Antecedentes de Química

Autora:

Violeta Luz María Bravo Hernández

CONTENIDO 1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón. 2. Modelo atómico de Thomson. 3. Modelo atómico de Rutherford. 4. Modelo atómico de Bohr. 5. Números cuánticos. 6. Tabla periódica y los elementos que la constituyen. 7. Enlaces iónico. 8. Enlace covalente. 9. Enlace metálico. 10. Concepto de mol. 11. Cálculos sobre reacciones químicas. 12. Disoluciones. 13. La fase gaseosa y la ecuación del gas ideal. 14. Concepto de entalpia de reacción. 15. Concepto de constante de equilibrio de una reacción química. 16. Leyes de Faraday y la electrólisis. 17. Pilas. 18. Principales grupos funcionales de la Química Orgánica. AL FINAL DE LA PRESENTACIÓN SE ENLISTAN LAS DIRECCIONES ELECTRÓNICAS DE DONDE PROCEDEN LOS DIBUJOS Y FIGURAS UTILIZADOS.

7. ENLACE IÓNICO La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace iónico, que se da entre un metal y un no metal, siempre y cuando la diferencia de lectronegatividades sea mayor o igual que 2, cabe mencionar, que este criterio cambia dependiendo de la bibliografía que se consulte. Las principales características de los compuestos iónicos son las siguientes: Son sólidos que forman cristales de punto de fusión elevado. Solubles en agua. En disolución son buenos conductores de la electricidad, lo que puede verificarse en un dispositivo como el que se muestra a continuación:

Figura 26

Estas características se deben a la naturaleza electrostática del enlace, que se da entre un anión y un catión, si éstos provienen de elementos representativos, se observa que en su forma ionizada pueden alcanzar la configuración de un gas noble y por lo tanto, adquieren estabilidad. Un ejemplo es el cloruro de sodio, que se presenta a continuación:

Na Cl Na Cl NaCl

[Ne] [Ar]

8. ENLACE COVALENTE

En el enlace covalente, los átomos que se unen, comparten electrones; cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos; esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula. A continuación se presenta el enlace covalente entre dos átomos de flúor: Observe que para formar F2 sólo participan 2 electrones de valencia (los más externos al núcleo), los demás electrones no enlazantes, se llaman pares libres. Así, cada átomo de flúor tiene 3 pares libres de electrones.

F F FF

Las estructuras con las que se representan los compuestos covalentes se conocen como estructuras de Lewis, donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En una estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia. Considere la estructura de Lewis para la molécula de agua:

oH O H H O H

En la estructura de Lewis del agua se ilustra la regla del octeto, propuesta por Lewis, que establece que un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia. Al compartir electrones en un enlace covalente, cada átomo completa su octeto. Cabe mencionar, que hay varias excepciones a la regla del octeto. Por otro lado, pueden formarse enlaces covalentes sencillos, dobles o triples, dependiendo del número de pares de electrones compartidos, si se comparte un par es sencillo, dos pares es doble y tres pares es triple. A continuación se presenta un ejemplo de cada uno.

H H O C O N N

Los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión, en cambio, las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un compuesto iónico por lo general son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados; forman en la naturaleza cristales, algunos de una belleza extraordinaria, como los que se muestran a continuación:

Los compuestos iónicos fundidos conducen electricidad porque contienen cationes y aniones que se mueven libremente. La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua o si se llegan a disolver, sus disoluciones acuosas, por lo general no conducen la electricidad, porque estos compuestos son no electrólitos.

Figura 27

En la tabla siguiente, se comparan algunas propiedades generales de un compuesto iónico común, el cloruro de sodio, con las de un compuesto covalente, el tetracloruro de carbono:

Propiedad NaCl CCl4

Apariencia Sólido blanco Líquido incoloro

Punto de fusión [oC] 801 -23

Calor molar de fusión [kJ/mol] 30,2 2,5

Punto de ebullición [oC] 1 413 76,5

Calor molar de vaporización [kJ/mol] 600 30

Densidad [g/cm3] 2,17 1,59

Solubilidad en agua Alta Muy baja

Conductividad eléctrica como:

Sólido Pobre Pobre

Líquido Buena Pobre

9. ENLACE METÁLICO El modelo que se utilizará para estudiar el enlace metálico es la teoría de las bandas, llamada así porque establece que los electrones deslocalizados se mueven libremente a través de las bandas que se forman por el traslape o solapamiento de orbitales moleculares. Los metales se caracterizan por su alta conductividad eléctrica. En un cristal metálico, los átomos están empacados muy cerca unos de otros, por lo que los niveles electrónicos de cada átomo se ven afectados por los de los átomos vecinos, lo que da como resultado el traslape de orbitales. Debido a que el número de átomos que existe es muy grande, el número de orbitales moleculares que forman, también es muy grande. Estos orbitales moleculares tienen energías tan parecidas que quedan mejor descritos como una “banda”. Los niveles energéticos llenos y tan parecidos constituyen la banda de valencia y el conjunto de niveles vacíos cercanos recibe el nombre de banda de conducción.

Figura 28 Figura 29

Un cristal metálico es un conjunto de iones positivos inmerso en un mar de electrones de valencia deslocalizados. La fuerza que resulta de la deslocalización es la responsable de la dureza de los metales. Debido a que la banda de valencia y la banda de conducción son adyacentes entre sí, la cantidad de energía que se requiere para promover un electrón de la banda de valencia a la banda de conducción es despreciable. Una vez aquí el electrón se desplaza con libertad a través de todo el metal, ya que la banda de conducción carece de electrones. Esta libertad de movimiento explica el hecho de que los metales sean buenos conductores de la corriente eléctrica. A continuación se esquematiza lo que se explicó anteriormente.

Banda de valencia

Banda de conducción

Metal

Energía

Banda de valencia

Banda de conducción

Semiconductor

Energía Brecha de energía

En esencia, la conductividad eléctrica de un sólido depende del espaciamiento y de la ocupación de las bandas de energía. En el caso de los metales, las bandas de valencia son adyacentes a las bandas de conducción y por lo tanto los metales actúan como conductores. Por otra parte, en los semiconductores la brecha energética es pequeña, como se muestra en el esquema siguiente:

Una gran cantidad de elementos son semiconductores, que conducen la corriente eléctrica a elevadas temperaturas o cuando se combinan con una pequeña cantidad de algunos otros elementos, proceso llamado dopado. Los elementos del grupo 4A como el silicio y el germanio, son especialmente útiles para este própósito.

La brecha energética entre las bandas llenas y las bandas vacías en los semiconductores es mucho menor que en el caso de los aislantes, en donde es muy amplia, por ende, resulta difícil promover a un electrón de la banda de valencia a la banda de conducción, lo cual puede observarse en el esquema siguiente:

Banda de valencia

Banda de conducción

Aislante

Energía Brecha de energía

Observe que se requiere mucha energía para excitar un electrón hacia la banda de conducción. El vidrio y la madera son aislantes, incapaces de conducir la electricidad.

Los metales tienen apariencia lustrosa, son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio), son buenos conductores del calor y de la electricidad, son maleables (se pueden aplanar hasta formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden extender en alambres).

Debido a que los metales, en general, tienen electronegatividades bajas, tienden a formar cationes y casi siempre adquieren números de oxidación positivos en sus compuestos. Sin embargo, el berilio y el magnesio, del grupo 2A, y los metales del grupo 3A y los que se encuentran a su derecha, también forman compuestos covalentes.

Figura 30 Figura 31

10. CONCEPTO DE MOL Al Sistema Internacional de Unidades lo definen siete dimensiones, entre las cuales está la cantidad de sustancia, cuya unidad es la mol, que se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como existen átomos en 0,012 kilogramos de carbono 12. En otras palabras, una mol de cualquier sustancia contiene tantas entidades elementales como las que existen en 12 [g] de carbono 12. O bien: En 12 [g] de carbono 12 existen 6,022X1023 átomos de carbono y por lo tanto, una mol de cualquier sustancia contiene 6,022X1023 entidades elementales de dicha sustancia. Algunos ejemplos son los siguientes:

Elemento Masa atómica [g/mol]

Contiene

oro 196,97 6,022X1023 átomos de oro o 1 mol de oro

hierro 55,85 6,022X1023 átomos de hierro o 1 mol de hierro aluminio 26,98 6,022X1023 átomos de aluminio o 1 mol de aluminio

A la cantidad de 6,022X1023 se le llama número de Avogadro. Otros ejemplos son los siguientes:

Compuesto Masa molecular [g/mol]

Contiene

trióxido de azufre

80,06 6,022X1023 moléculas de trióxido de azufre o 1 mol de trióxido de azufre

dióxido de carbono

44 6,022X1023 moléculas de dióxido de carbono o 1 mol de dióxido de carbono

metano 16 6,022X1023 moléculas de metano o 1 mol de metano

En esta imagen se muestra una mol de tres sustancias, observe que es una cantidad medible, ya que equivale a la masa molecular expresada en gramos y que se calcula con la fórmula del compuesto.

Figura 32

11. CÁLCULOS SOBRE REACCIONES QUÍMICAS

Para que se cumpla la ley de la conservación de la masa la reacción química debe estar balanceada, este es un requisito indispensable para realizar cálculos estequiométricos. El primer paso es balancear la reacción química y el segundo es realizar los cálculos, empleando moles de reactivos o productos.

A continuación se presenta un ejemplo: 2A + 3B ⃗ C En esta reacción química balanceada, se observa que 2 moles de A reaccionan con 3 moles de B para producir 1 mol de C. Con esta reacción podemos plantear 3 ejercicios: Ejercicio 1. Se ponen a reaccionar 0,5 moles de A ¿qué cantidad de B se requiere y cuánto de C se produce?

Figura 33

2A + 3B ⃗ C Para realizar cálculos estequiométricos se recomienda el método de los factores, que se empleará en este ejercicio. Cálculo de lo que se necesita de B:

Bmol75,0Amol2Bmol3Amol5,0nB =

=

Cálculo de lo que se produce de C:

Cmol25,0Amol2Cmol1Amol5,0nC =

=

Otro camino para el cálculo de lo que se produce de C es el siguiente:

Cmol25,0Bmol3Cmol1Bmol75,0nC =

=

Ejercicio 2. Se ponen a reaccionar 0,5 moles de B ¿qué cantidad de A se requiere y cuánto de C se produce? 2A + 3B ⃗ C Cálculo de lo que se necesita de A:

Amol33,0Bmol3Amol2Bmol5,0nA =

=

Cálculo de lo que se produce de C:

Cmol166,0Amol2Cmol1Amol333,0nC =

=

Otro camino para el cálculo de lo que se produce de C es el siguiente:

Cmol166,0Bmol3Cmol1Bmol5,0nC =

=

Ejercicio 3. Se producen 0,86 moles de C ¿qué cantidad de A se requiere?. 2A + 3B ⃗ C Cálculo de lo que se requiere de A:

Amol72,1Cmol1Amol2Cmol86,0nA =

=

Como puede observarse, los cálculos estequiométricos se basan en la reacción química balanceada. La cantidad de reactivos o productos puede calcularse siempre y cuando la reacción química cumpla con la ley de la conservación de la masa. En la figura se muestran recipientes que contienen sustancias que ya han reaccionado entre sí. Figura 34

12. DISOLUCIONES Una disolución es una mezcla homogénea de un soluto disuelto en un disovente; el soluto es el que se encuentra en menor cantidad. Una mezcla homogénea es aquella que pareciera que está constituida de una sola fase, pero que en realidad, tiene sustancias disueltas.

Existen disoluciones molares, que se preparan en matraces volumétricos, que permiten medir volúmenes más exactos que otros tipos de contenedores graduados. En la imagen se observa un matraz volumétrico que contiene una disolución.

Figura 35

Figura 36

Figura 37

A continuación se presenta el procedimiento experimental para preparar disoluciones molares y porcentuales. DISOLUCIONES MOLARES Se mide la cantidad de soluto, ya sea midiendo su volumen o su masa y se disuelve en el disolvente, para después pasarlo a un matraz volumétrico y finalmente aforar (agregar disolvente hasta llegar al volumen final ). DISOLUCIONES PORCENTUALES Se mide la cantidad de soluto, ya sea midiendo su volumen o su masa y se disuelve en el disolvente para después pasarlo a un recipiente que no necesariamente debe ser volumétrico y finalmente se lleva a volumen final. Al comparar ambas preparaciones, se nota que la única diferencia es que las disoluciones molares se preparan con material de vidrio volumétrico.

ESQUEMA DE CÁLCULOS PARA DETERMINAR LA CANTIDAD DE SUSTANCIA EN LA PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES MOLARES

En donde: msoluto = masa de soluto (en gramos) V = volumen que se desea preparar (en litros) M = molaridad (en mol/l) m = masa molecular ( en g/mol) Ejercicio: Indique cómo prepara 250 (ml) de una disolición 0,2 (M) de H2SO4.

4242

4242soluto SOH)g(9,4

SOH)mol(1SOH)g(98

disolución)l(1SOH)mol(2,0disolución)l(25,0m =

=

Se miden 4,9 (g) de H2SO4, se disuelven en agua dentro de un matraz volumétrico y se lleva a volumen final. La disolución de ácido con agua es exotérmica, por lo que hay que enfriar para trabajar a temperatura ambiente.

))()((= mMVmsoluto

Existen disoluciones porcentuales masa en masa (m/m); masa en volumen (m/v) y volumen en volumen (v/v). Una de las más empleadas en la industria es la de masa en masa. Por definición las disoluciones porcentuales se expresan en gramos en cada 100 mililitros. Por ejemplo, una disolución acuosa al 25 (%) m/m de una sustancia, está constituida de 25 (g) de la sustancia y 75 (g) de agua. Otro ejemplo: Una disolución al 10% m/v de una sustancia se prepara disolviendo 10 (g) de la sustancia y llevando a volumen final de 100 (ml). Ejercicio: Indique cómo prepara 250 (ml) de una disolución al 2 (%) masa en volumen de H2SO4.

Se miden 5 (g) de H2SO4, se disuelven en agua dentro de un matraz graduado y se lleva a volumen final. La disolución de ácido con agua es exotérmica, por lo que hay que enfriar para trabajar a temperatura ambiente.

4242

soluto SOH)g(5disolución)ml(100

SOH)g(2disolución)ml(250m =

=

13. LA FASE GASEOSA Y LA ECUACIÓN DEL GAS IDEAL

El acomodo de las moléculas es distinto en la fase sólida, líquida o gasesa. Como se obseva en la figura, en la fase gaseosa las moléculas están más separadas unas de otras.

Todos los gases poseen las características físicas siguientes:

1. Adoptan la forma y el volumen del

recipiente que los contiene. 2. Se consideran los más compresibles en relación con sólidos o líquidos. 3. Cuando se encuentran confinados en el mismo recipiente se mezclan en forma completa y uniforme. 4. Cuentan con densidades mucho menores que los sólidos y los líquidos.

Figura 38

)testanconsTyna(P1V:BoyledeLey α

)testanconsPyna(TV:CharlesdeLey α

)testanconsPyTa(nV:AvogadrodeLey α

Donde V es volumen, P es presión, T es tempratura y n es el número de moles. Al combinar las tres expresiones a una sola ecuación se obtiene lo siguiente:

TnVP α

TRnVP =

LA ECUACIÓN DEL GAS IDEAL La ecuación del gas ideal es el resultado de la combinación de las leyes de los gases siguientes:

Donde R es la constante de proporcionalidad, que se denomina constante de los gases. Esta última ecuación se llama ecuación del gas ideal y explica la relación entre las cuatro variables P, V, T y n.

Un gas ideal es un gas hipotético, cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se puede describir completamente con la ecuación del gas ideal. Las moléculas de un gas ideal no se atraen o se repelen entre sí, y su volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que lo contiene. Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal, las diferencias en el comportamiento de los gases reales en ciertos márgenes de temperatura y presión no alteran sustancialmente los cálculos. A 0 (oC) y 1 (atm) de presión muchos gases reales se comportan como un gas ideal; experimentalmente se ha determinado que 1 (mol) de un gas ideal ocupa un volumen de 22,414 (l). Las condiciones de 0 (oC) y 1 (atm) se denominan temperatura y presión estándar (TPE). R puede calcularse de la forma siguiente:

)K15,273()mol1()l414,22()atm1(R =

Por lo tanto R tiene un valor de 0,08206 [ (l atm)/ (K mol)]. A continuación se presenta un ejercicio en el que se aplica la ecuación del gas ideal. Ejercicio: calcule la presión que ejercen 2 (mol) de un gas en un recipiente de acero de 5 (l) a 343,15 (K).

P = 11, 2553 (atm)

)5())15,343()()(082,0()2(

==1

lmolKmolKatmlmol

VnRT

P-

14. CONCEPTO DE ENTALPIA DE REACCIÓN La entalpia es una función termodinámica que a presión constante se asocia con el calor que se libera o que se absorbe en una reacción química. Debido a que la mayoría de las reacciones son procesos a presión constante, puede igularse el cambio de calor en estos casos con el cambio de entalpia. Para cualquier reacción del tipo

Reactivos → Productos Se define el cambio en entalpia, denominada la entalpia de reacción, ΔHr, como la diferencia entre las entalpias de los productos y las entalpias de los reactivos:

ΔHr = H(productos) - H(reactivos) La entalpia de una reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso.

Las reacciones químicas pueden se exotérmicas o endotérmicas, a continuación se da un ejemplo de cada una, respectivamente: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔHr= - 802,4 (kJ/mol) CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) ΔHr= 890,4 (kJ/mol) Observe que cuando se escriben las reacciones termoquímicas deben especificarse siempre las fases de reactivos y productos. ENTALPIA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (ΔHf) Es el cambio de calor relacionado con la formación de un mol de compuesto a partir de sus elementos a 1 (atm). Existen tablas con los valores de ΔHf para ciertas sustancias, que manejan 25 (oC) y 1 (atm), conocidas como condiciones estándar; en disoluciones se manejan concentraciones 1 (M). Por convenio, la ΔHf de cualquier sustancia en su forma más estable es cero. Por ejemplo, el oxígeno molecular (ΔHf=0) es más estable que su otro alótropo, el ozono (ΔHf ≠ 0) a 25 (oC) y 1 (atm).

O2 oxígeno O3 ozono

Sea una reacción química balanceada: aA + bB → cC + dD Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos, para esta reacción el cambio en la entalpia de reacción en condiciones estándar (ΔHr

o) está dada por: ΔHr

o = [c ΔHfo(C) + d ΔHf

o(D)] - [a ΔHfo(A) + b ΔHf

o(B)] Ejercicio: Calcule la ΔHr

o para la reacción siguiente: 2CO2(g) + H2O(l) → C2H2(g) + 5/2 O2(g)

ΔHro = 1 mol C2H2(g) (226,6 kJ/mol) – [ 2 mol CO2(g) (-393,5 kJ/mol) +

1 mol H2O(l) (-285,8 kJ/mol)] = 1 299,4 (kJ) El valor del ΔHr

o positivo indica que es una reacción endotérmica en condiciones estándar. Los valores de ΔHf

o fueron obtenidos de tablas.

15. CONCEPTO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

La mayoría de las reacciones son reversibles, es decir, proceden de reactivos a productos y viceversa. El equilibrio químico se establece cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes.

La evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada es un ejemplo de un equilibrio físico, el número de moléculas de agua que dejan la fase líquida y las que vuelven a ella es el mismo.

Figura 39

H2O(l) ↔ H2O(g) Sea la reacción reversible siguiente: aA + bB ↔ cC + dD Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos. Para la reacción a una temperatura dada, se tiene:

ba

dc

]B[]A[]D[]C[K =

La ecuación anterior es la expresión matemática de la ley de acción de masas que establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K, llamado constante de equilibrio, cuyo valor no cambia, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie. La magnitud de la constante de equilibrio indica si la reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1 el equilibrio se desplazará hacia productos y favorecerá a los productos. Si la constante de equilibrio es mucho menor que 1, el equilibrio se desplazará hacia reactivos y favorecerá a los reactivos. A continuacón se presenta un esquema de la explicación anterior.

Reactivos

Productos Productos

Reactivos

K>1 K<1

EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS Se tienen cuando todas las especies están en la misma fase. Por ejemplo, para la reacción química siguiente: aA(g) ↔ bB(g) La constante de equilibrio Kc está dada por:

a

b

c AB

K][][

= El subíndice de K indica que las concentraciones de A y B se expresan en molaridad.

También puede expresarse Kp; en función de las presiones parciales de los gases involucrados en la reacción en equilibrio.

aA

bB

p PPK =

Existe una expresión que relaciona Kp y Kc, se expresa a continuación:

ncp )RT(KK ∆=

Donde R = 0,082 (l atm)/(K mol) y ∆n = b – a = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos. Como puede observarse, Kp= Kc cuando ∆n = 0. Ejercicio: Para la reacción siguiente a 230 (oC): 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) Se tienen en el equilibrio [NO(g)]=0,06[M], [O2(g)]= 0,13 [M] y [NO2(g)]=16[M]. a) Calcule Kc. b) Calcule Kp.

a) Primero hay que escribir la expresión de Kc y después sustituir las molaridades:

52

2

22

22 1047,5=

)13,0()06,0()16(

=][][

][= X

MMM

ONONO

Kc

b) Como:

1115ncp )]K15,503()mollatmK(082,0[(10X47,5)RT(KK −−−∆ ==

4p 10X3258,1K =

Con base en los valores de Kc y Kp se concluye que sí se forman productos, ya que los valores son grandes (mayores que 1) del orden de 104 y 105.

16. LEYES DE FARADAY Y LA ELECTRÓLISIS Las leyes de Faraday permiten entender muchos

fenómenos, como el de la electrólisis. Dichas leyes se enuncian a continuación: 1. La masa de una sustancia liberada o depositada

en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad (número de coulombs) que ha pasado a través del electrólito.

2. Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas por la misma cantidad de electricidad son proporcionales a sus masas equivalentes.

Figura 40

La electrólisis es un proceso que utiliza energía eléctrica para inducir una reacción química no espontánea, es decir, que requiere energía para llevarse al cabo. A continuación se muestra la celda electrolítica que consta de ánodo, donde se lleva la oxidación, y cátodo, donde se lleva a cabo la reducción.

Figura 41

Un ejemplo es la electrólisis de cloruro de sodio (NaCl) fundido. Las reacciones de electrodo son las siguientes: Ánodo (oxidación): 2Cl-(l) → Cl2(g) + 2e-

Cátodo (reducción): 2Na+(l) + 2e- → 2Na(s)

Reacción global: 2Na+(l) + 2Cl-(l) → 2Na(s) + Cl2(g)

Como se observa, la oxidación ocurre en el ánodo donde se liberan electrones y la reducción ocurre en el cátodo donde se requieren electrones; por lo tanto, el flujo de electrones se da de ánodo a cátodo.

Ejercicio: de acuerdo al esquema de reacciones anterior, calcule la cantidad de sustancias que se producen en los electrodos, si se electroliza el NaCl fundido durante 2 (h) con 1(A).

)s()s(

Na Namol0746,0)emol2

Namol2()

C96500emol1()

As1C1()A1()s7200(n ==

−

−

)s(2)g(2

Na Clmol0373,0)emol2

Clmol1()

C96500emol1()

As1C1()A1()s7200(n ==

−

−

En el esquema de cálculo se obseva que la cantidad de sodio que se deposita en el electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que circuló en el electrólito y también es proporcional a su masa equivalente; lo que precisamente plantean las leyes de Faraday. Observe que estequiométricamente 2 (mol) de electrones se relacionan con la producción de 1 (mol) de cloro gaseoso, según la reacción de ánodo. Observe también, que estequiométricamente 2 (mol) de electrones se relacionan con la producción de 2 (mol) de sodio, según la reacción de cánodo. Finalmente, cabe mencionar que la electrólisis es un proceso industrial que se utiliza para producir ciertas sustancias. Por ejemplo, puede electrolizase agua de mar para obener hidróxido de sodio y cloro gaseoso. La electrólisis de disoluciones acuosas es muy importante y requiere de ciertos conocimientos que tienen que ver con los esquemas de reacción de ánodo y cátodo, que se plantean según el tipo de electrólito que se elija. En cuanto al esquema de reacción, basado en las leyes de Faraday, es el mismo.

17. Pilas Una pila o batería es una celda electroquímica o conjunto de celdas electroquímicas combinadas que pueden servir como fuente de corriente eléctrica directa a un voltaje constante. El uso industrial de las pilas es muy importante; para entender su funcionamiento hay que estudiar las celdas electroquímicas, a continuación se muestra una:

Figura 42

Figura 43

Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea, es decir, que no requiere energía para llevarse al cabo. También se conoce como celda galvánica o voltáica. Consta de dos electrodos, el de la izquierda llamado ánodo y el de la derecha cátodo. Un puente salino por donde transitan aniones al ánodo y cationes al cátodo.

El puente salino es un tubo es U lleno con una disolución saturada de KCl o NH4NO3. Durante el curso de la reacción redox los electrones fluyen externamente desde el ánodo hacia el cátodo a través del alambre conductor y del voltímetro, el cual funciona como una bomba de electrones. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de energía potencial eléctrica entre los electrodos, que es medida por el voltímetro, donde la lectura es el voltaje de la celda. Ejemplo: se va a describir la celda de Daniell, que consta de un ánodo de cinc sumergido en una disolución de ZnSO4 y un cátodo de cobre, sumergido en una disolución de CuSO4. Las reacciones de electrodo son las siguientes: Ánodo (oxidación): Zn(s) → Zn2+

(ac) + 2e- Cátodo (reducción): Cu2+

(ac) + 2e- → Cu(s) Reacción global: Cu2+

(ac) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+

(ac) Los iones Cu2+

(ac) reaccionarán directamente con la barra de Zn(s), a menos que las disoluciones estén separadas, pero no se obtendría trabajo eléctrico útil. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se deben conectar mediante un conductor por el que puedan pasar los cationes y aniones desde un compartimento al otro, este requisito se cumple con el puente salino.

Sin el puente salino, pronto se acumularían cargas positivas en el compartimiento del ánodo y cargas negativas en el cátodo, impidiendo que la celda funcione. Observe que en el ánodo el cinc se oxida y se liberan electrones; en el cátodo el cobre se reduce para lo cual se requieren electrones; de manera que el flujo de electrones va de ánodo a cátodo. Un experimento como el que se muestra a continuación permitiría observar que existe una diferencia de potencial entre los electrodos:

Figura 44

18. PRINCIPALES GRUPOS FUNCIONALES DE LA QUÍMICA ORGÁNICA La rama de la química que estudia los compuestos del carbono es la química orgánica. Las clases de compuestos orgánicos se distinguen de acuerdo con los grupos funcionales que contienen. Un grupo funcional es un grupo de átomos responsable del comportamiento químico de la molécula que lo contiene. Moléculas diferentes que contienen la misma clase de grupo o grupos funcionales reaccionan de manera semejante. Los hidrocarburos están formados por hidrógeno y carbono que se dividen en alifáticos y aromáticos; los primeros no contienen el grupo benceno en tanto que los segundos contienen uno o más anillos bencénicos. Los hidrocarburos alifáticos son alcanos, cicloalcanos, alquenos y alquinos. En la tabla siguiente, se muestran algunos grupos funcionales de la química orgánica, incluyendo los que ya se mencionaron.

Figura 45

Esta sección tiene como objetivo que el usuario identifique los grupos funcionales de la química orgánica. Los ejercicios siguientes ubicarán al usuario en el logro de este objetivo. Ejercicio 1. Encircule la figura que muestre al grupo de los alcoholes.

Ejercicio 2. Encircule la figura que muestre al grupo de los ácidos carboxílicos.

Ejercicio: Encircule la figura que muestre al grupo de las aminas.

Las figuras de esta presentación fueron obtenidas de las direcciones electrónicas siguientes: Figura 26 http://html.rincondelvago.com/conductividad-electrica.html Figura 27 http://deadchannel.blogsome.com/2007/04/12/la-cueva-de-los-cristales-gigantes/ Figura 28 http://mx.kalipedia.com/fisica- quimica/tema/magnificos.html?x1=20070924klpcnafyq_80.Kes&x=20070924klpcnafyq_87.K es Figura 29 http://www.leinsa.com/alambre-ca.html Figura 30 http://mx.kalipedia.com/fisica- quimica/tema/magnificos.html?x1=20070924klpcnafyq_80.Kes&x=20070924klpcnafyq_87.K es Figura 31 http://www.leinsa.com/alambre-ca.html Figura 32 http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_01000.html Figura 33 http://www.windows.ucar.edu/tour/link=/earth/geology/chem_reactions.sp.html Figura 34 http://labquimica.wordpress.com/2007/11/20/%C2%BFque-es-una-disolucion/ Figura 35 http://laboratoriobac.blogspot.com/2008_11_01_archive.html Figura 36 http://www.educared.net/aprende/anavegar5/podium/images/B/1563/disoluciones.htm Figura 37 http://www.iesrdelgado.org/tomasgomez/1%C2%BABachillerato/disoluciones/lectura.htm Figura 38 http://www.genciencia.com/2007/04/19-espana-redujo-un-4-las-emisiones-de-gases-de- efecto-invernadero-en-2006 Figura 39 http://www.sabelotodo.org/termicos/presionvapor.html Figura 40 http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Michael-faraday3.jpg Figura 41 http://www.ikkaro.com/node/406 Figura 42 http://exitway.wordpress.com/2008/04/24/articulos-que-desaparecen-en-las-crisis/ Figura 43 http://www.fq.uh.cu/dpto/qg/biologia/tema_3b_electrica.htm Figura 44 http://www.monografias.com/trabajos26/la-pila/la-pila.shtml Figura 45 http://depa.pquim.unam.mx/Organica/temas/formul.pdf