INTRODUCCIÓN El mundo de la química te ofrece una gran variedad de información que te ayudará a entender y comprender mejor lo que esta sucediendo en la actualidad. Recuerda que la química es una ciencia que te dará respuestas a muchas de tus interrogantes. La química está en todas partes, todo lo que puedes oler, tocar contiene una o más sustancia: algunas son de origen natural o sintético. Todas las sustancias químicas están presentes en los alimentos, medicinas, vitaminas, pinturas, productos de limpieza, materiales de construcción, equipos de telecomunicaciones y en la televisión. El estudio de la materia y sus propiedades te ayudarán a entender mejor el comportamiento de cada una de las sustancias. En el interior de este material didáctico de Química II encontrarás una gran variedad de temas que te ayudarán en tu aprendizaje. El material didáctico está estructurado estructurado en cuatro unidades, en la cual se distribuyen distribuyen cada uno de los temas que vas a estudiar en este semestre, además se incluye una serie de dibujos, tablas, esquemas y ejercicios que facilitarán la comprensión de los diferentes temas a estudiar. Este material material de apoyo nace con la idea de ofrecerte un apoyo didáctico didáctico que te ayudará en tu formación académica. El material material didáctico incluyen las siguientes unidades: 1. Reacciones Químicas 2. Estequiometría
3. Diso isoluci lucio ones 4. Ácidos idos y Bas Bases es 5. Quím Químic ica a Ambi Ambien enta tall El material didáctico de Química II se estructuró de acuerdo a los contenidos del programa de Química II del nivel medio superior de la Universidad Autónoma de Nuevo León. Este material de apoyo fue seleccionado de diversos libros, con la finalidad de ayudar a los estudiantes en su aprendizaje durante el semestre de enero a junio del 2010
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UNIDAD
1 REACCIONES QUIMICAS Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor cuando: encendemos un fósforo, encendemos un auto, comemos la cena, o paseamos al perro. La reacción al unir dos o más elementos da como resultado la formación de un enlace químico entre átomos y la formación de un compuesto químico. ¿Pero por qué las sustancias químicas reaccionan al ser unidas? La razón tiene que ver con la participación de las configuración de los electrones del átomo donde se modifica la estructura química de uno o más materiales que se conoce como cambio químico. Este sucede cuando el material experimenta una transformación en su estructura química, como consecuencia de su interacción o relación con la estructura química química de otro material, transformánd transformándose ose ambas estructuras. estructuras. Esto da como resultado resultado la formación formación de un nuevo material con características diferentes a las iniciales; es decir, ocurrió una reacción química.
1.1 Reacciones químicas Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas. Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gas (H 2) puede reaccionar con oxígeno gas(O 2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe: El "+" se lee como "reacciona con" La flecha significa "produce". Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas
reactivos. A la derecha de la flecha están las formulas formulas químicas químicas de las sustancias sustancias producidas producidas denominadas denominadas
productos. Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite). Para escribir una ecuación química de manera correcta, hay que balancear todos los átomos del lado izquierdo de la reacción con los átomos en el lado derecho.
Estado físico y simbología de reactivos y productos -2-
UNIDAD
1 REACCIONES QUIMICAS Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor cuando: encendemos un fósforo, encendemos un auto, comemos la cena, o paseamos al perro. La reacción al unir dos o más elementos da como resultado la formación de un enlace químico entre átomos y la formación de un compuesto químico. ¿Pero por qué las sustancias químicas reaccionan al ser unidas? La razón tiene que ver con la participación de las configuración de los electrones del átomo donde se modifica la estructura química de uno o más materiales que se conoce como cambio químico. Este sucede cuando el material experimenta una transformación en su estructura química, como consecuencia de su interacción o relación con la estructura química química de otro material, transformánd transformándose ose ambas estructuras. estructuras. Esto da como resultado resultado la formación formación de un nuevo material con características diferentes a las iniciales; es decir, ocurrió una reacción química.
1.1 Reacciones químicas Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas. Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gas (H 2) puede reaccionar con oxígeno gas(O 2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe: El "+" se lee como "reacciona con" La flecha significa "produce". Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas
reactivos. A la derecha de la flecha están las formulas formulas químicas químicas de las sustancias sustancias producidas producidas denominadas denominadas
productos. Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite). Para escribir una ecuación química de manera correcta, hay que balancear todos los átomos del lado izquierdo de la reacción con los átomos en el lado derecho.
Estado físico y simbología de reactivos y productos -2-
El estado físico de los reactivos y de los productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente. Por ejemplo:
Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio ( NaCl) al agua, se escribe:
dónde ac significa disolución acuosa. Al escribir H2O sobre la flecha se i ndica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar. El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr ) y el nitrato de plata ( AgNO3) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr ). ).
Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan. El delta delta (▲) es otro otro símb símbolo olo que que indica indica energ energía ía o calor calor en en las reac reaccio cione ness ademá ademáss la flech flecha a en una una dirección () nos informa que la reacción es irreversible y la doble flecha indica que la reacción es reversible ( ↔ ) .
1.2 Balanceo de ecuaciones Químicas por el método de Tanteo Para equilibrar o balancear ecuaciones ecuaciones químicas, químicas, existen diversos métodos. métodos. En todos los métodos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia. Un método sencillo para balancear ecuaciones es tanteo, en el que se busca un coeficiente (Número de molécul moléculas) as) que multiplicad multiplicado o por el subínd subíndice ice iguale el número número de átomos átomos en ambos ambos miembros miembros de la ecuación. Ejemplo: Fe + =O2
Fe2O3
Primer paso Fe =1 átomo
Fe = 2 átomos
O = 2 átom tomos O = 3 áto átom mos
Segundo paso Buscamos el coeficiente que al multiplicarlo por el subíndice nos iguale la cantidad de átomos en ambos lados, igualamos el oxígeno por que los números nones hay que convertirlos en número par. __Fe + 3 O2
2 Fe2 O2
-3-
Fe = 1 átomos
Fe = 4 átomos
O= 6 átomos
O = 6 átomos
Tercer paso Igualamos los átomos de fierro. 4 Fe + 3 O2
2 Fe2 O3
Fe = 4 átomos
Fe = 4 átomos
O = 6 átomos
O = 6 átomos
Información derivada de las ecuaciones ajustadas Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos. En la siguiente reacción, el carbonilo del metal, Mn(CO)5, sufre una reacción de oxidación. Observar que el número de cada tipo de átomos es el mismo a cada lado de la reacción. En esta reacción, 2 moléculas de Mn(CO) 5 reaccionan con 2 moléculas de O2 para dar 2 moléculas de MnO2 y 5 moléculas de CO2. Esos mismos coeficientes también representan el número de moles en la reacción.
Ejemplo: ¿Qué
frase
es
falsa
en
relación
con
la
siguiente
reacción
ajustada?
(Pesos Atómicos: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00).
a) La reacción de 16.0 g de CH 4 da 2 moles de agua. b) La reacción de 16.0 g of CH 4 da 36.0 g de agua. c) La reacción de 32.0 g of O 2 da 44.0 g de dióxido de carbono. d) Una molécula de CH4 requiere 2 moléculas de oxígeno. e) Un mol de CH4 da 44.0 g de dióxido de carbono. Las respuestas son:
a) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH 4 = 16.0 g. b) VERDADERA: Un mol de CH4 da 2 moles de agua. Un mol de CH 4 = 16.0 g, y un mol de agua = 18.0 g. c) FALSA: 2 moles de O2 dan 1 mol de CO2. 2 moles de O 2 = 64.0 g, pero 1 mol de CO 2 = 44.0 g. d) VERDADERA: Un mol de moléculas de CH4 reacciona con 2 moles de moléculas de oxígeno (O2), de modo que una molécula de CH4 reacciona con 1 molécula de oxígeno. -4-
e) VERDADERA: Un mol de CH4 da 1 mol de CO2. Un mol de CH4 = 16.0 g, y un mol de CO 2 = 44.0 g. 1.3 TIPOS DE REACCIONES Síntesis (juntar). Reacciones en que se unen químicamente dos o más elementos o compuestos para formar compuestos más complejos. Fórmula General. A + B
AB
Además en estas reacciones las sustancias reaccionantes pueden se dos compuestos o un compuesto y un elemento, y la sustancia producida es un compuesto. Es decir son reacciones en las cuales se unen dos o más sustancias para formar una. Ejemplo: FeO + H2O 2H2 + O2
2KCI + 3O2
Fe(OH)2
2 H2O 2KCIO3
Descomposición (separar) Reacciones en que un compuesto complejo da lugar a formación de dos elementos o compuestos simples, es decir en este tipo de reacciones la sustancia reaccionante es un compuesto, que por la acción del calor, electricidad o algún otro medio, se descompone en dos o más elementos o compuestos. Fórmula General. A B A BC
A+B
AC + B
Ejemplos: 2KClO3( s ) + Calor 2H2O
2KCIO3
2KCl + 3O2
2H2 + O2 2KCI +3O2
Sustitución simple. Se forma por intercambio de iones entre dos compuestos Son aquellas en las que las sustancias reaccionantes son dos compuestos y las sustancias producidas son otros dos compuestos diferentes de los anteriores, de tal manera que hay un intercambio de iones y elementos entre ellos. Fórmula General. AB + C
CB + A
Ejemplos: Mg(OH)2 + HCl
MgCl2 + H2O
El magnesio sustituye al hidrogeno del agua Cu + Ag NO3
Cu NO3 + Ag -5-
El cobre sustituye la plata
Doble sustitución, Se forma por intercambio de iones o radicales entre dos compuestos es decir, son aquellas en donde los dos compuestos intercambian sus iones para formar dos compuestos diferentes Fórmula General. A B + CD
DA + CD
Ejemplo: Intercambian sus lugares H2SO4 + Na2S
H2S + Na2SO
Intercambian sus lugares Ba O2 + H2 SO4
Ba SO4 + H2O2
Combustión. Durante la combustión los compuestos que contienen carbono, hidrógeno y a veces oxígeno arden en el aire y forman dióxido de carbono y agua liberando una gran cantidad de energía. C3H8 + 5O2
3CO2 + 4 H2O
à
Ejercicios I. Anota el nombre de las partes de una molécula b
c
a) _______________________
3 H3 PO4
-2
b) _______________________
d
c) _______________________ d) _______________________
a
II. Anota en la línea el tipo de reacción que se presenta. 1) 2H2 + O2
2H2O __________________
2) 2Na + CI2
3) H2SO4 + 2NaOH 4) L1OH + HNO3 5) HBrO2
2NaCI __________________
Na2SO4 + 2H2O _______________________
LiNO3 + H2O __________________________
HBr 9 O2 _______________________
III. Balancea las siguientes ecuaciones 1) HNO
HNO3 + NO + H2O
-6-
2) Al + CuSO4 3) C + H2SO4
Cu + AI2 (SO4)3 SO2 + CO2 + H2O
1.4 Cambio de energía en las reacciones Reacción de la Energía Todas las reacciones químicas están acompañadas por un cambio de energía. Algunas reacciones sueltan energía hacia sus alrededores (generalmente como calor ) y son llamadas
exotérmicas. Por ejemplo, el sodio y el cloro reaccionan tan violentamente que las llamas pueden ser vistas cuando la reacción exotérmica produce calor. Por otra parte, algunas reacciones necesitan absorber calor de sus alrededores para seguir adelante. Estas reacciones son llamadas endotérmicas. Un buen ejemplo de una reacción endotérmica es esa que tiene lugar en fomra instantánea dentro de una 'bolsa de frío'. Generalmente las 'bolsas de frío' comerciales contienen dos compuestos - úrea y cloruro de amonio en dos contenedores diferentes dentro de la bolsa de plástico. Cuando se dobla la bolsa y los contenedores interiores se rompen, los dos compuestos se mezclan y empiezan a reaccionar. Ya que la reacción es endotérmica, ella absorbe el calor de sus alrededores y la bolsa se enfría. Las reacciones que prosiguen inmediatamente cuando dos substancias se mezclan (tal como la reacción del sodio con el cloro o la úrea con el cloruro de amonio) son llamadas reacciones espontáneas. No todas las reacciones proceden espontáneamente. Por ejemplo, piense en un fósforo. Cuando se enciende un fósforo se causa una reacción entre los químicos de la cabeza del fósforo y el oxígeno del aire. Pero el fósforo no se encenderá espontáneamente, primero necesita la entrada de la energía, llamada la energía activadora de la reacción. En el caso del fósforo, usted provee la energía activadora como el calor al golpear el fósforo en la caja. Por ejemplo al quemar metano se libera una gran cantidad energía como se muestra a continuación. CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O + Energía
Reacción exotérmica
Por ejemplo, en el proceso de fotosíntesis se requiere de energía en forma de luz para que se pueda llevar a cabo el proceso. 6CO2 + 6H2O + Luz
C6H12O6 + 6O2
Reacción endotérmica
1.5 VELOCIDAD DE REACCIÓN El término cinética química se refiere al estudio de la velocidad de reacción y de los factores que influyen en ellas. Para que los átomos, moléculas o iones puedan reaccionar deben chocar. Después deben acercarse con la orientación adecuada y por último la colisión debe aportar cierta energía mínima, llamada energía de activación. En el siguiente diagrama se muestra como se lleva a cabo una reacción.
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Factores que afectan la velocidad de reacción Para que se lleven a cabo las reacciones es necesario comprender el efecto que tienen los siguientes factores: 1. Temperatura A mayor temperatura mayor velocidad de reacción 2. Tamaño de partícula o área de contacto A menor tamaño de partícula mayor velocidad de reacción 3. Concentración de las sustancias reaccionantes A mayor concentración mayor velocidad de reacción 4. Catalizadores Sustancias que aceleran o retardan la velocidad de reacción sin intervenir en la reacción: Catalizador (+) cuando acelera la reacción Catalizador (-) cuando disminuyen o retardan la reacción y se les llaman Inhibidores.
Resuelve la siguiente Autoevaluación: Escoge le respuesta correcta a cada pregunta. 1. Al reaccionar ácido clorhídrico con cinc se forma: A. ? Cloruro de cinc e hidrógeno B.
? Cloruro de cinc y agua
C.
? Clorato de cinc e hidrógeno
2. En una reacción química siempre se produce un cambio energético en el sistema, con desprendimiento o con absorción de energía. A. ? Falso B.
? Verdadero
3. Ley de ……………………..: En toda reacción química, la masa de los reactivos es igual que la masa de los productos, es decir, se conserva la masa del sistema. -8-
A.
? Dalton
B.
? Proust
C.
? Lavoisier
4. En una reacción química, unas sustancias iniciales llamadas reactivos, se transforman en otras sustancias distintas llamadas productos. A. ? Verdadero B.
?
Falso
5. Al reaccionar hierro con ácido sulfúrico se obtiene: A. ? Sulfuro de hierro (II) e hidrógeno B.
? Sulfato de hierro (II) y agua
C.
? Sulfato de hierro (II) e hidrógeno
6. Al reaccionar un hidrocarburo (compuesto formado por carbono e hidrógeno) con oxígeno se obtiene: A. ? Monóxido de carbono y agua B.
? Dióxido de carbono y agua
C.
? Carbón y agua
7. El sodio reacciona con el agua para dar: A. ? Nada B.
? Hidróxido de sodio e hidrógeno
C.
? Hidrógeno y sodio
8. En una reacción de ........................., una sustancia compleja se transforma en otras (elementos o compuestos) de estructura más simple. A. ? Descomposición B.
? Síntesis
C.
? Desplazamiento
9. Al reaccionar el carbonato de calcio con ácido clorhídrico se obtiene: A. ? Cloro y carbono B.
? Ácido carbónico y cloruro de calcio
C.
? Agua, dióxido de carbono y calcio
10. En toda reacción química, el número de átomos que intervienen no se modifica, solo se produce una reagrupación de los mismos. A. ? Falso B.
? Verdadero
11. Al reaccionar cinc con sulfato de cobre (II) se obtiene: -9-
A.
? Sulfuro de cinc y cobre
B.
? Nada
C.
? Sulfato de cinc y cobre
12. Las ecuaciones químicas describen cuantitativamente los cambios químicos que tienen lugar en las reacciones químicas A. ? Falso B.
? Verdadero
13. En una reacción de ..........................., dos elementos de compuestos distintos intercambian sus posiciones obteniendo nuevos compuestos A. ? Intercambio B.
? Síntesis
C.
? Descomposición
14. El carbonato de calcio se descompone en: A. ? Nada B.
? Óxido de calcio y dióxido de carbono
C.
? Monóxido de carbono y dióxido de calcio
15. El hidróxido de potasio reacciona con el ácido clorhídrico para dar: A. ? Cloruro de potasio y agua B.
? Clorato de potasio e hidrógeno
C.
? Cloruro de potasio e hidrógeno
16. En toda reacción química, la masa de los reactivos es igual que la masa de los productos, es decir, se conserva la masa del sistema. A. ? Falso B.
? Verdadero
17. En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Los átomos se reorganizan de otra manera, dando lugar a una o más sustancias diferentes de la iniciales. A. ? Verdadero B.
?
Falso
18. Toda reacción química debe tener el mismo número de átomos en reactivos y productos, es decir, debe estar ajustada. A. ? Falso B.
? Verdadero
19. En una reacción de ..................., varias sustancias (elementos o compuestos) se combinan formando una sustancia más compleja A. ? Intercambio - 10 -
B.
? Descomposición
C.
?
Síntesis
20. En una reacción de ........................., un elemento pasa a ocupar el lugar de otro en un compuesto A. ? Sustitución B.
? Descomposición
C.
? Intercambio
D.
? Síntesis
UNIDAD
2
ESTEQUIOMETRÍA
Ahora estudiaremos la estequiometría, (es decir la medición de los elementos). Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la
masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos. Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.
2H2 Reactivos 4H
+ y
O2 Productos 2O
2H2O =
4H + 2O
2.1 El mol. Cantidad sustancia Los cálculos con cantidades químicas son fundamentales en un curso inicial de química- las cantidades
.
de las sustancias presentes en alimentos, en la sangre y fármacos son importantes para todos nosotros. Como en la reacción de un experimento químico el número de átomos o moléculas es enorme, fue conveniente definir un nuevo término, el mol, para indicar un conjunto de un número fijo y grande de entidades químicas fundamentales, comparable a la cantidad que podría haber en un experimento real.
2.2 Leyes ponderales. Ley de la conservación de la masa “Ley de Lavoisier”, Esta ley establece que en toda reacción química, la cantidad de masa reaccionante, o reactivo, es igual a la cantidad de masas resultante o producto.
Ley de Proust, o de las proporciones definidas.
- 11 -
Esta ley establece que siempre que dos sustancias se combinan para dar un nuevo compuesto, lo hacen en proporciones fijas y determinadas.
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples. Esta ley establece que cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, las cantidades fijas de un elemento que se unen con una cantidad fija de otro guardan entre si una relación como la de los números enteros más sencillos.
Enseguida te explicaremos el concepto de mol, así como las definiciones de los conceptos que se involucran con las cantidades químicas
2.3 Cantidades químicas Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C. Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es... 6.0221367 x 1023 El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 10 23, y se conoce con el nombre de número de Avogadro.
Un mol de átomos, moléculas, fórmulas unitarias, iones, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc . tiene 6.02 x 10 23 de estas partículas u objetos. ¿Pero que tan grande es este número? Si pusiéramos una mol de canicas muy cuidadosamente en la superficie de la tierra de manera que quedaran muy bien acomodadas ocupando la mayor superficie posible, daría como resultado una capa de aproximadamente de cinco kilómetros de espesor.
Pesos atómicos y moleculares Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas. El H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Tomando en consideración que contar a los átomos o a las moléculas de uno en uno es un poco difícil, todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.
La escala de masa atómica Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes.
Los trabajos hechos en el S. XIX donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno) indicaban que 100 gramos de agua contenían 11.1 gramos de hidrógeno y 88.9 gramos oxígeno: 1 0 0d
eag
g
u
a
d
eh
i d
r ó
g1 e1 n.d 1 oe o g x + í g
Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O.
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Por tanto, al analizar la reacción de arriba, nos encontramos que en los 11.1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88.9 g de Oxígeno.
De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H:
88 9g Oxígeno 1 átomo 11 1g Hidrógeno = 16 2 átomos .
.
Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16. Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1.6735 x 10 -24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2.6561 X 10 -23 gramos. Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica ( UMA) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños. Recuerden que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo
C del carbono (uma = 12).
12
Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno ( 1H) es de 1.0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15.995 uma. Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma: 1 uma = 1.66054 x 10 -24 gramos y al revés: 1 gramo = 6.02214 x 10 23 uma
Masa atómica promedio Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos (es decir, poblaciones de átomos con diferente número de neutrones y por ello diferente masa). Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo. Ejemplo: El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98.892% de
C y 1.108% de 13C y una
12
cantidad despreciable de 14C. Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será: (0.98892) x (12 uma) + (0.01108) x (13.00335 uma) = 12.011 uma La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se reportan en las tablas periódicas.
Masa Molar Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma. - 13 -
Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C. Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C. Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos. Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).
La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).
Peso molecular y peso fórmula El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química.
Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de: 2 x (1.0079 uma) + 1 x (15.9994 uma) = 18.01528 uma Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular. Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; 1 mol de H 2O pesa 18.0 gramos Un par iónico NaCl pesa 58.5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58.5 gramos Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6. Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será: 6 x (12 uma) + 12 x (1.00794 uma) + 6 x (15.9994 uma) = 180.0 uma Como las sustancias iónicas forman enlaces electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es: 23.0 uma + 35.5 uma = 58.5 uma
2.4 Interconversión entre masas, moles y número de partículas Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles. A esto lo conocemos formalmente con el rimbombante nombre de análisis dimensional.
Ejemplo Oiga joven, traigame 1.5 moles de cloruro de calcio Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl 2 Masa molecular del Ca = 40.078 uma Masa molecular del Cl = 35.453 uma Peso fórmula del
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CaCl2 = (40.078) + 2(35.453) = 110.984 uma (Recuerda que es un compuesto iónico y no tiene peso molecular). De manera que, una mol de CaCl 2 tendrá una masa de 110.984 gramos. Y entonces, 1.5 moles de CaCl2 pesarán: (1.5 mole)(110.984 gramos/mole) = 166.476 gramos
Ejemplo ¡Oiga, oiga joven! ¿Si tuviera 2.8 gramos de oro, cuántos átomos de oro tendría?" Fórmula del oro: Au Peso fórmula del Au = 196.9665 uma Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196.9665 gramos. De manera que, en 2.8 gramos de oro habrán: (2.8 gramos)(1 mol/196.9665 gramos) = 0.0142 mol de Au Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6.02 x 10 23 atomos/mole. Por lo cual, en 0.0142 moles tendremos: (0.0142 moles)(6.02x1023atomos/moles)= 8.56x1021 átomos
2.5 Composición porcentual a partir de las fórmulas El término porcentual implica la cantidad o número de cien unidades totales. El porcentaje se calcula se calcula encontrando la fracción de la cantidad total que representa la cantidad bajo estudio y multiplicándola por 100%. Por ejemplo, si en un grupo de 12 personas hay 9 mujeres, el porcentaje de mujeres en el grupo es: (9/12) x 100 = 75% En otras palabras, si hubiese cien personas en el grupo y la proporción entre varones y mujeres fuese igual, 75 del grupo serían 75. El concepto de porcentaje se emplea con frecuencia para describir la composición de los compuestos. Cuando se conoce la fórmula de un compuesto se determina el porcentaje de masa de un elemento en el mismo, calculando la fracción de peso fórmula constituida por dicho elemento, y multiplicándola por 100%. La fórmula indica el número de moles átomos de cada elemento en cada mol del compuesto; por tanto, el número de gramos de cada elemento por gramos de compuesto que se encuentran en un mol del mismo puede calcularse con facilidad. Los resultados de un análisis químico suelen expresarse como porcentaje en peso, en lugar de hacerse en términos de gramos. Así, por ejemplo, el análisis de la composición del agua se expresará como 11.1% de hidrógeno (H) y 88.9% de oxígeno (O). Esto significa que si tomamos 100 unidades en peso de agua (100gr), 11.1 unidades en peso serán hidrógeno. Por tanto, 100grmos de agua contienen 11.1 gramos de - 15 -
hidrógeno y 88.9 gramos de oxígeno. El tanto por ciento del hidrógeno en una muestra de agua siempre es 11.1% aunque la muestra pese 1 gramos o 350 gramos. % Elementox = Masa atómica del elemento X 100 Masa molar del compuesto Usaremos de ejemplo al metano: CH4 1.
Primero calculamos la masa molar, es decir lo que pesa un mol Masa molar CH4 = 1x (12.011 uma) + 4 x (1.008) = 16.043 uma
2.
El porcentaje de los elementos es:
% Elementox = Masa atómica del elemento X 100 Masa molar del compuesto % C = 12 uma X 100 = 74.9 % 16 uma % H = 4 uma X 100 = 25.1 % 16 uma la suma de los porcentajes de cada uno de los elementos en la fórmula es de 100. 74.9% + 25.1 % = 100 %
2.6. Cálculos estequométricos basados en ecuaciones químicas La Estequiometria es el cálculo de las cantidades de reactivos y productos de una reacción química. Invoca la relación que debe haber entre la mol y las reacciones químicas.
Definición: Información cuantitativa de las ecuaciones balanceadas. Los coeficientes de una ecuación balanceada, pueden interpretarse como el número relativo de moléculas que participan en una reacción, y como el número relativo de moles participantes en dicha reacción. - 16 -
Por ejemplo en la ecuación balanceada siguiente: 2H2(g ) + O2(g )
2H2O(l )
la producción de dos moles de agua requieren el consumo de 2 moles de H 2 una mol de O2. Por lo tanto, en esta reacción tenemos que: 2 moles de H2 + 1 mol de O2
=
2 moles de H2O
son cantidades estequiométricamente equivalentes.
- 17 -
Las etapas esenciales 1. Balancear la ecuación química 2. Calcular el peso molecular o fórmula de cada compuesto 3. Convertir las masas a moles 4. Usar la ecuación química para obtener los datos necesarios 5. Reconvertir las moles a masas si se requiere 6. Cálculos de moles La ecuación balanceada muestra la proporción entre reactivos y productos en la reacción 2C2H6 + 7O2
4CO2 + 6H2O
de manera que, para cada sustancia en la ecuación se puede calcular las moles consumidas o producidas debido a la reacción. Si conocemos los pesos moleculares, podemos usar cantidades en gramos.
Cálculos de masa
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Normalmente no medimos cantidades molares, pues en la mayoría de los experimentos en el laboratorio, es demasiado material. Esto, no es así cuando trabajamos en una planta química En general mediremos gramos, o miligramos de material en el laboratorio y toneladas en el caso de plantas químicas Los pesos moleculares y las ecuaciones químicas nos permiten usar masas o cantidades molares
Los pasos son: 1. Balancear la ecuación química 2. Convertir los valores de masa a valores molares 3. Usar los coeficientes de la ecuación balanceada para determinar las proporciones de reactivos y productos 4. Reconvertir los valores de moles a masa. Para la reacción: Tenemos un exceso de HCl, de manera que está presente todo el que necesitamos y más. 2HCl (ac) + Ca(s)
CaCl2 (ac) + H2(g)
Nótese que por cada Ca producimos 1 mol de H 2 1°
Calculamos el número de moles de Ca que pusimos en la reacción Moles de Ca
= gramos de Ca
= 10.0g
Masa atómica de Ca 40.0 g/mol = 0.25 moles de Ca 2°
10 g de Ca son 0.25 moles, como tenemos 0.25 moles de Ca, únicamente se producirán 0.25 moles
de H2 ¿Cuántos gramos se producen? g de H2
= moles producidos x masa molecular de H2 = 0.25 moles x 2 g/mol = 0.504 g de H2
UNIDAD
3
DISOLUCIONES
El agua es la única sustancia que existe a temperaturas ordinarias en los tres estados de la materia. El hielo se encuentra en los casquetes polares y en los glaciares, así como en las superficies en invierno; también en forma de granizo, nieve y escarcha, y en las nubes formadas por cristalitos de hielo. Existe en estado líquido en las nubes de lluvia formada por gotas de agua, y en forma de rocío en la vegetación. Cubre las tres cuartas partes de la Tierra en forma de pantanos, ríos, mares y océanos. Como gas o vapor de agua, en forma de niebla, vapor y nubes.
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3.1 Mezclas En el universo la materia se presenta bajo diferentes formas, las cuales llamamos materiales y los mismos se clasifican en:
Las sustancias son materiales de composición química definida como el agua (H 2O), la glucosa (C6H12O6) Las mezclas constituyen sistemas formados por dos o más especies que no reaccionan químicamente entre sí. Estos materiales pueden ser homogéneos, cuando óptimamente presentan una sola fase, y una distribución regular de sus propiedades físicas y químicas y heterogéneos cuando presentan dos o más fases y una distribución irregular de sus propiedades. La fase de un sistema, es la porción homogénea que se puede separarse mecánicamente, es decir, mediante el uso de algunos de los procesos que se mencionan a continuación: tamización, decantación, imantación, filtración, centrifugación. Son mezclas homogéneas, agua con azúcar; cloroformo con éter etílico, alcohol etílico con bencina. Son mezclas heterogéneas: azufre con agua, almidón con alcohol, kerosene y agua. ¿Has preparado o has visto como hacen un cóctel de frutas? ¿Se antoja verdad? Esta preparación de materiales alimenticios, se dice que es una mezcla si te das cuenta en dicho ejemplo es posible observar cada componente y si se desea separarlos de esa mezcla se hace por medio de un proceso físico (manualmente). Al comprar los montones de cada ingrediente te podrás dar cuenta que son diferentes unos de otros, por ello se dice que se trata de una mezcla heterogénea (hetero = diferente).
Tipos de mezclas.
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Las mezclas heterogéneas se caracterizan porque se aprecia físicamente de qué están formados sus constituyentes y cada uno conserva sus propiedades también se dice que en una mezcla heterogénea se aprecian diferentes fases. Por ejemplo, si agregamos arena a un recipiente con agua, aunque son humedecidos por el agua, los granos de arena permanecen enteros; por lo tanto se tiene una fase sólida y una líquida. En una mezcla heterogénea es posible separar en forma sencilla cada una de las fases. ¿Podrías mencionar ejemplos de mezclas heterogéneas que observas en la vida diaria? •
Agua con hielo.
•
El alimento para aves (contiene diversas semillas).
•
Los chiles en vinagre.
•
La basura.
¿Qué sucede cuando agregas una cucharada de azúcar a una taza con té de manzanilla? ¿Desaparece el azúcar? ¿Cuántas fases se aprecian? ¿Será una mezcla heterogénea? Sabemos que el azúcar no puede desaparecer, se dice que se disolvió en el agua, al disolverse a simple vista observamos una sola fase (líquida) pero sabemos que están presentes varias sustancias que se encuentran mezcladas. En este caso lo que se formó es una mezcla homogénea. Las mezclas homogéneas se caracterizan porque físicamente no se aprecia que estén formadas por diferentes constituyentes. En las mezclas homogéneas se observa una sola fase y presenta la misma composición en cualquiera de sus partes. ¿También se podrán separar los componentes de una mezcla homogénea? La respuesta es que sí, pero los métodos que se emplean son más sofisticados, como la destilación o la cristalización.
3.2 LAS DISOLUCIONES. Existe un grupo numeroso de mezclas que tienen mucha relación con nuestro entorno, a las cuales se les llama disoluciones. Una disolución es una mezcla homogénea en la que se combinaron cuando menos dos componentes; uno llamado disolvente, que se encuentra en mayor proporción y otro que se encuentra en menor proporción y se le conoce como soluto. ¿Has preparado agua de sabor con sobrecitos de los que venden en las tiendas? Son varios solutos los que vienen en el polvo, por ejemplo, el colorante, el saborizante, el azúcar, el acidulante, etc. Cada uno de los solutos se distribuyen uniformemente en el agua y no se separan. El disolvente es el agua. En este caso la disolución es sólido en líquido, sin embargo también existen líquido
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en líquido como el alcohol en agua; gas en líquido como en los refrescos; gas en gas como el aire; gas en sólido como el aire en el hielo.
Características de las disoluciones 1. Son mezclas homogéneas, es decir, que las sustancias que la conforman ocupan una sola fase, y
presentan una distribución regular de sus propiedades físicas y químicas, por lo tanto al dividir la disolución en “n” partes iguales o distintas, cada una de las porciones arrojará las mismas propiedades físicas y químicas. 2. La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre
ciertos limites. Por ejemplo, 100 g de agua a 0 ºC es capaz de disolver hasta 37,5 g de NaCl, pero si mezclamos 40 g de NaCl con 100 g de agua a la temperatura señalada, quedará un exceso de soluto sin disolver.
3. Sus propiedades físicas dependen de su concentración. Ejemplo. Disolución: Disolución:
HCl 12 mol/L Densidad = 1,18 g/cm3 HCl 6 mol/L Densidad = 1,10 g/cm3
4. Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación. Ej: Para separar los componentes de una disolución acuosa de NaCl, se
realiza por
evaporación, es decir la disolución es sometida a calentamiento, al alcanzarse la temperatura de ebullición del solvente éste se separa en forma de gas, quedando la sal como residuo. 5. Tienen ausencia de sedimentación, es decir al someter una disolución a un proceso de
centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 1 nanómetro.
Proceso de disolución (Solvatación) Para entender el proceso de formación de una disolución se debe tomar en cuenta el tipo de fuerzas intermoleculares existentes tanto en el soluto como en el solvente. Estas fuerzas pueden ser: ♦
Fuerzas de Van Der Waals.
♦
Interaciones dipolo - dipolo.
♦
Fuerzas interiónicas.
♦
Puentes de hidrógeno.
Las fuerzas de Van Der Waals la presentan los compuestos no polares. Por eso, si el soluto es no polar y el solvente también se cumple el principio que lo “semejante disuelve a lo semejante “. Esta interacción se establece generalmente entre sustancias orgánicas. La interacciones dipolo - dipolo la presentan las moléculas polares. Las fuerzas dipolo - dipolo pueden ser: •
Dipolo permanente - dipolo permanente
- 22 -
•
Dipolo permanente - dipolo inducido
•
Dipolo inducido - dipolo inducido ( Fuerzas London ).
Un solvente polar disuelve a compuestos polares, y a los compuestos iónicos. Las sustancias no polares al entrar en contacto con las moléculas de un solvente no polar , si el choque de las moléculas es lo suficientemente fuerte para vencer las fuerzas intermoleculares ( fuerzas de Van Der Waals ), las sustancias se disuelve, de lo contrario no ocurre la disolución. La estabilidad del sistema se alcanza debido a que las fuerzas de Van Der Waals se establecerán entre moléculas del soluto y del solvente. Ej. Cuando el Yodo; I2 (compuesto no polar) se disuelve en tetracloruro de carbono (CCl4). Cuando el solvente es polar y el soluto es polar o iónico se establece una atracción electrostática entre las moléculas del soluto y del solvente, orientándose el polo positivo de la molécula del solvente hacia el negativo de la molécula del soluto.
La solubilidad del metanol, en agua, se ve facilitado por allí se hacen presente también los puentes de hidrógenos, ya que el metanol y el agua presentan un átomo muy electronegativo, como lo es el oxígeno y poseen hidrogeno. Cuando el solvente es polar y el soluto es iónico, la interacción que se establece es ión - dipolo. Ej: agua (compuesto polar). con NaCl (compuestos iónico)
solvatación ión - dipolo. Cuando el cloruro de sodio entra en contacto con el agua, los iones de la sal que se encuentran en la superficie del cristal, son rodeados por moléculas de agua, orientadas tal como muestra el dibujo. No siempre un sólido iónico es soluble en agua, la cual es el disolvente por excelencia, y además altamente polar. Ello va a depender del tamaño de los iones. La moléculas de agua está formada por dos átomo pequeños; por eso mientras más pequeños son los iones, más solubles es el compuesto. +
3.3 CLASIFICACION DE LAS DISOLUCIONES
- 23 -
Las soluciones se pueden clasificar de acuerdo a su estado físico o de agregación, su concentración, por la relación que existe entre el soluto y la disolución y por su conductividad en seguida explicaremos cada una de las clasificaciones:
2. Por su concentración Disolución no-saturada; es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación. Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.
Disolución saturada: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC.
Disolución sobre saturada: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.
3. Por la relación que existe entre el soluto y la disolución Algunos autores clasifican las disoluciones en diluidas y concentradas, y las concentradas se subdividen en saturadas y sobre saturadas. Las diluidas, se refieren a aquellas que poseen poca cantidad de soluto en relación a la cantidad de disolución; y las concentradas cuando poseen gran cantidad de soluto. Esta clasificación es inconveniente su utilización, debido a que no todas las sustancias se disuelven en la misma proporción en un determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada. Ej: a 25 ºC en 100 g de agua se disuelven a) 0,000246 g de BaSO4 b) 50 g Na2S2O3.
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La disolución de sulfato de Bario es concentrada (saturada) por que ella no admite más sal, aunque por la poca cantidad de soluto disuelto debería clasificarse como diluida. Por ello es más conveniente clasificar
a las soluciones como no saturadas, saturadas y sobre saturadas. 4. Por su conductividad eléctrica Algunas soluciones son conductoras de la electricidad esto lo podemos demostrar mediante un aparato sencillo de conductividad formado por un par de electrodos conectados a una fuente de voltaje por medio de un foco y un interruptor. Si el foco se enciende al sumergir los electrodos en la solución significa que la solución es conductora a este tipo de soluciones las llamamos electrolíticas y si no conduce las llamamos no electrolíticas. A continuación citamos algunas de las propiedades características de este tipo de soluciones.
Electrolíticas •
Son compuestos iónicos o polares en disolventes polares (HCl, H 2SO4, NaOH, HNO3, HC2H3O2 y otras)
•
Se disocian en disolución para formar iones
•
Sus disoluciones conducen la electricidad
•
Pueden disociarse completamente (electrolitos fuertes)
•
Pueden disociarse parcialmente (electrolitos débiles)
No electrolíticas •
Son compuestos covalentes en disolventes no polares ( azúcar, urea, O 2,
•
H2O, alcohol y otras)
•
No se disocian, solamente se dispersan
•
No conducen la electricidad
De manera que para identificar un material, se prepara una disolución de este, y se mide si la corriente eléctrica pasa a través de la disolución.
3.4 SOLUBILIDAD La solubilidad expresa la cantidad de gramos de soluto disueltos por cada 100g de disolvente a una determinada temperatura. Para calcularla, se utiliza la siguiente relación.
Para que una sustancia se disuelva en otra debe existir semejanza en las polaridades de sus moléculas. Por ejemplo el agua es un compuesto polar, por ello disuelve con facilidad a las sustancias polares como son los ácidos, hidróxidos y sales inorgánicas y a los compuestos orgánicos polares. Esta regla no es totalitaria, ya que existen compuestos inorgánicos altamente polares que son insolubles en agua como son
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los carbonatos, fosfatos (exceptuando a los del grupo IA y del NH 4+), los hidróxidos (exceptuando los del grupo IA y el Ba(OH)2 y los sulfuros (exceptuando a los del grupo IA, IIA, del NH 4+) esta situación está relacionada con el tamaño de la molécula y las fuerzas ínteriónicas Las sustancias se consideran insolubles cuando la solubilidad es menor a 0,1 mg de soluto por cada 100g disolvente. Y cuando un líquido no se disuelve en otro líquido se dice que no son miscibles. .Factores que afectan la solubilidad: La naturaleza del soluto y del solvente, la temperatura y la presión.
- La naturaleza del soluto y del solvente: no existe una regla fija que permite establecer una generalización en cuanto al fenómeno de la disolución. Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo cual ocurre solo y cuando entre las moléculas del soluto y del solvente se establezcan fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar. Es por ello que los solventes polares tienden a disolver a las sustancias de polaridad semejante, aunque este proceso puede ser interferido por la existen de moléculas más voluminosas que las del solvente y por ende, la existencias de fuerzas intermoleculares superiores a las que podrían establecerse entre el soluto y el solvente
- Efecto de la temperatura: generalmente un aumento de temperatura facilita el proceso de disolución de un soluto. Lo que se explica por los siguiente hechos: a) El calor suministrado al sistema aumenta la velocidad de difusión de las partículas del soluto en el seno del solvente. b) El calor suministrado es absorbido por las moléculas del soluto, debilitándose las fuerzas intermoleculares y facilitándose el proceso de Solvatación Si embargo, existen casos en donde un aumento de temperatura disminuye la solubilidad, como el caso del Ce2(SO4)3 el cual su solubilidad en agua a O ºC es de 39,5 % mientras que a 100 C es de 2,5 %. Existe otro caso como el del NaCl el cual una variación de temperatura no altera, apreciablemente la solubilidad. Otro caso muy particular es el Na 2S04 el cual al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad hasta alcanzar un máximo, a partir de allí un incremento de temperatura, disminuye la solubilidad. Este comportamiento se debe a que a cierta temperatura los cristales de la sal se hidratan provocando un descenso en la solubilidad. La influencia de la temperatura en la solubilidad de las sustancias, para algunas sustancias se han recogidos datos experimentales que han permitido construir la gráfica de solubilidad en función de la temperatura. En la gráfica se encuentra la relación soluto - solvente para una disolución saturada a la temperatura en consideración.
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El proceso de disolución de una sustancia puede ser endotérmico ó exotérmico. Un aumento de temperatura favorece la disolución en los procesos endotérmicos; y una disminución de temperatura favorece la disolución en los procesos exotérmicos.
- Efecto de la presión: este es un factor que tiene efecto apreciable en la solubilidad de gases. Experimentalmente se ha comprobado que la solubilidad del gas es directamente proporcional a las presiones aplicadas.
3.5 DISOLUCIONES ACUOSAS Y SU CONCENTRACIÓN. Cuando adicionas sustancias sólidas al agua te das cuenta de que algunas se disuelven más fácilmente que otras (por ejemplo sal, azúcar, bicarbonato) o también habrás notado que llega un momento en que si sigues adicionando el sólido ya no se disuelve más. A esta característica que presentan las sustancias se le llama solubilidad y nos indica la cantidad de una sustancia que se puede disolver en una cantidad específica de disolvente, a una temperatura y presión determinada. Por ejemplo en algunos libros encontrarás los datos de solubilidad para diferentes sustancias; el cloruro de sodio (NaCl) o sal común tiene una solubilidad de 34 g. por cada 100g de agua a 25ºC, mientras que el nitrato de potasio (KNO 3) tiene una solubilidad de 60 g. por cada 100 g. de agua a 25ºC dependiendo de la cantidad de soluto que se adicione al disolvente, se dice que una disolución puede estar diluida o concentrada. Para evitar esta problemática, los científicos han establecido un lenguaje mucho más preciso para indicar la concentración de una disolución. Una de estas formas es hablar en términos de concentraciones física y químicas.
- Concentración de una disolución: expresa la proporción en que se encuentra el soluto en relación con la totalidad de la disolución, y la misma se indica mediante unidades físicas y químicas.
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UNIDADES FISICAS No dependen del tipo de sustancia, es decir, solo dependen de la cantidad a medir.
b) % masa/volumen ( % m/V): expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada 100 cm3 de disolución. EJ: Se tienen 400cm3 de una disolución alcalina al 10% m/V. Calcule la cantidad de soluto.
DATOS:
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Ej: Se disuelven 4,5 gramos de CuS04 en agua hasta obtener 700 cm 3 de solución Calcular la concentración en g/L.
DATOS
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COLOIDES Y SUSPENSIONES. No siempre que una sustancia está en contacto con otra tiene la facilidad de que una se disuelva en la otra, puesto que hay diversos factores que influyen en la disolución de un material. Así, pueden ser materiales con propiedades químicas que los repelen (por ejemplo, agua y aceite) o el tamaño de las partículas no permite su disolución, debido a lo anterior te puedes encontrar con otras mezclas que reciben el nombre de suspensiones. Las suspensiones están formadas por una sustancia que se encuentra en mayor proporción llamadas fases dispersantes y otras que están en menor proporción que se llaman fases dispersas.
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Podrás encontrar suspensiones donde las partículas permanecen suspendidas y el líquido se observa opaco o no permite la visión a través del frasco transparente, por ejemplo, en el agua de horchata o los medicamentos infantiles (jarabes, etc.) en forma de suspensión. Hay otras suspensiones en las que las partículas son tan grandes que no pueden permanecer flotando y se depositan en el fondo. Cuando las sustancias que se ponen en contacto no son miscibles (como el agua y el aceite) es difícil combinarlos y mantenerlos sin que se separen, te habrás dado cuenta que al agitar una mezcla de agua con aceite se forman gotitas muy pequeñas y se opaca el líquido formado, en este momento se dice que se forma una emulsión. Una emulsión es una mezcla homogénea de aceite y agua formada por una fase oleosa (el aceite) y una fase acuosa (agua y otras sustancias que ayudan a que no se separen). Ejemplos de emulsión son la mayonesa y la leche; el queso y la mantequilla. Cuando en una mezcla homogénea la fase dispersa se presenta en forma de partículas sumamente pequeñas se tiene un sistema coloidal o se dice que se formó un coloide. Se pueden tener sistemas coloidales con sustancias en los diversos estados de agregación, por ejemplo líquido en gas, las nubes o el aerosol; sólido en gas , el humo; gas en líquido, el merengue; sólido en líquido, la gelatina; gas en sólido, el malvavisco. A continuación se muestra una tabla que contiene a los diferentes tipos de coloide
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UNIDAD
4
ACIDOS Y BASES
4.1. Caracterización de ácidos y bases Es posible clasificar ciertos compuestos de acuerdo con sus similitudes en sus propiedades químicas, esto es, similitudes en los tipos de reacciones químicas en que intervienen. Los químicos observaron hace mucho tiempo ciertas sustancias que ahora se conocen como ácidos, los cuales se caracterizaban entre otras propiedades por tener sabor agrio, ser capaces de disolver ciertos metales, cambiar el color del colorante vegetal llamado papel tornasol de azul a rojo y reaccionar con sustancias químicas llamadas bases. Otra clase de compuestos, llamados bases, son de cierta manera los opuestos de las sustancias ácidas, ya que tienen sabor amargo, son resbalosas al tacto, cambian el color del papel tornasol de rojo a azul y reaccionan químicamente con los ácidos.
Teoría ácido-base de Arrhenius Una vez que se comprendió mejor la naturaleza de las sustancias químicas, se hizo posible la clasificación de muchas sustancias como ácidos y bases. En el año de 1884 un químico sueco llamado August Arrhenius, propuso las primeras definiciones importantes de ácido y base. •
Un ácido es una sustancia que forma iones de hidrogeno (H+) en solución acuosa. •
Una base es una sustancia que forma iones de hidróxido (OH-), en solución acuosa.
La teoría de Arrhenius fue muy útil pero no bastó para incluir todos los compuestos que parecían tener propiedades ácidas y básicas.
Teoría ácido-base de Bronsted-Lowry Para ácidos y bases en solución, las mejores definiciones pertenecen a la teoría de Bronsted Lowry , quien define a lo ácido como: toda aquella especie química que dona iones hidrógeno o protones ( H+) en una reacción química; y a lo básico como: toda aquella especie química que acepta iones hidrógeno o protones en una reacción. El término protón se refiere a un ión hidrógeno positivo o un átomo de hidrógeno sin electrón, dicho protón proviene de la ruptura del enlace covalente entre el hidrógeno con algún otro elemento. De acuerdo con la definición de Bronsted - Lowry , un ácido es la especie que contiene hidrógeno en la cual el enlace covalente que une al hidrógeno se puede romper de manera que se libere el ión hidrógeno. Una base es una especie que es capaz de formar un nuevo enlace covalente con un protón donado por un ácido. - 32 -
Ejemplo de sustancias ácidas son:
Los puntos que rodean a cada uno de los átomos son los pares de electrones sin compartir . Cuando se mezclan dos soluciones con características básicas y ácidas, esto da como resultado una solución con propiedades diferentes. El ácido y la base se neutralizan entre sí, en una reacción ácido-base. Para que un ácido pierda un protón, debe estar presente una base para recibirlo. Así, un ácido puede reaccionar con una base en una reacción de transferencia de protones o reacción ácido-base. Dicha reacción se representa como: Transferencia de protones
En la reacción ácido-base, el ácido pierde un protón en una reacción química y una base gana un protón. El ácido dona un protón a una especie que es capaz de formar un enlace con el protón mucho más fuerte que el ácido original. Lo que permite que un ácido , H -- A, pierda un protón para quedar una base A y una base B que gana un protón para formar un ácido H -- B. Se dice que el ácido H -- A es más fuerte que el ácido H -- B. El ácido más fuerte tiene mayor facilidad de perder el protón, mientras que la base B: es una base más fuerte que la base A:. La base más fuerte tiene mayor facilidad de ganar un protón como se muestra a continuación:
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En cualquier reacción ácido-base, se reconoce al ácido como donador de protones, o como la especie formada por una base que ha ganado un protón. La base se reconoce como receptor de protones o como la especie formada por un ácido que ha perdido un protón. Cuando se mezclan un ácido y una base en una solución, ocurre una reacción de transferencia de protones. De manera general las reacciones ácido-base son reacciones en equilibrio que se indica utilizando la doble flecha como en el siguiente ejemplo:
CLASIFICACIÓN DE LOS ACIDOS Y LAS BASES. Los ácidos y las bases se pueden clasificar de acuerdo a su grado de ionización en ácidos fuertes y débiles y las bases en fuertes y débiles: por el número de protones en monopróticos (un Protón H+) y en polipróticos (más de un proton H+)
Fortaleza de los ácidos y las bases Los ácidos y las bases varían en sus tendencias a perder y ganar electrones. De esta forma se puede decir que ciertos ácidos son más fuertes que otros y algunas bases son más fuertes que otras.
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El ión hidróxido OH-, es la base más fuerte que puede existir en agua. Una solución que contenga al ión hidróxido se puede preparar disolviendo un compuesto iónico que contenga al ión hidróxido. Los compuestos solubles que contienen ión hidróxido, a veces llamados bases fuertes, son el hidróxido de sodio, NaOH; hidróxido de potasio, KOH; e hidróxido de bario, Ba(OH)2. Cuando están en solución acuosa se representan por el ión hidróxido y el catión. Así por ejemplo la solución acuosa (aq) de NaOH se escribe: -
Na+(aq) + OH (aq) Las reacciones entre una solución de una base fuerte y una de un ácido fuerte siempre producen agua. Cuando las soluciones se combinan en las cantidades correctas de manera que se tengan suficiente H3O+ para reaccionar con el OH-, la solución no es ni ácida ni básica, sino neutra. Consecuentemente a una reacción tal que involucra una solución de un ácido fuerte y una de una base fuerte se llama reacción de
neutralización. Cuando queremos conocer la cantidad de acidez de una sustancia es posible emplear varios métodos entre los que se encuentran las titulaciones, dichas mediciones se llevan a cabo de la siguiente manera:
4.3 CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL AGUA La constante de equilibrio de una reacción B química, en el caso particular de una reacción ácido-base, se denomina por obvias razones como constante de
disociación, que para la reacción, se determina como:
Las cantidades en corchetes indican concentraciones molares. La constante de disociación es una medida de la afinidad por protones de los pares ácido/base conjugados HA/A- y H3O+/H2O respectivamente. Dado que en soluciones acuosas la concentración de agua permanece esencialmente sin alteraciones debido a que la molaridad del agua en agua es muy elevada:
se acostumbra combinar este término con la constante de disociación, de tal forma que la constante de disociación del ácido (Ka) se define como:
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Los ácidos pueden ser clasificados de acuerdo a su fuerza relativa, que no es sino la capacidad de transferir sus protones al agua. Por definición, la constante de disociación de H3O+ en agua es igual a la unidad, los ácidos que tienen constantes de disociación menores a este valor (K< 1), solo estarán parcialmente ionizados en soluciones acuosas y se denominan ácidos débiles. Por el contrario, los ácidos que tienen una constante de disociación mayor a la unidad (K > 1), se denominan ácidos fuertes y estarán totalmente ionizados en soluciones acuosas. Los ácidos fuertes transfieren rápidamente su protón al agua, el ácido más fuerte que puede existir de manera estable en soluciones acuosas es H3O+. De la misma forma, en solución acuosa no existe una base más fuerte que OH-.
Ionización del agua y el producto iónico
Como se definió anteriormente la concentración molar de agua en agua es de 55.5M, por tanto este valor se puede omitir de la ecuación anterior, de tal forma que la constante de ionización del agua se calcula como: Kw = [ H+ ][ OH− ]
(6)
La w se refiere a water (agua en inglés) y es el producto ionico del agua, que a 25 °C tiene un valor de 1014 M medido experimentalmente. El agua pura deberá contener cantidades equimolares de H + y OH- de tal manera que: (7) Dado que [H+] y [OH-] están relacionados recíprocamente, si [H+] es mayor que este valor (10-7 M), [OH-] es menor y viceversa; el resultado debe ser siempre igual al producto iónico del agua: 10-14. Tomemos el siguiente ejemplo:
Tipos de soluciones 1. Las soluciones que contienen [H +] = 10-7 M se denominan neutras, pues poseen la misma cantidad
de [OH-].
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2. Aquellas soluciones que poseen [H+] > 10-7 M, se denominan ácidas 3. Las soluciones con [H+] < 10-7 M, se denominan básicas.
Casi todas las soluciones fisiológicas poseen una concentración de iones Hidrógeno cercana a la neutralidad; la sangre por ejemplo es ligeramente básica [H+] = 4 x 10-8 M.
4.4
ESCALA DE PH Y CONCENTRACIÓN DE H+ y OH
Los valores de [H +] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y difíciles de comparar, de ahí que Sören Sörensen en 1909 ideó una forma mas adecuada de compararlas, el pH que no es mas que la forma logarítmica de expresar las concentraciones: pH = - log [ H+]
Para una solución neutra a 25 °C en donde la concentración de iones Hidrógeno es de 1.0 x 10-7 M el pH se calcula como:
El valor de 7 para el pH de una solución neutra no es un valor arbitrario, se deriva del valor absoluto del producto iónico del agua a 25 °C que coincide con este número. El pH del agua pura es de 7.0, las soluciones ácidas tienen un pH < 7.0 y las básicas un pH > 7.0. Para una solución 1.0 M de un ácido fuerte, el pH = 0 y para una solución 1.0 M de una base fuerte el pH es 14.
El pH de algunos líquidos. Se muestra el valor de pH que presentan algunos líquidos. Recordar que la escala es logarítmica de ahí que si una solución difiere en una unidad de pH de otra, en realidad difiere en un factor de 10 en su [H+]. El pH de una solución puede ser cuantificado fácilmente a través de mediciones electroquímicas con un potenciómetro o con papel pH. El pOH definido como el logaritmo negativo de la concentración de [OH -] su fórmula es:
pOH = - log (OH- )
Existe una relación que se explica en la siguiente ecuación:
- 37 -
pH + pOH = 14 La ecuación que relaciona a las concentraciones del hidrógeno y el hidróxido es:
(H+) (OH-) = 1 X 10 -14 A continuación mostramos un esquema que muestra las relaciones de los ácidos y las bases:
4.5
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFER
Casi todos los procesos biológicos son dependientes del pH; un pequeño cambio en el pH lleva a un gran cambio en la velocidad de un proceso. Lo anterior es cierto no solo para aquellas reacciones en donde está involucrado directamente el ion H+, sino también para aquellas en donde aparente no está involucrado. Las enzimas, un tipo particular de proteínas que catalizan las reacciones que se llevan a cabo en los seres vivos y muchas otras biomoléculas, contienen en su estructura grupos con pKas característicos. Los grupos amino y carboxilo protonados de los aminoácidos así como los grupos fosfato de los nucleótidos, por ejemplo, funcionan como ácidos débiles y, por tanto, su estado iónico depende del pH de la solución que los contiene. Las interacciones iónicas juegan, además, un papel fundamental en la estructura y reconocimiento de las macromoléculas de los seres vivos. Las células y organismos mantienen un pH específico y constante manteniendo sus biomoléculas en su estado iónico óptimo que generalmente se encuentra alrededor de pH 7.0. En los organismos multicelulares el pH de los fluidos extracelulares está también fuertemente regulado. La constancia en el pH se logra gracias a los amortiguadores biológicos que son mezclas de ácidos débiles y sus bases conjugadas. Los amortiguadores son sistemas acuosos que tienden a resistir los cambios en el pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácido (H+) o base (OH-). - 38 -
Un sistema amortiguador consiste de un ácido débil (dador de protones) y su base conjugada (aceptor de protones).
Por ejemplo una mezcla de concentraciones iguales de ácido acético e ion acetato, es un sistema amortiguador. En esta región los dos equilibrios que existen en la solución, la disociación del agua y la del ácido en cuestión, balancean las concentraciones agregadas de ácido o base, de tal manera que la suma de los componentes de las reacciones no varía, solo lo hace su relación de acuerdo con:
El pH del amortiguador del sistema de bicarbonato, depende de la concentración de H2CO3 y HCO3 . La concentración concentración de H2CO3 a su vez depende de la concentración concentración de CO2(d), la que a su vez depende de la concentración de CO2(g). Esta última se denomina como presión parcial del CO2. El pH de un amortiguador de bicarbonato expuesto a una fase gaseosa está determinado finalmente por la concentración de HCO3 - en la solución y de la presión parcial de CO2(g). En los animales animales pulmonad pulmonados, os, el sistema sistema amortig amortiguad uador or de bicarbo bicarbonato nato es un efectivo efectivo amortig amortiguad uador or fisiológico cerca de pH 7.4 porque el ácido carbónico disuelto en el plasma sanguíneo está en equilibrio con la gran capacidad de reserva de CO2(g) en el espacio aéreo de los pulmones. Este sistema amortiguad amortiguador or involucr i nvolucra a tres equilibrios reversibles entre el CO2 gaseoso en los pulmones y el bicarbonato en el plasma sanguíneo:
- 39 -
Cuando los protones (generados por ejemplo por la acumulación de ácido láctico, debido al trabajo del músculo en el ejercicio continuo), son agregados a la sangre y ésta pasa por los diversos tejidos del cuerpo, la reacción 1 procede hacia el equilibrio y, por tanto, se incrementa la concentración de ácido carbónico. Lo anterior incrementa la concentración de CO2(d) en el plasma sanguíneo (reacción 2) y se incrementa la presión de CO2(g) en el espacio aéreo de los pulmones (reacción 3); el exceso de CO2 es exhalado. Por el contrario, cuando el pH es disminuido, por ejemplo al producirse amoniaco en el catabolismo, ocurre el evento opuesto. La velocidad de respiración, que es la velocidad de inhalar aire y exhalar CO2, puede ajustar rápidamente este equilibrio para mantener constante el pH de la sangre.
UNIDAD
5
QUIMICA AMBIENTAL
La química ambiental, denominada también química medioambiental es la aplicación de la química al estudio de los problemas y la conservación del ambiente. En la química de la atmósfera, a medida que que la comun comunida idad d intern internac acion ional al pres presta ta más más atenc atención ión a las tesis tesis del del ecologismo (con acuerdos acuerdos internacionales como el protocolo de Kioto para reducir las emisiones de gases de efecto invernadero), invernadero), esta disciplina cobra más y más importancia. El desarrollo de esta disciplina mostró las graves consecuencias que tuvo para la capa de ozono el uso generalizado de los clorofluorocarbonos. clorofluorocarbonos . Tras las experiencias con la lluvia ácida, la combinación de
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química medioambiental medioambiental e ingeniería ingeniería química química resultó en el desarrollo de los tratamientos para limitar las emisiones de las fábricas. También la química química medioambiental medioambiental se ocupa de los procesos, reacciones, evolución e interacciones interacciones que tienen lugar en las masas de agua continentales y marinas por el vertido de contaminantes antropogénicos. Asimismo, estudia los tratamientos de dichos vertidos para reducir su carga dañina. También hay interacción entre la llamada Química verde o Química Química sostenible sostenible y la preservación del ambiente, pues aquella estudia optimizar los procesos productvos químicos, eliminando productos secun secunda dario rios, s, emple empleand ando o condic condicion iones es menos menos agres agresiva ivass (de (de pres presión ión y temp temper eratu atura ra,, de tipo tipo de disolvente).
El agua y su distribución en la Tierra La vida se desarrolla en la biosfera o esfera de la vida. Reconocemos en ella la atmósfera que rodea el suelo terrestre o geosfera, donde se sustenta una gran masa de agua o hidrosfera. Podemos encontrar al agua en pequeñas gotas suspendidas en el aire, en los ríos y mares, en los hielos de los icebergs, en los organismos vivos y en muchos otros lugares. Tal como lo planteara, en el año 1922, el biólogo y químico ruso, Alexander Oparin “El agua es la cuna de la vida surge la materia orgánica capaz de crear a los seres vivos”.
Distribución del agua en la Tierra Aguas oceánicas:
El 98% del agua de la biosfera se encuentra en los mares y océanos, las grandes reservas de agua del planeta. Estas aguas contienen inmensas cantidades de sales disueltas. Aguas continenetales: continenetales:
El 2% restante de la hidrosfera corresponde al agua dulce, que se concentra en los lagos, ríos, lagunas, napas subterráneas y capas de hielo. Estas aguas se caracterizan por tener pocas sales minerales disueltas. Observaciones
Las aguas de las napas subterráneas o capas freáticas, llegan de la superficie, infiltrándose a través del suelo formando magníficas despensas de agua. - 41 -
Generalmente en las regiones áridas del planeta, estas aguas subterráneas representan el abastecimiento de agua para la población. Las aguas subterráneas son susceptibles a alteraciones por contaminación. Es común que los residuos que proceden de las actividades industriales y agrícolas se infiltren hacia las profundidades del suelo y degraden estas aguas.
Química Ambiental. El agua El tratamiento del recurso agua se puede dividir en dos categorías, según sea si se trata de agua dulce que no ha sido utilizada para cubrir las necesidades del hombre, o de agua que éste ha emitido como residuo después de usarla: •
Tratamiento de aguas continentales de origen superficial o subterráneo.
Tratamiento de aguas residuales de origen doméstico o industrial. El agua pura no se encuentra en forma natural porque está normalmente contaminada por el aire y el suelo. •
Las impurezas pueden ser orgánicas y/o inorgánicas ya sea disueltas, o en forma de material articulado. Estas impurezas pueden provenir de la degradación biológica de sustancias orgánicas que producen ácidos grasos, carbohidratos, aminoácidos e hidrocarburos; de sustancias inorgánicas como metales tóxicos, material particulado como arcillas y sedimentos y de microorganismos como bacterias, virus y protozoos. Los contaminantes químicos corrientes son metales pesados como hierro, manganeso, plomo, mercurio, arsénico, cobre, cinc, compuestos nitrogenados tales como amoníaco, nitrito y nitrato, carbonato o bicarbonato de calcio y magnesio, aniones como cloruro, fluoruro, sulfato y silicatos y las mencionadas, sustancias orgánicas. Aparte de estas sustancias, existen otros contaminantes de carácter antropogénico tales como cianuros, fenoles, cromo y detergentes. Los contaminantes biológicos del agua y sus efectos se dan en la siguiente tabla: Microorganismo Bacteria Bacteria Bacteria Bacteria Virus Ameba Lombriz
Nombre Salmonella tiphi Vibrio cholerae Shigellas Grupo de salmonella Entamoeba hystolica Taenia saginata
Enfermedad tifus cólera disentería gastroenteritis hepatitis disentería amébica triquinosis
El agua para beber debe cumplir con una serie de requisitos de calidad física, química y biológica. Desde el punto de vista físico el agua debe ser traslúcida, con una turbiedad y color mínimo -según normas de las autoridades de Salud-, inodora e insípida. Los requisitos de calidad química implican que el agua potable no debe contener los siguientes elementos o compuestos en concentraciones totales mayores que las indicadas en la tabla a continuación. Sustancia Amoníaco Arsénico Cadmio Cianuro
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Expresado
Límite máximo
como N As Cd CN-
mg/l 0,25 0,05 0,01 0,20
Cloruros Cobre Compuestos fenólicos Cromo hexavalente Detergente Flúor Hierro Magnesio Manganeso Mercurio Nitratos Nitritos Plomo Residuos sólidos filtrables Selenio Sulfatos Cinc
CLCu Fenol Cr SAAM FFe Mg Mn Hg N N Pb Se SO42Zn
250* 1,0* 0,002 0,05 0,50 1,5 0,3* 125 0,10* 0,001 10* 1,0 0,05 1000* 0,01 250* 5,0*
* El ministerio de Salud puede aceptar un contenido mayor de estas sustancias. Para asegurar la salud de la población, al agua potable se le exige que no contenga microorganismos patógenos. Como no es práctico examinar todos éstos, se recurre a examinar bacterias del grupo coliforme, indicativa de la contaminación de animales y de la bacteria Escherichia coli, indicativa de contaminación fecal.
Coliformes totales fecales
Cantidad NMP/100mL <5 <5
NMP: número más probable. Muchas de estas impurezas, incluyendo los microorganismos patógenos, los ácidos húmicos que son corrientemente responsables del color, los ácidos fúlvicos y los complejos arcilla-metal están en el rango del tamaño coloidal: 1 nm a 10 µm (1 namómetro = 10 -9m; 1 micrómetro = 10 -6m). Los coloides son partículas de tamaño intermedio entre las moléculas y las partículas suspendidas que tarde o temprano decantan por efecto de la gravedad. Es decir el estado coloidal
está entre las soluciones y las
suspensiones que terminan
precipitando. Aunque las partículas
coloidales
son
muy
pequeñas,
como
para
dispersar la luz (efecto Tyndall) por lo
partículas
comunican aspecto turbio u opaco al
agua, a menos que estén
muy diluidas. La mayoría de los
grandes que
estas
son
lo suficientemente
coloides están cargados negativamente, por lo que en agua son estables debido a la repulsión electrostática entre estas partículas invisibles. Esta repulsión sobrepasa las fuerzas de atracción de van der Waals, por lo que no se aglomeran y por lo tanto no precipitan.
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El objetivo para obtener un agua limpia y sana, potable, de un agua natural, es remover los sólidos suspendidos, aglomerar y decantar los coloides y desinfectarla de organismos patógenos. El agua natural, cruda o impura, puede provenir de ríos, lagos, embalses o de fuentes subterráneas. El tratamiento de estas aguas suele constar de varias etapas. En el caso de aducción superficial, el tratamiento comprende las etapas de filtración gruesa, sedimentación mediante el proceso físico´químico de coagulación-floculación, filtración por arena y desinfección. Después de la filtración gruesa a través de rejas y mallas donde quedan piedras, ramas y otras impurezas que flotan o se arrastran, el agua se deja reposar en estanques desarenadores en los cuales se asienta la arena fina y otras partículas pequeñas. Luego el agua se hace pasar a otros estanques en los cuales coagulan las partículas muy finas, como las arcillas coloidales, mediante la adición de sulfato de aluminio o cloruro o sulfato férrico, sales que producen la aglomeración de los coloides con formación de agregados coloidales, o flóculos que pueden decantar debido a su mayor tamaño y peso. La coagulación implica tres etapas: adición de coagulante, desestabilización de la partícula coloidal y formación de flóculos. La adición de sales coagulantes como las ya dichas sulfato de aluminio, sulfato férrico o cloruro férrico, produce cationes poliméricos tales como [Al 13O4(OH)24]7+ y [Fe3(OH)4]5+ cuyas cargas positivas neutralizan las cargas negativas de los coloides, permitiendo que las partículas se unan formando aglomerados pequeños denominados flóculos.
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La reunión de estos flóculos pequeños en conglomerados mayores (floculación) se realiza con ayuda de polímeros polielectrolíticos, que permiten la decantación a velocidades altas de sedimentación. Debido a que la coagulación y la inmediata etapa de floculación ocurren muy rápidamente, en la práctica poco se distinguen.
Las dosis de coagulantes son mayores a 0,03 milimoles/litro como Fe y mayores a 0,05 mmol/L como Al y el pH más cercano al neutro, es el más adecuado. Los polielectrolitos más usuales son las poliacrilamidas con grupos carboxilato. Una vez decantados y filtrados los flóculos, a través de arena, el agua se somete a desinfección. El principal desinfectante que se emplea es el cloro. La disolución de este gas en agua a 25°C y 1 atmósfera de presión es aproximadamente 7g/L. Cuando el cloro se disuelve en agua, reacciona con ésta para formar
ácido
CI2 + H2O
hipocloroso
(HOCl):
HOCI + H++CI-
A su vez el ácido hipocloroso se disocia parcialmente: HOCI H++ CIODe todas estas especies que se generan por reacción con agua, sólo el ClO - y HOCl son bactericidas, por lo que para cualquier tratamiento de desinfección es preciso operar a un pH que permita la máxima concentración de estas especies. El agua desinfectada se filtra y debe quedar al menos con 0,2 mg/L de cloro residual para prevenirla de contaminación biológica en el camino de la planta al consumidor.
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El siguiente esquema
muestra el tratamiento para la potabilización de aguas crudas.
El abastecimiento de agua potable para cerca de 5.000.000 del total de personas que habitan en la Región Metropolitana, lo realiza la Empresa Metropolitana de Obras Sanitarias (EMOS) que produce 1.400.000 m3 de agua potable al día. El agua cruda que en un 85% es de origen superficial, se libera de piedras y otros materiales, para luego pasar a estanques desarenadores. El agua así tratada se conduce a la planta de coagulación y floculación donde el movimiento lento de ella ayuda a la formación de flóculos. El proceso de coagulación-floculación se repite por lo que luego de una segunda decantación , el agua se hace pasar por debajo de estaques, donde hay capas de arena y carbón. Finalmente se somete a cloración.
Química Ambiental. La atmósfera Indice 1. Introducción 2. La atmósfera de la tierra 3. Composición de la atmósfera terrestre 4. Las regiones exteriores de la atmósfera 5. Capa de ozono en la atmósfera superior 6. Disminución de la capa de ozono 7. Química de la tropósfera 8. Compuestos de Azufre y Lluvia Ácida 9. Monóxido de carbono 10. Óxidos de Nitrógeno y el smog fotoquímico 1. Introducción En este tema, consideramos algunos aspectos de la química de nuestro ambiente, en especial sobre la atmósfera de la Tierra.
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Tanto la atmósfera como la hidrosfera de nuestro planeta hacen posible la vida. El manejo de este entorno con el objetivo de mantener y reforzar la calidad de vida, es una de las preocupaciones más importante de nuestro tiempo. Es evidente que se requieren reformas drásticas y normas mucho más estrictas si queremos conservar la calidad de vida en el mundo. Como ciudadanos debemos participar en la instauración de leyes y reglamentos que tengan un impacto sobre nuestra salud, así como sobre la seguridad económica de nuestro país. Aun nuestras decisiones más sencillas como consumidores, requieren que valoremos los costos y los beneficios de nuestras acciones. Desafortunadamente, los impactos ambientales de nuestras decisiones no son evidentes en muchas ocasiones. Cuánto mejor comprendamos los principios químicos que fundamentan las leyes fundamentan las leyes ambientales, mayores serán las oportunidades de formar juicios sólidos sobre temas económicos y políticos que afectan a nuestro entorno.
2. La atmósfera de la tierra Debido a que la mayoría de nosotros no hemos estado muy alejados de la superficie terrestre, tendemos a dar por hecho las muchas formas en que la atmósfera determina el entorno en que vivimos. En esta sección examinaremos los aspectos más importantes de la atmósfera de nuestro planeta. La temperatura de la atmósfera varía de un modo complejo de acuerdo con la altitud, como se ilustra en la figura 1.1. La atmósfera se divide en cuatro regiones, según este perfil de temperaturas. Justamente sobre la superficie, en la tropósfera, la temperatura decrece al aumentar la altitud hasta alcanzar un mínimo de 215K a 12Km. Casi toda la vida se manifiesta en la tropósfera. Vientos huracanados y brisas suaves, lluvia, cielos soleados, todo lo que consideramos como " clima" ocurre en esta región. Aún cuando volemos en un moderno jet supersónico entre ciudades distantes, no nos salimos de la tropósfera, aunque podemos llegar a estar cerca de su límite superior, llamado tropopausa. Sobre la tropopausa, la temperatura aumenta con la altitud, alcanzando un máximo de 275K a los 50Km. Esta región se llama la estratosfera. Más allá de la estratosfera están la mesósfera y la termósfera. Observe en la figura 1.1que las temperaturas extremas en los límites son importantes porque la mezcla de la atmósfera a través de ellos es un proceso relativamente lento. Por ejemplo, los gases contaminantes generados en la tropósfera encuentran en su camino hacia la atmósfera con gran lentitud. En contraste con los cambios de temperatura que ocurren en la atmósfera, la presión disminuye de un modo regular al aumentar la altitud como se ilustra en la figura 1.2. Vemos que la presión atmosférica disminuye con más rapidez a menores que a mayores altitudes. La explicación de esta caracter ística de la atmósfera está en su compresibilidad. - 47 -
Como resultado de la compresibilidad de la atmósfera, la presión disminuye del valor promedio de 760mm Hg a nivel del mar a 2.3x10 -3 mm Hg a 100Km y a solamente 1.0x10 -6 mm de Hg a 200Km. La tropósfera y la estratosfera juntas constituyen el 99.9% de la masa de la atmósfera; el 75% la constituye la masa de la tropósfera.
3. Composición de la atmósfera terrestre La atmósfera es un sistema extremadamente complejo. Su temperatura y presión cambian dentro de amplios límites con la altitud, como acabamos de ver. La atmósfera esta sujeta al bombardeo de radiación y de partículas con gran energía provenientes del sol y de la radiación cósmica del espacio exterior. Esta energía tiene efectos químicos importantes, especialmente en los limites exteriores de la atmósfera. Además, debido al campo gravitacional de la Tierra, los átomos y las moléculas más ligeros tienden a elevarse. Como resultado de setos factores, la composición de la atmósfera no es uniforme.
En la tabla 1.1 se muestra la composición del aire seco a nivel del mar. Aunque existen trazas de muchas sustancias, N2 y O2 constituyen alrededor del 99% de la atmósfera. Los gases nobles y el CO 2 constituyen la mayor parte del resto. Observe que la contribución de cada componente de la atmósfera, enunciando en la tabla 1.1, está dado en términos de su fracción molar. Esto es simplemente el número total de moles de todos los componentes en la muestra. Tabla 1.1 Composición del aire seco cerca del nivel del mar Componentea
Contenido(Fracción mol)
Nitrógeno
0.78084
28.013
Oxígeno
0.20948
31.998
Argón
0.00934
39.948
Bióxido de carbono
0.000330
44.0099
Neón
0.00001818
20.183
Helio
0.00000524
04.003
Metano
0.000002
16.043
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Peso Molecular
Kriptón
0.00000114
83.80
Hidrógeno
0.0000005
02.0159
Oxido Nitroso
0.0000005
44.0128
Xenón
0.000000087
a
131.30
El ozono, bióxido de azufre, bióxido de nitrógeno, amoniaco y monóxido de carbono, existen como gases traza en
cantidades variables.
Al hablar de constituyentes traza de las sustancias, utilizamos comúnmente partes por millón (ppm) como unidad de concentración. Cuando se aplica a sustancias en solución, partes por millón se refiere a gramos de las sustancia por millón de gramos de solución. No obstante, al tratar con gases, una parte por millón se refiere a una parte por volumen en 1 millón de unidades de volumen y fracción molar son equivalentes. Así, 1ppm de un constituyente traza de la atmósfera indica que hay 1mol de ese constituyente en 1 millón de moles del gas total; es decir, la concentración en ppm es igual a la fracción molar multiplicada por 106 . Observe que en la tabla 1.1 se enuncia la fracción molar de CO 2 en la atmósfera como 0.000330. Su concentración en ppm es 0.000330x10 6 =330ppm. Antes de considerar los procesos químicos que ocurren en la atmósfera, revisemos algunas de las propiedades químicas importantes de sus dos componentes principales, N 2 y O2. . Sabemos que la molécula de N2 tiene un enlace triple entre los átomos de nitrógeno. Esta unión es muy fuerte y es la responsable de la baja radiactividad del N2, , que sólo experimenta reacciones en condiciones extremas. La energía de unión O –O en O 2 es mucho menor que para el N 2 (tabla 1.4), y el O 2 es, por consiguiente, mucho más reactivo que el N2 . El oxígeno reacciona con muchas sustancias para formar óxidos. Los óxidos de los no metales –por ejemplo SO2 –suelen formar soluciones ácidas cuando se disuelven en agua. Los óxidos de los metales activos y de otros metales en estado de oxidación bajo, -por ejemplo- forman soluciones básicas cuando se disuelven en agua.
4. Las regiones exteriores de la atmósfera Aunque la porción exterior de la atmósfera, más allá de la estratosfera, contiene solamente una pequeña fracción de la masa de la atmósfera, juega un papel importante en la determinación de las condiciones de vida en la superficie terrestre. Esta capa superior forma el bastión de defensa externo contra el peligro de la radiación y las partículas de alta energía que bombardean continuamente al planeta. A medida que esto sucede, las moléculas y los átomos de la atmósfera superior experimentan cambios químicos.
Fotodisociación El sol emite energía radiante dentro de límites muy amplios de longitudes de onda. Mientras más corta es la longitud de onda, más alta es la energía de las radiaciones en la zona del ultravioleta del espectro
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y tienen suficiente energía para ocasionar cambios químicos. Sabemos que la radiación electromagnética se puede representar como un flujo de fotones. La energía de cada fotón está dada por la relación E=hv, en donde h es la constante de Plank y v es la frecuencia de la radiación. Para que ocurra un cambio químico cuando la radiación llega a la atmósfera de la Tierra, se deben de satisfacer dos condiciones. Primero, debe haber fotones con suficiente energía para llevar a cabo un proceso químico determinado. Segundo, las moléculas deben absorber estos fotones. Este requisito significa que la energía de los fotones se convierte en otra forma de energía dentro de la molécula. La ruptura de un enlace químico que resulta de la absorción de un fotón por una molécula se llama fotodisociación. Uno de los procesos más importantes que ocurren en la atmósfera superior, por arriba de los 120Km, es la fotodisociación de la molécula de oxígeno: O2(g) + hv
2O(g)
[1.1]
La energía mínima requerida para causar este cambio está determinada por la energía de disociación de O2 , 495kJ/mol. La segunda condición que se debe satisfacer antes de que la disociación se lleve a cabo, es que el fotón debe ser absorbido por O 2 . Afortunadamente para nosotros, el O 2 absorbe gran parte de la radiación de alta energía de longitud de onda corta, proveniente del espectro solar, antes de que llegue a la atmósfera inferior. Al hacerlo se forma el oxígeno atómico, O. Agrandes altitudes, la disociación del O2 es muy importante. A 400 Km, solamente el 1% del oxígeno está en forma de O 2; el otro 99% está en forma de oxígeno atómico. A 130Km, O 2 y O son igualmente abundantes. Por debajo de esta altura, O2 es más abundante que O. Debido a la energía de disociación del enlace de N2 , que es muy elevada (tabla 1.1), solamente los fotones de longitud de onda muy corta poseen suficiente energía para disociar está molécula. Además, N2 no absorbe fácilmente los fotones, aun cuando éstos tengan suficiente energía. El resultado general es que en la atmósfera superior se forma muy poco nitrógeno atómico debido a la disociación de N 2 .
Fotoionización En 1901, Guillermo Marconi llevó a cabo un experimento sensacional. Recibió en San Luis, Newfoundland, una señal de radio transmitida desde Land’s End, Inglaterra, a 2900Km de distancia. Como se creía que las ondas de radio viajaban en línea recta, se supuso que la comunicación por radio sobre la Tierra era imposible a grandes distancias. El exitoso experimento de Marconi sugirió que en alguna la atmósfera terrestre afectaba sustancialmente la propagación de las ondas de radio. Su descubrimiento dio lugar al estudio de la atmósfera superior. Hacia 1924, mediante estudios experimentales se estableció la existencia de electrones en la atmósfera superior. Por cada electrón que existe en la atmósfera superior, hay un ion correspondiente con carga positiva. Los electrones en la atmósfera superior se deben principalmente a la fotoionización de moléculas, causada por la radiación solar. Para que se efectúe la fotoionización, un fotón debe ser absorbido por una molécula, y este fotón debe tener energía suficiente para remover al electrón de energía más
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elevada. Algunos de los procesos más importantes de ionización que se efectúan en la atmósfera superior, por arriba de los 90Km, aparecen en la tabla 1.2, junto con las energías de ionización y la l
máx
, la longitud de onda máxima de un fotón capaz de causar la ionización. Los fotones con energías suficientes para causar ionización, tienen longitudes de onda en la región de alta energía del ultravioleta. Estas longitudes de onda son filtradas completamente de la radiación que llega a la Tierra, como resultado de su absorción por la atmósfera superior.
5. Capa de ozono en la atmósfera superior En contraste con el N2 , el O2 y el O, que absorben fotones con longitudes de onda menores de 240nm, el ozono es la sustancia más importante que absorbe fotones con longitudes de onda de 240 a 310nm. Consideremos cómo se forma el ozono en la atmósfera superior y cómo absorbe los fotones. A altitudes inferiores a los 90 Km, la mayor parte de la radiación de longitud de onda corta capaz de producir fotoionización ha sido absorbida. La radiación capaz de disociar la molécula de O 2 es tan intensa, sin embargo, que provoca la disociación de O2 (Ecuación 1.1) por debajo de los 30Km. Los procesos químicos que ocurren después de la fotodisociación de O 2 en la región por debajo de 90Km, son muy diferentes de los procesos que ocurren a mayores altitudes. En la mesósfera y la estratosfera, la concentración de O 2 es mucho mayor que la de oxígeno atómico. Por consiguiente, los átomos de O que se forman en la mesósfera y la estratosfera sufren colisiones frecuentes con moléculas de O2 . Estas colisiones llevan a la formación del ozono, O 3 : O(g) + O2(g)
O*3(g)
[1.2]
El asterisco sobre O3 significa que la molécula de ozono contiene un exceso de enrgía. La reacción de O con O2 para formar O3 da como resultado la liberación de 105kJ/mol. Esta energía se debe eliminar de la molécula de O3 en un tiempo muy corto, o simplemente separa de nuevo la molécula en O 2 y O. Esta descomposición es el proceso inverso del que formó el O 3 . Las moléculas de O3 pueden liberar la energía en exceso chocando con otro átomo u otra molécula y transfiriendo el exceso de energía a ellas. Representemos el átomo o la molécula con la cuál choca el O 3 como M. (Normalmente M es N 2 u
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O2 debido a que éstas son las moléculas más abundantes). La formación de O 3 y la transferencia de la energía excedente a M se resume en las ecuaciones siguientes: O(g) + O2(g)
⇒
O*3
[1.3]
O*3(g) + M(g)
↔
O3(g) + M*(g)
[1.4]
O(g)+O2(g) + M(g)
O3(g) + M*(g)
↔
(neto) [1.5]
La velocidad a la que se forma el O 3 depende de las velocidades relativas de las colisiones de estabilización entre O*3 y M (Ecuación 1.4) y la disociación de O *3 de nuevo a O2 y O (El proceso inverso de la ecuación 1:3). Las colisiones frecuentes favorecen la formación de O 3 (Ecuación 1.4). Debido a la concentración de moléculas, que es mayor a altitudes menores la mayor parte de la radiación con suficiente energía para disociar O 2 ha sido absurda. Por consiguiente, la mayor velocidad de formación de O3 ocurre alrededor de 50Km de altitud. La molécula de ozono, una vez formada, no dura mucho. El ozono es capaz de absorber la radiación solar, lo que resulta en su descomposición en O 2 y O. Debido a que solamente se requieren 105kJ/mol para este proceso, los fotones de longitud de onda menor de 1140nm tienen suficiente energía para disociar el O3 . Las absorciones más fuertes y más importantes, sin embargo, son las de fotones de 200 a 310nm. Sino fuera por la capa de ozono en la estratosfera, estos fotones de alta energía penetrarían a la superficie de la Tierra. La vida vegetal y animal como la conocemos no podía sobrevivir en presencia de esta radiación de energía tan elevada. El "escudo ozono" es, por consiguiente, para nuestro bienestar. Se debe notar, sin embargo, que las moléculas de ozono que forman este escudo indispensable contra la radiación para nuestro bienestar. Se debe notar, sin embargo, que las moléculas de ozono se que forman este escudo indespensable contra la radiación, representa solamente una fracción de los átomos de oxígeno que existen en la estratosfera. Esto se debe a que las moléculas de ozono destruyen continuamente a medida que se forman. La fotodescomposición del ozono invierte la reacción que origina su formación. Tenemos así un proceso cíclico de formación y descomposición de ozono, que resume como sigue:
O2(g) + hv
O(g) + O2(g) + M(g)
O3(g) + hv
O(g) + O(g) + M(g)
O(g) + O8g) O3(g) + M*(g)
(Se libera calor)
O2(g) + O(g)
O2(g) + M*(g) (Se libera calor)
El primero y tercer procesos son fotoquímicos; utilizan un fotón solar para iniciar una reacción química. El segundo y cuarto procesos son reacciones químicas exotérmicas. El resultado neto de los cuatro procesos es un ciclo en el cuál la energía radiante solar se convierte en energía térmica. El ciclo de la atmósfera en la estratosfera es responsable del aumento de temperatura que llega a su máximo en la estratopausa, como se ilustra en la figura 1.1.
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El esquema descrito arriba para la formación y la destrucción de las moléculas de ozono explica algunos hechos conocidos respecto a al capa de ozono. Sin embargo, se efectúan muchas reacciones químicas que implican otras sustancias y no sólo al oxígeno. Además, se deben considerar los efectos de la turbulencia y los vientos que mezclan la estratosfera. El panorama general es muy complicado. El resultado general de la formación de ozono y reacciones de remoción, acopladas con la turbulencia atmosférica y otros factores, es un perfil de ozono en la atmósfera superior como se muestra en la figura 1.3.
6. Disminución de la capa de ozono En 1874, F Sherwood Rowland Y Mario Molina, de la Universidad de California en Irvine, propusieron que el cloro de los clorofluorcarbonos (CFCs) puede agotar la capa de ozono. Estas sustancias, principalmente CFI3 (Freón 11) y CF2Cl2 (Freón 12), se han usado en demasía como propelentes en latas de aspersores, como gases refrigerantes y acondicionadores de aire, y como agentes espumantes para plásticos. Son prácticamente no reactivos en la atmósfera inferior. Además, son relativamente insolubles en agua y por ello no son removidos de la atmósfera por la lluvia, ni se disuelven en los océanos. Desafortunadamente, la falta de reactividad que los hace comercialmente útiles, también les permite sobrevivir en la atmósfera y difundirse ocasionalmente en la estratosfera. Se estima que existen varios millones de toneladas de clorofluorcarbonos en la atmósfera. A medida que los clorofluorcarbonos se difunden en la estratosfera, sufren la acción de la radiación de alta energía. Las longitudes de onda entre los 190 a 225nm causan la fotolisis, o ruptura inducida por la luz, de un enlace de carbono-cloro de los clorofluorcarbonos: CFXCL4-X(g) + hv
CFXCl3-X(g) + Cl(g)
[1.6]
Los cálculos sugieren que la formación de átomos de cloro se efctúa a mayor velocidad a una altitud de 30Km. El cloro atómico es capaz de llevar a cabo una reacción rápida con ozono para formar óxido de cloro, CLO, y oxígeno molecular. El CLO puede reaccionar con oxígeno atómico para formar nuevamente cloro atómico: Cl(g) + O3(g)
ClO(g) + O2(g)
[1.7]
ClO + O(g)
Cl(g) + O2(g)
[1.8]
O3(g) + O(g)
2O2(g) neto
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[1.9]
El resultado neto de estas reacciones es la conversación de ozono en O 2. Debido a que se utiliza el Cl en la primera etapa de este mecanismo y se forma en la segunda etapa, funciona como un catalizador. Se estima que cada átomo de Cl destruye alrededor de 100,000 moléculas de ozono antes de que él mismo sea destruido en otras reacciones. Aunque las velocidades de difusión de las moléculas de la superficie de la tierra hacia la estratosfera parece muy lenta, se ha observado una pérdida de ozono que se cree causada por los clorofluorcarbonos. Desde fines de los setenta, los investigadores han encontrado una disminución anual de la capa de ozono sobre el Polo Sur, lo cual ocurre durante la primavera austral (Hemisferio del sur). Los niveles de ozono en octubre, tanto de 1987 como de 1989, disminuyeron a casi el 60% de los niveles en agosto. Ahora, los científicos han encontrado evidencia de que el Polo Norte sufrió una pérdida de ozono, similar, pero menos pronunciada durante el último invierno. Hay también indicaciones preliminares de disminución de la capa de ozono a latitudes menores.
7. Química de la tropósfera Las reacciones de fotodisociación y fotoionización que hemos explicado en las secciones anteriores, ocurren en la atmósfera superior. Estos procesos dan como resultado una absorción casi completa de la radiación solar de menos de 300nm, antes de que llegue a la tropósfera. Ya que los principales constituyentes de la tropósfera no interaccionan con la radiación de longitud de onda mayor de 300nm, las reacciones fotoquímicas que se efectúan en la tropósfera indican solamente constituyentes menores. En la tabla 1.3 se indican algunos importantes constituyentes menores de la tropósfera y se resumen sus fuentes más importantes, así como sus concentraciones características. Muchas de estas sustancias solamente se encuentran en pequeñas cantidades en el medio ambiente natural, pero presentan concentraciones mucho más elevadas en ciertas áreas como resultado de la actividad humana. Incluso, en algunas áreas, las concentraciones de estas sustancias se han incrementado considerablemente durante los últimos 50 años. En esta sección explicaremos las características más importantes de algunas de estas sustancias y su papel químico como contaminantes del aire. Como veremos, la mayor parte se forma como resultado directo o indirecto de nuestro uso tan amplio de reacciones de combustión. Tabla 1.3 Puentes y concentraciones comunes de algunos constituyentes menores atmosféricos
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8. Compuestos de Azufre y Lluvia Ácida Ciertos compuestos que contienen azufre se encuentran en cierto grado de la atmósfera natural, no contaminada. Se originan por la descomposición de la materia orgánica por las bacterias, en los gases volcánicos, y en otras fuentes que se mencionan en la tabla 1.3. La concentración en la atmósfera de compuestos que contienen azufre y que provienen de fuentes naturales es muy pequeña, comparada con la concentración en ambientes urbanos e industriales, resultado de las actividades del hombre. Los compuestos de azufre, en especial el bióxido de azufre, SO2 , se encuentran entre los gases contaminantes más desagradables y peligrosos. En la tabla 1.4 se presentan las concentraciones de varios gases contaminantes en un ambiente urbano característico (no uno muy afectado por el smog). De acuerdo con estos datos, el nivel de bióxido de azufre es 0.08 ppm o más, la mitad del tiempo. Esta concentración es considerablemente inferior a la de otros contaminantes, sobre todo el monóxido de carbono. A pesar de ello, el bióxido de azufre se considera como el peligro más serio para la salud entre los contaminantes mencionados, especialmente para las personas con dificultades respiratorias. Estudios de historias médicas de grandes segmentos de población en ambientes urbanos han mostrado claramente que quienes viven en las partes más contaminadas de las ciudades, tienen niveles superiores de enfermedades respiratorias y menor expectativa de vida.
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Tabla 1.4 Concentración de contaminantes atmosféricos
Contaminante
Concentración (ppm)
Monóxido de Carbono Hidrocarburos Bióxido de Azufre Oxidos de nitrógeno Oxidantes totales (ozono y otros)
10 03 0.008 0.05 0.02
excedidos en el 50% del tiempo en una atmósfera urbana característica
La combustión del carbón y del petróleo son responsables de un 80% del total de SO 2 liberado en Estados Unidos. El grado de emisiones de SO 2 en la combustión del carbón y del petróleo, dependen del nivel de su contenido de azufre. El petróleo quemado en las plantas de energía en las estaciones generadoras de electricidad, producen este residuo no volátil que queda después de que se han separado por destilación las fracciones de menor punto de ebullición. Algunos tipos de petróleo, como el que proviene del Oriente Medio, es relativamente bajo en azufre, en tanto que el petróleo de Venezuela tiene un contenido de azufre relativamente elevado. Debido a nuestro interés en la contaminación con SO2 , el petróleo bajo en azufre tiene mayor demanda y, en consecuencia, su precio es mayor. El carbón varía considerablemente en su contenido de azufre. Gran parte del carbón que existe en el lecho oriental del Mississippi es relativamente rico en azufre, más del 6% en peso. Gran parte del carbón que queda en los estados occidentales de EUA tiene menor contenido de azufre. (Sin embargo, este carbón también tiene menor contenido calorífico por unidad de peso de carbón. De modo que la diferencia en contenido de azufre en base a la cantidad de calor producido no es tan grande como se considera a menudo.
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En total, se liberan más de 30 millones de toneladas de SO 2 a la atmósfera en Estados Unidos cada año. Este material ocasiona un grave daño tanto a los inmuebles como a la salud humana. Sin embargo, no todo el daño es causado por el SO 2 mismo; de hecho, el SO3 formado por oxidación del SO2 es el principal culpable. El bióxido de azufre se puede oxidar a SO3 por varías vías, dependiendo de las condiciones particulares de la atmósfera. Una vez formado el SO 3 , se disuelve en gotitas de agua, formando ácido sulfúrico, H 2SO4: SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac) [1.10] La presencia del ácido sulfúrico en la lluvia es responsable en gran parte del fenómeno de la lluvia ácida. (También contribuyen los óxidos de nitrógeno, que forman ácido nítrico.) Hace unos 200 años, la lluvia tenía un pH de entre 6 y 7.6. Ahora, es común regiones que la lluvia tenga un pH de entre 4 y 4.5. En los Angeles, el pH de la niebla ha bajado hasta 2, aproximadamente la acidez del jugo de limón. La lluvia ácida ha efectuado muchos lagos en Europa del norte, en el norte de Estados Unidos y en Canadá. La acidez ha reducido dramáticamente las poblaciones de peces en los lagos y los bosques circundantes. El pH de las aguas naturales más productivas está entre 6.5 y 8.5. A niveles de pH por debajo de 4.0, son destruidos todos los vertebrados, la mayor parte de los invertebrados, y muchos microorganismos. Los lagos más susceptibles al daño son los que tienen bajas concentraciones de iones básicos, como HCO3 , que los amortiguan contra cambios en el pH. Más de 300 lagos en el Estado de Nueva York no contienen peces, 140 lagos en Notario, Canadá, están deprovistos de vida. La lluvia ácida que ha provocado la muerte en estos lagos se origina a cientos de kilómetros, en el valle de Ohio y en la región de los Grandes Lagos. La lluvia ácida corroe muchos metales y materiales de construcción. Por ejemplo, el mármol y la piedra caliza, cuyo constituyente principal es CaCO3 , son fácilmente atacados por la lluvia ácida. Miles de millones de dólares se pierden cada año como resultado de la erosión debida a la contaminación con SO2 . Obviamente deseamos reducir la cantidad de este nocivo gas que se libera en nuestro entorno. Una forma de hacerlo es eliminar el azufre del carbón y del petróleo antes de quemarlos. Actualmente esto es muy difícil y costoso por lo que no es factible tecnológicamente. No obstante, se han desarrollado varios métodos para eliminar el SO2 de los gases formados durante la combustión del carbón y del petróleo. Por ejemplo, se puede soplar piedra caliza pulverizada, CaCO 3, dentro de la cámara de combustión. El carbonato (piedra caliza) se descompone en CaO y bióxido de carbono: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) [1.11] Después la cal reacciona con SO2 formando sulfito de calcio: CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s) [1.12] Aproximadamente la mitad del SO2 se elimina por contacto con el sólido seco. El gas de horno debe ser "distribuido" en una suspensión acuosa de cal para eliminar el CaSO 3 y cualquier SO2 que no haya
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reaccionado. Este proceso, es de difícil diseño , reduce la efectividad calorífica del combustible y produce una enorme cantidad de desperdicio sólido. Una planta de energía eléctrica que satisface las necesidades de una población de 150,000 personas podría producir anualmente alrededor de 160,000 toneladas de desperdicio sólido si se equipara con el sistema de purificación que hemos descrito. Este volumen es tres veces el desperdicio normal de cenizas de una planta de estas dimensiones. Se han empleado varios esquemas para recuperar el azufre elemental o alguna otra forma química de utilidad industrial a partir del SO2, pero aún no se ha encontrado un proceso suficientemente atractivo desde el punto de vista económico, para garantizar su desarrollo en gran escala. La contaminación por bióxido de azufre seguirá siendo un problema importante durante algún tiempo.
9. Monóxido de carbono El monóxido de carbono se forma por la combustión incompleta de los materiales que contienen carbono – por ejemplo, los combustibles fósiles-. En términos de masa total, el CO es el más abundante de los gases contaminantes. El nivel de CO existente en aire no contaminado es bajo, probablemente en el orden de 0.05 a 0.1 ppm. La cantidad total estimada de CO en la atmósfera es alrededor de 5.2x10 14g. Sin embargo, tan sólo en Estados Unidos se produce 1x1014g de CO cada año, casi dos terceras partes proviene de los automóviles. El monóxido de carbono es una molécula poco reactiva y en consecuencia no encierra un riesgo directo para la vegetación o para los materiales. Sin embargo, afecta a los humanos. Tiene la capacidad poco usual de unirse con fuerza con la hemoglobina, la proteína que contiene hierro y que es responsable del transporte de oxígeno en la sangre. La hemoglobina consta de cuatro moléculas de proteína unidas entre sí para formar un conjunto. Cada molécula tiene entre sus dobleces una molécula de heme. Una molécula de hemoglobina toma en el pulmón una molécula de oxígeno, la cual reacciona con el átomo de hierro para formar la oxihemoglobina. A medida que la sangre circula, la molécula de oxígeno se libera en los tejidos que lo requieren para el metabolismo celular, esto es, para los procesos químicos que se efectúan en la célula. También el monóxido de carbono se une de igual modo al hierro de la hemoglobina. El complejo se llama carboxihemoglobina y se representa como COHb. La afinidad de la hemoglobina humana por le CO es alrededor de 210 veces mayor que para el O 2 . Como resultado, una cantidad relativamente pequeña de CO puede inactivar una fracción significativa de la hemoglobina de la sangre para el transporte de oxígeno. Por ejemplo, una persona que respira durante unas horas aire que contiene solamente 0.1% de CO sufre la conversión de hasta el 60% de la hemoglobina en COHb, reduciendo en esa proporción su capacidad transportadora de oxígeno, normal en 60%. Bajo condiciones normales, un no formador que respira aire no contaminado tiene alrededor de 0.3 a 0.5% de COHb en el torrente sanguíneo. Esta cantidad se debe principalmente a la producción de pequeñas cantidades de CO en el curso de la química normal del organismo y de la pequeña cantidad presente en aire limpio. La exposición a concentraciones superiores de CO causa un incremento en el - 58 -
nivel de COHb. Esto no acontece instantáneamente, sino que requiere varias horas. Del mismo modo, cuando el nivel de CO disminuye bruscamente, sino que requiere varias horas. Del mismo modo, cuando el nivel de CO disminuye bruscamente, se requieren varias horas para la concentración de COHb bajo a un nivel menor. En la tabla 1.5 se presentan los porcentajes de COHb en la sangre, característico de varios grupos de personas.
10. Óxidos de Nitrógeno y el smog fotoquímico La química de los óxidos de nitrógeno de la atmósfera es interesante debido a que estas sustancias son componentes del smog, un fenómeno con el cuál los habitantes de las ciudades están muy familiarizados. El término smog se refiere a una condición particularmente desagradable de contaminación en ciertos ambientes urbanos, que ocurre cuando las condiciones del clima producen una masa de aire relativamente estática. El smog, que hizo famosa a la ciudad de Los Angeles y que es común en muchas otras áreas urbanas, se describe con más exactitud con el término smog fotoquímico, debido a que los procesos fotoquímicos juegan un papel importante en su formación. El óxido nítrico, NO, se forma en pequeñas cantidades en los cilindros de los motores de combustión interna por la combustión directa de nitrógeno y oxígeno: N2(g) + O2(g) Û 2NO(g)
D H = 180.kJ
[1.13]
Como se sabe, la constante de equilibrio, Kp para esta reacción aumenta desde alrededor de 10 -15 a 300K (aproximadamente la temperatura ambiente) a alrededor de 0.05 a 2400K (aproximadamente la temperatura dentro del cilindro de un motor durante la combustión). Así la reacción es más favorable a temperaturas superiores. Antes de la instalación de dispositivos para el control de la contaminación, los niveles típicos de emisión de NOx eran de 4g/mi. (La x puede ser 1 o 2; se forman NO y NO 2, aunque predomina el NO.) Los estándares actuales de emisión de los automóviles exigen que los niveles de Nox sean menores a 1g/mi. En el aire, el NO se oxida rápidamente en bióxido de nitrógeno, NO 2: 2NO(g) + O2(g) Û 2NO2(g)
D H = -113.1kJ - 59 -
[1.14]
La constante de equilibrio para esta reacción decrece de 10 12 a 300K a casi 10-5 a 2400K. La fotodisociación del NO2 es NO y O requiere 304kJ/mol, lo cuál corresponde a un fotón de longitud de onda de 393nm. Por consiguiente con la luz del sol el NO2 sufre una disociación a NO yO: NO2(g) + hv NO(g) + O(g)
[1.15]
El oxígeno atómico que se forma sufre varias reacciones posibles, una de las cuáles forma ozono, como se describió antes O(g) + O2(g) + M(g) O3(g) + M*(g)
[1.16]
El ozono es un componente clave del smog fotoquímico. Aunque es una pantalla para la radiación ultravioleta esencial en la atmósfera superior, es un contaminante indeseable en la troposfera. Es muy reactivo y tóxico, y el respirar aire que contiene cantidades apreciables de ozono puede ser peligroso para quienes sufren de asma, para quienes hagan ejercicio, y para los ancianos. Por consiguiente, tenemos dos problemas con el ozono: cantidades excesivas en muchos ambientes urbanos, donde es perjudicial, y disminución en la estratosfera, donde es vital. Además de los óxidos de nitrógeno y del monóxido de carbono, un motor de automóvil también emite como contaminantes hidrocarburos que no entraron en combustión. Estos compuestos orgánicos, formados por carbono e hidrógeno, son los componentes principales de la gasolina. Un motor común, sin control efectivo de sus emisiones emite de 10 a 15g por milla se estos compuestos, Los estándares comunes requieren que las emisiones de hidrocarburos sean menores de 0.4 g/mi. Las reacciones entre los hidrocarburos que no fueron quemados y otros contaminantes del aire crean una mezcla compleja de sustancias. En la tabla 1.6 se presentan concentraciones típicas de constituyentes traza del smog fotoquímico. Observe que el smog contiene no solamente NO x, CO, O3, y SO2, sino también una diversidad de compuestos orgánicos. La reducción o eliminación del smog requiere que los ingredientes indispensables para su formación sean eliminados de las emisiones de los automóviles. Los convertidores catalíticos están diseñados para reducir drásticamente los niveles de dos de los ingredientes principales del smog: No x y los hidrocarburos. No obstante, los sistemas de control de emisiones, son ineficientes en los automóviles con mal mantenimiento.
Bibliografía 1. Allier y Castillo (1993). La magia de la Química. Ed. Pedagógica S.A.. Editorial EPSA. México. 2. Brown TL, LeMay HE Jr. 1997. Química: La Ciencia Central. 7a. Edición. Bursten BE. Prentice-Hall
Hispanoamericana, S.A. 3. Burns R. (1995). Fundamentals of Chemistry. Study Guide and solution. Second. Ed. Prentice-Hall, S:A: México. 4. Burns. R. (1995). Fundamentos de Química, segunda edición. Ed. Prentice-Hall, S:A: México. - 60 -
