Apuntes de Quimica General

Desarrollo histórico de la Química

– Lavoisier (2ª mitad del s.XVIII) descubre lo que es el fuego, es decir, explica la naturaleza intrínseca de la combustión:
C+ O2 =CO2 + Q
Llamó Lavoisier al elemento “activo” del aire oxígeno; se inicia así la nomenclatura química.
– Dalton en 1808 enuncia que “la materia está formada por elementos unidos entre sí”. Se definen así los compuestos químicos.
– El descubrimiento de la pila por Volta hace posible la electroquímica; se separan así elementos químicos.
– Davy obtiene Cl, K, Na; etc.
– Faraday, en 1834, enuncia sus leyes.
– Le Chatelier, en 1880, formula las leyes del equilibrio químico:
A + B = C + D
Kequilibrio =([C].[D])/([A].[B])

– Van´t Hoff, en 1886, formula su teoría de las disoluciones.
– Arrhenius, en 1887, da una definición de Ácidos y bases basándose en su teoría de disociación electrolítica.

Se denomina cuerpo a cualquier conjunto de materia en el espacio, como un planeta, estrella, etc., a toda cosa u objeto material.
Los cuerpos se clasifican en heterogéneos o mezclas (Del lat. vulg. heterogeneus < gr. heterogenes < heteros = otro + genos = género. Integrado por partes de distinta naturaleza) y homogéneos.

Cuerpo heterogéneo

La unión de varios cuerpos homogéneos sólidos da lugar, en general, a una mezcla sin que se produzca ningún tipo de reacción química, por tanto sin que se desprenda o absorba calor, aunque conlleva un aumento del “desorden”, o entropía. En el caso de los líquidos no tiene porque ser así.

Los distintos componentes o fases de un cuerpo heterogéneo, que en muchas ocasiones son apreciables a simple vista, pueden separarse por métodos físicos (es decir, por procedimientos en los que es la masa y la forma de los cuerpos lo más relevante, con independencia de la naturaleza intrínseca de la unión de los átomos). Por ejemplo si se trata de separar los componentes de un suelo, ello podría llevarse a cabo por decantación y así se hace actualmente.

Cuerpo homogéneo

Un trozo de hierro, un trozo de mármol (calcita), el agua del mar, o el vino, serían cuerpos homogéneos.
Un cuerpo homogéneo puede, por tanto, estar constituido por varias clases de átomos diferentes.
Los componentes de un cuerpo homogéneo pueden separarse por procedimientos denominados químicos.
Sustancia pura: cuerpo homogéneo cuya composición no varía.
Disolución: cuerpo homogéneo susceptible de presentar diferentes composiciones.
Especie química: cualquier elemento o compuesto químico, con o sin carga eléctrica.

Mol: la “docena del químico”

Un mol de cualquier especie química equivale a un número de unidades de dicha especie igual al número de Avogadro, N. (N=6,02*1023 unidades). El peso molecular, Pm, es lo que pesa un mol; nº moles=gramos/Pm
Un mol de átomos de hierro sería el peso atómico del hierro.
Un mol de moléculas NH3 sería el peso molecular de esta molécula, y puede obtenerse sumando los pesos atómicos de los átomos integrantes.
El peso atómico del H es igual a la unidad. El peso atómico del hidrógeno molecular, H2, es 2.
El peso atómico del oxígeno atómico, O, es 16. El peso molecular del O2 es 32.
Los pesos atómicos se refieren a N átomos, mientras que los pesos moleculares a N grupos de átomos. Siempre que haya más de un átomo en la fórmula lo correcto es hablar de peso molecular, aunque el enlace, a menudo sea iónico, o fundamentalmente iónico. Si se prefiere se puede uno referir al peso fórmula.

Formas más usuales de expresar la concentración de soluto en una disolución:

Fracción molar del soluto, a=(nº de moles de soluto/nº total de moles);
Molaridad, M =(nº de moles/V. disol,l)
Molalidad, m=(nº de moles/Kg de disolvente)
Normalidad, N=(nº de equivalentes/V.disol.,l);
nº equivalentes.=gramos/equivalentegramo; equiv.gramo=Pm/valencia;
Resulta N=M.valencia

Preparación de disoluciones

Es fácil, a partir de un producto sólido, preparar una disolución de una determinada concentración molar: Basta calcular los gramos haciendo uso de la fórmula, echarlos a un vaso de precipitado, agitar con una varilla de vidrio, o, si fuese necesario, calentar suavemente hasta total disolución; y, por último, vaciar en un matraz aforado de la capacidad adecuada al cálculo (normalmente, en prácticas se emplea un matraz de 100 ml), enrasando hasta el aforo.
A partir de disoluciones de molaridad conocida (Mc) pueden prepararse fácilmente disoluciones más diluidas (Md) aplicando la fórmula de las diluciones: Mc.Vc=Md.Vd. Ha de calcularse el volumen Vc que se añade al matraz en el que se va a preparar la disolución de concentración más baja, completando con disolvente (normalmente agua) hasta el aforo.

Volumetrías

Tanto en reacciones ácido-base como de oxidación-reducción se emplea la Normalidad, que incluye el concepto de valencia:
N=nº de equivalentes de soluto/Volumen de disolución (l)
N =gr/(Pm/v)//V, siendo v la valencia
.
Cuando se trata de un ácido (o base) de Arrhenius la valencia es el nº de protones (o iones oxhidrilo) que se disocian.
En el caso de un oxidante o un reductor, su valencia es el número de electrones que resulta necesario añadir cuando se emplea el método del ión-electrón para ajustar la semirreacción correspondiente.
Así por ejemplo, en el caso de que se emplee como oxidante en medio ácido el permanganato de potasio la valencia del permanganato es 5 ya que estos son los electrones necesarios para ajustar la reducción de permanganato a sal manganosa según:
MnO4-+ 8H++5e—–Mn+++4H2O ; coincide aquí con el cambio en el número de oxidación

Otro ejemplo sería el de la oxidación del oxalato a CO2; aquí la valencia del oxalato sería 2:

C2O4=—– 2CO2+2e- ; la valencia es el cambio en el número de oxidación multiplicado por 2

En volumetrías ácido-base u oxidación-reducción se emplea la fórmula: NV=N´V´=nº de equivalentes.
Normalmente, a partir de los equivalentes conocidos de una especie química, se obtiene experimentalmente la normalidad de la otra; previamente se ha determinado, haciendo uso de una bureta e indicadores adecuados, el volumen necesario para neutralizar a la primera.

Constante de equilibrio

Las constantes de equilibrio se definen en función de las concentraciones molares aparentes, o “actividades”.
A bajas concentraciones, por no “estorbarse” las distintas especies químicas en su actividad y ser ésta linealmente dependiente de la concentración, coinciden desde el punto de vista del significado físico concentraciones molares y actividades
Para moléculas de gran tamaño, debido a los efectos estéricos, es prácticamente imposible conocer las constantes de equilibrio. De no ser por esta dificultad podría planificarse la síntesis de seres vivos.

En cuanto a las unidades en que deben ser expresadas las constantes de equilibrio, es posible referir las actividades a las estándares o tipo, iguales a la unidad para cada especie química; por tanto todas las constantes de equilibrio pueden considerarse adimensionales.

Las constantes de equilibrio son constantes a una temperatura dada, y a una presión total dada sobre el sistema. No dependen de las concentraciones o presiones parciales de reactivos o productos de reacción.

Abundancia de los elementos en el Universo y en la corteza terrestre:

El hidrógeno, principal componente de las estrellas, es con diferencia el elemento más abundante del universo, a quien sigue el helio (producto de la fusión nuclear del primero).
En la corteza terrestre el elemento más abundante es el oxígeno, seguido del silicio y aluminio, ya que estos elementos constituyen lo fundamental del esqueleto feldespático.

O : 47%
Si : 27,5%
Al: 8,6%
Fe: 5%
Ca: 3,5%
Na:2,5%
K:2,5%
Mg: 2%
————–
total=98 ,6 %
El resto se lo reparten los demás elementos.

La extracción de dichos elementos se facilita por las distintas preferencias químicas de unos y otros, lo que da lugar a minerales muy localizados (minas) que concentran a los elementos escasos.

Los compuestos más abundantes de la corteza terrestre, los feldespatos, son de dos tipos:
– ortoclasas : ejemplo (Na,K)AlSi3O8
– plagioclasas: ejemplo (Ca,2Na)Al2Si2O8

En las ortoclasas de cada cuatro silicios, de lo que sería el cuarzo, uno ha sido sustituido por un aluminio, formando éste parte del esqueleto de tetraedros. El defecto de carga positiva se compensa con la introducción de cationes sodio o potasio en los huecos de la red, naturalmente fuera de los tetraedros.
En las plagioclasas dos de cada cuatro silicios, de lo que sería el cuarzo, han sido sustituidos por aluminio. El defecto de carga positiva se compensa con la introducción de cationes calcio, o de sodio. Existen pocas plagioclasas que presenten una cantidad significativa de potasio.

El hierro es también muy abundante, encontrándose fundamentalmente como pirita (FeS2), óxidos de hierro diversos (hematita Fe2O3, limonita Fe2O3 .H2O, magnetita) y como carbonato (siderita FeCO3). En el albero, el óxido de hierro se encuentra en un estado de división máxima, es decir, peptizado.

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