Contaminacion en Lagos y Rios

Introducción

El agua de mar tiene una salinidad relativamente constante; pero las aguas de ríos y lagos tienen composiciones variables. Esto es posible ya que tanto unos como otros a menudo contienen agua que ha estado en contacto con varias formaciones geológicas. Este liquido a grandes o cortas distancias sobre la tierra, pudo haber disuelto minerales y substancias de vida vegetal en descomposición a lo largo de su recorrido y, además, pueden contener materiales descargados por los seres humanos.
Existen lagos que se saben que son salados, ya que han acumulado grandes cantidades de sales minerales disueltas. Exceptuando las aguas de los lagos salados, las aguas naturales de lagos y ríos no son saladas y se conocen con el nombre de agua dulce. Por supuesto, este tipo de agua por lo común no es ni dulce ni pura, sino que es una solución de iones y moléculas disueltas. Los iones positivos más comunes en este tipo de agua son el ion de calcio, Ca²+, el ion de magnesio, Mg²+ y ion de sodio, Na+. Los iones negativos mas comunes incluyen al ion carbonato de hidrogeno (bicarbonato), HCO- y al ion sulfato, SO²-. Existen muchas otras sustancias presentes en el agua de lagos y ríos.
Puesto que el agua superficial, junto con el agua de pozos, sirve para uso de consumo públicos, se han establecido normas químicas para el agua potable.
Estas normas, junto con los reglamentos bacteriológicos, sirven como guía para mantener la seguridad en función de la salud, el color, el aspecto, el sabor y el olor del agua potable.




¿Qué es la contaminación del agua?

Incorporación al agua de materias extrañas, como microorganismos, productos químicos, residuos industriales y de otros tipos, o aguas residuales. Éstas materias deterioran la calidad del agua y la hacen inútil para los usos pretendidos.













¿Por qué se contamina el agua?

El agua se contamina por culpa de la actividad humana, ya que el hombre se multiplica y necesita cada vez más comida, más agua, vestimenta, transporte, remedios, entretenimientos. La carga sobre la biosfera, va aumentando y se producen:

1. Emisión de gases tóxicos














2. Contaminación por pesticidas, metales, desechos cloacales

















3. Accidentes, como los derrames de petróleo















4. Descarga de desechos químicos y material radiactivo











5. Descenso de las mapas de agua dulce y zonas más profundas





¿Cómo se contaminan los lagos y ríos?

Toda el agua pura procede de la lluvia, a veces antes de llegar al suelo recibe su primera carga contaminante, que se disuelven sustancias, como óxidos de azufre y de nitrógeno que la convierten en lluvia ácida. Una vez en el suelo, el agua discurre por la superficie e infiltra hacia capas subterráneas. Es el agua de escorrentía, que en las capas y las granjas se carga de pesticidas del exceso de nutrientes y en las ciudades arrastra productos como aceite de agua, metales pesados y nafta. La contaminación puntual es la que procede de fuentes localizadas es controlable mediante plantas depuradoras. Pero ninguna medida de control sería efectiva si no va acompañada de disposiciones destinadas a reducir los residuos y reciclar todo lo que se puede, por que las aguas de infiltración que atraviesan los vertederos urbanos e industriales contaminan los acuíferos que suministran agua potable a millones de personas.
















Agentes contaminantes:
Los principales contaminantes de los lagos y ríos son los siguientes:
1. Aguas residuales y otros residuos que demandan oxígeno (en su mayor parte materia orgánica, cuya descomposición produce la desoxigenación del agua).














2. Agentes infecciosos (cólera, disentería) causan trastornos gastrointestinales.










3. Nutrientes vegetales que pueden estimular al crecimiento de las plantas acuáticas. Éstas, a su vez, interfieren con los usos a los que se destina el agua y, al descomponerse, agotan el oxígeno disuelto y producen olores desagradables.










4. Productos químicos, incluyendo los pesticidas, diversos productos industriales, las sustancias tensioactivas contenidas en los detergentes, jabones y los productos de la descomposición de otros compuestos orgánicos.










El problema con los jabones (detergentes) es que, cuando se usan en agua dura que contiene iones calcio y magnesio, se pueden formar natas que eliminas al jabón:
RCOO + Ca² o Mg² (RCOO) Ca o (RCOO) Mg
Los jabones no actúan bien en agua dura y cuando se usan con esta, dejan natas en los artículos que se lavan.
Se pueden sintetizar otros compuestos orgánicos a partir de compuestos químicos del petróleo, que tienen acción detergente. Estos compuestos se denominan sindets (detergentes sintéticos) o simplemente detergentes. LA mayoría de los sindets son compuestos de sodio del sulfonato de benceno substituido, denominados sulfatos lineales de alquilo (LAS).
Los detergentes también contienen pequeñas cantidades de perfumes, blanqueadores y abrillantadores ópticos. Estos últimos son tinturas que le dan a la ropa un aspecto de limpieza, y el principal aditivo de mucho detergentes es el tripolifosfato de sodio, Na P O . Tal compuesto es lo que se llama fosfato de los detergentes.
1. Minerales inorgánicos y compuestos químicos.

2. Sedimentos formados por partículas del suelo y minerales arrastrados por las tormentas y escorrentías desde las tierras de cultivo, los suelos sin protección, las explotaciones mineras, las carreteras y los derribos urbanos.

3. Sustancias radiactivas procedentes de los residuos producidos por la minería y el refinado del urano y el torio, las centrales nucleares y el uso industrial, médico y científico de materiales radiactivos.

4. El calor también puede ser considerado un contaminante cuando el vertido de agua empleada para la refrigeración de las fábricas y las centrales energéticas hace subir la temperatura del agua de la que se abastecen.

5. El mercurio, un metal líquido muy tóxico, se acumula en el fitoplancton. En él las concentraciones son mil veces mayores que en el agua. Los peces pequeños lo concentran aún más, y en el pez grande puede llegar a límites peligrosos para la salud humana.

6. Contaminación cloacal: una contaminación habitual es la que se produce por bacterias fecales. Eso se debe a que muchas ciudades vuelcan sus líquidos cloacales sin purificar, o con purificación deficiente, a los ríos y al mar. Algunas ciudades no tienen plantas depuradoras; otras las tienen demasiado pequeñas o fuera de funcionamiento. Algunas veces aparecen restos cloacales en las playas. Este problema puede surgir por fallas en los sistemas de bombeo.

7. Plástico: son materiales estables, útiles y baratos. Habitualmente se usan una vez y se tiran. Son estables o se degradan muy lentamente. Se calcula que muchos de los plásticos pueden durar cientos de años. Son trampas mortales para la fauna marina. Al tragar el plástico, muchos animales ya no pueden bucear normalmente y se mueren de hambre.

8. Las represas: El parásito transmisor de la esquistosomiasis se puede desarrollar en la vegetación de aguas calmas. Según la Organización Mundial de la Salud (OMS), existen seiscientos millones de personas que corren peligro de contraer el “mal de las represas” o esquistosomiasis. Es la gente de setenta y cuatro países tropicales y subtropicales de Asia, África, América latina y el Caribe que vive en malas condiciones sanitarias. En la cuenca del río Paraná, en la década del cincuenta, la llamada “era de construcción de las represas” produjo un gran aumento de esta enfermedad. Los portadores del parásito trabajaron en la construcción de las mismas.

Consecuencias de la contaminación de los lagos y ríos
Los efectos de la contaminación de los lagos y ríos incluyen los que afectan a la salud humana. La presencia de nitratos (sales del ácido nítrico) en el agua potable puede producir una enfermedad infantil que en ocasiones es mortal. El presente en los fertilizantes derivados del cieno o lodo puede ser absorbido por las cosechas, de ser ingerida en cantidad suficiente, el metal puede producir un trastorno diarreico agudo, así como lesiones en el hígado y los riñones.
Hace tiempo que se conoce o se sospecha de la peligrosidad de sustancias inorgánicas, como el mercurio, el arsénico y el plano.
Los lagos son especialmente vulnerables a la contaminación. Hay un problema, la eutrofización, que se produce cuando el agua se enriquece de modo artificial con nutrientes, lo que produce un crecimiento anormal de las plantas. Los fertilizantes químicos arrastrados por el agua de los campos de cultivo pueden ser los responsables. El proceso de eutrofización puede ocasionar problemas estéticos, como mal sabor y olor, y un acumulamiento de algas o verdín desagradable a la vista así como un crecimiento denso de las plantas con raíces, el agotamiento del oxígeno en las aguas más profundas y la acumulación de sedimentos en el fondo de los lagos, así como otros cambios químicos, tales como la precipitación del carbonato de calcio en las aguas duras, otro problema cada vez más preocupante es la lluvia ácida que ha dejado muchos lagos del Norte y del Este de Europa y del Noroeste de Norteamérica totalmente de provistos de vida.
¿Qué efectos provoca la contaminación de los ríos o lagos?
Debido a su escasa entrada y salida de agua, los lagos sufren graves problemas de contaminación.
Los ríos, por su capacidad de arrastre y el movimiento de las aguas, son capaces de soportar mayor cantidad de contaminantes. Sin embargo, la presencia de tantos residuos domésticos, fertilizantes, pesticidas y desechos industriales altera la flora y fauna acuáticas. En las aguas no contaminadas existe cierto equilibrio entre los animales y los vegetales, que se rompe por la presencia de materiales extraños. Así, algunas especies desaparecen mientras que otras se reproducen en exceso. Además, las aguas adquieren una apariencia y olor desagradables. Los ríos constituyen la principal fuente de abastecimiento de agua potable de las poblaciones humanas. Su contaminación limita la disponibilidad de este recurso imprescindible para la vida.



¿Cómo se puede cuidar el agua?




















Una manera de reducir la contaminación, consiste en depurar los desechos, tanto industriales como cloacales, antes de arrojarlos a los ríos, a fin de eliminar las sustancias tóxicas.
Para tratar las aguas residuales, se empleas microorganismos capaces de destruir contaminantes.
Las industrias deben utilizar tecnologías que les permitan reciclar el agua y disminuir el consumo. También es necesario evitar el uso de fertilizantes y plaguicidas químicos e impedir el desperdicio de aguas destinadas al riego, mediante técnicas adecuadas.




¿Es posible descontaminar?
Los efectos de la contaminación en algunos casos se pueden aliviar, pero es costoso y requiere tiempo. Muchas veces no hay oportunidad de solucionar los problemas, ya que el medio ambiente se deteriora de una manera irreversible.












La ayuda de los invisibles
Algunos contaminantes se descomponen debido a procesos químicos y biológicos que se efectúan en el agua, y se conocen como contaminantes degradables o biodegradables. La degradación se refiere a la separación en sustancias más simples; casi todos los contaminantes orgánicos son degradables.
La descomposición de materiales orgánicos en el agua se produce sobre todo por la acción de bacterias y otros organismos presentes en ella. Las bacterias utilizan los compuestos orgánicos como alimento y los usan como fuentes de energía para los procesos de oxidación biológica. En esta descomposición bacteriana se consume el oxigeno disuelto y se produce bióxido de carbono, agua y varios iones no degradables. A continuación se exponen algunas reacciones reacciones generales que indican la descomposicion bacteriana de los compuestos orgánicos de los compuestos orgánicos en presencia del oxigeno; este tipo de descomposicion se denomina aerobica (del griego aire = vida):
CH (hidrocarburos) + O CO + H O
CH O (carbohidratos) + O CO + H O
Compuestos orgánicos que contienen azufre + O CO + H O + SO
Compuestos orgánicos que contienen nitrógeno + O CO + H O + NO
Compuestos orgánicos que contienen fósforo + O CO + H O + PO²
Todas las reacciones señaladas consumen el oxigeno disuelto en el agua. Los compuestos orgánicos que sufren la descomposición aeróbica se denominan contaminantes reductores de oxigeno. Cuando hay volumen insuficiente de oxigeno en el agua, se puede seguir produciendo la desintegración bacteriana de casi todos los compuestos orgánicos; no obstante, dicha descomposición en ausencia de oxigeno ya no produce las mismas substancias.
La descomposición anaeróbica produce gases que forman burbujas en el agua y que contribuyen a que hayan malos olores. De hecho, esta descomposición es fuente principal del metano y del sulfuro de hidrogeno que se encuentran presentes en la atmósfera. Una vez que están en la atmósfera, el metano se convierte en bióxido de carbono y el sulfuro de hidrogeno se transforma en sulfato debido a reacciones químicas atmosféricas.
¿Es posible cuidar el agua en nuestras casas?
Las reservas de agua potable de la Tierra se encuentran amenazadas por el consumo excesivo y por la presencia de contaminantes. Todos podemos realizar acciones para cuidar el agua:

1. Evitar pérdidas en las cañerías y en el inodoro
2. Reparar los cueritos de las canillas que gotean
3. Usar detergentes biodegradables
4. No dejar canillas abiertas sin necesidad
5. Lavarse los dientes con la canilla cerrada, solo abrirla para enjuagarse la boca
6. No tirar basura a la playa ni a los cursos de agua






Conclusión

Estamos ante un nuevo desafío. Los lagos y ríos pueden llegar a convertirse en un desierto nunca esperado. El hombre debe respetar la naturaleza, vivir en armonía, satisfacer sus necesidades sin descuidar las de las generaciones futuras. La contaminación, depredación y sobreexplotación conducen a la pobreza y al hambre. Pero no todo es negativo en lo que respecta a la contaminación de lagos y ríos. En los últimos veinte años se han establecido muchos convenios internacionales con el fin esencial de reducir la contaminación del agua, y ya hay logros concretos. Sin embargo, debemos tener claro que el tiempo apremia y que la responsabilidad es de todos.

UNIDAD Nº 9

MAGNITUDES FUNDAMENTALES DEL CAMBIO QUIMICO

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

Se refieren a la determinación de las cantidades de Sustancias ( A,B,C y D ) involucradas en una determinada reacción química.

Sea a A + b B = c C + d D la ecuación de la reacción general, donde a,b,c y d son los respectivos Coeficientes Estequiométricos.

Sean niA , niB ,niC , niD la cantidad de moles de los reactivos y productos en el instante inicial de la reacción (tiempo = 0)

Sean ntA , ntB ,ntC , ntD la cantidad de moles de los reactivos y productos en el instante t desde el momento inicial de la reacción ( tiempo = t )

Transcurrido el tiempo t, cada una de las sustancias ha variado como consecuencia de la reacción, ya sea desapareciendo (Reactivos) o bién apareciendo (Productos) en las siguientes cantidades.

D nA = ntA - niA ; D nB = ntB - niB ; D nC = ntC - niC ; D nD = ntD - niD

Debe notarse que D nA = ntA - niA y D nB = ntB - niB son negativos, porque en el instante t hay menos moles de A y B que al comienzo( porque los reactivos se consumen)

Debe notarse que D nC = ntC - niC y D nD = ntD - niD son positivos, porque en el instante t hay más moles de C y D que al comienzo( porque los productos se originan o aparecen)

D: diferencia

La Condición de Estequiometría establece
- D nA / a = - D nB / b = D nC / c = D nD / d = ..... = X

Es la forma matemática de indicar que cada sustancia reacciona en cantidad de moles que es proporcional al respectivo coeficiente estequiométrico
Ejemplo:











¿ Hasta que valor crece R?

Escribamos nuevamente la condición de estequiometría, ahora en función de las cantidades de moles.

- ( ntA - niA) / a = - ( ntB - niB ) / b = ( ntC - niC ) / c = ( ntD - niD) / d = X

X alcanzará su valor máximo ( X L ) cuando la reacción finalice, en el instante final tf .

Se cumplirá que:

(*) - ( nfA - niA) / a = - ( nfB - niB ) / b = ( nfC - niC ) / c = ( nfD - niD) / d = XL

¿Pero cuánto vale XL?

Podemos decir que la reacción finaliza cuando se agota uno de los reactivos, por ejemplo si:

nfA = 0 ( A es el reactivo limitante de la reacción )

- ( 0 - niA) / a = - ( nfB - niB ) / b = ( nfC - niC ) / c = ( nfD - niD) / d = XL Ay XL = XL A = niA / a

en el caso que: nfB = 0 ( B es el reactivo limitante de la reacción )

-( nfA -niA) / a = - ( 0 - niB )/ b = ( nfC - niC )/ c = ( nfD - niD) / d = XL B y XL = XL B = niB / b

LA VALORACIÓN O TITULACIÓN:

Esta se basa en una reacción química y por lo tanto habrá tantos tipos de Titulaciones como tipos de reacciones que sirvan a propósitos de cuantificación. Se conocen titulaciones de formación de precipitados, de formación de complejos, de ácidos con bases, de oxido reducción etc.

Como la Titulación tiene propósitos cuantitativos la la ecuación de la reacción involucrada y la CONDICIÓN DE ESTEQUIOMETRÍA que de ella se deriva son los elementos fundamental del asunto.

Nos basaremos en reacciones de neutralización de ácidos con bases y en consecuencia, la comprensión de estas reacciones es fundamental. Este tipo de reacciones ya las hemos estudiado pero es importante reforzar su manejo.

ESTANDARIZACIÓN DE LA BASE

Haremos la titulación de la solución de NaOH usando ácido oxálico dihidratado, C2O4H2 x 2 H2O, que por presentarse en estado sólido podemos cuantificar fácil, exacta y precisamente pesándolo en una balanza analítica de precisión.

La reacción ácido-base o de neutralización es la siguiente:

C2O4H2 + 2 NaOH = C2O4Na2 + 2 H2O

y la Condición de Estequiometría establece:

- D nAcido / 1 = - D nBase / 2 = D nSal / 1 = D nAgua / 2

y lo que realmente interesa:

D nAcido / 1 = D nBase / 2 ó
n Acido reaccionaron / 1 = n Base reaccionaron / 2 (*)


LA ENERGIA Y LA COORDENADA DE LA REACCIÓN

Si tenemos una mezcla inicial de los reaccionantes consistente en 2 moles de H2 y 1 mol de O2 a temperatura ambiente y dejamos transcurrir un lapso de tiempo, Dt, a la espera de reacción, observaremos que al cabo del lapso de tiempo el sistema no ha sufrido modificación, esto es hay 2 moles de H2 y 1 mol de O2 y no se ha formado absolutamente nada de agua. En apariencia no ha habido ninguna reacción y efectivamente eso ha ocurrido. La rapidez de formación del producto agua ha sido nula. La reacción directa ( en el sentido de la formación de los productos) a temperatura ambiente ha tenido una rapidez nula.




















Sin embargo más importante es señalar que, en este último caso, en que se parte del "producto" dando curso a la reacción inversa, el sistema ha arribado al mismo estado que se llegó partiendo de los reactivos, dos moles de H2 y un mol de O2, o sea mediante la reacción directa

Una vez alcanzado tal estado, al que se llega como hemos dicho ya sea partiendo desde los reaccionantes o bien desde los "productos", el sistema permanece en él por tiempo indefinido, es decir las cantidades de H2 , O2 y H2O no cambian, permanecen constantes aunque la chispa eléctrica mantiene su presencia. El sistema ha llegado a una nueva situación de Equilibrio, la del Equilibrio Químico.

El estado descrito es el del Equilibrio Químico de características dinámicas puesto que no cambia pudiendo cambiar ya que "es posible alterar la igualdad de rapideces.".


DEFINICIONES DE VELOCIDAD DE REACCION:

Es el cuociente entre la variación del número de moles de una sustancia R como consecuencia de una reacción y el lapso de tiempo en que ocurre tal variación.

Velocidad de reacción = v R = Δ n R / Δ t ( mol / s)

FACTORES QUE DETERMINAN LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN:

a)INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA VELOCIDAD DE REACCION: sabemos que el estado de transición es un estado de alta energía potencial. Tal energía potencial se alcanza por absorción de radiaciones electromagnéticas o bien, como ocurre en la mayor parte de las reacciones químicas, obtenida por la conversión de la energía cinética ( movimiento) en potencial en el momento del choque entre moléculas.
Sabemos también que la energía cinética de los sistemas moleculares se relaciona o es proporcional a la temperatura

b)INFLUENCIA DE LA CONCENTRACION EN LA VELOCIDAD DE REACCION: En términos más simples la probabilidad de choques aumenta al aumentar la concentración de las sustancias reaccionantes. En definitiva la velocidad de las reacciones se incrementa al aumentar la concentración de las sustancia reaccionantes.

c)INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES EN LA VELOCIDAD DE REACCION: Existen sustancias, llamadas en general catalizadores, que presentes en un sistema de reacción afectan el estado de transición, la Energía de activación, la velocidad de la reacción pero que en esencia no se modifican pues no participan de la reacción misma.

**Hay catalizadores positivos que bajan la energía del estado de transición, hacen que la reacción sea más rápida o bien sólo la hacen más fácil.

**Hay catalizadores negativos que suben la energía del estado de transición, hacen que la reacción sea más lenta o bien sólo la dificultan. También a éstos se les llama inhibidores



Al igual que en la Mecánica en la Cinética Química se trabaja con el concepto de velocidad en un instante o velocidad instantánea

-velocidad instantánea = dnR /dt = lim Δ t--> 0 Δ n R / Δ t, y la ley de velocidad es una expresión del tipo:

-velocidad instantánea = k [ Reactivos ] orden donde k es la constante especifica de la velocidad de reacción que engloba todos los factores constantes o que conviene mantener constantes como la temperatura , catalizador etc. Lo que varía en cada instante y que determina la velocidad en cada instante es la concentración de los reactivos que se incluyen expresamente en la ley. El orden es un número entero o fraccionario, que se determina experimentalmente, y que establece la relación matemática entre la concentración y la velocidad. La determinación del orden es la tarea primordial de la Cinética Química y es una contribución de gran importancia para determinar el Mecanismo de una Reacción.








UNIDAD Nº 8


SOLUCIONES

Las soluciones son sistemas homogéneos, formado por mezclas de diferentes sustancias puras. También vimos que éstas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.

Estos tienen una importante presencia, tanto en sistemas de materia viviente como en inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Pueden ser muy 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:

Soluto : Componente (s) que se encuentra (n), en menor proporción

Solvente : Componente que se encuentra,en mayor proporción.

Sin embargo, 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 en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también. Son situaciones de solubilidad infinita.

Sistemas Saturados:

Las limitaciones aparecen muy claramente cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o gas con líquidos. Estas situaciones se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.

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

Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta. Para que una solución se considere saturada basta que la cantidad de soluto disuelto no este en equilibrio
Sistemas Sobresaturados:

En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad, pero es una situación inestable y se conoce como sobresaturación.

Sistemas Diluídos:

Aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad.

Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones:

En primer lugar, para trabajar con soluciones es preciso visualizar los componentes del sistema para asignar sin confusiones los conceptos de soluto, solvente, solución, las respectivas masas, volumenes y densidades


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

Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución

CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES:

La forma usada para caracterizar una solución, luego de especificar el soluto y el solvente, es establecer relación entre las cantidades de ellos. Esta es la Concentración, 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. Si pensamos en una bebida de fantasía que tiene siempre las mismas características (color, sabor, concentración), no importando si se adquiere en tamaño individual, mediano o familiar.La concentración las soluciones es un concepto de vastísima aplicación ligado al estudio de múltiples sistemas y procesos productivos


















CONVERSIÓN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN:

Se señala la concentración con una determinada modalidad y algunos otros datos y se pide la concentración en otra modalidad. La mayor dificultad es comprender que para usar y aplicar las ecuaciones enmarcadas, ya entregadas, deben tener una solución, es decir un sistema con todas sus magnitudes extensivas definidas aúnque en un comienzo desconocidas. La información de propiedades Intensivas como la Concentración y la Densidad de la solución es fundamental para el cálculo pero las ecuaciones no operan sólo con ellas. Es preciso darse una base de cálculo que defina el tamaño de un sistema para comenzar a establecer las relaciones que sean de interés.

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES:

El alumno deberá ser capaz de despejar la variable que interese, establecer cadenas de ecuaciones etc. Además,deberá prestar especial atención al significado de cada una de las variables visualizándolas mentalmente junto al sistema que se trate en cada caso.


SUSTANCIA SOLVATADA:

Especialmente sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas

CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE LA CANTIDAD DE SOLVENTE

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

Cuándo a una solución se le agrega solvente, la concentración disminuye a otro valor, cuanto menor mientras mayor sea la cantidad de solvente agregado. El proceso se llama "dilución".

Si por el contrario, a una solución se le quita cierta cantidad de solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporado. La acción de aumentar la concentración por evaporación del solvente se llama "concentrar"


"PROPIEDADES DE SOLUCIONES"

El Estado liquido:

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










PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES:

a)PRESIÓN DE VAPOR DE LAS SOLUCIONES: LEY DE RAOULT

La evaporación es un fenómeno de naturaleza estadística donde las probabilidades que el fenómeno ocurra es proporcional al número de moléculas. 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



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:

Cuando los dos componentes de la solución son volátiles se presenta la situación que se ilustra en el siguiente diagrama















AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN Y DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

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

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. 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

UNIDAD Nº7


EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES

Hemos estudiado a la materia en su dimensión submicroscópica, es decir la realidad de átomos y moléculas. Hemos profundizado el estudio de tal forma que incluso hemos comprendido el comportamiento de las propiedades fisico químicas de sustancias puras, éstas, perfectamente perceptibles y medibles en una dimensión macroscópica ( de laboratorio o industria ).

A esta altura de nuestro estudio reconocemos, que en la dimensión macroscópica, no hemos desarrollado las herramientas para trabajar con las sustancias desde el punto de vista cuantitativo, esto es, trabajar con cantidades (masas) definidas de las sustancias que participan en los fenómenos químicos.

No obstante lo expresado, cuando hablamos al comienzo del curso del Peso Relativo de los Atomos o bien del cálculo del Peso Atómico a partir de mezclas de isótopos algo muy importante avanzábamos en el sentido del trabajo cuantitativo.

La Química cuantitativa comienza con la pregunta fundamental.

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

Daremos la respuesta más simple, en base a un experimento también simple esquematizado en el siguiente gráfico.











Aprovechamos la doble circunstancia que la radiación alfa está constituída por nucleos 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. Esta es la respuesta, 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.

Si pesaramos en la balanza de una confitería 51 de gramos de virutas de vanadio metálico estaríamos pesando aproximádamente 6,023 10 23 átomos de vanadio puesto que el Peso Atómico de ese metal se ha determinado como igual a 50,94.

El valor 6,023 1023 fué determinado por Avogadro mediante cálculos estadísticos acerca de sistemas gaseosos y de ahí que se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).

N = 6,023 .10 23

Este valor pasa a ser de importancia central en la química cuantitativa y es la base de la definición del concepto de mol



DEFINICIÓN DE MOL

Un Mol es 6,023 10 23 unidades.

Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química, como recién lo dijimos, podemos medir cómodamente un mol de átomos de Vanadio o un mol de átomos de cualquier otro elemento en la balanza de una confitería.

Pero el Número de Avogadro de átomos es una cantidad tan grande de átomos o bién los átomos son tan pequeños y livianos que son magnitudes que desafían nuestra imaginación. Según nos hizo notar recientemente un colega, si tuvieramos una hilera de 1 mol de hormigas de 1mm cada una separadas cada una de la precedente por una distancia también de 1mm, la longitud de la hilera cubriría 1,2046 10 18 Km.


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.

Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos



Es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos del siguiente triángulo de conceptos.









EL MOL DE MOLECULAS

Volvamos a nuestra experiencia de recolección de Helio puesto que podemos sacar mucho más provecho de ella y coloquemos a nuestro sistema en situación comparativa con otros.



Recordemos que nuestra 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.

Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.

Ahora..... ¿Cuál es la masa expresada en gramos de 1 mol de moléculas? La respuesta a esta pregunta nos lleva a otra definición:

DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR

El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.

Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas

Otra vez es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos de este nuevo triángulo de conceptos.








CALCULO DEL PESO MOLECULAR



Generalizando, si una Sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........

A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...

y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.

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



¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?

Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol



También podemos generalizar importantes conceptos acerca de un doble significado, a nivel submicroscópico y a nivel macroscópico, de la notación química de Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.




NOTACIÓN QUÍMICA



Nivel Submicrocópico Nivel Macroscópico

SÍMBOLO

1 átomo 1 mol de átomos












PROPIEDADES INTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.

PROPIEDADES EXTENSIVAS Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.



% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100

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

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



LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.



Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las distintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso. Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse 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 el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar



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



Ley de Boyle

Volumen Molar vs. Presión










DETERMINACIÓN

DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

Mostraremos a continuación la forma sistemática de determinar las fórmulas empíricas y las moleculares haciendo uso de los conceptos de Ar y Mr.

ANALISIS QUÍMICO _ Ar__> FÓRMULA EMPÍRICA _Mr_> FÓRMULA MOLECULAR

Composición % Relación en el número de Atomos Número Exacto de átomos

Los datos de composición de un compuesto entregados por el Análisis Químico a la forma de composición porcentual de los elementos, es por lo general, el punto de partida. Como ya hemos establecido éstas magnitudes son de tipo Intensivas. Sin embargo, 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.



La Fórmula Molecular indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento en la molécula. Esa cantidad exacta 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 continúa : 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


NOTA 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 Nº5

EL ENLACE QUIMICO
El enlace químico es la fuerza que une a los atomos para formar las moléculas.
Como ya se ha dicho es un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. Por lo general los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.


Aquí es conveniente repasar el concepto de electrones de valencia y su representación mediante la notación de Lewis.
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














TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Existen dos mecanismos para cumplir la regla del octeto.
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.
Ejemplos de estas situaciones, donde se muestra la estructura electrónica a nivel molecular, se dan a continuación mediante las correspondientes notaciones de Lewis.















ENLACE COVALENTE DATIVO Y CARGAS FORMALES
Se presenta con relativa frecuencia la situación que para formar un enlace covalente o de compartición, es uno de los átomos participantes del enlace el que aporta la pareja de electrones del enlace. El enlace que se forma se llama covalente dativo y va acompañado de desbalances de cargas eléctricas que deben ser determinados para tener una clara visión de la situación molecular.
Los desbalances de cargas eléctricas se detectan mediante el cálculo de las cargas formales haciendo uso de la siguiente relación:
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 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 y dónde la importancia de cada estructura contribuyente es proporcional a sus estabilidad."
Ejemplo: el dióxido de carbono


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 ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moleculares.
ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos . Este se puede visualizar como la superposición de los orbitales atómicos. En el grafico siguiente se muestra la energía de éste orbital molecular en función de la distancia internuclear. Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan pues predominan las fuerzas de atracción entre los atomos sin embargo si los átomos se acercan demasiado hay una desestabilización producto de fuerzas de repulsión interatómica. 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. Corrresponde al proceso de ruptura d el enlace.















TIPOS DE UNIONES
Los gráficos siguientes además de reforzar los conceptos de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes y sus implicancias desde el punto de vista de la energía nos muestran dos situaciones que apuntan más bién al tipo de orbitales que intervienen o a distintas formas de unión.
Combinación de orbitales atómic











Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre linea internuclear

Combinación de orbitales atómicos p.











GEOMETRÍA MOLECULAR

LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

La disposición de los átomos en el espacio se determina experimentalmente mediante la técnica de difracción de rayos X. Para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos (mezcla matemática de funciones de onda).
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la GEOMETRIA MOLECULAR .

En los graficos siguientes los electrones del átomo cuya hibridación tratamos de determinar los representamos como puntos azules y los electrones del átomo vecino con el que se enlaza como puntos rojos. Así, las parejas enlazantes se grafican como puntos azul y rojo indicando electrones que pertenecen al átomo en cuestión y al otro átomo respectivamente y las no enlazantes del átomo como un par de puntos azules.












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  la hibridación se determina sólo en base del criterio de repulsión de parejas.
Cuando hay sólo una unión  no hay hibridación.



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.
Las situaciones de enlaces dobles sigma-pi o triples sigma-pi-pi será vista más adelante del curso de química orgánica.










UNIDAD Nº6

PROPIEDADES FISICOQUIMICAS
DE LAS SUSTANCIAS PURAS

Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.










MOLECULAS GIGANTES
Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) n , pero n es indeterminada.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.
COVALENTES TRIDIMENSIONALES
Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles.
El Carbono en su forma de diamante ( hibridación sp3 ) es un ejemplo típico de ésta categoría. Las láminas de Silicio de la nariz del Discovery son otro ejemplo.


















COVALENTES BIDIMENSIONALES
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2 . Es interesante consignar que en cada orbital pz existen un electrón. Estos electrones se pueden desplazar sobre la malla y en consecuencia el grafito es conductor de la corriente eléctrica.


















COVALENTES UNIDIMENSIONALES
Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A- ; -(A)- n ).
Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ; ( -A-B-) n ).


Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.


En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.

En cambio, las macromoléculas rígidas no tienen favorable el factor entrópico y así son dificiles de fundir y solubilizar. Estos polímeros rígidos, en el sólido son monofásicos y de mucha resistencia ( Kevlar).
En la práctica un gran número de macromoléculas se encuentran entre estas dos situaciones extremas y el grado de endurecimiento o ablandamiento depende de las temperaturas a que se encuentran sometidos los sistemas.
Los procesos de ablandamiento sobrevienen en zonas de temperaturas bien definidas para cada tipo de macromoléculas.
Muchas veces las cadenas macromoléculares sintéticas o naturales se conectan entre sí mediante átomos o grupos de átomos enlazados covalentemente ( polímeros reticulados) con propósitos tecnológicos precisos. En estos casos las estructuras resultantes semejan a las redes covalentes bi o tridimensionales y así también son sus propiedades, nula solubilidad y puntos de fusión demasiado elevados que amenazan la estabilidad química de las sustancias.















IONICAS.
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas . La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.

Son estructuras de temperatura de fusión elevadas , alrededor de los 1000°C de acuerdo a la fortaleza del enlace iónico. En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentran atrapados no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido.


METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.


MOLECULAS CONVENCIONALES
O SUSTANCIAS MOLECULARES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.


En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes y al expresar esto pensamos en muchas moléculas simples formadas entre no metales y en la inmensa cantidad de compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.


Sin embargo al momento de racionalizar las propiedades fisicoquímicas de este tipo de estructuras, el tipo de enlace interatómico ( covalente) y su fortaleza no cuenta pués en este caso lo determinante son las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares y en algunos casos son fuerzas intramoleculares ( fuerzas dentro de las moléculas; pero no interatómicas o de enlace químico ) las determinantes de las propiedades.



En los comentarios generales cabe señalar que estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.



Las fuerzas de Van der Waals son comparativamente las fuerzas intermoleculares de menor intensidad pero pueden existir grandes diferencias de sus magnitudes entre moléculas que las poseen como único factor de atracción.
Estas diferencias pueden ocasionarse por :
a) por significativa diferencia del tamaño de las moléculas.
b) por la presencia de átomos de mucha diferencia en la cantidad de electrones o de muy distinta polarizabilidad electrónica.
c) por la circunstancia de presentar una geometría muy diferente.

Unidad nº 3

LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS
La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química.
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 y se relacionan íntimamente con el concepto de energia


Onda electromagnética
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)
 = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
 = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental  = c T
_
:.  = c / :.  = c /  :.  = 1 /  (N° de ondas ) cm -Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las onda







Difracción de la luz
EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.

SEGUN LA FISICA CLASICA
LA ENERGÍA ERA DE NATURALEZA CONTINUA Y LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ERA PROPORCIONAL A LA AMPLITUD DE LA ONDA.

Algunos experimentos cruciales
aEl espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
Según Ridberg la frecuencia de las señales está dada por la relación:
_
 = R H ( 1 / n2 - 1 / m2 ) RH = 109.677 cm–1
n y m enteros

b) El efecto fotoeléctrico.





FÍSICA MODERNA







LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUO
SE PRESENTA A LA FORMA DE PEQUEÑOS "PAQUETES DE ENERGÍA "
QUE SE DENOMINAN CUANTOS, CUANTAS O FOTONES
LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ES PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h 
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  n = 1,2,3...........

Ciertos valores de rCiertos valores de E u órbitas permitidas o niveles de energía permitidos

Energía asociada a los cambios de órbita









La formula anterior dá la frecuencia de los fotónes emitidos ( expresadas en Número de Ondas) para las transiciones de electrónicas de pérdida de energía en el átomo de Hidrógeno.
Esta fórmula deducida a partir de consideraciones de discontinuidad de la energía ( Física Moderna) está en excelente acuerdo con la ecuación de Ridberg para el espectro discontinuo de emisión del átomo
LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA
Efecto Compton

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

Electrón, partícula – onda estacionaria .

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG










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,
 = Amplitud de la onda,
m = masa dela partícula
x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z ) = Energía Potencial,
E = Energía de la partícula

Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
 = f (x,y,z) ; E = g (x,y,z)

 2  Probabilidad de encontrar la partícula en x,y,z
El encontrar, mediante el cálculo, las zonas de alta probabilidad de encontrar la partícula equivale a determinar los orbitales.



ZONA DE ALTA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA

La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para  y 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
¿Cuántos valores? infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,.............. ( Es el mismo n del átomo de Bohr)

l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? n
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3, .........(n-1)
s p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.

m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores? 2l +1
¿Cuáles?- l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l

s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores? 2
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2



GRÁFICOS DE ORBITALES


Los orbitales px , py y pz

Los 5 orbitales d

Los 7 orbitales f


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

No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.


Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)

PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS Parece conveniente indicar en este momento que el principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón Esta circunstancia tiene una importante consecuencia en las propiedades magnéticas de los elementos.









Diagrama para llenado electrónico, orbitales disponibles y en orden de energía creciente

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA

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


SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS
Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas

¿ Cuál es la configuración electrónica detallada del elemento cuyo Z = 77 ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1

¿Cuales son electrones de valencia?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
¿Cuales son los números cuánticos del último electrón ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d!¡ 5d!¡ 5d! 5d! 5d!
n= 5 l =2 m= -1 s = + 1/2





Unidad nº4



PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

CUADRO PERIÓDICO












PROPIEDADES PERIODICAS 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.

El RADIO ATOMICO (R.A.)
Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
El siguiente gráfico muestra elocuentemente la variación periódica del Radio Atómico














El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período.
B C N O F Ne

El Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Por otro lado, también hay que tener presente que el aumento de Z significa mayor atracción sobre los electrones. Predomina el primer efecto pero atenuado por el segundo factor.

Diagrama de radios atómicos y radios iónicos tomado del Merrill Química (Smoot,Price,Smith )

Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica ( igual número de electrones ). __________________>
Menor Radio
S –2 Cl -1 Ar 0 K + Ca +2

EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)

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

A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-


Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.


LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)


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

A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD

Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
No cuenta para los gases nobles


LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)

La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas.
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.

LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)

La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
Tampoco cuenta para los gases nobles

LA FORMACIÓN DE LOS IONES
El Sistema Periódico apunta a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones
Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. .

H +1 (-1) He0 L+1 Be +2 B+3 C -4+2+4 N –3 (+1)+3(+4)+5 O –2 F -1 Ne0
Na+1 Mg+2 Al+3 Si -4+2+4 P –3+3+5 S –2+2+4+6 Cl -1+1+3+5+7 Ar0
K +1 Ca+2 Br -1+1+3+5+7 Kr0

Rb+1 Sr +2 I -1+1+3+5+7 Xe0
Cs+1 Ba +2 Cr+3+6 Mn +2+4+6+7 Fe +2+3 Co+2 Ni +2 Cu (+1) +2 Zn +2 Rn0
Fr +1 Ra +2 Hg (+1)+2 Cd +2 Ag+1 Au +1+3 Pb +2+4 Sn+2+4

LA FORMACION DE LAS MOLECULAS La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados. M+m n N -n m

M = Metal N = No Metal

TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES

SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA

OXIDOS METALICOS
M 0 + O 0 2 ________ > M +m 2 O –2m

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

OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)

N 0 + O 0 2 _________> N +n2 O –2n

Ejemplos: C +2 O –2 Oxido de carbono II , antes Anhidrído carbonoso
C +4 O –22 Oxido de carbono IV, antes Anhidrído carbónico
Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.
Así:
Número de estados 1 2 3 4
de Oxidación
LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)

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

LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
N +n 2 O -2n + H+12 O -2 = H+12 N+n2 O-2n+1
LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
n H 02 + N 02 = 2 H+1n N – n

LOS ACIDOS Y LAS BASES
Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son 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
H2O
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)
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
BASES son 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
Así se comportan los hidróxidos:
Ejemplo:
u ( O H ) 2 = Cu+2 + 2 OH -
catión cúprico (1)
1. Anión es un ión de carga negativa y Catión es un ión de carga positiva. Los nombres provienen de la Electroquímica

LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O
Ejemplo:
3 H+12 S+6 O -24 + 2 Al+3 ( O H)-3 = Al+32 ((S+6 O –24) -2)3 + 6 H2O
( 3 H2 S O4 + 2 Al ( O H) 3 = Al 2 (S O4) 3 + 6 H2O )
Acido Sulfúrico Hidróxido de Aluminio Sulfato de Aluminio Agua
HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+1n N – n + n M+m ( O H )– m = M+mn N – nm + mn H 2 O
Ejemplo:
H+12 S–2 + 2 Al+3 ( O H ) -3 = Al +32 S– 23 + 6 H 2 0
( H2 S + 2 Al (OH )-3 = Al2 S3 + 6 H 2 0 )
Acido Sulfhídrico Hidróxido de Aluminio Sulfuro de Aluminio Agua


LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
M0 + m /2 H02 = M+m H -m
Ejemplo:
Mg0 + H02 = Mg+2 H–2 ( Mg H2 )
Hidruro de Magnesio