QUÍMICA FUNDAMENTOS DE QÚIMICA

QUÍMICA
FUNDAMENTOS DE QÚIMICA
La química es la ciencia que estudia la materia, sus propiedades y los cambios que experimenta. Materia es
todo aquello que tiene masa y ocupa un espacio.
Averiguar la composición de la materia es identificar sus componentes, así como las cualidades y cantidades
de éstos. También se estudia la estructura, que la distribución de los elementos que forman una sustancia.
Cada uno de los distintos tipos de materia se llama sustancia, y están definidos por unas propiedades físicas
(medibles), y químicas (de composición).
El estado físico es lo primero que se observa de una sustancia. Si se altera el estado y no la composición se
está realizando un cambio físico.
Cuando lo que se altera es la propio naturaleza de la sustancia, a nivel de sus componentes, estaremos en
presencia de una reacción química.
Podemos distinguir tres tipos de sustancias:
• Elementos: sustancia constituida por el mismo tipo de átomos.
• Átomo es la partícula más pequeña que mantiene las características químicas de las sustancias.
• Compuestos: sustancias formadas por dos o más elementos distintos que guardan siempre una
relación constante. Los átomos no se mezclan aleatoriamente, sino que se enlazan formando
moléculas.
• Las moléculas son las partículas más pequeñas que conservan las características de un compuesto.
• Mezcla: combinación de sustancias puras separables por sus propiedades físicas.
ESTEQUIOMETRÍA
Composición estequiométrica es la relación cuantitativa de los elementos que forman un compuesto.
Estequiometría de reacción es la relación cuantitativa de los elementos que intervienen en una reacción
química.
El átomo se constituye de partículas más pequeñas: protones (+) y neutrones en el núcleo (constituyen la
mayor parte de la masa atómica, aunque su tamaño es mínimo), y los electrones (−) en orbitales alrededor.
Datos importantes:
Radio atómico: 1−2'5 A
Radio del núcleo: 10−5 A 1 A= 10−10 metros
Masa del protón: 1'673 10−24 g
Masa del neutrón: 1'675 10−24 g
1
Masa del electrón: 9'11 10−28 g
Masa atómica: 10−24 − 10−22
U.M.A.= 1/12 de la masa de un átomo de 12C
= 1'6605 10−24 g
Número atómico Z: número de e− ó p+
Número másico A: número de p+ + número de n
Un isótopo de un elemento es un átomo con el mismo número atómico pero con distinto número másico que
el original.
MOL: es un peso en gramos igual al peso molecular de la sustancia en UMAs. Ó tantas moléculas de dicha
sustancia cómo átomos hay en 12 gramos de 12C.
1 mol de átomos de un elemento es el peso atómico de ese elemento expresado en gramos.
1 mol de moléculas de un compuesto es peso molecular de ese compuesto expresado en gramos.
Una fórmula química es una combinación de símbolos y subíndices que nos indica el tipo de átomos
(elementos) y número que hay de ellos en un compuesto.
• EMPÍRICA: nos indica la relación de cantidades de elementos que forman el compuesto.
• MOLECULAR: nos indica la cantidad real de elementos de forman el compuesto.
La composición porcentual ó porcentaje en peso de un elemento en un compuesto se calcula:
% peso elemento X=
x 100
La molaridad se calcula:
Molaridad=
Tipos de reacciones en disolución acuosa:
• PRECIPITACIÓN: al mezclar dos disoluciones de electrolitos que contienen un anión y un catión
generando una sal insoluble.
• ÁCIDO−BASE: se produce transferencia de protones del ácido a la base.
• OXIDACIÓN−REDUCCIÓN: el compuesto que se oxida pierde electrones que gana el que se reduce.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA
La idea de que la materia está constituida por partículas muy pequeñas es muy antigua, y ya aparece recogida
en los escritos de Demócrito (400 a. C.). Sin embargo la primera evidencia experimental fue establecida en
1805 por Dalton, cuya teoría atómica en lo esencial ha soportado bastante bien el paso de los años.
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La teoría atómica de Dalton tiene tres postulados:
• Los elementos están constituidos por partículas pequeñas llamadas átomos. Los átomos de los mismos
elementos tienen las mismas propiedades.
• Los átomos de distintos elementos tienen distintas propiedades. En una reacción química ordinaria los
átomos no pueden desaparecer ni dar lugar a otros átomos.
• Un compuesto es la combinación de átomos de dos o más elementos.
Los científicos se empezaron a preguntar si habría partículas subatómicas. Thomson, Millikan y Rutherford
fueron los pioneros en su descubrimiento.
En 1897 Thomson realizaba experimentos en los que estudiaba el efecto de grandes voltajes en gases. Aplicó
una diferencia de potencial entre dos electrodos situados en un tubo de vidrio sellado y lleno de gas. Observó
unos rayos que salían del cátodo hacia el ánodo. Estos rayos tuvieron dos grandes consecuencias.
1) Estos rayos catódicos son corrientes de partículas cargadas negativamente (electrones).
2) La televisión.
Thomson propuso un modelo atómico según el cual los átomos eran esferas macizas de carga positiva, con los
electrones en su interior de modo que globalmente eran neutros.
Millikan en 1910 logró determinar el valor de la carga del electrón en 1'602 10−19 Culombios.
En el mismo año, Rutherford y sus estudiantes realizaron en experimento consistente en bombardear una
lámina muy fina de oro con partículas alfa (átomos de He sin electrones), y recogían el resultado en una placa
fotográfica. Observaron que la mayor parte de las radiaciones atravesaban el oro sin desviarse, unas pocas se
desviaban ligeramente, y muy pocas rebotaban.
Para explicar esto ideó una nueva teoría atómica. Según ésta el átomo consta de un núcleo pequeño con
relación al tamaño total del átomo. Este núcleo tiene la mayor parte de la masa, además de la carga positiva
del átomo. Los electrones giran en órbitas como planetas alrededor del núcleo.
Con este modelo se puede aplicar la ley de Coulomb. Aquí los electrones giran en órbitas circulares fijas y
explica que los electrones no son atraídos por el núcleo debido a la gran velocidad a la que se mueven.
Newton fue uno de los primeros científicos que demostraron con un prisma que la luz blanca se componía de
varios colores. Gran parte del conocimiento de la estructura atómica se debe al avance de la espectroscopia
(análisis de la radiación absorbida o emitida por una sustancia).
Cuando los electrones se calientan o sus vapores se someten a descargas eléctricas emiten luz de distintos
colores.
Esto es así porque los átomos adquieren una energía que cambia su estructura atómica. Cuando el átomo se
reajusta emite esa energía en forma de cuantos de energía (la energía que posee un fotón).
El átomo de H cuando se calienta muestra tres líneas en su espectro visible. La más intensa aparece a 656 nm
(rojo). La frecuencia de todas las líneas de todo el espectro del hidrógeno se puede calcular con:
Cuando nf= 1 las líneas aparecen en el UV (serie Lyman).
Cuando nf= 2 las líneas aparecen en el espectro visible (serie Balmer).
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Cuando nf= 3 las líneas aparecen en el IR (serie Paschen).
Plank, en el 1900, concluyó que la radiación no puede ser emitida ni absorbida de forma continua, sino en
unas cantidades definidas múltiplos de la frecuencia de luz correspondiente. La energía se absorbe o se emite
en unidades llamadas cuantos ó fotones. La energía de un fotón es:
En 1913 se conocía el espectro del H y la hipótesis de Plank. Entonces Bohr establece su modelo de tres
postulados.
• Un electrón, cuando se mueve en una órbita no emite energía (es estacionario). Al no emitir energía su
velocidad es constante y no acerca al núcleo.
• Para un electrón sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento cinético es un múltiplo de:
• La energía liberada cuando un electrón pasa de una órbita superior a otra inferior es:
La teoría de Bohr sólo explica átomos monoelectrónicos (H, He+, Li+2). Luego se vio que es espectro del H
era más complejo. Entonces Sommerfield dedujo que debían existir electrones en la misma capa con niveles
de energía diferentes, por lo que podían producir rayos de distinta longitud de onda.
Para una órbita n hay n subórbitas, una circular y n−1 elípticas. Se añade entonces un segundo número
cuántico (l) que delimita la subórbita.
Por otra parte se probó experimentalmente que cuando un átomo se somete a la acción de un campo
magnético su espectro se complica aún más (por el efecto Zeeman). Para explicarlo se añade otro número
cuántico (m) que indica las distintas orientaciones que sufren las subórbitas cuando se someten a la acción de
un campo magnético.
Descripción mecanocuántica del átomo de H:
Principio de la dualidad onda−corpúsculo:
El hecho de que la luz tenga propiedades tanto ondulatorias como de partículas sugirió a De Broglie que
partículas muy pequeñas como el electrón puedan tener propiedades ondulatorias en determinadas
circunstancias. Él predijo que una partícula de masa m y velocidad v debe tener asociada una onda cuya
longitud es:
Esa idea se extendió y generalizó a toda la materia y así se determinó que toda partícula en movimiento lleva
asociada una onda con una
determinada según la ecuación anterior.
Las partículas con masa muy grande tienen longitudes de onda muy pequeñas, mientras que las partículas
pequeñas, con una masa comparable a la constante de Plank, tienen longitudes de onda apreciables.
Principio de incertidumbre de Heisemberg:
Uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica es la imposibilidad de conocer con exactitud la
trayectoria de un electrón en torno a un núcleo.
El principio enunciado en 1927 nos dice que es imposible saber con exactitud la posición y la cantidad de
movimiento de una partícula.
Consecuencia de este principio, es lógico pensar que la teoría de Bohr es incorrecta y debemos sustituir el
concepto de órbita por el de orbital, que indica la probabilidad de hallar un electrón en una zona determinada.
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Ecuación de onda de Schrodinger:
Partiendo de la idea de que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda, Schrodinger halló la
ecuación de onda que permite describir su movimiento. A las soluciones de esta ecuación se les llama
funciones de onda (
), y definen a la partícula. A partir de la función de onda se puede saber la probabilidad de hallar un electrón
en un punto de una región determinada del espacio:
La ecuación de onda es una ecuación diferencial, y si se intenta resolver se ve que sólo tiene soluciones para
determinados valores de E que están cuantizados por números cuánticos n, l y m.
n: 1...
l: 0...n−1
m: −l, 0, +l
El electrón no describe una órbita de radio definido. Al volumen del espacio en el que es más probable hallar
al electrón se le llama orbital electrónico y matemáticamente se define por las soluciones a la ecuación de
onda. Cada combinación n, l, m representa un orbital.
Significado de los números cuánticos:
• n representa el nivel energético así como el volumen en el espacio.
• l define la forma geométrica del orbital.
• m define la orientación del orbital en el espacio. Hay un total de 2n+1 orientaciones posibles.
• s o número cuántico de spin que se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo magnético
que este giro produce. Puede tomar los valores
1/2.
Si los valores de n, l y m definen un orbital, el principio de exclusión de Pauli nos dice que no puede haber
dos electrones en un orbital con los cuatro números cuánticos iguales.
Así, n nos da el número de nivel y el número de subniveles.
El valor de n2 nos da el número de orbitales atómicos.
2n2 nos da el número de electrones máximos por nivel.
La ecuación de Schrodinger sólo se puede resolver matemáticamente para el H. Para átomos polielectrónicos
se vuelve muy compleja y es necesario hacer aproximaciones matemáticas. En resumen las principales
diferencias entre el átomo de hidrógeno y los átomos polielectrónicos son:
• El núcleo de un átomo polielectrónico está mas cargado que el de H, lo que disminuye la energía de los
electrones. Por otra parte entre los electrones hay fuerzas de repulsión, lo que aumentar su energía. Esto se
traduce en que los átomos tienen orbitales parecidos a los del H pero con distintas energías.
• En el átomo de H la energía depende sólo de n, y así todos los orbitales de la misma capa tienen la misma
energía. En los átomos polielectrónicos la energía depende de n y l.
La energía del orbital s es menor que la del p, y éste tiene menos energía que el d, etc...
1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d<...
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Al representar la configuración de los orbitales de un átomo, o lo que es lo mismo, el modo en el que se
ordenan los electrones en las diversas capas de menor a mayor energía, sabremos que en el primer nivel existe
un orbital 1s, en el segundo nivel hay un 2s y tres 2p, en el tercero existen un 3s, tres 3p y cinco 3d, y así
progresivamente.
Hay que tener en cuenta tres reglas o principios a la hora de realizar las configuraciones electrónicas.
• El principio de exclusión de Pauli: ya explicado anteriormente.
• El principio de Aufbau: los electrones se colocan empezando por los niveles de menor energía.
• El principio de Hund: mientras sea posible, los electrones se sitúan en cada subnivel energético con los spin
desapareados.
Si tenemos dos orbitales con el mismo n+l, el de menor energía será el de menor l.
El sistema periódico de los elementos:
En 1869, el químico ruso Mendeleiev, y el alemán Meyer, publicaron de manera independiente sus sistemas
de ordenamiento de todos los elementos conocidos. Para esto se basaron en propiedades químicas Mendeleiev
y en las físicas Meyer. Mendeleiev vio que al clasificar los elementos según sus pesos atómicos se podían
disponer en columnas que contenían elementos con las mismas propiedades físicas y químicas. Por tanto había
observado que las propiedades de los elementos varían de forma periódica según el peso atómico, incluso
llegó a dejar huecos en su tabla destinados a acoger elementos todavía desconocidos (entonces sólo se
conocían 68 elementos).
En la tabla periódica actual los elementos se disponen en orden creciente de sus números atómicos. Las
columnas representan familias ó grupos, y en ellas hay elementos con propiedades físicas y químicas
similares. Las filas se llaman períodos y están ocupadas por elementos con el mismo número cuántico n, en
los que las propiedades varían en forma progresiva.
Propiedades periódicas:
• Potencial ó energía de ionización: es la cantidad mínima de energía que hay que suministrar a un átomo
neutro gaseoso en estado fundamental para arrancarle el electrón enlazado con menor fuerza. Aumenta de
abajo a arriba en los grupos y de izquierda a derecha en los períodos.
• Afinidad electrónica: es la energía que se desprende cuando un átomo neutro gaseoso en estado
fundamental capta un electrón formando un ion negativo (también gaseoso). Los elementos con una
afinidad electrónica grande ganan electrones con facilidad, dando lugar a aniones. Además no tienen
tendencia a cederlos y su energía de ionización será alta. Aumenta igualmente de abajo a arriba y de
izquierda a derecha.
• La electronegatividad: mide la tendencia de los átomos a atraer hacia sí el par de electrones compartido en
un enlace covalente con otro átomo del mismo elemento. El flúor es el elemento más electronegativo,
seguido del oxígeno. Aumenta de abajo a arriba y de izquierda a derecha.
• Estado de oxidación: es el número de electrones que tiene que ganar o perder un átomo para adquirir la
configuración electrónica de gas noble.
• Radio atómico: la mitad de la distancia entre dos núcleos de un elemento unidos por un enlace covalente
puro. Aumenta de arriba abajo y de derecha a izquierda.
ENLACE QUÍMICO
Se define así al conjunto de interacciones que mantienen unidos entre sí los átomos y/o moléculas para dar
lugar a estructuras más estables. Así, la causa de que se produzca un enlace es la búsqueda de estabilidad. Los
átomos tienen tendencia a adquirir la configuración electrónica de un gas noble, ya que la configuración de los
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electrones en estos elementos es más estable. Para conseguirlo juega con los electrones de valencia, que son
los electrones dispuestos en la capa más externa del átomo. Esto es inmediato para los átomos que sólo tienen
electrones s y p. Los elementos de transición tienen orbitales d, por tanto necesitarían diez electrones para
completarse y por ello estos elementos adquieren gran estabilidad con los orbitales d semillenos (con cinco
electrones).
En general hay dos tipos de enlaces:
• Enlaces interatómicos ó intramoleculares: mediante este tipo de enlaces se unen entre sí conjuntos
de átomos para dar lugar a moléculas ó estructuras superiores a los átomos. En este tipo de enlaces se
incluyen el iónico, el covalente y el metálico.
• Fuerzas intermoleculares: unen a las moléculas de una misma sustancia. En general son más débiles
que los anteriores. Aquí se incluyen las Fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno.
El estudio del enlace químico es muy importante, ya que una reacción química no es más que un proceso de
ruptura y formación de enlaces, que generan nuevos compuestos.
Enlace iónico:
Se da entre átomos con energías de ionización y afinidades electrónicas muy diferentes. Esto permite que un
átomo de una pareja transfiera uno ó más electrones a su compañero. A partir de la configuración electrónica
se puede deducir la capacidad para ceder ó aceptar electrones.
Así, un metal alcalino puede ceder un electrón y transformarse en un catión con un gasto de energía igual a la
energía de ionización.
Pero un halógeno puede captar un electrón transformándose en un anión y cediendo una energía igual a su
afinidad electrónica.
Na 1s2 2s2 2p6 3s1 ! Na+ 1s2 2s2 2p6
F 1s2 2s2 2p5 ! F− 1s2 2s2 2p6
El enlace iónico se da entre átomos con electronegatividades muy diferentes. Tiene lugar una transferencia de
electrones desde el elemento menor electronegativo al más electronegativo, formándose los iones respectivos,
que se unirán por fuerzas electrostáticas.
El enlace iónico se produce entre metales alcalinos y alcalino−térreos con halógenos y elementos del grupo
del oxígeno para dar lugar a sólidos de punto de fusión elevados, que fundidos ó en disolución conducen la
electricidad. Suelen formar moléculas sencillas, pero estos compuestos generan redes cristalinas en las que los
iones se sitúan unos alrededor de los otros para que la atracción electrostática sea máxima.
Enlace covalente:
A diferencia del iónico, que se forma por atracción electrostática, el enlace covalente se forma por
compartición de electrones entre los átomos que forman la molécula. La diferencia de electronegatividad entre
los átomos varía desde cero hasta valores que en ningún caso permiten la transferencia completa de los
electrones. Cada átomo tiende a adquirir la configuración electrónica de gas noble, compartiendo electrones
entre átomos de características similares.
En 1916, Lewis resaltó que los gases nobles eran muy poco reactivos debido a que su configuración
electrónica era muy estable, y sugirió que los átomos pueden adquirir estabilidad compartiendo electrones con
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otros átomos, formando enlaces mediante pares de electrones, y adquiriendo así estructuras similares a las de
los gases nobles.
He 1s2
Ne 1s2 2s2 2p6
Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Xn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Los átomos se combinan entre sí compartiendo pares de electrones. Atendiendo al número de pares de
electrones compartidos se generarán enlaces simples, dobles o triples. Las parejas de electrones que no forman
enlace se llaman pares electrónicos no compartidos.
Pasos para realizar la estructura de Lewis:
• Dibujar el esqueleto molecular uniendo los átomos por enlaces sencillos.
• Contar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si el átomo es un anión deber
sumarse su carga al número total de electrones. Si se trata de un catión se restará del total.
• Restar dos electrones por cada enlace sencillo dibujado según la regla 1 y distribuir el resto como pares
electrónicos no compartidos, de modo que cada átomo, si es posible, reciba ocho átomos.
Existen moléculas para las que se pueden realizar varias representaciones similares de su estructura, estas
estructuras se llaman resonantes y se caracterizan por ser intercambiables entre sí por movimientos de pares
de electrones manteniendo los núcleos fijos.
Experimentalmente se ha comprobado que en la molécula de CO3 todos los enlaces entre carbono y oxígeno
son iguales. Si una de las estructuras resonantes fuese la verdadera las longitudes de los enlaces serían
distintas, ya que los enlaces dobles son más cortos que los sencillos. La estructura real se aproxima a una
media de todas las estructuras resonantes, dando lugar a lo que se llama un híbrido de resonancia.
Hay ciertas normas que nos permiten saber en caso de duda, cual de las posibles estructuras resonantes es la
más estable:
• Será más estable la estructura con mayor número de octetes.
• Será más estable aquella estructura que admita la colocación de las cargas de acuerdo con la
electronegatividad de los átomos (las cargas positivas en los más electronegativos y las negativas en los
menos electronegativos).
• Será más estable la estructura en la que la separación de las cargas sea menor.
En las estructuras realizadas según el modelo de Lewis para moléculas que contienen C, O, N y F se cumple la
regla del octete, pero existen casos en los que esta regla no se cumple.
• Cuando la molécula tiene un número impar de electrones.
• Que en la molécula haya átomos que puedan mantener octetes incompletos.
• Que en la molécula hay elementos con octetes expandidos (elementos con orbitales d cuya energía está
próxima a la de los orbitales p, y que por tanto pueden albergar más de ocho electrones).
Parámetros del enlace covalente:
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Hay tres parámetros básicos que influyen en la formación de los enlaces:
• Energía de enlace: la que se pone en juego en el proceso siguiente
X2(g) ! 2X(g)
Hd con H= 436 kJ/mol
• Energía de disociación: está determinada por la fuerza del enlace y se calcula por medio de ciclos
termodinámicos experimentales (energías promedio)
C−C 348 kJ/mol
C=C 612 kJ/mol
C
C 837 kJ/mol
• Longitud de enlace: es la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazados.
C−H 1'09 A
C−C 1'54 A
C=C 1'34 A
C
C 1'20 A
Además también hay que tener en cuenta la polaridad, que es el carácter iónico de un enlace covalente
(diferencia de electronegatividades entre los átomos enlazados). Los valores de la polaridad influyen en las
energías de enlace y disociación, así como en la longitud de enlace.
Teoría de la repulsión de los pares electrónicos en la capa de valencia (TRPECV)
Las estructuras de Lewis dan información sobre la configuración electrónica de una molécula. En función de
ello se pueden explicar de manera cualitativa, las fuerzas, las longitudes de enlace, y algo de la reactividad de
la molécula. Pero no nos dice nada de su geometría, la cual es responsable de muchas propiedades físicas y
químicas.
La TRPECV resulta muy adecuada para explicar la geometría molecular. Para ello deben seguirse tres pasos:
• Escribir la estructura de Lewis
• Contar el número de pares electrónicos que rodean al átomo central. Luego se predicen las distancias
espaciales de manera que las repulsiones sean mínimas.
• Se predicen los ángulos de enlace sabiendo que las repulsiones entre pares libres son mayores que las
repulsiones entre pares libres y enlazantes, y estas a su vez son mayores que las repulsiones entre pares
enlazantes.
Polaridad y geometría:
En moléculas diatómicas (con los dos átomos iguales) sabemos que el momento polar
es igual a cero.
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En las moléculas poliatómicas la polaridad depende de la electronegatividad de los átomos y también de la
geometría de la molécula, ya que la polaridad molecular es la suma vectorial de los
de cada enlace.
La teoría de Lewis del enlace químico y su generalización, la TRPECV, nos hablan de un enlace químico en
le que el par de electrones del enlace se localiza entre dos átomos. Sin embargo sabemos que los electrones no
se encuentran en posiciones concretas, sino en unas zonas definidas por los orbitales atómicos. La teoría de la
hibridación intenta combinar el modelo de enlace de Lewis con el modelo de orbital atómico.
Se basa en dos ideas fundamentales:
• El enlace químico se forma por solapamiento de orbitales atómicos y en el orbital resultante se pueden
alojar dos electores.
• Los orbitales atómicos antes de solaparse para formar un enlace se combinan entre sí para dar lugar a
orbitales híbridos y conseguir así un solapamiento máximo.
Si nos fijamos en la configuración electrónica del berilio no podemos explicar la formación de la molécula de
BeH2, ya que el Be, con Z= 4 y configuración 1s2 2s2, no tiene electrones desapareados, por tanto no debería
poder combinarse.
La explicación es bien sencilla. Si excitamos un electrón desde el orbital 2s al 2p la configuración electrónica
del Be será 1s2 2s1 2p1, así hay dos electrones desapareados para formar enlaces.
Existen moléculas para las que ni la teoría de Lewis ni la teoría de hibridación dan una explicación
satisfactoria. Por ejemplo, la molécula de oxígeno (O2) según la teoría de Lewis respondería a este modelo:
Según esto todos los electrones están apareados y la molécula debería ser diamagnética (sin carga). Sin
embargo, el O2 es paramagnético (el oxígeno líquido es azul pálido y se adhiere a los polos de un imán). Esto
contradice la teoría de Lewis.
La moderna teoría de enlace químico se estableció con el desarrollo de la teoría cuántica, y permite explicar
estos fenómenos.
Los enlaces
y
son el paso intermedio entre las ideas de Lewis de un par electrónico localizado y la moderna teoría de enlace.
En términos mecanocuánticos se considera que el enlace se forma por solapamiento de los orbitales
moleculares.
La aproximación de orbital molecular incluye tres operaciones básicas:
• Los orbitales atómicos se combinan entre sí para dar lugar a orbitales moleculares característicos de la
molécula como un todo. El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales
atómicos que se combinan.
• Los orbitales moleculares se ordenan por en capas de energías crecientes.
• Los electrones de valencia de la molécula se distribuyen entre los orbitales moleculares disponibles. Las
reglas para esto son:
• Cada orbital puede alojar dos electrones como máximo.
• Los electrones van siempre al orbital disponible de menor energía.
• Se cumple la regla de Hund: Cuando hay dos orbitales de la misma energía y dos electrones por distribuir
se coloca un electrón en cada orbital, obteniendo dos orbitales semillenos.
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La molécula más simple (H2), según esta teoría, los orbitales atómicos 1s de cada átomo se combinan entre sí
para dar lugar a dos unidades moleculares.
Cuando los orbitales atómicos se combinan de manera que se consigue una distribución de electrones de
mínima energía, se dice que se ha conseguido un solapamiento constructivo que conduce a la formación del
enlace, ya que se consigue una situación de menor energía que la de partida. Cuando dos orbitales atómicos 1s
se combinan de este modo se obtiene un orbital molecular
1s.
Existe una segunda combinación de orbitales 1s llamada combinación destructiva, ya que los orbitales se
combinan con signo opuesto, lo que da lugar a un orbital molecular antienlazante
1s* en el que densidad de electrones es máxima en los extremos.
Los orbitales moleculares se distribuyen en orden creciente de energía. En el caso del H2 hay dos electrones
de valencia que se sitúan en el orbital
1s.
Orden de enlace:
El orden de enlace de una molécula se obtiene restando el número de electrones en orbitales enlazantes menos
el número de electrones en orbitales no enlazantes, todo ello dividido por 2. El resultado nos da el número de
enlaces neto.
La combinación de dos orbitales 2s da lugar a dos orbitales moleculares
2s y
2s*.
La combinación de dos orbitales atómicos px da lugar a dos orbitales moleculares
, es decir orbitales con simetría en torno al eje X. La combinación de orbitales se produce por solapamiento
frontal.
Sin embargo cuando se combinan dos orbitales py ó pz el solapamiento es lateral, o sea, que la densidad
electrónica no es simétrica.
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA:
SÓLIDOS, LÍQUIDOS Y GASES
Fuerzas intermoleculares:
• Interacción ión−ión: este tipo de unión se da entre iones. Su fuerza disminuye con la distancia y es la
responsable de los elevados puntos de fusión y ebullición de los compuestos iónicos.
• Interacción ión−dipolo: esta interacción puede tener lugar de dos maneras: un catión atrae la carga
parcial negativa de un dipolo; un anión atrae la carga parcial positiva de un dipolo. Este tipo de
fuerzas disminuye con el cuadrado de la distancia. Las interacciones ión−dipolo son las responsables
de la hidratación de los cationes en disolución acuosa, es decir, la unión de moléculas de agua en
torno a un ion central.
• Interacciones dipolares: una molécula polar que tenga un
0 puede dar lugar a interacciones dipolo−dipolo, debido a la fracción entre los dipolos eléctricos de
las moléculas polares. Al ser interacciones entre cargas parciales son relativamente débiles (
2 KJ/mol), son más débiles que las interacciones entre iones.
• Enlace de hidrógeno: el elevado punto de ebullición del FH, H2O ó NH3, comparado con los
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compuestos similares del tercer período, ClH, SH2 ó PH3, no se puede explicar únicamente por las
fuerzas dipolares, en estas moléculas se produce un nuevo tipo de interacción, el enlace de hidrógeno.
Este enlace consiste en la unión intermolecular debida a la atracción entre un átomo de H que se
encuentra entre dos átomos electronegativos. El H adquiere una carga parcial positiva por estar unido
a un átomo muy electronegativo, esta carga parcial positiva puede interaccionar con el par de
electrones libre de un átomo vecino, especialmente si este átomo es tan electronegativo que pueda
tener carga parcial negativa. El átomo de H es el único capaz de dar lugar a este tipo de interacciones,
porque es tan pequeño que permite que B se acerque lo suficiente para interaccionar con la carga
parcial positiva.
Este tipo de uniones tiene una fuerza aproximada de 20 KJ/mol, sin embargo, cuando se puede producir, es la
interacción molecular predominante.
• Dispersión/London: son las interacciones más débiles que se dan entre todo tipo de moléculas,
independientemente de que sean o no polares. Una molécula no polar es aquella que no tiene
separación de carga en su interior. Sin embargo cuando dos moléculas se acercan, sus nubes
electrónicas interactúan, produciendo un dipolo durante un instante. Este dipolo origina a su vez otro
dipolo temporal en la molécula vecina. La interacción es tanto mayor cuanto mayor sea la capacidad
de la molécula para polarizar sus nubes electrónicas. En general cuanto más grande es la molécula, los
electrones están más lejos del núcleo, por tanto la polarización es más fácil. Esto explica porque al
aumentar el peso molecular aumenta el punto de ebullición. Este tipo de interacciones disminuye
mucho con la distancia.
Todo los que nos rodea es sólido, líquido o gaseoso. Un sólido se caracteriza por tener volumen y forma fijos.
Un líquido tiene un volumen fijo y la forma del recipiente que lo contiene. Un gas tiene el volumen y la forma
de recipiente.
Teoría cinético molecular:
Esta teoría describe el comportamiento y las propiedades de la materia en base a cuatro postulados:
• La materia está constituida por partículas que pueden ser átomos ó moléculas cuyo tamaño y forma
característicos permanecen el estado sólido, líquido ó gas.
• Estas partículas están en continuo movimiento aleatorio. En los sólidos y líquidos los movimientos están
limitados por las fuerzas cohesivas, las cuales hay que vencer para fundir un sólido ó evaporar un líquido.
• La energía depende de la temperatura. A mayor temperatura más movimiento y mayor energía cinética.
• Las colisiones entre partículas son elásticas. En una colisión la energía cinética de una partícula se
transfiere a otra sin pérdidas de la energía global.
La TCM nos describe el comportamiento y las propiedades de los gases de manera teórica. Se basa en las
siguientes generalizaciones.
• Todos los gases tienen átomos ó moléculas en continuo movimiento rápido, rectilíneo y aleatorio.
• Los átomos ó moléculas de los gases están muy separados entre sí, y no ejercen fuerzas sobre otros átomos
ó moléculas salvo en las colisiones. Las colisiones entre ellos o con las paredes son igualmente elásticas.
Los gases que cumplen estas condiciones se denominan ideales. En realidad estos gases no existen, pero los
gases reales presentan un comportamiento similar a los ideales en condiciones de baja presión alta
temperatura. En general los gases son fácilmente compresibles y se pueden licuar por enfriamiento ó
compresión.
Las propiedades y cantidades de los gases se explicar en términos de presión, volumen, temperatura y número
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de moléculas, estos cuatro son los parámetros usados para definir la situación de un gas.
Leyes de los gases:
Son relaciones empíricas entre P, V, T y moles: la presión es la fuerza que ejerce un gas por unidad de área.
Sus unidades más comunes son la atmósfera (at) y los milímetros de mercurio.
1 at= 760 mm Hg
Ley de Boyle:
Relaciona el volumen y la presión cuando la temperatura y el número de moles es constante. Nos dice que el
volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión, cuando se mantienen constantes la temperatura
y el número de moles.
Ley de Charles/Gay Lussac:
La ley enunciada por estos dos científicos nos dice que el volumen de un gas es directamente proporcional a la
temperatura cuando P y n con constantes.
Ley de Avogadro:
El volumen de un gas es directamente proporcional a número de moles cuando P y V son constantes.
Lo que nos permite deducir que volúmenes iguales de gases distintos tienen el mismo número de moléculas
cuando P y T son constantes. O dicho de otro modo, el volumen de un número de moléculas es independiente
de su identidad química.
Se ha demostrado que el volumen en condiciones normales (0o C 1 at) de un mol de gas es 22'4 l.
Estas tres leyes se engloban en la ley de los gases ideales, resumida en esta fórmula:
Mezcla de gases. ley de Dalton de las presiones parciales:
Los gases que no reaccionan pueden mezclarse entre sí en cualquier proporción para dar lugar a mezclas
homogéneas. La relación que explica la presión de los gases en estas mezclas es la ley de Dalton de las
presiones parciales.
Esta ley nos dice que la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de
cada elemento.
Ley de Graham de la difusión y efusión:
La difusión es el fenómeno por el que un gas se dispersa en otro, dando lugar a una mezcla. La mezcla gradual
de las moléculas de un gas con las del otro, en virtud de sus propiedades cinéticas constituye una
demostración directa del movimiento aleatorio de las moléculas.
A pesar de que las velocidades moleculares son muy elevadas, el proceso de difusión requiere bastante
tiempo, debido al elevado número de colisiones que experimentan las moléculas en movimiento. Graham
encontró que las velocidades de difusión de las sustancias gaseosas es inversamente proporcional a la raíz
cuadrada de sus pesos moleculares cuando P y T son constantes.
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La efusión es el proceso por el cual un gas bajo presión escapa de un recipiente al exterior a través de una
pequeña abertura. Se ha demostrado que la velocidad de efusión es directamente proporcional a la velocidad
media de las moléculas.
Se pueden medir los tiempos necesarios para que cantidades iguales de gases efundan en las mismas
condiciones de presión y temperatura, demostrándose que dichos tiempos son inversamente proporcionales a
sus velocidades. Así, cuanto más pesada es la molécula más tardará en efundir.
Líquidos:
Los líquidos se caracterizan por su volumen fijo y forma variable. Las fuerzas intermoleculares son mayores
que en los gases, pero al igual que en estos, sus partículas están en movimiento constante.
Propiedades:
• La evaporación se produce cuando las moléculas del líquido abandonan su superficie y pasa a forma
gaseosa. Esto ocurre cuando las moléculas tienen la suficiente energía cinética para vencer las fuerzas
intermoleculares.
• La condensación es el cambio físico opuesto a la evaporación. Cuando las moléculas gaseosas pierden
energía vuelven al estado líquido.
• La viscosidad representa la resistencia de un líquido a fluir. A medida que aumentan las fuerzas
intermoleculares aumenta la viscosidad y el líquido fluirá más lentamente.
• La tensión superficial es la resistencia que presenta un líquido a la rotura de su superficie, y también
depende de las fuerzas intermoleculares. El efecto de estas fuerzas es colocar las moléculas hacia el interior
de la superficie. En ausencia de gravedad las gotas de agua serían esféricas.
• La capilaridad es la capacidad de un líquido para ascender por un tubo estrecho, gracias a las fuerzas de
atracción entre sus moléculas y la pared interior del tubo (fuerzas de adhesión). El líquido sólo puede
ascender hasta un límite, ya que a medida que asciende aumenta su energía potencial. La altura que puede
alcanzar es directamente proporcional a la tensión superficial e inversamente proporcional a la densidad y
al diámetro del tubo.
H=
• Cuando tenemos un líquido en un recipiente abierto se evapora. Sin embargo, si está cerrado sólo algunas
moléculas del líquido pasan a estado gaseoso. Con el tiempo la concentración de estas moléculas gaseosas
aumenta, y como no pueden salir del recipiente chocan contra sus paredes y vuelven a condensar. En algún
momento se producirá un equilibrio dinámico en el que la velocidad de evaporación es igual a la velocidad
de condensación. Una vez alcanzado este equilibrio la concentración de moléculas en estado gaseoso no
cambia con el tiempo. Es decir, la presión ejercida por el vapor sobre el líquido se mantiene constante. La
presión del vapor en equilibrio con el líquido se llama presión de vapor, la cual es característica de cada
líquido, aumenta con la temperatura, y es independiente de la masa y el volumen del líquido.
Cuando calentamos un líquido en un recipiente abierto lo primero que observamos es la aparición de unas
burbujas en el fondo, debidas al aire que abandona el líquido al aumentar la temperatura. Con el tiempo el
burbujeo se observa en todo el volumen del líquido. Esas burbujas comienzan a ascender a la superficie donde
se rompen, en este momento decimos que el líquido está en ebullición. Un líquido hierve a la temperatura a la
cual su presión de vapor es igual a la presión que exista sobre su superficie. Si esta presión es de una
atmósfera, a esa temperatura se la llama punto de ebullición normal.
Diagramas de fases:
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Para cualquier sustancia pura podemos considerar el equilibrio establecido entre un líquido y su vapor, el
equilibrio entre un sólido y el líquido, y el equilibrio entre un sólido y su vapor. Un diagrama de fases es aquel
que representa las condiciones de presión y temperatura en los que las distintas fases están en equilibrio.
Las líneas de separación se llaman límite de fase, y los puntos sobre esas líneas muestran las condiciones en
las que existe un equilibrio dinámico entre dos fases. La líneas A−B es la curva de sublimación, la línea A−C
es la curva de presión de vapor, y la línea A−D es la curva de fusión. A se llama punto triple e indica las
condiciones de presión y temperatura en las que las tres fases están en equilibrio.
Sólidos. Propiedades generales:
Existen algunos sólidos en la naturaleza de forma geométrica definida. Estos sólidos se encuentran formando
redes cristalinas. Estos sólidos cristalinos son anisótropos, es decir, sus propiedades mecánicas y eléctricas
dependen de la dirección en que se miren.
Tipos de sólidos cristalinos:
• Iónicos: se caracterizan porque sus redes cristalinas están formadas por cationes y aniones unidos por
fuerzas electrostáticas (ClNa). Tienen puntos de fusión elevados, son solubles en agua y conducen la
electricidad cuando se encuentra en una disolución acuosa.
• Moleculares: las unidades que se repiten en la red cristalina son átomos o moléculas neutras (I2).
Tienen bajos puntos de fusión, son solubles en disolventes no polares y no conducen la electricidad.
• Macromoleculares: los átomos que forman la red se unen mediante enlaces covalentes y no forman
moléculas discretas (diamante). Tienen punto de fusión muy elevados, son insolubles en la mayoría de
los disolventes comunes y no son conductores.
• Metálicos: formados por cationes metálicos rodeados de electrones móviles (Fe, Na). Tienen puntos
de fusión elevados, son insolubles en el agua y la mayoría de los disolventes orgánicos y son buenos
conductores.
DISOLUCIONES
Las disoluciones son mezclas homogéneas de una sustancia llamada soluto en otra llamada disolvente. Las
diferencias principales entre disoluciones y sustancias puras son:
• Una disolución tiene composición variable, mientras que la composición de una sustancia pura es fija.
• Las disoluciones pueden existir en cualquiera de los tres estados de la materia, aunque las más comunes son
las líquidas, especialmente en las que el agua es el disolvente. El ejemplo más común de disolución gaseosa
es el aire. Como ejemplo de disoluciones sólidas tenemos el bronce y el latón.
• Las propiedades de las disoluciones dependen de la concentración del soluto y del disolvente. Se pueden
describir de distintas formas:
• % en peso=
• Fracción molar X=
• Molaridad M=
• Molalidad m=
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• Normalidad N=
Un equivalente de ácido es la cantidad de ácido que produce un mol de H+. Un equivalente de base es la
cantidad de base que produce un mol de OH−.
Saturación y solubilidad
Si disolvemos 20 gramos de sacarosa en agua podemos observar que se disuelve por completo. Pero si
añadimos 200 gramos vemos que no se disuelve toda, decimos entonces que la disolución está saturada. Una
disolución saturada es aquella que está en equilibrio con el soluto no disuelto, y representa el límite de la
cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente.
Tipos de solutos:
• No electrolitos: se caracterizan porque sus disoluciones con conducen la electricidad. Se disuelven
como moléculas neutras que no pueden moverse en presencia de un campo eléctrico. (metanol).
• Electrolitos: las disoluciones acuosas de estas sustancias conducen la electricidad. En disolución
estos solutos se disocian en iones. (NaCl).
Los solutos no electrolitos son en general poco solubles, a excepción de los que pueden formar puentes de
hidrógeno (metanol, glucosa, FH, NH3). Los electrolitos son muy solubles debido a las interacciones
ión−dipolo.
En la solubilidad influyen la presión y la temperatura. En general, la solubilidad de un sólido en un líquido
aumenta con la temperatura. Esto se puede explicar recurriendo a factores entrópicos.
Un equilibrio dinámico tiende a oponerse a cualquier cambio en sus condiciones. Si el proceso de la
disolución es endotérmico, en este caso
, entonces un aumento de la temperatura implicará un aumento de la solubilidad. La mayoría de las
disoluciones de un sólido en un líquido son endotérmicas, porque es necesario romper la energía de red del
sólido para que este se disuelva.
Si el proceso es exotérmico entonces
, y un aumento de la temperatura conllevará una disminución de la solubilidad. La mayoría de las disoluciones
de gases en líquidos son exotérmicas. En general un aumento de la presión implica una mayor solubilidad de
un gas en un líquido.
La ley de Henry nos dice que la solubilidad es directamente proporcional a la presión parcial.
Propiedades coligativas de las disoluciones
Las propiedades de una disolución difieren mucho de las del disolvente puro. Las propiedades que dependen
fundamentalmente de la concentración de partículas de soluto, más que de su naturaleza se llaman
propiedades coligativas. Las más importantes son:
• Disminución de la presión de vapor.
• Presión osmótica.
• Aumento del punto de ebullición.
• Disminución del punto de congelación.
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Disminución de la presión de vapor:
La velocidad de las partículas de disolvente (agua) que abandonan la superficie del líquido se reduce en
presencia de un soluto no volátil. Las disoluciones acuosas concentradas de solutos no electrolitos (glucosa) se
evaporan más lentamente que el agua pura. Esto hace que se produzca una disminución en la presión de vapor,
que depende únicamente de la concentración del soluto y es independiente de su naturaleza. La relación entre
la presión de vapor del disolvente y la concentración se conoce como ley RALOUT.
Si a una sustancia A le añadimos un soluto no volátil B, la tendencia de las moléculas de B a abandonar la
disolución es mínima, en el vapor sólo habrá partículas de A. Se alcanzaría entonces un nuevo equilibrio con
un menor número de partículas, lo que se traduce en una disminución de la presión de vapor.
Aumento del punto de ebullición:
Como consecuencia de la reducción en la presión de vapor que se observa cuando se adiciona un soluto no
volátil a un disolvente, será necesario calentar a una temperatura más alta para conseguir que la presión de
vapor sea igual a 1 atmósfera. Esto supone que la temperatura de ebullición de la disolución será más alta.
Experimentalmente se ha comprobado que:
Te= Kb m
Disminución del punto de congelación:
Se observó que el agua de mar funde a menor temperatura que el agua pura. Esto se debe a la existencia de
sales. Experimentalmente se ha comprobado que:
Tf= Kf m
Existe un equilibrio dinámico entre las partículas que solidifican y las partículas que se licúan. Cuando se
añade un soluto este equilibrio dinámico se rompe ya que las moléculas del soluto congelan a menos
velocidad. Es necesaria una disminución de la temperatura para alcanzar un nuevo equilibrio.
Presión osmótica:
Muchas membranas permiten el paso de unas sustancias y se lo impiden a otras según su tamaño o su carga.
Estas membranas se llaman semipermeables. Experimentalmente se ha comprobado que si tenemos un tubo
conteniendo una disolución de proteínas, cerrado por uno de sus extremos con una membrana semipermeable,
y lo introducimos en un recipiente con agua, se producirá un trasvase de agua a la disolución de proteínas a
través de la membrana semipermeable, con el consiguiente aumento de volumen de la disolución del tubo. La
entrada de agua se mantiene, hasta que la presión que se genera haga que las velocidades de entrada y salida a
través de la membrana sean iguales.
El paso a través de una membrana osmótica se puede evitar aplicando una presión determinada a la
disolución. Esta presión se llama presión osmótica ().
=
RT
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Cuando aplicamos una presión superior a la presión osmótica el agua fluirá de la disolución más concentrada
a la más diluida. Así se realiza el proceso inverso a la ósmosis, proceso que se emplea en la desalinización del
agua de mar.
Propiedades coligativas de los electrolitos
En el caso de disoluciones de electrolitos las propiedades coligativas de los electrolitos son más importantes,
ya que hay un mayor número de partículas en disolución. Así por ejemplo, un mol de NaCl en disolución nos
da dos moles de iones (Na+, Cl−). Para tener este factor en cuenta lo que se hace es introducir el factor i.
i=
TERMODINÁMICA QUÍMICA
Definiciones
Antes de comenzar este tema debemos aclarar el significado de algunos conceptos básicos:
• Sistema: es la parte del universo que nos interesa a la hora de realizar un experimento.
• Entorno: es la parte del universo que no consideraremos a la hora de realizar un experimento, dicho
de otro modo, el complementario de sistema.
Podemos distinguir además tres tipos de sistemas según el modo en que intercambien energía con el entorno:
• Sistema abierto: realiza intercambios tanto de masa como de energía con el entorno.
• Sistema cerrado: únicamente se realizan intercambios de energía.
• Sistema aislado: no se realizan intercambios de ningún tipo.
También debemos recordar algunos conceptos acerca de los distintos tipos de energía:
• Energía cinética: determinada por el movimiento de las partículas.
• Energía potencial: determinada por la posición en el espacio de las partículas.
• Energía química: es la energía almacenada entre las unidades estructurales de la materia. La
energía se libera, transporta o almacena durante los procesos químicos.
• Energía térmica: determinada por el movimiento aleatorio de los átomos y moléculas. El calor es la
transferencia de energía entre dos cuerpos con distinta temperatura.
Todas las formas de energía son intercambiables, de forma que se cumpla la ley de conservación de la energía
(la energía total del universo permanece constante).
Cambios de energía:
El calor es la forma de energía más comúnmente absorbida ó liberada en las reacciones químicas. El estudio
de los cambios de calor en las reacciones químicas se llama termoquímica. Según esto podemos distinguir dos
situaciones:
• Si el sistema libera energía al entorno, decimos que estamos ante una reacción exotérmica.
• Si el sistema absorbe energía del entorno, decimos que estamos ante una reacción endotérmica.
Las ecuaciones químicas que además de las relaciones de masa indican las de calor se llaman ecuaciones
termoquímicas.
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Entalpía
La mayoría de los procesos físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante de la atmósfera.
En laboratorio las reacciones químicas tienen lugar en matraces abiertos, por lo que el proceso tiene lugar a
una presión aproximada de una atmósfera. Para expresar el calor absorbido ó liberado en un proceso se usa
una cantidad llamada entalpía. El cambio de entalpía para un proceso a presión constante, se define como el
calor liberado ó absorbido por el sistema en el proceso químico. La entalpía de reacción viene determinada
por la siguiente fórmula.
H= Hproductos− Hreactivos
Para un proceso exotérmico siempre H< 0.
Para un proceso endotérmico siempre H> 0.
Entalpía de formación:
La entalpía de formación de un compuesto es el cambio de calor expresado en kJ que ocurre cuando se
sintetiza un mol de ese compuesto a partir de sus elementos en condiciones de presión constante. Esta
cantidad puede variar según las condiciones experimentales por lo que en consecuencia se define la entalpía
estándar de formación, que es la variación de entalpía que tiene lugar cuando se sintetiza un mol de
compuesto a partir de sus elementos en condiciones estándar (1 atm, 25o C).
Una vez conocidas las entalpías de formación de cada elemento ya se puede conocer la entalpía de formación
del compuesto, siempre recordando que la entalpía de formación de los elementos en su estado halotrópico
más estable es igual a cero.
aA + bB ! cC + dD
H0reacción = [cH0fC + dH0fD] − [aH0fA + bH0fB]
H0r = nH0f productos − mH0f reactivos
Leyes de la termodinámica
Primera:
La variación de entalpía de un proceso es directamente proporcional a la cantidad de sustancia que se produce
en la reacción:
Hr =
Segunda:
La variación de entalpía de reacción de un proceso de formación de un compuesto, es igual a la variación de
entalpía de reacción en el proceso inverso (separación de un compuesto en sus elementos) cambiada de signo:
Hr = −Hr inversa
Tercera:
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La entalpía es una función de estado, es decir, la entalpía de cada sustancia depende de sus características y
estado físico, pero no de cómo se ha preparado.
Esto se resume en la ley de Hess: cuando los reactivos se transforman en productos, la variación de entalpía es
la misma, independientemente de que la reacción transcurra en un paso, ó bien en una serie de pasos. Por
tanto, la variación de entalpía de reacción es igual a la suma de las variaciones de entalpía de los pasos
individuales.
Al aplicar esta ley, muchas veces es necesario cambiar las ecuaciones químicas correspondientes a cada una
de las etapas del proceso, de modo que al sumarlas se eliminan todas las especies excepto los reactivos y los
productos. Para lograr esto, a menudo es necesario multiplicar las ecuaciones por los coeficientes adecuados.
La entalpía de formación de muchos elementos se han calculado experimentalmente y están tabuladas, estos
datos nos permiten obtener la entalpía de cualquier reacción.
Calorimetría
Antes de entrar de lleno en este apartado definamos dos conceptos básicos:
• Capacidad calorífica (C): es la cantidad de calor necesaria para aumentar 1o C la temperatura de una
cantidad determinada de una sustancia.
• Cantidad de calor (Q): Q= C T
La capacidad calorífica es una propiedad extensiva, dependiente de la cantidad de masa. Por ello es más
práctico definir una capacidad calorífica específica ó calor específico (ce). El calor específico es la cantidad
de calor necesaria para aumentar 1o C la temperatura de un gramo de una sustancia.
Con el nuevo concepto de calor específico podemos replantear la ecuación de la cantidad de calor:
Q= m ce T con T= Tfinal − Tinicial
También podemos definir otro tipo de capacidad calorífica particular, la capacidad calorífica molar (cp), que
es la cantidad de calor necesaria para aumentar la 1o C la temperatura de un mol de una sustancia.
La cantidad de calor que se libera ó absorbe en un proceso a presión constante se mide con un calorímetro.
Cuando se introducen los reactivos, el calor que se absorbe ó libera en la reacción hace que la temperatura del
agua varíe. Como conocemos T podemos conocer el calor.
H= −Q
Si en la reacción aumenta la temperatura entonces T> 0, y consecuentemente Q> 0 y H< 0, lo que coincide
con un proceso exotérmico.
Si en la reacción disminuye la temperatura entonces T< 0, y consecuentemente Q< 0 y H> 0, lo que
coincide con un proceso endotérmico.
aA + bB
cC + dD
aA + bB
20
cC + dD
H1 = H' + H2 + H
H2 = H1 − H' − H #
H' = acpA (T2 − T1) + bcpB (T2 − T1)
H' = (acpA + bcpB) (T2 − T1) = cprt (T2 − T1)
H = ccpC (T1 − T2) + dcpD (T1 − T2)
H = (ccpC + dcpD) (T1 − T2) = cppt (T1 − T2)
# cprt (T2 − T1) − cppt (T1 − T2) =
= H1 + cppt (T1 − T2) − cprt (T2 − T1)
H2 = H1 + (cppt − cprt) (T2 − T1)
H2 = H1 + cp(T2 − T1)
Entalpía de los cambios de fase:
Cuando se produce un cambio de fase se absorbe ó emite calor, lo que se detecta por un cambio en la
temperatura. Así, si suministramos 10 kJ de calor a 100 gr de agua la entalpía del agua aumenta en 10 kJ, lo
que se traduce en un aumento de la temperatura del agua. Para calcular la variación de la temperatura
empleamos la ya conocida fórmula:
Q = m ce T
Si seguimos suministrando calor la temperatura sigue aumentando hasta el momento en que el agua comienza
a hervir. Cuando se alcanza la temperatura de ebullición del agua el calor suministrado no hace que aumente
la temperatura, sino que se emplea en vencer las fuerzas intermoleculares del agua líquida para transformarla
en vapor. Cuando toda el agua líquida se ha transformado en vapor, si seguimos suministrando calor el agua
vuelve a aumentar de temperatura.
Podemos representar en un diagrama la cantidad de calor suministrado frente a la temperatura obteniéndose
las llamadas curvas de calentamiento.
Las pendientes de las rectas que indican los cambios de temperatura no tienen porque ser iguales, pues
dependen de cp, que es característico de cada estado.
Termoquímica
La termoquímica es una parte de la Termodinámica que estudia las interconversiones del calor y otras formas
de energía. En termodinámica se habla del estado de un sistema, que se refiere a los valores de todas las
propiedades macroscópicas pertinentes (composición, E, P, V y T).
Las propiedades P, V y T se denominan funciones de estado. Son las propiedades del sistema con un valor
definido para cada estado independientemente de cómo se haya llegado a ese estado.
21
Espontaneidad de reacción:
Entendemos por reacción espontánea todo aquel proceso que en condiciones estándar se desarrolla de modo
natural sin intervención alguna por nuestra parte, es decir, sin que lo facilitemos en modo alguno ni
suministrándole energía.
Para saber si una reacción es espontánea debemos introducir el concepto de entropía (S, se mide en J/oC ó
J/mol oC).
La entropía está directamente relacionada con el desorden. Un aumento de entropía implica un aumento del
desorden. Para saber si una reacción es espontánea habrá que calcular su variación de entropía:
S = Sp − Sr
El segundo principio de la termodinámica nos dice que toda reacción espontánea se acompaña de un aumento
de la entropía. Todo cambio estontáneo va acompañado de un desorden global. Dado que podemos considerar
al universo como un conjunto de sistemas y de entornos deducimos que:
SUniverso = SSistemas − Sentornos
Cuando SU> 0 el proceso será espontáneo.
Cuando SU= 0 el sistema está en equilibrio.
Cuando SU< 0 el proceso no es espontáneo.
Entropía estándar de elementos, iones y compuestos:
Los valores de entropía se han calculado y están tabulados para unas condiciones de presión de 1 atm y
temperatura de 25o C. En estas condiciones hablamos de entropía estándar (So).
La So de los elementos es siempre positiva, a diferencia de la Hf que es siempre negativa.
La S en un proceso se puede calcular empleando una expresión análoga a la Ley de Hess:
aA + bB ! cC + dD
So = (cSCo + dSDo) − (aSAo + bSBo)
So = nSpo − mSro
Para cualquier sustancia la entropía cuando se encuentra en estado sólido es menor que cuando se encuentra
en estado líquido, y mucho mayor cuando se encuentra en estado gaseoso, debido al desorden de sus
partículas.
Según el segundo principio de la termodinámica la entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y
se mantiene constante para un proceso en equilibrio.
Cuando en un sistema ocurre un proceso exotérmico el calor emitido por el sistema es absorbido por el
entorno, lo que implica un aumento en el movimiento de las moléculas del entorno, lo que implica un
aumento del desorden y consecuentemente un aumento de la entropía del entorno. En el caso de que el
proceso que se da en el sistema sea endotérmico el sistema absorbe calor del entorno, lo que implica una
22
disminución en el movimiento de las moléculas del entorno, lo que implica una disminución del desorden y
consecuentemente una disminución de la entropía del entorno. Deducimos entonces:
SEntorno −HSistema
Se ha comprobado que la temperatura influye en los procesos. Si la temperatura del entorno es muy alta los
movimientos moleculares de las moléculas del entorno son muy energéticos, y un proceso exotérmico en el
sistema no afectará mucho al desorden del entorno. Pero si la temperatura del entorno es baja la adición de
calor producido en un proceso exotérmico en el sistema producirá un aumento importante de los movimientos
moleculares, y consecuentemente un aumento de la entropía del entorno.
SU = SS + SE ! SU = SS − HS/T > 0 espontánea
SE − HS
SE = −HS/T
SE 1/T
TSU = TSS − HS > 0
−TSU = −TSS + HS < 0
−TSU " Energía libre de Gibbs (G)
Para un proceso que transcurre a temperatura constante si:
−TS " G ! G = HS − TSS
Y así, según los valores de G deducimos que:
Si G< 0 el proceso es espontáneo.
Si G= 0 es sistema se encuentra en equilibrio.
Si G> 0 el proceso no será espontáneo.
Si las reacciones se realizan en condiciones estándar G se denomina cambio estándar de energía libre
(Go).
Como condiciones estándar entendemos las siguientes:
Para disoluciones la concentración estándar será 1 M.
En el caso de los gases, la presión estándar será 1 atm.
En el caso de líquidos y sólidos, se cumplirán las condiciones estándar cuando estos líquidos y sólidos se
encuentren en estado puro.
Un elemento se dirá que está en condiciones estándar cuando se presenta en su forma halotrópica más estable,
a presión de 1 atm y temperatura de 25o C. En esta situación la Gfo= 0.
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Para calcular Go en las condiciones estándar empleamos la siguiente expresión:
Go = nGfPo − mGfRo
Predicción de la espontaneidad de reacción:
G = H − TS con G< 0
• H> 0, S> 0 ! TS> H ! T!
• H> 0, S< 0 ! G> 0, independiente de T
• H< 0, S< 0 ! H> TS ! T!
• H< 0, S> 0 ! G< 0, independiente de T
EQUILIBRIO QUÍMICO
El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Cuando una
reacción alcanza el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes. El
equilibrio es un estado dinámico en el que se mantienen iguales las velocidades de dos reacciones opuestas.
Cuando el CaCO3 se descompone en CaO y CO2 la reacción suele producirse completamente, siempre y
cuando la reacción tenga lugar en un recipiente abierto. Pero si la misma reacción se produce en un recipiente
cerrado pueden llegar a alcanzarse presiones elevadas de CO2, que hacen posible la reacción opuesta,
alcanzándose un equilibrio químico.
Cuando en un recipiente cerrado tenemos agua líquida y gaseosa puede alcanzarse una situación de equilibrio.
A este equilibrio de dos fases de una misma sustancia se le denomina equilibrio físico, ya que los cambios que
ocurren en el proceso son de naturaleza física.
Todas las transformaciones químicas tienden a alcanzar espontáneamente el estado de equilibrio, pues es el
estado de mayor estabilidad termodinámica.
Consideremos la reacción de formación de un éster. Si preparamos varias mezclas con distintas
composiciones iniciales a la misma temperatura y dejamos que alcancen el equilibrio, al analizar la
composición de las mezclas encontramos que las proporciones en el equilibrio entre productos y reactivos son
constantes.
Para cualquier reacción reversible se cumple que en el estado de equilibrio las concentraciones de reactivos y
productos están relacionadas por una constante característica de cada reacción particular a una temperatura
dada.
En general:
aA + bB ! cC + dD
Las concentraciones siempre se representan en términos de mol por litro. Por convenio se considera que la
concentración de soluto permanece constante, por lo que no se toma en consideración. Tampoco se considera
la concentración del disolvente, por ser ésta mucho mayor que la concentración de los productos.
Para los gases es posible hablar de una constante de equilibrio expresada en función de las presiones parciales,
en lugar de en función de las concentraciones, ya que ambos términos están relacionados.
Para cualquier reacción se puede conocer en cualquier momento la relación entre productos y reactivos,
24
también llamada cociente de reacción.
aA + bB ! cC + dD
Si Q= K ! el sistema está en equilibrio.
Si Q> K ! la relación entre productos y reactivos es mayor que K, por tanto la concentración de productos es
mayor en el estado de equilibrio y la reacción avanzará hacia la izquierda.
Si Q< K ! la relación entre productos y reactivos es menor que K, por tanto la concentración de productos es
menor en el estado de equilibrio y la reacción avanzará hacia la derecha.
El principio de Le Chatelier
Si un sistema está en equilibrio y se ve sometido a una perturbación que modifique cualquiera de los factores
que afectan a este equilibrio, el sistema evolucionará de manera que disminuya el efecto de la perturbación y
se alcance un nuevo equilibrio.
Los tres tipos de perturbaciones más importantes son las siguientes:
Cambios en la concentración:
Cambios en la temperatura:
Los cambios de concentración, presión y volumen pueden afectar a la posición de equilibrio, pero no cambian
el valor de la constante de equilibrio. Sin embargo los cambios de temperatura si pueden modificar la
constante de equilibrio.
Cuando en un sistema en equilibrio se aumenta la temperatura se favorecen los procesos endotérmicos,
mientras que una disminución de la temperatura favorecerá los procesos exotérmicos.
Cambios en la presión:
Un cambio de presión no afecta a los sistemas en fase condensada, pero sí a los sistemas gaseosos.
Relación entre K y la energía libre
Una reacción espontánea es aquella en la que Go< 0. Cuando se cumplen estas condiciones es sistema
evoluciona espontáneamente en el sentido en que se escribe la reacción. La reacción puede transcurrir
completamente, aunque lo habitual es que tenga lugar sólo hasta que se alcance una situación de equilibrio
químico en el que Go= 0.
Cuando se inicia una reacción en condiciones distintas a las estándar se cumple que:
G = Go + R T lnK
R= 1'98 cal/mol k ó R= 8'3 J/mol k
Relación entre K y la temperatura
CINÉTICA QUÍMICA
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La parte de la química que estudia la velocidad o rapidez con que transcurren las reacciones químicas es la
cinética química, y se refiere a la variación de las concentraciones de reactivos y productos con el tiempo.
Normalmente la velocidad de una reacción se expresa como la velocidad de desaparición de un reactivo. Se
define entonces la velocidad promedio de una reacción como la variación en la concentración de reactivos ó
productos en un intervalo de tiempo dado.
A!B
La velocidad promedio no es una magnitud constante y en consecuencia no se emplea. La magnitud más
utilizada es la velocidad instantánea, que es la velocidad en un instante dado. Para calcularla es necesario
disminuir el intervalo de tiempo a valores muy pequeños.
Dependencia de la velocidad de reacción con la concentración de reactivos
El perfil general de la variación de la concentración de un reactivo o un producto con el tiempo es el siguiente:
El perfil general de la reacción es tal que con el tiempo no sólo disminuye la concentración de reactivo, sino
que además disminuye la velocidad de cambio de esta concentración. Por ejemplo en la reacción:
2N2O5(g) ! 4NO2(g) + O2(g)
Experimentalmente se ha demostrado que la velocidad depende solamente de la concentración de reactivos:
k no depende de la concentración de reactivos y productos, sólo depende de la naturaleza de la reacción y de
la temperatura.
A las expresiones en las que se relacionan velocidades de reacción con la concentración se las denomina leyes
de velocidad. En general:
aA + bB ! cC + dD
x e y pueden ser números tanto enteros como fraccionarios, y no tienen por que coincidir con los coeficientes
estequiométricos. Se denominan órdenes de reacción con respecto a A y a B. El orden total de una reacción es
igual a x+y, y se calculan siempre experimentalmente.
Para determinar experimentalmente el orden de una reacción que implica sólo un reactivo la ley de velocidad
se puede calcular midiendo la velocidad de la reacción en función de la concentración del reactivo. Así, por
ejemplo, si la velocidad se duplica cuando se duplica la concentración de reactivo entonces el orden de la
reacción será uno. Si la velocidad se cuadriplica cuando la concentración se duplica la reacción será de orden
dos.
Para una reacción que requiere más de un reactivo se puede hallar la ley de velocidad midiendo la
dependencia de la velocidad respecto a la concentración de cada reactivo de manera independiente.
Si se fijan las concentraciones de todos los reactivos menos uno, y se registra la variación d3 velocidad como
función de la concentración de ese reactivo, la dependencia que se observa nos da el orden de reacción de ese
reactivo en particular.
Reacciones de primer orden:
Son aquellas en las que la velocidad depende de la concentración de reactivo elevado a la primera potencia:
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Reacciones de orden dos:
Son aquellas cuya velocidad depende de la concentración de uno de los reactivos elevado al cuadrado, ó bien
de la concentración de dos reactivos distintos elevados cada uno de ellos a la primera potencia.
Reacciones de orden cero:
La velocidad de una reacción depende de la temperatura a la que tiene lugar. Así, un aumento de 10 k implica
una duplicación en la velocidad de la reacción. Por otra parte una disminución de la temperatura una
disminución de la velocidad. Es por esto por lo que para disminuir la velocidad de la descomposición
bacteriana de los alimentos éstos se congelan a temperaturas inferiores a 0.
La dependencia de la velocidad con la temperatura se explica con la teoría de colisiones, que se basa
fundamentalmente en postular que las reacciones químicas ocurren como el resultado de las colisiones entre
las moléculas reaccionantes. En un sistema formado por los reaccionantes A y B es lógico pensar que para que
la reacción se produzca las moléculas de Ay B han de chocar entre sí. Sin embargo, no todos los choques son
efectivos, si así fuera la reacción tendría lugar de forma instantánea. Para que la reacción tenga lugar es
necesario superar una barrera energética mínima. Esta barrera energética se conoce como energía de
activación.
Las moléculas reaccionantes deben tener una energía cinética total igual a cero ó superior a la energía de
activación, que es la cantidad mínima de energía necesaria para que se produzca la reacción química.
En 1889 Arrhenius mostró que la constante de velocidad está relacionada con la temperatura mediante la
siguiente expresión que lleva su nombre:
Mecanismos de reacción
Una ecuación química ajustada no nos dice como se lleva a cabo exactamente la reacción. Nos indica cuales
son los componentes iniciales y finales, pero no si existen componentes intermedios de reacción. En muchos
casos la ecuación química es la suma de una serie de reacciones sencillas llamadas etapas elementales. La
secuencia de etapas elementales que lleva a la formación de un producto final se llama mecanismo de
reacción. Así, en la reacción:
2NO(g) + O2(g) ! 2NO2(g)
Experimentalmente se ha demostrado que la molécula de NO2 no se forma como resultado de la colisión entre
las moléculas de NO y O2. Ha sido constatada la presencia de N2O2 en el transcurso de la reacción. Lo que se
supone es que el proceso tiene lugar por un mecanismo en etapas del modo siguiente:
1) 2NO ! N2O2
2) N2O2 + O2 ! 2NO2
2NO + O2 ! 2NO2
Procesos ó etapas elementales:
Se clasifican según el número de moléculas que intervienen:
• Unimoleculares: O3 ! O2 + O
• Bimoleculares: NO + O3 ! NO2 + O2
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• Trimoleculares: O + O2 + N2 ! O3 + N2
Definimos la molecularidad como el número de especies que intervienen en un proceso elemental.
El conocimiento de las etapas elementales en un proceso es muy importante porque nos permite deducir la ley
de velocidad. El orden de reacción de un proceso elemental se puede deducir a partir de su estequiometría.
En los procesos elementales el orden de reacción y la molecularidad coinciden.
Dado un proceso elemental:
Mecanismos y leyes de velocidad:
Dada la reacción:
3A + 2B ! C + D
Se postula que ocurre por el siguiente mecanismo de reacción:
A + B ! E + F k1
A + E ! G k2
A + F ! H k3
B + G + H ! C + D k4
3A + 2B ! C + D
Suponemos que el primer proceso es el más lento. La velocidad de reacción global será igual a la velocidad de
este proceso más lento, por eso a esta etapa se la denomina etapa limitante.
Veamos un ejemplo. En la reacción:
2NO2 + F2 ! 2NO2F
Reacciones en cadena:
La reacción anterior es un ejemplo de una reacción en cadena. Estas reacciones se caracterizan porque en
ellas, cantidades muy pequeñas de especies muy reactivas dan lugar mediante una serie de reacciones a los
productos. Normalmente constan de una etapa de iniciación, una o varias etapas de propagación y una o más
etapas de terminación:
Energía de activación
Es la cantidad mínima de energía necesaria para que se produzca la reacción química. Si suponemos la
reacción:
CO(g) + NO(g) ! CO2(g) + NO(g)
v = k [CO] [NO2]
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Según esto la reacción se produce por la colisión entre las moléculas de CO y NO2. Según nos dice la teoría
cinética de los gases, una molécula choca con 109 moléculas cada segundo. Si todos los choques condujeran a
la reacción, ésta sería instantánea, y esto, obviamente no es así.
Para que se produzca la reacción los enlaces entre las moléculas de los reactivos deben debilitarse hasta
romperse, para sí poder generar nuevos enlaces que den lugar a los productos.
Por lo tanto es necesario que la energía cinética de las moléculas al colisionar sea significativamente alta, para
que el proceso tenga lugar. Este mínimo de energía es el que se llama energía de activación, caracterizada por
ser una magnitud independiente de la temperatura y la concentración, aunque sí es dependiente de la
naturaleza de la reacción.
Catálisis y cinética enzimática
La velocidad de las reacciones se puede acelerar empleando un catalizador. Un catalizador es una sustancia
que participa en una reacción, haciendo que aumente su velocidad sin consumirse, y que generalmente se usa
en cantidades muy pequeñas. El modo en que actúa un catalizador es haciendo que la reacción transcurra por
un mecanismo alternativo que implique una menor energía de activación.
Se pueden considerar distintos tipos de catálisis:
• Catálisis heterogénea: en este tipo de catálisis los reactivos, los productos y el catalizador están en
distintas fases. Normalmente el catalizador se encuentra en estado sólido, mientras que los reactivos y los
productos son gaseosos ó se encuentran en disolución. Es el tipo de catálisis que más se usa en la industria.
• Catálisis homogénea: los reactivos, los productos y el catalizador están en la misma fase.
• Catálisis enzimática: Las enzimas son proteínas que actúan como catalizadores biológicos. Todas las
reacciones químicas que tienen lugar en los seres vivos son catalizadas por enzimas. Se ha calculado que
una célula viva contiene alrededor de 3000 enzimas distintas, cada una de las cuales cataliza un único
proceso, son pues altamente específicas. En este tipo de catálisis los reactivos reciben el nombre de
sustrato. El perfil general de las reacciones químicas orgánicas tiene una única etapa. Las enzimas cambian
el mecanismo de reacción para que ésta tenga lugar en dos etapas. En la primera etapa la enzima se une al
sustrato para generar el complejo ES. Se trata de una reacción reversible y muy rápida. En la segunda etapa
se forma el producto y se regenera la enzima libre, siendo esta una reacción lenta e irreversible.
Las enzimas son moléculas muy grandes (mucho mayores que el sustrato), que poseen uno o varios centros
activos. El centro activo es el lugar en donde se une el sustrato a la enzima. El resto de la molécula mantiene
su estructura tridimensional. Una de las teorías que explican el modo de actuación de las enzimas supone que
el centro activo de la enzima tiene una estructura igual a una cerradura, mientras que la molécula de sustrato
tiene justamente la estructura complementaria a modo de llave.
ÁCIDOS Y BASES
Propiedades generales
Los ácidos se caracterizan por tener un sabor agrio, tienen además la propiedad de teñir algunos pigmentos
vegetales como el papel de tornasol. Reaccionan con los metales produciendo hidrógeno:
2HCl + Mg ! MgCl2 + H2
También reaccionan con los carbonatos, produciendo en este caso CO2:
HCl + CaCO3 ! CaCl2 + CO2 + H2O
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En disolución acuosa los ácidos pueden conducir la corriente eléctrica.
Las bases tienen sabor amargo, al tacto tienen una textura jabonosa. Al igual que los ácidos también pueden
teñir pigmentos vegetales, y en disolución acuosa conducen la electricidad.
Las definiciones de ácido
Arrhenius definió un ácido como una sustancia que en disolución acuosa se ioniza liberando H+, mientras
que una base sería una sustancia que en disolución acuosa se ionizaría liberando OH−.
Debido a que hay un gran número de reacciones de ácidos y bases que no tienen lugar en disoluciones acuosas
se hizo necesaria una nueva definición.
Bronsted y Lowry en 1923 definieron los ácidos como sustancias capaces de ceder H+, y las bases como
sustancias aceptoras de estos H+.
Según esta definición para que exista un ácido debe existir también una base.
Se define par conjugado ácido−base como un ácido y su base conjugada, o bien una base y su ácido
conjugado.
CH3COOH + H2O ! CH3OO−O− + H3O+
NH3 + H2O ! NH4+ + HO−
HCl + H2O ! H3O+ + Cl−
Lewis en 1932 definió un ácido como un compuesto aceptor de pares de electrones y una base como un
compuesto que cede pares de electrones. Todos los compuestos que son ácidos y bases según la teoría de
Bronsted y Lowry también lo son según Lewis.
HCl + H2O ! Cl− + H3O+
Fuerza de ácidos y bases
Escala de pH:
Normalmente las disoluciones de los ácidos son muy diluidas, y esto unido a que la constante de acidez es
muy pequeña hace que las concentraciones de H+ sean muy bajas. Para evitar trabajar con números tan
pequeños Sorensen en 1909 propuso un nuevo tipo de medida al que llamó pH, que es el logaritmo negativo
de la concentración de H+ expresada en términos de moles/litro.
pH = −log[H3O+]
El agua es un disolvente universal porque puede actuar tanto como ácido como base. Así, actuaría como base
en reacciones con ácidos (HCl), y como ácido en reacciones con bases (NH3). De hecho el agua en pequeñas
proporciones sufre ionización, es decir:
H2O + H2O H3O+ + HO−
Ka [H2O]2 = Kw = [H3O+][HO−]
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En agua pura a 25o C la concentración de H+ es:
[H3O+] = [HO−] = 10−7
Entonces Kw = 10−14, con lo que:
[H3O+] = 10−7 ! pH= 7
[H3O+] > 10−7 ! pH< 7
[H3O+] < 10−7 ! pH> 7
Constante de ionización
Hidrólisis
La hidrólisis es el equilibrio de ionización ácido−base de un ion derivado de una sal. Las sales son
compuestos ionicos producto de la reacción entre un ácido y una base. Las sales son compuestos que en
disolución acuosa se ionizan completamente.
Los iones pueden comportarse a veces como ácidos o bases débiles cuando están en disolución acuosa, dando
lugar a un equilibrio de ionización que llamamos hidrólisis.
Los iones resultantes de la ionización de un ácido y una base fuertes no se comportan ni como ácidos ni como
bases cuando se encuentran en disolución acuosa.
AH + BOH ! AB + H2O
AB + H2O ! A−(ac) + B+(ac)
Cuando la sal procede de un ácido fuerte y una base débil, ó bien de un ácido débil y una base fuerte, nos
encontraremos con dos posibilidades:
Soluciones reguladoras
Una solución reguladora es una disolución que contiene un ácido débil y de una sal de su base conjugada:
AcOH / AcONa
O bien contiene una base débil y una sal de su ácido conjugado:
NH3 / NH4Cl
y que tienden a mantener el pH constante incluso si se añaden a la disolución pequeñas cantidades de ácidos ó
bases fuertes.
Indicadores ácido−base
Para tener una idea aproximada del pH de una disolución se puede usar un indicador, que es una sustancia que
cambia de color según el pH. Son ácidos ó bases débiles cuyas formas conjugadas presentan distinto color
(rojo de fenol, fenolftaleína...).
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Los estudios cuantitativos de las reacciones ácido−base se llevan a cabo mediante un proceso llamado
valoración. Este método se usa para determinar la concentración de una disolución de ácido o de base
mediante reacciones con otra disolución de concentración conocida. Para determinar la concentración de un
ácido se usa una base de concentración conocida, mientras que para determinar la concentración de una base
se usa un ácido de concentración conocida.
AH + BOH AB + H2O
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