hidróxido de Aluminio Sulfato de Aluminio Agua

HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA

m H⁺¹_n N ^{– n} + n M^+m ( O H )^– _m = M^+m_n N ^{– n}_m + mn H ₂ O

Los hidruros ( iones metálicos con iones hidruros)

M⁰ + m /2 H⁰₂ = M^+m H ^-_m

Ejemplo:

Mg⁰ + H⁰₂ = Mg⁺² H^–₂ ( Mg H₂ )

Hidruro de Magnesio

Unidad V

EL ENLACE QUIMICO
-Es la fuerza que une a los átomos al formar las moléculas.
-Es un proceso de estabilización, en donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, es por eso que se dice que se cumple la "regla del octeto".
-La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace.
-Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más los que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor incompletos.

TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
a. ENLACE IONICO: Cesión de electrones, de parte de un átomo fuertemente electropositivo a otro fuertemente electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
b. ENLACE COVALENTE. Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.




Diferencia de electronegatividad



ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES

Enlace covalente dativo: uno de los átomos participantes del enlace es el que aporta la pareja de electrones al enlace, va acompañado de desbalances de cargas eléctricas.
Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales.

CF = N° de electrones de valencia - ( N° electrones no enlazantes + 1/2 N° electrones enlazantes )

LA RESONANCIA ELECTRÓNICA
" Cuando para una molécula se puede escribir varias configuraciones de Lewis correctas (sin cambiar de posición los átomos)”
La verdadera configuración es una mezcla de todas ellas que se denomina hibrido de resonancia.
Ejemplo: el dióxido de carbono



Reglas de la resonancia electrónica
1).- Al escribir estructuras resonantes se desplazan electrones y nunca átomos.
2).- Todas las formas resonantes del híbrido deben tener el mismo número de electrones apareados.

3).- Las estructuras con mayor número de enlaces son más contribuyentes. Las estructuras con cargas eléctricas son menos contribuyentes.

4).- Las estructuras con carga negativa en el átomo más electronegativo son más contribuyentes que aquellas que tienen la carga negativa en el átomo menos electronegativo.

5).- Las estructuras con cargas de distinto signo más próximas, son más contribuyentes.

6).- Las estructuras con cargas de igual signo muy próximas, tienen poca contribución.

EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA

La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares

ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA
Orbital molecular enlazante: es la suma de las funciones atómicas donde se sitúa la pareja de electrones con opuestos spines, se visualiza como la superposición de orbitales atómicos.
.
Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan, ya que predomina las fuerzas de atracción entre los átomos pero también si estos se acercan demasiado se produce una desestabilización producto elas fuerzas de repulsión interatómicas. La menor energía corresponde a un pozo de energía en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las atracción y la repulsión interatómicas, este pozo de energía determina la distancia internuclear llamada también longitud de enlace.

La diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomós están separados a gran distancia.
En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos, ahí se produce el proceso de ruptura del enlace.



TIPOS DE UNIONES
Combinación de orbitales atómic



Unión (sigma)

Composicion orbitales p



Unión (pi)

TIPOS DE ENLACES Y UNIONES




GEOMETRÍA MOLECULAR

LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

Difracción de rayos x: se puede determinar la disposición de los átomos en el espacio.
Hibridación de los orbitales atómicos: modelo de reordenamiento posicional de orbitales atómicos.
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales ósea la geometría molecular.

CRITERIOS PARA DECIDIR LA HIBRIDACIÓN


1:- CRITERIO MULTIPLICIDAD DE LOS ENLACES

Hay que observar la multiplicidad de los enlaces, esto es, cuántas uniones pi deben formarse. Para cada unión pi un átomo debe disponer un orbital p.

Dos uniones pi obligan a un átomo a tener 2 orbitales p, o sea que, la hibridación debe ser sp.


Una unión pi requiere un orbital p. Por lo tanto el átomo puede tener hibridación sp o sp2,pero no sp3 (esta no tiene orbitales p). La ambigüedad se resuelve mediante el siguiente criterio complementario.


2.-CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES

Máximo ángulo de separación: cuando las parejas de electrones enlazantes o no enlazantes, se repelen al tener la misma carga .

Como se puede observar, si el número de parejas de electrones alrededor de un átomo es tres la hibridación es sp,
En cambio, si el número de parejas de electrones es cuatro la hibridación es sp2.

Cuando existen solamente uniones s la hibridación se determina sólo en base del criterio de repulsión de parejas.
Cuando hay sólo una unión s no hay hibridación.

Dos parejas de electrones la hibridación es sp , tres parejas de electrones la hibridación es sp2 y cuatro parejas de electrones la hibridación es sp3 .

OTRAS HIBRIDACIONES Y LAS PRINCIPALES GEOMETRIAS MOLECULARES



LA LONGITUD Y LA ESTABILIDAD DE LOS ENLACES DE ATOMOS HIBRIDIZADOS.
Puesto que los orbitales s son pequeños y de baja energía comparados con los orbitales p que son de mayor alcance y mayor energía, los enlaces de átomos hibridizados mantendrán aquellas características según el grado de carácter s o p tenga cada situación.

Unidad Vl

PROPIEDADES FISICOQUIMICAS
DE LAS SUSTANCIAS PURAS

Propiedades fisicoquímicas: tipos de enlace, direccionalidad, rasgos eléctricos y otras características moleculares.
Fortaleza del enlace es la energía necesario para romper el enlace y es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada.

El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.



MOLECULAS GIGANTES
- Arreglos de átomos, unidos por fuerzas de enlace químico (interatómico).
-Se representan por su fórmula empírica.
-Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes: enlace iónico, covalente y metálico.


COVALENTES TRIDIMENSIONALES
- Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes siguiendo las reglas de hibridación.
- Son las más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
- Tº de fusión muy altas.
- Se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión.
- Son insolubles.
- Ejemplo: carbono en forma de diamante (hibridación sp3)
Láminas de sicilio de la nariz del discovery




COVALENTES BIDIMENSIONALES
- Es cuando la red de enlaces se teje en dos dimensiones
- Baja fusión
- Insolubles
- Fuerza de atracción entre mallas es débil
- Ejemplo: carbono e n la forma de grafito en que los C están hibridizados sp2. El grafito es conductor eléctrico.



COVALENTES UNIDIMENSIONALES

Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.

Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).

Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).

Polímero flexible o plegables: forman estructuras sólidas bifásicas( cristalinas-amorfas) que son quebradizas, se pueden disolver o fundir con facilidad.
Macromoléculas rígidas: no tienen favorable el factor entrópico, difíciles de fundir y solubilizar. En sólidos son monofásicos y de mucha resistencia.
Un gran número de macromoléculas se encuentran entre estas dos situaciones extremas y el grado de endurecimiento o ablandamiento depende de la Tº.
Los procesos de ablandamiento sobreviven en zonas de tº bien definidas para cada tipo de macromoléculas.

La celulosa es un polímero natural, estructuras semirrígidas, por los puentes de H (debido a los grupos OH) son comprensibles las dificultades para la fusión y solubilización.

Iónicas:
-Moléculas gigantes unidas por enlaces iónicos.
-Arreglo geométrico simple: cuando iones positivos y negativos son monoatómicos.
-La temperatura de fusión elevadas alrededor de los 1000ºC
-En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentras atrapados
-No conduce la corriente eléctrica, pero si la conducen en estado fundido
-Pueden ser solubilizadas, algunas veces mediante solventes con moléculas polares como en el caso del agua.

Metálicas:
-Átomos metálicos, al ser electropositivos se desprenden de sus electrones pasando a formar iones positivos.
-Punto de fusión medianamente altos.
-Metales como el Hg, Cs y Fr son líquidos a tº ambiente
-La movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, las convierte en dúctiles y maleables.
-La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
Los metales promueven sus electrones de orbitales p vacios que se encuentran energéticamente cercanos formando estos últimos orbitales.
Los no metales tienen electrones en orbitales p y los orbitales s siguientes vacios se encuentran energéticamente lejanos.

Unidad Vll

Esta unidad comienza con la química cuantitativa y esta comienza con una pregunta muy frecuente:

¿Qué cantidad de átomos del elemento hay en el Peso Atómico del elemento expresado en gramos?

Experimento:


EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES

La presión y la temperatura se denominan condiciones normales.
Aprovechamos la doble circunstancia ya que la radiación alfa está constituida por núcleos de Helio, el primero de los gases nobles, cuyo Peso Atómico se ha determinado igual a 4,0026 y que podemos medir la cantidad de núcleos que en la radiación pasan a través del detector de un Contador Geiger.

Colectamos 4,0026 gr. de Helio y leemos en el contador la cantidad de núcleos detectados y luego transformados en átomos. Hemos colectado 6,023. 10 23 átomos de Helio. Válida para todos los elementos, a la pregunta formulada:

En el Peso Atómico de un elemento expresado en gramos existen 6,023 .10 23 átomos del Elemento.

El valor 6.023 x 10 23 es denominado como el número de Avogadro, ya que él lo calculó mediante razonamientos estadísticos basados en los sistemas gaseosos.

N = 6,023 .10 23
Este valor es de suma importancia para el estudio de la química cuantitativa y es una definición esencial para el concepto de mol.

DEFINICIÓN DE MOL

-Un Mol es 6,023 10 23 unidades.
-El mol es la mejor forma de medir las cantidades de partículas, se puede medir perfectamente un mol de átomos de cualquiera elemento.
-El número de Avogadro de átomos en una cantidad enorme que nos desafia la imaginación. Por ejemplo si tenemos 1 mol de hormigas de 1 mm y separadas una de la otra por 1 mm, abarcarían 1.204610 x 10 18 Km , esto cubriría 1278 millones de veces el trayecto circular de la Tierra alrededor del Sol.

NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO

El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.
La unidad de medida es gramos/mol de átomos.

triángulo de conceptos



EL MOL DE MOLECULAS



Muestra de Helio gaseoso ocupa un volumen de 22,4 Litros medidos en TPE y hay en ella N átomos, que son también N moléculas, pues el Helio tiene la molécula monoatómica. ( He1 )
Tomemos idéntico volumen de otros gases por ejemplo cloro gasoso ( Cl2 ) y de metano ( CH4 ) medidos también en TPE. De acuerdo a lo establecido por Avogadro en su célebre hipótesis, en los tres sistemas hay igual número de moléculas. Esto quiere decir que en cada uno de los tres casos hay N moléculas. También quiere decir que en cada uno de los casos nos encontramos frente a un mol de moléculas de cada gas.

Podemos generalizar:
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un volumen de 22,4 Litros.

DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de molécula



INTRODUCCIÓN A UNA REPRESENTACIÓN GRÁFICA
DE MOLES DE ATOMOS Y MOLES DE MOLÉCULAS

Volúmenes de gases, tres formas de preguntar lo mismo:

¿Cuál es la masa de un mol de moléculas de cada uno de los gases?
¿ Cuál es el Peso Molecular de cada uno de los gases?
¿Cuánto pesan N moléculas de cada uno de los gases?

En el primer recipiente hay N átomos de Helio, esto es un mol de átomos de Helio que pesa el Ar He = 4,0026 g /mol y puesto que, en este caso la molécula es monoatómica ( He1), son también Nmoléculas de helio o sea un mol de moléculas. Luego el M r He , el peso de un mol de moléculas, es también igual a 4,0026 g/mol.

Una molécula es un átomo en nivel submicroscópico.
Una un mol moléculas es un mol de átomos.

En el caso del segundo recipiente, cada molécula de Cl2 está formada por 2 átomos de Cloro. Luego las N moleculas de Cl2 corresponden a 2N átomos de Cloro y la masa de estas será 2 veces la masa de N átomos de cloro, dos veces el Ar Cl =35,5 g. Por lo tanto El Mr Cl 2 = 71 g/mol
Una molécula esta formada por dos átomos a nivel submicroscópico.
Una mol de moléculas esta formada por dos moles de átomos a nivel macroscópico.



Para el tercer recipiente las N moléculas de metano ( CH4 ) pesaran la suma de N átomos de carbono más lo que pesan 4N átomos de hidrógeno. Esto es la suma de una vez el Ar C = 12 más 4 veces el Ar H = 1. Por lo tanto el Mr CH4 = 1*12 + 4*1 = 16 g/mol.
Una molécula esta formada por un átomo de c y cuatro átomos de h en un nivel submicroscopico.
Un mol de moléculas esta formado por un mol de atomos de c y cuatro moles de atomos de H en un nivel macroscópico.



CALCULO DEL PESO MOLECULAR

Una sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........
En el nivel submicroscópico la molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C.
En el nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.

Mr AaBbCc........ = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C +........

¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?
Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol

Existe un doble significado de los niveles submicroscópicos y macroscópicos, notación química de símbolos, fórmulas y ecuaciones.

NOTACIÓN QUÍMICA

Nivel Submicrocópico Nivel Macroscópico
SÍMBOLO
1 átomo 1 mol de átomos



FÓRMULA
1 molécula 1 mol de moléculas



ECUACIÓN

1 reordenamiento
1 mol de reordenamientos


PROPIEDADES INTENSIVAS : son independientes de la masa del sistema. Su valor no depende del tamaño del mismo.

PROPIEDADES EXTENSIVAS: Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.
La composición de un sistema expresada en % en peso es una magnitud INTENSIVA.

Una magnitud intensiva se puede calcular con la relación independiente del tamaño del sistema.
% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100

% C = ( 1 * 12 / 16 )100 = 75 %
% H = ( 4 * 1 / 16 )100 = 25 %

¿Cuál es el volumen del sistema en TPE.?

Volumen Gas TPE = N° de moles de moléculas 22,4 (L/mol)
Volumen Gas TPE = 0,01 (moles) * 22,4 (L/mol) = 0,224 (L)

¿ Cuál es la densidad del sistema a TPE.?
Densidad = masa / Volumen
Densidad = masa / Volumen = 0,16 (g) / 0,224 (L) = 0,714 (g/L)

La densidad es una propiedad intensiva, que depende sólo de la Presión y la Temperatura luego:
Densidad Gas TPE = M r / 22,4
Densidad Gas TPE = 16 (g/mol) / 22,4 (L/mol) = 0,714 (g/L)

¿Cuál sería el valor del volumen del sistema y el valor de su densidad si las condiciones de Presión y Temperatura fueran cualesquieras otras, distintas de TPE?

LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES

Es necesario expresar el comportamiento de las diferentes variables que determinan el estado gaseoso de un sistema.
Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, aparte de saber la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:
n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.

Para comenzar es conveniente definir el Volumen Molar

Volumen Molar = V = V / n (L/mol)

Ley de Boyle

Volumen Molar vs. Presión



Ley de Charles


Volumen Molar vs. temperatura



Ambas leyes se pueden agrupar en una sóla expresión:
(V P) /( n T) = k1 k2 = R = 22,4 (L)*1 (atm) /1 (mol)* 273,16 ( °K) = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :
PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación se aplica a los gases reales dentro de márgenes no extremos de Presión y temperatura.

MÉTODO DE DETERMINACIÓN DEL PESO MOLECULAR

La determinación del valor de Mr es importante cuando no se conoce la fórmula de alguna sustancia. Si la sustancia se puede evaporar podemos aplicar la ecuación anterior pero para calcular el Peso Molecular.

Mr = densidad P,T RT / P



DETERMINACIÓN
DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

Esta es la forma sistemática de determinar las fórmulas empíricas y las moleculares haciendo uso de los conceptos de Ar y Mr.

ANALISIS QUÍMICO _ Ar__> FÓRMULA EMPÍRICA _Mr_> FÓRMULA MOLECULAR
Composición % Relación en el número de Atomos Número Exacto de átomos
Estos datos son entregados por el análisis químicos a la forma porcentual de dichos elementos. Éstas magnitudes son de tipo Intensivas, pero para poder calcular el número de moles de átomos, que es esencialmente de tipo extensivo, es preciso trabajar con un sistema de tamaño definido y adecuado a los datos y cálculos. Esto es, nos damos una Base de Cálculo (B.C.),por lo general 100 g. de la Sustancia, y así trabajamos con masas determinadas de los diferentes elementos.
Ejemplo: Dada la composición en % que se indica y Ar C = 12 y Ar H = 1

Fórmula Empírica



En la molécula, el número de átomos de H es el doble que el número de átomos de C.
Esto equivale decir que la fórmula empírica es CH2. Además " Mr " Empírico = 12*1+1*2= 14 (g/FE)
Fórmula Molecular
La Fórmula Molecular indica la cantidad precisa de átomos de cada elemento en la molécula. Esa cantidad precisa de átomos debe mantener la proporción observada en la fórmula empírica, por lo tanto, la fórmula Molecular debe ser (CH2 )m donde m es un número entero por determinar.
Si m = 1 Mr CH2 = 14 * 1 (g/mol)
Si m = 2 Mr ( CH2 ) 2 = 14 * 2 (g/mol)
Si m = 3 Mr ( CH2 ) 3 = 14 * 3 (g/mol)
Si m = m Mr ( CH2 ) m = Mr Empírico * m (g/mol)
m = Mr / "Mr" Empírico

Si el problema de ejemplo persiste: la sustancia es un gas a 90 °C y 1 atm y en estas condiciones tiene una densidad de 2,82 (g/L). Es la información requerida para el cálculo de Mr y de allí calcular m.
Recordamos la relación para calcular Pesos Moleculares experimentalmente:
de la Ecuación de estado de los Gases Ideales obteníamos:
densidad P,T = Mr P / R T y de allí :
Mr = densidad P,T RT / P
Mr = 2,82 (g/L) 0,082 ( L atm/mol °K) 363,16 °K / 1 atm = 83,97 (g/mol)
m = Mr / Mr Empírico = 83,97 ( g/mol ) / 14 ( g /F.E ) = 5,99 = 6
Por lo tanto la Fórmula Molecular, también conocida como Real o Verdadera es :
( CH2 )6 = C6 H12


IMPORTANTE: Cuando se calcula la relación o proporción en que se encuentran los moles de átomos no siempre resulta ser de números enteros, en ese caso la relación debe ser llevada a números enteros por amplificación o, con decimales muy próximos a enteros, por aproximación. Los siguientes ejemplos son ilustrativos.

Unidad VIII

SOLUCIONES

Soluciones son sistemas homogéneos( por lo tanto son una sóla fase), formado por mezclas de distintas sustancias puras .Éstas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.

Estos sistemas están presentes, tanto en sistemas de materia viviente como en materia inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Tienden a ser complejos cuando el número de diferentes sustancias mezcladas es muy elevado o bién simples como ternarios( 3 ) y binarios (2).

Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan:

Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , en menor proporción
Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.

Cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.

Similarmente, cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
Sistemas de Solubilidad infinita

El soluto y el solvente se mezclan, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también se mezclan sin limitaciones.
Sistemas Saturados

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.

Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad .En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta.
En una solución saturada se considera la cantidad de soluto disuelto corresponda a la solubilidad o no tal equilibrio.

En amarilo: moles de partículas de una sustancia( soluto) antes de disolverla.

En celeste: líquido que disolverá la sustancia ( solvente)

Sistemas Sobresaturados.

Es cuando la cantidad de soluto disuelta es mayor que la correspondiente a la solubilidad.

Sistemas Diluídos.

Son aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad. Son los casos más numerosos y en torno de ellos se desarrolla el tema de Soluciones y sus propiedades.

Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones.

Masa de solución = Masa de soluto + Masa de solvente

Todas son magnitudes Extensivas pues dependen del tamaño de la solución

El volumen de una solución es un dato que se obtiene experimentalmente ( por medición).

Teniendo claros los conceptos de masa y volumen de solución comprendemos el concepto de:

Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución

La Densidad de la solución es Intensiva.

LA CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES

La Concentración implica un cuociente entre una cantidad de soluto y una cantidad de solución, o bien de solvente. Nuevamente por ser la concentración un cuociente entre magnitudes Extensivas es una magnitud Intensiva.

Existen varias formas de expresar la concentración, las mostraremos en el gráfico siguiente, indicando las ecuaciónes que las definen y mostrando un ejemplo de su cálculo con los datos del sistema ya entregados:

En las servitecas se mide la "concentración" del ácido sulfúrico de las baterias mediante un densímetro. La medición indica si la bateria tiene mucho o poco uso. El densímetro es un aparato de vidrio de forma alargada, con un lastre de peso regulado en un extremo, que se hunde más o menos en una solución según si la densidad del líquido sea baja o alta respectivamente. El método se basa en el principio de Arquímedes.

En el trabajo de laboratorio se determina aproximádamente la concentración ( % p/p ) de las soluciones "concentradas".

CONVERSIÓN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Dato inicial Concentración Ecuación de definición Base de calculo Cantidad de soluto

A % p/p % p/p = (MASAsoluto(g) / MASAsolución(g))*100 100g.solución A g.de soluto

A M M = n soluto / V (L) solución 1(L) solución A moles soluto

A m m = n soluto / MASA solvente(Kg) 1Kg. solvente A moles soluto

X soluto = A X soluto = n soluto/(nsoluto + nsolvente) (nsoluto + n solvente) =1 A moles soluto

Ejemplo:

PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN A PARTIR DE OTRA SOLUCIÓN CONCENTRADA

PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS

SUSTANCIA NO SOLVATADA

Se parte de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase.

SUSTANCIA SOLVATADA

En especial las sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas, estas moléculas son iones metálicos rodeados por moléculas que se les unen por enlaces de coordinación. Existe una estequiometría definida y no se trata de agua de humedad. Un caso típico son las sales de Cu ⁺² que se rodean por 5 moléculas de agua formando un complejo que da coloración azul a las sales de cobre pentahidratadas. Un ejemplo concreto es el CuSO₄ x 5 H₂O, sulfato de cobre II pentahidrato.

La preparación de una solución acuosa de una sustancia hidratada no ofrece nuevas dificultades, el agua de hidratación pasará a formar parte del solvente que se agregará en la cantidad requerida hasta el enrase del matraz aforado. La masa de sustancia a pesar debe tomar en cuenta la masa del agua de hidratación y esto se consigue calculando el Peso Molecular Hidratado, como se indica en el ejemplo a continuación. La muestra debe ser pesada seca, sin humedad.

LA CANTIDAD DE SOLUTO

n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.

Así también podríamos utilizar las fórmulas:

n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,

MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc.

Ejemplo:

n soluto = M * V solución (L)

CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE LA CANTIDAD DE SOLVENTE

Se trata de operaciones de manejo de soluciones en que la cantidad de soluto permanece constante.

Dilución: se le agrega solvente a la solución, la concentración disminuye.

Concentración: se le quita solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporación.

M _i * V _i = M _f * V _f

MEZCLA DE SOLUCIONES

PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN MÁS DILUIDA A PARTIR DE OTRA DE BAJA CONCENTRACIÓN.

Otra forma de preparar soluciones es por "dilución" de una más "concentrada". Se toma un determinado volumen de la solución más concentrada con una pipeta y se vacía en un matraz aforado de capacidad adecuada.

Nuevamente el cálculo se basa en el hecho que la cantidad de soluto es la misma, antes y después de diluir.

PROPIEDADES DE SOLUCIONES

EL ESTADO LIQUIDO

Los líquidos se obtienen por fusión de los sólidos o condensación de los gases.

La presión de vapor.

Debido a la agitación térmica las sustancias puras en estado líquido se contactan con sus vapores de agua, esto recibe el nombre de EVAPORACIÓN.

Equilibrio entre fase líquida y gaseosa: a una determinada temperatura, el número de moléculas en la fase gaseosa es constante.

Este equilibrio tiene el carácter de dinámico.

Este equilibrio puede suceder en un sistema de características estáticas: evaporación, condensación estarían impedidas.

Presión de vapor del líquido puro: es la presión que ejercen las moléculas en fase gaseosa que es constante es una determinada temperatura.

Si la temperatura del líquido se incrementa, también se incrementa el valor de la presión de vapor.

Tención superficial: es la fuerza resultante de las intermoleculares que atrae a las moléculas a la superficie hacia el interior de la masa del líquido. Es la fuerza que da la forma esférica a las gotas de algunos líquidos.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES.

Sus magnitudes dependen de la concentración del soluto, del número de partículas o moléculas del soluto en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto.

PRESIÓN DE VAPOR DE LAS SOLUCIONES

Ley de Raoult

La presencia de otra sustancia (B) disminuye la presión de vapor de un determinado líquido (A). Si el número de moléculas relativo de un componente disminuye también lo hacen las velocidades de evaporación y condensación y el equilibrio se establece con un menor contenido de moléculas en la fase gaseosa. La relación entre las presiones de vapor de un líquido puro y la presión de vapor de tal líquido actuando como solvente, a la misma temperatura, está dada por la ley de Raoult.

Descenso de la presión de vapor

Descenso de presión de vapor = PA° - PAS = PA° - PA° * XA
= PA° - PAS = PA° ( 1 - XA )
= PA° - PAS = PA° * XB

Volatilidad de los componentes

Un Componente no volátil

La situación del descenso de la presión de vapor se ha presentado asumiendo que la sustancia B no se vaporiza. Esto ocurre cuando la presión de vapor de la sustancia B pura tiende a cero o bien B es una sustancia no volátil.

Ambos componentes volátiles

Los dos componentes de la solución son volátiles:

AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN Y DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

El descenso de la presión de vapor de la sustancia A como solvente respecto del estado puro tiene consecuencias en el punto de ebullición y en el de congelación de la solución respecto de tales comportamientos, también, en estado puro.

La propiedad coligativa del descenso crioscópico tiene importantes aplicaciones. En heladerías artesanales, aditivos anticongelantes de los radiadores y desde el punto de vista de la química es la base del Método de Rast de determinación de Pesos Moleculares.


PRESIÓN OSMOTICA

Un fenómeno de flujo sólo de solvente y nada de soluto a través de membranas semipermeables para disminuir gradientes de concentración es de importancia a nivel celular en organismos biológicos por los efectos de presión que se generan y que afectan las estructuras.

Tales flujos de solvente van acompañados por variaciones positivas o negativas de presión como se señala en el gráfico. La variación de presión se conoce como presión osmótica y se calcula con la expresión que también se indica en el gráfico y que recuerda la ecuación de estado de los gases ideales.