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Eduardo Yaglián Steiner
I. LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
La creencia que la materia no es continua data del siglo V a.c., los griegos, según las
concepciones filosóficas de Leucipo y Demócrito, consideraban que la materia
estaba constituida por partículas pequeñísimas que denominaron "átomos".
En el S XVIII, R. introduce la noción de "elemento", luego J. Dalton (1766-1844) y A.
Avogadro (1776-1856) dieron vida a esta teoría, pero fue Lavoisier (1743-1794) el
que, con sus extraordinarios estudios y sus notables experiencias, llevó a la Química
a la categoría de "ciencia exacta". De tal manera que el “elemento” se denomina a la
partícula que no puede descomponerse por medios químicos en otra más sencilla, el
átomo.
La idea más común de la estructura del átomo es la del "sistema solar en miniatura",
donde el núcleo ocupa el lugar del sol y los electrones son los "planetas", con una
diferencia: en el sistema solar, los planetas giran alrededor del sol en un solo plano,
mientras que en el átomo giran en muchos.
Así, podemos definir al áto m o c o m o l a m e n o r p a r t í c u l a d e u n e l e m e n t o q u e
p o s e e s u s p r o p i e d a d e s q u í m i c a s . Está formado por un núcleo, rodeado por una o
más partículas con carga eléctrica negativa llamadas "electrones". La mayor parte de
la masa del átomo está en el núcleo, y en él reside también la carga eléctrica positiva,
los "protones", portadores de dicha carga. Completan la estructura nuclear los
"neutrones", partículas de masa similar a los protones pero eléctricamente neutros.
La dimensión del núcleo del átomo es del orden de 10-12 cm y el átomo en total 10-8
cm, lo que da una idea del espacio vacío que hay entre electrones y núcleo, por lo
que la mayor porción del átomo es precisamente espacio vacío.
Cada elemento se identifica con un símbolo de una letra mayúscula y en algunos
casos seguida de otra letra minúscula. Por ejemplo:
oxígeno = O
carbono = C
hierro = Fe
plata = Ag
Como consecuencia de la neutralidad del átomo, el número de protones del núcleo es
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igual al número de electrones que lo rodean, de tal manera que, el número de
protones, recibe el nombre de n ú m e r o a t ó m i c o y se coloca como subíndice a la
izquierda del símbolo, representándose con la letra Z.
Todos los átomos que tienen el mismo número atómico se consideran
pertenecientes al mismo elemento.
El número total de partículas nucleares (protones y neutrones) se denomina índice de
m a s a , n ú m e r o m á s i c o o n ú m e r o d e m a s a y se coloca como superíndice a la
izquierda del símbolo, representándose con la letra A.
Así el número de neutrones N es la diferencia:
N=A–Z
Esto lleva a definir a los llamados isótopos, que son las diferentes variedades de
átomos de un mismo elemento, que teniendo el mismo número de protones y
electrones, se diferencian por el número de neutrones. Por ejemplo:
Partículas del núcleo
Átomo
1
H
H
3
H
2
16
O
O
18
O
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Partículas de la región extranuclear
Protones
Z
Neutrones
N
Electrones
1
1
1
0
1
2
1
1
1
8
8
8
8
9
10
8
8
8
Deuterio
Tritio
Inicialmente, cuando no se conocían los isótopos, se hizo equivaler un átomo de O a
16 unidades, lo que se conoció como escala química. Sin embargo, los avances del
conocimiento, llevaron a tomar pesos promedios y así surge la escala física.
La necesidad de poder expresar la unidad de masa de un átomo en unidades de
magnitud de uso práctico, ya que por ejemplo un átomo de O pesa 4,1 x 10-22 gr, llevó
a definir una unidad suficientemente pequeña, que es la U n i d a d d e M a s a A t ó m i c a
(u.m.a.) o Atomic Maas Unit (a.m.u.). Así, los pesos de los distintos componentes del
átomo son:
Electrón
Protón
Neutrón
0,00055 a.m..u.
1,00758 a.m.u.
1,00897 a.m.u.
Como puede apreciarse, la masa del electrón es despreciable.
Expresadas en u.m.a., las masas de los átomos se llaman pesos atómicos. En
realidad son masas, no pesos, pero se ha aprobado el uso del término en foros
internacionales.
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Es necesario destacar que se habla de promedio, porque no todos los átomos de un
mismo elemento tienen exactamente la misma masa. En muchos casos se presentan
diferentes cantidades de neutrones de un mismo elemento.
De tal manera que, por definición, la u.m.a. es la doceava parte del índice de masa de
un átomo de C. Este átomo posee 6 protones, 6 electrones y 6 neutrones.
Como podrá deducirse, la masa de un “ á t o m o p r o m e d i o ” , que se da como peso
atómico, no es una cifra exacta y se expresa con por lo menos cuatro cifras decimales.
Otra unidad de medida muy importante en el uso de laboratorio, es el mol, que es el
peso molecular de un elemento expresado en gramos, se profundizará este concepto
más adelante al tratar acerca de la teoría de Avogadro.
Avances en el conocimiento, han hecho que no termine aquí el horizonte de los temas
de estructura atómica, si bien para los alcances previstos de este curso, se considera
suficiente la síntesis precedente sin entrar en otras áreas tales como la de neutrinos y
mesones que quedarían para estudios más profundos destinados a otras áreas del
conocimiento.
T abla periódica de los elementos
Los primeros químicos ya habían notado que ciertos elementos tenían propiedades
semejantes.
El primer esquema de clasificación de los elementos constaba de dos divisiones.
Aquellos elementos que tenían un aspecto brillante y conducían bien el calor y la
electricidad se les denominaba "metales". Los que no tenían ningún aspecto
característico se les denominaba "no metales".
A partir de 1829 comienzan los primeros intentos para clasificar a los elementos de
una manera racional. Dimitri Mendeleiev, químico ruso y Lothar Meyer, químico
alemán, son los científicos que, trabajando de manera independiente descubren el
comportamiento periódico de los elementos.
La primera tabla periódica, conocida como “Tabla de Mendeleiev”, disponía los
elementos en orden de masas atómicas crecientes, cuando las propiedades de un
elemento no estaban de acuerdo con la posición que le correspondía según su masa
atómica, se dejó un hueco para un nuevo elemento y con notable acierto predijo
propiedades de elementos aún no conocidos.
H. Moseley demostró en 1914, que el número atómico (esto es, la carga del núcleo) y
no la masa atómica, era la propiedad esencial para explicar la periodicidad del
comportamiento químico de los elementos.
Actualmente, la tabla periódica presenta en las columnas verticales lo que se llaman
"grupos" o "familias" y las filas horizontales "períodos" y las propiedades químicas
de los elementos, a lo largo de un período, cambian en forma gradual.
Los grupos o familias mas largos, pueden constar de cinco o seis elementos y se
denominan g r u p o s A , o principales o representativos, se diferencias por un número
romano colocado por delante y van desde I a VII.
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Los grupos o familias mas cortos, se denominan g r u p o s B o subgrupo y también
llevan la numeración romana por delante, desde I a VIII.
El hidrógeno es un elemento atípico y se sugiere no incluirlo en ninguna de las
familias de la tabla periódica, tiene n ú m e r o a t ó m i c o 1 , porque tiene un electrón y un
protón, sin embargo presenta dos isótopos, como se vio anteriormente, el deuterio,
de masa atómica 2 (un protón y un neutrón) y el tritio, masa atómica 3 (un protón y
dos neutrones). Algunas tablas periódicas lo ubican encima del litio en el Grupo IA y
otras sobre el fluor en el grupo VIIA.
Esta colocación de los elementos de manera creciente y la repetición de manera
periódica de sus propiedades, lleva a que en la tabla se puedan observar en cada
columna elementos con propiedades similares, así en el extremo derecho Grupo 0 se
encuentran los gases nobles:
Grupo 0
Gases nobles
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Z
2
10
18
36
54
86
En la columna opuesta, primera de la izquierda, Grupo IA, se encuentran metales de
características especiales, denominados alcalinos que son de gran reactividad,
incluso con el agua:
G r u p o IA
Metales alcalinos
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Z
3
11
19
37
55
87
Además, precediendo a los gases nobles, excepto el He, se encuentra el Grupo VIIA,
elementos no metales, altamente reactivos llamados halógenos:
G r u p o VIIA
Halógenos
F
Cl
Br
Y
At
Z
9
17
35
53
85
Así puede verse que la secuencia es halógeno, gas noble, metal alcalino.
Continuando con la descripción de la tabla, se puede ver que a partir del La (lantano,
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Z = 57), los elementos del período 6 hasta el Lu (lutecio, Z = 71), se denominan
lantánidos y se encuentran separados de la tabla principal para no hacerla
demasiado larga.
Otro tanto ocurre con los actínicos, Z = 89 a Z = 103.
Ambos, lantánidos y actínicos, corresponden al Grupo IIIB.
Siguiendo con la familiarización de la tabla periódica se puede observar que la
transición es gradual entre los elementos de metálicos a no metálicos, lo que lleva a
la necesidad de definir ambos elementos extremos en base a sus propiedades
físicas y químicas:
Metal es
No metales
Propiedades físicas
Propiedades químicas
Alta conductividad
térmica y eléctrica.
Notable lustrosidad o brillo
Capacidad de formar un compuesto
con O e H (hidroxi compuesto) con
características básicas.
Ej: OHNa (hidróxido de sodio)
Pobres conductores de
calor y electricidad.
Opacidad.
Capacidad de formar un compuesto
con H de características ácidas.
Ej: HCl (ácido clorhídrico)
Más adelante, se ampliarán conceptos acerca de ácidos, bases y formación de compuestos a través de
reacciones químicas.
Se puede observar que la secuencia metales, elementos de transición, no metales y
gases nobles es repetitiva.
Los elementos de transición, intermedios entre metales y no metales se extienden de
distinta manera según los períodos de que se trate y pueden ser predominantemente
metálicos o predominantemente no metálicos.
Hay también varios elementos que se los conoce como “anfóteros”, no tienen ningún
comportamiento definido.
Quedarían otros conceptos a definir, tales como la afinidad electrónica y la energía
de ionización, conocimientos que irían más allá de lo que se considera necesario
para el entendimiento de los fenómenos relacionados con el agua que se pretenden
describir.
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LISTA DE ELEMENTOS
(Por orden alfabético)
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Teoría estructural.
La teoría estructural es una serie de conceptos que explican como se unen los átomos
para dar lugar a las moléculas, ya que se necesita alguna manera de representarlas
para poder trabajar con ellas.
Conociendo la estructura de una sustancia se puede deducir algunas de sus
propiedades:
-
Físicas: tales como su punto de ebullición, solubilidad, etc.
-
Químicas: grado de reactividad entre distintas sustancias o qué átomos de
las moléculas intervienen en la reacción.
Se define a la reacción , como el rompimiento y/o formación de uno o varios enlaces
para producir una molécula diferente a la inicial. Las reacciones ocurren
generalmente, porque la distribución de los electrones en una molécula no es
uniforme y existirán algunas partes donde habrá exceso de electrones (densidad de
carga negativa) y otras donde habrá deficiencia de electrones (densidad de carga
positiva). Las regiones cargadas positivamente de uno de los reactivos atraerán a
las regiones con carga negativa del otro y si existe la energía suficiente se formará un
enlace entre ambas, es decir, ocurrirá una reacción.
Existen 2 enfoques para la teoría estructural: la clásica y la cuántica.
Teoría estructural clásica.
Se considera al átomo, como un núcleo con carga positiva, rodeado de electrones que
giran a su alrededor formando capas concéntricas. Estas capas tienen a su vez varios
sub niveles y sólo pueden contener un número limitado de electrones. Primero se
completan las capas próximas al núcleo, de tal manera que no puede haber electrones
en la capa o sub nivel superior hasta que se llenen los inferiores y la última capa o sea
la más externa se llama la capa de valencia, porque sobre ella se forman los enlaces.
Teoría cuántica.
Max Planck y Albert Einstein demostraron por vías diferentes lo que pasó a llamarse
teoría cuántica, la que no se pretende desarrollar en este escrito y solo hacer algunas
breves observaciones. Se basa en la consideración de que el electrón tiene
propiedades de partícula y de onda. Matemáticamente se puede describir el
movimiento de los electrones en función de su energía, por medio de ecuaciones de
onda. Resolviéndolas se puede saber en que lugar pueden encontrarse los electrones:
la solución se llama función de o n d a y existe una solución para cada nivel energético,
que puede representarse con una gráfica en 3 dimensiones, que indica en que
regiones del espacio es más probable encontrar al electrón. A esta región se la conoce
como orbital.
Números cuánticos.
Los números cuánticos son 4:
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-
Principal (n)
Azimut (l)
M agnético (m)
S pin (n).
n
El primer número cuántico, principal, determina la distancia entre el núcleo y un
electrón, o sea el tamaño de las órbitas. Asimismo, da una idea aproximada de la
energía de un electrón. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal
forman una c a p a . Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...)
y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número
cuántico principal n = 1, la capa se denomina K, si n = 2 es L, si n = 3 es M, si n = 4 es
N , s i n = 5 e s P y así sucesivamente. Los números cuánticos principales más
importantes son K, L y M. Distinguir entonces la diferencia entre capa y órbita.
l
El segundo número cuántico, azimut, determina la excentricidad de la órbita, cuanto
mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el
electrón ya que gobierna la forma del orbital y el momento angular del electrón a
medida que circula por el orbital alrededor del núcleo. Su valor depende del número
cuántico principal n , pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste
(desde 0 hasta n -1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0,
correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l
tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los
segundos a órbitas cada vez más excéntricas.
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ml
El tercer número cuántico, magnético, su nombre hace referencia al hecho de que
diferentes orbitales de una determinada subcapa, tienen energía cuantizadas
diferentes en presencia de un campo magnético. Da información respecto a la
orientación espacial de las órbitas, de las elipses, su valor dependerá del número de
elipses existentes, por lo que serán números enteros que varían de +l a -l, pasando por
0.
Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los
siguientes valores de m : -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen
tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible
orientación espacial, correspondiente al valor de m = 0.
ms
El cuarto y último número cuántico, se denomina spin. Cada electrón en un orbital, gira
sobre si mismo, ese giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento
orbital o en sentido contrario, de esta manera se especifica el spin del electrón y sólo
puede valer entre + ½ y -½, gobierna el momento angular axial de un electrón.
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O R B I T A L E S — N I V E L E S DE ENERGÍA — C A P A S
Un orbital atómico es una zona donde existe la posibilidad de encontrar un electrón o
dos. En una órbita no podrán existir nunca más de 2 electrones. Dos electrones en
un orbital lo estabilizan, pero si hay uno sólo, el electrón estará activo para formar
nuevos enlaces. Existen orbitales s, p , d y f. Estas letras corresponden a la inicial de
la palabra que define la característica de las líneas según las espectropistas.
-
S harp que son débiles pero nítidas.
P rincipal que son intensas.
D ifuse, que son difusas.
F undamentales, que son comunes en muchos espectros.
Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones
con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán
colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2).
La c a p a a t ó m i c a es un espacio esférico donde se encuentran varios orbitales y cuyo
radio es 100 000 veces mayor que el radio del núcleo, en cada capa podrán situarse
2 n 2 electrones.
Las tres principales capas son: K , L y M . Como ya se dijo, la más cercana al núcleo es
la K, en la que:
n=1
l=n–1=0
Por lo cual, tiene un sólo orbital s, que puede tener 1 o 2 electrones.
La capa que sigue, que es la L:
n=2
Nº de electrones = 2n2 = hasta 8 electrones
Se repartirían, en el caso de estar los 8, en 4 orbitales (1 orbital s y 3 orbitales p), o
sea que podría tener desde 1 a 8 electrones en total (repartidos de a 2 electrones en
cada orbital).
La tercera, M tiene un orbital s, 3 p y 5 d. O sea que esta capa podría tener entre 1 y
18 electrones.
De tal manera que siguiendo esta línea de razonamiento, existe un orbital "s" para
cada nivel de energía, 3 orbitales "p", 5 orbitales "d" y si pasamos a la siguiente capa
N, hay 7 orbitales "f".
De tal manera y para un mejor entendimiento, la distribución sería como sigue:
N
M
L
K
Tipo de orbital
s
p
d
f
Número de orbitales
1
3
5
7
10
N° total de electrones
2
6
10
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Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se
llenan todos con electrones, y como ya se pudo ver, solo puede haber dos por orbital.
Existen niveles y subniveles de energía . Cada capa corresponde a un nivel y dentro
de cada capa y con diferencias muy sutiles, existen sub niveles. En el espectrómetro,
al registrar los saltos de electrones entre estos sub niveles, se producen líneas muy
cercanas.
Estos niveles y sub niveles de energía se refieren a la cantidad de energía existente
entre el núcleo y los electrones. El electrón ubicado en la primera capa K, que está en
un orbital s, o sea 1s1, no requiere tanta energía para ser mantenido en su orbita
como lo necesitará un electrón 3p2, por ejemplo, que está mucho más lejos del núcleo.
Los electrones ingresan siempre en los niveles más bajos de energía o sea más cerca
del núcleo, siempre que exista el espacio.
Si existen varios orbitales desocupados con el mismo nivel de energía, los electrones
comenzarán ubicándose de a uno en cada orbital y para seguir a continuación
completando dos en cada uno.
De acuerdo a está configuración electrónica o forma en que se van llenando los
orbitales, en cada capa, según el número atómico de cada elemento, algunos
electrones quedan solos en órbitas y los átomos pueden perderlos y otros ganarlos y
también compartir para ganar estabilidad.
Cada átomo de cualquier elemento tenderá a tener ocho electrones en su capa
externa y así igualar su configuración electrónica a la de un gas noble y por ende,
completamente estable. Para lograr esta estabilidad, algunos átomos, dependiendo de
su configuración, darán, aceptarán o compartirán electrones.
La última capa o c a p a d e valencia será responsable de los enlaces que se describen
a continuación, de tal manera que se define como l a q u e t i e n e e l n ú m e r o cuántico
principal n más alto.
Enlaces químicos.
El estudio de las fuerzas entre los átomos, lleva a la examinar las dos fuerzas
interatómicas más importantes, que son los enlaces iónicos y covalentes.
Si bien, en la práctica, ningún enlace es totalmente iónico ni totalmente covalente, se
pasa describir cada uno de ellos de manera ideal a fin de logra r un mejor
entendimiento del fenómeno.
Enlace iónico.
En este enlace uno de los átomos toma un electrón de la capa de valencia del otro,
quedando el primero con carga negativa por el electrón adicional y el segundo con carga
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positiva al perderlo. El enlace se debe a la ley física (Coulomb): “los polos opuestos se
atraen” así, c u a n d o u n á t o m o o m o l écula tiene carga eléctrica se le c o n o c e c o m o
ión.
Para que se forme un enlace se requiere:
• Que las capas de valencia se toquen.
• Que haya transferencia de electrones en las capas de valencia de ambos átomos,
De tal manera que se puede definir al enl ac e i óni c o c o m o l a f u e r z a e l e c t r o s t á t i c a
que atrae las partículas con cargas eléctricas opuestas .
Este enlace se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre los 2 átomos es
muy grande, es decir, se encuentran en extremos opuestos de la tabla periódica. El
elemento más electronegativo se lleva el electrón y el menos electronegativo lo pierde.
Comúnmente uno de ellos suele ser el oxigeno o algún halógeno y el otro es uno de los
metales alcalinos (Na, K, Li). A las substancias con este tipo de enlace se les llama sales.
El átomo de cloro es más electronegativo que el de sodio y se lleva al electrón, quedando
con carga negativa.
Na+
Cl¯
+
→
Na
Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares (ver concepto de
polar en el siguiente subtítulo).
Enlace covalente.
En este enlace cada uno de los átomos aporta un electrón y los orbitales de las capas
de valencia de ambos átomos se combinan para formar uno solo que contiene a am bo s .
E l e n l a c e c o v a l e n t e s e r e p r e s e n t a c o n u n a línea r e c t a q u e u n e a l o s 2 á t o m o s , p o r
ejemplo:
O -H
L o s á t o m o s d e d i f e r e n t e s e l e m e n t o s t i e n e n d i f e r e n t e s e l e c t r o n e g a t i v i d a d e s , s i la
diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, se tendrá un
e n l a c e p o l a r y s e f a v o r e c e r á l a s o l u b i l i d a d d e l a sustancia e n s o l v e n t e s
polares.
Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace n o p o l a r y
se favorecerá la solubilida d d e l a sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un
e n l a c e C -H o C -C .
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De tal manera que un enlace iónico, podría considerarse como un enlace polar
extremo, en el cual casi no se comparten los electrones.
Enlace c ovalente c o o r d i n a d o .
En este enlace también se combinan los orbitales de las capas de valencia de
ambos átomos para formar uno solo que contiene a los 2 electrones; la diferencia
con el anterior es que sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones y queda con
carga positiva.
El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo
que cedió el par de electrones:
N →H
Una vez formado es idéntico a los demás enlaces covalentes.
ÁCIDO — BASE.
El concepto ácido — base para soluciones acuosas, que es lo que interesa para los
fines de este curso, puede no explicar el fenómeno en su totalidad o desde un punto
de vista más amplio. Hecha esta salvedad, se pasa a la referida explicación.
Según Arrhenius, un ácido es una sustancia con H que produce iones de hidrógeno en
solución y una base es una sustancia que contiene hidróxidos (OH)y que produce
iones hidróxido en solución.
De la definición de Arrhenius se obtiene un término útil, que es del de hidrólisis
(rompimiento del agua), que es la reacción que ocurre entre un ión y el agua.
Así describió la neutralización como la combinación de esos iones para formar agua.
H+ + OH- → H 2O
La posterior definición de B rö n s t e d – L o w r y , que resulta más completa para ciertos
procesos, establece que un ácido es una especie que tiende a donar un protón, y
una base es una especie que tiende a aceptar un protón. Además una reacción ácido
– básica es una reacción de transferencia de protones.
La definición de L ewis, es aún más amplia, según la misma, un ácido es una especie
con un orbital vacante capaz de aceptar un par de electrones, mientras que una base
es una especie que puede donar un par electrónico para formar un enlace covalente
coordinado. En síntesis, un ácido es un receptor de un par de electrones y una base
es un donante de un par de electrones.
Según L e w i s , c a d a reacción ácido – base consiste en la formación de un enlace
covalente coordinado.
Como ejemplo de los ácidos más comunes que pueden utilizarse en los procesos de
tratamientos de agua podemos mencionar:
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HCl (ácido clorhídrico)
H2SO4 (ácido sulfúrico)
En ambos se aprecia claramente el ión H +
Y como ejemplo de bases:
OHNa (hidróxido de sodio)
OH2Ca (hidróxido de calcio)
OH2Mg (hidróxido de magnesio)
En ambos se aprecia claramente el ión OHLa reacción entre un ácido y una base da como resultado una sal, por ejemplo:
HCl + OHNa = CINa + H20
En función de la mayor acidez o alcalinidad de las sustancias sometidas a reacción
obtendremos una sal ácida, neutra o alcalina. En el ejemplo dado del cloruro de
sodio, es una sal neutra, ya que es el resultado de la reacción de un ácido y una
base fuertes.
La particular importancia de las sales con respecto al agua, es que se trata de uno de
los principales elementos que encontraremos en disolución y que caracterizarán a
distintos tipos de agua y los consiguientes tratamientos.
Interesa destacar que la concentración posible de dilución de determinada sal en el
agua responde a una constante particular, por encima de la cual se produce la
precipitación de la sal.
I NDI CE DE ACIDEZ Y ALCALINIDAD (pH)
La necesidad de medir el grado de acidez o alcalinidad de una sustancia llevó a idear
una escala conocida con el nombre de pH y que se define como el logaritmo negativo
de la concentración de iones hidrógeno, su rango lo podemos apreciar en la tabla
siguiente:
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Los grados de acidez o alcalinidad de distintas sustancias son variables en función de
la composición de las mismas, por lo que existen ácidos y bases más fuertes o más
débiles. Este comportamiento se advierte al hidrolizar determinados compuestos
ácidos o básicos, algunos de los cuales mantienen su condición una vez hidrolizados y
se conocen como sustancias “buffer” o “tampon”.
ÓXIDO – REDUCCIÓN
Un tipo de reacción importante es la reacción de transferencia de electron es, también
conocida como la r e a c c i ó n d e o x i d a c i ó n -r e d u c c i ó n o r e d o x , en la que uno o más
electrones se transfieren desde un átomo a otro. De tal manera que la oxidacion es
u n a p é r d i d a d e e l e c t r o n e s y l a reducción e s u n a g a n a n c i a d e e l e c t r o n e s . Una
observación importante en este punto, ya que resulta paradójica, es que para que
ocurra una reacción de oxidación, no es necesaria la intervención del oxígeno.
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II. S Ó L I D O S , L I Q U I D O S , G A S E S .
Luego de la somera visión acerca de la estructura atómica y molecular, se puede
comprender mejor el concepto de materia o sustancia, difícil de definir, pero que pasa
a entenderse como algo que tiene masa y ocupa espacio. El primero de los términos
quizás más académico y el segundo de uso habitual, de ahora en adelante se
utilizarán indistintamente.
La materia puede presentarse en tres estados, sólido, líquido y gaseoso .
S ólido, su volumen y su forma, tienden a ser duros e inflexibles. De tal manera que
sus partículas constituyentes tienen una disposición interna regularmente ordenada.
Las sustancias con dicha estructura atómica ordenada se conocen como cristalinas.
L íquido, mantiene su volumen pero no su forma, de tal manera que fluyen y adoptan
la forma del recipiente. Sus moléculas no están atadas a un modelo fijo como los
sólidos y su situación es intermedia entre el sólido ya descrito y el gas que se describe
en el próximo párrafo. De tal manera que sus moléculas fluyen fácilmente entre sí y la
diferencia de resistencia interna modifica esta propiedad, lo que se conoce como
viscosidad.
G as , no mantiene ni el volumen ni la forma, fluyen como los líquidos y además se
expanden, ocupando todo el volumen del recipiente, lo cual los coloca en una situación
de estructura interna opuesta a los sólidos en cuanto al ordenamiento o quizás mejor
expresado, “desordenamiento” interno, que hace que se conozcan como sustancias
amorfas .
La capacidad de fluir hace que tanto los líquidos como los gases se los denomine
fluidos.
La propiedades de la materia se pueden definir en función de su estructura interna, lo
cual puede referirse al ordenamiento de las partículas (átomos y moléculas), como al
orden de los niveles de energía del electrón en el átomo.
Estas propiedades pueden ser:
-
Físicas: entendiéndose como tal a la respuesta que en general presenta la
sustancia a la luz, al calor, fuerza, electricidad, etc. Los cambios físicos se
caracterizan por el cambio de forma o estado de la sustancia, sin dejar de ser
lo que era originariamente. El hierro fundido sigue siendo hierro o el hielo
fusionado sigue siendo agua.
-
Químicas : condiciones tales como punto de ebullición, fusión, conductividad
térmica, color, índice de refracción, dureza, conductividad eléctrica, resistencia
a la tensión o la fluidez. Asimismo dentro de la química, se describen la
interacción de sustancias, que implican a su vez cambios químicos o dicho en
términos técnicos, reacciones de transformación de una sustancia en otra ya
que se producen reordenamientos estructurales internos. La unión de un ácido
y un álcalis llevan a la formación de una sal.
En general, puede decirse que tanto los sólidos como los líquidos tienen muy poca
dependencia frente a los cambios de temperatura y presión, no así los gases, ello es
16
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porque la estructura interna de los dos primeros es mucho más compacta.
De tal manera que si se compara un sólido con un gas, la distancia entre átomos del
primero es mucho menor y la fuerza de unión entre átomos es mucho mayor.
Propiedades de los gases.
El comportamiento de los gases es mucho más homogéneo que el de los líquidos y los
sólidos, lo que llevó a definir lo que puede ser un “gas ideal” y a partir de ahí, dentro de
cierto rango de presión y temperatura, casi todos los gases tiende a comportarse
dentro del mismo modelo.
Ley de Boyle.
A fines del S XVII, Roberto Boyle y Edme Mariotte, de manera independiente, hicieron
el mismo estudio acerca de los gases y pudieron a través de sus observaciones
definir lo que se conoce como Ley de Boyle o Ley de Mariotte (según país):
A temperatura constante, el producto de presión por volumen tiende a
permanecer constante :
PxV=k
Donde:
P = presión
V = volumen
k = constante (valor fijo que no cambia)
Haciendo unos pasajes de términos, la misma fórmula la podemos expresar así:
V=k/P
De tal manera que k es una constante de proporcionalidad y el volumen de un gas es
inversamente proporcional a la presión.
Este comportamiento no es absoluto, ya que hay diferencia entre un gas ideal que es
el que define la antedicha Ley y un gas real. Por ejemplo, el hidrógeno en mediciones
muy precisas a 20 ºC muestra desviaciones y así tantos otros gases que tienden a
comportarse mejor desde el punto de vista ideal a bajas presiones y altas
temperaturas.
Ley de Charles y Gay Lussac.
A principios de 1800, Joseph Gay-Lussac, continuando estudios iniciados por Jacques
Charles a fines del siglo anterior, determinó de manera experimental que una serie de
gases verificaban el comportamiento del siguiente gráfico:
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A presión constante se expandían en 1/273 de su volumen por cada grado Celsius de
aumento de temperatura. Lo que puede expresarse en la siguiente fórmula:
V = α (t + 273)
Donde:
t = temperatura Celsius
α = pendiente de la línea recta obtenida a partir de la ecuación
Así, en función de la relación entre escalas de temperatura Celsius – Kelvin:
T (Kelvin) = t (Celsius) + 273
Se puede afirmar:
V=αT
Esto define lo que se conoce como Ley de Charles o Ley de Gay-Lussac según la
cual:
El volumen y temperatura absoluta de u n a cantidad fija (número de moles) de un
gas son directamente proporcionales a presión constante .
Siguiendo el razonamiento de gas ideal, esto llevaría a pensar que si dichos gases
pudieran enfriarse hasta -273 ºC (frió absoluto), llegarían a desaparecer, sin embargo,
esto no es así, ya que al descender la temperatura y mucho antes del frío absoluto, los
referidos gases se licuan.
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Principio de Avogadro.
Fue otro físico y químico contemporáneo de los dos anteriores, Amadeo Avogadro, ya
nombrado en el primer párrafo, quien dilucidó algunos interrogantes referidos a las
teorías atómicas de Dalton y las experiencias de Gay-Lussac.
A partir de Avogadro, la palabra partícula se utiliza tanto para designar átomos como
moléculas, ya que los átomos no están en general libres e independientes entre si y
tienden a enlazarse formando moléculas, así por ejemplo el oxígeno lo encontramos
asociado y lo representamos como:
O2
Recapacitando sobre los descubrimientos anteriores de Gay Lussac, acerca de que la
relación entre los volúmenes de las sustancias reaccionantes y el producto de las
mismas es de pequeños números enteros, por ejemplo:
2 volúmenes de H + 1 volúmen de O = 2 volúmenes de agua
2 H2 + O2 = 2 H2O
Y que todos los gases varían su volumen en la misma proporción frente a los cambios
de la temperatura. Así, pudo establecer que cualquier gas a temperatura y volumen
constante debía contener el mismo número de “partículas”.
Especificó lo de “partículas”, ya que no eran necesariamente átomos individuales, sino
combinaciones, lo que hoy conocemos como moléculas.
Cabe mencionar como hecho ya anecdótico, que así pudo explicar la ley de
combinación de volúmenes que había sido enunciada por Gay-Lussac, deduciendo
que el oxígeno era 16 veces más pesado que el hidrógeno y no ocho como sostenía
Dalton en aquel entonces, así para Dalton, el agua era una combinación binaria de H y
O, con una relación de peso de 1 a 8. La forma molecular de entender los átomos,
abría las puertas a grandes avances en al determinación de los pesos atómicos.
Pero volviendo al eje de la teoría de Avogadro, se establece así el principio que lleva
su nombre:
Volúmenes iguales de gases diferentes, a las mismas condiciones de
temperatura y presión contienen igual número de moléculas .
De tal manera que a presión y temperatura constante, el volumen de un gas es
proporcional al número de moles, así el número de partículas en un mol de gas, fue
denominado número de Avogadro (6,02 x 1023).
(m o l o molécula gramo, es la unidad básica del Sistema Internacional de Unidades que mide la cantidad de sustancia,
23
los átomos se cuentan por moles y el “número de Avogadro”, 6,02 x 10 multiplicado por el peso molecular, n o s d a e l
p e s o m o l e c u l a r e x p r e s a d o e n g r a m o s .)
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Ley de los gases ideales.
Aplicando los conceptos vistos anteriormente, podemos decir que el volumen de un
gas es inversamente proporcional a la presión y directamente proporcional a la
temperatura y a los moles, lo que expresado en fórmula es:
V = R T n/P
Lo que se escribe normalmente como:
PV=RTn
Que se conoce como ecuación de estado para un gas ideal. Siguiendo por este
razonamiento, podríamos hallar R a partir de P, V, T y n, sin embargo el cálculo
realizado con varios gases no da exactamente igual, ya que el gas ideal no existe y
por ello hay desviaciones. Calculado el valor promedio de varios gases que a bajas
presiones tienden a comportarse como gases ideales, se obtiene el siguiente valor:
R = 0,0821 litro atm K-1 mol-1
20
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III. GEOMETRÍA DEL AGUA.
Como ya se ha visto, la molécula de agua está constituida por dos átomos de H y uno
de O. Luego de haber visto los fundamentos sobre los distintos estados de la materia y
de haber teorizado sobre el comportamiento de las partículas, lo primero que se puede
pensar desde una visión lógica es que el agua tendería a comportarse como un gas en
toda regla.
Sin embargo ya se sabe que no es así, cabe entonces reflexionar acerca del
extraordinario significado de esta aparente contradicción de la naturaleza para la
existencia de vida tal como la conocemos. Porque no conocemos ni imaginamos otra
forma de vida que pueda prescindir de agua en estado líquido.
El motivo de este “fenómeno” radica en el tipo de unión, ya que los dos átomos de H,
están unidos al O por sendos enlaces covalentes, lo que implica compartir dos
electrones entre los átomos de hidrógeno y oxígeno, ya que cada átomo aporta un
electrón al enlace. Por lo tanto, los electrones puestos en juego en ambos enlaces
covalentes son cuatro. Estos electrones enlazantes, se suelen representar por pares de
puntos o trazos, de manera que la molécula de agua puede representarse por los
símbolos de los elementos de hidrógeno y oxígeno unidos por trazos:
H-O-H
Esta fórmula insinúa una estructura lineal.
Además, existen en el átomo de oxígeno dos pares de electrones, que no participan en
enlace, situados en un nivel de menor energía, o última capa.
A l considerar en su totalidad, 8 electrones situados en la última capa del oxígeno, 2
pares enlazantes y 2 pares no enlazantes, la teoría d e R e p u l s i ó n d e P a r e s
Electrónicos del Nivel de Valencia , predice la forma de la molécula de agua.
Esta teoría establece que los pares electrónicos del nivel de valencia, que
corresponden a la última capa energética, se sitúan en el espacio de manera que entre
ellos exista la mínima repulsión ocasionada por su carga negativa. Si los cuatro pares
fuesen de igual naturaleza se podría predecir una estructura tetraédrica regular para el
agua, porque la mejor manera de acomodar cuatro cargas negativas en el espacio, para
que exista entre ellas la mínima interacción, es situándolas en los vértices de un
tetraedro, cuyos lados subtienden un ángulo de 109,5°.
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Molécula de Agua
Puesto que sólo dos pares de electrones son enlazantes, éstos están compartidos
entre los núcleos de O e H y por lo tanto estos electrones están mas cerca a ambos
núcleos. Los dos pares no enlazantes están sólo localizados sobre el átomo de O por
lo que tienden a ocupar mayor espacio alrededor de este átomo y en consecuencia a
restarle espacio a los pares enlazantes. Por lo tanto, el ángulo que subtiende las dos
uniones oxígeno-hidrógeno es 104,5°, menor que el ángulo tetraédrico.
Si sólo se consideran los núcleos de los átomos de la molécula de agua, esta especie
debería tener una estructura plana, puesto que tres puntos, que no están en línea,
definen un plano. Si ahora se considera a los electrones enlazantes y no enlazantes
de la molécula de agua, su estructura es la de un tetraedro irregular.
Cabe deducir que si la molécula de agua no es lineal, tampoco será una especie
apolar. Una molécula polar presenta dos polos o centros de gravitación de carga
negativa y positiva que resultan de la diferente concentración de electrones en el
espacio. Aquel sitio donde exista una mayor concentración da origen a un centro
donde gravita carga negativa y en el otro extremo de ese espacio gravitará, por
consecuencia, carga positiva.
AI existir un dipolo en tal molécula, ésta puede atraer a sus vecinas por fuerzas de
atracción entre cargas de diferente signo.
Estas fuerzas se denominan atracción dipolo-dipolo, las cuales son importantes en
sustancias al estado líquido o sólido donde la cercanía molecular es muy grande.
La polaridad de la molécula de agua no sólo es consecuencia de su geometría
tetraédrica irregular, también lo es por la naturaleza de sus átomos:
Hidrógeno, el átomo más pequeño de la Química.
Oxígeno, un átomo pequeño, pero fundamentalmente de alta
electronegatividad.
Este término denota a los átomos que presentan gran capacidad de atraer electrones
de enlace hacia sí. Por lo tanto, el átomo de oxígeno de la molécula de agua atrae
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hacia sí los electrones de los enlaces covalentes con los hidrógenos, lo que da lugar
a una polaridad de enlace.
Si la polaridad de enlace se representa por la letra δ con su correspondiente signo,
entonces la molécula de agua podrá representarse como el siguiente dibujo:
El Puente Hidrógeno.
Casi todas las características excepcionales del agua se pueden explicar por detalles
de la unión química entre los elementos Oxígeno e Hidrógeno. Los átomos del
elemento Oxígeno tienden a atraer electrones con mucha más fuerza que los átomos
de Hidrógeno (dicho en términos químicos: los primeros son mucho más
electronegativos que los segundos.
Esa concentración de electrones sobre el Oxígeno, origina un "amontonamiento" de
carga eléctrica negativa en un polo de la molécula, con un efecto similar de carga
positiva en el polo opuesto. Esto hace a la molécula de agua, d i p o l a r (dos polos
eléctricos). No sólo el agua es una sustancia polar, sino todas aquellas que tengan
átomos de Oxígeno unidos a átomos de Hidrógeno, o en general átomos ávidos de
electrones unidos con átomos "más tranquilos".
23
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Es importante tener en cuenta que las moléculas son eléctricamente neutras ya que
si hacemos la sumatoria de cargas eléctricas que poseen, el resultado es cero. Sólo
que la densidad de carga eléctrica está polarizada, hay una zona positiva y una zona
negativa.
Si hacemos una analogía con el peso de un cuerpo, un objeto puede pesar 10
gramos y tener distribuido homogéneamente el peso, o tener el peso concentrado en
los extremos. En los dos casos el peso es el mismo, sólo cambia la distribución.
Así, estas moléculas polares -como el agua- se atraen entre ellas con mucho más
fuerza porque el polo negativo de una atrae al polo positivo de otra, y viceversa. Una
buena analogía es pensar en la diferencia que habría entre una caja con piezas
metálicas, y otra con las mismas piezas metálicas, pero imantadas. En este último
caso, es más difícil separarlas.
Otro tanto ocurre al pasar del estado sólido al liquido (fusión) y del líquido al gaseoso
(vaporización), porque las moléculas se separan y se mueven más.
SÓLIDO
LÍQUIDO
GASEOSO
Si las moléculas están "pegoteadas" por alguna atracción adicional, como la que
comentamos, es necesario entregar más energía de la esperada para separarlas y
lograr que pasen de estado sólido a líquido y/o a gaseoso. O dicho de otra manera,
es necesario entregar más calor para fundir el hielo o hacer que el agua hierva. En
términos más físicos: el punto de fusión y el punto de ebullición son más altos de lo
esperado, así como el calor de vaporización y el de fusión.
Buen ejemplo de ellos es el cambio de estado del agua de líquido a vapor, a presión
normal se produce a 100 ºC, pero este punto se eleva si se aumenta la presión.
Otros hidruros con los que se puede comparar el agua se caracterizan por sus
moléculas apolares, al haber la misma intensidad de atracción entre ellas, es más
fácil separarlas.
La atracción intermolecular descrita, se denomina puente de h i d r ó g e n o que también
es la responsable de la cohesión que presenta el agua cuando se ve colgar una gota,
por ejemplo del grifo, también de que el agua moje a ciertos materiales o “trepe” por
las paredes de un recipiente. Este fenómeno ocurre si hay Oxígeno o Hidrógeno con
quienes establecer los puentes de hidrógeno.
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Atracción puente de hidrógeno entre polos de distinto signo
Esta asociación intermolecular que se da en el agua líquida y en el hielo, se suele
representar por una línea de puntos. Esta estructura muestra que cada átomo de
oxígeno de las moléculas de agua que forman una masa de hielo está unido por dos
enlaces covalentes a sendos átomos de hidrógeno y por puente de hidrógeno a
moléculas vecinas. La energía de los puentes de hidrógeno es aproximadamente un
1% del enlace covalente. Esta gran diferencia de energía hace la distinción entre el
enlace covalente, que es un enlace químico y por lo tanto muy fuerte, y el mal
llamado enlace de hidrógeno, que sólo es una asociación física, porque es una
atracción dipolo-dipolo.
El agua es un "solvente universal" por la cantidad de sustancias que puede disolver,
tales como gases, líquidos o sólidos en polvo, con los que puede establecer puentes
hidrógeno. A s í serán fácilmente disueltos por el agua: azúcar, alcohol, y otros
compuestos covalentes, aunque no son las únicas, también existen las uniones iónicas,
como las presentes en el hidróxido de sodio.
Considerada como una combinación de los elementos químicos H y O, el agua tiene
una estructura molecular similar a la de otras sustancias formadas por Hidrógeno con
elementos de la familia del oxígeno: Teluro (Te), Selenio (Se) y Azufre (S). Las
sustancias mencionadas son denominadas hidruros. Algunas de ellas, disueltas en
agua originan hidrácidos como el ácido sulfhídrico.
A continuación se pasa a comparar su peso molecular y sus puntos de ebullición y
fusión:
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HIDRURO PESO MOLECULAR
PUNTO DE
FUSIÓN
PUNTO DE
EBULLICIÓN
H2O
18
0° C
100° C
H2S
34
-82° C
-61° C
H2Se
80
-64° C
-42° C
H2Te
129
-51° C
-4° C
Puede observarse que a medida que aumenta el peso molecular, aumenta la
temperatura del punto de fusión y ebullición, a excepción del agua que siendo de
menor peso molecular tiene los referidos puntos a bastante mayor temperatura
Considerando al agua como un hidruro más, y el más liviano de la serie, debería
presentar un punto de congelación de aproximadamente -100 °C y un punto de
ebullición de -80 °C.
Así, por encima -80 °C, y a las presiones atmosféricas normales de la tierra, el agua se
encontraría solo como gas, de tal manera que no sería posible la vida tal como la
conocemos.
Pero esto no es así, que a nivel del mar, el agua congela a 0°C e hierve a 100°C,
siendo así, el agua es la única sustancia que en las condiciones naturales de presión y
temperatura del planeta, se puede encontrar en los tres estados de agregación de la
materia: sólido, líquido y gaseoso.
Esos valores de 0 °C y 100 °C (anómalos, comparados con los esperados) son los que
determinan la escala centígrada o Celsius (°C).
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IV. ESTADOS DE LA MATERIA Y
REACCIONES FÍSICO QUÍMICAS.
A modo de introducción, en este punto se volverán a tratar algunos conceptos acerca
del estado de la materia pero con especial referencia al agua.
La materia, tal y como se la conoce está constituida por conjuntos de partículas
(átomos, moléculas e iones) que se disponen en formas diferentes. Se transforman
en función de la temperatura y presión. Cada una de las "formas de estar" recibe el
nombre de "estado de la materia".
Son cuatro fundamentales los estados de agregación de la materia:
Sólido
Líquido
Gas
Plasma
El último, pese a ser el más importante desde el punto de vista cuantitativo en el
universo, no formará parte de este análisis que se centrará en los tres primeros que
son los estados en que s e puede encontrar habitualmente el agua y cuyas
características generales son las de cualquier otra combinación de la materia.
Sólido: Se caracteriza por tener forma y volumen definido y rígido, es prácticamente
incompresible. Las partículas se encuentran ordenadas geométricamente de un
modo periódico, formando redes cristalinas tridimensionales. El desplazamiento de
las partículas que ocupan nudos de la red cristalina es prácticamente nulo, ya que
aunque pueden vibrar con respecto a las posiciones de los nudos reticulares, no
pueden trasladarse. Existe una presión y temperatura definida en que pasa a estado
líquido como se puede apreciar en el próximo diagrama.
L í q u i d o : Se caracteriza por tener forma variable y volumen definido, resulta
prácticamente incompresible, como el estado sólido, pero a diferencia de éste puede
fluir. Esta capacidad de flujo viene determinada porque en los líquidos las partículas
constituyentes pueden sufrir desplazamientos relativos importantes. En los líquidos,
la distancia entre las partículas es casi la misma que en los sólidos, y las densidades
a temperatura definida son muy próximas. Respecto a los líquidos, hay quienes
opinan que es el único estado de la materia caracterizado por poseer forma propia,
ya que en ausencia de fuerzas exteriores los líquidos tienden, por efecto de las
fuerzas de cohesión a adoptar la forma esférica.
G as: Se caracteriza por su expansibilidad, es decir, por su tendencia a ocupar todo el
espacio disponible, no tiene forma propia porque debido a su expansibilidad adopta la
forma del recipiente que lo contiene. Los gases son fácilmente compresibles, ya que
el tamaño de sus moléculas son despreciables en función del espacio que ocupan,
por lo que guardan grandes distancias entre si y se encuentran en movimiento de
traslación constante. Este movimiento se conoce como energía cinética molecular,
que guarda relación con la temperatura absoluta y no hay pérdida ni ganancia de
energía en este proceso.
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Para el tema en cuestión, en la mayoría de las situaciones se tendrá que tratar con
agua en estado líquido, minoritariamente en estado gaseoso (vapor) y rara vez en
estado sólido (hielo). De cualquier manera es importante tener en cuenta el
comportamiento del agua a distintas presiones y temperaturas, ya que ello dará el
límite de utilización de ciertos instrumentos de medición. En el siguiente diagrama se
poden apreciar las tres fases (sólido, líquido y vapor) en función de presión y
temperatura, a lo largo de las curvas se tienen los estados de equilibrio de las distintas
fases:
BT: sólido — vapor (Curva de presión de vapor del sólido)
AT: sólido — líquido (Curva de puntos de fusión)
CT: líquido — vapor (Curva de presión de vapor del líquido)
T: punto de equilibrio de las tres fases
Diagrama de fases para el agua a temperatura y presiones moderadas
El dibujo no guarda escala
El punto C, es un punto crítico por encima del cual no puede existir el estado líquido
cualquiera sea la presión.
P r e s ión de vapor.
Una propiedad inherente a los líquidos es su tendencia a cambiar de estado,
pasando a gas (evaporarse), así las moléculas de la superficie líquida tienden a
“escapar” a la fase gaseosa.
Si se realiza un experimento, colocando un recipiente de líquido en una campana
cerrada con un manómetro, se producirá la evaporación del agua y consiguiente
aumento de presión, hasta llegar a un punto de equilibrio, en el la cantidad de
evaporación se iguala con la condensación y por lo tanto la presión se mantiene
constante, este punto de equilibrio es lo que se denomina “presión de vapor”.
La presión de vapor, es directamente proporcional a la temperatura, así a medida
que la misma aumenta, hay más moléculas que tienden a “escapar” a la fase
gaseosa, de tal manera que si sigue aumentando se produce la ebullición, que es la
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formación de burbujas (fase gaseosa) dentro del líquido. Las mismas se produce
porque la presión de vapor ha llegado a igualar a la presión atmosférica.
De tal manera que la temperatura de ebullición que da lugar a los 100 ºC de la
escala Celsius, a presión atmosférica normal de 760 mm de mercurio, pudiéndose
aprovechar esta condición en determinados procesos para aumentar o disminuir el
punto de ebullición variando la presión.
T e n s i ó n superficial.
Los líquidos tienen tendencia a disminuir su área superficial debido a que las
moléculas de la superficie son atraídas por las moléculas internas.
De manera práctica se puede observar como el líquido que fluye de un cuenta gotas
no lo hace en forma de flujo continuo, sino lentamente, en forma de gotas o una
aguja colocada suavemente sobre una superficie de agua no se hunde, a pesar de
tener una densidad 7 ú 8 veces mayor, permanece formando una hendidura en la
superficie el agua.
Estos fenómenos indican que la superficie del líquido se encuentra en un estado de
tensión que varía en función de la temperatura, así para el agua se pueden dar los
siguientes valores:
Temperatura ºC
0
20
60
100
Tensión superficial
en d i nas/ c m
75,6
72,8
66,2
58,9
Asimismo, la tensión superficial, tiende a contraer los líquidos a un área mínima
compatible con su volumen, lo que les lleva a tomar la forma esférica. Este hecho
puede observarse prácticamente en una gota que al caer tiende a tomar dicha forma
esférica, sufriendo las deformaciones propias de la resistencia aerodinámica.
Esta última descripción se refiere a una lámina de separación entre líquido (agua) y
gas (aire), pero también se da el fenómeno de límites de separación entre un líquido
y un sólido y entre un sólido y vapor. Los tres límites descritos se puede ver en la
siguiente figura.
29
Capa sólido-vapor
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Vapor
Capa sólido líquido
Sólido
Capa líquido - vapor
Líquido
Sólido
En cada lámina se tiene una tensión superficial determinada:
- Tensión superficial de la capa o lámina sólido-líquido (Ssl).
- Tensión superficial de la capa o lámina sólido-vapor (Ssv).
- Tensión superficial de la capa o lámina líquido-vapor (Slv.
En la pared del recipiente se cortan las tres láminas y en su intersección actúan las
tres fuerzas enumeradas anteriormente y una cuarta fuerza A que se denomina
adherente y está representada en la siguiente figura.
La curvatura de la superficie líquida en contacto con la sólida, dependerá de la
diferencia de tensión superficial entre Ssv y Ssl, lo que formará un ángulo, llamado
ángulo de contacto, que es una medida de la curvatura de la superficie líquido vapor,
en función de los valores de las tensiones superficiales de los distintos materiales en
uso.
Dicho ángulo de contacto, comprendido entre la pared del recipiente y la superficie
líquida puede asumir distintos valores que van desde menos de 90º como en la
siguiente figura, en donde:
Ssv > Ssl
Y el coseno del ángulo comprendido es positivo.
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Ssv
A
Ssl Slv
(La longitud de las líneas de fuerza no guardan relación de escala.)
En el ejemplo de la siguiente figura el ángulo es mayor de 90º, por lo que el coseno
tiene valor negativo, por lo que:
Ssl > Ssv
Ssv
Slv
A
Ssl
(La longitud de las líneas de fuerza no guardan relación de escala.)
De tal manera que el ángulo dependerá de la naturaleza del líquido y del material de la
pared del recipiente, pudiendo en algunos casos ser de 90º, o sea coseno igual a cero.
Tal es el caso del agua en contacto con vidrios de determinada naturaleza.
Pero centrando el análisis del fenómeno en el elemento agua, su tensión superficial
variará en función de las sustancias que pueda contener disueltas, en algunos casos
puede tratarse de simples impurezas, p e r o sobre todo interesan los agentes
tensioactivos, surfactantes, humectantes o detergentes, distintas maneras de
mencionar a productos químicos de diversa naturaleza, que se utilizan precisamente
para reducir la tensión superficial del agua, a fin de mejorar la eficacia de ciertos
procesos, reduciendo el ángulo de contacto a valores muy por debajo de los 90º.
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Por otra parte existen agentes impermeabilizantes que hacen el efecto contrario y
elevan el valor del ángulo de contacto muy por encima de los 90.
Para finalizar este punto, cabe mencionar que cuando el fenómeno de tensión
superficial se verifica sumergiendo un pequeño tubo capilar, la tensión superficial hace
que el líquido suba por las paredes del tubo hasta alcanzar una altura de equilibrio,
este fenómeno se conoce como capilarida d y es parte inherente de muchos procesos
biológicos.
Viscosidad.
La viscosidad puede definirse como el rozamiento interno de un líquido, tanto los
líquidos como los gases presentan viscosidad, pero es mucho mayor la resistencia
interna a fluir de un líquido.
En lo que se refiere al agua, interesa mencionar que su viscosidad varía con la
temperatura, lo que se puede apreciar en la siguiente tabla:
Temperatura
ºC
0
20
40
60
80
100
Viscosidad
centipoises
1,792
1,005
0,656
0,469
0,357
0,284
BIBLIOGRAFÍA
RUSSELL, John B., LARENA, Alicia. Química. McGraw-Hill. Madrid. 1995.
SEARS, Francis W., ZEMANSKY, Mark W. Física General. Aguilar, S.A. de Ediciones.
Madrid. 1966.
GLADKOV, K. La Energía del Átomo. Ediciones de Lenguas Extranjeras. Moscú.
MAHAN, Bruce H. Química, Curso Universitario. Fondo Educativo Interamericano S.A.
Berkeley. California. 1968.
Consulta de distintas páginas web.
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