Unidad 8

UNIDAD 8

SOLUCIONES

              Al comienzo del curso señalamos que las soluciones son sistemas homogéneos (por lo tanto son una sola fase),  formado por mezclas de diferentes sustancias puras (diferentes tipos de moléculas). También vimos que estas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.

              Estos  sistemas tienen una importante presencia, tanto en sistemas de materia viviente como en materia inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Pueden ser muy complejos cuando el número de diferentes sustancias mezcladas es muy elevado o bien simples como ternarios (3) y binarios (2).

              Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan:

Soluto: Componente (s) que se encuentra (n), comparativamente, en menor proporción y

Solvente: Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.

              Sin embargo, cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.

              Similarmente, cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.

Sistemas de Solubilidad infinita

               El soluto y el solvente se mezclan en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones.  Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o a polaridad también se mezclan sin limitaciones. Son situaciones de solubilidad infinita.  El concepto de solubilidad ya ha sido presentado con anterioridad.

Sistemas Saturados

               Las limitaciones aparecen con mucha claridad cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o bien  originalmente gas con líquidos. Estas situaciones límites se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad  y que ahora parece oportuno volver a recordar.

              La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y  Temperatura.  

               Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con  el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta. Para  que una solución se considere saturada basta que la cantidad de soluto disuelto corresponda a la solubilidad haya o no tal equilibrio.

Por lo general, la solubilidad de los sólidos originales en líquidos aumenta al aumentar la Temperatura del solvente. Las variaciones de Presión no tienen gran efecto.

             En cambio, la solubilidad de gases originales en líquidos crece al aumentar la Presión y disminuye al aumentar la Temperatura.

Sistemas Sobresaturados.

            ¿En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad? , pero es una situación inestable y se conoce como sobresaturación.    Se obtienen llevando al sistema a la situación de saturación a alta temperatura y se baja bruscamente la temperatura. Mientras el sistema no se estabilice se encuentra en situación de sobresaturación. El sistema vuelve a la normalidad cuando se den las condiciones cinéticas para que  el soluto en exceso precipite como sólido o bien sea liberado como gas.

Sistemas Diluidos.

             Son aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad. Son los casos más numerosos y en torno de ellos se desarrolla el tema de Soluciones  y sus propiedades.

Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones.

              En primer lugar, para trabajar cuantitativamente con soluciones es preciso visualizar los componentes del sistema para asignar sin confusiones  los conceptos de soluto, solvente, solución, las respectivas masas, volúmenes y densidades.   El siguiente gráfico puede ayudar en ese sentido:

En el gráfico anterior representamos, en amarillo, moles de partículas de una sustancia (“ soluto") antes de disolverla, se indica el N° de moles y se calcula la masa  de la sustancia conociendo el Peso Molecular de la misma. Luego, representamos, en celeste, el líquido que disolverá la sustancia (“solvente " ), se indica el volumen del líquido y se calcula su masa conociendo la densidad del líquido puro. Estos sistemas se mezclan formando la solución representada en color verde, las partículas de soluto las graficamos del color de la solución (aunque sabemos que son invisibles), se indica un hipotético volumen de solución (ligeramente mayor al del líquido puro) y se calculan la masa y la densidad de la solución.

                Recalquemos las relaciones más importantes y hagamos algunos comentarios de importancia.

             Masa de solución = Masa de soluto  +   Masa de solvente

           Todas estas magnitudes son  Extensivas pues dependen del tamaño de la solución

                Obsérvese que el volumen que tiene la sustancia que va a disolverse, en su estado original, no guarda ninguna relación con el volumen que vaya  a ocupar el soluto en la solución. De allí que sea muy difícil estimar el volumen de una solución a partir de la información de las sustancias de partida.  El volumen de una solución es un dato que se obtiene experimentalmente (por medición).       

               Teniendo claros los conceptos de masa y volumen de solución comprendemos el concepto de:

       Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución

                La Densidad de la solución es Intensiva, no depende  del tamaño de la solución, es un cociente  de propiedades Extensivas.

LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

La forma usada para caracterizar una solución, luego de especificar el soluto y el solvente, es establecer la relación entre las cantidades de ellos.  Esta relación es la Concentración,  que implica un cociente entre una cantidad de soluto y una cantidad de solución, o bien de solvente. Nuevamente por ser la concentración un cociente entre magnitudes Extensivas es una magnitud Intensiva.  Se comprende el carácter intensivo de la concentración, es decir el de una magnitud propia de la solución e independiente de la cantidad de la solución, si pensamos en una bebida de fantasía que tiene siempre las mismas características (color, sabor, concentración), no importando si se adquiere en tamaño individual, mediano o familiar.  De lo dicho se infiere que la concentración las soluciones es un concepto de vastísima aplicación ligado al estudio de múltiples sistemas y procesos productivos.

Existen varias formas de expresar la concentración, las mostraremos en el gráfico siguiente, indicando las ecuaciones que las definen y mostrando un ejemplo de su cálculo con los datos del sistema ya entregados:

                                       

Un alumno perspicaz podría pensar,   "¿no bastaría con la densidad de la solución para caracterizarla? ¿Para qué la concentración y de tantas formas?".  En cierto modo el alumno tendría razón pues existe una relación entre la densidad de una solución y la concentración de su soluto. En verdad hay razones de: 1) comodidad en la preparación de soluciones, pues como se ha dicho no se sabe el volumen que tendrá la solución, 2) es difícil medir el valor de la densidad con la prontitud o la precisión requerida y 3) existen fenómenos, que veremos más adelante, que quedan descritos por leyes cuyas expresiones usan aquellas formas especiales de concentración.

                  En las servitecas se mide la "concentración" del ácido sulfúrico de las baterías mediante un densímetro.  La medición indica si la batería tiene mucho o poco uso. En el capítulo de Oxido Reducción veremos qué relación tiene la concentración del ácido con el uso de la batería. El densímetro es un aparato de vidrio de forma alargada, con un lastre de peso regulado en un extremo, que se hunde más o menos en una solución según si la densidad del líquido sea baja o alta respectivamente. El método se basa en el principio de Arquímedes que todo alumno debe ya conocer y comprender.

En el trabajo de laboratorio se determina aproximadamente la concentración (% p/p) de las soluciones "concentradas" (alto valor de concentración) de los reactivos más usados midiendo la densidad de la misma mediante un densímetro y recurriendo posteriormente a valores tabulados.

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

                  En este punto es conveniente decir que las expresiones encerradas por marcos rojos en el gráfico de definición de unidades de concentración, además de ser la definición matemática de una determinada forma de concentración, son ecuaciones matemáticas   que pueden y deben ser operadas con las reglas del Algebra.             El alumno deberá ser capaz de despejar la variable que interese, establecer cadenas de ecuaciones etc. Además, el alumno deberá prestar especial atención al significado de cada una de las variables visualizándolas mentalmente junto al sistema que se trate en cada caso. Una vez más se insta al alumno en este curso a usar el Algebra y abandonar el uso de las reglas de tres, procedimiento mecánico que puede conducir a graves errores.                  

PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN A PARTIR DE OTRA SOLUCIÓN CONCENTRADA

                  A modo de ejemplo de lo que se preconiza se presenta la siguiente situación problemática de preparación de una solución a partir de una solución concentrada (la misma solución con que se trabajó en el primer problema de conversión de unidades).

 

PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS

SUSTANCIA NO SOLVATADA

                       Otra forma de preparar soluciones, y de muy común ocurrencia, es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. Este tipo de preparación hace uso sólo de las dos primeras relaciones del ejercicio anterior.  (La sustancia debe pesarse seca, sin muestras de humedad)  

SUSTANCIA SOLVATADA

              Muchas sustancias, especialmente sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas. Las moléculas existen como complejos, es decir iones metálicos rodeados por moléculas que se les unen por enlaces de coordinación. Existe una estequiometria definida y no se trata de agua de humedad de la muestra.  Un caso típico son las sales de Cu ⁺² que se rodean por 5 moléculas de agua formando un complejo que da coloración azul a las sales de cobre pentahidratadas. Un ejemplo concreto es el CuSO₄ x 5 H₂O, sulfato de cobre II pentahidrato.

La preparación de una solución acuosa de una sustancia hidratada no ofrece nuevas dificultades, el agua de hidratación pasará a formar parte del solvente que se agregará en la cantidad requerida hasta el enrase del matraz aforado.  La masa de sustancia a pesar debe tomar en cuenta la masa del agua de hidratación y esto se consigue calculando el Peso Molecular Hidratado, como se indica en el ejemplo a continuación.  La muestra debe ser pesada seca, sin humedad, pues como ya se ha expresado el agua de humedad no es el agua de hidratación. 

 LA CANTIDAD DE SOLUTO             

        Nunca es insistir demasiado en el trabajo con las ecuaciones de definición como expresiones algebraicas.   En varias ocasiones ya  hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:

        n soluto = M * Solución(L)         ; que se deriva de la definición de Molaridad. 

        Así también podríamos utilizar las fórmulas:

       n soluto = m * MASA solvente (Kg)        que se deriva de la definición de     molalidad,

        MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100  que se deriva de la definición de % p/p etc. 

              

                      De las ecuaciones anteriores, la más importante, por ser la de más corriente aparición es:    n soluto = M * V solución (L);    esta ecuación  la encontraremos más adelante constituyendo parte fundamental en ecuaciones de procesos de dilución, evaporación de solvente, mezcla de soluciones y Titulación.

CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE LA CANTIDAD DE SOLVENTE

                     

Se trata de operaciones de manejo de soluciones en que la cantidad de soluto permanece constante.

                      Cuándo a una solución se le agrega solvente, la concentración disminuye a otro valor, cuanto menor mientras mayor sea la cantidad de solvente agregado.  El proceso se llama   "dilución".

                      Si por el contrario, a una solución se le quita cierta cantidad de solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporado. La acción de aumentar la concentración por evaporación del solvente se llama "concentrar"

                      ¿Cómo se obtiene la relación que describe estos procesos?  Se expresa la cantidad de soluto al comienzo y también al final, como la cantidad de soluto se conserva se igualan las expresiones, apareciendo la relación que liga las concentraciones y las cantidades de solución, iniciales y finales.

                                                 M _i * V _i  =  M _f * V _f   

             

MEZCLA DE SOLUCIONES

                      Seguir las cantidades de soluto es también la clave para resolver problemas de mezcla de soluciones.

LA VALORACIÓN O TITULACIÓN

                     

El análisis químico cuantitativo determina las cantidades de sustancia presentes en distintos sistemas.    Lo hace con técnicas de gravimetría, o sea el uso de métodos basados en pesar sustancias en balanzas de precisión. Con técnicas de volumetría, métodos basado en la medición de volúmenes de soluciones. Con la espectroscopia, basada en métodos ópticos y electrónicos etc. Las técnicas de la Volumetría descansan fundamentalmente en las denominadas Valoración o Titulación, o sea las que determinan el valor de la concentración o el Título de una solución.

                      La Titulación o Valoración se basa en una reacción química y por lo tanto habrá tantos tipos de Titulaciones como  tipos de reacciones que sirvan a propósitos de cuantificación. Se conocen titulaciones de formación de precipitados, de formación de complejos, de ácidos con bases, de oxido reducción etc. 

                     Como la Titulación tiene propósitos cuantitativos la  estequiometria o bien la ecuación de la reacción involucrada (con los correspondientes coeficientes estequiométricos) es el elemento fundamental del proceso.

                     Estudiaremos el método basándonos en reacciones de neutralización  de ácidos con bases y en consecuencia, la comprensión de estas reacciones por parte del alumno es fundamental. Este tipo de reacciones ya las hemos estudiado pero es importante reforzar su manejo.

ESTANDARIZACIÓN DE LA BASE

                            

Haremos la titulación de la solución de NaOH usando ácido oxálico dihidratado,  C₂O₄H₂ x 2 H₂O, que por presentarse en estado sólido podemos cuantificar fácil, exacta y precisamente pesándolo en una balanza analítica de precisión. 

PROPIEDADES DE SOLUCIONES

EL ESTADO LÍQUIDO

                          

Previo a adentrarse en el tema anunciado es necesario referirse a ciertas propiedades de los sistemas en estado líquido.

                         
Los líquidos se obtienen ya sea por fusión de los sólidos o condensación de los gases, en relación a estos fenómenos veamos unos gráficos.

                           

El primer gráfico muestra una curva de calentamiento de una sustancia pura. Cuando existe una sola fase, la entrega de calor significa incremento de la temperatura de la muestra. Cuando hay dos fases, la energía recibida se ocupa para la transición y la temperatura de mantiene constante. Esta es la temperatura de fusión de la sustancia pura. En teoría, la curva de enfriamiento debe ser la misma. Así se observa para moléculas pequeñas pero raramente  coinciden en moléculas de gran tamaño debido a la lentitud en la cinética de la cristalización.

                           El segundo gráfico muestra el diagrama de fases típico para la transición líquido-gas. Se muestran las isotermas en el diagrama PV y las zonas donde existen las diferentes fases. Se destacan la Tc, Pc y el Vc del punto crítico. La Tc, temperatura crítica es la mayor temperatura a la que una sustancia puede existir en estado líquido. Para el agua la Tc = 374 °C y la Pc = 218 atm.

La presión de vapor.

                           Toda sustancia pura en estado líquido se encuentra en contacto con sus vapores debido a que las moléculas escapan del líquido debido a la agitación térmica. El fenómeno se conoce como  evaporación.   

                           En un sistema cerrado, luego de un breve lapso de tiempo, se establece un equilibrio entre la fase líquida y la gaseosa. El concepto de equilibrio de asocia al hecho que,  a una determinada temperatura, el número de moléculas en la fase gaseosa es constante.

                          Este equilibrio tiene el carácter de dinámico dado que los procesos de evaporación y condensación siguen ocurriendo. La situación que caracteriza éste estado de equilibrio es, entonces, que el número de moléculas que pasan del líquido al gas en cierto lapso de tiempo es igual  al número de moléculas que del gas pasan al líquido en el mismo lapso de tiempo. Como la evaporación y la condensación son procesos contrarios al ser de igual magnitud se contrarrestan. Así se establece el equilibrio de número de moléculas constante en la fase gaseosa. 

                          Una situación de equilibrio puede existir en un sistema de características estáticas, en este caso se trataría de una situación en que tanto la evaporación como la condensación estarían impedidas. Los equilibrios estáticos son fundamentalmente distintos de los dinámicos. 

                         El número constante de moléculas en fase gaseosa ejercen presión que también es constante a una determinada temperatura (T). Esta presión se denomina presión de vapor del líquido puro y se designa por P °.     

                           Si la temperatura del líquido se incrementa, también se incrementa el valor de la presión de vapor.

Cuando la presión de vapor se hace igual a la presión externa (presión atmosférica = 760 mmHg)    la evaporación ocurre en el interior de la masa del líquido y el proceso se pasa a denominar ebullición  y la temperatura a la que esto acontece es la temperatura de ebullición del líquido puro y se designa por T°_e.

                          Otra propiedad de los líquidos que merece ser mencionada es la Tensión Superficial,  fuerza resultante de las intermoleculares que atrae a las moléculas de la superficie hacia el interior de la masa de líquido. Es la fuerza que da la forma esférica a las gotas de algunos líquidos.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES.

                          Las propiedades de soluciones que veremos a continuación reciben el nombre de coligativas dado que sus magnitudes dependen de la concentración del soluto, o mejor, del número de partículas o moléculas del soluto en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto.

PRESIÓN DE VAPOR DE LAS SOLUCIONES

Ley de Raoult

                         La presencia de otra sustancia (B) disminuye la presión de vapor de un determinado líquido (A).  La evaporación es un fenómeno de naturaleza estadística donde las probabilidades que el fenómeno ocurra es proporcional al número de moléculas. Si el número de moléculas relativo de un componente disminuye también lo hacen las velocidades de evaporación y condensación y el equilibrio se establece con un menor contenido de moléculas en la fase gaseosa. La relación entre las presiones de vapor de un líquido puro y la presión de vapor de tal líquido actuando como solvente, a la misma temperatura, está dada por la ley de Raoult.

Unidad 7

UNIDAD 7
  EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES
                  Hemos estudiado a la materia en su dimensión submicroscópica, es decir la realidad de átomos y moléculas. Hemos profundizado el estudio de tal forma que incluso hemos comprendido el comportamiento de las propiedades fisico químicas de sustancias puras, éstas,  perfectamente perceptibles y medibles en una dimensión macroscópica ( de laboratorio o industria ).
                  A esta altura de nuestro estudio reconocemos, que en la dimensión macroscópica, no hemos desarrollado las herramientas para trabajar con las sustancias desde el punto de vista cuantitativo, esto es, trabajar con cantidades (masas) definidas de las sustancias que participan en los fenómenos químicos.
                  No obstante lo expresado, cuando hablamos al comienzo del curso del Peso Relativo de los Atomos o bien del cálculo del Peso Atómico a partir de mezclas de isótopos algo muy importante avanzábamos en el sentido del trabajo cuantitativo. En efecto, cuando determinábamos aquellas magnitudes siempre estaba presente el hecho que comparábamos una misma cantidad de atomos de cada elemento.
                 DEFINICIÓN DE MOL
                                                 Un  Mol  es  6,023 10 ²³ unidades.
               Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química, como recién lo dijimos, podemos medir cómodamente un mol de átomos de Vanadio o un mol de átomos de cualquier otro elemento en la balanza de una confitería.
                      Pero el Número de Avogadro de átomos es una cantidad  tan grande de átomos o bién los átomos son tan pequeños y livianos que son magnitudes que desafían  nuestra imaginación.  Según nos hizo notar recientemente un colega, si tuvieramos una hilera de 1 mol de hormigas de 1mm cada una separadas cada una de la precedente por una distancia también de 1mm, la longitud de la hilera cubriría 1,2046 10 ¹⁸ Km. Tal hilera cubriría mil doscientos setenta y ocho millones de veces la trayectoria circular de la Tierra alrededor del Sol.
NUEVA DEFINICIÓN DE PESO ATOMICO
     El Peso Atómico de un elemento ( A _r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos
Es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos del siguiente triángulo de conceptos.

EL MOL DE MOLECULAS
                  Volvamos a nuestra experiencia de recolección de Helio puesto que podemos sacar mucho más provecho de ella  y coloquemos a nuestro sistema en situación comparativa con otros.
                   
 Recordemos que nuestra muestra de Helio gaseoso ocupa un volumen de 22,4 Litros medidos en TPE y hay en ella N átomos, que son también N moléculas, pues el Helio tiene la molécula monoatómica. ( He₁ )  
               Tomemos idéntico volumen de otros gases por ejemplo cloro gasoso ( Cl₂ ) y de metano ( CH₄ ) medidos también en TPE.   De acuerdo a lo establecido por Avogadro en su célebre hipótesis, en los tres sistemas hay igual número de moléculas. Esto quiere decir que en cada uno de los tres casos hay N moléculas. También quiere decir que en cada uno de los casos nos encontramos frente a un mol de moléculas de cada gas.
                Podemos generalizar:  
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE. ocupa un  volumen de 22,4 Litros.
         Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.
           Ahora..... ¿Cuál es la masa expresada en gramos de 1 mol de moléculas?  La respuesta a esta pregunta  nos lleva a otra definición:
 DEFINICIÓN DE PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M _r ) de una sustancia es la masa de  un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.     
       Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas
Otra vez es conveniente comprender la correspondencia entre los elementos de este nuevo triángulo de conceptos.

                 
                
INTRODUCCIÓN A UNA REPRESENTACIÓN GRÁFICA 
DE MOLES DE ATOMOS Y MOLES DE MOLÉCULAS
      Respecto de los volumenes de gases colectados, tres formas de preguntar lo mismo:
                  ¿Cuál es la masa de un mol de moléculas de cada uno de los gases? 
                  ¿ Cuál es el Peso Molecular de cada uno de los gases?
                  ¿Cuánto pesan  N moléculas de cada uno de los  gases?
                Veamos los casos de  uno en uno..
                En el primer recipiente hay N átomos de Helio, esto es un mol de átomos de Helio que pesa el A_{r He} = 4,0026 g /mol y puesto que, en este caso la molécula es monoatómica ( He₁), son también N moléculas de helio o sea un mol de moléculas. Luego el M _{r He ,} el peso de un mol de moléculas, es también igual a 4,0026 g/mol.
             Observemos que en este caso, a nivel submicroscópico, una molécula es un átomo y que a nivel macroscópico  un mol de moléculas es un mol de átomos.    Ambos niveles los representamos graficamente, dibujamos el átomo o molécula de Helio para el nivel submicroscópico y para el nivel macroscópico representamos gráficamente el mol de átomos o mol de moléculas como una ampliación de lo submicroscópico
 
                En el caso del segundo recipiente, cada molécula de Cl₂ está formada por 2 átomos de Cloro.                 Luego las N moleculas de Cl₂ corresponden a 2N átomos de Cloro y la masa de estas será 2 veces la masa de N átomos de cloro, dos veces el A_{r Cl} =35,5 g.  Por lo tanto El M_{r  Cl 2} =  71 g/mol           
                 Observamos en las representaciones gráficas de este caso que, a nivel submicroscópico  una molécula está formada por dos átomos  y que a nivel macroscópico (ampliación) un mol de moléculas está formado por dos moles de átomos. 
 
                 Para el tercer recipiente las N moléculas de metano ( CH₄ ) pesaran la suma de N atomos de carbono más lo que pesan 4N atomos de hidrógeno. Esto es la suma de una vez el A_{r C} = 12  más 4 veces el A_{r H} = 1. Por lo tanto el M_{r  CH4} =  1*12 + 4*1 = 16  g/mol.
                  Aquí observamos en las representaciones gráficas que, a nivel submicroscópico una molécula está formada por un átomo de C y cuatro átomos de H y que a nivel macroscópico (ampliación) un mol de moléculas está formado por  un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de H. 
 
  
CALCULO DEL PESO MOLECULAR
         Generalizando,  si una Sustancia tiene por Fórmula   A_aB_bC_c........
A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...
y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a  moles de átomos de A, b  moles de átomos de B y c  moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.
         M_r A_aB_bC_c........   =  a * A_{r A} + b * A_{r B} + c * A_{r C} +........
¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl₃? 
M_r CHCl₃   =  1 *12  + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol
                También podemos generalizar importantes conceptos acerca de un doble significado, a nivel submicroscópico y a nivel macroscópico, de la notación química de Símbolos, Fórmulas y Ecuaciones.
                  Presentaremos este doble significado valiéndonos de representaciones gráficas para las entidades submicroscópicas y las representaciones gráficas ampliadas para los conceptos (de moles) usados  a nivel macroscópico.
LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.

                   Para dar adecuada respuesta a la pregunta planteada es necesario averiguar las relaciones matemáticas que expresan el comportamiento de las distintas variables que determinan el estado de un sistema gaseoso.  Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables: 
n = Número de moles, V = Volumen,  P =  Presión   y   t = temperatura.
                  Para comenzar el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar
                                                                                       
                                       Volumen Molar  =  V     =    V  /  n     (L/mol)

Ley de Boyle      
                                       Volumen Molar vs. Presión                                 
                                   
Ley de Charles      
                                           Volumen Molar vs. temperatura
           

                 Ambas leyes se pueden agrupar en una sóla expresión:
(V P) /( n  T)  = k1 k2 = R  = 22,4 (L)*1 (atm) /1 (mol)* 273,16 ( °K) = 0,082 (L atm / mol °K)
                    Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya           expresión más común es :
                                                  PV = n R T    donde R = 0,082 (L atm / mol °K)
   CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
                 Se refieren a la determinación de las cantidades de Sustancias ( A,B,C y D ) involucradas en una determinada reacción química.
                      Sea       a A  + b B  =  c C  + d D       la ecuación  de la reacción general, donde a,b,c y d son los respectivos Coeficientes Estequiométricos.
                      Sean  n_iA , n_iB   ,n_{iC ,} n_iD  la cantidad de moles de los reactivos y productos en el instante inicial de la reacción  (tiempo = 0)
                      Sean  n_tA , n_tB   ,n_{tC ,} n_tD  la cantidad de moles de los reactivos y productos en el instante  t desde el momento inicial de la reacción  ( tiempo = t )
                      Transcurrido el tiempo t, cada una de las sustancias ha variado como consecuencia de la reacción, ya sea desapareciendo (Reactivos) o bién apareciendo (Productos) en las siguientes cantidades.
n_A = n_tA -  n_iA ;         n_B = n_tB -  n_iB ;         n_C = n_tC -  n_iC   ;          n_D = n_tD -  n_iD
Debe notarse que   n_A = n_tA -  n_iA  y    n_B = n_tB -  n_iB  son negativos, porque en el instante t hay menos moles de A y B que al comienzo( porque los reactivos se consumen)
Debe notarse que  n_C = n_tC -  n_iC  y    n_D = n_tD -  n_iD  son positivos, porque en el instante t hay más moles de C y D que al comienzo( porque los productos se originan o aparecen)
La Condición de Estequiometría  establece:
n_A   / a     =    n_B /  b    =     n_C /  c   =    n_D /  d  = .....  =  R
            Es la forma matemática de indicar que cada sustancia reacciona en cantidad de moles que es proporcional al  respectivo coeficiente estequiométrico.   Las expresión relaciona las cantidades de moles que reaccionan, de todas las sustancias, en todo instante.

Unidad 6

Unidad 6

PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS

DE LAS SUSTANCIAS PURAS

                   Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.

                  Parece conveniente referirse en éste momento a la fortaleza comparada de los distintos tipos de enlaces interatómicos. La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma. 

                 El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.

 
MOLÉCULAS GIGANTES

                   Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Por lo general son arreglos de gran tamaño y de allí el nombre de la categoría. La proporción de distintos átomos se conoce y se representan estos sistemas por su fórmula empírica. La fórmula verdadera es (F.E.) _n , pero n es indeterminada. 

                  Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.        

COVALENTES TRIDIMENSIONALES

                     Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.

                     Sus temperaturas de fusión son muy altas ( miles de°C) y en muchos casos se descomponen químicamente por el calor antes de entrar en fusión. Por otra parte la separación de las partículas por acción de moléculas de un solvente es imposible, por lo tanto son completamente insolubles. 

 


 
COVALENTES BIDIMENSIONALES

                      Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas tridimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.

 

COVALENTES UNIDIMENSIONALES

                      Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.

                      Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A-  ;     -(A)- _n ).

                      Los copolímeros que repiten unidades distintas ( A-B-A-B-A-B- ;        ( -A-B-) _n ).

                      Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos y que veremos más adelante en el caso de moléculas pequeñas.

                      En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.     

                      Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.

 

MAPA CONCEPTUAL  ACERCA DE LAS PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS  DE LAS SUSTANCIA PURAS