Atlas Tematico De Quimica

Citation preview

www.FreeLibros.me

Q

U ÍM ICA

ID E A B O O K S , S .A .

www.FreeLibros.me

Título de la colección ATLAS TEMÁTICOS Texto e ilustración ©1996 IDEA BOOKS, S.A.

Redacción / M .a Ángeles Febrer Canals, Doctora en Ciencias Químicas Ilustraciones / Montserrat Fabra Hernández, José M.a Thomas-Doménech Diseño de la cubierta / Lluís Lladó Teixldó

Prlnted in Spaln by Emegé, Industria Gráfica, Barcelona EDICIÓN 1997

www.FreeLibros.me

P

R

Ó

L

O

G

O

La Química es una ciencia: estudia la constitución y el comporta­ miento de las sustancias materiales, cóm o se transforman unas en otras, y también la manera como utilizarlas; explica e interpreta transformaciones materiales y es capaz de predecir otras nuevas. Esta definición es a la vez restringida y amplia, pues todas las cien­ cias están relacionadas y conexionadas. Así, la Química necesita de las Matemáticas para sus cálculos, la determinación de sus medidas y el establecimiento de sus leyes; muchos de sus méto­ dos y los conocim ientos acerca del átomo se basan en la Física; a su vez, la Química contribuye al desarrollo de otras ciencias y téc­ nicas: Biología, Geología, Ingeniería, Astronáutica, etc. Para conocer una sustancia material es necesario saber cuál es su com posición - calidad y cantidad de sus componentes-, el modo de unión de sus partículas fundamentales constitutivas y la distri­ bución espacial de las mismas. No se conoce bien una molécula o agregado de átomos, ni un cristal iónico o agregado de iones, si no se sabe cóm o es su estructura, o sea cómo están distribuidos sus átomos o sus iones en el espacio; para el conocim iento de los áto­ mos se precisa averiguar su estructura electrónica; para conocer una reacción, transformación de unas sustancias en otras, se pre­ cisa saber cómo ocurre este cambio estéricamente. Por tanto, y esto es importante, hay que «ver» los elementos y los compuestos en el espacio y «pensar» la Química tridimensionalmente; puesto que las representaciones en el papel son planas, es conveniente la utilización y el manejo de modelos atómicos. La Química, como todas las ramas del saber, ha ¡do evolucionando con el tiempo, entre tanteos, equivocaciones y certezas. De modo que explicaciones de fenómenos y teorías válidas en otras épocas pueden en la actualidad continuar siéndolo, o, al revés, ser incom ­ pletas o inadecuadas. Análogamente, teorías que en el presente se tienen por válidas son susceptibles, en un futuro próxim o o lejano, de modificarse, completarse, ampliarse o ratificarse. Las numerosas pub licacion es que continuam ente aparecen -libros, monografías y revistas- desbordan al quím ico y le hacen prohibitivo abarcar no ya toda la Quím ica, sino incluso toda una rama de esta ciencia, com o la Química Inorgánica, Química Ana­ lítica, Química Orgánica, Química Técnica, etc. Este ATLAS pre­ tende dar los conceptos fundamentales generales de la Química actual. Deseo expresar mi más cordial agradecimiento a José MU Thomas-Doménech, que ha realizado los dibujos de este ATLAS, innovadores en su género; a Montserrat Fabra Hernández, que lo ha secundado eficazmente con su colaboración, y a los compa­ ñeros que me han ayudado con sus sugerencias y comentarios. LA AU TO RA

www.FreeLibros.me

S u s t a n c ia s quím icas ) dos de medición corrientes, y en la práctica se continúa aplicando y utilizando la ley de la conservación de la masa: «La masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma». Ley de las proporciones definidas. — De Proust (1754-1826). Llamada también ley de las pro­ porciones constantes y ley de las proporciones fijas (fig.2): Dos o más elementos que se com ­ binan para formar un compuesto, lo hacen siempre en una relación de su masa constante. Si 71,0 g de cloro se combinan con 16 g de oxí­ geno para formar 87 g de óxido de dicloro, C l20 , 17,7 g de cloro se combinarán con 4,0 g de oxígeno para formar 21,7 g de C120 , y 142 g de cloro se combinarán con 32 g de oxígeno para formar 174 g de C l20 . Por tanto, si una cantidad de un elemento se trata con exceso de otro, este exceso no reacciona. Ley de las proporciones múltiples. — De Dalton (1766-1844). Diferentes cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro elemento, para formar diversos compues­ tos, están en la relación de números enteros y sencillos (fig. 3). El azufre forma dos óxidos importantes: el dióxido de azufre, S 0 2, y el trió­ xido de azufre, S 0 3; las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan con una misma canti­ dad de azufre están en la relación 2 : 3. El estaño forma dos cloruros: el dicloruro de estaño, SnCl2, y el tetracloruro de estaño, SnCI4; la relación de las diferentes cantidades de cloro combinadas con una misma cantidad de estaño es 2 : 4, o 1 : 2. Cada compuesto de éstos, prescindiendo del otro, sigue la ley de las proporciones definidas; así, al aplicar ésta al dicloruro de estaño, la rela­ ción de estaño combinada con cloro es:

M A T E R IA

Cualquiera de los objetos que nos rodea es una sustancia química o una cierta clase de materia, la cual implica masa. Es imposible dar una defi­ nición de MATERIA. En principio puede decirse que ocupa lugar, o sea tiene volumen; en el ) vacío no hay materia, pero se maneja y se des­ criben sus propiedades. La MASA, según la ecua­ : ción fundamental de la dinámica clásica, provie­ ne de la relación entre la fuerza aplicada a un cuerpo y la aceleración que le comunica. MATE­ RIA Y MASA no son sinónimos, pero de hecho, cantidad de materia y masa son indeslindables, pues aumentan y disminuyen conjuntamente y se miden de la misma manera. Las ciases de materia o sustancias químicas son enormemente variadas. Los barrotes de un balcón son de hie­ rro, un metal; el mercurio de un termómetro es otro metal; el tubo que lo contiene es de vidrio; el papel y el algodón son de celulosa. Las sustancias constituidas por una sola clase de materia son los CUERPOS SIMPLES o ELE­ MENTOS Q U ÍM IC O S; actualmente se conocen 109. Las partículas fundamentales de cada ele­ mento son los ÁTOM OS Q U ÍM IC O S. Las sus­ tancias formadas por la unión de dos o más ele­ mentos son los COM PUESTO S Q U ÍM IC O S; se conocen más de tres millones y continuamente se descubren otros nuevos; este elevado núme­ ro es debido a la facultad de unirse diferentes elementos y de diferentes maneras. Las partícu­ las fundamentales de cada compuesto (la mayoría de las veces) son las M O LÉCULAS. LEYES PONDERALES Ley de la conservación de la masa. — De Lavoisier (1743-1794). En las transformaciones quí­ micas corrientes, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de las sustancias resultantes (fig, 1). Así, al quemar 12 g de carbono con 32 g de oxí­ geno se forman 44 g de dióxido de carbono. Para los fenómenos nucleares, en los que apare­ ce energía a expensas de un defecto de masa, rige la ecuación de Einstein: E = m-c2, donde m = masa, c = velocidad de la luz = 2,998-108 m/s, o seac2 = 9-10 16 (m/s)2, E = energía liberada al desaparecer la masa m. Considerando la masa como una forma de energía, las leyes clásicas de la conservación de la masa y de conserva­ ción de la energía se reúnen en una sola. En los procesos químicos también hay interconversión entre masa y energía, pero la variación de masa es tan ínfima que no es apreciable por los méto-

Sn

_

118,70 g estaño

2 Cl

“

2 ■35,5 g cloro “

59,35 g Sn 35,5 g Cl '

y en el SnCI4 la relación como están combina­ dos sus elementos es: Sn 4 Cl

_ “

118,70 g estaño 4 - 35,5 g cloro ~

29,7 g Sn 35,5 g Cl

Ley de las proporciones recíprocas. — De Richter 0 762-1807). La relación entre distintas can­ tidades de diferentes elementos combinadas con una cantidad fija de otro elemento, es la misma relación con que se combinan entre s í (fig. 4). El carbono se combina con el hidrógeno para for­ mar el metano, C H 4, y con el cloro para formar el tetracloruro de carbono, C CI4; la relación con que el hidrógeno y el cloro se combinan con una misma cantidad de carbono es: (Continúa en la lám. A/4)

ATLAS DE Q U ÍM IC A 6 www.FreeLibros.me

Le u es

n / 1

ponderales

n a °» a

Oq O 'q a » » ' • & $ ® 8 Ü®. ^ 9 ( í o J Jq ® O

0a

15 átomos de carbono

+

20 átomos de oxígeno

©

10 m oléculas de dióxido de carbono. Sobran 5 átomos de carbono Con múltiplos muy grandes de las masas atómicas, los átomos-gramo serian: 180 g de carbono + 320 g de oxígeno = 440 g de dióxido de carbono. Sobran 60 g de carbono Fig .l — Ley de la r nncprv:,ri|^n 4o la maca 1 átom o de 2 átom os de 1 m o lécu la de d ió x i­ + oxígeno * do de azu fre azu fre

Q

+ ° _

—>

Q 'j>

Q

1s

s o.

o

Q — *

Q

í ¿

1S

3 2 ,0 6 4 g S

20

2 - 1 5 ,9 9 9 g O

1 átom o

de

a zu fre

T

+

__

8 ,0 1 6 g S

8,000

3 átomos de oxígeno

g O

í m o lécu la de trió xi­ do de azu fre

T5

3 2 ,0 6 4 g S

3 0

3 - 1 5 ,9 9 9 g 0

_

5 ,3 4 4 g S

8.000

g

0

30

1s

'

(•

Fig. 2 - Ley de las proporciones definidas.

Relación de la s d ife re n te s can tid ad e s de o xig eno co m b in ad as con una m ism a ca n tid ad de a zu fre:

2 1 3 ,9 9 9 g _ 1 5 ,9 9 9 g

3

E Q U IV A L E N T E

del a zu fre en el SO?

;

8 ,0 1 6 g

E Q U IV A L E N T E

d e l o zufre en el SO-,

;

5 ,3 4 4 g

£ 3

Fig. 3 - Ley de las proporciones múltiples.

H

I

I

H-- © r

1

©

r

°

i

o

ci

H

4H 1C

__

4 1 ,0 0 8

9

H

12,011 g C

4C I '

_

4 3 5 ,4 5 g C l

1C

4H

_

4 1 ,0 0 8 g H

4CI

_

4 3 5 ,4 5 g C1

12,011 g C _

JH _ 1CI

,H

R elación de la s ca n tid a d e s de hidrógeno y de cloro co m b in a­ d a s -con una m ism a ca n tid a d de carbono.

—

1CI ”

1 ,0 0 8 g H 3 5 ,4 5 g C l

Relación de la s can tid ad e s de hidrógeno y d e cloro combin a d a s entre si.

Fig. 4 - Ley de las proporciones recíprocas.

SUSTAN CIAS Q U ÍM ICA S: MATERIA 7 www.FreeLibros.me

Sustancias

químicas

Equivalente químico. — Ya que los elementos son pocos y los compuestos muchísimos, en los inicios de la Química se pensó en una cantidad de elemento que sirviera de referencia para todos. De aquí vino el concepto de equivalente químico que se describió como la cantidad de sustancia que puede combinarse con 8,000 g de oxígeno, o sustituir 8,000 g de oxígeno. El equi­ valente químico depende exclusivamente del compuesto concreto. Así, en el S 0 2 el equiva­ lente químico del azufre es 8,016 g, pues está combinado con 8,000 g de oxígeno; y en el S 0 3 el equivalente del S es 5,344 g, o sea la cantidad combinada con 8,000 g de oxígeno (lám. A/1, fig. 3.). Por la ley de las proporciones defindas, la relación con que se combinan los elementos es la relación de sus equivalentes químicos. Por la ley de las proporciones múltiples, un mismo ele­ mento puede tener varios equivalentes. MOL Cada sustancia química, o sea cada clase de materia, con aspecto continuo, es en realidad discontinua pues proviene de la agrupación de multitud de diminutas partículas de las que-aun­ que descomponibles en otras todavía menoresse consideran sus entidades fundamentales o ele­ mentales, llamadas así porque son las más pequeñas partículas que conservan las caracterís­ ticas de cada clase de materia (que no sean las estadísticas), es decir todavía son esa sustancia. En Química, la unidad empleada para medir una cantidad de clase de materia es el mol. El MOL se define como la cantidad de sustancia que con­ tiene un número de sus entidades fundamentales igual al número de átomos que hay en 0,012 kg de carbono-12. Este número se denomina cons­ tante de Avogadro, que se simboliza por NA y equivale a NA = 6,022045 • 1023 entidades/mol. Al usar el mol hay que especificar las entidades fundamentales, que pueden ser: átomos, iones, moléculas, electrones, fotones... o grupos espe­ cificados de tales partículas. Masa formular. — Es la masa de la entidad fun­ damental. Se suele medir en daltons, d (ver B/1), y resulta de la suma de las masas de sus átomos o sus iones constituyentes. Si la entidad elemen­ tal es la molécula, la masa formular será la MASA M OLECULAR; así, la masa molecular del agua es 18,016 dalton, pues es la suma de la masa de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, o sea (2 X 1,008 + 16,00) dalton. Si la entidad elemental es el átomo, la masa formular es la masa atómi­ ca, siendo la del cobre de 63,54 daltons. Masa molar. — Es la masa de 1 mol de sustancia. Así, la masa molar del agua es 18,016 g y la del cobre 63,54 g. El número que expresa la masa molecular en gramos es el número que expresa la

masa molecular, o la masa atómica, es decir, la masa formular en daltons. DENSIDAD La densidad absoluta de una clase de materia es la masa de la unidad de volumen. Se mide en uni­ dades de masa dividido por unidad de volumen. Si la masa se mide en gramos o en kilogramos y el volumen en cm3 o en m3, la densidad se expre­ sa en g/cm3 o en kg/m3 respectivamente. Así, la densidad del agua es 1 g/cm3 = 1.000 kg/m3 sig­ nifica que 1 cm3 de agua tiene la masa de 1 g o 1 m3 tiene la masa de 1.000 kg. La densidad del mercurio es 13,6 g/cm3, significa que 13,6 g de mercurio ocupan el volumen de 1 cm3. La densi­ dad del éter es 0,78 g/cm3 = 780 kg/m3, significa que 0,78 g de éter ocupan el volumen de 1 cm3 0 que 1 m3 de éter tiene la masa de 780 kg. La densidad absoluta de un gas se suele expresar en g/dm3, y así la densidad absoluta del oxígeno en condiciones normales es de 1,43 g/dm3. PRESIÓN Presión es la fuerza ejercida sobre la unidad de superficie. Se mide en unidades de fuerza o peso dividido por unidades de superficie. Usualmente se toma como unidad de presión el peso de una columna de mercurio de 760 mm de altura y 1 cm2 de base; se dice que es la presión de 1 atmósfera o 760 torr. En el sistema internacional de unidades, SI, la unidad de presión es la fuerza del 1 N ejercida sobre 1 m2, y se denomina Rascal, Pa; 1 atmósfera = 760 torr = 1,013 • 105 Pa. En talleres y en los tubos de gases expresan la pre­ sión en kilopondios/cm2 (kg tm 2 no es correcto); la equivalencia es 1 atm = 1,033 kp/cm2. Una misma fuerza puede ejercer distintas presiones según la superficie sobre la cual se aplique; un cubo de hierro de 5 cm de arista que pesa 9,63 N o sea aproximadamente 1 kp, se hunde en nieve blanda, pero no ocurre lo mismo con una plancha delgada de hierro del mismo peso; un clavo pene­ tra en la pared por la punta porque su superficie es mínima, pero aplicando la misma fuerza no penetra por la cabeza porque su superficie es mayor, o sea la presión es menor; el fundamento de la prensa hidráulica es que, aplicando peque­ ñas fuerzas, se puede ejercer grandes fuerzas, por­ que variando la superficie la presión es la misma. Es de todos conocido que la materia en la tierra se presenta en tres estados: sólido, líquido, ga­ seoso. El que una materia se halle en un estado u otro depende de ciertas condiciones, como pre­ sión, temperatura, etc. Una clase de materia en determinadas condiciones posee unas propieda­ des características, como densidad, dureza, color, conductividad eléctrica, viscosidad, etc.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 8 www.FreeLibros.me

Leqes

de

Densidad.

0 / p

los

H '

gases

d

Fig. 1 - La misma masa, el mismo peso, pero distinto volumen.

m ui P2 = 3P, V3 =VjV,

P , = P, — V fa P , = V6 P, V , = V , + V6 V , = 7/6 P,

Fig. 2 - Ley de Boyle: para una misma masa de gas y a temperatura constante, los volúmenes son inversamente poporcionales a las presiones.

w ft t Nitrógeno Presió n: 12 cm

w

Hidrógeno y Nitrógeno Presión to ta l:.5 cm + 1 2 cm = 17

Fig. 3 - Ley de las presiones parciales.

El l^t p a sa menos (h a y m ás H J

Fig. 4 - Difusión de los gases.

SUSTAN CIAS Q U ÍM ICA S: M ATERIA 9 www.FreeLibros.me

Sustancias

químicas

LEYES DE LOS GASES Ley de Boyle. — Permaneciendo constante la temperatura, los volúmenes que ocupa una misma masa de gas son inversamente propor­ cionales a las presiones que ejerce: p, • v 1 = p2 • v2 = p3 • v 3 = ... = v = constante (lám A/2, fig. 2). La presión de los gases se debe a los choques de sus moléculas contra las paredes del reci­ piente; cuanto mayor sea el recipiente, menor será el número de choque, disminuyendo pro­ porcionalmente la presión. Mezclas de gases. Leyes de las presiones par­ ciales de Dalton. — 1) En una m ezcla de gases, la presión ejercida por un gas es la misma que ejercería si estuviera sólo ocupando el mismo volumen a la misma temperatura. 2) La presión total de los gases es la suma de las presiones parciales de cada gas en particular (lám A/2, fig. 3). Esto es así porque la presión se debe al número de choques de las moléculas contra las paredes, y depende del número de moléculas, no de la especie de éstas. Difusión de gases. Ley de Graham. — Las velo­ cidades de difusión de los gases (lámina A/2, fig. 4) son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades: Velocidad del gas A _ Velocidad del gas B

v Densidad del gas B V Densidad del gas A

CALOR Y TEMPERATURA

) toma como 0° la temperatura de una mezcla de agua líquida y hielo, y como 100° la tempera­ tura de una mezcla de agua líquida y vapor de , agua. La escala entre 0° y 100° se divide en cien partes iguales; cada parte es 1° centígrado /' (fig. 5). Una comparación entre calor y tempe\ ratura la tenemos en los depósitos A y B (fig. 1), en los cuales diferentes cantidades de líquidos alcanzan un mismo nivel, y en los depósitos B y C, donde una misma cantidad de , líquido llega a distinta altura. Sean dos bolas de hierro (fig. 2), una de 5 g y otra de 15 g, ini: cialmente las dos a 20°. Si a cada una le comu­ nicamos la misma cantidad de calor, por ejem­ plo unas 430 calorías (exactamente 428 cal), la de menor masa llegará a 100° y la de mayor masa, sólo a 46,6° = 47°; con una misma can­ tidad de calor se alcanzan diferentes tempera­ turas. Si las dos bolas inicialmente a 20° han de aumentar 10°, o sea llegar a 30°, a la pequeña, de masa 5 g, se le han de comunicar 5,35 calo) rías, y a la mayor, de masa 15 g, se le han de dar 16,05 calorías; con distinta energía calorífij ca se alcanza la misma temperatura. Calor específico. — Es la cantidad de calor que se ha de comunicar a 1 g de una sustancia para elevar 10 su temperatura. El calor específico del hierro es 0,107 cal/0 g; significa que para elevar 1° la temperatura de 1 g de hierro se necesitan 0,107 calorías. La caloría es el calor específico del agua; es decir, para elevar 1° la temperatu­ ra de 1 g de agua se necesita 1 caloría. Leyes de los gases. - Leyes de Charles-Gay Lussac. — 1. A presión constante (lámina A/3, fig. 4, p. sup.), los volúmenes ocupados p o r una misma masa de gas son directamente propor­ cionales a las temperaturas absolutas: \ V, V-, V , V — i- = — — = —— = ...= — = constante.

Calor. — Es una de las varias formas de energía. La energía, capacidad de realizar trabajo, se manifiesta de distintas maneras: mecánica o tra­ bajo, calorífica, eléctrica, luminosa, química, etcétera. Las diferentes formas de energía se pue­ den transformar unas en otras; es decir, puede aplicarse a los sistemas macrocópicos la ley clásica:«La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma». Cuando un gas se expansiona, rea­ liza un trabajo a expensas de la energía calorífi- / ca que se le suministra exteriormente; en las centrales eléctricas se aprovecha la energía mecánica de un salto de agua para transformar­ la en eléctrica, y ésta se transforma en mecánica al hacer trabajar una máquina; en las resisten­ cias eléctricas hay transformación de energía eléctrica en calor; el trabajo de rozamiento de dos cuerpos siempre produce calor. Como consecuencia, cualquiera de las formas de energía se podrá expresar en cualquier unidad de energía; así, el calor se expresa en unidades de calor, o calorías, y en unidades de trabajo, por ejemplo jouls o julios; y el trabajo se expresa en unidades de trabajo y también de calor. Temperatura. — La temperatura nos da el nivel térmico de un cuerpo. Se mide en grados; se

Ti

T2

T3

T

Por cada grado que se aumente la temperatura de un gas, éste se dilata 1/273 de su volumen inicial; si el volumen inicial es I I , después de aumentar 1° su temperatura, el volumen será 11 + l/ 27¡ I; si se eleva 2°, el aumento de volumen será 2/27¡ 1 y el volumen final 11 +2/27¡ I; en general, si la temperatura de un volumen inicial v¡ de un gas se eleva t°, el volumen final será Vf + v¡ • t/273°. Asimismo, si se disminuye la tem­ peratura, la disminución de volumen es 1/273 (o sea el aumento - 1/273) por grado y por unidad de volumen; si I litro de un gas a 0 "C descen­ diera 273°, la disminución de volumen sería 273/27) y el volumen final 1 - 273/27J = 0, lle­ gando a un volumen nulo, o sea al imposible de que una cantidad de materia no ocupara volumen (en el supuesto de que continuara en estado gaseoso). Esta temperatura, - 273°, Ha-

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 10

Calor

g temperatura.

Lepes

Fig. 1 - A y B: distinta cantidad de líquido, el mismo nivel. - B y C : la misma cantidad de líquido, distinto nivel.

de

los

□ , n

gases

I A jarro con 100 mi de agua

+5,35 calorías. Con distinta cantidad de calor, el aumento de temperatura es el mismo At = 10°

+ 16 ,0 5 calo rías

Temp. final: 3 0°

+430 caloríasv a cada una

Con igual cantidad de calor, la temperatura final es distinta.

Dos bolas de hierro Estado inicial: 20°

O lla con 20 litros de agua Inicialm ente los dos a temperatura del ambiente.

Fig. 2 - Relaciones entre masa, cantidad de calor y temperatura.

Fig. 3 - Para que hierva el jarro, basta una pequeña llama. Para la olla se necesita un fogón, pues con la pequeña llama apenas se calienta.

_2Vj_ 2T,

100° La masa del gas no varía

373°

M ezcla de agua líquida y vapor (agua hirviente): punto de ebyJli-

V3 ’/fVi T " v 3t , El numero de choques de las moléculas es el mismo

v\

p2

V.T,

Ti

v 3t ,

La masa del gas no varía

M ezcla de agua líquida y hielo: punto de fusión.

IJ

273°

2' A 2AT, El número de choques varía con la presión Fig. 4 - Arriba: a presión constante, V es directam ente proporcional a T. Abajo: a volumen constante, P es directam ente proporcional a T.

Fig. 5 - Graduación de un termómetro centígrado.

SUSTANCIAS Q U ÍM ICA S: M ATERIA Y EN ERGÍA www.FreeLibros.me 11

Sustancias

químicas

mada cero absoluto, sirve de punto de partida I Si en vez de 1 mol, hay un número n de mol, la para la escala denominada de temperaturas ecuación será: absolutas: 0 °C = 0 o = 273 K, temperatura de la mezcla de agua líquida y hielo; 100 °C = 373K, temperatura de la mezcla de agua líquida y R es la constante universal de los gases perfec­ vapor (lám. A/3, fig. 5); en general, T = t + tos, y sólo depende de las unidades en que se 273°, T = temperatura absoluta, t = temperatu­ tomen la presión y el volumen; la temperatura ra centígrada; así 294 K, K en honor a Lord Kelse expresa en grados absolutos; así: vin, equivalen a 2 1 en la escala centígrada no 1 atmf • 22,4 I _ p _ n nR-,nq atmf • litro es necesario poner °C; indicando grados, basta. ) El valor 1/273 se simboliza por a. 273 K ' mol • K 2. A volumen constante, las presiones ejercidas Este volumen de 22,4 litros en condiciones norma­ por una misma masa de gas son directamente les es el volumen molar; es decir, la masa de 2 2 , 4 proporcionales a las temperaturas absolutas: litros de cualquier gas en c. n. es igual a 1 mol; ej.: 1 mol de hidrógeno, H2, es 2,016 g, que en c. n. - í l - = - E l. = ...... —E_= constante. ocupan 22,4 I; Ya masa de 22,4 I de oxígeno, 0 2, T, T2 T en c. n. es 32 g, pues 32 g de oxígeno son 1 mol. La variación de presión por grado de temperatu­ Ley de los volúmenes en la combinación. — De ra es también 1 A 7 3 = a de la presión inicial. Cay Lussac. En una reacción química, los volúme­ Las moléculas de un gas se mueven continua­ nes de los gases reaccionantes y el de los produci­ mente a distintas velocidades; la velocidad está dos están en la relación de números enteros y sen­ relacionada con el contenido energético. Al ele­ cillos. Así, 2 I de hidrógeno, H2, reaccionan con 1 var la temperatura de un gas, aumenta su conte­ I de oxígeno, 0 2, para formar 2 I de vapor de agua, nido energético y, por tanto, la velocidad de sus E12 0 ; en la reacción del hidrógeno con el cíoro moléculas. 1. Si se eleva la temperatura del gas para formar cloruro de hidrógeno, la relación es : y se quiere que el número de choques de sus 1 I de H 2 más 1 I de Cl2 dan 2 I de HCI; al oxidar moléculas, o sea la presión, sea el mismo, como la cantidad necesaria de azufre sólido con 1 I de la energía y la velocidad de las moléculas son oxígeno, se forma 1 I de dióxido de azufre. mayores, ha de aumentar proporcionalmente el En toda reacción, esta relación de volúmenes volumen. 2. Al elevar la temperatura, aumenta el es la relación molecular; así, 2 moléculas de contenido energético y la velocidad de las molé­ hidrógeno, formado por 2 átomos, reaccionan culas; luego manteniendo el volumen constante, el número de choques es mayor, aumentando s con 1 molécula de oxígeno, formada por 2 áto­ mos, para dar 2 moléculas de agua constituidas proporcionalmente la presión. por 3 átomos. Ecuación del gas perfecto. — Se entiende por Ley de Avogadro. — Explica la anterior, y dice: En gas perfecto un gas ideal cuyas moléculas no las mismas condiciones de presión, volumen y ocuparan volumen y no ejercieran ninguna temperatura, todos los gases tienen el mismo influencia entre sí. La relación que liga las tres número de moléculas. Este número es 6,023 • variables (presión, volumen y temperatura) es 10 2 3 moléculas. En todos los océanos y mares se calcula que hay 1,4 ■102 4 mi = 1,4 - 1021 I de E l • v > = P2 _ ^ = ...= - P ^ L = constante. agua; en una gota de agua hay 1,7 ■1021 molé­ Ti T2 T culas; 1 mol contiene 6 , 0 ■1 0 2 3 moléculas. A la temperatura de 0 PC = 273 K y a la presión Nota. — El aire atmosférico es una mezcla de de 1 atmósfera = 760 tor, llamadas condiciones gases: principalmente oxígeno y nitrógeno. La normales, 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 composición del aire fue establecida por pri­ litros; luego siempre se verifica: mera vez por A. Martí Franqués (1750-1832), que dio el contenido exacto de oxígeno, 2 1 % p ■v 1 atmsf ■22,4 I D en volumen, y las cantidades de los otros gases T-------------2 7 3 í< — R' muy parecidas a las actuales.

(Continuación de la lámina A / i) 4 H

H

1,008 g H

4 Cl “ a ” 35,5 g Cl ' pues bien, la relación con que se combinan el hidrógeno y el cloro para formar el cloruro de hidrógeno, HCI, es la misma: H

1,008 g H

Cl

35,5 g Cl

Combinación. — Según lo dicho, en una com ­ binación quím ica, o com puesto, sus elemen­ tos no están combinados al azar, sino que obedecen a leyes concretas. Además, el com­ puesto posee unas propiedades y característi­ cas distintas a las de los elementos que lo han formado.

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 12

Leyes de

, , .j , 2 volúm enes de hidrogeno

1 litro de hidrógeno

+

los

gases

n/4

. 1 volumen de + oxígeno

1 litro de cloro

2 X 2 2 ,4 I de dióxido de azufre

1 volumen de nitrógeno

+

' 3 volúm enes de hidrógeno

La relación de las masas de las sustancias reaccionantes y/o formadas, múltiplos o submúltiplos de las masas moleculares, vale para sólidos, líquidos y gases. La relación de volúmenes, igual a la relación molar, vale sólo para los gases.

SUSTAN CIAS Q U IM ICA S: MATERIA 13 www.FreeLibros.me

Afomos Átomo. — Es la partícula más pequeña de un ele­ mento que conserva sus propiedades. Si tenemos polvo de cinc, cada partícula de este polvo conser­ va todas las propiedades del cinc; si cada partícula de este polvo se pudiera dividir en otras muchísimo menores, se llegaría a los átomos, o sea a las meno­ res partículas que continúan siendo cinc, con todas sus características (que no sean las macroscópicas, las cuales resultan del promedio de muchísimos átomos). El diámetro medio de los átomos es del orden 1-5 ■10~10 m, o sea del orden de la diezmillonésima de milímetro. Los átomos de un mismo elemento se representan por símbolos, que son la primera, o la primera y alguna otra letra del nombre del elemento en latín; así el símbolo de la plata es Agde «argentum», el del hierro es fe de «ferrum». CONSTITUCIÓN DE LOS ÁTOMOS Los átomos están constituidos por la envoltura y el núcleo. En la envoltura hay exclusivamente elec­ trones, partículas de masa despreciable o ínfima, y con carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del electrón se toma como la unidad fundamental de carga eléctrica. En el núcleo hay diversas partículas, pero sólo consideraremos los protones y los neutrones. Los protones son partículas de masa aproximadamen­ te una unidad atómica de masa, u, y con carga eléctrica positiva. La carga eléctrica del electrón y la del protón tienen exactamente el mismo valor, pero son de signo contrario. Los neutrones son partículas de masa aproximadamente igual a la del protón: no tienen carga eléctrica. El diámetro medio del núcleo es del orden de 1CH4 m. Si se compara el diámetro del núcleo con el total del átomo, y considerando la masa del electrón des­ preciable, se puede ver que, prácticamente, la masa total del átomo está concentrada en el núcleo, pero en los átomos, incluido el núcleo, hay más espacios vacíos que «llenos». Los símbolos de las partículas subatómicas son: electró n'fe, o e; protón, jH , p, o H +; neutrón, °n , o n; el subíndice indica la masa y el superindice la carga eléctrica. Número atómico. — Simbolizado por Z, es el número de protones que hay en el núcleo, número que es igual al de electrones que hay en la envoltura. Z es una constante característi­ ca de los átomos de un mismo elemento quí­ mico. Un átomo en estado neutro tiene el mismo número de protones que de electrones. En las transformaciones químicas corrientes el número de partículas en el núcleo permanece invariable; sólo cambia la distribución en la envoltura, perdiendo, ganando, o compartien-

) do electrones. El elemento más sencillo es el hidrógeno, de número atómico Z=1, significan­ do que tiene 1 protón en el núcleo y 1 electrón ) en la envoltura y por tanto los protones son núcleos de átomos de hidrógeno. Los elemen­ tos están clasificados en orden creciente a su \ número atómico, que aumenta de unidad en unidad. Al hidrógeno le sigue el helio, de número atómico Z=2; a éste el litio de Z=3; o . sea con 3 protones en el núcleo y 3 electrones ' en la envoltura. Los elementos que siguen, hasta Z=20, están representados en la figura. Número másico o número de masa. — Es la suma del número de protones Z, más el número de neutrones que hay en el núcleo. Por tanto la dife­ rencia entre el número másico A, y el número atómico, A-Z, es igual al número de neutrones. Isótopos. — Son los distintos átomos de un ele­ mento que tienen igual número atómico y distinto número másico, y por tanto distinta masa. El número atómico caracteriza los átomos de un mismo elemento químico; se conoce un centenar. El número másico caracteriza los átomos de un ' mismo isótopo; se conoce un millar. Es decir, el comportamiento químico de los distintos isótopos con igual Z es el mismo. El cloro tiene dos isótopos cuyos números másicos son 35 y 37. Como su número atómico es 17, el isótopo de número mási­ co 35 tendrá 18 neutrones, y el isótopo A=37 ten­ drá 20 neutrones. El hidrógeno tiene dos isótopos más, cuyos números de masa son 2, deuterio, y 3, tritio, o sea con 1 y 2 neutrones respectivamente. Masa atómica. — Es la masa del átomo. Se suele medir en daltons, d, que es la unidad de masa ) atómica, u, y se define como la doceava parte, o , sea 1/12, de la masa del núcleo de carbono de número atómico 6 y número másico 12, o sea 1|C , o carbono-12, que es 1 u, o 1 d; es decir la masa del C-12 es exactamente 12,000 daltons. La masa atómica del ¡H es 1,008 daltons, signi­ ficando que la masa del átomo de hidrógeno es 1,008 veces mayor que la doceava parte de la j masa del átomo de carbono de 12,0000 u. Así también se dice que la MASA ATÓM ICA RELA­ TIVA del hidrógeno es 1,008 sin dimensiones o > sin unidades, pues proviene de una relación. Las masas atómicas de los elementos químicos, o las masas atómicas relativas que aparecen en las tablas, resultan del valor promedio ponderado . de su composición isotópica. La masa molar o masa de 1 mol de átomos tam­ bién se denomina ÁTOM O-GRAM O, y es un número de gramos de un elemento igual al número de su masa atómica. Así, 1 átomo-gramo de H es 1,008 gramos.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 14 www.FreeLibros.me

Constitución de

los

n / i

átomos

íi.'sin

/ V T \\\

&

Adufre

Fig. 1 - Gases nobles.

Helio

H¡drc^>eno

Símbolo y n.° de masa

n° de masa: 1

Deuterio D n° de masa: 2

n° de masa: 3

1 electrón: er

1 electrón: er

1 electrón: 1/er

Tritio

j Envoltura

li

Núcleo -hT .¡ ni r

1 protón: III1

1 protón: 1H,+

1 protón: 1H,+

1 neutrón: 1n,0

2 neutrones: 2n.

Fig. 2 Símbolos, números atómicos y distribución de los electrones en la envoltura de los 20 primeros elementos. En la tabla interior: isopotos del prim er elemento.

ÁTO M O S 15

www.FreeLibros.me

Átomos

INTERCAMBIO DE ENERGÍA ENTRE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y MATERIA Al tirar una piedra sobre las aguas en reposo de un estanque se produce una perturbación. Dicha perturbación se transmite a toda el agua del estan­ que en forma de ondas circulares concéntricas, con origen en el sitio donde ha caído la piedra; es decir, se propaga mediante un movimiento ondu­ latorio. Una carga eléctrica en reposo origina un campo eléctrico; una carga eléctrica en movi­ miento origina un campo eléctrico y un campo magnético. Por tanto, una carga eléctrica puede causar perturbaciones, en este caso vibraciones, en un punto del espacio, las cua­ les pueden propagarse en todas direcciones en forma de movimiento ondulatorio transversal (fig, 3 ). Se propaga la perturbación pero no hay propagación ni transporte de materia. La pro­ pagación de un campo eléctrico y un campo magnético cuyos planos de vibración sean constantemente perpendiculares entre sí y per­ pendiculares a la dirección de propagación, constituye la radiación electromagnética, que puede dar lugar al espectro electromagnético. Un ESPECTRO consiste en un conjunto de radiaciones electromagnéticas recogidas sobre una pantalla, fotografiadas, registradas gráfica­ mente o también observadas directamente si son visibles, es decir, puestas de manifiesto de alguna manera sensible. Toda radiación se caracteriza por su X, su u y su energía. La longitud de onda, X, es la distancia entre dos puntos con la mismas características en el camino que sigue la radiación; es decir, la dis­ tancia entre dos puntos que se hallan en las mismas condiciones de perturbación o vibra­ ción. Se mide en unidades de longitud y según la radiación que se considere, se expresa desde km y m para las ondas de la radiofrecuencia hasta pm para los rayos X duros. La frecuencia, u, es el número de vibraciones, o de ciclos, en la unidad de tiempo y por tanto el número de longitudes de onda recorridas en la unidad de tiempo. Se mide en Hz, aunque para el caso de las ondas también se puede expresar en inversos de segundo, s-1. La rela­ ción que liga la longitud de onda con la fre­ cuencia es: X = cAt, c = Xu, siendo c la veloci­ dad de la luz = 3 • 108 m s-1. A cada radiación le corresponde una energía radiante, E, es decir posee una energía que se relaciona con la frecuencia y la longitud de onda por las expresiones: E=ho y E=hc/A.; h es una constane universal, la constante de Planck, cuyo valor es h = 6,63 ■1O-3^ J s, y como se ve h tiene las dimensiones de una energía multi­ plicada por un tiempo.

DUALISMO ONDA-PARTÍCULA Efecto fotoeléctrico.- Consiste en la emisión de electrones por un metal cuando sobre él incide radiación electromagnética de energía, es decir de frecuencia, suficiente; se comprue­ ba con el dispositivo esquematizado en la figu­ ra 4. Se acusa el paso de corriente eléctrica cuando sobre la placa metálica unida al polo negativo incide radiación capaz de arrancarle electrones, los cuales se dirigen a la otra placa unida al polo positivo. Se explica este efecto por la naturaleza corpuscular de toda radiación electromagnética. Los corpúsculos se llaman fotones, y cada fotón contiene o es una canti­ dad elemental de energía, el quantum o cuan­ to de energía E=hv, donde h es la constante de Planck y u la frecuencia de la radiación. La energía de los fotones de la radiación se consume, parte en el trabajo de arrancar el electrón y parte en com unicarle la energía cinética, Ec = 1/2 m ■ v2, necesaria para moverse alejándose del metal, donde m=masa y v=velocidad del electrón. Si los fotones no tienen suficiente energía, aunque sobre el metal incida una radiación muy intensa, es decir, formada por muchos fotones, éste no emitirá electrones: si la energía de los fotones es suficiente, aunque la radiación sea débil, es decir formada por pocos fotones, el metal emitirá electrones. Emisión de rayos X. — Un efecto inverso del fotoeléctrico es la emisión de rayos X por una placa metálica cuando sobre ella chocan elec­ trones a una velocidad, o sea con una energía cinética determinada, anulando a llí su movi­ miento (fig. 5). La energía y, por tanto la fre­ cuencia de los rayos X, dependen de la ener­ gía de los electrones que los han producido. Ondas de materia. — Louis De Broglie postuló que toda partícula material de masa m movién­ dose a una velocidad v tiene asociada una onda de naturaleza electromagnética cuya lon­ gitud de onda vale X=h/mv. El producto m v se llama cantidad de movimiento, y h es la cons­ tante de Planck. Principio de indeterminación de Eteisenberg. La luz visible y en general la radiación electro­ magnética, se nos manifiesta a veces con carácter ondulatorio continuo. Así en los fenó­ menos de reflexión, refracción, difracción, y a veces con carácter corpuscular discontinuo cuantizado. El principio de indeterminación, puntal de la mecánica cuántica, establece que es imposible observar SIM ULTÁNEAM ENTE ambos caracteres. La limitación reside en la mente humana; si se observa la radiación como onda, es imposible observarla como fotón y viceversa.

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 16

Intercambio radiación

de

energía

electromagnética

entre

□ /p

g materia

Pantalla

Fig. 1 - Estanque. La perturbación en un punto se propaga en forma de ondas.

v. ; Nf / < > N. \ / i ! I t y , V N V- x / s J Ip * ~

/

Pantalla vista d e frente Fig. 2 - D ifracción de los rayos X.

Fig. 2 - O nd a de longitud de onda X . En (a), la onda en un instante determinado; en (b), la m isma después de un pequeño tiempo.

Radiación

Cám ara donde hay un v a cío perfecto

Electrones.

E le c­ trones

In d icad o r de corriente

Fig. 4 - Efecto fotoeléctrico.

• I RayosyI o

o

Fig. 5 - Emisión de rayos X por electrones.

RayosX o

o

o

o

o

I S01 i l 1 3 !_a ! j— ^ iHi 7 7 i i7 2 2 1i2

Infrarrojos o

o

o

Ondas hertzianas Microondas 1 f5 1 Radio 1 «f T o o o

I I Fig. 6 - Espectro de las radiaciones electromagnéticas; longitd de onda X en m.

ÁTO M O S 17 www.FreeLibros.me

Átomos

Espectroscopia. — Estudia el intercambio de energía entre radiación electromagnética y materia. Permite interpretar los espectros origi­ nados por las diversas sustancias. En el átomo, los electrones negativos de la envoltura se mueven en torno al núcleo positivo; parece, pues, que los electrones ¡rían a colapsarse en el núcleo, pero sin embargo no ocurre así. La TEO RÍA C U Á N TIC A explica la estabilidad del átomo y se basa en los hechos experimentales siguientes: el electrón es una partícula que posee un cierto contenido energótico; el electrón puede absorber energía de la clase que sea: eléctrica, calorífica, radiante; el electrón puede emitir energía que es siempre radiante y por tanto se manifiesta en forma de radiación, pudiendo originar un espectro. La luz blanca, compuesta por los distintos colores, es el conjunto de radiaciones electromagnéticas que percibe el sentido de la vista. Si una radiación electromagnética monocromática -o sea que vibre en una sola longitud de ondaatraviesa un prisma óptico, al salir cambia de dirección, se refracta. Si un haz de luz blanca compuesta por radiaciones electromagnéticas de distintas longitudes de onda que constituyen los diversos colores atraviesa un prisma óptico, al salir se refracta y se dispersa. Es decir, el haz emergente se ha descompuesto en sus colores. Recogiendo el haz emergente sobre una panta­ lla se obtiene un ESPECTRO DE EMISION de aspecto continuo (figs, 1 y 3), compuesto por los diferentes colores que varían gradualmente; cada color corresponde a luz de diferente ener­ gía con su longitud de onda y frecuencia características. El color rojo corresponde a la radiación electromagnética de menor energía, de mayor longitud de onda, de menor frecuencia, que se ha refractado menos; el color violeta corresponde a la luz de mayor energía, de menor longitud de onda, de mayor frecuencia, que se ha refractado más. Este espectro óptico visible es una pequeñísima parte del espectro total de radiaciones electromagnéticas (lám. B/2, fig. 6); las longitudes de onda del espectro visible van desde unos 400 nm hasta unos 800 nm. Al comunicar energía a una sustancia, ésta la absorbe y luego emite radiación electromagnéti­ ca; así ocurre al hacer saltar la chispa eléctrica en un tubo con hidrógeno o al calentar vapor de mercurio. Si esta luz emitida por el hidrógeno o por el mercurio atraviesa un prisma óptico, se refracta y se dispersa según sus diferentes longi­ tudes de onda; si el haz dispersado se recoge sobre una pantalla, se obtendrá un ESPECTRO DE EMISIÓN DISCO N TIN UO o ESPECTRO DE RAYAS (figs. 2, 4 y 5). Estas radiaciones emitidas por el hidrógeno o por el mercurio se deben a

) que sus átomos se han excitado de alguna mane­ \ ra; cada una de estas rayas corresponde a una radiación de energía definida, o sea de frecuen­ cia definida. Utilizando como fuente luminosa ( los distintos elementos siempre se obtienen / espectros discontinuos; la posición de las rayas , es característica de cada elemento. ( Ademas, si un haz de luz blanca pasa a través j de hidrógeno o de mercurio, a la luz emergen­ te le fatan ciertas radiaciones que han sido absorbidas por el elemento. Recogiendo las S emergentes sobre una pantalla se obtiene un . ESPECTRO DE ABSO RCIÓ N DISCO N TIN U O . ) Estas radiaciones que faltan son precisamente , las que emite el elemento cuando se ha excita­ / do. El espectro de emisión y el de absorción de una sustancia se complementan. ( Modelo atómico de Bohr. — Niels Bohr, danés, / Premio Nobel de Física 1922, estableció ciertos \ principios que explican la estabilidad del átomo. / Dichos principios sirven de base para la compren­ sión de los espectros, y le permitieron interpretar y 1 descifrar el espectro del átomo de hidrógeno. / Los electrones, partículas eléctricamente negati­ S vas, se mueven en tomo al núcleo positivo. La energía total del electrón, o sea su contenido energético, es la suma de su energía cinética 1 debido a ser una partícula en movimiento, más su energía potencial debido a ser una carga eléctrica negativa próxima al núcleo con carga ( eléctrica positiva e influenciado por los demás electrones cargados con electricidad del mismo . signo. Esta energía total no puede tener valores cualesquiera, sino ciertos valores determinados, ) perm itidos, cuantizados. Los electrones en ( torno al núcleo ocupan en preferencia ciertas regiones del espacio, sus correspondientes nive­ les energéticos cuantizados. Mientras el elec­ / trón se mueve en un mismo nivel energético, o nivel cuántico, no absorbe ni emite energía. Si el electrón salta a un nivel energético superior más alejado del núcleo, absorbe energía; si salta a un nivel energético inferior más cercano al núcleo, emite energía. Esta variación de energía ) no es gradual, sino de una vez, o sea cuantizada y es igual a la diferencia de energía entre los dos / niveles energéticos (fig. 6). Las emisiones de ener­ gía radiante por el electrón al saltar a un nivel ( energético inferior, cuando previamente el elec­ trón se ha excitado a un nivel superior, son las \ reponsables de las rayas del espectro de emisión. / Un átomo en el que todos sus electrones ocupen o se muevan en su nivel energético correspon­ diente, se halla en estado fundamental. Un átomo , en el que algún electrón ocupe un nivel energéti­ \ co superior se halla en estado excitado; tiende a ( volver al estado fundamental emitiendo la energía ) que absorbió al excitarse.

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 18

Intercambio radiación

de

energía

electromagnética

entre

g materia

R

# -z '

á

Prism a R e e lija Foco lum inoso Fig. 2 - Formación de un espectro discontinuo.

Fig. 1 - Formación de un espectro continuo.

430,8 nm

589 589,6

488,1 527 518,3 F 517,2 b E

G

D2

656,3

D,

500 nm

687

C

600 nm

Fig. 3 - Espectro de em isión, continuo, de los colores de la luz blanca.

420,1 434

*400 nm

'

5ÓÓ nm

1

¿ód nm

1

T ü ¡)r

Fig. 4 - Espectro de emisión , discontinuo, del hidrógeno H1r

577

502,5

l4 0 0 T r r r ~ —

.5 7 9

50Ó nm

-

615,2 , Í>2M

600 nm

700 nm

Fig. 5 .- Espectro de emisión, discontinuo, del m ercurio Hg 28Q.

o del electrón del nivel e p era ó tko E | al i rgía em itida: A£ = E2 - E, = nv de £j a £j* energía em itid a = E, - Ej d e E j a É_>r energía em itid a = E s E2 Fig. 6 - Niveles energéticos Ev E2, E3 y E4.

I I

n=7 n=6 n=5

n=4

(32 e i

4 f(1 4 e )

i/

■Id (10 e i

_ i4 " n=4 n=3

(18 e-)

i \ I >B

4p (6 e i 3a (10 e i 4s (2 e i i 3p (6 er)

1 n=2

*■

(8 e-)

, 2p (6 e i

- ¡ c i i i i i i i ■,— Fig. 7 - Niveles energéticos fundamentales.

i 3s (2 e i

Fig. 8 - Niveles energéticos y subniveles.

ÁTO M O S 19 www.FreeLibros.me

, 2s (2e4

ls(2e)

Atomos

NÚMEROS CUÁNTICOS Las características de cada electrón se especifi­ can mediante cuatro números llamados núme­ ros cuánticos. Los electrones en el átomo se hallan distribui­ dos en capas o niveles energéticos o niveles cuánticos principales. En cada nivel energético, la energía total de los electrones que lo ocupan es aproximadamente la misma. A cada nivel energético principal se le asigna un número entero (lám. B/3, fig. 7): 1, 2, 3 ... n, llamado número cuántico principal, el cual informa acerca de la energía del electrón en su nivel energético principal. Además, el número cuán­ tico principal indica el número máximo de electrones que puede contener una capa o nivel energético, que es 2 ■n2; así en el primer nivel energético sólo caben 2 ■12 = 2 electro­ nes, en el segundo caben 2 • 22 = 8 electrones, en el tercero 2 -32 = 18 electrones, etc. Cada nivel energético principal se desdobla en subniveles de energía, cuyo número es igual a n, que dependen del segundo número cuántico, el número cuántico secundario, I, o número cuán­ tico orbital. El primer nivel principal de n = 1 es a la vez su subnivel; en la capa de n = 2 hay dos subniveles; en el nivel cuántico n = 3 hay tres subniveles, etc. (lám. B/3, fig. 8). Si en un ins­ tante se pudiera determinar la posición del elec­ trón en el espacio y marcarla con un punto, determinarla en otro instante y marcarla con otro punto, y así muchas, muchísimas veces, se lle­ garía a tener un diseño en el que en unos sitios los puntos están muy próximos, casi se tocan, y en otros se van espaciando. Esta representación constituye la llamada «nube electrónica», que informa sobre dónde es más posible hallar el electrón. Esta «nube electrónica» en unas regio­ nes es muy espesa y densa y en otras muy tenue; la zona más densa tiene formas distintas y repre­ senta la zona de preferencia máxima -en un nivel y subnivel- donde es más probable encon­ trar el electrón en torno al núcleo. En realidad el electrón puede estar en cualquier sitio excepto en el núcleo del átomo; pero hay unas regiones donde es muy probable encon­ trarlo y otras muy poco. Se llama orbital a la región del espacio en torno al núcleo donde es más probable encontrar el electrón, o sea, la densidad electrónica es máxima. El número cuántico secundario I puede tomar n valores empezando por 0, siendo su valor má­ ximo n-1; luego, estos valores son 0, 1 2 ,...n - 1 , a los que se asignan las letras s, p, d, f,... res­ pectivamente, e indican la forma y el tamaño del orbital; así para n=1 el único valor de I es 0; para n=2, I toma los valores 0, 1, etc. Además,

la / indica el número de orbitales correspondientes a cada subnivel, que es 2 • /+ 1; así para /= 0, hay un solo orbital que es s, cualquiera que sea la n (figs. 1, 2), pues 2 - 0 + 1 =1; para I = 1 hay tres orbitales, que son p, pues 2 • 1 + 1 = 3, etc. Los orbitales s tienen forma esférica y su radio aumen­ ta con el nivel energético principal; los orbitales p tienen forma parecida a ocho (figs. 3, 4); los cinco orbitales d tienen forma parecida a lazos (fig. 6). Todos los orbitales que no sean s se orientan según los tres ejes de coordenadas cartesianas con origen en el núcleo; así los p orientados según el eje de abscisas son px, los orientados según el eje de ordenadas son Py y los orientados según el eje de las z, son pz . En el primer nivel energético no hay orbitales p, en el segundo nivel cuántico no hay orbitales d, en el tercero no hay orbitales f. Los electrones se simbolizan por un número que es el número cuántico principal e indica el nivel donde hay el electrón, seguido de una letra que corresponde al número cuántico secundario e indica el subnivel y la forma del orbital. Así, un electrón simbolizado por Ts sig­ nifica que su número cuántico principal es 1, o sea está en el primer nivel energético; que su número cuántico secundario es 0 y que su orbi­ tal es esférico; un electrón simbolizado por 2s indica que su n=2 y que su / = 0; un electrón simbolizado por 2p significa que su n=2, que su / =1, y si es 2pz significa además que está orientado según el eje de las z ; un electrón sim­ bolizado por 3 d significa que está en el tercer nivel de n=3, que su 1=2 y que su orbital es d. Por ser el electrón una partícula con carga eléc­ trica en movimiento, crea un campo magnético y por tanto se orienta en un campo magnético externo. Las diferentes orientaciones permitidas vienen indicadas por el tercer número cuánti­ co, el número cuántico magnético, m, que es un número entero: positivo, nulo o negativo. Los electrones poseen un movimiento rotacio­ nal o de giro sobre sí mismos o spin, indicado por un número cuántico, intrínseco del elec­ trón, el número cuántico de spin o rotacional, s, y toma los valores -1/2 y +1/2, según el sen­ tido de la rotación respecto a sí mismo. En cada orbital sólo caben dos electrones, aun­ que pueda haber uno. Los dos electrones de un mismo orbital han de tener su número cuántico de spin opuesto, es decir, han de girar en senti­ do contrario. Se representan por U (fig. 5); se dice que están apareados, son de spin antipara­ lelo o constituyen un doblete. Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales; al menos diferirán en uno, por esto el par de electrones de un orbital ha de ser de spin opuesto.

ATLAS DE Q U IM IC A 20 www.FreeLibros.me

Electrones. Orbitales

Fig. 2 - O rbital 2s.

Fig. 1 - Orbital 1s.

Fig. 3 - Conjunto de tres orbitales 2p orientados según los tres ejes.de coor­ denadas, y con el origen común.

O rb ita l 2py

O rb ital 2pz

O rb ita l 2 p x Fig. 4 - Cad a uno de los orbitales 2p orientados según los tres ejes coordenados.

F to d o fu n d a m e n ta l d el h e lio : lo s e le c tro n e s 1s2a p a r e a d o s ¡g a s no b le!.

E le c tro n e s d e s a p a re a d o s

e le tir o n e s d e s a p a re a d

C a p a 2 c o m p le ta : la ú ltim a d e l n eó n {g a s n o b le i.

Fig. 5 — Electro nes d e la c a p a 1 y

a ¡ A

atómicos

la 2; en la s ca p a s,

ÁTO M O S 21 www.FreeLibros.me

Elementos SISTEMA PERIÓDICO

72 electrones. En este período se completa el nivel n = 4 con 14 electrones, van entrando Ya desde los comienzos de la Q uím ica se inten­ hasta 10 electrones en le nivel n = 5, y en el tó clasificar los elementos según la analogía o nivel n = 6 queda con 8 electrones; por todo diferencia de sus propiedades. La primera cla­ ello el sexto período queda con 32 elementos. sificación que agrupa los elementos atendiendo El séptimo período se formaría de manera aná­ principalmente a sus masas atómicas y a sus loga al anterior, y así ocurre con los átomos de valencias se debe a D.l. Mendeléiev (1834los elementos conocidos hasta llegar al de Z = 1907). 109, el último que se ha detectado. Actualmente, el centenar de elementos conoci­ Tamaños atómicos. — El tamaño de los átomos dos están clasificados basándose en el sistema es difícil de determinar. Los electrones no están periódico de Bohr, atendiendo a la configura­ a distancias fijas del núcleo, sino que la región ción electrónica de sus átomos, cuyas propie­ donde es probable hallar un electrón es muy dades son consecuencia de la misma, y en amplia; además cada átomo está influenciado orden creciente de sus números atómicos, Z, por los átomos vecinales, por lo cual su tamaque aumentan de unidad en unidad. Es decir, ñoi varía según esté libre o no y según el carác­ los átomos de cada elemento poseen un protón ter de la vecindad. Con todo, es posible asignar más en el núcleo y un electrón más en la envol­ a los átomos radios atómicos que indican su tura que los átomos del elemento situados en la tamaño aproximado. casilla anterior; las masas atómicas también En un mismo grupo el radio atómico aumenta van aumentando excepto en tres casos en que hacia abajo. En un mismo período, los mayores las masas atómicas del elemento son mayores radios atómicos son los de los elementos situa­ que las del siguiente. En el sistema periódico dos más hacia la izquierda, o sea los de los gru­ los elementos se hallan distribuidos en filas o pos IA y IIA; los menores son los de los ele­ períodos y en columnas, o grupos o familias. mentos centrales, llamados elementos de Cada PERIO D O representa en la envoltura de transición, y a partir del grupo MIA los tamaños sus átomos una capa o nivel energético princi­ atómicos tienden otra vez a disminuir. pal más que en los átomos del período anterior. Energía, o potencial de ionización. — Al comu­ En el primer nivel energético de número cuán­ nicar energía cuantizada a un electrón, éste se tico principal n = 1, sólo caben 2 • 12 = 2 elec­ excita, saltando a un nivel energético superior trones; en este período hay el hidrógeno de más alejado del núcleo. Si la energía comunica­ número atómico Z = 1 y el helio de Z = 2. da es suficiente, el electrón es arrancado del Sigue el segundo período, cuyos átomos van átomo, salta al nivel infinito. A este proceso se le llenando con electrones el segundo nivel ener­ llama ionización, y a la energía cuantizada gético principal de n = 2 y por tanto sólo caben necesaria para arrancar al electrón, energía de en él 2 • 22 = 8 electrones; es un período corto ionización o potencial de ionización. El átomo con 8 elementos. Sigue luego el tercer período neutro que ha perdido el electrón ha quedado correspondiente al nivel energético n = 3 en el cargado positivamente, es decir se ha ionizado, que caben 2 • 32 = 18 electrones; este tercer convirtiéndose en ion positivo o catión; ej.: período también es corto, con 8 elementos, Na —> Na+ + le - . El potencial de ionización se pues un nivel cuando es último no puede con­ suele medir en electrón-volt/átomo; para arran­ tener más de 8 electrones. Sigue el cuarto pe­ car un electrón del átomo de sodio es 5,1 eV. Es ríodo correspondiente al nivel n = 4, que puede posible arrancar más de un electrón de un contener 2 • 42 = 32 electrones; aunque es el átomo, pero cada vez la energía requerida es primer período largo, no se completa la capa n mayor, pues se ha de vencer la atracción debida = 4 sino la n = 3 con 10 hasta 18 electrones, a la carga positiva del catión anterior. que son los que caben en ésta. Después hay el En un mismo grupo, el potencial de ionización quinto período, el segundo largo; empieza a disminuye hacia abajo, y en un mismo período, llenarse el nivel de n = 5 ; cabrían pues en él hacia la izquierda. Es así, puesto que aumenta 2 • 52 = 50 electrones; pero hay también 18 ele­ el radio atómico y la atracción de los electro­ mentos como en el anterior, pues así como una nes por el núcleo positivo disminuye con el capa cuando es última no puede contener más cuadrado de la distancia al mismo. También de 8 electrones, cuando es penúltima no puede interviene el aumento de la carga positiva del contener más de 18 electrones. Luego hay el núcleo (o número de protones), que atrae al sexto período, muy largo. En él empieza a ocu­ \ electrón, y el aumento de la negativa (o núme­ parse el nivel n = 6; cabrían por tanto 2 ■62 = ro de electrones), que lo repele.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 22 www.FreeLibros.me

Sísfema

IIIA

IVA

VA

I I

VIA V H A V l l b

G a se s no b les

periódico

ELEM ENTOS 23 www.FreeLibros.me

b

Elementos

Afinidad electrónica. — Hay átomos que tien­ den a aceptar electrones. Cuando un átomo neutro acepta un electrón se ioniza, convirtién­ dose en ion negativo o anión. Ejemplos: Cl + 1e” —» Cl~. La afinidad electrónica es la energía cuantizada desprendida por un átomo neutro al captar un electrón; se suele medir en electrón-volt/átomo. La del cloro es -3,61 eV. Hay átomos que aceptan electrones, pero no espontáneamente, por lo cual hay que comuni­ carles energía. Electronegatividad. — Representa el poder de atracción de electrones por un átomo. Los valo­ res de la electronegatividad se expresan mediante números abstractos que dependen del Pl y de la AE. Los valores más corrientes se expresan mediante la escala de Pauling, en la que se asigna al flúor, el elemento más electro­ negativo, el valor 4,0. Con referencia al valor 4,0 y a partir de él, se asignan valores de electronegativldad a los átomos de los demás ele­ mentos, siendo la del oxígeno de 3,5. Prescin­ diendo del francio, poco conocido, el elemento más electropositivo es el cesio, cuya electrone­ gatividad es 0,7 respecto a la del flúor. Consideraciones generales. — En cada perío­ do, las propiedades de sus elementos y las de los compuestos que puedan originar varían sis­ temáticamente. En cada grupo, los elementos y sus compuestos poseen propiedades análogas, pues el número de electrones del último nivel de sus átomos es el mismo. En los grupos A y en el ESI y ESII, el número de electrones en el último nivel es igual al número de orden del grupo. En los elementos de los grupos Al y All entran electrones en los orbitales s; en los del grupo Allí hasta el AVI11 entran electrones en los orbitales p. Los elementos de transición, los de los grupos B, también presentan analogía y diferencia de propiedades según su situación; los electrones van ocupando los orbitales d de sus átomos. Los elementos de transición interna son bastante semejantes; en sus átomos lo elec­ trones van ocupando los orbitales f. Los elementos del grupo VINA con 8 electrones en su último nivel, excepto el primero con 2, poseen una configuración electrónica estable, por lo que son químicamente muy poco reaccionables. Son los gases nobles, cuyos nombres y símbolos respectivos son: helio He, neón Ne, argón Ar, criptón Kr, xenón Xe y radón Rn; el Rn es radiactivo. Los elementos del grupo Al, con 1 electrón en el último nivel energético, son los alcalinos: litio Li, sodio Na, potasio K, rubidio Rb, cesio Cs y francio Fr. Pierden fácilmente este último electrón convirtiéndose en cationes, monova­ lentes positivos. Son metales típicos, muy acti-

)

\

/ v

\

!

)

}

r \ J

vos, por lo cual no se encuentran libres en la naturaleza. La composición y propiedades de sus compuestos son parecidas. Siempre forman compuestos iónicos, óxidos y sales; tienen las propiedades metálicas exaltadas. Los elementos del grupo HA, con 2 electrones en el último nivel energético, son los alcalinotérreos: berilio Be, magnesio Mg, calcio Ca, estroncio Sr, bario Ba y radio Ra; pierden fácil­ mente los dos últimos electrones, es decir son divalentes positivos. Son también metales típi­ cos y muy activos. El radio, elemento clásico radiactivo, en sus propiedades químicas es aná­ logo a los demás elementos del grupo; así el sulfato de radio, R a S 0 4, es insoluble, al igual que el sulfato de bario B a S 0 4. Los elementos del grupo VIIA, con 7 electrones en el último nivel, son los halógenos: flúor F, cloro Cl, bromo Br, iodo I y astato At. Tienden a aceptar un electrón convirtiéndose en aniones monovalentes negativos. Son no metales muy activos. Sus moléculas son diatómicas. Dentro de un mismo período, cuanto más a la izquierda está un elemento más acentuadas tiene las propiedades metálicas; hacia la derecha dis­ minuyen las propiedades metálicas y aumentan las no metálicas. Dentro de un mismo grupo, cuanto más arriba está un elemento, menos acen­ tuadas tiene sus propiedades metáticas o más las no metálicas; hacia abajo aumentan las propieda­ des metálicas o disminuyen las no metálicas. El flúor, situado más a la derecha en el segundo perí­ odo, y más arriba en el grupo VIIA, es el elemen­ to más no metálico que existe. El cesio, prescin­ diendo del francio, situado en la parte inferior izquierda, es el elemento más metálico. Entre estos dos extremos hay todas las gradaciones. Ejemplos: el sodio es más metálico que el litio y menos que el potasio de su mismo grupo, y más metálico que el magnesio de su mismo período; el doro es menos no metálico que el flúor y más que el bromo de su mismo grupo, y más que el azufre de su mismo período. Los metales se caracterizan por ser buenos conductores del calor y la electricidad, poseer brillo metálico, ser electropositivos, es decir, que se les puede arrancar fácilmente electrones quedando convertidos en cationes. Son sólidos a temperatu­ ra ordinaria, excepto el mercurio, que es líquido. Los no metales se caracterizan por no ser bue­ nos conductores del calor ni de la electricidad, no poseer brillo metálico, ser electronegativos, es decir, con tendencia a ceder electrones, transformándose en aniones. A temperatura ordinaria pueden ser sólidos, como el carbono, azufre, fósforo; líquidos, como el bromo (el único), o gases, como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 24 www.FreeLibros.me

Tamaños relativos de átomos y de sus iones (recopilación, j.A. Campbell, 1946).

periódico

Sistema

9

*

ELEM ENTOS 25 www.FreeLibros.me

B/6

Enlace químico Hasta aquí se han considerado los átomos como entidades aisladas, pero en la Tierra los átomos se unen para formar agregados atómieos. Los elementos o cuerpos simples están constituidos por átomos quím icos de una misma clase. Los compuestos o com binaciones químicas están formados por átomos de distin­ ta clase. La formación de agregados atómicos estables se debe a que los átomos atraen y se unen. Esta atracción entre átomos es el enlace químico; la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos se denomina fuerza de enlace; las fuerzas de enlace son siempre de origen eléctrico. Los átomos se unen porque el contenido ener­ gético de dos o más átomos en un agregado atómico estable es menor que la suma de los contenidos energéticos de cada átomo por separado y en la naturaleza se tiende a aleanzar las situaciones con el mínimo de energía posible. La energía desprendida al formarse un agregado atómico estable es la energía de enla­ ce, que es igual a la energía que se ha de apor­ tar para romper un enlace liberando a los áto­ mos que estaban unidos. En la formación y rotura de enlaces intervienen todos los núcleos y todos los electrones de los átomos; pero a efectos prácticos y en una pri­ mera aproximación elemental sólo se conside­ ran los electrones del último nivel energético, denominados electrones de valencia, sin tener en cuenta ni los núcleos ni los electrones de las capas internas del átomo. En la formación de un enlace siempre se produce un cambio en la distribución electrónica, respecto a los átomos aislados; los átomos, al unirse, adquieren una configuración electrónica más estable. Los gases nobles ya poseen una configuración electrónica estable, por ello sus entidades son monoatómicas, aunque puedan unirse a otros elementos. ENLACE IÓ N ICO El enlace iónico se forma por transferencia de electrones de un átomo a otro; un átomo cede uno o más electrones y otro los acepta. El átomo que ha cedido sus electrones se ha trans­ formado en ion positivo o catión con tantas cargas positivas como electrones ha perdido; el átomo que ha aceptado electrones se ha transformado en ion negativo o anión, con tantas cargas negativas como electrones ha ganado. El número de electrones cedidos o aceptados es la valencia iónica o electrovalencia, positiva o negativa respectivamente. El número de valen-

) cia iónica positiva de los elementos de los gru­ \ pos Al y All es igual al número del grupo; así la / del potasio es 1+ y la del calcio es 2+. El núme­ ro de electrovalencia de los elementos de los últimos grupos A es igual al número del grupo / restándole 8; así la del cloro es 7-8 = 1-, la del oxígeno es 6-8 = 2-, Las entidades fundamentales de los compuestos l iónicos son los iones, que en estado sólido for­ \ man una red cristalina tridimensional, en cuyos nudos hay los iones, alternándose positivos y j negativos, atraídos por intensas fuerzas electros­ ( táticas. La energía reticular es la que mantiene los iones en el retículo cristalino, que es la ener­ gía liberada por los iones al constituir este re­ tículo cristalino. Los compuestos iónicos fundi­ \ dos o en disolución conducen la electricidad. En el cloruro potásico, K+C I- (no KCI), el ' átomo de potasio, de número atómico 19, cede . 1 electrón de su último nivel, transformándose en catión potásico con 19 protones en el núcleo y 18 electrones en la envoltura. Este electrón lo acepta el átomo de doro de núme­ ro atómico 17, y se transforma en anión cloru­ ro con 17 protones y 18 electrones. Ambos iones quedan con una última capa de 8 elec­ trones, como el argón. En los cristales cúbicos de K+C I_ , cada ion K+ está rodeado por iones cloruros y cada ion Cl_ está rodeado por iones ) potásicos. ( Los átomos de transición no quedan como gas noble, lo cual explica sus diferentes números . de valencia iónica. Así, el hierro puede perder 2 electrones pasando a ion ferroso Fe2+, o per­ der 3 pasando a ion férrico Fe3+, cuyas electrovalencias son 2+ y 3+. Algunos metales al ioni­ / zarse quedan con 18 electrones en su última \ capa. Ejemplo: el óxido de plata (Ag+)20 2_; la plata se ioniza perdiendo 1 electrón y queda el ion argéntico Ag+, con 18 electrones en su últi­ mo nivel; el oxígeno acepta 2 electrones y queda como el neón; como la electrovalencia de la plata es 1+ y la del oxígeno 2-, se nece­ sitan 2 átomos de plata para que cada uno ceda 1 electrón al átomo de oxígeno. Hay átomos que al ionizarse quedan con la configuración electrónica del grupo A ll. Así el talio, de número atómico 81, pierde 1 electrón, y el ion T l+ queda con 2 electrones en su últi­ ) mo nivel, y su cloruro es T I+C I_ ; en cambio el talio trivalente T l3+ queda con 18 electrones en su último nivel; su cloruro es T l3+ (Cl- )3. El plomo divalente Pb2+ queda con 2 electrones ■ en su último nivel; su cloruro es Pb2+ (CI- )2 y / el sulfuro de plomo II es Pb2+S2_.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 26 www.FreeLibros.me

Enlace

alectrovalente

p

o iónico

19 protones 19 electrones

18 protones 18 electróna

17 protones 17 electróna

® Átomo de argón Átomo de cloro

Átomo d e potasio

0 1 7 protones 18 electrones

19 protones 18 electrones Ion potásico

Cloruro potásico

Ion cloruro Sulfuro magnésico

16 protones 16 electrone:

12 protones 12 electrones

12 protones 10 electrones

16 protones ' 18 electrones fon sulfuro

Ion magnésico Átomo de azufre

Átomo de magnesio

3 0 protones 2 8 electrones

16 protones i 6 electrones

30 protones 30 electrones'

47 protones 47 electrones

8 protones 8 electrones

•

* 2

Átomo de plata

Sulfuro d e cine

Ion cinc

Atomo de azufre

Átomo de cinc

18 electrones Ion sulfuro Estructura cristalina del Zn++ S'

4 7 protones 47 electrones

Átomo de oxígeno

Com o el átomo de argón

Com o el átomo de neón

47 protones 46 electo - i nes m Z +

Átomo de plata

8 protones 10 electrón

Ion oxígeno Fig. 1 - Símbolos y número atómico de los elementos de los dos períodos cortos con los electrones de la última capa.

Fig. 2 - Algunos enlaces iónicos,

ENLACE Q U IM IC O 27 www.FreeLibros.me

Enlace

químico

ENLACE COVALENTE El enlace covalente, que es el más abundante, consiste en la compartición de uno o más pares de electrones por dos átomos. Cada átomo cede parcialmente un electrón y acepta parcialmente otro, los comparte; una vez formado el enlace, los dos electrones son atraídos por los dos nú­ cleos y es indistinguible su procedencia. Un par electrónico, compartido o no, constituye un doblete, enlazante o no enlazante respectiva­ mente. Si se comparte 1 par de electrones, la unión está formada por un enlace sencillo; si se comparten 2 pares o 2 dobletes, por un doble enlace; si se comparten 3 dobletes, por un triple enlace. La partícula unitaria o entidad funda­ mental de las sustancias cuyos átomos se unen por enlaces covalentes es la M O LÉCULA. Se denomina orbital molecular enlazante, OM, la zona en torno a los dos núcleos donde es más probable encontrar el par electrónico del enlace. El OM resulta de la interpenetración o solapamiento de dos orbitales atómicos, OA; por ello el enlace es dirigido y localizado en torno a los átomos unidos. Si se interpenetran dos orbitales atómicos s, o uno s y otro p, o dos p orientados según la línea imaginaria que pasa por los dos núcleos, se forma un orbital molecular tipo o; si se solapan dos orbitales atómicos p, perpendi­ culares a la línea que pasaría por los núcleos, se forman OM tipo 7t. La redistribución de electro­ nes y el paso de O A a OM se debe a la tenden­ cia de los átomos a adquirir una configuración electrónica más estable. Nótese que en los OM, al igual que en los OA, ninguna representación corresponde a la realidad. El contenido energético de un orbital molecular enlazante es menor que la suma de contenidos energéticos de los átomos aislados. La unión covalente es muy fuerte. Las moléculas son ¡gua­ les en estado sólido, líquido o gaseoso, única­ mente se hallan ordenadas o desordenadas según su estado físico. Los compuestos covalentes son malos conductores del calor y de la electricidad. En la molécula de hidrógeno, H 2 (fig. 2), en torno a cada núcleo de hidrógeno hay 2 elec­ trones, como en la envoltura del helio; de una manera más gráfica pero menos exacta, cada átomo cede y acepta parcialmente 1 electrón. El OM enlazante del H2 es el propiamente o, pues resulta del solapamiento de dos O A que son s. Los átomos de los halógenos con 7 electrones en su último nivel tienden a rodearse de 8 electrones u octete, ganando 1 electrón, por lo cual se unen dos átomos mediante un enlace sencillo consti­ tuido por un doblete. Su OM enlazante es tipo ct. Cada electrón proviene de cada átomo pero, una

vez formado el enlace, pertenece por igual a los dos núcleos. Ej.: (fig. 3), la molécula de cloro. Los átomos de nitrógeno con 5 electrones de valencia, para rodearse de un octete forman moléculas diatómicas cuyos átomos se unen por un triple enlace. Cada átomo de nitrógeno posee tres pares electrónicos compartidos y uno sin compartir, o sea tres dobletes enlazan­ tes y uno no enlazante (fig. 4). El OM de uno de los tres dobletes enlazantes es tipo o y los otros dos son tipo 7i. En el dióxido de carbono, C 0 2 (fig. 6), el átomo de carbono está unido a cada uno de los de oxí­ geno por un doble enlace, y a cada átomo de oxígeno le queda un doblete sin compartir. En el cloruro de hidrógeno, HCI (fig. 8), el clo­ ruro y el hidrógeno están unidos por un enlace sencillo. En el agua, H20 (fig. 7), el oxígeno está unido a cada hidrógeno por un enlace sencillo. Los átomos que poseen orbitales d pueden rodearse de un octete, como el fósforo en el tricloruro de fósforo PCl3 y en el hexaóxido de tetrafósforo P40 6, y además pueden rodearse de un decete, como el P en el pentacloruro de fósforo PCI5, y también de un docete, como el P en el decaóxido de tetrasfósforo P4O l0. Ver lam. G/1 figs. 4 y 5 y lám H/2 fig. B. Polaridad de los enlaces. — Si los electrones del enlace están igualmente compartidos por los dos átomos, hay una distribución uniforme de carga eléctrica en la molécula y el enlace covalente es homopolar o apolar. Es el enlace covalente per­ fecto, como en las moléculas de H2, C l2, N2, cuando sus dos átomos unidos son idénticos. Si los dos átomos unidos son diferentes, los elec­ trones del enlace están desigualmente comparti­ dos. Se establece un dipolo eléctrico más o menos intenso según las electronegatividades relativas de los átomo unidos, y el enlace cova­ lente es polar, y la molécula, si es asimétrica, es polar; pues en la vecindad de uno de los átomos hay un exceso, y en la del otro un defecto de densidad de carga electrónica; las moléculas polares se orientan en un campo eléctrico. Tén­ gase en cuenta que la molécula es eléctrica­ mente neutra. Así, en el monocloruro de iodo ICI (fig. 9), como el cloro es más electronegativo que el iodo, el doblete enlazante está más cerca del CI. La molécula de agua también es polar, pues el oxígeno atrae más a los electrones del enlace que el hidrógeno. Las moléculas poliatómicas simétricas son apolares, como el C CI4 (fig. 10), pues aunque los enlaces sean polares se compensan entre sí. Los potenciales de ionización, las afinidades electrónicas y las electronegatividades sirven para predecir si un enlace covalente será más o menos polar, o en último extremo si será iónico.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 28 www.FreeLibros.me

Enlace covalenfe

'

Fig. 2 - M olécula de hidrógeno. Com partición de 2 electrones.

Fig. 1 - Dos átomos de hidrógeno.

i c i- a I

p #q

Cl;

M olécula de cloro. Fig. 4 - M olécula de nitrógeno.

Fig. 5 - M olécula cíclica de azufre.

Fig. 7 - M olécula de

Fig. 6 - M olécula de dióxido de c a rb o n o . _____

Po larid ad d el H + O :

M olécula de cloruro de

ÍFig. 9 - M olécula de m onocloruro de Fig. 10 - M olécula de tetraclorurc !iodo. de carbono.

Fig. 11 - Transición del enlace covalente al iónico.

ENLACE Q U IM IC O 29 www.FreeLibros.me

ENLACE COVALENTE DATIVO Consiste en la compartición de un par de elec­ trones pero aportados solamente p o r uno de los átomos. Se da en iones poliatómicos estables. Se explica con tres ejemplos: Ion oxonio [H3Oj+, llamado también hidronio. Al disolver cloruro de hidrógeno gas en agua, el cloro se queda con el par electrónico del enlace sencillo, y el núcleo del átomo de hidrógeno, pro­ tón, se une al oxígeno del agua mediante uno de sus dobletes sin compartir, que desde ahora per­ tenecerá al oxígeno y al hidrógeno. Cada uno de los H está rodeado por 2 electrones, como ei helio, pero los dos hidrógenos originarios del agua aportan 1 electrón de los 2 del enlace y este último no aporta ninguno, sino que los 2 provie­ nen del oxígeno. En cuanto a su origen, en el ion oxonio hay dos enlaces covalentes compartidos y uno dativo; una vez formado el enlace cada doblete es igualmente compartido por los dos áto­ mos unidos. El O continúa rodeado por una últi­ ma capa de 8 electrones pero, propiamente, sólo tiene 5 y como sus electrones de valencia son 6, queda con una carga positiva. Ion amonio [NH4]+. — Se forma por adición de 1 protón a la molécula de amoníaco, NH:í. En el ion amonio el N está unido a tres de los H por enlaces covalentes compartidos y con el cuarto H por un enlace covalente dativo, pues este doblete lo aporta el N. Una vez formado el |N H 4|+, la fuerza de unión de N con cada H es exactamente la misma. El nitrógeno tiene su octete completo, pero propiamente sólo le per­ tenecen 4 electrones, y como sus electrones de valencia son 5, queda con una carga positiva. Ion tetrafluoborato [BF4]_. — En el trifluoruro de boro BF3, los enlaces entre el flúor y el boro son compartidos. Si se trata con fluoruro sódico Na+F_, el ion fluoruro se une al boro aportando el doblete del enlace. El boro queda rodeado por 8 electrones con 4 propios, y como tiene 3 de valencia, queda cargado negativamente. Estos iones se neutralizan con una última unión iónica. El catión oxonio y el amonio compen­ san su carga negativa con un anión, por ejem­ plo, el cloruro C l” . El anión tetrafluoborato compensa su carga negativa con un catión, por ejemplo, el sódico Na . Iones complejos. — Son agregados atómicos formados por un ion metálico Mn+, que posea orbitales atómicos d, rodeado por un cierto número de moléculas o iones, mono o poliató­ micos, denominados ligandos L. Cada ligando ha de poseer, por lo menos, un doblete sin compartir, doblete que se une al catión Mn+ mediante un enlace covalente dativo o cova­ lente coordinado. El número de ligandos que

rodean a Mn+ se llama número de coordina­ ción. La carga del ion complejo es igual a la suma algebraica de la carga del ion central y de los ligandos. Ejemplos: ion tetraaminocobre (II) C u(N H 3)^+, tetraclorocuprato (II) CuCI2”, hexacianoferrato (II) Fe(CN)jH, hexacianoferrato (III) Fe(CN)2- tetrahidroxocincato Zn(O H )2” , tetraammodiclorcromo (III) Cr(N H 3)4C I2+. ENLACE METÁLICO El enlace metálico que se extiende a todo el volumen del metal se describe como un enlace comunitario entre multitud de centros positivos, que son los átomos metálicos desprovistos de sus electrones más externos, y una multitud de electrones, que son los de valencia y que perte­ necen y unen a todos los cationes moviéndose al azar por entre los cationes; es un enlace covalente multitudinario no dirigido ni locali­ zado. Considerando un sólido metálico como una molécula gigante, cada átomo está unido a los demás y no sólo a sus vecinos. En estado sólido forman un retículo o empaquetamiento m etálico, cúbico o hexagonal (fig. 2), en cuyos nudos hay las cargas positivas «sumergidas» en los electrones de valencia moviéndose entre las mallas. La movilidad de los elctrones de valen­ cia confiere a los metales su excelente conduc­ tividad calorífica y eléctrica. ENLACE DE HIDRÓGEN O En ciertos compuestos hidrogenados, como el agua y el amoníaco, el átomo de hidrógeno puede estar atraído por dos átomos de elemen­ tos electronegativos: con uno de ellos está unido por un enlace covalente normal y con otro, por una unión especial, el enlace por puentes de hidrógeno. El átomo de hidrógeno, unido ya a un elemento, acepta parcialmente un doblete, no compartido, de otro átomo de un elemento más electronegativo que él. Esta unión se representa por puntos, pues no es un enlace químico fuerte. Si el enlace de hidrógeno une átomos de una misma molécula, es intramole­ cular; si une átomos de distintas moléculas, es intermolecular; varias moléculas unidas por puentes de hidrógeno se dice que están asocia­ das. Así, el agua líquida (fig. 3 ) es (H20 ) n. Los puntos de ebullición de los líquidos de compuestos con enlaces de hidrógeno son anormalmente altos, ya que se necesita energía para vaporizar el líquido y para romper los enlaces de hidrógeno. Así, el sulfuro de hidró­ geno, H 2S, sin uniones de hidrógeno, es gas a temperatura ordinaria, y también lo sería el agua, pero hierve a 100° debido a los puentes de hidrógeno intermoleculares.

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 30

Enlace

covalente

metálico;

H—CU,

H -O -H

H :CI:

C lo ru ro de hidrógeno

unión

H -O I H

_

coordinado; de

['™ ]~

+

[ :c '

_r Ion hidronio Ácido clorhídrico

+ H H : N;H H

p , ~

hidrógeno

[n

[h 3o ] c r

h 4]+ c i -

r Ion amonio

Fig. 1 - Enlaces covalentes coordinados.

Fig. 3 - Varias m oléculas de agua unidas por enlaces de hidrógeno.

Fig. 4 - Atracciones de Van der Waals entre m oléculas polares.

ENLACE Q U ÍM IC O 31 www.FreeLibros.me

Enlace

químico

Interacciones de Van der Waals. — Son débiles atracciones de naturaleza electrostática entre moléculas polares (lám. C/3, fig. 4). Explicarían las fuerzas de cohesión entre las moléculas en los líquidos y en los gases. Dobles y triples enlaces. — Son enlaces covalentes entre dos átomos que comparten más de un doblete; si los dos átomos comparten 2 dobletes esán unidos por un doble enlace; si comparten 3, por un triple enlace. Los com­ puestos con enlaces múltiples son no satura­ dos, y las valencias de su átomos no saturadas. El par electrónico de uno de los dobletes com­ partidos ocupa un orbital molecular tipo o, pues proviene de orbitales atómicos s o p orientados según la línea imaginaria que pasa por los núcleos; el segundo par electrónico en los dobles enlaces, o el segundo y el tercer doblete en los triples enlaces, ocupan OM tipo Jt, pues proceden de O A p perpendiculares a la línea que pasaría por los núcleos. Los orbitales moleculares tipo n son perpendiculares a la línea que pasaría por los núcleos, y además los 2 OM tipo 7i son perpendiculares entre sí. Las distancias entre átomos unidos por enlaces múltiples son más cortas que entre átomos uni­ dos por enlaces sencillos. En el C 0 2 ya se vio que el átomo de carbono está unido a cada uno de los de oxígeno por un doble enlace; en el N2 los dos átomos de nitró­ geno están unidos por un triple enlace. En el eteno o etileno, C 2H4, cada átomo de car­ bono está unido a dos de hidrógeno por un enlace sencillo con cada H y los dos de carbo­ no están unidos por un doble enlace. En el etino o acetileno, C2Ef2, cada C está unido a cada H por un enlace sencillo, y los dos C por un triple enlace. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Aparece abundantemente en el carbono al for­ mar compuestos. El C tiene 6 electrones: 2 en su primer nivel energético de orbitales atómicos s, es decir ls2 electrones (el coeficiente indica el nivel energético principal y el exponente el número de electrones) con spines apareados; y 4 en el segundo nivel: 2 de orbitales atómicos s con spines apareados y 2 de orbitales atómicos p. Es decir, en el segundo nivel hay 2s2 I p 1 elec­ trones. Estos orbitales no son equivalentes; según eso el carbono debería ser divalente y sin embar­ go es tetracovalente. La HIBRIDACIÓN consiste en un rearreglo o redistribución de orbitales ató­ micos en el momento de formar el enlace, en que orbitales atómicos distintos se transforman en iguales. Una comparación de la hibridación se tiene en el color rosa (lám. C/5, fig. 1), híbri­ do entre el rojo y el blanco.

En compuestos de carbono saturado como el metano, C H 4, las uniones de carbono, que es tetracovalente, son exactamente iguales. Se debe a que un orbital atómico 2s ha pasado a ser 2p y los cuatro OA de los electrones de la última capa se han hibridado, es decir han que­ dado equivalentes; resulta una hibridación sp3, pues proviene de 1 electrón de un orbital ató­ mico s y de 3 de orbitales atómicos p. La hibri­ dación sp3 se da en compuestos de carbono con las cuatro valencias saturadas. La unión de dos orbitales atómicos sp3 y la de un sp3 y uno s origina orbitales moleculares tipo a. En compuestos con dobles enlaces como el etile­ no, en que el C es tricovalente, la hibridación de los OA de los electrones de carbono es sp2, pues contribuye a ella un orbital atómico s y dos p, quedando el otro con su orbital atómico p. Por ejemplo el pz, sin hibridar. La unión de dos orbi­ tales atómicos sp2 entre sí y la de un sp2 con el s del H origina OM tipo o. Luego, en el etileno los orbitales moleculares de uno de los enlaces entre cabonos y de los enlaces entre carbono e hidró­ geno son tipo o; y el OM del otro enlace entre los carbonos es tipo ji, pues proviene de orbitales ató­ micos p z. En compuestos con triples enlaces como el acetileno, en que el carbono es dicovalente, la hibridación del O A es sp, pues contribuyen a ella un orbital átomico s y uno p. Los OM de uno de los enlaces entre los dos carbonos y entre carbono e hidrógeno son tipo o. Los orbi­ tales moleculares de los otros dos enlaces entre los dos carbonos son tipo ju, pues provienen de orbitales atómicos pz y py, quedando perpen­ diculares entre sí. El átomo de boro posee ls2 electrones en su pri­ mer nivel energético y 2s22p1 en el segundo. Parece, pues, que sería monovalente; pero el boro es tricovalente originando tres uniones idénticas, porque la hibridación de los O A de sus electrones es sp2 por provenir de un orbital atómico s y de dos p. Los O A atómicos sp2 al unirse a O A de otros átomos forman OM tipo o. Por ejemplo: las uniones del B con cada F en el trifluoruro de boro BF3. Obsérvese que en el trifluoruro de boro el B no está rodeado por un octete, sino por un sextete electrónico. El átomo de berilio posee ls2 electrones en su primer nivel energético y 2s2 en el segundo. Al formar compuestos, 1 electrón de los 2s2 pasa a un orbital atómico 2p originando una hibri­ dación sp. Así, el berilio es dicovalente en sus compuestos como el cloruro de berilio, BeCI2. El Be por su situación en el grupo All del siste­ ma periódico, parece que sería dielectrovalente, pero no se conoce el ion Be2+, por eso las sales de berilio no conducen la electricidad.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 32 www.FreeLibros.me

Hibridación en

1s2

2s

el

ts2

2P

t

I H Í

............i

orbitales

de

L ü J

p

, .

l

i

carbono

2s

2p1

i

M

♦

Paso de un orbital s a uno p

Estado d e v a len cia del C

2st>!

" ............................ '"*~W

'

de

átomo

H ib rid a ció n sp3

H

: C : H

, H — c — H

,

c h

4

Los enlar es son se n cillo s

M od elos de la m o lécu la de metano H ib rid a ció n sp

c:

C — c H a y un d ob le en lace

O rb ita les n del etilen o . Los orbitales o se representan por trazos.

H ib rid a ció n sp3, co p lanar M od elos de la m o lécu la d e etilen o

h

,

c 2h

Hay un triple en la ce O rb itales n del acetilen o ; son per­ p en d icu lares en tre sí. Los trazos reoresenlan o rb itales o.

M od elos de la

acetileno

Enlaces sencillo, doble y triple del átomo de carbono.

ENLACE Q U IM IC O 33 www.FreeLibros.me

Enlace

químico

MESOMERÍA O RESONANCIA Hay compuestos cuyas moléculas tienen sus átomos unidos por enlaces covalentes, pero a las que no se puede asignar una única estructura electrónica que explique satisfactoriamen­ te sus propiedades. Tal es el caso del dióxido de azufre, S 0 2. Tanto el azufre como el oxígeno poseen 6 electrones de valencia; luego, en total, serán 18. Las posibles distribuciones de estos electrones de valencia son las de la fig. 2. La forma lineal queda excluida, pues si la molécula fuese IIneal sería simétrica y, por tanto, apolar, pero es fuertemente polar. La forma (a) es inaceptable, pues el azufre está rodeado por una última capa de 6 electrones; la (b) tampoco es aceptable por haber electrones desapareados, y los compuestos con electrones desapareados son paramagnétlcos, o sea atraídos por un imán, y el S 0 2 es diamagnético, o sea replido por un imán. Quedan sólo como estructuras posibles la (c) y la (d), equivalentes entre sí; en ellas el átomo de azufre está unido a uno de oxígeno por un enlace sencillo y al otro por un doble enlace. Por tanto, las distancias del átomo de azufre a cada uno de los de oxígeno serían distintas; en la molécula real, la distancia entre el S y cada O es exactamente la misma. Se llama mesomería o resonancia al hecho de que no haya ninguna forma posible de representar la estructura electrónica verdadera, real, de una molécula. Esta es un mesómero, un híbrido de resonancia o un estado intermedio que resuena entre los estados extremos representados gráficamente. Todas las fórmulas gráficas contribuyen a la fórmuya verdadera; en el caso del S 0 2 (fig. 2), son las representaciones (c) y (d). No quiere decir esto que la molécula real vaya alternando su estructura entre los estados extremos, sino que tiene una forma única intermedia. La indicación entre varias formas mesómeras es . Una comparación basta de la mesomería, así como de la hibridación de orbitales, serían las distintas tonalidades del color rosa, el cual puede considerarse como un mesómero o un híbrido de resonancia, o un estado intermedio entre el rojo y el blanco, al que contribuyen ambos. No es que el rosa vaya pasando del rojo al blanco y viceversa, sino que es una verdadera coloración intermedia entre ellos. Un compuesto importante cuya molécula es mesómera es el benceno, C 6H 6 (fig 3). La fórmuía del benceno fue establecida por el químico alemán August Kekulé. La molécula de benceno es plana; los seis átomos de carbono se unen formando un hexágono regular, y cada átomo de carbono está unido a uno de hidró-

) /

) \ 7 ) ( / s, / ) ( / , ( ) \ / H 20(g).

ATLAS DE Q U ÍM IC A 44 www.FreeLibros.me

Transformación en

de

energía

calorífica

+

g en

eléctrica química

E /1

+

-

Electrón

© -► © -—

©-

©Electrón

©—

►

;

© -*► © — * -

-

©-

Electrón

Fig. 1 - Conductibilidad en los metales: los electrones van del polo negativo al positivo.

Fig. 2 - Conductibilidad en los electrólitos: los iones negativos van al ánodo, y los iones positivos van al cátodo.

Agua

Fig. 3 - Transformación de energía eléctrica en calor: al pasar corriente eléctrica el agua se calienta y puede hervir.

Cátodo Hidrógeno

(gas)

Electrólisis

Electrodos

+

Proceso: 2H2'.O,(I)

F'g- 4 - Transformación de energía eléctrica en química: el agua se descompone en sus elementos.

ELEC TR O Q U IM IC A 45 www.FreeLibros.me

Electroquímico

TRANSFORMACIÓN DE ENERGÍA ELÉCTRICA EN QUÍM ICA. ELECTRÓLISIS Sea un vaso con agua destilada a la que se ha añadido un poco de ácido sulfúrico, H 2S 0 4. Los polos o terminales de la batería están conecta­ dos a placas metálicas sumergidas en el agua, pero no unidas entre sí. Estas placas metálicas se llaman electrodos; la conectada al polo negativo cátodo y la conectada al polo positivo, ánodo. Mediante una diferencia de potencial adecuada, el agua se descompone en sus elementos consti­ tutivos: en el cátodo se desprende hidrógeno, H2, gas, y en el ánodo se libera oxígeno, 0 2, gas. Ha habido (lám. E/1, fig. 4) transformación de energía eléctrica en química: la energía necesa­ ria para descomponer el agua; el proceso quími­ co, descomposición electrolítica del agua, ha sido 2 H20 (l) -» 2H 2(g) + 0 2(g). Al unirse H2 y 0 2 para formar H 2Ó se libera gran cantidad de calor, y la reacción puede ser explosiva; para romper el enlace entre el hidrógeno y el oxíge­ no del agua, se necesita igual energía a la que liberaron estos elementos al unirse. En la electrólisis ocurre la descomposición de algunas sustancias por la electricidad mediante el paso de una corriente eléctrica. A fin de mantener la corriente, es necesario un circuito completo, y para ello se dispone de una cuba electrolítica, o sea un recipiente con el electró­ lito fundido o en disolución (fig. 1) y en el cual se han introducido los dos electrodos, unidos (mediante un conductor metálico de primera especie, exterior a la cuba) a los polos de una batería o generador de corriente. El proceso es el siguiente; a) Por el conductor metálico van electrones al cátodo; b) Los iones positivos o cationes se dirigen al electrodo negativo o cáto­ do, y aceptan electrones; esta ganancia de electrones se denomina reducción, c) Los iones negativos o aniones se dirigen al polo positivo o ánodo, al que ceden electrones; esta pérdida se denomina oxidación, d) Estos electrones se dirigen por el conductor metálico a la batería y al cátodo, completándose así el circuito. Electrólisis de un electrólito fundido. — Ejem­ plo: Na+ C l_ . En el cloruro sódico fundido la corriente electrolítica se debe a las especies ióni­ cas Na+ y Cl_ , que se dirigen al cátodo y al ánodo, respectivamente. La reacción en el cáto­ do es una reducción de los iones Na+ a sodio metal; es decir, cada ion Na+ acepta 1 electrón, convirtiéndose en átomo neutro de sodio metá­ lico, o sea: Na+ + 1 e- -> Na. La reacción en el ánodo es una oxidación de los iones cloruro; es decir, cada ion cloruro, Cl- , pierde 1 electrón, convirtiéndose en 1 átomo de cloro neutro, Cl; inmediatamente se unen 2 átomos de cloro y

j

( \ / )

S )

\

/

} \ f )

forman una molécula diatómica de cloro C l2, que se desprende en el electrodo en forma de gas, o sea: 2CI- —>C l2(g) + 2 e~. La energía eléc­ trica se ha consumido en descomponer el cloru­ ro sódico en sus elementos; la reacción química total es: 2Na+ + 2CI~ electrólisis - » 2 Na + C l2. Esta reacción es la suma de la catódica y de la anódica después de multiplicar los coeficientes de la primera por 2. Importante: el número de electrones aceptados del cátodo ha de ser igual al número de electrones cedidos al ánodo; para ello se han de ajustar convenientemente las reacciones en ambos electrodos. Electrólisis de un electrólito en disolución. También los iones son los responsables de la corriente electrolítica. Ejemplo: cloruro sódico en disolución acuosa (véase fig. 3 ). La reacción catódica es: 2 H20 (l) + 2 e- -> H2(g) + 2 O H - ; una molécula de agua acepta 1 electrón del cátodo para dar 1 ion hidróxido, O H - , y 1 átomo de hidrógeno; en seguida se unen 2 átomos de hidrógeno para formar una molécu­ la diatómica de hidrógeno, H 2. La reacción anódica, como antes, es: 2C I- —>C I2 + 2 e- . En la electrólisis del cloruro sódico disuelto en agua, en el ánodo, se desprende C l2 (gas) y en el cátodo se desprende hidrógeno, H2 (gas), y se forman iones hidróxido, O H - . Como la can­ tidad de iones Na+ no varía, la disolución ori­ ginal de Na+CI- se convierte paulatinamente en una disolución de hidróxido sodico, Na+O H - , sosa cáustica. La electrólisis del cloruro sódico fundido es un método industrial de obtención de cloro y de sodio metal. La electrólisis del cloruro sódico en disolución es un método industrial de obtención de cloro y de hidróxido sódico. Electrólisis de sulfato sódico acuoso (véase en la fig. 4). — Las especies iónicas son Na+ y S 0 3=. La reacción en el cátodo es 2H 20 (I) + + 2 e- —>2 0 H - + H2(g); la reacción en el ánodo es 2H 20 (I) —>0 2(g) + 4H + + 4 e- ; sumándolas, después de multiplicar la catódica por 2, queda la reacción total: 6 H20 electrólisis 2H2(g) + 0 2(g) + 4H + + 40 H- . En el cátodo de despren­ de hidrógeno y en el ánodo se desprende oxí­ geno; las proximidades del cátodo quedan algo alcalinas y las del ánodo, algo ácidas; agitando los H+ y los O H - , forman agua. Electrólisis de sales de metales pesados. — Por ej. sulfato cúprico (fig. 5). En el cátodo el ion C u2+ acepta 2e- y se reduce a Cu metal que se deposita sobre el cátodo, el cual aumentará de peso; la reacción en el ánodo es la misma de antes; la reacción total es 2 Cu2+ + H20 (I) -» 2 Cu (s) + 0 2 (g) + 4H +. Industrialmente el método de obtención de metales, en grado elevado de pureza, es el electrolítico.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 46 www.FreeLibros.me

Transformación en

de

eneróla

química:

eléctrica

Cátodo

Cátodo

p

. p

electrólisis

Ánodo

-i +

Cl2.

Cl- R ea cció n anódica

R eacción cató dica

2 C I - -> C l 2 + 2e“

Na+ + e“ -> Na

R eacción total 2N a+ + 2CI“ -> 2Na+ C l 2

Fig. 2 - Electrólisis del cloruro sódico fundido.

Fig. 1 - M ecanismo de la electrólisis.

Cátodo

1

e

e

Áno d o _

/

7

V

L r~

_

—

i

f.

R eacción anó d ica

Reacción cató dica 2 H ,0 + 2 e " - r H , + 2 0 H

2 C I" -> 2 C I + 2 e "

R eacción total 2 C I- + 2 H 20 -> H 2 + C l 2 + 2 0 H -

Fig. 3 - Electrólisis del cloruro sódico en disolución acuosa.

Cátodo

Cátodo

' a

c

9 » -

: '

: »

r OFT

.< *

1

°'

Na+

R e a cció n cató dica R ea cció n anódica 2H zO + 2 e" -> H 2 + 2 0 H 2 H 20 -> 0 2 + 4 H + 4 e" R eacción total 6H 20 -> 2 H 2 + 0 2 + 4H+ 4 0 H " Fig. 4 - Electrólisis del sulfato sódico en disolución acuosa.

R ea cció n cató dica C u ++ + 2e~ -> C u

R ea cció n anódica 2 H 20 -> 0 2 + 4H+ + 4e" R ea cció n total

2 C u++ + 2 H 20 -> 2Cu + 0 2 + 4 H + Fig. 5 - Electrólisis de sulfato cúprico en disolución acuosa.

ELEC TR O Q U ÍM IC A 47 www.FreeLibros.me

Electroquímica

) Célula de gravedad de Daniell (lám. E/4). — Consiste en un recipiente que contiene una diso­ 1 La cantidad de sustancia liberada en un elec­ lución de cloruro sódico Na+CI_ . En el fondo del trodo es directamente proporcional a la cantidad recipiente hay una pieza de cobre, y, colgando de electricidad que ha pasado por la cuba elec­ ■ del borde superior, una pieza de cinc, ambas en trolítica. Se comprueba haciendo pasar diferentes forma de aspas para presentar mayor superficie. cantidades de electricidad por una cuba electro­ Hay además en el fondo cristales de sulfato lítica, sea variando la Intensidad de la corriente cúprico, a fin de tener una disolución saturada de que la atraviesa, sea variando el tiempo que tarda esta sal. En la parte superior, cuidando que al en pasar. La masa de sustancia liberada en el principio no se mezclen, hay una disolución electrodo, desprendida si es gas, depositada saturada de sulfato de cinc. Si se conectan el sobre él si es sólida, es directamente proporcio­ cobre y el cinc, mediante un conductor metálico nal al número de cargas que han pasado. Así, en externo al recipiente, por ejemplo, a una bombi­ una disolución de cloruro cúprico, CuCI2, se lla, ésta se encenderá, y si se conectan a un tim­ mide el Cu depositado en el cátodo, pesándolo bre, sonará. Este experimento demuestra que por antes y después de la electrólisis; el aumento de , el hilo metálico pasa corriente eléctrica. La ener­ masa del cátodo, Cu depositado, es directamen­ gía necesaria para originar esta corriente eléctri­ te proporcional a las cargas que han pasado. ca proviene de una reacción química. 2 .a Las masas de distintas sustancias liberadas El proceso que ocurre en la célula es el siguienen los electrodos por una misma cantidad de \ te: 1 átomo de cinc metal Zn se oxida a 1 ion electricidad son directamente proporcionales a cinc Zn2+ por pérdida de 2 electrones, los cua­ su masa molar dividida por el número de elec­ les pasan por el hilo metálico exterior al reci­ trones ganados o perdidos, o sea por su elecpiente y van a la pieza de cobre, donde son trovalencia; a la masa molar dividida por su aceptados por 1 ion cúprico Cu2+ que se redu­ electrovalencia a veces se la denomina equiva­ ce a 1 átomo de Cu, el cual se deposita sobre la lente-gramo o equivalente químico. Se com­ pieza de cobre. Experimentalmente se demues­ prueba disponiendo de varias cubas electrolíti­ tra por el aumento de la masa de la pieza de cas montadas en serie entre sí y con el cobre y por la disminución de la masa de la generador (el polo positivo de una unida al pieza de cinc, y en la disolución aparecen Zn2+ negativo de otra), que contengan disoluciones y desaparecen los iones Cu2+. La reacción quí­ de distintos electrólitos; por ej., nitrato de plata mica que provoca el paso de la corriente es; Zn A g N 0 3, sulfato cúprico CuSÓ4, sufato ferroso (s) + Cu2+ -» Zn2+ + Cu(s), que se puede des­ FeS04, cloruro férrico FeCI3, cloruro estannoso doblar en: Zn(s) —> Zn2+ + 2 e- , que ocurre en SnCI2. Al pasar la misma cantidad de electrici­ la pieza de cinc que actúa como ánodo, y Cu2+ dad por todas las cubas, la masa de metal + 2 e - ^ Cu(s), que ocurre en la pieza de cobre depositada en el cátodo es directamente pro­ que actúa como cátodo. porcional a su masa molar dividida por el Otra representación de una célula galvánica de número de electrones aceptados; la masa de cinc y cobre es la esquematizada en la 2 .a figura plata es proporcional a 107,89 pues la Ag es de la lám. E/4. Consta de dos recipientes. En el de monoelectrovalente; la masa de Cu a 31,77 la izquierda hay una disolución de sulfato de cinc pues actúa con electrovalencia 2 +; la masa Zn2+ SO|~ y una barra de cinc que actuará como depositada de Fe del Fe S0 4 es proporcional a ánodo, y en el de la derecha hay una disolución 27,92 y la del Fe del FeCl ¡ a 18,62, que son sus de sulfato cúprico C u ^ SO 2- y una barra de cobre equivalentes-gramo; la del Sn a 59,35 que es su que actuará como cátodo. Los dos electrodos se masa molar dividida por 2 pues acepta 2 elec­ conectan exteriormente mediante un alambre trones. La cantidad de electricidad necesaria metálico que lleva intercalado un voltímetro, ins­ para liberar 1 equivalente químico de cualquier trumento para medir el voltaje o diferencia de sustancia es 96.496 coulombs, 96.500 coupotencial; no hay generador de corriente. Cada lombs, y se denomina faraday. uno de estos recipientes, con su contenido, es un semielemento o semicélula, que se unen median­ TRANSFORMACIÓN DE ENERGÍA te un puente salino, que es un tubo de vidrio QUÍM ICA EN ENERGÍA ELÉCTRICA doblado conteniendo una disolución de un elec­ La energía química desprendida en una reac­ trólito, por ejemplo cloruro potásico K+CI- ; todo ción puede transformarse en energía eléctrica; el conjunto constituye una célula o elemento completo. Al unir los dos semielementos median­ así ocurre en las células galvánicas o pilas y te el puente salino, se observa el paso de corrien­ acumuladores. El proceso que ocurre en las te eléctrica, la cual se produce por el mismo pro­ pilas es inverso al que se efectúa en las cubas electrolíticas. ceso químico anterior. LEYES DE FARADAY DE LA ELECTRÓLISIS

ATLAS DE Q U ÍM IC A 48 www.FreeLibros.me

Leyes de

Faraday

ELECTR O Q U ÍM IC A 49 www.FreeLibros.me

F / ,

Electroquímica

Célula o pila de cobre e hidrógeno (4.a fig.). — Una de las semicélulas consta de una disolu­ ción de una sal de cobre (II), por ejemplo, Cu 2 +SC>2- , y de una lámina de cobre que actuará como cátodo. La otra semicélula consta de una disolución de un ácido, por ejemplo, (H+)2 S0 5 - , y de un electrodo de hidrógeno que actuará como ánodo. El ELECTRO D O DE EHIDRÓGENO consiste en un alambre de plati­ no situado en el interior de un tubo de vidrio por el cual se hace llegar una corriente de hidrógeno gas a la semicélula, donde el platino absorbe el hidrógeno. La semirreacción anódica es H 2 (g) —> 2H + + 2 e_ , es decir, cada molécula de hidrógeno se convierte en 2 hidrogeniones por pérdida de 2 electrones; estos electrones, por el conductor metálico exterior, van al cátodo de cobre donde son aceptados por 1 ion cúprico, que se convierte en 1 átomo de Cu metal y que se deposita sobre el electrodo. Por tanto la reacción catódica es : Cu2+ + 2e“ -» Cu(s). La reac­ ción completa, Cu2+ + H 2 (g) -» 2H + + Cu(s), es la suma algebraica de las dos semirreacciones después de elim inar los electrones. Célula o pila de cinc e hidrógeno (3.a fig.).— Uno de los semielementos o semicélulas con­ siste en una disolución de iones Zn2+ y un electrodo de cinc que actúa como ánodo; la semirreacción anódica es: Zn(s) —>Zn2+ + 2e“ . El otro semielemento es una disolución acida y un electrodo de hidrógeno que actúa como cátodo; la reacción catódica es: 2 H + + 2 e“ -> H 2 (g); o sea 1 hidrogenión o protón acepta 1 electrón convirtiéndose en 1 átomo de hidró­ geno; enseguida se unen 2 átomos de H para formar una molécula de H2. La reacción com­ pleta es Zn(s) + 2H+ -> Zn2+ + H 2 (g). Comparando los procesos en estas dos últimas células, se ve que el cinc tiene más tendencia a ceder electrones que el hidrógeno y éste más que el cobre; o lo que es lo mismo, el Cu acep­ ta más fácilmente electrones que el H 2 y éste más que el Zn. Potencial de hidrógeno. — En todas las células, la diferencia de potencial entre los dos electro­ dos depende del potencial o voltaje en el ánodo y del potencial o voltaje en el cátodo. Sin embargo, es imposible conocer el potencial absoluto de cada electrodo aislado, pues en cualquier proceso intervienen los dos. Por tanto es necesario establecer un electrodo de referenda estándar, al cual se le asigna un valor del potencial completamente arbitrario. Una vez fijado éste, el potencial del otro electrodo queda automáticamente determinado. Por con­ venio, se toma como referencia el electrodo de

(

\

(

, 1

( :

¡.

hidrógeno sumergido en una disolución 1 molar de iones H , y en el que la presión del H 2 gas sea de 1 atmósfera y la temperatura de 25 °C. Su potencial en estas condiciones se define como el potencial normal o estándar del electrodo de hidrógeno y se le asigna el valor cero. Potencial normal o estándar. — Se define como potencial normal o estándar de cualquier semielemento al potencial de su electrodo sumergido en una disolución 1 molar de sus iones a la temperatura de 25 °C, y, si es gas, a la presión de 1 atmósfera. Al potencial de las sus­ tancias con menor tendencia a aceptar electro­ nes que el hidrogenión H+ se le asignan poten­ ciales menores de cero; así el potencial del electrodo de cinc para la semirreacción Zn2+ + +2e“ - * Zn(s) es - 0,76 volts. Al potencial de las sustancias con mayor tendencia a aceptar elec­ trones que el H + se le asignan valores mayores que 0 ; así el potencial del electrodo de cobre para Cu2+ + 2e~ -> Cu(s) es +0,34 V. Una manera de medir la tendencia de una sus­ tancia a aceptar electrones es mediante su POTENCIAL DE REDUCCIÓN, o sea el potencial estándar de su electrodo. En la tabla se dan los potenciales de reducción de algunas semireacciones de electrodo que decrecen hacia abajo. El conjunto de valores de los potenciales de reduc­ ción de las diversas sustancias o entidades quími­ cas, en orden decreciente (respecto a los primeros miembros) constituye la serie electromotriz. Si las semirreacciones se escriben en sentido inverso, o sea en forma de oxidación, los valores de los potenciales cambian de signo; así para la reac­ ción Zn(s) -» Zn2+ + 2 e- , es + 0,76 V. Según los valores de la tabla de potenciales de reducción una entidad del primer miembro oxida a todas las que tiene debajo; una vez ganados los electrones, o sea una entidad del segundo miembro, reduce a todas las que tiene encima. El flúor, la sustancia más oxidante de todas, oxida a todas las demás; el ion fluoruro no reduce a ninguna. El L¡+ no oxida a ningu­ na de las que tiene encima; el L¡ las reduce a todas. El potencial total de una célula es la suma del potencial de oxidación, o sea el potencial de reducción cambiado de signo, de la semirreacción en el ánodo, más el potencial de reducción de la semirreacción en el cátodo, o sea menos su potencial de oxidación. O sea el potencial de reducción del cátodo menos el potencial de reducción del ánodo. En la lámina E/5 se representan ias gráficas de los esquemas de las reacciones que ocurren en diversas célu­ las indicando el potencial de oxidación de cada electrodo y el potencial total de la pila.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 50 www.FreeLibros.me

Transformación química

de en

energía

eléctrica

E/4

C élu la de

v

D a n iel!

C u ++

— ^

SO f

\

Semielemento

SO f

Reacción anódica

Zn +

C u ++

Z n ++

+

Reac ció n c a t ó d ic J l

Cu

¡^Voltímetro

f

Ánodo

CaKxto

H2

+ — * 4'

i

Puente salino

I r

\

+

Célula de

H,

cin c e hidrógeno

+ H2

SO f Zn

Z n ++ + 2e~

Iveac^íó t l «iiujcl|( .i

2H+ +

Reacción total _£n

+

2H+

Z n ++

2e“

H2 Reacción catódica ■ N f l B

H2

+

«Voltímetro

Ánodo

H2

Cátodo ¡

Cu

+ Célula de hidrógeno

SO f

y cobre

i c , H, Hj

"

*

0

H ; _» 2H+ Reacción anódica

+

2e“ H> +

Reacción total C u ++ *■ 2H +

C u ++ + +

2e“ _»

Cu

Transformación de energía química en energía eléctrica.

ELECTR O Q U IM IC A 51 www.FreeLibros.me

Cu

Reacción catódical

Electroquímica

POTENCIALES DE REDUCCIÓN NORMALES O ESTÁNDAR EN VOLTIOS F2 + 2 e = 2F “ C I2 + 2 e = 2 C I “ 0 2 + 4 H + + 4e = 2 H 20 Ag+ + e = Ag Fe3+ + e = Fe2+ Cu+ + e = Cu Cu2+ + 2e = Cu 2 H + + 2e = H 2 Pb2+ + 2 e = Pb Sn2+ + 2e = Sn Fe2+ + 2 e = Fe Zn2+ + 2 e = Zn AI3+ + 3e = AI Na+ + e = Na Ca2+ + 2 e = Ca K+ + e = K L¡+ + e = Li

2,8 7 1,3 6 1,2 3 0,80 0 ,77 0,52 0,34 0,00 -0 , 1 3 -0 ,1 4 -0 ,4 4 -0 ,7 6 -1 ,6 6 -2 ,7 1 -2 ,8 7 -2 ,9 3 -3 ,0 5

Cálculo del potencial de algunas pilas. Célula o pila de cinc y cobre. — Cada átomo de cinc reduce un ion Cu2+ oxidándose a ion Zn2+; es decir cada ion Cu2+ oxida un átomo de Zn reduciéndose a Cu atómico, pues el potencial de oxidación para Zn - 4 Zn2+ + 2e~ es +0,76 volts y el potencial de reducción para Cu2+ + +2e- -» Cu es + 0,34 voltios; el potencial de la reacción completa es +0,76 V + 0,34 V = 1,10 V. Para la reacción inveresa, Cu(s) + Zn2+ - 4 Cu2+ + Zn(s), se necesita energía. Este proceso ocurre en las cubas electrolíticas a expensas de la energía eléctrica. Célula de cinc y hierro. — El potencial de oxi­ dación de la reacción catódica, Zn - 4 Zn2+ + +2e, es 0,76 V y el de reducción de la reacción anódica , Fe2+ + 2e — 4 Fe, es 0,44 V; 1 átomo de Zn se oxida a Zn2+ y 1 ion Fe2+ se reduce a 1 átomo de Fe; el potencial de la reacción com­ pleta de esta célula. Zn + Fe2+ - 4 Zn2+ + Fe, es +0,76 + (-0,44) V = +0,32 volts. Célula de estaño y cobre. — El potencial de oxi­ dación de la semirreación anódica, Sn - 4 Sn2+ + 2e, es +0,14 volts y el de Cu - 4 Cu2+ + 2e es -0,34 V; luego, 1 átomo de Sn se oxida a 1 ion estannoso Sn2+ en presencia de 1 ion Cu2+ que se reduce a 1 átomo de Cu. La reacción com­ pleta es Sn + Cu2+ - 4 Sn2+ + Cu, y el potencial de la célula es +0,14 V - (-0,34 V) = +0,48 V. Pila de cobre y plata. — El potencial de oxida­ ción del Cu a C u2+ es -0 ,3 4 V y el de Ag - 4 Ag+ + 1e es -0 ,8 0 V, por tanto 1 átomo de Cu en presencia de 2 iones Ag+, los reducirá a 2 átomos de Ag metálica y se oxidará a 1 ion cúprico. La reacción completa es Cu + 2Ag+ - 4 Cu2+ + 2Ag, suma de las reacciones electródicas después de multiplicar la catódica por 2 , y el potencial de esta pila es -0 ,3 4 V - (- 0 ,8 0 V) = +0,46 voltios.

Células con electrodo de hidrógeno. — El potencial de oxidación de H 2 — 4 2H + + 2e, o sea el de reducción de 2H + 2e — 4 H 2 es cero, es el de referencia para todos los demás. Cual­ quier metal situado debajo del hidrógeno en la serie electromotriz, liberará H 2 de una disolu­ ción ácida y se convertirá en ion, por ejemplo Zn + 2 H + - 4 Zn2+ + H 2, el potencial de la célula de cinc e hidrógeno es 0,76 V + 0 = 0,76 V. El H 2 reducirá a los iones de cualquier metal situado encima suyo, por ejemplo H 2 + Cu2+ - 4 2H + + Cu; el potencial de la célula de hidró­ geno y cobre es 0 - (-0,34 V) = + 0,34 V. O XIDACIÓN-REDUCCIÓN. REDOX De acuerdo con los procesos descritos, que ocu­ rren en las pilas y en las cubas electrolílticas, OXI­ DACIÓN significa e implica una pérdida de elec­ trones; o sea una entidad o sustancia se oxida cuando cede electrones, en Sn - 4 Sn2+ + 2e, el átomo de Sn al perder 2 electrones y convertirse en catión Sn2+ se ha oxidado; y REDUCCIÓN sig­ nifica e implica una ganancia de electrones. O sea una entidad se reduce cuando acepta electrones, en Ag+ + 1e — 4 Ag, el ion Ag+ al ganar 1 electrón se ha reducido. Tanto en las cubas electrolíticas como en las pilas, la oxidación siempre ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo. Una sustancia que pierda o ceda electrones SE OXIDA Y ES REDUCTORA; una sustancia que gane electrones se REDUCE Y ES OXIDANTE. En la reacción Sn + 2Ag+ - 4 Sn2+ + 2Ag, el átomo de estaño es reductor pues se oxida a ion Sn2+ por pérdida de 2 electrones, y el ion Ag+ es oxidante pues se reduce a plata metálica por ganancia de 1 electrón. En los procesos químicos corrientes no se dan nunca oxidaciones ni reducciones aisla­ das, sino las dos simultáneamente. Son las reac­ ciones REDOX, pues los electrones cedidos por una sustancia han de ser aceptados por otra. Sin embargo, cuando un átomo se encuentra constituyendo una molécula o un ion poliató­ mico, es propiamente toda la agrupación de la que forma parte la que se oxida o se reduce. El número de oxidación es la carga positiva o negativa que se asigna a un átomo, en una enti­ dad, suponiendo que todos los enlaces fuesen iónicos. Muchos enlaces no son iónicos, es sólo por comodidad que se consideran iónicos. El número de oxidación de un átomo en una entidad es igual al número de electrones que posee un átomo neutro en su último nivel energético princi­ pal, restándole o sumándole el número de electro­ nes que se supone que posee en la entidad mono o poliatómica. No confundir el número de oxida­ ción con la electrovalencia de un ion; ambos úni­ camente coinciden en los compuestos iónicos.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 52 www.FreeLibros.me

Oxidación-reducción

0

+0,8

- -

0

-g

+ 1,0

+1 , 0 -

2

V

Z n _ + Z n +++ 2 e "

-

-Q; +0 , 8 -

+ 0,6

?

+ 0 ,6 -

+0,4

"S

+0,4 -

Potencial de jlá célu la

O 0,2

-0 ,4

- “

c

»

%

+

£ I

-0 ,2

+

0 ,8

0 ,2

+ C u ++—>

C é lu la de c in c y hierro

Zn++ + Cu

Zn

-

a

+0,8

>

+0,6

0 +0,4

Sn _> S n ++ + 2 e‘

•O I 5

0

i .

- 0,2

' .

+0,14 4 Potencial de la célula

'

Cu-+ Cu+++2e"

- 0 '4 - ° '6

;

I - ° '8 J -1,0 < ■0

- 1,2

Z n ++ + Fe

+ 1,0

'

?

+ Fe++ - +

0 -

0 % +0 , 6 01

1 ^ “ $

•

-0 ,6 -

0

2

Potencia! de la célula

^ -0 ,4 ¡ 1

C é lu la de c in c y cobre Zn

1,0

Zn+++ 2e“

° ‘ :

C u -+ » C u +++ 2 e

§ 5 -0 - 6 . ££ B

+

Zn

Fe -+ Fe++ + 2e

+ 0,2

-

E/S

01 o +0,4 o n +0,2 01 01 0 ü -0 ? flJ. c 'TO -0 ,4 01 O - 0,6

^ o

5otencial de a célula

- 0,8

i o c

;

C u —> C u +++ 2e

2 A g —> A g + + 2e

- 1,0

tyi -

1,2

0) £ C é lu la d e estaño y cobre Sn

i o c c 01 £

C élu la d e co b ré y plata

> + 1,0 c

Zn -> Z n +++ 2 e

0

X3

+ 2Ag+ —>

C u ++ + 2Ag

■

+0,6

01

® +0,4

oí ío

T +0,2 —

H2

-4

H , -4 2H+ + 2e~

o

‘fl

2H + +2e~

Potencial de la cé lu la

- 0,2

-0 ,4

-0,4

- 0,6

I I Cu_> Cu+++ 2e~

- 0,6

- 0,8 l

Cu

1 +0,6 ’otencial de a célula

0 - 0,2

B

Sn++ + Cu

0

o > J c 01 o +0,8 "O c +0,6 CJ .01 +0,4 ü -O +0,2 -§ c *3 0) o

+ Cu+ + - >

-

C é lu la de cin c e hidrógeno Zn

+ 2H+ _ »

Z n ++ + H ,

0 ,8

B

C é lu la de hidrógeno y cobre H 2 + C u ++—»

2 H + + Cu

Diagrama de potenciales de diferentes células galvánicas (en rojo, los potenciales de la célula). El potencial de la célula es la suma a ge raica de los potenciales estándar de los electrodos. El prim er sumando representa el ánodo y el segundo, el cátodo.

ELEC TR O Q U IM IC A 53 www.FreeLibros.me

Electroquímica: oxidación-reducción

Número de oxidación. — Para asignar el número de oxidación, a veces también deno­ minado número de valencia, a un átomo en una entidad o especie química mono o polia­ tómica, se establecen unas reglas convencio­ nales y útiles atendiendo a la electronegatividad o electropositividad relativas a los átomos combinados. Reglas: el número de oxidación de cualquier elemento libre o combinado consigo es cero; así es cero el de los metales, como el cobre Cu y el hierro Fe; de los halógenos, como el cloro C l2, y el de los gases nobles, como el helio He; el número de oxidación del flúor, el elemento más electronegativo es 1 - , pues acepta 1 elec­ trón; el oxigeno, después del flúor, es el elemento más electronegativo; se combina con todos los demás, menos con el helio y el neón; su núme­ ro de oxidación es 2 - ; se exceptúan los peróxi­ dos, en que es 1-, como el Na 2 0 2, y el monóxido de diflúor, en que es 2 +; el número de oxidación del hidrógeno es 1 +, como en el cloruro de hidrógeno H C I, el de H es 1+ y el de Cl es 1-; se exceptúan los hidruros metálicos como el hidruro sódico NaH, en que es 1 - ; el número de oxidación de los elementos del grupo A l, los alcalinos, es 1+; el de los del grupo A ll, los alcalinotérreos, es 2+; el del alu­ minio es 3+; el de los halógenos es, en general, 1 - ; un elemento combinado con otro menos elec­ tronegativo, o más electropositivo, tiene núme­ ro de oxidación negativo, y si está combinado con otro más electronegativo, lo tiene positivo. Por ejemplo, el número de oxidación del car­ bono en el metano C H 4 es 4 -, pues el del hidrógeno es 1 +, y en el tetracloruro de carbo­ no C C I 4 es 4+ pues el del cloro es 1-. Hay elementos que, al combinarse, pueden actuar con distintos grados de oxidación. Ejem­ plos: el cobre forma dos series de compuestos: los cuprosos o de cobre (I), cuyo número de oxidación es 1+, y los cúpricos o de cobre (II), en que es 2 +; el hierro forma los compuestos ferrosos, con número de oxidación 2 + y los férricos con 3+; el estaño forma los compues­ tos de estaño (II) con número de oxidación 2 + y los del estaño (IV) con 4+. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto neutro ha de ser cero. Ejemplo: ácido sulfúrico H 2 S 0 4; el número de oxidación del oxígeno es 2 - y hay 4 átomos de oxígeno, y en total 4 • (2-) = 8 - , con­ sideradas cargas negativas; el del hidrógeno, es 1 +, como hay 2 átomos de hidrógeno, habrá 2 • (1+) = 2 + consideradas cargas positivas. Por

tanto el número de oxidación del azufre será 6 +, pues 4 ■(2-) + 2 • (1+) + (6 +) = 0. La suma algebraica de los números de oxidación de ion poliatómico ha de ser igual a la carga efectiva del ion. Ejemplo: Ion ortoíosfato PO¿¡“ , el número de oxidación del oxígeno es 2 - , como hay 4 átomos de O, habrá 4 • (2-) = 8 - conside­ radas cargas negativas; puesto que la suma alge­ braica de cargas ha de ser 3-, el número de oxi­ dación del fósforo será 5+, pues 4 ■(2-) + (5+) = 3-. Ion clorato C IO J, el número de oxidación del cloro es 5+, pues 3 • (2-) + (5+) = 1-, Según lo dicho, la oxidación y la reducción se difinen más am pliam ente de la siguiente manera: Oxidación es un aumento del número de o xi­ dación positivo o una dism inución del negati­ vo, y más general aúij, oxidación es una dismi­ nución de la densidad electrónica en torno a un átomo al cambiar la entidad que lo incluye. Ejemplos: Al quemar azufre el aire se transfor­ ma en dióxido de azufre según la reacción S + O, S 0 2; el número de oxidación del S en el azufre libre es 0 y en el S 0 2 es 4+; el dió­ xido de azufre reacciona con oxígeno, en pre­ sencia de platino, para formar trióxido de azu­ fre S 0 3 según 2 S 0 2 + 0 2 -> 2 S 0 3, el número de oxidación del S en el S 0 3 es 6 +; en la trans­ formación del S a S 0 2 y del S 0 2 a S 0 3 el azu­ fre se ha oxidado, pues su número de oxida­ ción ha pasado de 0 a 4+ y de 4+ a 6 + respectivamente. En la descomposición del ioduro de hidrógeno Hl, en H 2 y l2, el iodo se oxida, pues su número de oxidación pasa de 1 a 0. El paso de Fe2+ a Fe3+ es una oxidación. Reducción es un aumento del número de oxida­ ción negativo o una disminución del positivo, y más general aún, reducción es un aumento de la densidad electrónica en torno a un átomo al pasar de una entidad o especie química a otra. Ejem­ plos: En la formación del sulfuro de hidrógeno H 2 S, según la reacción S + H 2 —» H 2 S, el S se reduce, pues su número de oxidación pasa de 0 a 2-, En el ion permanganato MnO_ 4, el número de oxidación del Mn es 7+, y en bióxido de manga­ neso M n 0 2 es 4+, por tanto la transformación de M nCT 4 a M n 0 2 es una reducción. También es una reducción el paso de Fe3+ a Fe2*. RESUM EN. O xidación: aumento del número de oxidación o pérdida de electrones. Reduc­ ción : disminución del número de oxidación o ganancia de electrones. Reacción general: reductor T f oxidante (se oxida) (se reduce) +e reductor, + oxidante 2 ^ oxidante, + reductor2

ATLAS DE Q U IM IC A 54 www.FreeLibros.me

Números

de

oxidación valencia

Numero de oxidación

o de

;

Hidruros

Número de oxidar ion

Ó xidos

La suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto neutro ha de ser igual a cero. La suma algebraica de los números de un ion ha de ser igual a la carga del ion.

O XID A C IÓ N -R ED U C C IÓ N 55

www.FreeLibros.me

c ¡ c.

Metales La distinción de los elementos del sistema periódi­ co en metales y no metales es la más inmediata. Aproximadamente unas tres cuartas partes de los elementos totales son metálicos; aunque sus pro­ piedades físicas y químicas son diversas y variadas, poseen unas características comunes, tanto en esta­ do elemental como en sus compuestos. Propiedades físicas. — Las más características e importantes y comunes a todos los metales son su elevada conductividad calorífica y eléc­ trica; también el brillo característico, llamado brillo metálico, que presenta la superficie del elemento (al menos la superficie recién cortada o pulida), la elasticidad, la resistencia a la rotu­ ra. Otras propiedades varían y están más acen­ tuadas en unos metales que en otros; la dureza y la resistencia a deformarse son comunes a muchos metales, como Cu, Al, Fe, Cr, Ni, Pd, W, etc.; otros son menos duros o incluso blan­ dos, como Sn y Pb, y otros son tan blandos, que pueden cortarse con un cuchillo, como Na, K; la ductilidad o capacidad de estirarse en hilos está exaltada en la Ag y el Cu, y la maleabili­ dad o capacidad de ser laminados, en el Au. Propiedades químicas. — Los metales, al com­ binarse con otros elementos, tienden a adquirir una configuración electrónica más estable en el compuesto. Esta tendencia está influida por el volumen atómico y por el número de sus elec­ trones en la envoltura, por lo cual en un mismo grupo del sistema periódico el carácter metáli­ co aumenta hacia abajo, y en un mismo perío­ do hacia la izquierda. Los óxidos de los meta­ les típicos son básicos. Hay elementos que libres o combinados se comportan a veces como metales y a veces como no metales, es decir poseen propiedades metálicas y no metálicas, ambas poco acentua­ das; son los semimetales o metaloides; Ge, As, Sn, Sb. En el sistema periódico están situados entre los metales y los no metales más típicos. ESTRUCTURA METÁLICA Todos los metales son sólidos a temperatura ordi­ naria; se exceptúa el Hg, que es líquido, funde a -38,9°. En los sólidos metálicos cada átomo tiene a su alrededor varios átomos vecinos; el número de átomos vecinos puede ser 8 o 1 2 , muy supe­ rior a su número de valencia. Los átomos metáli­ cos se disponen y ordenan de una manera regular en forma de retículos cristalinos fundamentales o empaquetamientos, que se repiten en las tres direcciones del espacio (fig. 2). Existen tres estruc­ turas o retículos metálicos típicos: a) empaqueta­

miento hexagonal, ejemplo Zn; b) empaqueta­ miento cúbico centrado, en las caras, ejemplo, Cu; c) empaquetamiento cúbico centrado en el cuerpo, ejemplo, Li; los dos primeros son muy compactos; el tercero, no tanto. Los puntos fijos del retículo cristalino metálico (fig. 3), están ocupados por iones positivos, pues los átomos quedan desprovistos de sus electrones de valencia. Estos electrones de valencia se mueven libremente por los intersti­ cios de retículo, formando una nube electróni­ ca o gas electrónico en el que están sumergidos todos los iones positivos. La estructura del metal explica sus propiedades. La movilidad de los electrones de valencia explica la conductividad térmica y eléctrica. Los cristales metálicos explican las propiedades mecánicas: resistencia a la rotura, deformación, ductilidad, maleabilidad, ya que las partículas metálicas pueden deslizarse unas sobre otras y, aunque cambie su posición en el espacio, sus vecindades siempre son iguales. Un cristal ióni­ co no es deformable; si se somete a fuerzas exteriores, deslizándose unos iones sobre otros, pueden quedar iones del mismo signo cercanos, y por repulsión electrostática se ro m p eeI cristal. La dureza de algunos metales como W, Ni, Cr, Fe, Pt se explica porque su empaquetamiento es muy compacto y las distancias interatómicas, muy pequeñas; en los metales blandos, los empaquetamientos son menos compactos, pues sus distancias interatómicas son mayores. METALURGIA Los metales menos activos, o sea los situados encima del hidrógeno en la serie electromotriz, como Pt, Au, Hg, Ag, Cu, se encuentran libres en la naturaleza. La mayoría de los elementos metálicos no se hallan libres, sino en forma de compuestos, aunque también los poco activos se hallan combinados; las com binaciones metálicas más abundantes son silicatos, sulfu­ ras y óxidos; hay también cloruros, carbonates, etcétera. Los minerales o productos naturales de los que se puede extraer un metal se deno­ minan menas. La metalurgia es la ciencia que trata de la obtención de un metal a partir de su mena, en un estado apropiado de pureza para el empleo a que se le va a destinar. Cada metal se obtiene por un método metalúrgico propio y especial, en el cual intervienen procesos físicos y químicos. Primeramente hay que triturar el mineral a fin de conseguirlo en un estado de división adecuado para su manejo.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 56

www.FreeLibros.me

Estructura.

Procedimientos de

F

. y

obtención

Fig. 1 - Los elementos m etálicos son aproxim adam ente unas tres cuartas partes del total de elementos.

2ZnS + 3 0 2 -* 2ZnO + 2 S 0 2 ZnS + 2 0 2 -> Z nS04 2CuS + 3 0 2

2CuO + 2 S 0 2

Cúbico centradas en el centro

Cúbico centradas en fas caras

Hexagonal

HgS + 0 2

~ *

Hg + S 0 2

G aC 0 3 -+ CáO + C 0 2 M gC () ¡ - » M gO + ( O , CaS04 • 2H20 -* CaS04 + 2H20

Fig. 2 - Estructura m etálica. Empaquetamientos. Mg++

e~

eMg++

e-

e-

e~

Mg++

e"

e" e~

Mg++ e-

Mg++

e“

e~

e-

eMg++

Mg++

Mg++

Mg++ e"

e-

e~

Mg++

e“

ee“

Mg++ e~

Mg++

e-

e_

e-

e" e"

Mg++

e“

Mg++

e~

Mg++ e~

cu c

. 3Fe

2Sb + 3FeS

Mg++ e_

e" e~

Mg++

e"

Mg++ e_

Fig. 3 - Esquema de un cristal m etálico. Los iones magnésicos están sumergidos en el gas de electrones de va len cia.

Fig. 4 - Diversos procedim ientos para la obtención de los metales.

METALES 57 www.FreeLibros.me

Metales

En la metalurgia de muchos metales, especial­ mente los pesados, pueden distinguirse cuatro tipos de operaciones: a) Concentración u obtención de la mena. — A la mena de un mineral le acompañan materia­ les extraños, que reciben el nombre de ganga. La separación de la mena y la ganga se realiza por medios físicos; a veces, después de triturar el mineral, se separan por agitación y cribado. Un buen método, especialmente para los sulfu­ ras, es el de flotación; el mineral finamente pul­ verizado se introduce en una m ezcla de agua y aceite; el aceite moja los sulfuras; se hace bur­ bujear aire a la mezcla, y se produce una espu­ ma; entonces la mena sube a la capa de aceite y la ganga queda en la acuosa. b) Concentración química. — Es cualquier pro­ ceso químico, excluida la obtención del metal libre, que enriquezca el contenido metálico de una mena. Son importantes: la tostación, que consiste en calentar la mena con una corriente de aire: el producto resultante puede ser un óxido, un sulfato o el metal libre; la calcina­ ción, que consiste en calentar la mena en forma de carbonato u otra sal hidratada; se des­ prende C 0 2 o/y vapor de agua. c) Reducción a metal libre. — Las combinacio­ nes metálicas procedentes de la mena, frecuen­ temente óxidos, deben reducirse a metal; el reductor más empleado es el carbón, en gene­ ral como coque; se produce C O , que sirve a su vez como reductor. Entre otros reductores figu­ ran Fe y Al; el hierro se utiliza en la obtención del antimonio, y el alumnio, en la del cromo en estado muy puro. d) Afino. — Es el proceso final para obtener el metal en estado de pureza adecuado. El mer­ curio se afina o purifica por destilación: el esta­ ño y el cinc, por sublimación. Por afino elec­ trolítico se obtienen metales muy puros; ejemplo, el cobre (fig. 1). Se dispone de una cuba electrolítica en la que el ánodo es el metal impuro; el electrólito, una disolución de una sal de dicho metal, y el cátodo, una delgada lámina de metal puro; al pasar la corriente eléctrica (del voltaje adecuado), se disuelve el metal impuro del ánodo, que se deposita muy puro sobre el cátodo: los metales menos activos que el que se afina se sedimentan en el fondo de la cuba, constituyendo el barro anódico, y los más activos quedan en la disolución. Electrometalurgia. — Los metales muy activos, como son los alcalinos, los alcalinotérreos y el aluminio, se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas; estas sales no pueden estar en disolución, pues en el cátodo se desprendería H2. El sodio se obtiene electrolíticamente en una cuba (fig. 2 ) con el ánodo de carbón y el

cátodo de hierro; el electrólito es cloruro sódi­ co fundido; este método sirve también para la obtención de cloro. Siderurgia. — El hierro es un metal conocido y utilizado desde épocas remotas; es blanco gri­ sáceo; se aherrumbra al aire, especialmente húmedo; es ferromagnético, o sea fuertemente atraído por un imán. No se encuentra libre en la naturaleza; sus minerales más explotados son el óxido férrico anhidro, Fe2 0 3, hematites roja y oligisto; el óxido férrico hidratado, Fe2 0 3 ■nH 2 0 , hematites parda y limonita; el óxido férroso-férrico, Fe3 Ó 4, magnetita, y el carbono de hierro, F e C 0 3, siderita; el sulfuro de hierro, pirita, se emplea para obtener ácido sulfúrico. La siderurgia es la metalurgia del hierro. Se parte del óxido de hierro; primeramente se tuestan las menas de hierro, para eliminar el agua, oxidar los sulfuras y descomponer los carbonatas; el proceso fundamental es la reducción del óxido de hierro, lo cual se realiza en los altos hornos. Las partes esenciales de un alto horno (fig. 3) son: la cuba y el etalaje, dos troncos de cono unidos por su base más ancha, llamada vientre; las toberas, tubos en la parte inferior del alto horno, por donde se inyecta aire caliente; el tragante, en la parte superior de la cuba, por donde se introducen las menas, el coque y el fundente, que es arena o arcilla o bien piedra caliza, y tiene unas aberturas para la salida de los gases; el crisol, donde se recogen y se sepa­ ran el hierro y la escoria formados y se extraen del alto horno por las piqueras. Las reacciones fundamentales son la combus­ tión del coque para formar monóxido de car­ bono, la reducción del óxido de hierro por el C O y la formación de la escoria a partir del fundente y de las impurezas de la mena. Los gases que salen del alto horno contienen C O ; se conducen a otros hornos, donde se queman y calientan el aire que entrará por las toberas. El hierro que sale por las piqueras se llama arra­ bio, contiene de un 3 a 4% de carbono y otras impurezas; si se funde y vuelve a solidificar, se obtiene el hierro colado, muy duro pero que­ bradizo. El hierro forjado o dulce contiene de un 0,1 a 0 , 2 % de carbono y las impurezas totales no pasan del 0,5% ; es resistente y tenaz, se emplea para fabricar objetos que han de soportar gran­ des esfuerzos, como cadenas, clavos, anclas, alambres, etc. El acero es hierro con un 0,1 a 1,5% de carbono; puede contener una peque­ ña proporción de V, Cr, Mn u otros elementos, según sus usos; los aceros son dúctiles, malea­ bles, duros, resistentes, tenaces; sus aplicacio­ nes y utilización en la industria son extensas.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 58 www.FreeLibros.me

Metalurgia de

algunos

c / □

metales

C lo ro (gas) Cloruro

C obre im puro

' , , „ , Barras anódicas Finas lam in as d e co b re. Sobre e lla s se deposita co b re puro.

Ánodo; se disuelve cobre impuro: Cu + 2e~ -> C u ++

R eacción anódica: 2CI -» C l , + 2e

Cátodo; se deposita cobre puro:

R eacción catódica: 2 Na+ + 2e- ->

C u ++ 2 e" -»

(c lo ra)

Cu

Fig. 1 - Afino electrolítico del cobre.

2 Na

tsodio)

Fig. 2 - O btención de sodio y de cloro. Célula para la electróli­ sis del cloruro sódico fundido. Electrometalurgia.

Chimenea Gases ICO, COg, Ng) Gases (CO, CO£, N2i

Menas, fundente y coque

.Elevador Ja carga 2 qqo

Cam panas

Calentador de aire

Chimenea

Tragante>^

^Hierro + escoria

Vientre;,

..Etaloje

Tobera Aire callente

Tobera

..Crisol

Escori Hierro arrabio.

§jNPiqüera

PiqueraHierro arrabio'

2C Ag+CU ¿+ + Na+ + N O 3 , los iones Na~ y N O J no inter­ vienen y permanecen disueltos. Las velocidades de reacción entre moléculas son muy variadas. La combustión de la gasolina es rapidísima. La combinación del hidrógeno, H 2, con el flúor, F2, para dar fluoruro de hidrógeno, HF, según: H 2 + F , —> 2HF, es explosiva y, por tanto, rápida, a temperatura ordinaria; en cam­ bio, la del H 2 con el iodo, l2, para formar ioduro de hidrógeno, Hl, según: H 2 + l2 -» 2HI, es muy lenta a temperatura ordinaria; esta diferen­ cia de velocidad puede explicarse porque el flúor es mucho más electronegativo que el iodo.

b) Temperatura. — La experiencia enseña que, al aumentar la temperatura,, aumenta la velocidad de cualquier reacción; una mezcla de hidrógeno y oxígeno para forma agua: 2H 2 + 0 2 -» 2H 2 0 , puede permanecer inalterada durante mucho tiempo a temperatura ordinaria, pero estos gases reaccionan explosivamente a elevadas tempera­ turas. Se establece la regla de que por cada 10o de aumento de temperatura se dobla y a veces tri­ plica la velocidad de reacción. c) Concentración de los reaccionantes. — La concentración de los reaccionantes sigue LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS. Sea la reacción entre los reaccionantes A y B para dar los productos de reacción C y D, según A + B -» C + D, sien­ do A, B, C y D especies químicas cualesquiera, y [A], [B], [C] y [D] sus concentraciones respec­ tivas, que se expresan en mols/litro, átomos-gramos/litro o iones-gramo/litro según la especie química de que se trate. La ley de acción de masas dice: La velocidad de reacción, v, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reaccionantes. Cada concentración va elevada a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción; la expresión de esta ley es: v = k [A] [B], siendo k la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada; sea la reacción: 2 A + 3 B - > M + N ;s u velocidad v' será: v' = k' [A] 2 [B]3, siendo k' la constante de velocidad de esta reacción a temperatura dada. La expresión de la velocidad de la reacción H 2 + l2 —>2HI es: v = k [H 2] [l2], d) Catálisis. — La catálisis es un fenómeno por el cual se aumenta la velocidad de una reacción, mediante la presencia de alguna sustancia llama­ da catalizadory que no sufre ningún cambio quí­ mico permanente; es decir, al terminar la reac­ ción, el catalizador es la misma sustancia que al empezar, haya sufrido, o no, alguna transforma­ ción. Muchas veces bastan pequeñas cantidades de catalizador respecto a los reaccionantes. Es clásica la acción catalítica de los ácidos y de las bases en la formación de un éster y agua, pro­ ductos de la reacción de un ácido orgánico y un alcohol; así, la reacción del ácido acético con el alcohol etílico para formar acetato de etilo y agua según: C H 3C O O H + C H 3 C H 2OH -» C H ¡C Ó O C H 2 CH 3 + H 2 0 , se facilita por la presencia de unas gotas de ácido sulfúrico. La hidrogenación de cetonas para dar alcoholes se cataliza por la presencia de Ni Raney, que es un níquel fina­ mente dividido, o de platino Adams, Pt02, que da platino muy dividido y activo; ejemplo: la hidrogenación de ciclopentanona o ciclopentanol.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 60 www.FreeLibros.me

Velocidad de

p , ,

reacción

Reacciones entre moléculas

Hi + F7 —> 2 HF 2 HI k +1 Lenta a temperatura ordinaria M uy rápida

Fluoruro de hidrógeno loduro de hidrógeno

Fig. 1 - Reacciones entre diversas especies químicas. Reacción

A+B —> C+D 2A+3B - » M+N H2+l9 —> 2HI •2

v=k[A][B] v'=k'[A]2[B]3

Ley de acción de masas

La constante de velocidad, K, depende de la temperatura.

v=k[H2][l2]

Catálisis Pt ó Ni Ra

CH, ch3

Aumento de la velocidad de reacción con la temperatura

Catalizador H2C

h 2c

CO

C iclo p en tano na

cho h

C iclop en tano l

A u t O C a t á lis is

Mn04 +5H2C 20 4+6H+—> Mn+++10CO2+8H2O Perm anganato

A cid o o xá lico

Á cid o su lfú rico

Ion m anganoso A uto catalizad or

D ió x id o de carb o n o

Agua

Disminución de los reaccio­ nantes con el tiempo

Fig. 2 - Ley de acción de masas. Catálisis y autocatálisis.

C o m p lejo activado C o m p lejo activad o

A +B Reaccionantes

A+B Reaccionantes

C+D ( Productos de

C+D , Productos dé

ja j(eacaón^ Reacción

A+B-+C+D

C+D

Fio t i-. ■ , . . _ . g. 3 tnergia liberada en una reacción exotérm ica; es independiente del catalizador. Tienden a formarse los productos con menor contenido energético.

CIN ÉTICA Q U ÍM IC A 61

Fig. 4 - Estado de división: mayor superficie de contac. multiplica x 4 X12 |a „ , |o< de ^ r f ó n . "

www.FreeLibros.me

Cinética

química

Autocatálisis. — Como su nombre indica, el ) catalizador es alguno de los productos forma- \ dos en la reacción, por tanto, al progresar, una reacción va aumentando su velocidad. La oxi­ dación del ácido oxálico con permanganato, en presencia de ácido sulfúrico, para formar ion manganoso, dióxido de carbono y agua, se autocataliza por los iones Mn++ que van apa­ reciendo; al principio, esta reacción es lenta y al final, rápida. Enzimas. — Son sustancias muy complejas que catalizan los procesos biológicos, por ejemplo, la pepsina del jugo gástrico. La acción catalítica de las enzimas es altamente estereoespecífica. Catalizadodres negativos. — Son sustancias cuya presencia disminuye la velocidad de reacción, e) Estado de división. — En las reacciones hete­ rogéneas la velocidad de reacción es proporcio- ( nal a la superficie de contacto además de a la concentración de los reactivos. Por tanto, si algún reaccionante es sólido, cuanto más finamente dividido esté, más rápidamente reaccionará. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN Para que haya una transformación química, es necesario que las moléculas, o las especies que sean, choquen unas con otras. Pero no todos los choques entre las partículas reaccionantes dan lugar a un cambio químico; las hay que después del choque rebotan sin transformarse. Para que el choque sea eficaz y haya cambio químico, es necesario que las partículas reac­ cionantes posean una energía superior a la de las que sólo chocan y rebotan. Esta energía o contenido energético de las partículas, necesa­ rio para que el choque sea eficaz y haya trans­

formación, se denomina energía de activación. Cuando chocan o colisionan dos moléculas con la energía necesaria para que haya cambio químico, o sea con la energía de activación, se forma el com plejo activado, que es alguna clase de partícula de un estado de transición entre el estado inicial de los reaccionantes y el estado final de los productos de reacción. El complejo activado puede dar lugar de nuevo a los reaccionantes o a los productos de reac­ ción; el proceso espontáneo será siempre el que dé el sistema de productos con menor con­ tenido energético. Sea el sistema inicial formado por las molécu­ las reaccionantes A y B (lám. F/1, fig. 3) con una energía E¡ y el sistema final de las molécu­ las de la reacción C y D con una energía Ef inferior a E¡, y sea Ec la energía del complejo activado; la reacción será: A + B —» C + D. Aun siendo espontáneo este proceso, el sistema A + B, para reaccionar, necesita absorber una ener­ gía Ec - E¡, que es la energía de activación para formar el complejo activado; éste dará lugar al sistema C + D, liberando una energía igual a la diferencia entre la del complejo activado y la del estado final; la energía total liberada en la reacción será Ef - E¡, diferencia entre la de los estados final e inicial. Para que se verifique la reacción inversa: C + D ) -» A + B, la energía comunicada será Ec- Ef, y la liberada, la diferencia entre la del complejo activo y la del estado Inicial anterior; por tanto, este proceso absorberá una energía igual a la / que se liberó en la reacción anterior. En presencia de un catalizador, la energía del complejo activado es E¿, inferior a Ec.

Equilibrio químico Reacciones irreversibles son aquellas que ter­ minan cuando se ha consumido, por lo menos, uno de los reactivos; así, la combustión del ( azufre con el oxígeno del aire para dar dióxido de azufre; S + 0 2 —> S 0 2. Reacciones reversi­ bles son aquellas en que los productos forma­ dos pueden reaccionar entre sí para dar las sus­ \ tancias de partida; en las reacciones reversibles la transformación química es Incompleta. Si se mezclan hidrógeno y lodo, reaccionan para dar ioduro de hidrógeno, pero cuando se ha formado una cierta cantidad de Hl, éste ) vuelve a dar los productos de partida; si se parte de Ioduro de hidrógeno puro, se descom­ pone en sus elementos, pero cuando ha apare­ cido una cierta cantidad de hidrógeno y de iodo, vuelven a combinarse para dar H l. Se

alcanza el equilibrio quím ico cuando la veloci­ dad de reacción en un sentido es la misma que en el sentido opuesto; no es que se pare la reacción, sino que se igualan las velocidades. La expresión de la reacción citada al alcanzar el equilibrio es H 2 + l2 H l. La velocidad de combinación del hidrógeno con el iodo es: v = k [H 2 ][l2], y la velocidad de descomposi­ ción del ioduro de hidrógeno es: v' = k' [H l]2. Cuando se alcanza el equilibrio, las velocida­ des de las dos reacciones han de ser iguales, v = v', o sea: k [H2] |l2] = k' [H l]2, es decir:

y como

J i_ [H l ] 2 k' ~ [H 2 ][I2] ' T = *c

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 62

Constante de

p . p

equilibrio

En presencia de catalizador se alcanza antes el equilibrio.

A + B -^ C + D C + D -^ A +B

v = k [A] [B] hn el equilibrio V — V* v'= k'[C] [D]] |■ ?

Constante referida a las concencaciones, para sólidos, líquidos y gases

[A ]a

N2(g)+ 3H2(g)

[ H 2O J

Agua

General

aA+bB+...

[ C H 3C H 2C O O H 2C H 3] | ( .

^ c h, 3 c h|2v 2c-v-rv-'v-« o o c h«2^« 7c h ,+ ,o 3'~l T h 1 *2V Acetato de etilo

[ H 2] [l2 ]

1

c h 3c o o h

[H l]2

2H I

Kp

=

[ N 2] [ H 2]3

Fig. 2 - Reacciones de equilibrio y expresión de sus constantes.

EQ U ILIB R IO Q U ÍM IC O 63 www.FreeLibros.me

Pn , P ¿

Equilibrio

químico

es constante, resulta: [H IP c

[H 2][l2] '

Kc es la constante de equilibrio y es caracterís­ tica de cada reacción a una temperatura deter­ minada. En general, si reaccionan a moléculas de A con b moléculas de B, etc., para formar m moléculas de M, n de N, etc., según la reacción de equilibrio: aA + b B ... mM + n N ..., la expresión de la constante es: [M |m [N ]n... C [A]a [B]b... ' La constante Kc referida a las concentraciones de los productos en equilibrio es válida para las sustancias en cualquier estado físico: gas, líqui­

do, en disolución. Si los reaccionantes y los productos de la reacción son gases, hay ade­ más la constante Kp referida a las presiones parciales de cada gas; si A, B ,..., M, N ..., son gases y sus presiones parciales respectivas: P^, PB' - ' PM> PN'---' 'a expresión de la constante de equilibrio referida a las presiones es: PR-

P“ p H - ' El amoníaco se obtiene industrialmente, según el proceso de Haber, por combinación de sus elementos, en presencia de catalizadores, a 500 °C de temperatura y a 200 atmósferas de pre­ sión total, según: N2+ 3 H 2 C + D, A < 0. La reacción inversa será endotérmica, su calor de reacción, absorbido, es + A = E¡ - Ef = -(E f - E¡); una notación es C + D -» A + B, A > 0; el calor absorbido en una reacción endotérmica es igual al calor libe­ rado en su reacción inversa exotérmica. Si las reacciones se realizan a volumen constante, el calor de reacción es igual a la variación del con­ tenido energético, o sea de la ENERGÍA INTERNA, AE, de los productos de la reacción menos la de los reaccionantes: - AE si es exotérmica, + AE si es

endotérmica. Si las reacciones se realizan a pre­ sión constante (que es la mayoría de las veces, pues la presión es la atmosférica), el calor de reac­ ción se denomina variación de ENTALPIA, AH, que es la suma de las ental pías de cada producto restándole la suma de las entalpias de cada reac­ cionante; resulta - AH si es exotérmica y +AH si es endotérmica. En la reacción descrita en el párrafo anterior, el símbolo A indica genéricamente la variación de calor, porque tanto para AE como para AH, los razonamientos y definiciones son análogos en ambos casos, especificando siempre a volumen constante o a presión constante. Son reacciones exotérmicas la combustión del carbono grafito para dar dióxido de carbono, liberando a presión contante 94,1 kcal por mol de C 0 2 formado, y la combustión incompleta para dar monóxido de carbono, liberando a pre­ sión constante 26,4 kcal/mol de CO ; sus respec­ tivas ecuaciones termoquímicas son C + 0 2 -» C 0 2, AH = - 91,4 kcal y C + 1/2 O , -> CO, AH = - 26,4 kcal. En las ecuaciones termoquímicas, es cómodo emplear coeficientes fraccionarios. La última indica que 1 mol de C grafito reacciona con medio mol de 0 2 para dar 1 mol de CO. Una reacción endotérmica a presión constante es: C 0 2 -» CO + 1/2 0 2, AH =+ 67,7 kcal. Ley de Hess.— El calor liberado o absorbido en una reacción química es el mismo si se verifica en una sola etapa o en varias etapas; sólo depende del estado inicial y del estado final. (Continúa en la pág. 90)

ATLAS DE Q U ÍM IC A 64 www.FreeLibros.me

A+B

-(Ef—Ej)=+(E¡ - Ef)=+A

E f- E¡ = - A Calor liberado

Calor absorbido

Ef -

C+D

C+D

Reacción exotérmica

A + B —> C + D , Calor de reacción

t: ¡ n

E¡ '

E¡ A+B

;

Energía calorífica

Termoquímica q fotoquímica

m|

A

-A t

Reacción endotérmica

A + B p

>0

A

C+D

A+B M

-A ,

—A

1

—A 2

—- C + D ,

A+B

A+B

—> M ,

—) C + D ,

—A

■ —A —' —( A | + ¿ \ 2 )

r , , ,, , £ ,

, , ,,, ,

Ley de Hess

E s ta s r e a c c io n e s s e ría n e x o t é r m ic a s

Reacciones exotérmicas

co2

C+

0 2- > C 0 2+ V 2 0 2/ - 26, 4 k c a l

C O + V

co+v2o2 5 C + o j , (n|

2 0 2^

C

0 2,

C+

0 2—> C 0 2,

C

0 + V 2 0 2,

-

67, 7 k c a l

-

94,1 k c a l

Reacción endotérmica

C

0 2^

+

67, 7k c a l

Fig. 1 - Ecuacionexs termoquímicas.

Temperatura ambiente

Semioscuridad:

CH3+CI2 -> CH jCI

reacción lenta A la luz solar:

CH3+CI2 % CH3CI

reacción explosiva

Fotosíntesis en las plantas verdes

c o 2+ h 2o

hv

Hidratos de carbono: alm idón, celulosa, etc.

Fig. 2 - Reacciones fotoquímicas.

EN ERG ÍA Y TRAN SFO RM ACIO N ES Q U ÍM ICAS 65

www.FreeLibros.me

Reídos u b a s e s El conocimiento corriente de ácido y base se funda en experiencias sencillas. Se conoce el sabor «ácido» del vinagre (ácido acético) y de los limones (ácido cítrico) y que el ácido clorhídrico, vulgarmente "salfumán", es corrosivo. Los ácidos reaccionan con los metales situados debajo del hidrógeno en la serie electromotriz, por ej. con el cinc, desprendiendo H2; enrojecen el tornasol, azulean el rojo congo; reaccionan con las bases formando sales. También se conoce el poder cáustico y corrosivo de los álcalis, bases muy fuer­ tes; la propaganda de los jabones de tocador se funda en su carencia de álcali; las bases tienen tacto algo viscoso, sabor áspero, azulean el tornasol; reaccionan con los ácidos formando sales. Precisando más, y según el concepto clásico, se describe: ácido es cualquier sustancia que en disolución acuosa da cationes oxonio o hidronio, H 3 0 +, y base es cualquier sustancia que en disolución acuosa da aniones hidróxido, O H - . Sea el ácido HA y la base M OH, siendo A y M un átomo o grupo atómico; según esta definíclon ocurrirá, para el ácido: HA + H , 0 -» H 3 0 + + A- , y para la base: M OH -> M+ +OH- ; un ácido y una base reaccionan para formar sal y agua según: HA + M OH > MA + H 2 0 . En ciertas sustancias, el H está unido a A por un enlace covalente; por ej. la unión entre H y Cl en el cloruro de hidrógeno gas. Es al disolverlas en agua como se ionizan, dando, en este caso, iones cloruro, Cl- e hidrogeniones o protones, H+, según: HCI —» H+ + Cl- , los protones e unen inmediatamente a una molécula de agua para dar cationes hidronio: H + + H20 -> H 3 0 +; sumando estas dos reacciones queda HCI + H 20 -> H 3 0 + + Cl- ; el ácido clorhídrico, H 3 0 +Cl- , es una diso­ lución de cloruro de hidrógeno en agua. Otras sustandas, como el hidróxido sódico sólido, ya son iónicas en el cristal y al disolverlas en agua sólo se separan y desordenan sus iones, según: Na+(OH)—> Na+ + HO- ; los álcalis son los hidróxidos de los metales alcalinos: Li+O H- , Na+OH- , K+O H- , Rb+O H- , Cs+O H- ; debido a esto, por extensión, las disoluciones básicas se denominan también alcalinas. Otras sustancias, como la metilamina, una base orgánica, al disolverlas, aceptan un pro­ tón del agua dejando libre el hidróxido: C H 3 NH 2 + H20 —> C H 3 NH + 3 + HO- . El esquema general de este proceso, para la base Bl o B:, representan­ do el trazo o los dos puntos un par electrónico, es B: + H20 -» H - B+ + HO- . Resumiendo: en diso­ lución acuosa, el catión característico de los ácidos es el oxonio y el anión característico de las bases es el hidróxido.

) ÁCIDO S Y BASES SEGÚN BRÓNSTED Y LOWRY

/

( )

)

\ )

'

. ; /

/

Unos conceptos más amplios fueron estableci­ dos independientemente por J. N. Brónsted y j. M. Lowry en 1923. Según estos autores, ácido es cualquier entidad o especie, molecu­ lar o iónica, capaz de ceder protones a cual­ quier otra, y base es cualquier entidad o espe­ cie capar de aceptar protones de cualquier otra; es decir, ácido es un dador de protones y base es un aceptar de protones. Cualquier ácido, HA, al perder un protón queda convertido en una base, su base conju­ gada, A- , ya que ésta es capaz de aceptar un protón para convertirse de nuevo en el ácido HA. Cualquier base, B:, al aceptar un protón compartiendo con él su par de electrones, queda convertida en ácido, su ácido conjuga­ do. H - B+, ya que éste es capaz de perder su protón para convertirse de nuevo en la base B:. Dos entidades entre las cuales haya transferen­ cia de un protón constituyen un par conjugado ácido-base. Cuando un ácido HA cede su pro­ tón a la base B: ambos se convierten respecti­ vamente en su base y ácido conjugados, A- y H B +, según la reacción: HA + B: A- + HB+ ácido, base2 base! ácido 2 los pares conjudados son: ácido 1 -basel y base2 -ácido2. Esta reacción puede transcurrir en los dos sentidos, pues también el ácido H -B + puede ceder su protón a la base A- para formar la base B: y el ácido A. Según Brónsted, la ionización de un ácido o de una base es una reacción de equilibrio que implica dos pares conjugados ácido-base, pues un ácido no puede ceder su protón sin una base que lo acepte, y una base no puede aceptar un protón sin un ácido que se lo ceda. El cloruro de hidrógeno gas, HCI, al disolverlo en agua pierde su protón, convirtiéndose en el ion cloruro, C l- , que es su base conjugada. Este protón es aceptado por una molécula de agua, base, mediante uno de los dobletes no com­ partidos del átomo de oxígeno, y se transforma en su ácido conjugado H 3 0 +; el ion cloruro|:CI:]- es una base, pues es capaz de aceptar un protón. En el ácido acético, CH jC O O H , el H unido al oxígeno es protonizable, es decir ácido; los otros tres hidrógenos unidos al car­ bono son escasísimamente protonizables, no son ácidos; el C H 3 C O O H , por pérdida de este protón se convierte en su base conjugada ion

ATLAS DE Q U ÍM IC A 66 www.FreeLibros.me

Ácidos.

Amoníaco

p . .

g agua

HA

------- *

H+ + A-

H20 + H+

------- -

H 30

HA + H , 0

v

H .O

Acido1

*

Base2

Acido2

Acido: dador de protones

en disoludónacuosa

Base-j

Fig. 1 - Definiciones de ácido.

+

H - C ll

+

H -O l I

H

Cloruro de hidrógeno

Agua

Acido^

hno3

+

Acido nitrico

Base2

Acido2

h 2o

h'33 o + +

NOj

Hidronio

Nitrato

Agua

Vinagre

CH 3 COO H

+

H3 0 + +

h 2o

h2 so 4 +

h 2o

H ,0 + +

HSOj

hsq 4

h 2o

h 3o ++

so 4=

+

CH 33 COO Acetato

Acido acético

2H 3 0 + + SO„=

Sulfato

Sulfato ácido Acido cítrico h 3c 6 h 5 o 7

Fig. 2 - Acidos cuya fuerza de acidez dismi-

nh3 Amoníaco

+

NH 3

Amoníaco

NH+ 4

+

Amonio

Fig. 4 - El agua se comporta como ácido y como base.

A C ID O S Y BASES 67 www.FreeLibros.me

NH2 Amiduro

Reídos

i| b a s e s

acetato, C H 3 C O O , este protón lo acepta la ) base agua H 2 0 , y se convierte en un ácido con­ jugado H 3 0 +; a su vez el ácido H 3 0 + puede ceder un protón a la base C H 3 C O O H - para for­ mar de nuevo H20 y C H 3 C O O H . La tendencia de la base C l- a aceptar un protón es muchísi­ mo menor que la base C H 3 C O O - , o sea la tencencía del ácido HCI a cederlo es muchísimo mayor que la del C H 3 C O O H . El amoníaco, NH 3 es gas a temperatura ordina­ ria; al disolverlo en agua se comporta como base, pues el N posee un doblete no comparti­ do capaz de aceptar un protón para formar su ácido conjugado, el ion amonio N H j; aquí el agua se comporta como ácido, pues cede un \ H + a la base :N H 3 y se convierte en su base conjugada HO - ; la reacción de equilibrio es N H 3 + H20 ¡f* N H | + H e r ­ base] ácido 2 ácido] base2 La fuerza de un ácido se mide por su tendencia a ceder protones, y la fuerza de una base por su ten- ( dencia a aceptar protones. De los ejemplos citados, el ácido más fuerte es el HCI, pues es el que cede más fácilmente un protón; la base más débil es el Cl- , pues es la que acepta más difícilmente un pro­ tón, y la base más fuerte es el ion hidróxido HO- . Por tanto: cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado. ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS En los conceptos de ácido-base vistos hasta aquí, el protagonista es el protón. En 1923 C .N . Lewis estableció las siguientes definiciones, más generales, en las que no figura el protón: ácido es cualquier entidad o especie, molecu­ lar o iónica, capaz de aceptar Ia compartición ( de un par electrónico de cualquier otra, y base ) es cualquier entidad que dispone de un par electrónico y puede compartirlo con cualquier otra; o sea, ácido es un aceptar de un par elec­ trónico y base es un dador de un par electróni­ co, siem pre compartiéndolo. Una reacción ácido-base es la compartición de un doblete, procedente de una base, entre ácido y base; la entidad resultante se suele denominar com ple­ jo coordinado; la reacción general es la del ácido A con la base B: para dar A - B. En las reacciones: H + +CIHCI, H + + H 2 Ó: -> H 3 0 + y H + + :N H 3 —> N H }, las bases de Lewis con un par electrónico disponible son respectivamente: I:CI: T , H ,Ó : y N H ¡, y el ácido de Lewis aceptor del par electrónico es el / protón H +. Una reacción ácido-base, en la que no interviene el protón, es la del ácido de Lewis trifluoruro de boro F3B que acepta la compartíción de un par electrónico procedente de la

base de Lewis amoníaco: :N H 3 que cede com­ partiéndolo su par electrónico; se forma el complejo coordinado F3B - NH3. Otra reac­ ción ácido-base de _Lewis es la del F3B con el éter etílico (C 2 Hr,)2 Ó: para formar el eterato tri­ fluoruro de boro. F3B - O (C 2 H 5)2. PRODUCTO IÓ N ICO DEL AGUA El agua, el disolvente más usual de ácidos y bases, se comporta como ambos. Una molécu­ la de agua H20 se comporta como ácido, con­ virtiéndose en su base conjugada HO - , al ceder un protón a cualquier base; una molécu­ la de agua se comporta como base, convirtién­ dose en su ácido conjugado H 3 0 +, al aceptar un protón de cualquier ácido. Así una molécu­ la de agua-ácido puede ceder un protón a otra molécula de agua-base para formar la base hidróxido y el ácido oxonio o hidronio; a su vez, puede saltar un protón de H 3 0 + al HO para formar dos moléculas de agua, según la reacción de equilibrio: H20 + H20 ¡f* HO - + H 3 0 + ácido ¡ base2 base] ácido 2 en el agua pura esta reacción está muy desplaza­ da hacia la izquierda, es decir las cantidades de iones oxonio e hidróxido son extremadamente pequeñas. Sea [H 3 0 +] la concentración de iones oxonio, o lo que es lo mismo [H+] la concentra­ ción de hidrogeniones o protones, y [OH- ] la concentración de iones hidróxido; se denomina producto iónico del agua al producto de la con­ centración de iones oxonio, o sea la de protones, por la concentración de iones hidróxido; este pro­ ducto es siempre constante; su expresión y valor es: K = [H3 0+ ] ■[OH- ] = [H+][O H- ] = 10- 1 4 (mol/litro)2. En el agua pura la concentración de iones oxonio, o la de protones, vale [H 3 0 +] = = [H+] = 10- 7 ¡ones-gramo/litro = 10- 7 mol/lltro; por tanto la concentración de iones hidróxido, también valdrá |O H- ] = 10- 7 mol/litro, pues ambas han de ser ¡guales. Al manejar potencias de 10 negativas, es más cómodo utilizar la notación p de la magnitud que sea, que aquí será el pH, que es igual al logaritmo decimal de la inversa de la concen­ tración de ion oxonio, o sea el logaritmo cam­ biado de signo de la concentración de oxonio: pH = - log [H 3 0 +] = - log [H +], En agua pura y en las disoluciones de sales neutras, sera pH = - log 10 - 7 = 7, y también pOH = - log [OH- ] = 7. Como el producto iónico del agua es cons­ tante, al añadir un ácido al agua aumenta la concentración de oxonio, disminuyendo la de hidróxido, y pH < 7; al añadir una base dismi­ nuye la concetración de H 3 0 +, aumentando la de O H - , y pH >7 (lám. F/6 , fig. 1).

ATLAS DE Q U ÍM IC A 68 www.FreeLibros.me

Base.

Reídos

ij b a s e s de

B: + H20 -----— H -B ++ OH Potasa , cáustica

Base: aceptor de protones

M O H----- — M+ + OH"

H id róxido potásico KO H

F/S

Leíais

Base: da aniones hidróxido en disolución acuosa

Fig.1 - Definiciones de base.

Sosa cáu stica

H id ró xid o só d ico N aO H

Cal

K+OH -

K+

+

OH“

Na+

+

OH-

C a++

+

2 OH’

M g++

+

2 OH'

H id róxido potásico H id ró xid o c a lc ic o C a (O H )2

N a+O H " H id ró xid o sódico

C a ++(O H -

1 A m o n ía co | acuoso

) 2

H id ró xid o c a lc ic o H idróxido am ónico n h 4o h

M g++(O H -

Fig. 2 - Bases cuya fuerza de basicidad disminuye.

^

) 2

H id ró xid o m agnésico Fig. 3 - Algunas bases hidroxílicas.

Á cid o de Le w is

; Base de Lew is i Com puesto co ord inad o

Á cid o de Le w is ;

5P5 H H+

-fl

+

h

H

:o :

h

H i H-N-H

:Ó:H

H I H -N -H H i—

F f

:b

C om puesto coordinado

F H

H +

:n :

f

F :B

Base de Lew is if

h

—

f

F H

h

1 . C 2H5 U +1 ; 0 ^

F Trifluo ruro d e boro

1 . . / C 2H5 f

-

b :o

1

| |

: b : n :H

Éter e tílico

c

2h 3

s| Eterato trifluo ruro d e boro j

Fig. i - Ácidos y bases de Lewis y compuestos coordinados.

Á C ID O S Y BASES 69 www.FreeLibros.me

Ácidos

q bases

HIDRÓLISIS Hidrólisis acida es la reacción de una sal de un ácido fuerte y una base débil con las moléculas de agua liberando iones oxonio; hidrólisis bási­ ca es la reacción de una sal procedente de un ácido débil y una base fuerte con las moléculas de agua liberando iones hidróxido. En ambos casos se dice que la sal se ha hidrolizado. Un ejemplo de hidrólisis ácida es la del cloru­ ro de alum inio, de fórmula empírica A IC I3, sal procedente del ácido clorhídrico, fuerte, y del hidróxido de aluminio, débil. Los cationes metálicos en disolución acuosa están solvatados, o sea rodeados por un cierto número de moléculas de agua, que en el caso del A i3+ es seis; por tanto en una disolución acuosa de A ICI 3 , habrá los iones Cl- , también solvatados, y los [AI(H 2 0 ) 6]3+; la reaccción de estos catio­ nes con el agua es: [Al(H 2 0 ) 6 J3+ + H 20 —> [Al (H 2 0 ) 5 (0 H )]2+, o considerando el catión sin solvatar sería: A l3+ + 2H 20 —> [A I(O H )]2+ + H 3 0 + ; y esta disolución es de pH < 7. Un ejemplo de hidrólisis básica es la del aceta­ to sódico C H 3 C O O N a, sal procedente del ácido acético, débil, y del hidróxido sódico, fuerte; en una disolución de esta sal hay los iones Na+ solvatados y C H 3 C O O - ; la reacción de los aniones con el agua es: C H 3 C O O - + H20 -» C H 3C O O H + HO - ; esta disolución es de pH > 7. Según la teoría clásica, el A lC I 3 es una sal de hidrólisis ácida, pues aumenta la concentra­ ción del H 3 0 + del agua, y el C H 3C O O N a es una sal de hidrólisis básica, pues aumenta la concentración del O H - del agua. Según la teo­ ría de Brónsted y Lowry, el [Al(H 2 0 ) 6]3+ es un ácido, pues libera un protón, su base conjuga­ da es [AI(H 2 0 ) 5 (0 H )]2+, y el C H 3 C O O - es una base, pues acepta un protón, su ácido conjuga­ do es el C H 3 C O O H . Según la teoría de Lewis, el A l3+ es un ácido, pues acepta la comparti­ ción de un par electrónico de la base [H O :]- ; y el [CH 3 C O O :]“ es una base, pues cede, com­ partiéndolo, un par electrónico al ácido H +. Un significado más amplio de hidrólisis que abarca los anteriores es la reacción por la cual una entidad o especie química se convierte en dos entidades por acción del agua. La entidad X-Y se rompe en dos, quedando una con el doblete del enlace y la otra sin él; generalizan­ do más, una queda con exceso y otra con defecto de densidad de carga electrónica. A su vez, el agua, H-O H, se rompe dando el protón, que se une a la parte más electronegativa for­

mando X-H, y el hidróxido que se une a la parte más electropositiva formando Y-OH. Así la hidrólisis del sulfuro de alum inio: AI 2 S3 + 6 H 20 —> 2 A l(O H ) 3 + 3H 2 S; se ha formado una base, el hidróxido de alum inio, y un ácido, el sulfhídrico acuoso. La hidrólisis del tricloruro de fósforo es: PCI3 + 3H 20 -> P(O H ) 3 + 3H CI, se han formado dos ácidos: el ácido ortofosforoso P(OH)3, o sea H 3 P 0 3, y el clorhídrico acuoso. NEUTRALIZACIÓN Se denomina neutralización a la reacción de un ácido con una base, en la que se forma agua y, como subproducto, una sal; propiamente es la unión del oxonio o del protón con el hidró­ xido. En la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, muy ionizados, reaccionan los iones H 3 0 +, o sea los H+, con iones O H - , no interviniendo ni el anión del ácido ni el catión de la base. La neutralización es: H 3 0 + + HO —> 2H 2 0 , o bien: H + + HO - —> H 2 0 . La neu­ tralización del ácido nítrico H N 0 3 con el hidróxido potásico K O H „ ambos fuertes, para formar agua y la sal nitrato potásico K + N O j es H 3 0 + + N O j + HO - + K+ -> 2H 20 + N O J + + K+, donde no intervienen ni los iones nitrato ni los iones potásico; otra reacción de neutrali­ zación es la del ácido dó rico , H 3 0 +CICPj o sea H + C lO j, con el hidróxido sódico, ambos fuertes, para formar agua y además clorato sódico Na+CIOjf. Las sales procedentes de un ácido fuerte y de una base fuerte no se hidrolizan; sus disoluciones contienen los iones de dichas sales. En el primer ejemplo citado estos iones son K+ y N Ojj, y en el segundo Na+ y C IO J; al evaporar el agua queda un residuo sódico constituido por los cristales iónicos de la sal. Las disoluciones de las sales de un ácido fuerte y una base fuerte son prácticamente neutras. En las disoluciones neutras el pH = 7, ya que la concentración de iones oxonio y de iones hidróxido es la misma que la del agua pura. La neutralización de un ácido débil con una base débil, ambos poco ionizados, puede representarse por: HA + M OH -> H20 + M+ + + A- , como la del ácido con el hidróxido amó­ nico C H 3C O O H + NH4O H -» H 20 + N H | + C H 3 C O O - , quedando también el anión del ácido y el catión de la base. Las disoluciones de sales de ácido débil y base débil son tam­ bién neutras.

(Continúa en la pág. 90)

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 70

Hidrólisis. Neutralización

K = [ h 3 o +] [ o h 1

io m

=

Producto iónico del agua

K = [H+] [OH"] = 10 En agua pura neutras

0

en disoluciones pl_j_ 7

[H30 +] = [O H “] = 1 0 -7

14

io n e s - s —

ro

En disoluciones acidas pH7

Hidrólisis ácidá

CH3 C O O H + O H HCN

Hidrólisis básica

fó rm ula general

h 3 o ++ o h •MH-OH- — )

+

OH"

2HoO 21420+M ^+A

Ácido fuerte con báse fuerte

N a+O H ~ — ) HA

+ MOH

2

H2 O + Na++ Cl-

— > H20 + M+ + A~

Ácido débil con base débil

CH3 COOH + NH4OH -aH 2 0 + N H Jf CH3 C O O Fig. 3 - Neutralización.

H Ind Forma ácida

H l n d + :B — ^

H + + lnd~ Forma básica

In d ~ + H - B + |

Reacción del indicador con una base

Fig. 4 - Reacciones del indicador.

Fig. 5 - Viraje del indicador con la concentración de iones H O .

Á C ID O S Y BASES 71 www.FreeLibros.me

Misceláneo ÁCIDO SULFÚRICO H 2 S 0 4. El ácido sulfúrico o sulfato de hidróge­ no es uno de los productos químicos más importantes y más utilizados, tanto en el labo­ ratorio como en la industria. El ácido sulfúrico corriente es una m ezcla, al 98% de sulfato de hidrógeno y 2 % de agua. Obtención.— El producto de partida inmediato para la obtención del sulfato de hidrógeno es el dióxido de azufre o anhídrido sulfuroso, S 0 2, gas incoloro, irritante y picante. La materia prima es la pirita, bisulfuro ferroso, FeS2, o el azufre, S, que por tostación al aire en un horno rotatorio forman S 0 2. El dióxido de azufre se oxida con oxígeno, en presencia de catalizadores, a trióxido de azufre o anhídrido sulfúrico, S 0 3, según la reacción de equilibrio fuertemente exotérmica: 2 S02 + 0

2

Ca t a l l z a d o

r — >2

SO j A = - 45 kcal,

reacción que industrialmente se realiza en las condiciones más favorables de equilibrio para conseguir un máximo rendimiento. Por reac­ ción, también exotérmica, del anhídrido sulfú­ rico con el agua, se forma el ácido sulfúrico: S 0 3 + H 20 —> H 2 S 0 4. El sulfato de hidrógeno se obtiene industrialmente por dos procesos: a) Método de las cámaras de plomo. — Llamado así porque la instalación para obtener el ácido sul­ fúrico consta de dos grandes cámaras, recubiertas interiormente por plomo. Antes de estas cámara hay la torre de Glove y después, la torre de GayLussac, ambas recubiertas también interiormente por plomo y rellenas de ladrillos resistentes al ácido. Los catalizadores para la oxidación del S 0 2 a SO 3 son óxidos de nitrógeno, NO y N 0 2, los cuales intervienen en las reacciones del proceso. El S 0 2 proveniente de la tostación de la pirita o del azufre entra, junto con aire, en la torre de Glover por su parte inferior. Por la parte superior de esta torre entra una lluvia de ácido sulfúrico diluido, procedente de las cámaras de plomo, y una mezcla de ácido sulfúrico concentrado y óxidos de nitrógeno, procedente de la torre de Gay-Lussac. Por el fondo de la torre de Glover sale el ácido sulfúrico concentrado obtenido. El S 0 2 que no ha reaccionado en la torre de Glo­ ver pasa, junto con los óxidos de nitrógeno, a las cámaras de plomo, donde recibe, desde el techo, una lluvia fina y abundante de agua, y por la parte inferior sale ácido sulfúrico diluido que va a la superior de la torre de Glover. Los óxidos de nitró­ geno que salen de las cámaras van a la torre de

Gay-Lussac, donde se mezclan con una lluvia de ácido sulfúrico concentrado procedente de la torre de Glover. Esta mezcla se conduce desde el fondo de la torre de Gay-Lussac al techo de la torre de Glover, a fin de reciclar los óxidos de nitrógeno en el proceso; en la torre de Gay-Lussac hay una chimenea para escape del nitrógeno del aire. El ácido sulfúrico que sale por el fondo de la torre de Gay-Lussac es del 78% en H 2 S 0 4. b) Método de contacto. — Llamado así porque la reacción difícil: 2 S 0 2 + 0 2 —>2 S 0 3, o sea la oxidación del S 0 2 a S O ,, ocurre al poner en contacto los gases, dióxido de azufre y oxíge­ no, en presencia del catalizador sólido. El cata­ lizador empleado es el platino, Pt, o el pentóxido de vanadio, V 2 O s. El S 0 2, antes de ser oxidado a SO ¡, se ha de purificar muy cuida­ dosamente, pues las impurezas envenenarían al catalizador; también se ha de secar. El dióxido de azufre procedente de la tostación de la pirita o del azufre entra en una torre depu­ radora que contiene filtros separadores de polvo; al salir de ésta, entra en una torrre donde se lava con lluvia de agua; luego va a otra torre, donde se seca mediante lluvia de ácido sulfúrico con­ centrado. El S 0 2 puro y seco entra, mezclado con aire, en la torre de contacto, donde se oxida a S 0 3; el catalizador Pt o V 2 O s, a fin de presen­ tar mayor superficie de contacto para los gases, se distribuye, finamente dividido, sobre soportes. Los gases que contienen S 0 3 pasan a la torre de absorción, donde se absorben sobre ácido sulfú­ rico cocentrado para dar: ácido sulfúrico del 98% , si se añade agua a una velocidad apropia­ da, ácido sulfúrico del 1 0 0 % , o bien óleum que es S 0 3 disuelto en hl2 S 0 4; el producto obtenido se extrae por el fondo de la torre. Hay una chi­ menea para escape de gases, como nitrógeno. Propiedades. — El sulfato de hidrógeno es un líquido incoloro, muy corrosivo y denso, densi­ dad = 1,83 g/cm3. Es deshidratante porque tiene gran avidez por el agua; al juntar ácido sulfúrico y agua se desprende calor, pues la reacción H 2 S 0 4 + 2 H20 —>2 H 3 0 + + SO |“ , es exotérmi­ ca. El H 2 S 0 4 es un ácido fuerte, es decir en diso­ lución acuosa está casi totalmente ionizado. El H 2 S 0 4 en un ácido diprótico o dibásico; origi­ na dos series de sales: las sales neutras, en las que sustituye sus dos protones por cationes metálicos, como K2 S 0 4 sulfato potásico, C a S 0 4 sulfato cálcico, AI2 (S 0 4) ¡ sulfato de aluminio; y las sales ácidas, en las que sustituye un solo protón por catio­ nes metálicos, como K H S 0 4 hidrogenosulfato potásico, C a(H S0 4 ) 2 hidrogenosulfato cálcico.

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 72

Ácido

F / 7

sulfúrico

2FeS2 + "/20 2—> 4S0 2 + Fe20 , Pirita

^

- -................... ..........- --------------- - - --------

^

s + o, — ^ so-

m Azufre

2 S 0 2

Z.

+

0

2 P

f

4

”

D ió x id o d e azu fre o anhíd rid o sulfuroso

2 S 0 3

Trió xid o de azu fre o anhíd rid o su lfúrico

SO3 ~t~ H2Q —) h 2s o 4

Ácido sulfúrico

Fig. 1 - O btención de ácido sulfúrico.

C him enea Torre d e G ay -^ jssa c^ Cám ara d e plom o C á m ara d e plomo Torre G!ov
A : B, o A + + : B_ fc » A : B. El tricloruro de aluminio, AICI3, en estado gaseoso es un dímero y en estado sólido un polímero; su polimerización se realiza por un mecanismo polar. El tricloruro de aluminio inter­ viene en muchos procesos químicos catalíticos; uno de ellos es el craqueo del petróleo para obte­ ner la gasolina. La rotura de una entidad median­ te mecanismo pealar se denomina heterolítica. Macromoléculas naturales.— Las formas alo­ trópicas cristalinas del carbono, diamante y grafito, son macromoléculas; en ambas la uni­ dad fundamental es el átomo C. El polim orfis­ mo consiste en la existencia de una misma sus­ tancia en formas o variedades estructuralmente distintas y con propiedades distintas; en el caso

de los elementos el polimorfismo se denomina alotropía, y a sus diversas variedades cristalinas y a las amorfas, formas alotrópicas. El diamante es una manifestación elegante del carbono tetracovalente y tetraédrico. En el cristal del diamante cada átomo ocupa el centro de un tetraedro regular y está unido por enlaces cova­ lentes a otros cuatro átomos de carbono situados en los vértices. Cada C de estos vértices se puede considerar en el centro de un tetraedro unido a otros cuatro C de la misma manera, éstos a otros, etc., distribuidos siempre en forma tetraédrica y unidos por fuertes enlaces covalen­ tes, hasta constituir la macromolécula cristalina. Esta estructura explica la elevada dureza y la mala conductividad eléctrica del diamante. El grafito es la forma más estable del carbono. Estructuralmente está constituido por capas o láminas de átomos, que se hallan colocados en los vértices de hexágonos regulares. Cada átomo de carbono está unido por enlaces covalentes a otros tres situados en un mismo plano o lámina, y por fuerzas de Van der Waals a un cuarto átomo de C situado en otro plano y a mayor dis­ tancia que los anteriores. Esta estructura explica por qué el grafito se escinde fácilmente en delga­ das láminas y puede emplearse como lubricante; también se usa para fabricar minas de lápices. Las otras formas del carbono son microcristallnas o amorfas, pues está desmoronado y desor­ denado el retículo del grafito. Los compuestos del carbono con otros elementos en los que se mantiene el C tetracovalente y tetraédrlco son los alifáticos. Los compuestos con ios átomos de C situados en un mismo plano y distri­ buidos hexagonalmente como en el grafito son los aromáticos bencénicos; el más típico es el benceno. El silicio, elemento del grupo del C, cristaliza con la estructura del diamante pero sus distancias interatómicas son mayores. El cuarzo es una forma cristalina del dióxido de silicio; su estructura explica por qué el S i0 2 funde a elevada tempera­ tura, unos 1.700 °C, mientras que el C 0 2, un monómero, es gas a temperatura ordinaria. El fósforo posee alotropía. Una variedad es el fósforo blanco, constituido por moléculas P4; otra variedad es el fósforo rojo, que es macromolecular, es más estable y mucho menos solu­ ble y venenoso que el fósforo blanco. Los óxi­ dos del fósforo son el hexaóxido de tetrafósforo P4 O f) y el decaóxido de tetrafósforo P4 O 10; pueden considerarse dímeros de sus fórmulas empíricas P2 0 ¡ y P2 O s respectivamente. El azufre presenta dos formas alotrópicas crista­ linas: rómbica y m onocíclica, constituidas por moléculas S¡, (lám. C/2, fig. 5) y otra polimérica, en forma de largas cadenas de átomos de azufre unidos en zigzag.

ATLAS DE Q U ÍM IC A 84

,

+

. r ^

rnrr—

4 _R '

Mi l anismo polar

A a+

®

A -R

u¡™ ao de

Mtogeno

Jitro g e n ^

n\

x

/a -

\Q x

T T

/>

/ ó

: Br=i ¡ E ÍA7: B Í a 7 B b ó = W f - ó - N s= ó ^ ' v V Ai-, CH2- CH2-—>*CH2— CH2- CH2- CH2"—HCH2— A[CH 2 - CCH2 H 2— - ]]n„ ;; CH2= CH 2 = C H 2 2'™*,rio T d e dinitrégeno

ICII

Rotura del enlace

+

:Bí=t A - B

A l- B

+

: b a :

a

b

,:

b

ICI I

^ l£, f

+

X

>g;

ICII a|

ICIÍ

/

ic iC \ c í/ V il Trie-Inri ,rn rlt* nluminirv rífmnrn

ic ii

-

(p.oj,

.r

r

P.O *

/ CIX ICI I

^Al X X AI 7

m

o

D ím e r o s d e i t r ió x id o v d e l p e n íó x id ó d e d ifó s fo ro

D ia m a n t e

C o n fig u ra c ió n y c o n fo r m a c ió n d e la g lu c o s a . T o d o s lo s O H e s tá n e n tr a n s y e n p o s ic ió n e c u a to r ia l; io s H e stá n e n p o ste io n a x ia l '

C a d e n a d e a lm id ó n

C o nfo rm ació n de la t é lulo sa

Hexamétilendiamina

HOOC

M o nó m ero d e l n y lo ri. óó

C ° [ 0 H + H iO - C H - C H - O H

Acido tereftólico

^

O II

os o 0=C

+ H O - C H f C H - C H t O H — 3 •H O O C

-I

Etilenglicol

OH

G lice rin a

HOOC

co o cH rC H rO H

Anhídrido ftálico

Monómero de un poliéster CO

,C - 0 - C H r C H - C H r O H .

OH r\r

-C O

' '

M o nó m ero d e g lip ta l re s in a a lq u íd ic a

C OCH

\ O V C O [ ° C H r C H r O C O - C .H j-co] O C H t C H , o — ' Dnl:_____________________”

OH U n g lip ta l lin e a l

En A, m ecanism os d e polim erización . — B, fósforo y dím eros d e trióxido y d e pentóxido d e fó sfo ro .

—

C,

m acro -

m oléculas naturales.- d iam ante, grafito. — D, polím eros d e co n d en sa ció n : (a), alm id ón ; (b), ce lu lo sa; (c), p o lia m id a j (d), poliéster.

www.FreeLibros.me

M ISCELÁNEA 85

Miscelánea

Polímeros.— Son, como ya se dijo, moléculas gigantes y sus elementos, unidos por fuertes enlaces covalentes, se disponen en largas cade­ nas o grandes láminas, unidas, éstas, por fuerzas más débiles. En los sólidos cristalinos, estados ordenados, las fuerzas de unión entre los ele­ mentos que forman el cristal, covalente o iónico, son muy fuertes; en los líquidos y gases, estados desordenados, las fuerzas de unión entre los ele­ mentos de la molécula son fuertes, pero las fuer­ zas de atracción entre las moléculas son débiles. Los polímeros podrían representar estados inter­ medios entre ambos, por lo cual presentan unas propiedades físicas características, como son: alta masa molecular, elevada fuerza tensil, elasti­ cidad, capacidad para formar fibras, etcétera. W. H. Carothers clasificó los polímeros en dos tipos: de condensación y de adición. Los POLÍM EROS DE C O N D EN SACIÓ N se for­ man por eliminación de agua u otra molécula sencilla entre los monómeros. Polímeros de condensación naturales son los hidratos de carbono: glucógeno, sustancia de reserva de los animales, almidón, sustancia de reserva de las plantas, y celulosa, sustancia de sostén de las plantas, cuyas unidades funda­ mentales son restos de glucosa. Polímeros de condensación sintéticos lineales son las fibras. Fibras poliam idas.— Las uniones para formar las cadenas son de tipo amídico, es decir, obte­ nidas por elim inación de una molécula de agua entre el O H del carboxilo de un ácido y el H de una amina. La más típica e importante es el nylon, la primera fibra sintética constituida por unidades pequeñas. El nylon 6 6 fue sintetizado a partir de ácido adípico y hexametilendiamina por W. H. Carothers en 1932, tras diez años de estudios sobre polímeros. Fibras poliéster.— La unión de sus unidades fundamentales es de tipo éster, o sea formada por eliminación de agua procedentes, del OH de un ácido carboxílico y el H de un alcohol; hay otros métodos de obtención. Las más típi­ cas son las derivadas del ácido tereftálico y el etilenglicol; nombres registrados son: terlenka, tergal, terylene, etc. Polímeros de condensación reticulados de tipo poliéster son las resinas alquídicas, formadas por condensación de ácidos polibásicos (o sus anhídridos) con alcoholes polihidroxilados. Los gliptales, derivados del anhídrido itálico y de la glicerina, se emplean en pinturas y barnices. Los POLÍM EROS DE AD ICIÓ N se forman por unión de las moléculas de un monómero no saturado; la fórmula empírica del polímero es igual a la del monómero. El caucho naturales un polímero de de adición del

isopreno o 2 -metilbutadieno, y el caucho sintético o neopreno, del 2-cIorobutadieno. El caucho es elástico porque las cadenas poliméricas se distri­ buyen al azar y pueden modificar sus posiciones relativas. El caucho natural es demasiado blando, sus propiedades se mejoran por el proceso de vul­ canización, consistente en calentarlo con azufre; se obtiene así el caucho vulcanizado. El eteno o etileno y el propileno, productos petroleoquímicos obtenidos en el craqueo, se polimerizan respectivamente a polietilenoo politenoy a polipropileno por saturación de los dobles enla­ ces entre carbonos. Se emplean en la manufactu­ ra de tubos, frascos, envases, embalajes y utensi­ lios domésticos e industriales. El teflón es tetrafluoroetileno polimerizado; es estable hasta unos 325 °C y un aislante eléctrico. El estireno o vinilbenceno forma polímeros en cadena, que se pueden reticular con p-divinilbenceno. El esqueleto de las resinas intercam­ biadoras de iones es de poliestireno reticulado con p-divinilbenceno. El monómero 2-metil propenoato de metilo o ametilacrilato de metilo, C H 2 =C(CH 3 )C O O C H 3, denominado comúnmente metacrilato de metilo, se polimeriza, en presencia de peróxidos como catalizadores, a polimetacrilato de metilo, resul­ tando las resinas acrílicas. El polimetacrilato de metilo, - |C H 2 -C (C H 3 )(CO O CH 3)]n, es un sólido termoplástico y moldeable, por lo que se emplea para recubrimientos; es transparente, de elevado índice de refracción, pudiéndose usar en vez de vidrio, p. ej. para ventanas y objetos transparen­ tes. Debido a sus excelentes propiedades ópticas se utiliza en la manufactura de lentillas; permite colorearlo con una amplia gama cromática; se expende bajo los nombres comerciales: «plexi­ glás», «perspex», «lucite». El acrilonitrilo, C H 2 =CH CN, se ha utilizado como co-monómero en la obtención de cau­ chos y plásticos. Polimerizado como monóme­ ro único produce el p oliacrilo n itrilo , - |C H 2 -C H (C N )]n. Puede reticularse para for­ mar resinas. Se prefiere polimerizarlo lineal­ mente para formar fibras, las cuales son espe­ cialmente resistentes a la humedad y a la luz solar. Estas fibras acrílicas se emplean en la manufactura de géneros de punto y en la indus­ tria textil para fabricar tejidos. Otro tipo de polímeros son los constituidos por cloro y carbono, como el PP-xineno, sintetiza­ do por M. Bailester y colaboradores, de Barce­ lona. Los cloruros de carbono son de estructu­ ra definida; son estables hasta temperaturas de 500 °C y más, a la radiación ulrtravioleta, a agentes químicos enérgicos como el ácido nítrico fumante y óleum ; son insolubles, incombustibles y aislantes eléctricos.

ATLAS DE Q U ÍM IC A www.FreeLibros.me 86

H/3

Polímeros

o II

O II

c - o - c h 2c h c h 2- o - c

I O I

O II

O II

o - c h 2c h c h 2- o - -

c - o - c h 2c h c h 2- o - c

0 1 o = c

° i ?t

fi

„c

?

? ,? ,

c — O — C H 2C H c h 2— o — c

íí

?l

?

c — O — C H 2C H C H 2— O —

c — o — c h 2c h c h 2— o - c

o C lip ta le s, resinas alq u íd ica s. CH 3

---------------------------------------------------------------- C H ,

&

I

C H 2= C - C H = C H 2

I

/

(a) 2 - m etilbutadieno, isopreno

\

I

C a u c h o natural

Cl I

Cl I CHj= C - C H ib)

CH,

I

C H 2- C = C H - C H 2 - Í C H 2- C = C - C H 2- ; n C H 2 - C = C H - C H r

____ ^

= CH2

C H 2- C = C H - C H 2 ( - C H ¡ - C C I = C H - C H 2) „ C H , - C C I = C H - C H 2- -

2 - clorob u tadien o

C a u c h o sintético

C a u ch o natural

C a u c h o v u lca n iza d o . U nion es S intercarfenas

Elasticid ad del c a u ch o por m o d ificació n d e las posicio n e s de sus cadenas -CH - C H 2 ( - C H - C H ^ s- C H - C H 2 --

c h

2=

2

c h

C H 2 - C H 2 ( C H 2 - C H 2- ) ¡ t

Eteno o etilen o

2 - C H 2- --(d)

ch

Poli teño o p olietileno C Hh 3

/

c h

3

\

ch

3

I - CH H -- CC H H 2 - y\ CCHH--CCH H 2- ^ ¡ CC HH -- C H ^

C H 3- C H = C H 2_ > C 6H s- C H = C H 2

c„H s

f:„ H .

-C H -C H 2 (

c

Estireno o vin ilb e n ce n o

C tH ,

Propeno o propi Ierro

H - C H 2) - C H - C H ,- -

Poliestíreno lin eal

C F 2= C F 2

Ig.t.rallügLetil.gnp............................

(c)

-~ c

Poliestireno reticu lad o con d ivin ilb en cen o

C„H-, ch

=

ch

2

ch

=

ch

2

h

-

C6 Hs

$

K C L_

-

c h

P iv im lR -n ce n C

0

. a

;| K

c 6h s

é)

M

-

L

C.H;

. a

) K

ch

2-

c h

-

c h

2-

c h

-

C„HS

ch

2-

c h