CURSO DE NIVELACION DE QUIMICA PARA TECNICOS

1. CURSO DE NIVELACION DE QUIMICA PARA TECNICOS

2. TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR Trata de explicar satisfactoriamente la estructura de la materia. Haciendo una revisión histórica, las primeras especulaciones sobre la estructura de la materia fueron hechas por diferentes filósofos de la antigua Grecia, los cuales suponían que la materia no es continua, sino formada por pequeñas partículas, sus conjeturas llegaron hasta la época moderna, con ligeras modificaciones y en consecuencia son: 1.-La materia no es continua 2.-Todas las sustancias están formadas por partículas, separadas por espacios vacíos. 3.-Estas partículas se hallan en continuo movimiento, estas partículas reciben el nombre de “átomos” que significa indivisible. Este conjunto constituye la teoría atómica antigua (500 a.C. - 1900).

3. TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR Con Dalton (autor de la Hipótesis que lleva su nombre) se inicia el firme establecimiento de la teoría atómica clásica. Los puntos de la hipótesis atómica de Dalton son: 1.- Los átomos son partículas materiales, indivisibles e indestructibles por los medios químicos comunes. 2.- Los átomos de un mismo elemento son idénticos y de mismo peso. 3.- Los átomos de elementos diferentes, tienen peso y propiedades diferentes 4.- Los átomos se combinan para formar compuestos en proporciones diferentes (ej. 1:1, 1:2, 1:3) Esta teoría interpreta las leyes estequiometrias de aquel entonces pero como no queda aclarado el concepto actual de la “molécula” no puede explicar satisfactoriamente el problema de las relaciones volumétricas, en las reacciones entre gases.

4. TEORÍA ATÓMICA MOLECULAR Desde fines del siglo XIX y hasta nuestros días rige la teoría atómica moderna: Átomo constituido por diversas partículas. Existencia de la molécula, explicando a su vez las reacciones espontaneas y artificiales, que cambian las naturaleza de la materia (reacciones nucleares).

5. HIPOTESIS DE AVOGADRO • Esta hipótesis supone que un gas se compone de agregaciones de un numero definido de átomos, llamando a estos agregados “moléculas”. • “Los volúmenes iguales de todos los gases, en las mismas condiciones de P y T, contienen siempre el mismo numero de moléculas” • A raíz de las comprobaciones posteriores esta hipótesis se transformo en principio. • Los puntos mas importantes de la hipótesis de Avogadro son: • Considera al átomo como la unidad de intercambio químico que toma parte de una reacción química. • Al introducir el concepto de “molécula” como la partícula mas pequeña de un elemento o de un compuesto, que existe libre en un gas.

6. DEFINICIONES ATOMO: Es la partícula mas pequeña de una molécula que esta libre en la molécula. MOLECULA: Es la partícula mas pequeña de un elemento o de un compuesto, que existe en estado libre y posee todas las propiedades del mismo. Este concepto tiene una validez absoluta solamente en el estado gaseoso (en los líquidos y sólidos, las moléculas están sometidas a fuerzas de atracción, existen aglomeración de moléculas). PESO ATOMICO: De un elemento es la relación entre la masa de un elemento y la doceava parte (1/12) de la masa del átomo de carbono, tomada arbitrariamente como patrón (se trata del isótopo 12C). El peso atómico es un valor relativo, no tiene unidades. Peso Atómico= masa de un átomo de elemento/masa de una tomo de C/12 N° DE AVOGADRO: Representa el numero de átomos contenidos en 1 átomo-gramo. Su valor es: N=6,023x1023. Entonces para calcular el peso absoluto de un átomo es necesario dividir el PA por el N° de Avogadro.

7. DEFINICIONES PESO MOLECULAR: el concepto de peso molecular (PM) puede ser aplicado tanto a elementos como a compuestos. Se define como: “ El peso de una molécula de una sustancia dada, en unidades de peso atómico”. O sea que es la relación entre la masa de una molécula de una sustancia (elemento o compuesto) y la doceava parte de la masa de la molécula de carbono: PM= masa de una molécula de la sustancia /masa de una molécula de carbono/12 Por ejemplo, si el PM de SO3 es de 80 significa que una molécula del SO3 pesa 80 (1/12) veces mas que la molécula de carbono. Conociendo la formula del compuesto, es posible calcular su peso molecular sumando los pesos atómicos de los átomos que los constituyen, a pesar de llamarse peso molecular es un numero sin unidades análogo a PA. MASA ATOMICA RELATIVA: Las masas absolutas de los átomos, no figuran en la tabla periódica. En la tabla periódica figuran las masas atómicas relativas; esto quiere decir que sus valores fueron determinados en relación a la masa absoluta de otro átomo que se toma como referencia.

8. DEFINICIONES UNIDAD DE MASA ATOMICA: es una unidad de referencia, la que se calcula en base a la masa del 12C. MASA MOLECULAR RELATIVA: de una sustancia es el cociente entre la masa media de una molécula y la uma. Indica cuantas veces mas pesada es la molécula de la sustancia que la uma. Las masas moleculares relativas se calculan sumando las masas atómicas relativas de los átomos que componen una formula química.

9. CONCEPTO DE MOL Como hemos visto, de acuerdo con la hipótesis de Avogadro, un dado numero de moléculas de cualquier gas ocupa un determinado volumen en determinadas condiciones de presión y temperatura. Si MrO2= 32; MrN2= 28; MrCO2= 44 podemos afirmar que 32gr de O2, 28gr de N2 y 44 gr de CO2 (que contienen el mismo numero e moléculas) ocupan, en estado gaseoso, en iguales condiciones de P y T, un mismo volumen. Este volumen se denomina volumen molar por se el volumen ocupado por la masa de cualquiera de estos gases y que puede ser experimentado así: A 1 atm y 0°C (273°K) que son las llamadas condiciones normales de P y T (CNPT) 32gr de O2 ocupan 22,4 dm3 28gr de N2 ocupan 22.4 dm3 44gr de CO2 ocupan 22,4 dm3 Este volumen de 22,4dm3 de un gas medido a CNPT se denomina volumen molar normal.

10. CONCEPTO DE MOL El mol es la cantidad de materia que contiene tantos entes elementales como átomos de carbono hay exactamente 12 g del isótopo 12C. Los entes elementales pueden ser átomos, moléculas, iones, grupos de átomos, electrones u otras partículas. 1 mol de moléculas = 6,023x1023 La masa de un mol de átomos, moléculas u otra entidad especificada de una sustancia se denomina masa molar y se designa con la letra M. Si la masa molar se expresa en gramos, su valor numérico coincide con la masa atómica relativa (Ar) del elemento o la masa molecular relativa (Mr) de la sustancia. Ej: si queremos expresar la masa molar de agua, como su masa molecular relativa es 18.0 escribiremos MH2O= 18gr/mol Para determinar la cantidad de sustancia en un sistema de masa m, se usa la masa molar Mm como factor de conversión: n = m / Mm Así, la cantidad de agua que hay en 500 gr de este liquido será: n = m / Mm = 500gr / 18gr/mol = 27.8moles

11. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Número de masa Símbolo del elemento Número atómico El núcleo, que concentra casi toda la masa del átomo, esta formado fundamentalmente por dos clases de partículas: protones (con carga positiva) y neutrones. La parte extra nuclear del núcleo esta formada por los electrones (con carga negativa). Se llama numero atómico y se simboliza con la letra “Z” a la cantidad de protones de un átomo, y el numero de masa, simbolizado por la letra “A”, a la suma de los protones y neutrones en el núcleo de un átomo. Normalmente se indica estos números de la siguiente manera:

12. ISOTOPOS Los isótopos pertenecen al mismo elemento, pero tienen distinta masa; la diferencia de masa se debe a la diferente cantidad de neutrones en sus núcleos, por lo tanto, isótopos son átomos que tienen el mismo numero atómico, pero diferente numero de masa. Generalmente los isótopos no tienen nombres especiales, sino que se denotan dando el elemento y su numero de masa correspondiente. Ejemplo: Solamente en el caso del hidrogeno, los isotopos reciben nombre especiales: Los isotopos presentan (generalmente) iguales propiedades químicas y se diferencian en las propiedades físicas.

13. ISOTOPOS Para determinar las masas atómicas relativas de los elementos se hace un promedio ponderado de las masas atómicas relativas de cada isotopo perteneciente a dicho elemento. Ejemplo: El cloro se presenta en la naturaleza como 35Cl: 75,4% y 37Cl: 24,6% Considerando la masa atómica relativa de cada uno de los isotopos como 35 y 37 respectivamente; pero la masa atómica relativa del elemento cloro en la naturaleza se calcula así: Ar = (35x75,4 + 34x24,6) / 100 = 35,45 Evidentemente, conociendo Z y A de un átomo dado, podemos saber las partículas subatómicas que lo constituyen: Z = numero de protones = numero de electrones A-Z = numero de neutrones

14. TABLA PERIODICA En la tabla periódica los elementos se disponen en orden creciente de sus números Z, de tal manera que los elementos que tienen propiedades semejantes queden acomodados en la misma columna vertical. Cada elemento químico esta representado mediante un símbolo químico, que es la notación que se utiliza para representarlo; generalmente es la letra inicial del nombre del elemento en mayúscula imprenta; o bien la 1º y 2º letra, esta ultima ya en minúscula. (C, Ca, Cr) La tabla periódica tiene dieciocho columnas verticales llamadas grupos o familias y siete filas horizontales llamadas periodos, que empiezan en un metal alcalino y termina en un gas noble. La IUPAC aconseja numerar los grupos del uno al dieciocho pero las tablas de uso corriente distinguen dos tipos de grupos, los A y los B. Hay ocho grupos A y ocho grupos B. La forma de la tabla periódica, tiene estrecha relación con la estructura electrónica de los átomos de los diferentes elementos. El número de periodo al que pertenece un elemento es igual al número de nivel de energía en donde el átomo aloja sus electrones externos, llamados de valencia porque son los que intervienen en la formación de los enlaces químicos.

15. TABLA PERIODICA En los elementos de los Grupa A, el número de grupo es igual al número de electrones de valencia que tienen sus átomos. Los elementos se clasifican en representativos (grupo A) y los de transición (Grupo B): IA: Li – Fr: metales alcalinos. IIA: Be – Ra: metales alcalinosterreos. IIIA: B – Tl: terreos – familia del boro. IVA: C – Pb: carbonoides – familia del carbono. VA: N – Bi: nitrogenoides o pnicturos – familia del nitrogeno. VIA: O – Po: anfigenos o calcogenos – familia del oxigeno. VIIA: F – At: halógenos. VIIIA: He – Rn: gases nobles. El bloque representativo incluye elementos metálicos y no metálicos. Hay una línea quebrada que comienza en el B y termina en el At. A la izquierda están los metales, y a la derecha en la parte superior, los no metales.

16. TABLA PERIODICA

17. UNIONES QUIMICAS Conociendo la estructura de los átomos ya sabemos que habitualmente se encuentran unidos, formando infinidad de sustancias que pueden presentarse en estado sólido, liquido o gaseoso, por ejemplo la molécula de agua esta formada por un átomo de oxigeno y dos átomos de hidrogeno, que es estable en un amplio ámbito de temperaturas. Para separar los átomos que componen la molécula de agua se deberían superar los 900°C. Podemos encontrar incontables especies poli atómicas sean sustancias simples o compuestas, es decir agregados de átomos unidos entre si de alguna manera. Estos agregados atómicos son estables y tienen propiedades determinadas, por ejemplo el oxigeno se encuentra unido consigo mismo formando la sustancia oxigeno, con el hidrogeno formando agua, con metales forman óxidos, con metales y no metales sales. Entonces decimos que existe “unión química” entre los átomos que forman estas especies y definimos unión química como: Una de las fuerzas que actúan entre dos átomos o grupos de átomos, con intensidad suficiente como para mantenerlos juntos en una especie diferente, que tiene propiedades mensurables.

18. UNIONES QUIMICAS REGLA DE OCTETO ”Un átomo diferente del hidrogeno tiende a formar enlaces, ganando, perdiendo o compartiendo electrones, hasta quedar rodeado por ocho electrones de valencia”. Un octeto significa tener cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo. La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos tienen subniveles 2s y 2p que pueden contener un total de ocho electrones.

19. UNIONES QUIMICAS Se pueden plantear varias preguntas: ¿Porque se unen los átomos? ¿Cual es la fuerza que los mantiene unidos? ¿Hay un único tipo de fuerza? ¿Porque existen moléculas con formas diferentes? ¿Porque a la misma temperatura algunas sustancias son sólidas, liquidas o gaseosas?

20. UNIONES QUIMICAS ¿Porque se unen los átomos? Lo hacen porque siguen la tendencia de llegar a su estado de energía mas estable, y cuando dos átomos se unen para formar un enlace estable, se libera una cierta cantidad de energía (energía de enlace). Se obtiene un sistema energéticamente favorable, con menor energía que la correspondiente a los átomos separados, y esta misma energía deberá ser suministrada al sistema si queremos separarlo en sus constituyentes, es decir, si queremos romper la unión química. En la formación de enlaces químicos solo intervienen los electrones de valencia. Símbolos de Lewis Los símbolos de puntos o de Lewis son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces. El símbolo de electrón punto para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento, mas un punto por cada electrón de valencia. El símbolo del elemento representa el núcleo y los electrones internos, es decir, el interior del átomo. Para un elemento representativo en general el numero de electrones de valencia es igual al numero del grupo que pertenece.

21. UNIONES QUIMICAS Enlace iónico Un enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico. La gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxigeno. Los metales alcalinos y alcalinotérreos (baja energía de ionización) son los elementos con más posibilidad de formar cationes y los halógenos y el oxigeno (electroafinidad alta), los más adecuados para formar aniones. Entonces el enlace iónico ocurre entre átomos de elementos cuya diferencia de electronegatividad es notable. Ejemplo: Mediante el empleo de símbolos de Lewis, represente la reacción entre un átomo de litio y un átomo de flúor para formar LiF

22. UNIONES QUIMICAS Si el catión y el anión no tienen la misma carga, las cargas se balancean para que el compuesto sea eléctricamente neutro.

23. UNIONES QUIMICAS Enlace metálico Las propiedades de los metales: alta conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad, ductilidad, son consecuencia del enlace metálico que se da entre sus átomos. Modelo del Mar de Electrones En este modelo, el sólido metálico se representa como un conjunto de cationes metálicos en un “mar de electrones de valencia”. Los cationes (formados por el núcleo del átomo y los electrones que no participan del enlace) se encuentran en posiciones fijas, los electrones de valencia se mueven entre ellos deslocalizadamente es decir por todo el cristal metálico, sin pertenecer a ningún átomo en particular (están distribuidos de manera uniforme en toda la estructura).

24. UNIONES QUIMICAS El conjunto de electrones deslocalizados se comporta como una verdadera nube de electrones y también se los denomina como “gas de electrones”. La presencia de estos electrones de valencia que no pertenecen a ningún átomo en particular sino a todos los cationes del cristal, anula prácticamente las fuerzas repulsivas de los cationes e incrementa la estabilidad del sistema. El enlace metálico puede considerarse como la acción estabilizante de los electrones de valencia deslocalizados entre los cationes. Para describir el enlace metálico hace falta un cristal metálico, constituido por un conjunto ordenado de átomos de elementos metálicos ordenados en el espacio y no dos átomos como en el caso de los enlaces iónicos y covalentes.

25. UNIONES QUIMICAS Enlace covalente G. Lewis propuso que los enlaces químicos en las moléculas se forman cuando los átomos comparten pares de electrones externos. Un átomo puede adquirir la configuración electrónica de gas noble, compartiendo electrones con otros átomos. Lewis supuso que los electrones no compartidos también se aparean. Sugirió que los grupos de ocho electrones (octetos) en torno a los átomos tienen gran estabilidad. Langmuir sugirió el nombre de enlace covalente para un par compartido de electrones. El enlace químico que se forma compartiendo un par de electrones se llama enlace covalente. Los símbolos de Lewis se combinan en estructuras de Lewis, o estructuras de puntos por electrones. El par de electrones compartidos proporciona a cada átomo de H dos electrones adquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble helio. H─H

26. UNIONES QUIMICAS En el enlace covalente cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.

27. UNIONES QUIMICAS • Fuerzas intermoleculares • Las moléculas se mantienen unidas entre si gracias a las fuerzas (atracciones) intermoleculares. A veces estas fuerzas se denominan fuerzas de Van derWaals (Johanes Van derWaals estudió este efecto en gases reales). • Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. • La intensidad de las atracciones intermoleculares disminuye al aumentar la distancia entre las moléculas, por lo que no son importantes en los gases pero cobran importancia en los líquidos y sólidos. • Hay tres tipos principales de fuerzas intermoleculares: • Fuerzas de London. • b) Interacción dipolo- dipolo. • c) Enlace de hidrogeno.

28. UNIONES QUIMICAS Fuerzas de London (fuerzas de dispersión de London) Las fuerzas de London son atracciones entre moléculas debidas a dipolos temporales causados por el movimiento de los electrones. Actúan entre cualquier tipo de moléculas, polares o apolares. En el caso de las moléculas no polares, es la única fuerza que actúa entre ellas. Cuando los electrones se mueven de un lado para otro, generan un momento dipolar instantáneo, pasajero. Los electrones pueden acumularse a un lado de una molécula, dejando el núcleo parcialmente al descubierto al otro lado. Un extremo de la molécula tendrá carga negativa parcial pasajera y el otro extremo carga positiva parcial también pasajera. Las cargas parciales instantáneas de las moléculas se atraen entre si y así pueden unirse unas con otras. La magnitud de la fuerza de London aumenta con el peso molecular. Esto explica porque el F2 y Cl2 son gases, el Br2 es liquido y el I2 un sólido a temperatura ambiente. Esta interacción es efectiva entre moléculas muy cercanas.

29. UNIONES QUIMICAS Enlace de hidrogeno El enlace de hidrogeno es un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrogeno de un enlace polar (por ejemplo: H-F; H-O ó H-N) y un par de electrones no compartido en un ión o átomo electronegativo cercano (generalmente un átomo de flúor, oxigeno, nitrógeno de otra molécula). Esta fuerza intermolecular es la que da al H2O sus propiedades características. Su punto de ebullición es mucho más alto que el esperado de acuerdo a su peso molecular, tiene punto de fusión, calor especifico y calor de vaporización altos. Estas propiedades indican que las fuerzas entre las moléculas de agua son anormalmente intensas. En el NH3, y el HF ocurre lo mismo. Un enlace de hidrogeno se representa con puntos (-------) para diferenciarlo de un verdadero enlace covalente que se representa mediante una línea continua (  ). - +  - + - + - + Ejemplos: F  H----- F  H----- F  H----- F  H

30. TEORIA CINETICA DE LOS GASES Leyes volumétricas del estado gaseoso Las leyes volumétricas más sencillas relacionan dos de las cuatro magnitudes del estado gaseoso. Las dos restantes se mantienen constantes.

31. TEORIA CINETICA DE LOS GASES Ley de Boyle Vincula : volumen y presión De: una masa constante de gas a temperatura constante. El volumen de una masa definida de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión.

32. TEORIA CINETICA DE LOS GASES Ley de Charles Vincula : volumen y temperatura absoluta De: una masa constante de gas a presión constante. El volumen de una masa definida de gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Cuando se vierte nitrógeno líquido (-196°C) sobre un globo, el gas atrapado en éste se enfría y el volumen disminuye, mientras que la presión permanece constante.

33. TEORIA CINETICA DE LOS GASES Ley de Gay Lussac Vincula : presión y temperatura absoluta. De: una masa constante de gas a volumen constante. La presión de una masa definida de gas, a volumen constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Ley del Gas Ideal Las leyes de Boyle-Mariotte , de Charles y de Gay-Lussac sobre el comportamiento de los gases, aunque son aplicables dentro de una buena aproximación a los gases existentes en la naturaleza, son tanto más imprecisas cuanto mayor es la densidad, la presión o la temperatura del gas. Por ello los gases que cumplen con exactitud dichas leyes físicas se denominan gases perfectos o ideales.

34. TEORIA CINETICA DE LOS GASES Es posible combinar las leyes de los gases en una sola ecuación sencilla si la temperatura se expresa en la escala absoluta o Kelvin. Así la ley de Charles y la de Gay- Lussac expresan, respectivamente: Por otra parte la ley de Boyle establece la proporcionalidad inversa entre V y P, es decir: Combinando las ecuaciones (1) y (3): donde Remplazando en (4) en (2):

35. TEORIA CINETICA DE LOS GASES Que indica que el producto del volumen de un gas por su presión dividido por su temperatura absoluta es una cantidad constante. Ello significa que una muestra gaseosa dada puede evolucionar de un estado inicial a otro final cambiando en el proceso su presión, su volumen o su temperatura, pero siempre que la cantidad PV/T no varíe. Para dos estados cualesquiera inicial y final (1 y 2, respectivamente) las magnitudes P, V y T están relacionadas en la forma: La constante de proporcionalidad depende de la cantidad de sustancia gaseosa considerada. Cuando esta circunstancia se introduce en la ecuación (3), es decir se trabaja con un número de moles (cantidad de sustancia gaseosa) distinto de uno resulta la expresión de la Ecuación del gas ideal:

36. TEORIA CINETICA DE LOS GASES donde n es el número de moles de la muestra gaseosa considerada y R es la llamada constante de los gases perfectos igual a: 0,082 l * atm * K-1 * mol-1

37. ECUACUIONES QUIMICAS En toda reacción química podemos diferenciar las sustancias que se modifican, llamadas reactivos, de las que se originan, llamadas productos. Una ecuación química es la representación grafica, simbólica y convencional de una reacción química. Ella consta de dos miembros separados por una flecha que indica el sentido de la reacción, tanto los reactivos como los productos se representan mediante sus formulas respectivas. A + B  C + D Ejemplos: H2 + Cl2  HCl El numero de átomos de los reactivos no es igual a los de la derecha para cada elemento, y ya que durante una reacción química los átomos no pueden ser creados ni destruidos la reacción será: H2 + Cl2  2 HCl Un mol de moléculas de Hidrogeno se combinan con un mol de moléculas de Cloro para formar dos moles de moléculas de cloruro de hidrogeno. La ecuación química debe ser igualada siempre Coeficiente estequiometrico

38. ECUACUIONES QUIMICAS Significado de las ecuaciones químicas: Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y productos. Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los reactivos y de los productos. Características de las Ecuaciones Químicas: Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas para los compuestos. Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente. El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.

39. SOLUBILIDAD Y TEMPERATURA Las soluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de complemento. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Las soluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en solución hace del estudio de las soluciones un apartado importante de la química-física. “La solubilidad es la medida o magnitud que indica la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de solvente y a una temperatura dada”. Las unidades de expresión para la solubilidad son variadas, en general se expresa en g/l (gramos/litros).

40. SOLUBILIDAD Y TEMPERATURA Ejemplo: La solubilidad de la sal común (cloruro de sodio) es de 360 g/l en agua a 20ºC. Este valor indica que en un litro de agua (1000 cc) a 20ºC, la cantidad máxima de cloruro de sodio que se puede disolver es 360 gramos. Pueden presentarse dos situaciones en particular para la solubilidad: Si dos solutos son solubles en un mismo solvente, dependiendo de las cantidades (pequeñas) pueden disolverse ambos sin ninguna dificultad, pero en general la sustancia de mayor solubilidad desplaza de la solución a la de menor solubilidad, ejemplo: al agregar azúcar o sal a una bebida, inmediatamente se produce el escape del gas disuelto en ella. Si un soluto es soluble en dos solventes inmiscibles (no se mezclan) entre sí, el soluto se disuelve en ambos solventes distribuyéndose proporcionalmente de acuerdo a sus solubilidades en ambos solventes.

41. SOLUBILIDAD Y TEMPERATURA • Tipos de soluciones con respecto a la solubilidad: • Solución Insaturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es inferior a la que indica su solubilidad” esta solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y esta se disolverá. • Solución Saturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es igual a la que indica su solubilidad”. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente agregándole una pequeña cantidad de soluto y no se disolverá. • Solución Sobresaturada: “Es aquella en que la cantidad de soluto disuelto es mayor a la que indica su solubilidad”. Este tipo de solución se reconoce experimentalmente por su gran “inestabilidad” ya que al agitarla o al agregar un pequeño cristal de soluto se provoca la cristalización del exceso de soluto disuelto.

42. SOLUBILIDAD Y TEMPERATURA La Temperatura: Este factor solo modifica la solubilidad de solutos sólidos y gaseosos, los líquidos no sufren ninguna alteración en su solubilidad, solo hasta que sean miscibles entre sí (que se mezclen). En el caso de los sólidos: en general un aumento de la temperatura provocará un aumento de la solubilidad aunque existen casos donde la solubilidad sufre una pequeña variación e incluso casos donde al aumentar la temperatura la solubilidad disminuye. En el caso de los gases: un aumento de la temperatura produce siempre una disminución de la solubilidad y vise-versa. Si se coloca en un recipiente una pequeña cantidad de bebida gaseosa, al ser calentada, se observa inmediatamente una efervescencia derivada del escape de gas (dióxido de carbono) de la solución. Si se calienta agua, esta pierde el aire disuelto en ella.

43. REACCIONES QUIMICAS • Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos reaccionantes. • También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas a las que les dan origen. • Características o Evidencias de una Reacción Química: • Formación de precipitados. • Formación de gases acompañados de cambios de temperatura. • Desprendimiento de luz y de energía. • Reglas: • En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones). • No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren simultáneamente. • No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos obtenidos.

44. REACCIONES QUIMICAS • Reacciones Reversibles: • Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los reactivos iníciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos. • Ejemplos :

45. REACCIONES QUIMICAS • Reacciones Irreversibles: • Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos iníciales. • Ejemplos: • Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.

46. EQUILIBRIO QUIMICO Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La mayoría son reversibles, y al inicio del proceso reversible, la reacción transcurre hacia la formación de productos; pero tan pronto se forman algunas moléculas de producto, se comienza a restablecer el proceso, es decir, se forman moléculas de reactivos a partir de las moléculas de productos. El equilibrio químico se alcanza, cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico, porque ocurren simultáneamente dos procesos opuestos con la misma velocidad: la velocidad con la que se forman los productos a partir de los reactivos, es igual a la velocidad con la que los reactivos se forman a partir de los productos. Para indicar que la reacción procede tanto en sentido directo como en sentido inverso, usamos la flecha doble.

47. EQUILIBRIO QUIMICO El hecho de que en el equilibrio, las concentraciones molares [A] y [B] no cambien, no significa que A y B dejan de reaccionar. A sigue convirtiéndose en B y B en A; pero ambos procesos ocurren a la misma velocidad. Si una reacción sencilla AB y su inversa B  A son procesos elementales (porque ocurren en una sola etapa), las velocidades de estas reacciones son: Reacción directa A  B; velocidad directa Vd = kd [A] Reacción inversa B  A; velocidad inversa Vi= ki [B] kd y ki son las constantes de velocidades para las reacciones directas e inversa respectivamente. En el equilibrio se cumple:

48. EQUILIBRIO QUIMICO Factores que modifican el equilibrio: • Presión: A mayor presión el desplazamiento es hacia donde hay menor volumen (menor numero de moles). • Volumen: Se desplaza hacia donde haya mayor numero de moles. • Temperatura: Aumento de la temperatura hacia la reacción endotérmica. • Concentración: Aumento de la concentración hacia el lado opuesto. Los catalizadores no alteran el equilibrio porque modifican las dos velocidades por igual

49. EQUILIBRIO QUIMICO En el equilibrio, la relación entre las concentraciones de A y B es igual a una constante. En 1864, los noruegos M. Guldberg y R. Waage postularon su “Ley de acción de masas”, que expresa la relación entre las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio, para cualquier reacción. Esta relación describe el equilibrio químico de forma cuantitativa y establece que “Para una reacción reversible en equilibrio, y a una temperatura constante, una relación determinada de concentración de reactivos y productos tiene un valor constante K. (la constante de equilibrio)”. Esta es la conocida Ley de Acción de Masas de Guldberg y Waage. La constante de equilibrio expresada en función de las concentraciones se simboliza Kc. Aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K, para una reacción determinada permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.

50. EQUILIBRIO QUIMICO Supongamos la siguiente reacción reversible: A, B, P, Q: especies químicas que participan. a, b, p, q: coeficientes de la ecuación química balanceada. De acuerdo a la Ley de Acción de Masas la condición de equilibrio se expresa mediante la siguiente relación: Una vez que conocemos la ecuación química balanceada que comprende a un equilibrio, podemos escribir la expresión de equilibrio, aunque no conozcamos el mecanismo de la reacción. La expresión de equilibrio solo depende de la estequiometria de la reacción. El valor de Kc correspondiente a una reacción solo puede cambiar cuando se modifica la temperatura. Para hallar el valor numérico de Kc hay que medir las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio y reemplazar en la expresión de Kc.