Apuntes de Quimica y Sociedad Versión 2015 (1)

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Depósito Legal, conforme a la Ley Registro Propiedad Intelectual Inscripción N° 103.576 Versión Actualizada 1° Semestre 2006

Universidad Técnica Federico Santa María Departamento de Química

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Apuntes de

Química y Sociedad -nuevo cuaderno de trabajo-

Autores por Capítulos Dr. Patricio Reveco Olivares

Capítulo 1

Dr. Mario Ollino Ordenes

Capítulo 2

Dr. Mario Ollino Ordenes

Capítulo 3

Dr. Arie Aizman Rosenblum y Dr. Nicolás Schiappacasse Poyanco

Capítulo 4

Dr. Patricio Reveco Olivares

Capítulo 5

Dr. Patricio Reveco Olivares y Dr. Nicolás Schiappacasse Poyanco

Capítulo 6

Dr. Mario Ollino Órdenes

Capítulo 7

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 2015 -3-


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PRESENTACIÓN En 1998 se preparó por primera vez el texto Apuntes de Química y Sociedad, Cuaderno de Trabajo, para guiar y ayudar a los alumnos del primer año de ingeniería de esta Universidad, en la asignatura de Química y Sociedad. Gran parte del material de estos apuntes fue elaborado desde el texto de referencia de la asignatura, Chemistry in Context, Appliying Chemistry to Society, de los autores A. Truman Schwatz, D.M. Bruce, R. G. Silberman, C.L. Stariesky, W.I. Stratton, A. P Zipp. Este texto fue un proyecto de American Chemical Society y fue publicado por Wn. C. Brown Communications Inc. En 1994. Transcurridos algunos años, hemos gradualmente introducido algunos cambios en el material inicial, actualizando información, y agregando ejemplos en varios tópicos, con el objetivo de mejorar el apoyo a nuestros alumnos. Así, el año 2006 editamos la tercera versión intitulada Apuntes de Química y Sociedad, Nuevo Cuaderno de Trabajo. El curso Química y Sociedad presenta al estudiante problemáticas de la realidad cotidiana, que afectan nuestra sociedad actual y que tienen una importante componente química, motivándolo a indagar y querer conocer los conceptos fundamentales involucrados, necesarios para entenderlas. Esto se logra a través de clases expositivas, clases de ejercicios y sesiones de laboratorio. Estos apuntes constan de 7 capítulos que fueron preparados por los siguientes profesores del Departamento de Química de nuestra Universidad:

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

El aire que respiramos, por Patricio Reveco Olivares Protegiendo la capa de ozono, por Mario Ollino Ordenes La química del calentamiento global, por Mario Ollino Ordenes Energía, química y sociedad, por Arie Aizman Rosenblum y Nicolás Schiappacasse Poyanco El agua, por Patricio Reveco Olivares Lluvia ácida: neutralizando sus causas, por Patricio Reveco Olivares y Nicolás Schiappacasse Poyanco Electroquímica, por Mario Ollino Ordenes

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Resulta importante destacar que el material presentado en estos Apuntes se debe complementar y profundizar con el texto Química, la Ciencia Central, 7° edición, de los autores T.L. Brown, H.E. Le May, B. E. Bursten. Para ayudar a conectar estos Apuntes con el referido texto, se adjunta al comienzo de cada capítulo un listado de las secciones específicamente recomendadas. En la medida que estos apuntes realmente ayuden a nuestros alumnos, como material de apoyo de los temas desarrollados en la asignatura, sentiremos que el esfuerzo de publicarlos ha sido justificado.

Profesores de la Asignatura Química y Sociedad Departamento de Química, UTFSM

Valparaíso, Marzo de 2015.


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Capítulo 1 El aire que respiramos Objetivos Principales: a. b. c. d. e.

Tener una visión microscópica de la materia. Conocer de átomos, moléculas y compuestos. Poder usar unidades especialmente definidas para referirse a bajas concentraciones de sustancias. Comprender el concepto de cambio químico y su representación a través de la ecuación química. Conocer del principio de conservación de la masa en una reacción química, visualizando que la conservación de átomos es equivalente microscópicamente al principio de conservación de masas.

Objetivos Secundarios: f. g. h.

Conocer los principales contaminantes atmosféricos y sus fuentes. Tener una visión general de la situación de contaminación atmosférica en Chile. Tener una primera idea de la complejidad que suele estar asociada a un problema ambiental.

Material bibliográfico complementario: Brown, Le May; Química, la Ciencia Central 7ª Edición - Capítulo 1 (pág. 1) completo - Capítulo 2 (pág.37) secciones 2.1 a 2.5 - Capítulo 18 (pág. 663) sección 18.1 9ª Edición - Capítulo 1 (pág. 1) completo - Capítulo 2 (pág. 35) secciones 2.1 a 2.6 - Capítulo 18 (pág. 703) sección 18.1

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1-1

Química y Sociedad Capítulo 1 : El Aire que respiramos

Capítulo 1 El aire que respiramos

C o m ppoosici el A ire sició n ddel

1%

Unidades u

El contenido porcentual de CO2 o dió dióxido de carbono en el aire es 0,035%, esta cantidad se puede expresar como 0,035 350 = 100 1000000 o 350 [ppm] (partes por milló millón)

u

En gases el porcentaje se refiere a % en partí partículas o % en volumen que son numé numéricamente iguales como se verá verá más adelante

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1-2


Descripción de la atmósfera u Las

concentraciones

relativas

de

los

principales componentes del aire son casi constantes a diferentes alturas u La densidad del u

aire disminuye con la altura

La presió presión atmosfé atmosférica, rica, esto es, la fuerza con que la atmósfera presiona una área determinada, disminuye con la altura

Descripción de la atmósfera u

La atmó tropósfera, sfera, estrató estratósfera, atmósfera se divide en tropó mesó mesósfera, sfera, termó termósfera y exó exósfera

u

Por cada 5 [km [km]] de aumento en altura la presió presión disminuye aproximadamente a la mitad

u

Por encima de los 100 [km [km]] prá prácticamente hay un vací vacío perfecto

Relació Relación presión vs altitud en la atmó atmósfera

Estratósfera

Capa de ozono

Tropósfera

Presión [atm]


- 10 -

Altitud [milla]

Altitud [km]

Mesósfera

1-3


Un respiro u En cada respiració respiración ingresamos 500 [mL]

de aire

Luego, en un dí día usamos 18 . 0,5 . 60 . 24 [L] de aire o sea 12.960 [L] = 12,96 [m3] u De

los 500 [mL] de aire ingresados, sólo 350 [mL]

ingresan al alvé alvéolo (app. un 70%) u Se

podrí podría renovar 1.500 [mL] adicionales y 1.000

[mL] permanecen (capacidad normal 3.000 [mL])

Tabla 1.1

Composició Composición tí típica del aire inhalado y exhalado

Tabla 1.2

Principales contaminantes de la atmó atmósfera ( a nivel de tropó tropósfera)

Fuente: National Ambient Air-Quality Standards, EE.UU. ,1990

- 11 -

1-4


Partículas totales en suspensión (PTS) Son

pequeñ pequeñas partí partículas só sólidas con un diá diámetro

menor de 50 micrones [m [mm], siendo mayor su penetración cuando menor es su tamaño La

fracció fracción respirable (PM10) la constituyen aquellas

con un tamañ tamaño inferior a 10 [m [mm], dentro de las que se destacan las partí partículas de menos de 2,5 [m [mm], que son capaces de llegar a los alvé alvéolos pulmonares, de donde no pueden salir

Fracción de partículas respirables PM10 Sustancias tóxicas típicas absorbidas en la superficie de estas partículas


Þ

Plomo

Þ

Sulfatos

Þ

Hidrocarburos aromáticos polinucleares

Þ

Hollí Hollín

- 12 -

1-5


Tabla 1.4 Monóxido de carbono (CO) Emisores

Porcentaje

Residencias y otros

4,9

Industrias

3,5

Vehículos no catalíticos

73,3

Vehículos catalíticos

18,3

Fuente: Universo de fuentes emisoras de contaminantes atmosféricos e inventario real de emisiones para Santiago. CENMA U. De Chile 2000

Tabla 1.5 Efectos de la exposición continua a varios niveles de CO

Tabla 1.6

Dióxido de azufre (SO2)

Fuente: Universo de fuentes emisoras de contaminantes atmosféricos e inventario real de emisiones para Santiago. CENMA U. De Chile 2000

- 13 -

1-6


Tabla 1.7 Índice de gases y material particulado respirable

0 [µg/m3]

Valores indican inicio de cada tramo de calidad (valores en [ppm]) Fuente: Resolución 369 del 12.04.88 del Ministerio de Salud

Tabla 1.8

Calificación, índice y efectos en la salud humana

* Emergency episode plans and episode action plans. EPA. Fuente: Resolución 369 del 12.04.88 del Ministerio de Salud

Tabla 1.8.1

Índice y calificación, según normas de la OMS, para diversos gases y material particulado

Índice

Calificación para

O3 < 50

NO2

PM10

Bueno

Bueno

Bajo

Regular

Bajo

Bueno

Moderado

101- 150

Malo

Moderado

Bajo

Malo

151- 200

Muy malo

Moderado

Moderado

Muy malo

200- 300

Malo

Moderado

300- 400

Muy malo

Malo

50- 100

> 400


SO2 Bajo

- 14 -

Muy malo

1-7


Tabla 1.9

Concentración de contaminantes por 1 [m3] de atmósfera ( en un día de alta contaminación )

Tabla 1.10 Contaminantes por tipo de fuente (1 día)

QUÍMICA Ciencia que estudia la materia y sus cambios

- 15 -

1-8


Clasificación de la materia Materia

Materia Heterogénea

Cambios físicos

Materia Homogénea

Cambios

Sustancias Puras

Compuestos

Soluciones Homogéneas

físicos

Cambios

Elementos

quí químicos

Ta bla b la p eri ó dica d e lo s elem ele m en e n to s M etales

He

M etalo id es

Ne

N o M etales G ases N ob les

Ar Kr Xe Rn

D b S g B h UHnso UMne tt /

/

/

/

/

L an tán id o s A ctín ido s**

Molécula:

Agrupación de dos o más átomos Átomos iguales

Elemento

Ej.: Oxígeno O2, Nitrógeno N2, etc..

Átomos diferentes

Compuesto

Ej.: Agua H2O, sal NaCl, azúcar C6H12O6, etc.


- 16 -

/

1-9


E lem en to s qu rm an im pples le s e ntos q uee fo form a n m o l é culas cu las ssim O xíg eno Hidróg en o, H 2 O xíg eno

N itró gen o, N 2

O zon o,

Fórmulas estructurales de moléculas simples amoniaco, NH3

alcohol etílico, C2H5OH

U n a m ol fila o lé ccuula la m á s ccoom m p leja leja:: clo ro rofila

H

N

C Mg

R

O

- 17 -

1 - 10


Tabla 1.11 Clasificació Clasificación de la materia

Reacción Química

Ecuación química uReactivo(s)

Producto(s)

uEjemplo:

C3H8 (g) + 5O2 (g)


- 18 -

3CO2 (g) + 4H2O(g)

1 - 11


Quemando hidrocarburos u Hidrocarburos:

CxHy u Combustió Combustión Completa:

CxHy + ( x + y/4 ) O2

x CO2

+ y/2 H2O

8 CO2

+ 9 H2O

u Ejemplo:

C8H18 + ( 25/2 ) O2

Combustión de la gasolina u Combustión completa:

2C8H18 + 25O2

16CO2 + 18H2O

u Combustión incompleta:

2C8H18 + 17O2

16CO + 18H2O

de las reacciones en el convertidor catalí catalítico:

u Una

2CO + O2

2CO2

Contaminación atmosférica en Chile

- 19 -

1 - 12


Principales fuentes de emisió emisión de contaminantes atmosféricos en Chile u Fundiciones, plantas de tostació tostación y

grandes

consumidores de combustible u Plantas

de celulosa

u Plantas

de harina de pescado

Tabla 1.12

Fuentes de emisiones en la Regi Regió ón Metropolitana de Santiago y contaminantes atmosfé atmosféricos [ton/añ [ton/año] en 2000 NH3

F u e n t es m ó v i le s

9 33

C a l d e r as y h o r n o s i n d u s t ri a l e s

59

M o t o r e s i n d u st r ia l e s d e g e n er a ci ó n e l e ct r ic i d a d

16

C a l d e r as d e c a le f a c c i ó n

22

I n c i n e r ad o r e s d e re s i d u o s

0

P r o c e s os i n d u s t ri a l es

1 03

P r o c e s os e va p o ra t i vo s pu ntua le s

0

C o m b u s t ió n r e si d en c i al

1 29

P r o c e s os e va p o ra t i vo s re s i d e n ci a l e s

1. 9 2 8

P r o c e s os e va p o ra t i vo s c om e rc i al e s

0

D i s p o si c i ó n d e re s i du o s

21

Q u e m as

66

E m i s io n e s b i o g é n i c a s

2 2. 0 5 0

A c ti v id a d e s ag rí c o la s

4. 0 6 3

N o c l a s if i c ad o s

0

T o ta l F u e nt e:

2 9. 3 9 1 I n t en d e n c i a R e g i ó n M e t r o p o li t a n a / C e n m a / U c h il e 2 0 0 0 . F u e n t e s E m i s o r a s d e Co n t a m i n a n t e s A t m o s f é r i co s e I n v e n t a r i o R e a l d e C o n t a m i n a n te s p a r a S a n ti a g o

Tabla 1.13 Emisiones de SO2 de fundiciones y otras megafuentes [ton/año] Fundiciones de cobre

1.886.593

91,74

Planta de tostación

38.031

1,85

Plantas termoeléctricas

99.362

4,83

Plantas de cemento

9.408

0,46

Refinerías de petróleo

3.600

0,17

Plantas de azúcar Acerías Total


%

- 20 -

8.336

0,41

11.086

0,54

2.056.416

100,00

1 - 13


Tabla 1.14 Emisiones de contaminantes atmosféricos (ton/año) de las Plantas de Celulosa

PTS

SO²

CO

H²O

Sulfurados

5.242

6.827

41.330

12.812

4.340

Fuente: Stainer, A. 1991. Principales Emisiones de Contaminantes Atmosféricos y Algunos Medios para su control. CEPAL, LC/R. 983

Emisiones de contaminantes atmosfé atmosféricos de Plantas de harina de pescado u Los olores se deben a: Þ

Ácido sulfhídrico, H2S

:

32

Þ

Trimetilamina, (CH3)3N

:

586

u Estas

cantidades corresponden a las [ton/año] emitidas por cada 1 millón de [tonelada] producidas de harina

La palabra “Smog” u

Smoke +

Fog

= Smog

u

Humo + Neblina = Smog

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1 - 14


Tipos de Smog u

Tipo Londres (formació (formación de aerosoles): SO2 + Cenizas + H2O (g) + otros 2 SO 2

+ O2

2 SO3

SO 3

+ H 2O

H2SO4

En su acció acción quí química, es de tipo reductor

Tipos de Smog u

Fotoquí Fotoquímico: NOx + O3 + Olefinas Ozonizadas + Peró Peróxidos Orgá Orgánicos + Hidrocarburos En su acción es de tipo oxidante


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1 - 15


Un reactor quí automóvil químico llamado automó u

Gasolina con plomo (o tetraetilplomo), tetraetilplomo), que se agrega para ayudar a la combustió combustión (é (ésta es má más suave y pareja), es una fuente de plomo en la atmó atmósfera

u

Plomo es altamente tó tóxico. Es un veneno que se acumula y que puede causar una variedad de problemas neuroló neurológicos, especialmente en niñ niños

u

El uso de convertidores catalíticos obligó a formular gasolina sin plomo, ya que este elemento envenena el catalizador

Un reactor químico llamado automóvil u

En el motor del automó automóvil, vil, debido a las altas temperaturas y presiones, el oxí oxígeno reacciona con el nitró nitrógeno del aire para formar NO y NO2

u

NO y NO2 son en sí sí mismos extremadamente tó tóxicos, pero ademá además, en la presencia de la luz solar, solar, reaccionan con fragmentos de gasolina y con el O2 del aire para formar ozono y otras sustancias muy irritantes

u

Smog fotoquí fotoquímico es el resultado de la presencia de estos compuestos y de sus productos de reacció reacción con la asistencia de luz

Evaluando y aceptando riesgos uA

partir de datos cientí científicos se evalú evalúa la probabilidad de que una actividad determinada cause dañ daños a la sociedad, a corto, mediano o largo plazo evaluación de riesgos para polutantes del aire requiere del conocimiento de dos factores:

u La

Þ

Toxicidad

Þ

Exposición

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1 - 16


Toxicidad y Exposición u Toxicidad: Determinació Determinació n del peligro intrí intrínseco y su cuantificació cuantificación. Es má más difí difícil de determinar y requiere muchos añ años de observació observación para que los datos sean estadí estadísticamente válidos y reflejen en forma segura el riesgo a largo plazo u Exposició Exposición: Depende de la concentració concentración en el aire, del tiempo que la persona está está expuesta y de la cantidad de aire inhalada en ese tiempo dado

Un respiro a nivel atómico u

Un respiro tí [molécula] típico contiene app. 2 · 1022 [molé

u

¿Cuá Cuá l es el nú número de molé moléculas de CO en un respiro? Se puede estimar considerando que el lílímite permitido de CO es del orden de 9 [ppm] segú según el siguiente cá cálculo:

# moléculas CO = 2 ⋅ 1022 ⋅

9 = 1,8 ⋅ 1017 6 10

= 2 · 1017 molé moléculas de CO ( ¡Cifras significativas significativas!! )

Un respiro a nivel atómico


u

Un respiro contiene molé moléculas de cientos y tal vez miles de diferentes compuestos la mayorí mayoría en concentraconcentraciones minú minúsculas

u

Es imposible decir si son de origen natural o artificial (aú (aún SO x y NOx tambié también provienen de fuentes naturales)

u

“Natural” Natural” no es necesariamente bueno y “hecho por el hombre” hombre” no es necesariamente malo

u

Lo importante es la toxicidad, exposició exposición y la evaluació evaluación de riesgo

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Capítulo 2 Protegiendo la Capa de Ozono Objetivos Principales: a. b. c. d. e.

Manejar un modelo simple de estructura atómica, en términos de protones y neutrones en un núcleo y electrones alrededor de él. Conocer la Tabla Periódica, su principio ordenador (en términos del número atómico) y su estructura (grupos, períodos, elementos representativos…) Saber los principios generales de reactividad: i. el comportamiento químico depende exclusivamente de los electrones de valencia. ii. los átomos se combinan para formar moléculas buscando estructuras estables, semejantes a las de un gas noble. Poder reconocer los distintos tipos de enlace químico (iónico y covalente) y aplicar los principios de reactividad para obtener la fórmula y/o analizar la factibilidad de existencia de compuestos iónicos y covalentes generados a partir de elementos representativos. Ser capaz de dibujar estructuras de Lewis para moléculas neutras e iones donde existan enlaces covalentes.

Objetivos Secundarios: f. g. h.

Manejar un modelo simple de la luz como radiación electromagnética y las características principales de la luz solar. Conocer las características del problema global denominado “agujero de la capa de ozono”. Aplicar todo lo anterior para estudiar la interacción entre la radiación solar con el ozono y otras moléculas y ser capaz de entender el “agujero en la capa de ozono”

Material bibliográfico complementario: Brown, Le May; Química, la Ciencia Central 7ª Edición - Capítulo 2 (pág. 43) secciones 2.3 a 2.6 - Capítulo 8 (pág.255) secciones 8.1, 8.2, 8.4, 8.6 y 8.7 - Capítulo 6 (pág. 183) sección 6.1 y 6.2 - Capítulo 18 (pág. 666) sección 18.2 y 18.3 9ª Edición - Capítulo 2 (pág. 41) secciones 2.3 a 2.5 - Capítulo 8 (pág. 275) secciones 8.1, 8.2, 8.3, 8.5 y 8.7 - Capítulo 6 (pág. 199) sección 6.1 y 6.2 - Capítulo 18 (pág. 706) sección 18.2 y 18.3

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Química y Sociedad Capítulo 2 : Protegiendo la capa de ozono

Capítulo 2 Protegiendo la Capa de Ozono

Se agranda hoyo en capa de ozono antártico u u

Artículo de La Tercera, Septiembre 2004 2001 El hoyo de ozono sobre la Antártica cubrió un área ré récord este añ año, superior a los 38 millones de kiló kilómetros cuadrados, o sea, alrededor de 50 veces el tamañ tamaño de Chile continental

Se agranda hoyo en capa de ozono antártico u

Investigaciones realizadas atribuyen la severidad del fenó fenómeno al clima, clima, pero muy principalmente a las altas

concentraciones

compuestos

quí químicos

atmosféricas llamados

de

clorofluoroclorofluoro-

carbonos, o CFC’ CFC’s u

La capa de ozono estratosfé estratosférico protege a la Tierra de las peligrosas radiaciones ultravioleta

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2-1

2-2


Se agranda hoyo en capa de ozono antártico u

u

u

Se teme que la pérdida de ozono incremente los casos de cá cáncer a la piel, deteriore el sistema inmunoló inmunológico humano, y reduzca el rendimiento de las cosechas El agujero de ozono antá antártico fue descubierto en 1985 Inicialmente los CFC´ CFC´s se usaron como propelentes de aerosoles, aerosoles, y luego se emplearon como refrigerantes , y para la fabricació fabricación de materiales plá plásticos

La molécula de ozono (O3)

Estructuras resonantes

Oxígeno,O2

Ozono, O3


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Alótropos del oxígeno


Luz ultravioleta Capa de ozono (O3) Atmó Atmósfera terrestre

La capa de ozono filtra los rayos ultravioleta

El agujero en la capa de ozono se localiza principalmente sobre los polos

11 de octubre

Agujero

1996

de ozono Unidades Dobson

Partí Partículas de un modelo de átomo tipo sistema solar

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2-3

2-4


Clasificación de elementos u Actualmente

se conocen 115 elementos

– Según origen: 89 naturales y 26 sintéticos – Según abundancia: • elementos comunes como C, O, Fe, Cu • elementos escasos Lu, Pm, Tl

– Segú Según propiedades quí químicas: metales 78%, no metales 10%, semimetales 7%, gases nobles 5%

Átomos, moléculas e iones u

u

u

Átomo: es la partí partícula má más pequeñ pequeña de un elemento Molé Molécula: es la partí partícula má más pequeñ pequeña de un compuesto, que tiene su composición y propiedades Ión: es un átomo o molécula que posee carga elé eléctrica

Estructura atómica u

u

u


Partí Partículas fundamentales ató atómicas : ð protones y neutrones (en el núcleo) ð electrones en torno al nú núcleo Número ató número de protones atómico, Z , es el nú en el nú núcleo de un átomo Número má másico, sico, A , es el nú número total de protones y neutrones

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Isótopos del hidrógeno Isó Isótopos : átomos de un elemento con igual Z y diferente A

u

Símbolo químico y nomenclatura a b

Xd c

X = sí símbolo quí químico del elemento

a = A = nú número má másico b = Z = número atómico c = carga elé eléctrica neta d = nú número de átomos en una molé molécula

Tabla periódica u Ley

perió periódica : Al ordenar los elementos por orden creciente de Z, se da una repetición perió periódica de sus propiedades fí físicas y quí químicas

u Períodos (7) : cada fila agrupa elementos igual No de capas de electrones

con

u Grupos

(16) : cada columna agrupa elementos con igual No de electrones de valencia (aquellos ubicados en la última capa, o sea, la más externa respecto al núcleo)

- 31 -

2-5

2-6


Tabla periódica Metales

He

Metaloides

Ne

No Metales Gases Nobles

Ar Kr Xe Rn

Db Sg Bh Uno HsU.T.F.S.M. Une Mtt / Q & /S

/

/

/

/

Lantá Lantánidos Actíínidos** Act

Masas y abundancias isotó isotópicas de algunos elementos comunes basado en la escala de CarbonoCarbono-12

Representación esquemática de la estructura de un átomo

Cloro Estructura de capas del cloro: un átomo de cloro tiene 17 electrones: 2 en la primera capa, 8 en la segunda y 7 en la tercera


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Combinación de los elementos u Mecanismos

bá básicos de combinació combinación � Las cargas opuestas se atraen � Los electrones tienden a existir en pares � Sólo interactúan los electrones de valencia

u Gases

nobles o inertes. Estos elementos no se combinan

Gases nobles o inertes u

u u

u

u

Elementos del grupo VIIIA se encuentran libres en la naturaleza, en forma de simples átomos No se combinan con otros átomos Estos elementos aislados

son

estables

como

átomos

Esta estabilidad, o falta de reactividad quí química se asocia a tener 8 electrones en la capa de valencia Excepción: He (Z = 2) ya que tiene sus dos únicos electrones en la capa de valencia y es inerte

Combinación de los elementos u

u

Los átomos interactú interactúan con otros átomos para estabilizar su último nivel de energí energía electró electrónica (capa (capa má más externa, o capa de valencia) Tratan de obtener 8 electrones en su capa de valencia, valencia, y “parecerse” parecerse” al gas noble má más cercano en el Sistema Periódico

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2-7

2-8


Combinación de los elementos u

Los átomos alcanzan esta estabilidad mediante procesos de pérdida, ganancia o compartició compartición de sus respectivos electrones de valencia

u

Así Así los átomos se combinan quí químicamente generando molé moléculas de compuestos

Principales tipos de enlace químico

Las diferentes interacciones electró electrónicas de los átomos al combinarse originan los siguientes tipos de enlaces quí químicos: enlace ió iónico : Metal +

No Metal (Ej.:sales Ej.:sales y óxidos

metá metálicos) enlace covalente : No Metal + No

Metal (Ej.:agua, Ej.:agua, metano,

azúcar, hidrocarburos y plásticos) enlace metá metálico : Metal + Metal (Ej.:metales y aleaciones)

Estructuras electrónicas de Lewis u

u

u

Los diagramas electrónicos de Lewis son un concepto muy útil e importante de la química El símbolo del elemento representa el núcleo y todos sus electrones excepto los de valencia, que se denotan con puntos Ejemplos

Mg Universidad Técnica Federico Santa María Departamento de Química

- 34 -

S

Cl


Diagrama de Lewis: electrones de valencia de los elementos 1 al 10

Diagrama de Lewis: electrones de valencia de los elementos 11 al 18

Enlace iónico u

u

u

Se produce por la transferencia de electrones desde un átomo metálico a un átomo no-metálico Se generan iones opuestamente cargados que se atraen fuertemente Ejemplo: formación de enlace iónico en NaCl + −

Na + Cl

[ Na ] [ Cl ]

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2-9

2 - 10


Ejemplos de enlace iónico u Ejemplo:

determinar el producto de las reacciones entre sodio y nitrógeno

⋅ ⋅⋅

3Na⋅ +⋅ N⋅

⋅⋅

[Na] + [ ⋅⋅N⋅ ]- 3 [Na] + ⋅⋅ [Na] +

entre aluminio

y

oxígeno

⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅⋅ [⋅⋅O⋅⋅]-2 [Al]+3 [⋅⋅O⋅⋅]-2 [Al]+ 3 [⋅⋅O⋅⋅]-2 ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅

2Al + 3 O

Enlace covalente u

u

A travé través de esta compartició compartición, ambos átomos obtienen una configuració configuración tipo gas noble (un octeto de valencia) Para molé moléculas poliató poliatómicas la teorí teoría del octeto plantea que cada átomo del compuesto completa ocho electrones de valencia, valencia, compartiendo electrones con los otros átomos con que está enlazado

Enlace covalente u

Caso especial: molé molécula H2

cada átomo completa só sólo dos electrones en su capa de valencia, valencia, alcanzando así así la estructura del gas noble He (Z = 2) u

Formació Formación de H2 usando diagramas de Lewis H·

u


+

H·

H:H

La molé molécula de H2 se escribe H H

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Ejemplos de enlace covalente u

u

Dos átomos de Cl simultáneamente conquistan una configuración electrónica de valencia tipo Ar compartiendo un par de electrones entre ellos Esto se representa según

⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ Cl ⋅ + ⋅⋅ Cl ⋅ ⋅⋅ ⋅⋅

⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ Cl ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ Cl

Enlace covalente : formación Cl2 destaca que cada átomo de cloro tiene 8 electrones en su capa de valencia

u Se

⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ Cl ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ Cl

par compartido de electrones es el “pegamento” que mantiene unidos los dos átomos de Cl como una molécula Cl2

u El

Enlace covalente : molécula de Cl 2 u La

molécula Cl 2 también puede representarse según

⋅⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ Cl ⋅ ⋅Cl⋅ ⋅⋅ ⋅⋅

Cl Cl - 37 -

2 - 11

2 - 12


Reglas para escribir estructuras de Lewis u

Se considera especie con carga elé eléctrica neta z con n1 átomos diferentes al H y con n2 átomos de H

i. Plantear el esqueleto de la molé molécula cula o ión, identificando que átomos se conectan entre sí sí. ii. Calcular V = el número total de electrones de valencia

Reglas para escribir estructuras de Lewis iii. Calcular N = el número de electrones compartidos segú según la expresió expresión N = [ 8n1 + 2n2 ] - ( V – z ) iv. Calcular N/2 = número de enlaces covalentes en la estructura

Diagramas de Lewis para H2O y NH3 u


Diagramas de Lewis

- 38 -


Enlaces múltiples u

u

u

u

Hay casos que un átomo puede compartir dos (o tres) tres) pares de electrones con otro átomo En este caso habrá dos (o tres) enlaces entre los mismos dos átomos, y se habla de enlaces dobles o enlaces triples Orden de enlace es el número de pares enlazantes entre dos átomos Energí Energía de enlace es la energí energía necesaria para romper el enlace que mantiene unidos los átomos

Enlaces múltiples Fórmula Enlaces dobles

Enlaces triples

⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅ O ⋅ ⋅ ⋅⋅C⋅⋅O ⋅⋅ H⋅ H ⋅ C ⋅ ⋅ C⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ H ⋅⋅ ⋅ ⋅H ⋅O ⋅⋅⋅⋅ ⋅ S ⋅⋅O⋅⋅ ⋅⋅ O⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅N ⋅⋅⋅⋅ N⋅⋅ ⋅⋅C ⋅⋅⋅⋅ O⋅⋅ H ⋅⋅C ⋅⋅ ⋅ C⋅⋅H H

Estructura de líneas

OCO H H C C H O H S O O N N C O C C H

Enlaces múltiples en CO2 Átomo de oxígeno

Átomo de carbono

Átomo de oxígeno

Electrones compartidos

- 39 -

2 - 13

2 - 14


Longitud y energía de enlace C C C C C N N N

O O C C C N N N

(*) 1 [pm] = 10-12 [m]

Ejemplos de estructuras de Lewis

Ejemplos 1 y 2 u

1. Escribir las estructuras de Lewis para O2

V = 6 + 6 = 12 ; N = 8(2) + 2(0) - (12 - 0) = 4 N/2 = 2 ; enlace doble entre los átomos de O u

2. Escribir las estructuras de Lewis para N2

V = 5 + 5 = 10; N = 8(2) + 2(0) - (10 - 0) = 6; N/2 = 3; enlace triple en la molé molécula de N2


- 40 -


Ejemplo 3 u

u

Escribir la estructura de Lewis para el nitrato de cloro ClCl-O-N(O) –O z = 0; n1 = 5 ; n2 = 0 V = 1(7)Cl + 3(6)O + 1(5)N = 30 N = 8(5) + 2(0) - (30 - 0) = 10; N/2 = 5; 3 enlaces simples y 1 enlace doble

Ejemplo 4 u

u

Escribir la estructura de Lewis para el ió ión yodato IO4z = -1; n1 = 4 ; n2 = 0 V = 1(7)I + 4(6)O = 31 N = 8(5) + 2(0) - (31 – (-1)) N = 8; N/2 = 4; 4 enlaces simples

Enlace metálico u

u

Metales: elementos que tienden a perder electrones. electrones. Poseen notables caracterí características como dureza, maleabilidad, ductilidad y buena capacidad conductora (elé (eléctrica y caló calórica) Aleació Aleación: mezcla de elementos que retiene las propiedades del estado metá metálico (acero, latón, bronce)

- 41 -

2 - 15

2 - 16


Enlace metálico u

u

u

La estructura metá metálica es de tipo cristalina, cristalina, es decir, los átomos se distribuyen geomé geométricamente en una red tridimensional Los vé vértices de la red está están ocupados por átomos del metal Los electrones de valencia se mueven libremente a través de una extensa región de iones positivos

Luz: onda y partículas de energía u

Se visualiza la radiación constituida por partículas o cuantos de energía llamadas fotones (teoría cuántica)

u

En realidad, la radiación puede explicarse en base a un carácter dual: (i) modelo ondulatorio ( onda ) (ii) modelo cuántico ( partícula )

Luz: onda y partículas de energía E=hν= hc/λ E ν h c


= = = =

- 42 -

energí energía de un fotó fotón frecuencia de la radiación constante de Planck = 6,63.10-34 [ J s ] velocidad de la luz


Longitud de onda u

u u

u

Longitud de onda es la distancia entre sucesivos peaks. Tiene unidades de longitud Se denota por la letra griega lambda (l ) Nuestros ojos son sensibles a luz con 400.10-9 [m] < l < 700.10-9 [m] Se usa la unidad nanómetro [nm]: 1 [nm] = 1.10-9 [m] 1 [A ] = 10 [nm] = 10-8 [m]

Frecuencia

u

Frecuencia de la luz es el número de ondas que pasan por un punto fijo en 1 [segundo]

u

Tiene unidades [s-1] = [Hertz]

u

Se denota por la letra griega nu (n)

Relación entre frecuencia y longitud de onda

ν=c/λ u

u u

donde c: constante de velocidad de la luz igual a 3.10 8 [m / s] A menor λ , mayor ν Para luz roja λ = 700 [nm] Para luz violeta λ = 400 [nm]

y ν = 4,3.1014 [Hz] y ν = 7,5.1014 [Hz]

- 43 -

2 - 17

2 - 18


Energía de fotones u

Onda radio FM con n = 100 [megahertz] (100 . 106 [s-1]): E1 = 6,63.10-34 [Js] Js] . 100 . 106 [s-1] = 6,63 . 10-26 [J]

u

Radiació Radiación solar UV de 300 [nm] (n = 1,0 . 1015 [s-1]): E2 = 6,63 . 10- 34 [Js] Js] . 1 . 1015 [s-1] = 6,63 . 10-19 [J]

u

E2 / E1 = 10 . 106. Es decir, la energía de un fotón de luz UV es 10 [millones] de veces mayor que la de un fotó fotón de radio

Ondas de luz u

u

u

u

Cada 1 [segundo] se convierten 5 millones de [tonelada] de materia del Sol, en energía que es irradiada al espacio La radiació radiación que nos alcanza consta de múltiples componentes Los prismas descomponen la luz solar en un espectro de colores Cada color puede identificarse correspondiente longitud de onda

por

su

Distribución de energía en la radiación solar u

u

El Sol emite radiació radiación infrarroja, infrarroja, visible, ultravioleta, ultravioleta, y cósmica, smica, en diferentes intensidades Rango radiació radiación solar UV: UV: 200 [nm] < l < 400 [nm]

u

Desde el punto de vista de sus efectos bioló biológicos se distinguen tres bandas UV: UV: UVA : UV larga, o luz negra; 320 [nm] < l < 400 [nm] UVB : UV media, o bronceante;280 bronceante;280 [nm]< l < 320 [nm] UVC : UV corta, o germicida; 200 [nm]< [nm]< l < 280 [ nm]


- 44 -


Rango visible del espectro electromagnético Espectro Electromagné Electromagnético Rayos g Rayos X Ultravioleta visible Infrarrojo

Se extiende desde

Microonda

400 [nm] (color violeta) Radio

hasta 700 [nm] (color

Espectro visible

rojo)

Movimiento ondulatorio

Longitud de onda: larga Frecuencia : baja

1 ciclo Longitud de onda: corta Frecuencia : alta

Distribución de energía en la radiación solar

- 45 -

2 - 19

2 - 20


Intensidad de la radiación solar 

Al graficar la intensidad relativa de la radiació radiación solar como funció función de l , se aprecia que la mayor intensidad ocurre en la regió región visible



Los porcentajes de la energí energía total emitida por el sol son: 53 % : radiació radiación IR 39 % : luz visible 8 % : luz UV

Pantalla atmosférica Oxígeno (O2) - Ozono (O3) 

Gran parte de la radiació radiación UV es bloqueada por los aló alótropos de oxí oxígeno (O2 – O3) presentes en la atmó atmósfera



El O2 estratosfé estratosférico protege la superficie terrestre de radiació radiación UV de alta energí energía (λ<242 [nm]) mediante la reacció reacción: O2 + fotó fotón

λ < 242 [nm]

2 Oº

Pantalla atmosférica Oxígeno (O2) - Ozono (O3) u Si

O2 fuera el único absorbedor UV de la

atmósfera, la superficie de la tierra y sus criaturas aún estarían bombardeadas por radiación dañina en el rango 242 - 320 [nm]


- 46 -


Pantalla atmosférica Oxígeno (O2) - Ozono (O3) 

El O3 juega su rol protector mediante la reacció reacción: O3 + fotó fotón



λ < 320 [nm]

Se nota que:

O2 + O

(i) O3 es más reactivo que O2 (ii) los enlaces son má más dé débiles en O3 que en O2

Distribución de O3 en la atmó atmósfera u

Se ha graficado la concentración de O3 en la atmó atmósfera en funció función de la altitud

u

Se aprecia que la mayor concentració concentración de O3 ocurre entre 10 y 30 [Km], [Km], con un máximo a 20 [Km]

u

El 91 % del O3 de la tierra se encuentra en la estrató estratósfera, entre 10 y 50 [Km]

Concentración de O3 a distintas alturas

- 47 -

2 - 21

2 - 22


Efectos biológicos de radiación UV u

El impacto de la radiación UV en seres vivientes depende de: ð intensidad radiació radiación UV ð sensibilidad de organismos a radiació radiación UV

u

Informació Información grá gráfica muestra que la radiació radiación solar de l < 300 [nm] es totalmente filtrada en la atmó atmósfera por O2 y O3

Ozono estratosférico: su formació formación y destrucció destrucción u

u

u

u

Cada dí día se forman 300 [millones] de toneladas de O3 estratosfé estratosférico, y se destruyen otros 300 [millones] de toneladas Existe un estado estacionario donde concentració concentración de ozono permanece constante

El ciclo de Chapman explica có cómo se obtiene el estado estacionario del O3 El ciclo de Chapman, propuesto en 1930, 1930, consta de 4 reacciones, es conceptualmente correcto pero incompleto, incompleto, ya que existen varios otros factores

Ciclo de Chapman


la

- 48 -


Deficiencias del mecanismo de Chapman u

u

u

Desde hace 40 [añ [años] se miden las concentraciones de O3 Estas mediciones muestran concentraciones de O3 más bajas que las predichas por el mecanismo de Chapman O sea, los procesos que determinan la concentració concentración de estado estacionario de O3 son má más complejos e incluyen otras reacciones

Destrucción de O3 por vapor de agua

En la atmósfera existe una concentración de app. 5 [ppm] de H2O Parte del H2O se disocia por la acció acción de luz UV y se dan las reacciones: λ < 200 [nm] (1)

H2O

(2)

H + O3

(3)

OH + O·

(4)

O3 + O·

H + OH OH + O2 H + O2 2 O2

Destrucción de O3 por vapor de agua u

u

u

u

(2) y (3) Las reacciones con H· y OH· OH· son el má más eficiente mecanismo para destruir O3 a altitudes > 50 [Km] H· y OH· OH· son radicales libres: libres: especies inestables con electrones desapareados (4) H· y OH· OH· son reactivos y productos, significa que se consumen y se regeneran de modo que sus concentraciones no cambian: H· y OH· actú OH· actúan como catalizadores, catalizadores, ya que participan de la reacció reacción, influyen en su velocidad, y no experimentan cambio permanente Un simple par H· y OH· OH· pueden destruir muchas molé moléculas de O 3

- 49 -

2 - 23

2 - 24


El agujero en la capa de O3 La concentración de estado estacionario de O3 en la

u

estrató estratósfera es menor que la predicha por el modelo de Chapman Esto se debe a las rutas de destrucció destrucción de O3

u

catalizadas por H2O, NO y otras especies quí químicas naturales en la atmó atmósfera Sin embargo, estas rutas no permiten explicar totalmente

u

la disminució disminució n de la concentració concentración de O3 registrada desde 1970

Destrucció Destrucción de O3 por óxido nítrico (NO) u El N2O se produce naturalmente por reacciones de pudrición de materia orgánica. Luego, se da en la atmósfera la reacci ón natural: N 2O + O· O·

2 NO

u Ademá Además existe NO generado por la actividad humana u En 1970 hubo un proyecto para diseñ diseñar aeroplanos supersónicos que volarían entre 15 y 20 [Km], o sea, la región de la capa de O3

Clorofluoro carbonos: implicados en la destrucción de O3 u

Un trabajo de Sherwood Rowland y Mario Molina, Molina, realizado en 1974, identificó identificó a los CFC’ CFC’s como responsables de este fenó fenómeno

u

En 1995 se les dio el Premio Nobel de Quí Química por estas investigaciones

u

Los clorofluoro carbonos son compuestos sinté sintéticos formados por Cl, Cl, F y C

u

Los CFC’ CFC’s más usados son CCl2F2 y CCl3F, conocidos como CFCCFC-12 y CFCCFC-11


- 50 -


Propiedades y usos de Clorofluoro carbonos u

CFC’ CFC’s

se

comenzaron

refrigerantes

en

1930, 1930,

a

usar

como

reemplazando

al

amoní amoníaco y al dió dióxido de azufre (ambos son compuestos muy tóxicos y corrosivos) corrosivos) u

CFC’ CFC’s son muy inertes, inertes, no inflamables ni tóxicos

Propiedades y usos de Clorofluoro carbonos Luego se usaron como: u Propelentes

en productos tipo aerosoles

u Solventes para

grasas y aceites

u Esterilizadores

de instrumentos mé médicos

u En

la industria del plá plástico expandido

u Extintores

de incendio

Compuestos clorofluorocarbonados (CFC’s)

CFC-11 CCl2F

Freón 11

CFC-12 CCl2F2

Freón 12

- 51 -

2 - 25

2 - 26


Interacción de CFC’s con ozono CCl2F2 + fotó fotón Cl· + O3 ClO· + O· Cl· + O3 + ClO· + O·

CClF2 + Cl· ClO· + O2 Cl·

+ O2

ClO· + Cl· + 2O2

⋅⋅ ⋅⋅

Nota: O· en realidad representa a: ⋅⋅O⋅⋅

Interacció CFC’s con ozono Interacción de CFC’ (acción del Cl•)

...en la estratósfera...

Interacción de CFC’s con O3 u

Una molé persistirá 120 molécula promedio de CCl2F2 persistirá [años] en la atmósfera antes de ser destruida

u

En só sólo 5 [añ [años] una molé molécula tí típica penetra la estrató estratósfera donde fotones UV de alta energí energía rompen los fuertes enlaces C-Cl, y liberan átomos de Cl muy reactivos CCl2F2 + fotó fotón UV


- 52 -

CClF2 + Cl •


Interacción de CFC’s con O3 u Un

simple átomo de Cl• puede destruir

100.000 molé moléculas de O3 antes de ser arrastrado a la atmó atmósfera por los vientos

El agujero en la capa de O3 pérdida de O3 sobre el polo sur es dramática

u La

agujero en la capa de O3 aumenta cada año

u El

nivel actual de O3 sobre el polo es menos de la mitad del valor que tenía en 1970

u El

Clima en la región del agujero de ozono antártico 

La parte baja de la estrató estratósfera del polo sur es la región más fría del planeta



Durante el invierno antá antártico (Junio(Junio-Septiembre) vientos circulares impiden que entre aire má más tibio a la regió región y se llega a temperaturas de - 90 [º [ºC]



El vapor de agua estratosfé estratosférico congela en pequeñ pequeñas nubes de cristales de hielo (NEP:nubes estratosfé estratosféricas polares)

- 53 -

2 - 27

2 - 28


¿ Qué produce el hoyo de O3 antártico ? u

Reacciones quí químicas en la superficie de estos cristales atacan molé moléculas de ClONO2 y HCl y generan especies reactivas como HOCl y Cl2

u

En Octubre, al salir el sol, la radiació radiación rompe el HOCl y Cl2 y libera los reactivos átomos de Cl•

u

Los átomos de Cl• catalizan la destrucción de O3 y explican el hoyo de O3 antá antártico

¿Qué produce el hoyo de O3 antártico? u u u

u

Algunas reacciones son: Cl· + CH4 HCl + CH3 ClO· + NO2 ClONO2 HCl + ClONO2

Cl2 + HNO3

luz

u u

2Cl· Cl2 La pérdida de O3 se maximiza entre los meses Septiembre-Octubre: app. El 70% del O3 sobre la Antártica se pierde al comienzo de la primavera

Freones ecológicos u

u

u


Una estrategia que se está empleando es reemplazar los freones por otras moléculas semejantes pero que no dañen la capa de ozono Estos sustitutos de CFC´s son compuestos del tipo HCFC´s Ejemplos: CHF2Cl, C2H3FCl2, CF3CH2F

- 54 -


Freones ecológicos u Se

busca una relación apropiada entre toxicidad, inflamabilidad y estabilidad u La idea es reeemplazar átomos de halógenos (Cl, F) por átomos de H que bajan la estabilidad y permiten que la molécula se destruya antes de llegar a la capa de O3

- 55 -

2 - 29


- 56 -

Capítulo 3 La química del calentamiento global Objetivos Principales: a. b. c. d. e.

Ser capaz de determinar la geometría de moléculas e iones simples (que no incluyan excepciones a la regla del octeto, salvo el caso anteriormente estudiado del hidrógeno) a partir de estructuras de Lewis usando la idea de repulsión electrostática de pares de electrones de valencia. Entender la idea de usar una escala de pesos atómicos relativos. Específicamente usar la escala de pesos atómicos relativos basada en el 12C. Poder asignar pesos moleculares a compuestos. Poder aplicar el concepto de mol como unidad de cantidad de sustancia, para: i. conectar el nivel microscópico con la escala macroscópica ii. relacionar las cantidades de elementos que participan en un compuesto iii. relacionar las entidades de compuestos que participan en una reacción química, incluyendo casos de reactivo límite. Poder discutir en torno a posibles soluciones para el problema del creciente calentamiento del planeta.

Objetos Secundarios: f. g. h.

Entender en términos generales le relación entre el tipo de molécula, su geometría y las vibraciones moleculares inducidas por la radiación infrarroja entre los átomos que integran una molécula. Entender el Efecto Invernadero como un ejemplo de interacción radiación-materia en que moléculas de ciertos gases presentes en la atmósfera al absorber radiación infrarroja modifican su modo de vibrar. Comprender la relación entre este efecto y la temperatura. Distinguir entre el fenómeno natural Efecto Invernadero y el problema global del calentamiento del planeta atribuido fundamentalmente el exceso en la atmósfera de uno de estos gases invernadero, CO2. Asociar este exceso a la utilización que hace el hombre de reacciones de combustión como fuente energética.

Material Bibliográfico complementario: Brown, Le May; Química, la Ciencia Central 7ª Edición - Capítulo 18 (pág. 677) parte de la sección 18.4 - Capítulo 9 (pág. 295) secciones 9.1 y 9.2 - Capítulo 3 (pág. 78) secciones 3.3 a 3.7 9ª Edición - Capítulo 18 (pág. 711) parte de la sección 18.4 - Capítulo 9 (pág. 315) secciones 9.1 y 9.2 - Capítulo 3 (pág. 83) secciones 3.3 a 3.7

- 57 -


- 58 -

Química y Sociedad Capítulo 3 : La Química del Calentamiento Global

Capítulo 3 La Química del calentamiento global

Balance de energí energía de la Tierra u

u u

Aproximadamente la mitad de la energí energía radiante que alcanza la atmó atmósfera es reflejada, reflejada, y la otra mitad absorbida, absorbida, por algunas molé moléculas atmosfé atmosféricas O2 y O3 interceptan gran parte de la radiació radiación UV Los rayos solares que alcanzan la superficie está están principalmente en los rangos visible e IR (calor) del espectro

Irradiado por la atmósfera Reflejado por la atmósfera Radiación Solar Absorbido por la atmósfera

Absorbido por la Tierra

ATMÓSFERA Efecto Invernadero

Irradiado por la Tierra

Balance de energí energía de la Tierra

- 59 -

3-1


3-2

Balance de energía de la Tierra u

u

u

Esta radiació radiación es absorbida por la tierra, tierra, y se calientan los continentes y océ océanos La temperatura promedio del planeta (app. 15 [°C]) es mucho mayor que la temperatura del espacio exterior (-270 [° [°C]) Casi el 84 % del calor irradiado por la superficie de la tierra es absorbido por la atmó atmósfera y luego re-irradiado de regreso a la superficie: efecto invernadero

Balance de energía de la Tierra u Las

“ventanas” del invernadero son

molé moléculas transparentes a luz visible, visible, pero que absorben en la regió región IR moléculas permiten que la radiación solar cruce la atmósfera y alcance la

u Estas

superficie, y luego atrapan el calor emitido por la tierra

Cambios en la concentració concentración del CO2 atmosférico u

Debido al desarrollo industrial, durante los últimos 100 añ años la concentració concentración de CO2 atmosfé atmosférico se ha incrementado en app. 25 %

u

La temperatura promedio del planeta ha subido app. 0,5 - 0,7 [° [°C]

u


Existe una tendencia clara: la temperatura promedio de la tierra está está aumentando

- 60 -


Cambios en la concentració concentración del CO2 atmosférico u

La concentracion de CO2 antes de 1890

Era app. app. 290 [ppm] ppm] u

La actual concentracion de CO CO2 app. 330 [ppm [ppm]] 2 es app.

u

Aún el mas preocupante es el hecho de que en los últimos añ app.1,5 años la concetració concetración de CO CO2 2 sube app.1,5

[ppm/año]

¿Qué pasará en el futuro? : extrapolación de datos disponibles u

u

u

Estimaciones efectuadas señ señalan que al doblar la actual concentración de CO2 se tendrá un incremento de temperatura de entre 1,5 a 4,5 [° [°C] Si esto ocurre, y cuando, cuando, depende de las medidas que se adopten Para comprender el mecanismo por el cual los gases de invernadero interactúan con la radiación se debe estudiar un aspecto microscó microscópico de la materia

Efecto invernadero en el Sistema Solar u

Venus y la Tierra tienen temperaturas anuales promedio superiores a las calculadas considerando: ð sus

distancias desde el Sol

ð cantidad de radiació radiación solar recibida u

u

Este fenó fenómeno se debe a que algunos gases estratosfé estratosféricos mantienen energí energía solar Se habla del efecto invernadero

- 61 -

3-3

3-4


Relación estratósfera y temperatura: Venus, Tierra y Titán Venus

Tierra

Titán

T calculada [°C]

100

-18

-190

T superficie [°C]

450

15

-178

Gases que provocan efecto invernadero

CO 2 ,H 2 O,

CO 2 ,

CH 4

H 2SO 4,SO 2 ,

H 2O

DT por este efecto

HCl 300

33

12

Gases de invernadero u

CH4 , H2O , CO2 , O3, CCl2F2 son algunos gases invernadero

u

N2 , O2 y Ar no son gases invernadero

u

¿Por qué?

u

La respuesta se relaciona con las estructuras moleculares y sus correspondientes geometrías

:::

:N N:


- 62 -


Geometría molecular Geometría molecular u

u

u

u

Geometría de los pares de electrones alrededor de un átomo central: manera en que los pares de electrones se distribuyen o arreglan espacialmente en torno al átomo central El mejor arreglo de estos pares electrónicos es el que minimiza las repulsiones entre ellos Forma o geometrí geometría de una molé molécula o ió ión: manera en que los átomos de la molé molécula o del ió ión está están arreglados u ordenados espacialmente. Se puede determinar la forma de una molé molécula o ió ión a partir de la geometrí geometría de sus pares electró electrónicos

Geometría molecular Al atar globos por sus extremos, adoptan adoptan naturalmente el arreglo de menor energí energía

Formas de representar y visualizar moléculas (CH4)

Fó rmula estructural

Dibujo en perspectiva

Modelo de Modelo de bolas y palos llenado de espacios

- 63 -

3-5


3-6

Geometría molecular u

Para predecir la forma o geometrí geometría de una molé molécula o ió ión se debe:

1. Determinar la estructura electró electrónica de Lewis de la molécula o ión 2. Contar el nú número de pares electró electrónicos en torno al átomo central y distribuirlos de manera que se minimicen las repulsiones entre ellos

Geometría molecular 3. Establecer la forma o geometrí geometría de la molé molécula o ión, considerando solamente el arreglo espacial de los pares de electrones enlazantes Nota: en la transparencia 3-19 se muestra una Tabla que resume las geometrías de pares de electrones en torno a un átomo central y la geometría de la especie estudiada (Apéndice A-2)

Geometría molecular 4. Considerar para el caso de molé moléculas o iones que contienen enlaces dobles o triples, triples, que para efectos de determinar sus geometrí geometrías, as, estos enlaces se consideran igual que un enlace simple


- 64 -


Total de Geometría pares de de pares de electrones electrones

2 pares

Pares Pares no enlazantes enlazantes

2

0

Lineal

3 pares

Plana trigonal

4 pares

Geometría molecular

Ejemplo

Lineal O

3

0

2

1

4

0

3

1

Tetraédrica

2

2

S O

Plana trigonal

Angular

Tetraédrica

Piramidal trigonal

   O

⋅⋅N

O



⋅⋅ ⋅ ⋅⋅O⋅⋅⋅⋅ ⋅H H

H

C H

⋅N

H

Geometrí Geometría de pares de electrones en torno al átomo central y geometrí geometrías moleculares

H H

⋅⋅ ⋅⋅

O

Angular

HH

Ejemplos de geometrías moleculares Ejemplos. Predecir las geometrí geometrías de las siguientes especies quí químicas (X* denota que X es el átomo central) a.

ión tricloruro de estañ estaño (II) : Sn*Cl3-

b.

ozono

: O3 (OO*O)

c.

ácido hipocloroso

: HClO*

d.

ió ión hipoclorito

: ClO* -

e.

ió ión amonio

: N*H4+

f.

ácido acé acético

: C*H3C*OO*H

Geometrí Geometría de O2, N2, y CH4 u

u

u

O2 y N2 son lineales: los átomos de una molé molécula biató biatómica só sólo pueden conectarse a travé través de una línea recta CH4 : tiene una geometrí geometría tetraé tetraédrica, drica, el átomo de C al centro y los átomos de H en cada uno de los vértices Esta geometrí geometría es consecuencia de que las cargas negativas se repelen mutuamente: mutuamente: esto causa que los 4 pares de electrones que rodean al C se orienten espacialmente con separación máxima

- 65 -

3-7

3-8


Geometría de H2O u

El átomo de O central posee un octeto: dos pares involucrados en enlaces y dos pares de electrones solitarios

u u

Se habla de pares de electrones enlazantes y nono-enlazantes Para que los 4 pares de electrones que rodean al O se orienten con má máxima separació separación se espera una geometrí geometría similar a la del CH4, con un ángulo aproximado entre los dos

enlaces O - H de 109 ° u

Experimentalmente se conoce que el ángulo es de 104,5° 104,5°; de manera que el modelo es razonablemente confiable

CH4

109.5°

104.5°

H2O

Geometría de CO2 u

u

u

u


El átomo de C central está está rodeado por un octeto constituido por: 2 grupos de 4 electrones, cada uno enlazado a un átomo de O Estos 2 grupos de electrones se repelen y se obtiene la configuració configuración de má máxima estabilidad, estabilidad, con la máxima separació separación espacial de sus cargas negativas Esto ocurre cuando el ángulo entre los dos enlaces C = O es de 180° 180° O sea, este modelo predice correctamente una molé molécula lineal

- 66 -


Molécula de CO2

Geometría de la molécula O3 u

El O3 tiene dos estructuras resonantes de Lewis

O u

O

O

O

O

O

El octeto en torno al O central está está formado por tres grupos de electrones: electrones: 1 par en enlace simple, 2 pares en enlace doble, 1 par de electrones no - enlazantes

u

Sin embargo, só sólo dos vé vértices del triá triángulo está están ocupados por pares de electrones enlazantes

Geometría de la molécula O3

u

La mínima energí energía (má (máxima separació separación) se da para un arreglo angular con un ángulo de 120° 120°

u

Experimentalmente, Experimentalmente, O3 tiene forma de V y el ángulo entre los tres átomos de O es app. 117°

- 67 -

3-9

3 - 10


La molécula de ozono (O3)

Estructuras resonantes

Respuestas moleculares a la radiación u

Fotones UV de alta energí energía pueden romper enlaces entre átomos de molé moléculas

u

Fotones IR (de menor energí energía que UV) UV) inducen vibraciones moleculares

u

Fotones de radiació radiación microonda (mucho menor energí energía, con l app. 1 [cm]) inducen rotaciones moleculares

Vibración de moléculas y radiación IR u

u u

u


Fotones UV absorbidos por molé moléculas pueden promover electrones a niveles superiores de energí energía, e incluso romper enlaces covalentes Ejemplos: Ejemplos: disociació disociació n de O2 y O3 Fotones IR absorbidos por molé moléculas no las rompen pero inducen vibraciones Los enlaces covalentes se visualizan como resortes, y los átomos unidos oscilan entre posiciones de equilibrio

- 68 -


Vibración de moléculas y radiación IR

Según

la

permitidas,

estructura y cada

molecular,

hay

ciertas

vibraciones

una de ellas posee un conjunto

característico de niveles permitidos de energía

Para que un fotón IR sea absorbido, su energía debe coincidir con la energía vibracional de la molécula

Por lo tanto, diferentes moléculas absorben radiación IR a diferentes longitudes de onda perfectamente caracterizadas

Vibraciones moleculares y efecto invernadero u

Las molé moléculas de CO2 en la atmó atmósfera absorben luz IR a 4,26 [m [mm] y 15,00 [m [mm], vibran por un rato, y luego re-emiten la energía y regresan a su “estado base” base” o estado normal no – excitado mientras que otra molé energía y retiene má más calor molécula de CO2 capta esa energí

u

Mediante este mecanismo el CO2 captura y luego devuelve la radiació radiación IR que es emitida por la superficie de la tierra

Vibraciones del dióxido de carbono • La molécula de CO2 puede vibrar en 4 formas • 2 vibraciones son del tipo alargamiento (A y B) • 2 vibraciones tienden a doblar la molécula (C y D)

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3 - 11


3 - 12

Energía de las vibraciones del dióxido de carbono u

La vibració vibración A no es activada por la absorció absorción de luz IR (existen algunos requisitos de simetrí simetría para cada molécula)

u

Sin embargo, las tres vibraciones del CO2 que se activan con luz IR explican sus propiedades de gas invernadero

Energía de las vibraciones del dióxido de carbono Para cualquier molé molécula la cantidad de energí energía requerida para inducir la vibración depende de: ð Naturaleza del movimiento

u

ð Fuerza de los

enlaces ð Masas de los átomos En general, se requiere má más energí energía para “alargar” una molécula que para “doblarla”

u

Energía de las vibraciones del dió dióxido de carbono u

Experimentalmente, Experimentalmente, las vibraciones C y D del CO2 se estimulan cuando se absorbe radiació radiación IR con l = 15 [m [mm] 1 [micró [micrómetro] = 1 [m [mm] = 1.10-6 [m]

u

La vibració vibración B requiere má más energí energí a: ocurre cuando se absorbe radiació radiación IR con l = 4,26 [mm]


- 70 -


Espectro infrarrojo del CO2 u

u

u

u

Un instrumento llamado espectró espectrómetro infrarrojo mide las características absorciones de radiación IR, que son graficadas en funció función de l El grá gráfico se denomina espectro infrarrojo del compuesto El espectro IR del CO2 muestra que las absorciones de radiació radiación ocurren a 4,26 [mm] y 15,00 [mm] Los espectros IR permiten estudiar ángulos, longitudes y fuerzas de enlaces en las moléculas

Intensidad de radiación transmitida

Espectro infrarrojo del CO2

4,26 [µm]

15,00 [µm]

Longitud de onda [µm]

El ciclo del carbono u

u

u

u

Aproximadamente 200 billones de toneladas ([bt]) de carbono pasan a la atmó atmósfera cada añ año 110 [bt] se fijan por la fotosí fotosíntesis y se incorporan a tejido vegetal El resto (90 [bt]) se disuelve en los océ océanos, se concentra en corales y conchas de mariscos, y finalmente se incorpora a minerales rocosos en forma de carbonatos Las plantas, animales y rocas tipo carbonatos se descomponen, liberan CO2 y el ciclo sigue...

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3 - 13

3 - 14


Contribución humana al CO2 atmosférico u

u

u

u

La actividad humana quema enormes y crecientes cantidades de combustibles fó fósiles, y libera a la atmó atmósfera app. 6 [bt/añ [bt/año] de C en forma de CO2 Esta cantidad es un exceso de lo natural, natural, y por ello la concentració concentració n de CO2 en la atmó atmó sfera va creciendo rápidamente Ademá Además, la deforestació deforestación agrega app. 2 [bt/añ [bt/año] de C en forma de CO2 a la atmó atmósfera App. 4 [bt/añ [bt/año] de este C liberado por el hombre se recicla. Los otros 4 [bt/añ [bt/año] de C se acumulan en la atmó atmósfera en forma de CO2

¿Cuá Cuánto CO2 se agrega cada añ año a la atmósfera? u

u

u

u

Sabemos que 4 [bt/añ [bt/año] de C se acumulan en la atmó atmósfera en forma de CO2 Dado que CO2 es un gas invernadero, nos interesa saber la cantidad de este gas acumulada en la atmó atmósfera cada añ año O sea, ¿cuánta masa de CO2 contiene una masa de 4 [bt] de C? La quí química puede dar una respuesta

Escala de pesos atómicos relativos u Los átomos

son muy livianos para pesarlos

adopta el sistema de asignarles un peso atómico relativo

u Se

Método 1. Se escoge un átomo como referencia (patrón) 2.Se 2. Se le asigna una masa arbitraria 3.Se 3. Se comparan las masas de los otros átomos con el patrón 4. Se asignan masas a todos los átomos


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Escala de pesos atómicos relativos u

Se usa la escala de C-12

u

Esta escala escoge el isótopo C-12 del C y le asigna

(arbitrariamente)

una

masa

de

12

unidades de masa ató atómica [uma] u

O sea, 1 átomo de CC-12 pesa 12 [uma] 1 [uma] = 1/12 la masa de un átomo de CC-12

Escala de pesos atómicos relativos u

El elemento C tiene dos isótopos estables: C-12 (98,90 %) y C-13 (1,10%)

u

Se determina que el isótopo C-13 es 1,0836 más pesado que el CC-12

u

En consecuencia, el peso ató atómico de un átomo de C-13 se calcula según 12 · 1,0836 = 13,0033 [uma]

Pesos atómicos de los elementos la Tabla Perió Periódica se tabula el llamado peso ató atómico (PA) para cada elemento

u En

¿cuá cuál es el PA reportado para el elemento C? C? Se reporta un valor PA(C) = 12,011 ¿Cómo se obtuvo?

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3 - 15

3 - 16


Pesos atómicos de los elementos u PA(C)

= 12,0000· 12,0000·0,9890 + 13,0033· 13,0033·0,0110 = 12,011 [uma] u Los PA reportados para cada elemento son un promedio ponderado que toma en cuenta: cuenta: Todos los isótopos estables que tiene cada elemento ð 2. Los porcentajes de abundancia natural de cada uno de los isótopos ð 3. La masa asignada a cada uno de los isó isótopos ð 1.

Pesos moleculares de los compuestos u

u

Peso molecular (PM) es lo que pesa la molécula del compuesto Ejemplos ð PM(CO PM(CO2) = PA(C) + 2 · PA(O) = = 12,011 + 2 · 15,9994 = 44,0098 [uma] ð PM(CCl2F2) = PA(C) + 2 · PA(Cl) + 2 · PA(F) = 12,011 + 2 · 35,453 + 2 · 18,998 = =120,913 [uma]

Mol y Nº de Avogadro u

Mol es la cantidad de sustancia que contiene un número de unidades fundamentales exactamente igual

al

número

de

átomos

contenidos

en

12C

12,0000 [g] de C u

Nº de Avogadro, Na = 6,0225 · 1023, es el número de átomos contenidos en 12,0000 [g] de 12C

u

Mol, Mol, entonces, es la cantidad de sustancia que contiene el N a de partí partículas fundamentales


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Relación entre [uma] ,[mol] y [gramo] u

Masa de un mol 12C = 12 [g] = Na · 12 [uma] Por lo tanto, 1 [uma] = 1/Na [g] = 1,66 · 10-24 [g]

u

Ejemplos: ð1

[á [átomo] de Mg pesa 24,31 [uma]

ð1

[mol] de Mg pesa 24,31 [g] y contiene Na átomos

ð1

[molé [molécula] de C6H8O6 pesa 176,08 [uma]

ð1

[mol] de C6H8O6 pesa 176,08 [g] y contiene Na molé moléculas

1 [mol] de algunos elementos (a)

(b)

(c)

(a) Cobre (63,546 [g]) (b) Aluminio (26,982 [g]) (c) Plomo (207,2 [g]) (d) Azufre (32,066 [g]) (e) Cromo (51,996 [g]) (f) Magnesio (24,305 [g]) Cuatro de las muestras están en vasos de

(d)

(e)

(f)

50 [ml]

Ejemplos del uso de la unidad [mol] en compuestos

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3 - 17

3 - 18


Ejemplo 1 Relaciones entre unidad de masa, unidad de cantidad de sustancia y número de partículas de un compuesto cuánto pesan las siguientes Determinar cantidades de sustancias:

a. 1 [mol] de carbono b. 1/8 [mol] de butano, C4 H10 c. 3,50 ·1020 [átomos] de magnesio d. 3,50 · 1024 [moléculas] de dicromato de amonio, (NH4)2Cr2O7

Ejemplo 2 y 3 2. Determinar cuántos [g] de S se necesitan para reaccionar con 442 [g] de Fe si ambos elementos se combinan átomo a átomo para formar molé moléculas del compuesto con fó fórmula molecular FeS 3. Determinar cuántos [g] de Al reaccionarían con 10,0 [g] de O para formar un compuesto de fórmula molecular Al2O3

Ejemplo 4

u Ejemplo 4. Determinar para el DDT: a. Cuántos átomos de H están presentes en 75,0[g] de compuesto b. La razón de masas de Cl a C c. La composición porcentual en masa


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Relaciones que se dan en una ecuación química entre unidad de masa, unidad de cantidad de sustancia y número de partículas u

u

La interpretació interpretación molecular de la ecuació ecuación 2N2(g) + 6H2O(g) es: 4NH3(g) + 3O2(g) 4 [molé 3[molé cula] de O2 y [molécula] de NH3 reaccionan con 3[molé se forman 2 [molé [molécula] de agua: agua: [molécula] de N2 y 6 [molé 2 [molé 4 [molé [molécula] O2 [molécula] N2 [molécula] NH3 + 3 [molé + 6 [molé [molécula] H2O Si se multiplica toda la relació relación por un factor n, que no cambia la proporció proporción en que desaparecen los reaccionantes y se forman los productos, productos, se llega a 4n [molé [molécula] O2 [molécula] NH3+3n [molé 2n [molé [molécula] N2 + 6n [molé [molécula] H2O

Relaciones que se dan en una ecuación quí química u

Si se especifica n = 6,02⋅ 6,02⋅1023 que corresponde al número de Avogadro (N (Na), y usando el hecho de 23 que n = 6,02⋅ 6,02⋅10 [molé [moléculas] es equivalente a 1 [mol], la anterior relación queda: 4 [mol] de NH3 reaccionan con 3 [mol] de O2 y se forman 2 [mol] de N2 y 6 [mol] de agua 4 [mol] NH3 + 3 [mol] O2

2 [mol] N2 + 6 [mol] H2O

Relaciones que se dan en una ecuación química Un mol de NH3 tiene una masa de 17,03 [g]; un mol de O2, 31,999 [g], uno de N2 28,014 [g] y uno de H2O 18,015 [g] u Entonces, puede plantearse que:

u

4 ⋅17,031 [g] de NH3 reaccionan con 3⋅ 3⋅1,999 [g] de O2 para formar 2⋅28,014 [g] de N2 y 6⋅18,015 [g] de H2O 56,03 [g] N2 + 68,12 [g] NH3 + 96,0 [g] O2 108,09 [g] H2O

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3 - 19

3 - 20


Relaciones que se dan en una ecuació ecuación química u

u

u

Se aprecia que la masa total consumida de sustancias reaccionantes es igual a la masa total obtenida entre los dos productos formados (164,12 [g] totales) totales) Este resultado corrobora el principio de conservació conservación de la masa, masa, que se cumple en todas las reacciones ordinarias, en que no existe transformación detectable de masa en energía Las distintas relaciones obtenidas se resumen en la siguiente Tabla

Relaciones que se dan en una ecuació ecuaci ó n quí química  Relaciones entre [molé [molécula], [mol] [ mol] y [gramo] en una

ecuació ecuació n quí quí mica 4NH3(g) + 3O2(g) → 2N2(g) + 6H2O(g) [molécula]

4

3

2

6

[molécula]

4N

3N

2N

6N

[mol] (N= Na)

4

3

2

6

[g]

4⋅ 17,031

3⋅ 31,999

2⋅ 28,014

6⋅ 18,015

[g]

68,12

96,00

56,03

108,09

Reaccionantes:

Ejemplo del uso de unidad mol en reacciones químicas

cuántos [g] de N2 y de H2O se obtienen al quemar 51,10 [g] de NH3 con 128,00 [g] de O2 u Determinar


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Metano y otros gases invernaderos u

u

u

Aproximadamente la mitad del efecto calentamiento del planeta se atribuye al CO2

del

El resto corresponde a gases como metano (CH4), ozono (O3), y óxido nitroso (N2O), clorofluorocarbonos (CFC’ (CFC’s) La principal preocupació preocupación es el CO2, por la rapidez creciente con que se está está acumulando en la atmó atmósfera debido al consumo de combustibles

Posibles soluciones para reducir la acumulación de CO2 1. La alternativa consiste en buscar otras fuentes de energía: ð Energía nuclear (no renovable) ð Energí Energías

renovables: eólica, solar, hidroelé hidroeléctrica, geoté geotérmica

2. Detener la tala indiscriminada de bosques

Emisión de CO2 debido a la quema de combustibles fósiles

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3 - 21


3 - 22

Predicción de cambio de temperatura del planeta


- 80 -

Capítulo 4 El Agua Objetivos Principales: a. b. c. d. e. f.

g. h. i.

j. k.

Conocer la definición de electronegatividad y su variación en la tabla periódica. Distinguir entre enlaces covalentes polares y covalentes puros. Visualizar la molécula de agua en términos de enlaces covalentes polares producidos por la diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno. Ser capaz de entender los efectos de separación de carga. Comprender que el origen del momento dipolar en el agua se encuentra en la existencia de enlaces covalentes polares y una geometría molecular específica. Ser capaz de analizar los factores que inciden en la fuerza relativa de estas interacciones entre dipolos (separación de carga y distancia). Comprender que en el agua estos factores apuntan a una interacción particularmente fuerte que recibirá el nombre de Enlace de Hidrógeno. Entender que el enlace de hidrógeno es una interacción entre dipolos que ese diferencia del resto de las interacciones entre dipolos sólo en su magnitud. Generalizar el nombre para situaciones similares en que participan otros átomos pequeños y muy electronegativos como el Nitrógeno y Flúor. Visualizar los estados sólido y líquido como producidos por enlaces intermoleculares entre moléculas de agua por enlace de hidrógeno. Ser capaz de analizar y racionalizar una serie de las propiedades macroscópicas del agua utilizando la descripción microscópica en términos de estos enlaces intermoleculares de hidrógeno. (calor específico, densidad, capacidad como solvente, alto calor de vaporización y alto punto de ebullición) comparando sus inusuales propiedades con otros compuestos químicos “similares”. Entender los diferentes procesos de disolución en agua que experimentan compuestos iónicos y covalentes. Ser capaz, conociendo las correspondientes temperaturas de fusión y ebullición, los calores específicos de cada fase, y los calores latentes, de calcular las curvas de calentamiento que experimente una determinada masa de sustancia.

Objetivos Secundarios: l. m. n. ñ. o. p.

Tendrá una idea general sobre el agua como recurso escaso y sus usos en Chile. Tener una información general respecto al ciclo del agua, la distribución de agua a nivel mundial, y de la disponibilidad y aprovechamiento de este recurso en las distintas regiones de nuestro país. Conocer sobre normas de calidad de aguas según sus usos en diversas actividades. Tener una idea general sobre procesos de potabilización y tratamiento de aguas residuales Ser capaz de evaluar la dureza de agua a partir de datos experimentales y conocer métodos utilizados para ablandarla Conocer métodos generales de purificación de aguas, (procesos de precipitación, de acomplejamiento, de intercambio iónico, de destilación y de osmosis reversa).

Material Bibliográfico Complementario: Brown, Le May; Química, la Ciencia Central 7ª Edición - Capítulo 11 (pág. 383) secciones 11.1 a 11.5 - Capítulo 5 (pág. 156) sección 5.5 - Capítulo 18 (pág. 681) sección 18.6 9ª Edición - Capítulo 11 (pág. 406) secciones 11.1 a 11.7 - Capítulo 5 (pág. 166) sección 5.5 - Capítulo 18 (pág. 720) sección 18.6 - 81 -


- 82 -

4-1

Química y Sociedad Capítulo 4 : El Agua

Capítulo 4 El Agua

Tabla 4.1

Consumos títípicos de agua por las instalaciones de una casa

Instalación

Agua usada

Baño

19 [L/carga]

Lavadora de ropa

140 [L/carga]

Ducha

19 [L/min]

Llaves

12 [L/min]

Consumo diario de agua por persona u Alrededor de 300 [L] u3

- 4 [L] (1% app.) se consume como tal o en bebidas

u Ducha de 5 [min [min]] diaria consume 95 [L] de agua u Diseñ Diseños modernos

permiten ahorrar agua

- 83 -

4-2


Tabla 4.2

Estimació Estimación del agua requerida para fabricar ciertos productos

Comportamiento “anómalo” del agua a 25 [º ], siendo su PM = 18, [ºC] y 1 [atm [atm], 18,

u Líquida

mientras que a las mismas condiciones N2 (PM = 28) y CO2 (PM = 44) son gases u punto de ebullició ebullición alto, alto, u punto

igual a 100 [º [ºC]

de congelació congelación a 0 [º [ºC] y cuando

congela se expande

Comportamiento “anó anómalo” malo” del agua [K]

H2O

Puntos de ebullición del agua y compuestos similares (hídridos del Grupo IV, V y VI)

Peso Molecular


- 84 -

4-3


Estructura molecular del agua u El

agua es un compuesto covalente

u Electronegatividad:

se usa la tabla de L. Pauling

para medir la atracció atracción de un átomo por los pares de electrones compartidos con otro átomo u Oxí Oxígeno u El

es má más electronegativo que el hidró hidrógeno

enlace O - H es covalente polar

Tabla 4.3

Valores de electronegatividades

El momento dipolar es una cantidad vectorial (su dirección está asignada hacia el átomo más electronegativo)

Momento dipolar

Momento dipolar total del CO2 = 0 [Debye] (a)

Momento dipolar

Momento dipolar total del H2 O= 1,85 [Debye] (b)

El momento dipolar de una molécula es la suma de los dipolos asociados a cada enlace (a) los dipolos de enlace del CO2 se anulan mutuamente (b) los dipolos de enlace del H2O no se anulan mutuamente

- 85 -

4-4


Agua: compuesto polar

m momento dipolar neto

Enlaces de hidrógeno en agua


- 86 -

4-5


Consecuencias del enlace de hidrógeno en H2O u

Alto punto de ebullición

u

Alto valor del calor de vaporizació vaporización

u

Explica porqué flotan los cubos de hielos y los icebergs

u

Estabiliza la forma de molé moléculas bioló biológicas grandes (proteínas, ácidos nucleicos)

u

En las proteí proteínas los enlaces de hidró hidrógeno ocurren con átomos de N y O

Estructura del hielo

Puente de Hidrógeno

Cambios de la densidad con la temperatura u Estructura

ordenada del hielo deja espacios

vací vacíos entre molé moléculas u Cuando

el hielo se funde, el arreglo regular

colapsa y el empaque se vuelve más compacto (la densidad aumenta) u La densidad

(d = m/V) aumenta entre 0 [º [ºC] y

3,98 [º [ºC] y luego disminuye, comportá comportándose en forma má más “normal” normal”

- 87 -

4-6


Densidad del agua v/s temperatura

Agua como solvente u

Es excelente solvente

u

Sustancias disueltas en un solvente se conocen como solutos

u Solvente u

+ solutos = solució solución

Ejemplos de disoluciones acuosas Þ sangre Þ todos los lí líquidos que bebemos

u

soluciones conductoras: conductoras: soluto es un electrolito

u

soluciones nono-conductoras: conductoras: soluto es nono-electrolito

Compuesto iónico y sus soluciones u Soluciones de electrolitos contienen iones

(partículas cargadas eléctricamente) u Cuando

el NaCl se disuelve en agua se forman cationes, o iones positivos, Na+ y aniones, o iones negativos, Cl-


- 88 -

4-7


Arreglo de iones en un cristal de cloruro de sodio

Enlace iónico u Se

forma entre iones de carga opuesta

u Se

forma por la atracció atracción de las cargas

opuestas u Se

forman

arreglos

espaciales

de

diferentes tipos

Formación de enlace iónico u

OXIDACIÓ OXIDACIÓN: proceso en el que la especie quí química pierde uno o má más electrones

Na u

Na+ +

e-

REDUCCIÓ REDUCCIÓN: proceso en el que la especie quí química

gana uno o má más electrones Cl + eCl2 Na(s) + Cl2 (g) u

2 NaCl(s)

Proceso ocurre entre especies electronegatividades muy diferentes

con

- 89 -

4-8


Formación de enlace iónico

Na

Cl

Na

Cl

Na

Cl

Disolución de compuestos iónicos en agua u Compuestos ió iónicos son solubles en agua

polares de H2O se orientan hacia los iones positivos y negativos del cristal

u Molé Moléculas

la interacció interacción ió ión - agua supera a la interacció interacción ió ión - ión se produce la disolució disolución

u Cuando

NaCl(s)

H2O(l)

Na+(ac) + Cl-(ac)

Disolución de NaCl en agua

Na +

d-

Cl-


- 90 -

d+

4-9


Iones poliatómicos u Están u Los

formados por más de un átomo

átomos que forman parte de iones

poliatómicos están unidos por enlaces covalentes Na2SO4 (s)

Na2SO4 (s)

S

H2O (l) (l )

2Na+(ac) + SO42-

2Na+(ac) + SO42- (ac)

2-

O O

H2O(l)

O

Estructura de Lewis y geometrí geometría del ió ió n sulfato (SO4-2)

O

Disolución de KMnO4 en agua K+ MnO4H2O

- 91 -

4 - 10


Tabla 4.4

Algunos iones poliató poliatómicos

Disolució Disolución de compuestos covalentes u

Cuando los compuestos covalentes se disuelven sus enlaces no se rompen

u

Las molé moléculas permanecen intactas y se distribuyen de manera homogé homogénea y uniforme en el solvente

u

Las moléculas de soluto interactúan con el solvente

u

En la solució solución acuosa de la sacarosa hay interacció interacción de enlaces de hidró hidrógeno con los grupos OH y O de la molé molécula de sacarosa

H HO

C

CH2OH C

HO

C H

H

H

O

C OH

C O

H CH2 OH C

H

O

H

HO

C

C

OH

H

C CH2OH

Estructura molecular de la sacarosa (C12H22O11)


- 92 -

4 - 11


Reglas de solubilidad  C ompues tos

covalentes que tienen ccompos ompos ici ó n y es tructura molecular parecidas se atraen molec ular fuertemente

 C ompues tos

parecidos s e dis uelven entre s í

 E jemplos :  Alcohol (polar ) + agua

(polar ) : s e dis uelven

 agua (polar) + aceite (no-polar): no se disuelven

 aceite (no-polar) + hidrocarburo (no-polar): se disuelven

Enlace de hidrógeno entre alcohol etílico (C2H5OH) con agua (H2O)

Agua y energía u

Calor especí específico: fico: cantidad de energí energía caló calórica que debe ser absorbida para aumentar la temperatura de 1 [g] de una sustancia en 1 [oC]

u

Calor especí específico del agua: agua: 1,00 [cal/g ºC] =4,184 [J/g ºC]

u

El agua tiene el valor má más grande de calor especí específico que cualquier otro lílíquido conocido

u

Su gran calor especí específico está está relacionado con su estructura de fuertes enlaces de hidró hidrógeno

- 93 -

4 - 12


Cálculo del calor absorbido o liberado, cuando hay cambio de fase

Q = m· donde: m

:

masa de la sustancia [g]

:

calor latente [cal / g]

Cálculo del calor absorbido o liberado, cuando no hay cambio de fase

donde: m : masa de la sustancia [g] c : calor especí específico

[cal/g oC]

Calor de fusión y calor de vaporización u

Calor de fusió fusión: calor que debe ser absorbido para fundir un só sólido Para el H2O, tiene valor de 1440 [cal/mol] o 80 [cal/g]

u

u

Durante la fusi fusió ón la temperatura permanece constante Calor de vaporizació vaporización: calor que debe ser absorbido para cambiar un lí líquido en vapor Para el H2O tiene un valor de 9720 [cal/mol] o 540 [cal/g]

u


Durante la ebullición la temperatura permanece constante

- 94 -

4 - 13


Cambios de estado del agua 200

Calor absorbido

Temperatura [ºC]

150

Vapor

Ebullición

100

50

Agua

0

Calor liberado

Fusión Hielo Calor añadido [kJ]

Equilibrio de fases u

Si se colocan en un recipiente aislado té térmicamente agua lí líquida y hielo a 0 [º [ºC], se establece un estado de equilibrio en el que se igualan la velocidad de fusión con la velocidad congelació congelación

u

Si a una determinada presió presión se hace hervir agua en un recipiente cerrado, se alcanzará alcanzará un estado de equilibrio en el que la velocidad de ebullició ebullición será será igual a la velocidad de condensació condensación

Establecimiento del equilibrio líquido – vapor

Inicialmente las moléculas se evaporan

Después de algún tiempo la condensació ón condensaci comienza

En el equilibrio existe un estado dinámico entre la evaporació ó n y la evaporaci condensació ón condensaci

- 95 -

4 - 14


Diagrama de fases del agua Punto de ebullición normal Punto de congelación normal

Presión [mmHg]

760 mm

Líquido

Sólido

Vapor

4,58 mm

Punto triple

0º 0,01º

Temperatura [ºC]

Fuentes de agua u

Se cree que el agua proviene de los volcanes que poblaban la tierra recié recién formada

u

Ciclo del agua: agua: evaporada de la superficie por el sol y concentrada y condensada en la atmó atmósfera superior, vuelve como lluvia, granizo o nieve

Distribución del agua sobre la Tierra

Océ éanos Oc 97%

Campos de hielo, Lagos,r Lagos,rííos,atm os,atmó ósfera, glaciales humedad del suelo 2,59% 0,014%

Agua Fresca


- 96 -

4 - 15


Potabilidad y purificación u ¿Cuán

pura debe ser el agua para ser

potable? u Respuesta: Respuesta:

Debe cumplir con las

Normas chilenas de calidad del agua

Tabla 5.12

S usta nc ia A m o nia co A rs é n ic o C a dm io C ia nu ro C lor u r os Co bre C o m p u e s t o s F e n ó li c o s C ro m o H e xa va le nte D e t e rg e n t e Flú or H ier ro M a g n e s io M an ga n es o M e r c u ri o N i tr a t o s N i tr i t o s P lo m o R e sid u o s S ó lid os F ilt r a b le s S ele nio S ulfato s C inc

Norma Chilena Oficial NCh 409/1 - Of.84 Contenido máximo de elementos y sustancias químicas en el agua potable E x pre sa do c o m o [m g / L ] N

L í m it e m á x i m o 0 ,25

As

0 ,05

Cd CN Cl

0 ,01 -

-

0 ,20 25 0

Cu

1,0

F en ol

0 ,0 02

Cr

0 ,05

S AA M

0 ,50

F

-

1,5

Fe

0,3

Mg

12 5

Mn

0 ,10

Hg

0 ,0 01

N

10

N

1,0

Pb

0 ,05

-

1 00 0

Se SO4 Zn

0 ,01 2 -

25 0 0 ,01

- 97 -

4 - 16


Procesos de tratamiento de agua Precipitació Precipitación por adició adición de Al2(SO4)3 y Ca(OH)2

u

Al2(SO4)3 (ac) + 3Ca(OH)2 (ac)

2Al(OH)3 (s) + 3CaSO4 (ac)

El Al(OH)3 es una gelatina espesa que atrapa el polvo y barro suspendido para precipitarlos y decantarlos Cloració Cloración para eliminar organismos pató patógenos. Se usa: cloro gas Cl2, NaOCl (hipoclorito de sodio) o Ca(OCl)2 (hipoclorito de calcio)

u

Muchas ciudades europeas usan ozono para desinfecció desinfección

u

Adición de NaF (fluoruro de sodio) app. 1 [ppm] para protecció protección contra caries

u

Agua dura y agua blanda u

Los minerales má más comunes que contribuyen a la dureza del agua son: CaCO3, CaSO4 y CaCl2

u

La dureza se expresa en [ppm] de CaCO3, aunque el anió anión presente no sea CO32-

u

Si la dureza es de 10 [ppm], significa 10 [g] de CaCO3 por cada 1.000.000 [g] de agua o 10 [mg] de CaCO3 por ]) 1 [L] de agua (d =[g/mL]) (dH2O(I) H2O(I) =[g/mL

Problemas asociados a la dureza del agua u

Se deposita sarro en calentadores, que consiste en CaCO3, disminuyendo la transferencia de calor y el flujo en las cañ cañerí erías

u

Interfiere con la efectividad del jabón. Ca2+ y Mg2+ reaccionan con el jabó jabón formando compuestos insolubles que se depositan. Esto implica el gasto de más detergente para limpieza


- 98 -

4 - 17


Ablandamiento del agua u

Agregando Na2CO3 para precipitar Ca2+ y Mg2+ Ca2+(ac) + CO32-(ac)

CaCO3 (s)

u

Agregando tetraborato de sodio: Na2B4O7

u

Agregando fosfato trisó trisódico: Na3PO4

u

Agregando hexametafosfato de sodio (CalgonTM): Na6P6O18

Ablandamiento de agua: Intercambiadores de iones u

Zeolitas, minerales compuestos de Al, Si y O,

enlazados en una estructura rí rígida tridimensional que tiene muchas cargas negativas, balanceadas con iones positivos Na+ u

Cuando las soluciones que contienen Ca2+, Mg2+ o Fe3+ se hacen pasar a travé través de las zeolitas, estos iones se intercambian con el ion Na+

Ablandamiento de agua: Intercambiadores de iones u

El ió jabón ión Na+ no interfiere con el jabó Na2Z(s)

+

Ca2+(ac)

Zeolita (forma só sódica) u

CaZ(s)

+

2Na+(ac)

Zeolita (forma cá cálcica)

La reacció reacción anterior puede invertirse haciendo pasar solució solución concentrada de NaCl, regenerando así así la forma só sódica de la zeolita

- 99 -

4 - 18


Proceso de intercambio iónico Agua dura conteniendo Ca ´+2, Mg+2,Fe+3 R-

Na+

+

R- Na R- Na+ R+ R- Na +

Na

R-

Mg+2

R- Ca+2 RR + R Na

u

Na+ Na+ R- R Na+ RNa+ R- Na+ R

2NaR(s) + M+(ac) u

Na+ - RR

Fe+3 R-

R-

El intercambio efectuado por la resina puede representarse como

u

Ca+2 R-

Agua blanda conteniendo Na +

MR(s)+2Na+(ac)

La reacció reacción directa ocurre durante el ablandamiento del agua La reacció reacción inversa se favorece con un gran exceso de NaCl, lo que permite regenerar la resina

Ejemplo de intercambio iónico u

u

10 [litros] de una muestra de agua cuya dureza es igual a 350 [ppm [ppm]] se circulan a travé través de 10 [gramos] de una zeolita (Na2Z) que contiene 0,35 [g] de Na+ por cada 1,00 [g] de zeolita. La cantidad máxima de sodio intercambiado por la zeolita es: (Datos: PM(CaCO3) = 100; PA(Na) PA(Na) =23) )

Solució Solución n(Na+)= 2n(CaCO3) = 2 . 0,350[g/L] .(10[L]/100[g/mol CaCO3]) = 0,07 [g] Na+ = 1,61 [g]

u

Termómetro

Matraz de destilación

Salmuera

Condensador

Agua fría

Agua destilada


- 100 -

Purificación del agua por destilación

4 - 19


Purificación de agua: destilador solar

Vidrio

Energía Solar Vapor condensado

Agua destilada

Aislación

Agua de mar

Agua destilada

Osmosis el movimiento de un solvente a través de una membrana semipermeable desde una regió región de baja a una regió región de alta concentració concentración de soluto

u Es

u Presió Presión

osmó osmótica de una solució solución es la presió presión que debe aplicarse a la solució solución para detener la osmosis desde el solvente puro

Fenómeno de osmosis Molécula grande

Membrana Semipermeable H2O

Ion hidratado

Flujo osmótico a través de una membrana semipermeable

- 101 -

4 - 20


Desalinización u

Si una célula (0,9% de sal) sal) se coloca en agua de mar (3,5% de sal), sal), el agua fluirí fluiría a travé travé s de la membrana desde el interior de la cé célula hacia el agua de mar. mar. Este proceso se llama osmosis

u

Osmosis: tendencia natural de un solvente para pasar a travé través de una membrana desde una regió región de alta concentración de solvente hacia una de baja

Osmosis reversa u

u

u u

Se invierte la direcció dirección espontá espontánea en que ocurre la osmosis La aplicació aplicación de una presió presión externa mayor que la presió presión osmó osmótica causa que el solvente fluya a travé travé s de la membrana semipermeable desde una solució solución concentrada en soluto a otra mas diluida en soluto. Presió Presión osmó osmótica de agua de mar: 24,8 [at] Se purifica agua de mar desde app. 35.000 hasta 500 [ppm] usando una presió presión = 100 [at]

Principio de la osmosis reversa Presión Aplicada

Presión osmótica

Agua

Pistón

Salmuera

Membrana Semipermeable

(a) y (b) representan osmosis normal; (c) representa osmosis reversa


- 102 -

4 - 21


Desalinización u Destilación

e intercambio iónico son dos

procesos usados en desalinización u El

proceso má más usado es osmosis reversa, reversa,

que se efectú efectúa usando grandes presiones, presiones, invirtiendo así el proceso natural

Osmosis reversa Entrada de solución salina

Salida de solución concentrada Salida de agua pura

Bomba de alta presión Cámara de osmosis reversa Membrana

En Rocas de Zapallar, un equipo de osmosis inversa procesa agua de mar, produciendo 100 [m3/día] de agua potable

- 103 -


- 104 -

Capítulo 5 Energía Química y Sociedad Objetivos Principales: a. b. c.

d. e.

f. g.

h.

i. j. k.

Conocer en términos muy generales la primera ley de la termodinámica. Entender el trabajo y el calor como formas de transferencia de energía entre un sistema y su entorno. Poder clasificar procesos como endotérmicos o exotérmicos de acuerdo a al dirección de la transferencia energética entre el sistema y su entorno. Entender que se puede producir transferencia de energía (en forma de calor) entre una reacción química y su entorno, debido a los distintos enlaces que se rompen y que se forman al pasar de reactivos a productos, que cuando los procesos involucran el rompimiento de enlaces son endotérmicos y aquellos que involucran la formación de enlaces son exotérmicos. Comprender los conceptos de energía de enlace y energía interna. Poder aplicar estos conceptos para evaluar si una reacción es exotérmica o endotérmica y ser capaz de calcular la transferencia de energía. Comprender los factores que inciden en la rapidez con que ocurren las reacciones químicas, ser capaz de definir la velocidad de una reacción química utilizando unidades de concentración y utilizar información experimental para determinar la ley general de velocidades de una reacción química específica. Utilizando los perfiles de energía de una reacción química y el concepto d Energía de Activación poder analizar el rol de un catalizador. Entender el equilibrio en términos de una situación en que dos procesos que ocurren en direcciones opuestas lo hacen a la misma rapidez. Aplicando esta idea a casos generales simples como el equilibrio líquido-vapor, ser capaz de visualizar el equilibrio como una situación dinámica a la que tienden espontáneamente los sistemas, cuyas características específicas una vez alcanzada la situación de equilibrio, no dependen del camino utilizando para llegar a él. A partir de datos experimentales (y utilizando el modelo simple de colisiones y los perfiles de energía) reconocer la posibilidad de equilibrio en una reacción química cuando la la reacción hacia la derecha (reactivos a productos) y hacia la izquierda (productos a reactivos) ocurran a la misma rapidez, en cuyo caso, una vez alcanzada esta condición, la concentración de reactivos y productos no variará en el tiempo. Reconocer la existencia de constantes de equilibrio y ser capaz de utilizar K(T) de una reacción para determinar concentraciones en equilibrio a partir de concentraciones iniciales de reactivos. Ser capaz de calcular Q a partir de concentraciones iniciales de reactivos y productos, predecir la dirección neta en que ocurrirá la reacción a partir de estas condiciones iniciales y utilizando K(T) calcular las concentraciones finales en el equilibrio. Poder aplicar el Principio de Le Chatelier para predecir la dirección de cambio neto si un sistema sale de un estad de equilibrio debido a alternaciones en las condiciones que definen este estado y si estas alteraciones implicaran un cambio en las concentraciones, ser capaz de calcular las nuevas concentraciones en el equilibrio.

Objetivos Secundarios: l. m.

Conocer generalidades sobre fuentes energéticas. Conocer ejemplos de algunas reacciones importantes en las que participan catalizadores y en las que son relevantes los principios de equilibrio químico.

Material bibliográfico complementario: Brown, Le May; Química, la Ciencia Central 7ª Edición - Capítulo 5 (pág. 145) secciones 5.1 y 5.2 - Capítulo 14 (pág. 491) secciones 14.1, 14.2, parte 14.4 y parte 14.6 - Capítulo 15 (pág. 539) completo (excepto referente a Kp) 9ª Edición - Capítulo 5 (pág. 152) secciones 5.1 y 5.2 - Capítulo 14 (pág. 524) secciones 14.1, 14.2, 14.3, 14.5, 14.6, 14.7 - Capítulo 15 (pág. 575) completo - 105 -


- 106 -

Química y Sociedad Capítulo 5 : Energía, Química y Sociedad

Capítulo 5 Energía, Química y Sociedad

Unidades de energía u

Un joule (1 [J]) es la energía cinética que posee un cuerpo de 2 [kg] moviéndose a una velocidad de 1 [m/s]

u

Una calorí caloría (1 [cal]) es la energía necesaria para elevar la temperatura de 1 [g] de agua desde 14 [ºC] a 15 [ºC]

u

1 [cal] = 4,18 [J]

u

1 [Kcal] = 1000[cal]

u

1 [KJ]= 1000 [J]

Termoquímica

- 107 -

5-1

5-2


Reacciones químicas y energía

H2

Globo + llama

Explosión

Reacciones químicas y energía En una reacción química se rompen y se forman enlaces

∆∆E E

O

+ O2(g)

+

2 H2O(g)

2H2(g)

Energía y Sistema Alrededor Sistema

ENDOtérmico D Esistema > 0

Alrededor Sistema

EXOtérmico D Esistema < 0

∆E = (E int))prod - (E int))reac ∆Esistema sistema = (Eint prod - (Eint reac ∆E = (E ) (E ) prod ∆Esistema = (E ) (E enlace reac enlace sistema enlace reac enlace)prod Universidad Técnica Federico Santa María Departamento de Química

- 108 -


Molécula de H2 Energía Interna: energía potencial contenida en un enlace químico

Energía de Enlace: energía necesaria para romper un enlace

-432

Combustió Combustión del metano: ejemplo de reacción exotérmica CH4 (g) + 2 O2 (g)

+

CO2 (g)

+

- 109 -

5-3

5-4


Diagrama de energía para la reacción de combustión del metano Reactivos

CH4 (g) + 2 O2 (g) (1 [mol]) (2 [mol])

Diferencia de energía = - 802,3 [kJ]

CO2 (g) + 2 H2O (g) (1 [mol]) (2 [mol])

Productos

Diagrama de energí energía para la combustió combustión del metano +368

C + 4H + 4O

0

Ruptura 2 [mol] de enlaces O=O +988 [kJ]

-632

C + 4 H + 2 O2

Formación 2 [mol] de enlaces C=O -1598 [kJ]

CO2 + 4 H + 2 O Ruptura 4 ]mol] de enlaces C-H +1644 [kJ]

-1632

CH 4 + 2 O2

-2632

(Reactivos) Cambio neto de energía

-802 [kJ]

CO2 + 2 H2O (Productos)

-3632

http://www.ciudadfutura.com/spacesite/ webtrans5.html

El trasbordador espacial logra vencer la fuerza de gravedad gracias a la energía liberada por una sencilla reacción química: 2H2 (g)


Formación 4 [mol] de enlaces O-H -1836[kJ]

- 110 -

+ O2 (g)

2H2O(g) + DE


Diagramas de energía 4H

0

2O

0

D E = + 494 [ kJ]

D E = + 864 [ kJ] -864

2 H2

-494

4H+2O

0

1358 -1836

O2

2 H 2 + O2 D E = - 478 [kJ]

2 H2O

Cinética Química

Velocidad (v) de reacciones químicas

Definició Definició n de v para una reacció reacció n: aA + bB v = -

cC + dD

1 ∆[A] 1 ∆[B] 1 ∆[C] 1 ∆[D] = = = a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t

[ ] se refiere a Molaridad

- 111 -

5-5

5-6


Definición de molaridad Molaridad (M) =

moles de soluto litros de solucion

 Mol    L 

Ejemplo: 1 [L] de solució solución que contenga exactamente 1 [mol] de Na2SO4 disuelto se dice que es una solució solución 1 M de Na2SO4 o Na2SO4 1 M

Teoría de colisiones

A mayor frecuencia de choques, mayor velocidad de reacción

Velocidad de reacción La velocidad de una reacció reacción depende de: u

Concentració Concentración de los reactivos

u

Temperatura del sistema

u

Presencia del catalizador

Ley general de velocidad V = k [A]m [B]n , k = f(T) Nota: m = orden de reacció reacción respecto a A n = orden de reacció reacción respecto a B k = constante de velocidad de reacció reacción


- 112 -


Ley de velocidad de reacci ó n 700 [° [ °C]

2NO(g) + 2H2(g) 2(g ) [NO] [mol/L]

[H2] [mol/L]

0,025 0,025 0,0125

0,010 0,005 0,010

N2(g) + 2H2O(g) Rapidez inicial [mol/L s] 2,4.10-6 1,2.10-6 0,6.10-6

La expresió expresión de velocidad de reacció reacció n está está dada por: v = velocidad = k [NO]m[H2] n

Ley de velocidad de reacción 2NO(g) + 2H2(g)

700 [° [°C]

N2(g) + 2H2O(g)

Con los datos contenidos en la Tabla anterior se puede establecer que m = 2 n = 1 K = 0,384 [L2 /s mol2] Es decir: V = 0,384 [NO]2[H2]1 [mol/L s]

Efecto de la concentración

HCl 0,3 M

Mg (s) + 2HCl (ac)

HCl 6 M

MgCl2 (ac) + H2 (g)

HCl 0,3 M

HCl 6 M

- 113 -

5-7

5-8


Efecto de la temperatura Descomposición de un colorante por la acción de una solución de NaClO

54 [ºC]

22 [ºC]

54 [ºC]

22 [ºC]

54 [ºC]

22 [ºC]

Perfiles de energía Energía Potencial

Energía Potencial

Avance de Reacción Reacción Endotérmica Avance de Reacción Reacción Exotérmica

Efecto de un catalizador (adición de MnO2 a H2O2)

2H2O2


(ac)

- 114 -

2H 2O (l) + O2 (g)


Efectos de catalizadores en la descomposició descomposición de H2O2 (agua oxigenada) Catalizador

Energí Velocidad relativa Energía de activación [kJ/mol] de reacción

Ninguno

75,3

1

I- (ión yoduro)

56,5

2.103

Pt (metal platino)

49

4,1.104

Enzima catalasa*

8

6,3.1011

-

(*) catalasa: catalasa: enzima de PM = 240.000 que se produce en las plantas, microorganismos, hí hígado animal,etc.

Convertidor catalítico

2NO (g) 2CO(g) + 2NO(g)

O2 (g) + N2 (g) 2CO2 (g) + N2 (g)

Equilibrio Químico

- 115 -

5-9

5 - 10


Introducción al concepto de Equilibrio (Experimento 1) Si un líquido volátil se deja por un tiempo en un recipiente abierto a la atmósfera, entonces se evaporará sin haber hervido... ¿Por qué?

Distribución de energías moleculares para la fase líquida

Introducción al concepto de Equilibrio (Experimento 2) Si el líquido se deja en un recipiente cerrado, entonces coexistirán las fases líquida y vapor En este caso, además de la evaporación, ocurre también el

proceso

condensación


- 116 -

inverso:

la


Estado inicial

Compresión

Expansión P1

P1

T

T P1

T

Definición de Equilibrio

Situación dinámica que se produce cuando dos procesos en direcciones opuestas ocurren a la misma velocidad

Características del estado de equilibrio Dinámico Un sistema se mueve de manera espontánea hacia un estado de equilibrio Su naturaleza y propiedades no dependen de cómo se haya alcanzado

- 117 -

5 - 11

5 - 12


Equilibrio químico Proceso a T cte. (445 [°C])

Equilibrio químico Proceso a T cte. (445 [°C])

Constante de equilibrio, K Para una reacción reversible, en que todas las sustancias (A, B, C y D) son gaseosas o están disueltas en solución acuosa

aA + bB

cC + dD

c d [ C] ⋅ [D] Q = cuociente de reacción = a [A] ⋅ [B]b

K = constante de Equilibrio = Qeq =


- 118 -

[C]ceq ⋅ [D]deq [A]aeq ⋅ [B]beq


A una temperatura dada, las [ ]eq dependen de las [ ]in, pero K es siempre la misma

Operatoria con constantes de equilibrio 1. Las [ ] ’s de sólidos y líquidos puros NO se consideran en la expresión de K 2. Si una reacción se multiplica por cierto factor, K debe ser elevada a ese factor

Operatoria con constantes de equilibrio 3. Las K’s de una reacción y su inversa son mutuamente recíprocas 4. Cuando se suman dos o más reacciones, hay que multiplicar sus K ‘s para obtener la K de la reacción total

- 119 -

5 - 13

5 - 14


El valor de K nos permite conocer la “posición” del equilibrio 

Qi = K , sistema en equilibrio



Qi < K , Reactivos

Productos



Qi > K , Reactivos

Productos

Principio de Le Châtelier “Si un sistema en equilibrio se somete a una perturbación que cambie cualquiera de los factores determinantes del equilibrio, el sistema reaccionará para minimizar el efecto de la perturbación”

Tipos de perturbaciones 

Cambios en las concentraciones de reactivos y/o productos




Cambio en la temperatura

- 120 -


Efectos de la temperatura 

Reacción Endotérmica (∆E > 0) K aumenta cuando la T aumenta v Reactivos Productos



Reacción Exotérmica (∆E < 0) K disminuye cuando la T aumenta v Reactivos Productos

Efectos de la temperatura Incoloro

Café

2NO2 (g) K

N2O4 (g) + ∆E

=

[N2O 4 ]e [NO 2 ]e 2

K = 170 (25 [ºC]) (izquierda) K = 1300 (0 [ºC]) (derecha) Se aprecia que al bajar la T, el equilibrio se desplaza hacia la derecha (reacción exotérmica)

Ejemplos de equilibrio

- 121 -

5 - 15

5 - 16


Ejemplo 1 Una mezcla de NO(g) y Br2(g) reaccionan en un frasco de 1,0 [L] y a una cierta temperatura constante T, hasta que llega al equilibrio según: 2 NO(g) + Br2(g) 2 NOBr(g) u En equilibrio la muestra contiene 2,0 [mol] de NO(g) , 1,5 [mol] de Br2(g) y 0,40 [mol] de NOBr (i) Calcular la constante de equilibrio K de la reacción a esa temperatura T (ii) Calcular los [mol] presentes de NO(g) y Br2(g) en la mezcla original u

Ejemplo 1

INICIAL

NO=?

K

NO=2 [mol] Br2=1,5 [mol]

Br2= ?

NOBr=0,4 [mol]

Ejemplo 2 (i) u

u

Hidrógeno, yodo y yoduro de Hidrógeno establecen el siguiente equilibrio 2 HI(g) H2(g) + I2(g) Con K1 = 0,16 a cierta temperatura T1 y K2 = 4,0 a otra temperatura T2

(i) Se introducen 1,0 [mol] de H2(g) y 1,0 [mol] de I2(g) en un frasco de 1 [L] y se lleva la temperatura de la mezcla a T. Calcular la composición de la mezcla una vez que se llega al equilibrio


- 122 -


Ejemplo 2 (i)

INICIAL

H2=1 M

EQUILIBRIO

K1 = 0,16

H 2= ? I2= ?

I2=1 M

HI= ?

Ejemplo 2 (ii) (ii) Si la mezcla original se lleva a T2. Calcular la composición de la mezcla en el equilibrio

INICIAL H =1 M 2

K2 = 4,0

EQUILIBRIO H2=? I2=?

I2=1 M

HI=?

Ejemplo 2 (iii) (iii) Se prepara una nueva mezcla que contiene 1,0 [mol] de cada una de las especies H2, I2 y HI, en 1[L] Calcular la composición de la muestra en equilibrio a T

INICIAL

H2=1 M I2=1 M HI=1 M

K1 = 0,16

EQUILIBRIO H2= ? I 2= ? HI= ?

- 123 -

5 - 17

5 - 18


Ejemplo 2 (iv) (iv) Si la muestra original se lleva a T2, calcular la composición en equilibrio INICIAL H2=1 M

K = 4,0

I2=1 M

EQUILIBRIO H2=? I2=?

HI= 1 M

HI=?

Ejemplo 3 u

u

u

u


El carbonato de magnesio se descompone según MgCO3 (s) MgO(s) + CO2(g) A cierta temperatura T, la constante K para este sistema es 0,50 Se introducen 170 [g] del carbonato de magnesio en un frasco de 3,0 [L] y se fija la temperartura a T. Determinar la composición de la mezcla una vez que se alcanza el equilibrio Recalcular la composición de la mezcla si se hubiera introducido 84,3 [g] de MgCO3 a la misma temperatura

- 124 -

Capítulo 6 Lluvia Ácida: Neutralizando sus causas Objetivos Principales: Poder caracterizar ácidos y bases en términos de la definición de Arrhenius y de Bronsted- a. Lowry. b. Utilizar la definición de Bronsted-Lowry para entender la reacción ácido- base como una transferencia de iones H+ entre una sustancia que se comporta como un ácido frente a otra que se comporta como una base. Distinguir entre ácidos y bases fuertes v/s débiles, en agua, en términos de una reacción c. completa v/s una reacción parcial con el agua. d. Reconocer que en agua pura está presente el equilibrio de auto ionización de agua que genera cantidades iguales y muy pequeñas de H3O+ y OH-. Entender que, dado que en toda solución acuosa está presente este equilibrio, siempre se cumple que el producto de la concentración de ambos iones es constante. Conocer la definición de pH = -log[H3O+] y ser capaz de caracterizar una solución como e. ácida, básica o neutra en términos del pH y según la cantidad relativa del ión H3O+ frente al ión OH-. f. Tanto para soluciones acuosas de Ácidos y Bases fuertes como débiles, ser capaz de escribir todas las reacciones y equilibrios presentes en la solución, jerarquizar la importancia de éstas en términos de su contribución relativa al pH final y poder calcular dicho pH de acuerdo a la reacción cuantitativamente más importante. g. Entender la Tabla de Constantes de Ionización en términos de la definición de pares conjugados ácido-base poder analizar una reacción ácido-base en términos de estos pares conjugados. Entender la hidrólisis como la reacción ácido-base de un ión con el agua y poder calcular el h. pH de la solución de un ión que hidroliza en agua. i. Entender una solución buffer en términos de una solución que contiene concentraciones de un ácido débil y su base conjugada, o de una base débil su ácido conjugado, altas, en comparación al resto de las especies presentes. Poder escribir todas las reacciones en equilibrio presentes en este tipo de soluciones y calcular el pH en términos del equilibrio cuantitativamente más importante. Ser capaz de escribir la reacción de neutralización entre una solución acuosa de ácido j. con una de base. Reconocer que estas reacciones tienen una K tan grande que pueden ser consideradas como completas. k. Poder analizar los casos de reacciones de neutralización fuerte-fuerte y fuerte-débil, calcular el pH de la solución resultante al mezclar diversos volúmenes de ácidos con bases. l. Conocer la definición de punto de equivalencia y ser capaz de calcular el pH en ese puto para mezclas fuerte-fuerte, o fuerte-débil. Objetivos Secundarios: m.

Tener una idea general sobre el problema de la lluvia ácida, las causas que la provocan, sus efectos dañinos, y la situación en Chile.

Material bibliográfico complementario: Brown, Le May; Química, la Ciencia Central 7ª Edición - Capítulo 16 (pág. 573) secciones 16.1 a 16.9 - Capítulo 17 (pág. 621) sección 17.1 a 17.3 9ª Edición - Capítulo 16 (pág. 613) secciones 16.1 a 16.9 - Capítulo 17 (pág. 661) sección 17.1 a 17.3 - 125 -


- 126 -

Química y Sociedad Capítulo 6 : Lluvia Ácida: neutralizando sus causas

Capítulo 6 Lluvia ácida: neutralizando sus causas

Lluvia ácida u Los

principales compuestos que forman la

lluvia ácida son el SO2 y NO2 disueltos u Tambié También

rocí rocío,

la constituyen nieve, nieve, neblinas y cuya

acidez

puede

ser

de

importancia y por eso se habla de depositació depositación ácida

Efectos dañinos de la lluvia ácida u Daños

en salud humana

u Daños

en bosques

u Dañ Daños

en vida acuá acuática de lagos

u Dañ Daños

en esculturas y edificios de

valor histórico

- 127 -

6-1

6-2


La lluvia ácida sobre los bosques

Abeto enfermo

Abeto sano

La lluvia ácida sobre monumentos

1944

Presente

Ácidos y bases Alimentos y productos de limpieza


- 128 -


Ácidos y Bases Bases

Ácidos •Sabor agrio

•Sabor amargo

•Cambian el color de algunas sustancias

•Cambian el color de algunas sustancias

•Disuelven ciertos metales

•Jabonosas al tacto

•Neutralizan bases

•Neutralizan ácidos

Teoría de Arrhenius Ácido HxB(ac) (ac) HCl(ac)

x H+(ac) + Bx-(ac) H+(ac) + Cl-(ac)

Base M(OH)y (ac) Ca(OH)2 (ac)

My+(ac) + y OH-(ac) Ca2+(ac) + 2 OH-(ac)

Limitaciones: u Definiciones

válidas soluciones acuosas

u ¿Naturaleza

sólo

en

del ión H+ en solución?

u Hay

muchas sustancias que son bases y no poseen OH- en su estructura

- 129 -

6-3

6-4


Teoría Brönsted - Lowry

Ácido: Especie que tiene tendencia a donar un protó protón

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un protón

Ejemplo de reacció reacción ácido - base segú según Brö Brönsted y Lowry H+ HF(g) + ácido

NH3 (g) base

NH4F(s) sal

H F

H

F

N H

-

H + H N H H

H

Brönsted - Lowry Arrhenius

Ácido en medio acuoso: HA (ac) + ácido

H2O(l) base

H3O+(ac) + A-(ac)

Base en medio acuoso: B(ac) + base


- 130 -

H2O(l) ácido

HB+(ac)

+ OH-(ac)


H+ HNO3 (ac) + H2O(l) áácido cido

base

Ácido

Base

H3O+ (ac) + NO3- (ac)

Ión hidronio

Ión nitrato

H+ NH3 (ac) + H2O(l)

u

base

ácido

Base

Ácido

Ión hidróxido

HA (ac) + H2O(l)

H3O+(ac) + A-(ac)

ácido 1

ácido 2

base 1

u

Ión amonio

Las reacciones ácido - base son reversibles

B(ac) u

NH4+(ac) + OH-(ac)

base 2

+ H2O(l)

ácido 2

base1

HB+(ac) + OH-(ac) ácido 1

base 2

Los nú números indican el par conjugado Cada reacción ácido - base tiene dos pares conjugados

- 131 -

6-5

6-6


Autoionización del agua H2O(l) + H2O(l)

O

H

H

H3O+(ac) + OH-(ac)

O

H O

H

H

H

O

H

H

Ión hidronio

Ión hidróxido

Kw = [H3O+]·e [OH-]e = 1,0· 1,0·10-14 (25 [º [ºC]) [H 3O+] = [OH-] = 10-7 M



Agua pura



Solució Solución ácida [H3O+] > 10-7 M [OH-] < 10-7 M



Solución básica [OH-] > 10-7 M [H3O+] < 10-7 M

La escala de pH pH = -log [H3O+ ] pH

pH + pOH = 14 [H3O+]

pOH = -log [OH- ]

[OH-]

pOH

14

10-14

1

0

7

10-7

10-7

7

0

1

10-14

14

Básico Neutro Ácido


- 132 -


pHímetro: instrumento para medir pH

pH de sustancias comunes

Fuerzas relativas de ácidos u Ácido

fuerte: fuerte: 100% disociació disociación

Ejemplos: HClO4, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HBr, HI

- 133 -

6-7

6-8


u

Ácido dé débil: bil: leve disociació disociación (app. < 33-4%) Ejemplo: ácido acé acético CH3COOH tiene un porcentaje de disociació disociación = (0,0013 / 0,100)100 = 1,3% CH3COOH(ac) + H2O(l)

[ ]i [ ]eq

0,100 0,0987

H3O+(ac) +

-0,0013

CH3COO-(ac) -0,0013

Constante de disociación ácida u En

general:

HA (ac) + H2O(l)

H3O+(ac) + A-(ac)

[H3 O + ]e ⋅ [ A − ]e Ka = [HA ]e u

Para ácidos fuertes Ka >>>> 1

Fuerzas relativas de bases u Base

fuerte: 100% disociación u Ejemplos: LiOH, NaOH, LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2


- 134 -


u

Base dé débil: bil: leve disociació disociación (app. < 3 - 4%)

Ejemplo: amoní amoníaco NH3 0,10 M tiene un porcentaje de disociació disociación = (0,0013 / 0,100)100 = 1,3% [ ]i [ ]eq

NH3 (ac) + 0,100 0,0987

H2O(l)

NH4+(ac) +

-0,0013

OH-(ac)

-0,0013

Constante de disociación básica u En

general:

B (ac) + H2O(l)

HB+(ac) + OH-(ac)

[HB + ]e ⋅ [OH− ]e Kb = [B]e u

Para bases fuertes Kb >>>> 1

- 135 -

6-9

6 - 10


Corolarios: u

Ácido má más fuerte

base conjugada más dé débil

u

Base má más fuerte

ácido conjugado más dé débil

u

u

Todas las reacciones ácido - base corren de la combinació combinación má más fuerte hacia la combinació combinación más dé débil El ion hidronio (H3O+) es el ácido má más fuerte que puede existir en agua

Cálculo pH ácido fuerte Equilibrios: HCl (ac) + H2O(l)

H3O+(ac) + Cl-(ac) (100%)

H2O(l)

H3O+(ac) + OH-(ac) Kw = 10-14

+

H2O(l)

[H3O+]total = [H3O+]HCl + [H3O+]agua Aproximació Aproximación:

[H3O+]agua << [H3O+]HCl

(es vá válida para Mácido > 1 10- 6M)

Cálculo pH base fuerte Equilibrios: Na+(ac) + OH-(ac)

NaOH(ac) (ac) H 2O(l) +

H2O(l)

H 3O+(ac) + OH-(ac) Kw = 10-14

[OH- ]total = [OH-]NaOH + Aproximació Aproximación:

- 136 -

[OH- ]agua

[OH-]agua << [OH-]NaOH

(es vá válida para Mbase > 1 10-6 M)


(100%)


Cálculo pH ácido débil Equilibrios: HA (ac) + H2O(l) H2O(l) +

H3O+(ac) + A-(ac)

H2O(l)

H3O+(ac) + OH-(ac)

Ka Kw = 10-14

[H3O +]total = [H3O +]ácido + [H3O+] agua

Aproximaciones: (se acepta un % error < 5%): 

Si [HA]o > 100Ka, entonces [HA]eq = [HA]o



Si Kw < 10-3 Ka , entonces [H3O+]total = [H3O+]acido

Cálculo pH base débil Equilibrios: B (ac) + H2O (l) H2O(l) +

H2O(l)

HB+(ac) + OH-(ac)

Kb

H3O+(ac)

Kw = 10-14

+

OH-(ac)

[OH-]total = [OH-]base +

[OH-]agua

Aproximaciones:: (se acepta un % error < 5%): 

Si [B]o > 100·Kb, entonces [B] eq = [B]o



Si Kw < 10-3 ·Kb , entonces [OH-]total = [OH-] base

Hidrólisis Ocurre hidrólisis cuando la disolución de

una

sal

en

agua

causa

variaciones en las concentraciones de los iones H3O+ y OHHidrólisis es la reacción ácido - base entre un ió ión y agua

- 137 -

6 - 11

6 - 12


Hidró Hidrólisis ácida (reacciona al catió catión con H2O) HB+(ac) + H2O(l)

H3O+(ac) +

Kh = Ka (HB+) =

B(ac)

Kw Kb(B)

Hidró Hidrólisis bá básica (reacciona el anió anión con H2O) A-(ac)

+ H2O(l)

Kh = Kb

HA(ac) + OH-(ac)

(A-)

Kw

= K (HA) a

Solución buffer, reguladora o tampón Es una solució solución que resiste y contrarresta los cambios bruscos de pH causados por dilució dilución, por la adició adición de un ácido o por la adició adición de una base fuerte Se pueden preparar por dos mé métodos: (i) La combinación en concentraciones comparables de un ácido dé débil y su correspondiente base conjugada fuerte Ejemplo: Ejemplo: CH3COOH 0,10 M y CH3COONa 0,20 M

Solución buffer, reguladora o tampón

(ii) La combinació combinación en concentraciones comparables de una base débil y su correspondiente ácido conjugado fuerte Ejemplo: NH3 0,10 M y NH4Cl 0,10 M


- 138 -


Equilibrios en el caso del tampó tampón: CH3COOH 0,10 M y CH3COONa 0,20 M CH3COONa(ac)

Na+(ac) + CH3COO-(ac)

CH3COOH(ac) + H2O

H3O+(ac) + CH3COO-(ac)

H2O(l) + H2O(l)

H3O+(ac) + OH-(ac)

Propiedad fundamental del tampó tampón: Resistencia al cambio brusco de pH frente a una dilució dilución o a la adició adición de ácidos o de bases

Neutralización

Neutralización Reacció Reacción quí química entre un ácido y una base La base “anula” las propiedades del ácido y viceversa

- 139 -

6 - 13

6 - 14


Caso particular: HA(ac)

+

MOH(ac)

Ácido

+

Base Arrhenius

MA(ac) +

H2O(l)

Sal

Agua

+

Cl

Cl H O H

Na

H

NaO H

H O

H O

H

H

Todas Todas las las reacciones reacciones de de neutralizaci ón son neutralización son completas completas HCl(ac)

+ NaOH(ac) (ac)

NaCl(ac)

+ H2O(l)

CH3COOH(ac) + NaOH(ac) (ac)

CH3COONa(ac) + H2O(l)

K = 1,8×109

HCl(ac)

NH4+(ac)

+ Cl-(ac)

K = 1,8×109

CH3COO-(ac)

+ NH4+(ac) K =3,2×104

+ NH3 (ac)

CH3COOH(ac) + NH3 (ac)

Neutralización con formación de una sal ácido HCl


K = 1014

- 140 -

base NaOH


La acidez estomacal debe neutralizarse con una base, tal como el bicarbonato de sodio

Uno de los principales componentes de los jugos gástricos es el ácido clorhídrico. Su pH es alrededor de ¡¡1,5 !!

Punto equivalente (PE) Se denomina punto equivalente (PE) el momento exacto de una neutralizació neutralización en que el nú número de moles del ácido y el número de moles de la base está están en razó razón estequiomé estequiométrica

Punto equivalente (PE) Ejemplos NaCl + H2O

NaOH + HCl En PE

n(NaOH ) = n(HCl)

Ca(OH)2 + 2HCl En PE

CaCl2 + 2 H2O

2n(Ca(OH)2) = n(HCl)

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4

Al2(SO4)3 + 6 H2O

En PE 3n(Al(OH) 3n(H2SO4) 2n(Al(OH)3) = 2n(H

- 141 -

6 - 15


6 - 16

Cálculo de pH en punto equivalente

Ejemplos de ácido - base

Ejemplo 1: ácido fuerte u La

concentración de ácido estomacal puede alcanzar el valor 0,15 M en HCl(ac). Considerar 100 [mL] de una solución acuosa que contenga 0,15 [mol/L] de HCl(ac) y calcular u a. Las concentraciones [H3O+], [Cl-] y [OH-] u b. pH y pOH de la solucion anterior


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Ejemplo 2: base fuerte u Se

tienen 50 [mL] de una solución 1,0×10-3 M de Ba(OH)2 Calcular

a. Las concentraciones [H3O+], [OH-], [Ba+2] b. pH y pOH de esta solución

Ejemplo 3 y 4 : ácido y base débil 3. Determinar las concentraciones de todas las especies contenidas en una solución acuosa 0,010 M de ácido acético HC2H3O2(ac) 4. Calcular los valores de pH y pOH de 50 [mL] de una solución acuosa 0,10 M en NH3(ac)

Ejemplo 5 y 6: hidró (básica y hidrólisis (bá ácida) 5. Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una solución acuosa 0,10 M de cianuro de sodio, NaCN 6. Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una solución 0,10 M de nitrato de amonio, NH4NO3

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6 - 17


6 - 18

Ejemplo 7: solución tampón

u Calcular

el pH de una solución tampón que es 0,010 M en HC2H3O2 y 0,010 M en NaC2H3O2


- 144 -

Capítulo 7 Electroquímica Objetivos Principales: a. Entender el principio de funcionamiento de una pila o celda galvánica, sus componentes, las reacciones que se desarrollan en cada polo (ánodo y cátodo) y saber usar la nomenclatura para describir una celda de este tipo. b. Conocer las características de electrodos activos, inertes y de referencia. Saber que el potencial o voltaje desarrollado por una pila depende de las sustancias c. químicas usadas en su fabricación, de sus correspondientes concentraciones y de la temperatura. d. Conocer el electrodo normal de hidrógeno, las semirreacciones que pueden ocurrir en él, y que se le ha asignado un potencial exactamente igual a cero volts. Conocer las condiciones estándares acordadas para reportar voltajes. e. f. Entender la manera en que se construyó la tabla de potenciales estándares de reducción. g. Poder calcular el potencial estándar desarrollado por una determinada pila que opere en condiciones estándar, reconocer sus correspondientes polos, las semirreacciones que ocurren en cada uno, y la reacción total. Conocer la ley de Nernst y poder aplicarla para calcular potenciales generados por pilas que h. funciones con electrolitos disueltos en cualquier concentración. Reconocer una pila de concentración, poder identificar sus correspondientes polos, i. las semirreacciones que ocurren en cada uno, la reacción total, saber calcular el voltaje i nicial que genera y las concentraciones de equilibrio alcanzadas en cada compartimiento. Tener una idea general del funcionamiento de varios dispositivos comerciales (pilas y j. baterías más comunes), Comprender que es un proceso electrolítico, y poder estimar el voltaje mínimo necesario k. que debe aplicarse para inducir la ocurrencia de una reacción no espontánea. Objetivos Secundarios: i. m. n. o.

Reconocer la posibilidad de usar energía solar como medio de calefacción y su conexión con dispositivos eólicos e hidroeléctricos. Entender el principio de funcionamiento de una celda de combustible. Tener una idea general de algunos procesos electrolíticos empleados en la industria. Conocer que la corrosión típica que afecta a los metales es un fenómeno electroquímico, y conocer algunas maneras de inhibirla.

Material bibliográfico complementario: Brown, Le May; Química, la Ciencia Central 7ª Edición - Capítulo 20 (pág. 723) completo 9ª Edición - Capítulo 20 (pág. 777) completo

- 145 -


- 146 -

7-1

Química y Sociedad Capítulo 7 : Electroquímica

Capítulo 7 ELECTROQUÍMICA

Tabla 7.1 7.1

Algunas celdas electroquí electroquímicas comunes y sus voltajes asociados

Reacciones redox y celda galvánica Experimento Al sumergir una lá lámina de Zn0(s) en CuSO4(ac) se observa la gradual desaparició desaparición del color azul inicial de la solució solución Esta coloració coloración se debe a los iones Cu+2(ac) También se da una creciente depositación de Cu0(s) sobre la superficie de la lámina de Zn La lá lámina de Zn gradualmente se disuelve y un análisis químico revela la creciente presencia del ión Zn +2 en la solució solución

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7-2


Reacciones redox y celda galvánica Estas observaciones experimentales representan mediante las semirreaciones: semirreaciones: reducció reducción: oxidació oxidación: total:

Cu + 2e +2

(ac)

Cu

+2 (ac)

−

Zn

+ Zn

0 (s) 0 (s)

Cu

Zn

se

0 (s)

+2

(ac)

+ 2e

Cu + Zn

−

0

+2

(s)

(ac)

Ambos procesos ocurren simultá simultáneamente y la ecuació ecuación neta que representa el cambio total observado en este experimento resulta de la suma de ambas semirreaciones

Reacciones redox y celda galvánica Existe una forma útil de emplear la misma reacció reacción quí química anterior pero con la idea de generar una corriente el elé éctrica Esto se puede llevar a cabo colocando en dos compartimentos separados los materiales involucrados en las correspondientes semirreacciones de oxidació oxidación y de reducció reducción y cerrando de manera apropiada el circuito

Celdas galvánicas Celda galvá galvánica es una celda electroquí electroquímica en la cual la ocurrencia espontá espontánea de una reacció reacción quí química redox permite generar un tcrabajo eléctrico. La celda galvá galvánica (generalmente (generalmente llamada pila) se divide en dos zonas llamadas medias celdas Ánodo (polo(polo-) : zona donde ocurre la oxidació oxidación Cátodo (polo+): zona donde ocurre la reducción


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7-3


Celdas galvánicas Cada uno de los polos ( ánodo y cátodo) todo) consta de un electrodo y un electrolito Ambos polos se conectan doblemente: (i) una conexió conexión externa (alambre conductor) conductor) a travé través de la cual fluyen los electrones (ii) otra conexión (puente salino o placa porosa) que cierra el circuito a través de la cual circulan iones

Nomenclatura de celdas galvánicas Existe una nomenclatura para resumir los diferentes componentes de una pila Por ejemplo, la pila basada en la reacción estudiada puede denotarse como: Zn / Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cu El símbolo // denota el puente salino o placa porosa, y a cada lado se describen los componentes del ánodo y cátodo

Nomenclatura de celdas galvánicas Zn / Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cu Esta pila tiene un polo cuyo electrodo es el metal Zn, Zn, y el electrolito en que está está sumergido es una solución acuosa que tiene una concentración [Zn+2] = 1 M El otro polo tiene como electrodo el metal Cu, Cu, y el electrolito en que está está sumergido es una solució solución acuosa que tiene una concentració concentración [Cu [Cu+2 ] = 1 M

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7-4


Celda galvá galvánica Zn / Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cu Voltímetro e-

-

+ +1,10 [V]

Zn, ánodo (-)

SO42-

eCu, cátodo (+)

Puente salino, conteniendo Na2SO4

Zn2+

Tapón poroso

SO42Zn (s)

Zn2+ (ac) + 2e-

Cu2+ SO42Cu2+ (ac) + 2e-

Cu (s)

Tipos de electrodos Los electrodos se clasifican en tres tipos: electrodos activos: participan químicamente de las semirreacciones de oxidació oxidación o de reducció reducción electrodos inertes o perceptivos: no experimentan ningú ningún cambio quí químico. Las semirreacciones se desarrollan en la superficie de estos electrodos electrodos de referencia: referencia: está están construidos para generar un semipotencial o potencial de media celda conocido y constante

Electrodos activos Participan químicamente de las semirreacciones de oxidació oxidación o de reducció reducción En la pila estudiada

Zn / Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cu

ambos electrodos son activos: el Zn se oxida el Cu se reduce


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7-5


Electrodo normal de hidrógeno (ENH) ENH : Pt, H2 (g, 1[at]) / HCl(ac, 1[M]) // Involucra la semirreacción de H2(g) - H+(ac) en sus correspondientes estados de referencia Definición: El potencial de este electrodo se ha adoptado como el potencial estándar εº = 0 [ V ] para todas las temperaturas Semirreacciones H2

2H+ + 2e

2H+ + 2e ; εº = 0 [V] H2

; εº = 0 [V]

Potencial de una celda galvánica El voltaje generado por una celda galvánica disminuye gradualmente en la medida que la celda está está operando Este voltaje generado depende de :

v Las sustancias quí químicas involucradas v Las concentraciones v La temperatura

Condiciones estándar Para potenciales de celda se definen las siguientes condiciones está estándar, que son estados de referencia para reportar voltajes

v Temperatura : 25 [oC] v Concentració Concentración de sustancias disueltas : 1 M v Concentració Concentración de gases : 1 [at] v Sustancias só sólidas y líquidas puras: su estructura cristalina o estado má más estable a 1 [at] y 25 [oC]

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7-6


Potencial estándar de una celda Potencial está estándar, ∆εº ∆εº, es el voltaje generado por una celda que opera en las condiciones de referencia previamente definidas Interpretació Interpretación de ∆εº ∆εº : es una medida cuantitativa de la tendencia de una reacció reacción redox para generar productos en sus concentraciones está estándar a partir de sus reactantes en sus concentraciones está estándar A > ∆εº ∆εº se tiene una mayor tendencia a que los reactivos (R (R´s) se transformen en productos (P (P´s) y viceversa

Potencial estándar de una celda Criterio de reactividad basado en ∆εº ∆εº : Si ∆εº es > 0 : la reacción es espontánea Si ∆εº ∆εº es < 0 : la reacció reacción no es espontá espontánea Ejemplo En base a determinaciones experimentales se conoce (I) Cu+2(1M) + Zn(s) Cu(s) + Zn+2(1M) ∆εº = 1,1[V]. La reacción (I) es espontánea (II) Cu(s) + Zn+2(1M) Cu+2(1M) + Zn(s) ∆εº ∆εº = -1,1[V]. 1,1[V]. La reacció reacción (II) no es espontánea


- 152 -

7-7


Celda Cu / Cu2+ (1M) // H+ (1M), H2 (g,1 [atm [atm]] ) / Pt Voltímetro eCu, cátodo (+)

-

+ 0,34 [V]

eH2 (g) , Anodo (-) 1 [atm]

CationesAniones

Puente salino

Electrodo inerte Pt,

Cu2+ (ac) (1M) 25ºC

Cu2+ (ac) + 2e-

Cu (s)

H2 (g)

H + (ac) (1M) 25ºC 2H+ (ac) + 2e-

- 153 -

7-8


Electrodos inertes o perceptivos Se usan principalmente el C(grafito) y el Pt Ejemplo Establecer la reacció reacción espontá espontánea total y el voltaje inicial generado por la celda Pt / Fe+2 (1M), Fe+3 (1M) // Cr+3 (1M), Cr2O7-2 (1M), H+ (1M) / C(grafito)

Electrodos inertes o perceptivos Solució Solución Se parte suponiendo que la semirreacció semirreacción de oxidació oxidación ocurre en la semicelda izquierda, izquierda, (Pt (Pt serí sería el ánodo) nodo) Luego, la semirreacció semirreacción de reducció reducción debiera ocurrir en la semicelda derecha, derecha, (C (C serí sería el cátodo) todo) Dado que ambos electrodos son inertes, las semirreacciones que ocurran en cada polo deben involucrar a las partí partículas presentes en los respectivos electrolitos Semirreacciones y reacció reacción total Ánodo: 6Fe+2 6Fe+3 + 6e- ; εº = - 0,771 [V] + 2 Cátodo:14H +Cr2O7 + 6e 2Cr+3 + 7H2O; εº = 1,33 [V]

Electrodos inertes o perceptivos Reacció Reacción Total: 6Fe+2 + 14H+ + Cr2O7-2

6Fe+3 + 2Cr+3 + 7H2O

Potencial inicial = ∆εº ∆εº = 0,559 [V] Dado que el voltaje o potencial inicial calculado resultó resultó > 0 significa que la suposició suposición inicial de polaridad estaba correcta Si inicialmente se hubiera supuesto que el Pt era el cátodo y que el C era el ánodo se habrí habría calculado un voltaje inicial = - 0,559 [V] Este valor < 0 nos indicarí indicaría que la asignació asignación de polaridad era en realidad al revé revés


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7-9


Ley de Nernst La ecuació ecuación de Nernst permite calcular los potenciales generados por una pila que funciona con electrolitos disueltos en cualquier concentració (no concentración necesariamente las de referencia) La ecuació ecuación de Nernst para la reacció reacción redox: redox: aA(ac) cC(ac) + dD(ac) (ac) + bB(ac) (ac) (ac) c d tiene la forma  RT [C] [D]

∆ε Äå = ∆ε Äå −

nF

ln

[A ]a[B]b

Ley de Nernst ε = potencial de la celda εo = potencial estándar R = constante universal de los gases T = temperatura en [K] n = número de [moles] de electrones F = 1 [Faraday] = 96.500 [C] ln = logaritmo natural = 2,303 log10

Ley de Nernst Sustituyendo los valores de las constantes, para una temperatura de 298 [K] se obtiene

0,0591 [C] [D] ∆ε = ∆ε − log a b n [A] [B] c

d

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7 - 10


Ley de Nernst y estado de equilibrio En el estado final de equilibrio alcanzado por la reacció reacción el voltaje ∆ε = 0 0,0591 [ C ]ce [D ] de Luego: 0 = ∆ε − log n [A]ae [B]be

0 = ∆ε − n∆ε 0,0591 0

K C = 10

0,0591 log K C n

Ley de Nernst Ejemplo 1 Reacció Reacción redox 2MnO4-(ac)+8H+(ac)+3Ni(s)

Ecuación de Nernst

3Ni2+(ac)+2MnO2(s)+4H2O(l)

[ ] [ ][ ] 3

0 ,0591 Ni + 2 log ∆ε = ∆ε − 2 6 MnO 4− H + 

8

Ley de Nernst Ejemplo 2 : Calcular el potencial de la pila Cu / Cu2+ (0,02M) // Fe2+ (0,2M), Fe3+ (0,01M) / Pt Solució Solución Se plantea 2Fe3+ + 2eCu0

∆ε = ∆ε  −

2Fe2+ Cu+2 + 2e-

εº = +0,77 [V] εº = -0,34 [V]

0,0591 [Cu 2 + ][Fe 2 + ]2 log 2 2 Fe+ 3

[ ]

0,0591 ( 0,02 )( 0,2 )2 ∆ε = 0,43 − log = 0,40[V] 2 ( 0,01)2


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7 - 11


Voltímetro e-

Celda o pila de concentración

eÁnodo

Plato poroso

Cátodo

Ag+ (10-3 M)

Ag+ (1 M)

La celda galvá galvánica Ag/Ag+(1M)//Ag+(0,001M)/Ag genera un voltaje inicial de 0,18 [V]

Pila seca de Leclanché Ventajas : barata y portá portátil. Usos : linternas, radios y cá cámaras fotográ fotográficas Ánodo (polo negativo) : envase de Zn Cátodo (polo positivo) : varilla central de C y MnO2 Electrolito : pasta húmeda de ZnCl2 y NH4Cl Voltaje entregado : 1,5 [V]

Pila seca de Leclanché u

Principales reacciones – ánodo (oxid ): Zn(s) (oxid): – cátodo (red): 2NH4+ + 2e

u

2NH3(g) + H2 (g)

Los gases producidos reaccionan segú según Mn2O3(s) + H2O(l)

H2(g) + 2MnO2(s) NH3(g) + u

Zn+2 + 2e

Zn+2(ac)

+

2Cl-(ac)

[Zn(NH3)2]Cl2(ac)

Reacció Reacción total: 2MnO 2(s) + 2NH4 Cl(ac) + Zn(s) [Zn(NH3)2]Cl2(ac) + H2O (l) + Mn2O3(s)

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7 - 12


Batería de plomo Caracterí Características bá básicas : Los electrodos son Pb (ánodo) y PbO2 (cá (cátodo), sumergidos en H2SO4 concentrado ( 38% en peso, d = 1,275 [g/mL] ) Baterí Batería moto: consta de 3 celdas en serie (6 (6 [V] ) Baterí Batería auto: consta de 6 celdas en serie (12 (12 [V] )

Batería de plomo 

Reacciones durante carga ( ánodo: -2 Pb(s) (s) + SO4 (ac)

) y descarga (

)

PbSO4 (s) + 2e- ; εº = 0,356[V]

cátodo: PbO2(s) + 4H+ + SO4-2(ac) + 2e-

PbSO4 (s) + 2H2O(l) ; εº = 1,7685[V]

total: -2 + Pb(s) (s) + PbO2(s) + 4H + 2SO4 (ac)

2PbSO4(s) + 2H2O(l) ; εº = 2,041[V]

Fuente de voltaje e-

Proceso electrolítico: la aplicación de un voltaje externo mayor a 0,46 [V]

ePlato poroso

Cátodo

invierte el proceso

Ánodo

espontáneo

Cu2+ (1 M) Ag+ (1 M)

Cu2+ (ac) + 2eAg (s)


- 158 -

Ag+ (ac) + e-

Cu(s)

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Electrólisis en procesos industriales Proceso Dow: obtención de Mg desde agua de mar Proceso Hall: Obtenció Obtención de Al desde alú alúmina (AI2O3) Electrorrefinación de cobre Depositació metá electrolí Depositación metálica electrolítica: tica: cromado, plateado, cadmiado, cadmiado, niquelado, cobrizado, cobrizado, estañ estañado Preparación electrolítica de soda cáustica (NaOH)

Proceso Hall Descripció Descripción del proceso : se electroliza a 1000 [oC] Al2O3 disuelto en criolita fundida (Na3AlF6) Electrodos de C : la celda está está revestida de C que actú actúa de cá cátodo. Los ánodos son barras de C que se sumergen en la solució solución Reacciones cátodo: 2Al+3 + 6e− 2Al -2 3 O + 3 C 3 CO(g)+ 6e− ánodo: 2Al+3 + 3O-2 + 3C 2Al + 3CO(g) total:

Celda para la obtención de Al Ánodo de Grafito

Cátodo de acero

Al2O3 en Na3AlF6 (l) Capa de electrolito congelado Cubierta de carbono

2 Al2O3 (en solución de criolita fundida) + 3C (electrodo de grafito)

Al fundido

4 Al(l) + 3CO2(g)

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Electroquímica: Corrosión

Corrosión • La corrosió corrosión “normal” normal” es un proceso redox mediante el cual los metales se oxidan por causa del oxí oxígeno en presencia de humedad • La corrosió corrosión afecta principalmente los puntos del metal donde hay mayor tensió tensión (en estos puntos el metal es má más activo) • Ejemplo: (i) un clavo de acero se corroe antes en la punta y en la cabeza (ii (ii)) un clavo doblado se corroe más rápida en el recodo

Protección contra la corrosión • 1. 2. 3. 4. 5.


Los mé métodos má más usados para proteger los metales de la corrosió corrosión son: Recubrir el metal con una fina capa de otro metal más resistente a la oxidació oxidación. Conectar el metal a un “ánodo “ánodo de sacrificio” sacrificio” (un trozo de otro metal má más activo que se oxide preferencialmente) preferencialmente) Dejar que de manera natural se forme una capa de óxido metálico sobre la superficie. Galvanizar, o sea, recubrir el acero con zinc Aplicar una capa protectora como la pintura

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Lista de Apéndices Apéndice A: Tablas varias A1. Tabla Periódica de elementos A2. Geometría de pares de electrones en torno al átomo central y geometrías moleculares A3. Energías de enlace A4. Constantes de ionización de ácidos y bases débiles A5. Potenciales estándar de reducción

2. Apéndice B Cifras significativas

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Apéndices A

Química y Sociedad

Tabla A2.

Geometría de pares de electrones en torno al átomo central y geometrías moleculares

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Apéndices A

Química y Sociedad

Tabla A3. Energías de enlace [KJ/mol]


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Apéndices A

Química y Sociedad

Tabla A4. Constantes de ionización de ácidos y bases débiles

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Apéndices A

Química y Sociedad

Tabla A5. Potenciales estándar de reducción


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Apéndices B

Química y Sociedad

CIFRAS SIGNIFICATIVAS ¿Cuándo los dígitos en un número son significativos? 1. Dígitos distintos de cero son siempre significativos. 45 tiene dos cifras significativas y 45,2 tres. 2. Con el cero hay que distinguir los siguientes casos: i. Ceros colocados a la izquierda de otros dígitos no son significativos: 0,065 tiene dos cifras significativas. ii. Ceros colocados entre otros dígitos son siempre significativos: 50005 tiene 5 cifras significativas. iii. Ceros colocados después de otros dígitos pero después de la coma decimal son significativos: 7,90 tiene tres cifras significativas iv. Para ceros al final de un número que no contiene decimales la situación es ambigua. Por ejemplo, para el número 9300 no es claro si los ceros son significativos o no. El número de cifras significativas en 9300 es al menos dos pero podrían ser tres o cuatro. Para evitar ambigüedades, es conveniente usar la notación científica para especificar los ceros que son significativos: 9,300*103 tiene cuatro cifras significativas 9,30*103 tiene tres cifras significativas 9,3 * 103 tiene dos cifras significativas. 3. Para un número de varios dígitos, subraye desde el primer dígito distinto de cero (empezando por la izquierda) hasta el último dígito distinto de cero a la derecha del número. Indique explícitamente que todos los ceros que están entre esos dos dígitos extremos quedaron subrayados (en caso de que esté usando notación científica no tome en cuenta el factor exponencial). ).

a)

650030 ( 650030

(5 cifras significativas)

Si hay una coma decimal presente, debe subrayar todos los ceros que quedaron a la derecha de la coma (en caso de que no haya una coma no se subrayan: ojo con la ambigüedad discutida en 2.iv).

b)

0,0650030 ( 0,0650030

(6 cifras significativas)

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Cifras significativas en cálculos 1. El resultado de un cálculo entre varios términos debe expresarse con el mismo número de cifras significativas del término con menos cifras significativas. (Para redondear un número hasta cierto punto, simplemente se eliminan los dígitos posteriores al punto de redondeo, si el primero de ellos es menor a cinco. Si el primer dígito posterior al punto de redondeo es mayor o igual a cinco, se aumenta en uno el dígito que le precede).

2,8 x 4,5039 = 12,61092 ( Se redondea 13 (2 cifras significativas tiene el menor)

6,85: 112,04 = 0,0611388789 ( Se redondea a 0,0611 (3 cifras significativas tiene el menor) 123*4,0= 492,0 ( Se redondea a 490 Para aclarar que la respuesta debe tener dos cifras significativas se usa notación científica 4,9 *102 OJO: números enteros multiplicativos o números que son definiciones y no resultados de medidas tienen un número infinito de cifras significativas. Ejemplos: a) La cantidad de mililitros en 2 frascos que contienen 125 [ml] cada uno es 2*125= 250 [ml] b) La masa de un átomo de 12C es por definición 12 [uma]. Ese 12 tiene un número infinito de cifras significativas: así, masa de un átomo de 13C es 12 [uma] *1,0836 = 13,003 [uma] 2. En cálculos en que hay sumas y restas, el número de cifras decimales (no cifras significativas) en la respuesta es igual al menor presente en los números que se están sumando o restando. 89,332 + 1,1 90,432

( Un dígito después de la coma ( Se redondea a 90,4

2,09756 - 1,0012 1,09636

( Cuatro dígitos después de la coma ( Se redondea a 1,0964

( Dos dígitos después de la coma

+

543,52 0,0006 543,5206

( Se redondea a 543,52

3. Cuando se realiza un cálculo de varios pasos mantenga al menos un dígito más que los significativos en las respuestas intermedias y sólo corrija la respuesta final.


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Apéndices B

Química y Sociedad

Definiciones: Precisión es el grado de concordancia entre dos o más mediciones de un dato experimental usando el mismo método. Representa el grado de confiabilidad de una medición, en cuanto a que el resultado se halle libre de errores accidentales. Exactitud es el grado de concordancia entre un número y aquel que representa el valor verdadero de la cantidad medida o calculada.

Bibliografía:

• J.Chem.Ed 86, 933, 2009

• J.Chem.Ed 87, 677, 2010

• http://calculator.sig-figs.com/ Nota: verifique que la página web está activa

• Apuntes de Laboratorio de Química Básica

• Google

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Apuntes de Quimica y Sociedad Versión 2015 (1)

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