sábado, 10 de noviembre de 2012
martes, 18 de septiembre de 2012
DISOLUCIÓN Y SOLUBILIDAD
El fenómeno de la disolución
Cuando un terrón de azúcar se introduce en un vaso
lleno de agua, al cabo de un tiempo parece, a primera vista, que se ha
desvanecido sin dejar rastro de su presencia en el líquido. Esta aparente desaparición
parece indicar que el fenómeno de la disolución se produce a nivel molecular.
La disolución de un sólido supone la ruptura de los
enlaces de la red cristalina y la consiguiente disgregación de sus componentes
en el seno del líquido. Para que esto sea posible es necesario que se produzca
una interacción de las moléculas del disolvente con las del soluto, que recibe
el nombre genérico de solvatación. Cuando una
sustancia sólida se sumerge en un disolvente apropiado, las moléculas (o iones)
situadas en la superficie del sólido son rodeadas por las del disolvente; este
proceso lleva consigo la liberación de una cierta cantidad de energía que se
cede en parte a la red cristalina y permite a algunas de sus partículas
componentes desprenderse de ella e incorporarse a la disolución. La repetición
de este proceso produce, al cabo de un cierto tiempo, la disolución completa
del sólido. En algunos casos, la energía liberada en el proceso de solvatación
no es suficiente como para romper los enlaces en el cristal y, además,
intercalar sus moléculas (o iones) entre las del disolvente, en contra de las
fuerzas moleculares de éste.
Para que la energía de solvatación tome un valor
considerable es necesario que las interacciones entre las moléculas del soluto
y entre las del disolvente sean de la misma naturaleza. Sólo así el fenómeno de
la solvatación es lo suficientemente importante como para dar lugar por sí solo
a la disolución del cristal. Ello explica el viejo aforismo de que «lo
semejante disuelve a lo semejante». Los disolventes apolares como el agua son
apropiados para solutos polares como los sólidos iónicos o los sólidos formados
por moléculas con una cierta polaridad eléctrica. Por su parte, los disolventes
apolares, como el benceno (C6H6), disuelven las sustancias
apolares como las grasas.
Junto con los factores de tipo
energético, como los considerados hasta ahora, que llevan a un sistema
sólido/líquido a alcanzar un estado de menor energía potencial, otros factores
determinan el que la disolución se produzca o no de forma espontánea. Esta
afirmación está respaldada por dos tipos de fenómenos: en primer lugar la
existencia de procesos de disolución que implican una absorción moderada de
energía del medio, lo cual indica que el sistema evoluciona hacia estados de
mayor energía interna; en segundo lugar sustancias apolares como el
tetracloruro de carbono (CCl4), aunque poco, se llegan a disolver en
disolventes polares como el agua.
Los procesos físico-químicos están influidos,
además, por el factor desorden, de modo que
tienden a evolucionar en el sentido en el que éste aumenta. La disolución, sea
de sólido en líquido, sea de líquido en líquido, aumenta el desorden molecular
y por ello está favorecida. Contrariamente, la de gases en líquidos, está
dificultada por el aumento del orden que conllevan. Del balance final entre los
efectos de ambos factores, el de energía y el de desorden, depende el que la
disolución sea o no posible.
La solubilidad
Las sustancias no se disuelven en igual medida en
un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un
disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe
el nombre de solubilidad. La capacidad de
una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es
ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto
a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se
depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada.
Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente
determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una
temperatura dada.
Las solubilidades de sólidos en líquidos varían
mucho de unos sistemas a otros. Así a 20 °C la solubilidad del cloruro de sodio
(NaCl) en agua es 6 M y en alcohol etílico (C2H6O), a esa
misma temperatura, es 0,009 M. Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M se
suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por
debajo de 0,1 M se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se
aleja bastante de este valor de referencia.
La solubilidad depende de la temperatura; de ahí
que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la
mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura. Se
trata de procesos en los que el sistema absorbe calor para apoyar con una
cantidad de energía extra el fenómeno la solvatación. En otros, sin embargo, la
disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye
al aumentar la temperatura.
Propiedades de las disoluciones
La presencia de moléculas de soluto en el seno de
un disolvente altera las propiedades de éste. Así, el punto de fusión y el de
ebullición del disolvente cambian; su densidad aumenta, su comportamiento
químico se modifica y, en ocasiones, también su color. Algunas de estas
propiedades de las disoluciones no dependen de la naturaleza del soluto, sino
únicamente de la concentración de la disolución, y reciben el nombre de propiedades coligativas.
Propiedades Coligativas
Se denomina así a las propiedades que dependen del
número de moles disueltos en un determinado disolvente.
Aumento ebulloscópico: aumento del punto
de ebullición de una solución con respecto al del solvente puro.
Descenso crioscópico: disminución del
punto de solidificación de una solución con respecto al del solvente puro.
Si el agua contiene un soluto como la sal (para el
caso salmuera), las moléculas del mismo se interponen entre las del líquido,
dificultando la ebullición y produciendo un aumento ebulloscópico. Si
quisiéramos congelar la salmuera deberíamos bajar de 0 °C para lograrlo.
Entonces:
- La salmuera ebulle a más de 100 °C.
- La salmuera se solidifica a menos de 0 °C.
Otro ejemplo es el "líquido refrigerante"
para los motores, el más común es una solución de glicerol y agua.
Aprovechando el aumento ebulloscópico y el descenso
crioscópico se pueden calcular pesos moleculares.
lunes, 17 de septiembre de 2012
Clasificación de los compuestos inorgánicos y sus mecanismos de reacción.
De acuerdo con los elementos que los forman, los compuestos químicos inorgánico se clasifican por grupos que poseen la misma característica y comportamiento. Estos grupos, llamados también funciones, están estructurados de la siguiente manera:
- Óxidos básicos
- Óxidos ácidos
- Hidruros
- Hidróxidos
- Ácidos
- Sales
Óxidos básicos: Estos compuestos están formados por la unión de un metal y oxígeno; se encuentran comúnmente e la naturaleza, ya que se obtienen cuando un metal se pone en contacto con el oxigeno del medio ambiente, y que con el paso del tiempo se va formando óxido del metal correspondiente. Pueden prepararse industrialmente mediante la oxidación de los metales. Ejemplos: óxido de calcio, óxido plúmbico:
Metal + Oxígeno à Óxido básico
2Ca2 + O2 (2-) à 2CaO (Óxido de Calcio)
Pb4 + O2 (2-) à PbO2 (Óxido Plúmbico)
En este caso, el calcio tiene el mismo número de oxidación que el oxigeno, 2+ y 2- respectivamente; por lo tanto, su relación es 1 a 1. Por otra parte, la molécula de todos los metales es monoatómica y la del oxigeno es diatómica; en consecuencia, se requieren dos moléculas de calcio para reaccionar con la del oxigeno y formar dos moléculas e óxido de calcio. El numero de oxidación del plomo es 4+, mientras que el de cada oxigeno es 2-; por lo tanto la relación es de un átomo de plomo por dos de oxigeno (1 a 2).
Óxidos ácidos: Se forman al hacer reaccionar el oxígeno con elementos no metálicos. Como interviene el oxigeno en su formación, son también conocidos como óxidos, pero para diferenciar un óxido básico de un óxido ácido, a estos últimos se les nombra anhídridos. Ejemplos: óxido carbónico (oxido de carbono), óxido hipocloroso.
No Metal + Oxigeno à Óxido ácido
C + O2 ( à CO2 (óxido carbónico)
2Cl2 + O2 à Cl2O (óxido hipocloroso)
El oxigeno y el cloro son moléculas diatómicas, es decir, formadas por dos átomos. Cada átomo de oxígeno tiene como numero de oxidación 2- y cada átomo de cloro 1+; en consecuencia, se necesitan dos átomos de cloro para unirse a un átomo de oxígeno; o bien, cuatro átomos de cloro por dos de oxígeno para formar dos moléculas de anhídrido hipocloroso.
Hidruros: Son compuestos formados de la unión del hidrogeno con elementos metálicos como el hidruro de estroncio, etc. La formación de los hidruros es el único caso en que el hidrogeno trabaja con valencia negativa. Ejemplos: hidruro de sodio, hidruro cúprico.
Metal + Hidrógeno à Hidruro
2Na1+ + H2 (1-) à 2NaH (hidruro de sodio)
Cu2+ + H2 (1-) à CuH2 (hidruro cúprico)
Hidróxidos: Se caracterizan por llevar en su molécula el radical (OH-) llamado radical oxhidrilo o hidroxilo. Se forman al agregar agua a un óxido metálico. Ejemplos: hidróxido de calcio, hidróxido plúmbico:
Metal + Agua à Hidróxido
CaO + H2O à Ca(OH-) (hidróxido de calcio)
PbO2 + 2H2O à Pb(OH)4 (hidróxido plúmbico)
Ácidos: Tienen la característica de que sus moléculas inician siempre con el hidrógeno. Pueden ser:
- Hidrácidos: Se forman con el hidrógeno y un no metal. Ej.: ácido bromhídrico, ácido clorhídrico.
- Oxiácidos: Son aquellos que llevan oxígeno en su molécula además del hidrógeno y el no metal. Ej.: ácido sulfúrico, ácido nítrico.
Sales: Son compuestos que provienen de la sustitución de los hidrógenos de los ácidos por un metal, cuando reacciona un ácido con un hidróxido; por lo tanto, de los hidrácidos resultan las sales haloideas o binarias, las cuales quedan formadas por un metal y un no metal. Ej.: cloruro de sodio, sulfuro de plata:
Hidrácido + Hidróxido à Sal haloidea o binaria + Agua
De los oxiácidos pueden formarse tres tipos de sales: oxisales neutras, ácidas y complejas.
- Oxosales neutras: Se forman cuando se sustituyen totalmente los hidrógenos del ácido. Ej.: nitrato de sodio, sulfato de potasio.
- Oxosales ácidas: Se obtienen cuando la sustitución de los hidrógenos es parcial.
- Oxosales complejas: Resultan de la sustitución de los hidrógenos del ácido por dos o tres metales diferentes. Ej.: fosfato de calcio y potasio.
domingo, 12 de agosto de 2012
domingo, 5 de agosto de 2012
martes, 8 de mayo de 2012
Trabajos Prácticos
Trabajo realizado por Tania Abasto de 3° 2 del Colegio Sarmiento sobre el tema Modelos Atómicos
lunes, 7 de mayo de 2012
domingo, 22 de abril de 2012
Estados de Agregación de la Materia
La Materia
Al hombre siempre le intrigó saber cómo estaba constituida la materia y cuáles eran sus propiedades. En un principio, tuvo contacto con ella sólo con fines alimenticios y de protección, y modeló las piedras para su defensa y ataque. Posteriormente, se maravilló con el descubrimiento de metales como el cobre, el oro y el estaño que trabajó con el calor de sus fogatas y que introdujo en las cavernas para darles luminosidad con su resplandor. En el Oriente, luego, el hombre incursionó en la transformación de la materia, fabricando tinturas que aplicó, por ejemplo, en los géneros. Hasta nuestros días, recordamos la figura de Demócrito, quien decía que la materia estaba formada por partículas. En la actualidad, debido a las investigaciones, se sabe que la materia está formada por pequeñas partículas llamadas átomos. Los átomos se agrupan y forman moléculas, las cuales se ordenan y constituyen la materia.
La materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. La materia puede encontrarse en los tres ESTADOS DE LA MATERIA.
Estado Sólido- Estado Líquido- Estado Gaseoso
1. ESTADO SÓLIDO
Un sólido es una sustancia formada por moléculas que se encuentran estrechamente unidas entre sí mediante una fuerza llamada fuerza de cohesión, las partículas están muy unidas, y solo vibran en su puesto. La disposición de estas moléculas le da un aspecto de dureza y de rigidez con el que frecuentemente se le asocia. La forma definida de los sólidos es producto de la fuerza de cohesión que mantiene unidas a las moléculas. Los sólidos son duros y presentan dificultad para comprimirse. Esto se explica porque las moléculas que los forman están tan cerca, que no dejan espacios entre sí. Entre ellas prevalecen las fuerzas de atracción ó cohesión.
Si miras a tu alrededor, notarás que todos los sólidos tienen una forma definida. Esta característica se mantiene, salvo que actúe sobre ellos una fuerza tan grande que los deforme. Los Sólidos tienen dificultad para comprimirse y tienen forma definida.
2. ESTADO LÍQUIDO
Un líquido es una sustancia formada por moléculas que están en constante movimiento de desplazamiento y que se deslizan unas sobre las otras. La disposición de estas moléculas le da un aspecto de fluidez con la que frecuentemente se les asocia.
¿A qué se debe que los líquidos cambien de forma? Si aplicas fuerza sobre la superficie del agua de una cubeta, observarás que ésta pierde su aspecto inmóvil y que puedes distinguir su movimiento a través de la formación de ondas en la superficie.
Los líquidos son fluidos porque no tienen forma propia, sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene. Por ejemplo, si echas igual cantidad de un líquido en un tubo de ensayo, a un plato o en una botella, éstos adoptarán la forma de cada uno de estos objetos. Si observas algunos líquidos notarás que ninguno de ellos tiene forma definida y que, al igual que los sólidos, tampoco pueden comprimirse. Si intentas comprimir el agua de la cubeta notarás que se escurre hacia los lados, pero que no disminuye su volumen.
¿A qué se debe el cambio de forma que pueden presentar los líquidos?
La forma indefinida de los líquidos se debe a que la fuerza de atracción que mantiene unidas las moléculas es menos intensa que la fuerza que mantiene unidas las moléculas de los sólidos. Alguna vez habrás jugado a echarle agua a una jeringa y habrás empujado el émbolo. ¿Qué has observado?¿Por qué los líquidos son incompresibles?
Los líquidos son incompresibles porque las moléculas que los constituyen están tan unidas que no pueden acercarse más; sólo pueden deslizarse las unas sobre las otras.
Los Líquidos Tienen forma indefinida Son incompresibles
Los líquidos, AL igual que los sólidos, presentan propiedades específicas entre las cuales señalaremos:
Volatilidad, es decir, facilidad para evaporarse. Esta propiedad se aprecia claramente al dejar abierto un frasco con alcohol, en que se percibe su olor y disminuye el volumen.
Viscosidad, es decir, dificultad al escurrimiento. ¿Has dado vuelta alguna vez una botella de aceite o, tal vez, has echado aceite al motor de un vehículo? ¿Observas lo mismo al derramar un vaso .con agua? La diferencia en la observación se debe a la viscosidad.
Estas propiedades se presentan en mayor o menor grado en todos los líquidos. Los perfumes, la bencina y la parafina son líquidos volátiles. La miel y la leche condensada son líquidos viscosos.
3-Estado gaseoso
Un gas es una sustancia formada por moléculas que se encuentran separadas entre sí. Esta disposición molecular le permite tener movilidad, por lo que no posee forma propia y puede comprimirse. En él la fuerza de cohesión es nula y ha sido remplazada por la fuerza de repulsión entre las moléculas. ¿Por qué los gases no poseen forma propia? Los gases no poseen forma propia, porque las moléculas que los forman se desplazan en todas direcciones y a gran velocidad; por esta razón los gases ocupan grandes espacios. El olor a comida que se prepara en la cocina se esparce por toda la casa con rapidez, porque las moléculas tienden a ocupar todo el espacio disponible. ¿Por qué los gases pueden comprimirse? Los gases pueden comprimirse debido a la disposición separada de las moléculas que los compone. Si aplicas una fuerza intensa al émbolo de una jeringa con aire y tapas con el dedo su extremo anterior, notarás que el espacio ocupado por el gas disminuye. Esto se debe a que las moléculas se acercan entre sí y ocupan un menor espacio, el cual depende de la magnitud de la fuerza aplicada.
Todo en el Universo está formado por materia. La materia se puede encontrar en 3 estados de agregación o estados físicos: sólido, líquido y gaseoso. Sus propiedades son:
SÓLIDO
|
LÍQUIDO
|
GAS
|
 |  |  |
|
|
· Masa constante
· Volumen variable
· Forma variable
|
La teoría cinética
La teoría cinética nos indica que la materia, sea cual sea su estado, está formada por partículas tan diminutas que no se pueden observar a simple vista y que, además, se encuentran en continuo movimiento. Ese estado de movimiento depende de la temperatura, siendo mayor conforme más alto es el valor de dicha temperatura.
Los estados de agregación y la teoría cinética
La teoría cinética es capaz de explicar porqué una misma sustancia se puede encontrar en los 3 estados: sólido, líquido y gas. Esto depende sólo de la manera de agruparse y ordenarse las partículas en cada estado.
Estado sólido: La teoría cinética explica este estado como puede verse en esta página web y en esta otra.
La temperatura de los cuerpos y la teoría cinética
Cuando calentamos un cuerpo, sus partículas se mueven más deprisa con lo cual aumentan su energía cinética. Si lo enfriamos ocurre lo contrario: disminuye la energía cinética de las partículas. La energía cinética es la energía que tiene un cuerpo en movimiento.
La temperatura es la medida de la energía térmica (energía cinética media de todas las partículas que forman un cuerpo) de una sustancia. Se mide con un termómetro. Las escalas más empleadas para medir esta magnitud son la Escala Celsius (o centígrada) y la Escala Kelvin. 1ºC es lo mismo que 1 K, la única diferencia es que el 0 en la escala Kelvin está a - 273 ºC.
En la escala Celsius se asigna el valor 0 (0 ºC) a la temperatura de congelación del agua y el valor 100 (100 ºC) a la temperatura de ebullición del agua. El intervalo entre estas dos temperaturas se divide en 100 partes iguales, cada una de las cuales corresponde a 1 grado.
En la escala Kelvin se asignó el 0 a aquella temperatura a la cual las partículas no se mueven (temperatura más baja posible). Esta temperatura equivale a -273 ºC de la escala Celsius.
Para convertir ambas temperaturas, tenemos que tener en cuenta que:
T (K) = t(ºC) + 273
En esta página, Calor y temperatura, puedes ver lo que es la temperatura y su relación con el calor.
Un cambio de estado es el paso de un estado de agregación a otro en una sustancia como consecuencia de una modificación de la temperatura (o de presión). Ver página.
Existen varios cambios de estado, que son:
- Fusión: Es el paso de una sustancia de sólido a líquido. La temperatura a la que esto ocurre se llama Temperatura de fusión o punto de fusión de esa sustancia. Mientras hay sólido convirtiéndose en líquido, la temperatura no cambia, se mantiene constante. Por ejemplo, en el agua el punto de fusión es 0 ºC; mientras haya hielo transformándose en agua la temperatura no variará de 0 ºC. Esto ocurre porque toda la energía se invierte en romper las uniones entre partículas y no en darles mayor velocidad en ese tramo. Puedes verlo en esta página.
- Solidificación: Es el cambio de estado de líquido a sólido. La temperatura a la que ocurre es la misma: el punto de fusión.
- Vaporización: Es el cambio de estado de líquido a gas. Se puede producir de 2 formas: evaporación y ebullición. La evaporación se produce sólo en la superficie del líquido y a cualquier temperatura, se escapan las partículas más energéticas del líquido. Por el contrario, la ebullición se produce en todo el líquido y a una temperatura característica llama temperatura o punto de ebullición. Por ejemplo, en el agua es de 100 ºC y se mantiene mientras hay agua pasando a vapor. En esta página puedes ver la diferencia entre ambas formas de vaporización.
- Condensación: Es el cambio de estado de gas a líquido. La temperatura a la que ocurre es el punto de ebullición.
- Sublimación: Es el cambio de estado de sólido a gas (sin pasar por el estado líquido). Esto ocurre, por ejemplo, en sustancias como: alcanfor, naftalina, yodo, etc. Un buen ejemplo práctico serían los ambientadores sólidos o los antipolillas.
- Sublimación inversa: Es el cambio de estado de gas a sólido (sin pasar por el estado líquido).
En esta animación puede verse cómo se producen los cambios de estado y, al mismo tiempo, qué les ocurre a las partículas de la sustancia.
Los cambios de estado se suelen representar en unas gráficas llamadas gráficas de calentamiento o gráficas de enfriamiento que son iguales para todas las sustancias, ya que sólo varían en su punto de fusión y en su punto de ebullición, que son propiedades características de cada sustancia. Un ejemplo de estas gráficas se puede ver en la siguiente animación, que muestra la gráfica al mismo tiempo que el cambio de estado.
Los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias puras tienen valores constantes y cada sustancia pura tiene su propio punto de fusión y de ebullición. Por ejemplo, el agua tiene como punto de fusión 0 ºC y como punto de ebullición 100 ºC (a la presión del nivel del mar), el alcohol etílico tiene punto de fusión -114 ºC y punto de ebullición 78 ºC. En la siguiente tabla puedes ver algunos ejemplos:
Sustancia
|
P. F. (ºC)
|
P. E. (ºC)
|
Agua
|
0
|
100
|
Etanol
|
- 114
|
78
|
Sodio
|
98
|
885
|
Hierro
|
1540
|
2900
|
Mercurio
|
- 39
|
357
|
Oxígeno
|
- 219
|
- 183
|
domingo, 8 de abril de 2012
domingo, 25 de marzo de 2012
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