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MATERIAL COMPLEMENTARIO DE
SÍNTESIS
Electivo Química II
Contenido
Entalpía de Formación................................................................................................................. 3
Entropía ........................................................................................................................................... 4
Características asociadas a las Entropía ...................................................................................... 5
Segunda ley de la Termodinámica .............................................................................................. 5
Energía libre de Gibbs ..................................................................................................................... 6
Óxido- Reducción ............................................................................................................................ 7
Reacciones Redox ........................................................................................................................ 7
Resolución de Ecuaciones Redox ................................................................................................ 8
Electroquímica................................................................................................................................. 9
Farádico ..................................................................................................................................... 10
No Farádico ............................................................................................................................... 10
Celda Electroquímica ................................................................................................................. 11
Corrosión Electroquímica .......................................................................................................... 12
Aplicaciones más comunes ....................................................................................................... 12
Ácido Base ..................................................................................................................................... 13
Teorías Ácido Base .................................................................................................................... 13
Fuerza de los ácidos y las bases ................................................................................................ 16
Fuerza de los ácidos .................................................................................................................. 16
Fuerza de las bases .................................................................................................................... 17
Fuerzas relativas de los ácidos .................................................................................................. 17
Constantes de acidez y de basicidad ......................................................................................... 18
Polímeros........................................................................................................................................... 18
Clasificación de Polímeros ............................................................................................................. 19
Formación de Polímeros ............................................................................................................... 21
Polimerización por adición ........................................................................................................ 21
Comparación de polimerización por condensación y polimerización por adición ................... 22
Entalpía de Formación
La entalpía de formación es un tipo concreto de entalpía de reacción, que recibe el nombre de
entalpía de formación estándar o entalpía normal de formación si la reacción se lleva a cabo a
25ºC y a 1 atm, que son las condiciones estándar en termoquímica. Así, la entalpía normal o
estándar de formación (también llamada a veces calor normal de formación), se representa
o
por ΔH f y es la variación de entalpía cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus
elementos en estado normal (esto es, en el estado de agregación y forma alotrópica más estable a
la que dichos elemento se hallan en condiciones estándar).
Esta entalpía de formación podrá ser positiva, reacción endotérmica, o negativa, reacción
exotérmica. Por ejemplo, es exotérmica la reacción de formación de peróxido de hidrógeno a
partir de sus elementos, hidrógeno y oxígeno, en estado gaseoso, que es como se encuentran en
condiciones estándar:
Mientras que la reacción de formación del eteno, C2H4, es endotérmica, es decir, absorbe calor
cuando se produce:
Como vemos, en esta última reacción hemos indicado que el carbono, además de estar en estado
sólido, está en forma de grafito. Esto se debe a que el carbono tiene distintas formas alotrópicas,
es decir, compuestas por el mismo elemento pero con distintas estructuras, como el grafito y el
diamante, pero la más estable a 25ºC y a 1 atmósfera de presión es el grafito, y por este motivo es
esta la forma que debemos escoger para plantear las reacciones de formación en las que
intervenga el carbono. Esta presentación de formas alotrópicas ocurre también en otros
elementos, como el azufre, que puede presentar estructura monoclínica y rómbica, o el fósforo,
que puede tener la llama estructura de fósforo blanco y la de fósforo rojo.
Asimismo, la entalpía de formación cambia si el compuesto formado está en distinto estado de
agregación, aunque se parta de los mismos elementos. Por ejemplo, la entalpía de formación del
agua vapor, del agua líquida y del agua sólida difieren:
No obstante, lo habitual es plantear que se produce agua líquida si estamos en condiciones
estándar, ya que es así como el agua se encuentra a 25ºC y 1 atmósfera de presión.
Cabe destacar, además, que la entalpía de formación de los elementos puros se toman como 0,
pues como no podemos conocer los valores absolutos de entalpía, se toman estos como
referencias arbitrarias. Así, por ejemplo:
o
ΔH f O2(g) = 0 kJ/mol
o
ΔH f Cl2(g) = 0 kJ/mol
o
ΔH f Na(s) = 0 kJ/mol
Entropía
La entropía está relacionada con la aleatoriedad del movimiento molecular (energía térmica) , por
esto, la entropía de un sistema no decrece si no hay cierta interacción externa. Ocurre que la única
manera que el hombre conoce de reducir la energía térmica es transferirla en forma de calor a
otro cuerpo, aumentando así la energía térmica del segundo cuerpo y por ende su entropía. El
desorden se expresa mediante una magnitud termodinámica llamada entropía, cuyo símbolo es S.
Cuanto más desordenado o aleatorio es un sistema, tanto más grande es su entropía. Al igual
que la energía interna y la entalpía, la entropía es una función de estado. El cambio de entropía de
un sistema, , depende sólo de los estados inicial y final del sistema, y no del cambio específico por
el que el sistema cambia.
Un valor positivo de
indica que el estado final es mas desordenado que el estado inicial. Así,
por ejemplo, cuando un gas se expande en un mayor volumen, su entropía aumenta y
es un
número positivo. Análogamente, cuando el hielo se funde, el sistema se torna más desordenado y
> 0. Un valor negativo de indica que el estado final es más ordenado o menos aleatorio que
el estado inicial.
Por otro lado transfiriendo energía térmica es posible reducir la entropía de un cuerpo. Si esta
transferencia de energía es reversible, la energía total permanece constante, y si es irreversible la
entropía aumenta.
De lo anterior se concluye que el calor es un flujo de entropía. En el caso de la transferencia de
energía mecánica, y de trabajo, no hay un flujo directo de entropía.
Si la transferencia de energía mecánica en un sistema se realiza con irreversibilidad se producen
aumentos de entropía en el sistema, es decir se generan entropía. Esta generación de entropía
trae consigo una pérdida de trabajo utilizable debido a la degradación de la energía mecánica
producido por la irreversibilidades presentes como lo es el roce.
Características asociadas a las Entropía
 La entropía se define solamente para estados de equilibrio.

 Solamente pueden calcularse variaciones de entropía. En muchos problemas prácticos
como el diseño de una máquina de vapor , consideramos únicamente diferencias de
entropía. Por conveniencia se considera nula la entropía de una sustancia en algún estado
de referencia conveniente. Así se calculan las tablas de vapor, e donde se supone cero la
entropía del agua cuando se encuentra en fase liquida a 0°C y presión de 1 atm.

 La entropía de un sistema en estado se equilibrio es únicamente función del estado del
sistema, y es independiente de su historia pasada. La entropía puede calcularse como una
función de las variables termodinámicas del sistema, tales como la presión y la
temperatura o la presión y el volumen.

 La entropía en un sistema aislado aumenta cuando el sistema experimenta un cambio
irreversible.

 Considérese un sistema aislado que contenga 2 secciones separadas con gases a diferentes
presiones. Al quitar la separación ocurre un cambio altamente irreversible en el sistema al
equilibrarse las dos presiones. Pero el mediano ha sufrido cambio durante este proceso,
así que su energía y su estado permanecen constantes, y como el cambio es irreversible la
entropía del sistema ha aumentado.
Segunda ley de la Termodinámica
La ley que expresa la noción de que hay un sentido inherente en el que se lleva a cabo los procesos
es la segunda ley de la termodinámica.
La segunda ley de la termodinámica se expresa habitualmente en términos de entropía. Se debe
considerar el cambio de entropía del sistema y también el cambio de entropía del entorno. El
cambio total de entropía, denominado cambio de entropía del universo, que se denota como
, es la suma de los cambios de entropía del sistema,
, y del entorno,
:
=
+
En términos de
, la segunda ley se expresa como sigue: en todo proceso reversible,
= 0 , en tanto que en todo proceso irreversible (espontáneo),
> 0. Estos enunciados se
resumen en las dos ecuaciones siguientes:
Proceso reversible:
=
+
=0
Proceso irreversible:
=
+
>0
De esta forma, la entropía del universo aumenta en todo proceso espontáneo. A diferencia de la
energía, la entropía NO se conserva; aumenta continuamente.
Energía libre de Gibbs
Considere
1. Puede ser que tanto ΔH como ΔS sean favorables, con lo cual la reacción será en todo caso
espontánea, independientemente de la temperatura.
2. Puede ser, por el contrario, que tanto ΔH como ΔS sean desfavorables, con lo cual la reacción
será no espontánea a cualquier temperatura.
3. Puede ser que una de las dos variables sea favorable y la otra desfavorable, con lo cual el
resultado final dependerá de la magnitud de ambos, es decir, de cuál de estas dos fuerzas
impulsoras contrapuestas tenga mayor peso en el resultado final, así como de la temperatura.
Estas tres posibles situaciones hacen pensar que debe haber una relación matemática entre la
entalpía y la entropía, dependiente de la temperatura, que las combine ambas y nos sirva para
predecir la espontaneidad o no espontaneidad de una reacción química. Aunque no vamos a
deducir dicha relación, es una nueva magnitud, llamada Energía Libre de Gibbs, que viene dada
por la expresión siguiente:
G = H – TS
G es una Función de estado extensiva (depende únicamente del estado inicial y final y de la
cantidad total de materia que contenga el sistema considerado). Si estamos considerando una
reacción química, en la que pasamos de unos reactivos a unos productos, la expresaremos como
incrementos:
ΔG = ΔH – TΔS
El factor de entalpía, ΔH, representa la energía total del sistema, mientras que el factor TΔS
representa la energía no aprovechable de dicha energía total, es decir, energía que el sistema
no puede utilizar para realizar un trabajo. Por esto a ΔG se la llama energía libre o entalpía
libre, porque es la fracción o la cantidad de la energía total que sí puede ser aprovechable
como trabajo útil Por este motivo es dicha magnitud, y no la entalpía ni la entropía, el factor
determinante de la espontaneidad de una reacción química, ya que representa la energía
efectivamente disponible en procesos realizados a presión y temperatura constante. Así, en
función del signo de la variación de energía libre de Gibbs, tenemos tres posibilidades:
ΔG = 0, Sistema en equilibrio
ΔG > 0, positivo: Reacción no espontánea
ΔG < 0, negativo: Reacción espontánea
Teniendo en cuenta la expresión matemática considerada, podemos establecer el signo de la
variación de energía libre de Gibbs de forma cualitativa conociendo los signos de la variación de
entalpía y de la variación de entropía, ΔH y ΔS. Así, tendremos cuatro posibilidades distintas:
Óxido- Reducción
Reacciones Redox
Las reacciones Redox o de óxido-reducción son aquellas donde hay movimiento de electrones
desde una sustancia que cede electrones (reductor) a una sustancia que capta electrones
(oxidante).
La sustancia que cede electrones, se oxida.
La sustancia que gana electrones, se reduce.
Puede sonar raro que la sustancia que se oxida pierda electrones y la sustancia que se reduce gane
electrones, porque uno se pregunta, ¿cómo se puede reducir una sustancia que está ganando
algo? Precisamente porque lo que está ganando son electrones, que tienen carga negativa.
Uno en la vida puede ganar muchas cosas positivas, pero también puede ganarse problemas, que
son cosas negativas. Por suerte, ganar o perder electrones no es problema para ninguna
sustancias, pero puede serlo para ti si no sabes cómo responder una pregunta de oxidación
reducción.
La sustancia que se oxida al reaccionar, reduce a la otra sustancia con la cual está reaccionando,
porque le está regalando electrones: decimos que es un reductor.
La sustancia que se reduce al reaccionar, oxida a la otra sustancia con la cual está reaccionando,
porque le está quitando electrones: decimos que es un oxidante.
Recordar,
Cede electrones = se oxida = es reductor.
Gana electrones = se reduce = es un oxidante.
Agente oxidante: es toda sustancia, molécula o ión capaz de captar electrones, por lo tanto se
reduce.
Agente reductor: es toda sustancia, molécula o ión capaz de ceder electrones, por lo tanto se
oxida.
Oxidación: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico cede electrones, lo
que se traduce en un aumento de su índice de oxidación.
Reducción: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico capta electrones, lo
que se traduce en una disminución de su índice de oxidación.
Resolución de Ecuaciones Redox
Las ecuaciones redox son la representación gráfica y teórica de las reacciones químicas de óxidoreducción. En una reacción de óxido-reducción hay elementos que se reducen y elementos que se
oxidan, los primeros ganan electrones y los segundos pierden, o sea, hay electrones moviéndose
de un lugar a otro.
Para ajustar o equilibrar una ecuación redox hay que seguir los siguientes pasos:
- Calcular el índice de oxidación de los elementos presentes en la ecuación.
- Indicar el número de electrones captados o cedidos.
- Nombrar el proceso: (oxidación o reducción)
- Indicar el agente oxidante y agente reductor.
- Finalmente equilibrar o ajustar la ecuación, por el método del cálculo de índice de oxidación.
Para ajustar una ecuación se deben considerar los electrones captados o cedidos, los cuales se
anteponen en forma cruzada en los compuestos que contienen los elementos que se oxidaron y
que se redujeron.
Ejemplo;
Electroquímica
La electroquímica parte de la Ciencia que se dedica al estudio de los procesos y factores que
afectan el transporte de carga a través de la interfase formada entre dos fases, generalmente un
electrodo y una disolución en contacto con él
Una reacción electroquímica la podemos definir como una reacción redox en la que el intercambio
de electrones tiene lugar en un electrodo. El cambio químico es producido por el intercambio de
electrones realizado entre un electrodo y un aceptor o donador de electrones en una disolución :
Se diferencia de una reacción química redox en que el donador o aceptor de electrones, es el
electrodo (al que se comunica un potencial eléctrico) donde se realiza la transferencia electródica,
cambiando de un medio homogéneo ( reacción química ) a un medio heterogéneo ( reacción
electroquímica).
El proceso electroquímico puede estar controlado por el transporte de masa (es decir por la
rapidez con que se le suministra materia al electrodo) o por la velocidad de transferencia de carga.
Por ello comúnmente se habla de procesos controlados por transporte (de masa) o por cinética
(de transferencia de carga)
El potencial, (como función de la energía libre del sistema), constituye la fuerza de empuje de una
reacción electroquímica y por lo tanto representa el factor termodinámico. La intensidad es una
medida de la cantidad de materia transformada en la unidad del tiempo y por tanto, representa
factores cinéticos. Comúnmente, representamos intensidad frente a potencial. Es decir,
representamos la velocidad de una reacción (intensidad) como función de la fuerza de empuje
(potencial).
Los potenciales a los cuales estos procesos ocurren están relacionados a los potenciales estandar
(E °) de las especies implicadas. Si en disolución tenemos más de una especie que puede ser
oxidada o reducida, el orden en que dichos procesos tiene lugar depende del valor de E ° y de la
cinética de la reacción electródica.
Sobre un electrodo pueden tener lugar dos tipos de procesos que se denominan Faradáicos y NoFaradáicos
Farádico
Aquellos que tiene lugar mediante transferencia de cargas entre el electrodo y la disolución
(oxidaciones y reducciones).
Obedecen la ley de Faraday.
Q= nFM
La cantidad de sustancia electrolizada, es proporcional a la cantidad de electricidad consumida
No Farádico
Los procesos no-Farádicos son aquellos que no dar lugar a oxidaciones ni reducciones sino que
están relacionados a procesos tales como cargar/descargar el condensador formado en las
proximidades del electrodo.
Celda Electroquímica
Es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias
ionizadas denominadas electrolitos. También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor
de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a
fines del S. XVIII.
Esquema de la Pila de Daniell. El puente salino (representado por el tubo en forma de U invertida)
contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las
puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl
contamine los otros contenedores.
Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el
electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los
electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales,
semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo.
Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el
que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino).
Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente
eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre
ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el
voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de
celda.1 En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea una barra de
Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino
se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:
Reacción anódica Zn(s)= Zn 2+ (ac) + 2 eReacción Catódica Cu2+ (ac) + 2e- = Cu(s)
Reacción total Zn (s) + Cu2+ (ac) = Zn2+ (ac)+ Cu (s)
La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de
celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:
Zn(s)/Zn2+ (ac)//Cu2+(ac)/Cu(s)
Este diagrama está definido por: ánodo --> cátodo Electrodo negativo/electrolito //
Electrolito/electrodo positivo (el / indica flujo de electrones y el // significa puente salino)
La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble línea vertical representa el puente
salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes
aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo.
Corrosión Electroquímica
La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una
zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la
existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos,
para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de
naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de
zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal,
el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%.
El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La
infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos
cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible
distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas
(micropilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega
un momento en que el metal se disuelve totalmente.
Aplicaciones más comunes
La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y
fabricación muy importantes en la industria moderna. La sosa cáustica (un producto químico
importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis
de una disolución de sal común en agua . La reacción produce cloro y sodio.
El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro
obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel.
Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el horno eléctrico, que se utiliza para
fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta
que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente.
Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la
plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal
depositado es de gran pureza. La galvanotecnia, otra aplicación industrial electrolítica, se usa para
depositar películas de metales preciosos en metales base.
También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que precisen un
recubrimiento resistente y duradero. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando
nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y
resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible
fabricar electrodos de polímeros.
Ácido Base
Teorías Ácido Base
Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para
graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884.
Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones
electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación
electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que
disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la
existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que
disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita
a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones
hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en
realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en
solución acuosa.
Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.
Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno
gaseoso, H2(g).
Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y
compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion metálico de la base y el
ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de
ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades
correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene
un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido
neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad propiedades
del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las
soluciones acuosas.
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas
álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,
Tienen un sabor amargo.
Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.
Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.
Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion
hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución
acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de
soluciones acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:
Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
Las bases liberan iones hidróxido en agua.
Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry
Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título
de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus
trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936)
fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como
resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica
de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones
acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos
del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus
fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,
Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, HAún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso:
el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un
ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo)
amida:
NH3 + base NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Bronsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte
desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil).
Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de
ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se
convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido
conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a
derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par
ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un
protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + ClEn este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base
débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad
un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + FEste equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es
un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Bronsted y Lowry también explica que el agua
pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con
bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como
HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + ClEl agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el
amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OHTeoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del
enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de
Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde
1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de
ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en
Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un
breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el
concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también
la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry
también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las
teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis.
Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es
todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los
modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química
orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas
para explicar las reacciones en solución acuosa.
Fuerza de los ácidos y las bases
Al disolver un ácido iónico en el agua sus moléculas se disocian en iones, uno de los cuales es el
+
ion hidrógeno o protón (H ). Según el tipo de ácido, sus moléculas se disociarán en más o menos
cantidad de forma que producirán más o menos protones. A ello se deben las distintas fuerzas de
los ácidos. Idéntica situación se da con las bases.
Fuerza de los ácidos
Se denominan ácidos fuertes a aquellos cuyas moléculas están disociadas en su casi totalidad al
disolverse en el agua. Es el caso del ácido clorhídrico:
+
HCl  Cl + H
En la reacción se pone sólo una flecha hacia la derecha para indicar que el equilibrio está tan
desplazado a la derecha que prácticamente no existe la reacción inversa:
-
+
Cl + H  HCl
Por tanto, al no existir prácticamente la reacción inversa, en la disolución sólo se hallan los iones.
Otros ácidos, como el cítrico o el acético, se disocian según la ecuación:
Estos ácidos no tienen sus moléculas del todo disociadas, por lo que en la disolución coexistirán las
+
moléculas de ácido acético (CH3COOH), con los iones acetato (CH3COO ) y los protones (H ). Para
escribir la reacción se utilizan dos flechas.
La fuerza de los ácidos varía con el grado de disociación de las moléculas al disolverse. Los ácidos
que tienen un grado de disociación bajo reciben el nombre de ácidos débiles.
Los ácidos fuertes tienen prácticamente todas sus moléculas disociadas en disolución acuosa y los
ácidos débiles solamente tienen disociada una fracción de sus moléculas.
Fuerza de las bases
Una base es fuerte cuando sus moléculas se disocian en casi su totalidad y es débil cuando tiene
gran parte de sus moléculas en disolución sin disociar. Son ejemplos de bases fuertes el hidróxido
de sodio y de potasio.
En cambio, el hidróxido de amonio (NH4OH) es una base débil, por lo que la ecuación de
disociación se escribe con dos flechas:
Esta base no tiene sus moléculas del todo disociadas, por lo que en la disolución coexistirán las
moléculas de hidróxido de amonio con las del ion amonio y el ion hidróxido.
La fuerza de las bases varía con el grado de disociación de las moléculas al disolverse. Las bases
que tienen un grado de disociación bajo reciben el nombre de bases débiles.
Las bases fuertes son las que tienen prácticamente todas sus moléculas disociadas en disolución
acuosa y las bases débiles son las que solamente tienen disociada una fracción de sus moléculas.
Fuerzas relativas de los ácidos
En la siguiente tabla se muestran unos ejemplos de las fuerzas relativas de los ácidos en disolución
acuosa a temperatura ambiente.
Ácido
Fuerza
Reacción
Ácido perclórico
Muy fuerte HClO4 H
Ácido clorhídrico
Fuerte
HCl  H
Ion sulfato ácido
Fuerte
HSO4  H
Ácido fosfórico
Débil
H3PO4 H
Ácido Acético
Débil
CH3-COOH CH3-COO + H
Ion sulfito ácido
Débil
HSO3  H
++
++
-
-
ClO4
-
Cl
++
++
2-
SO4
-
H2PO4
-
-
++
2-
SO3
+
Peróxido de hidrógeno Muy débil
H 2O 2 H
++
HO2
-
Constantes de acidez y de basicidad
Un ácido débil en disolución acuosa se disocia de acuerdo con:
La constante de equilibrio se expresa como:
En disoluciones acuosas diluidas, la concentración de agua se puede considerar constante, por lo
que se incluye en la constante de equilibrio. La que se obtiene se llama Constante de Acidez (Ka).
Cuando una base en disolución acuosa es débil, se disocia conforme a:
La constante de equilibrio es:
Al igual que en los ácidos, en las disoluciones diluidas la concentración de agua es prácticamente
constante, por lo que se engloba en K. La constante que se obtiene se llama Constante de
Basicidad (Kb). Un ácido es más fuerte cuanto mayor es su Ka y una base es más fuerte cuanto
mayor es su Kb.
Polímeros
La materia está formada por moléculas que pueden ser de tamaño normal o moléculas gigantes
llamadas polímeros.
Los polímeros se producen por la unión de cientos de miles de moléculas pequeñas denominadas
monómeros que constituyen enormes cadenas de las formas más diversas. Algunas parecen
fideos, otras tienen ramificaciones. Algunas más se asemejan a las escaleras de mano y otras son
como redes tridimensionales.
Celulosa en la madera: polímero natural.
Existen polímeros naturales de gran significación comercial como el algodón, formado por fibras
de celulosas.
La celulosa se encuentra en la madera y en los tallos de muchas plantas, y se emplean para hacer
telas y papel.
La seda es otro polímero natural muy apreciado y es una poliamida semejante al nylon.
La lana, proteína del pelo de las ovejas, es otro ejemplo de polímero natural.
El hule de los árboles de hevea y de los arbustos de Guayule, son también polímeros naturales
importantes.
Sin embargo, la mayor parte de los polímeros que usamos en nuestra vida diaria son materiales
sintéticos con propiedades y aplicaciones variadas.
Clasificación de Polímeros
Polímeros naturales: Son aquellos provenientes directamente del reino vegetal o animal, como la
seda, lana, algodón, celulosa, almidón, proteínas, caucho natural (látex o hule), ácidos nucleicos
como el ADN, entre otros.
Polímeros semisintéticos: Se obtienen por transformación de polímeros naturales. Por ejemplo,
la nitrocelulosa o el caucho vulcanizado.
Polímeros sintéticos: Son los transformados o “creados” por el hombre. Están aquí todos los
plásticos, los más conocidos en la vida cotidiana son el nylon, el poliestireno, el policloruro de
vinilo (PVC) y el polietileno. La gran variedad de propiedades físicas y químicas de estos
compuestos permite aplicarlos en construcción, embalaje, industria automotriz, aeronáutica,
electrónica, agricultura o medicina.
Lo que distingue a los polímeros de los materiales constituidos por moléculas de tamaño normal
son sus propiedades mecánicas. En general, los polímeros tienen una excelente resistencia
mecánica debido a que las grandes cadenas poliméricas se atraen. Las fuerzas de atracción
intermoleculares dependen de la composición química del polímero y pueden ser de varias clases.
Celulosa: La celulosa es un hidrato de carbono que forman las paredes de las células vegetales. Es
el principal polímero constituyente de las plantas y los árboles. La madera, el papel y el algodón
contienen celulosa. La celulosa es una excelente fibra.
Almidón: es un polímero que se encuentra en las
plantas y que forma parte importante de la dieta
humana. Alimentos como el pan, el maíz y las papas
se encuentran llenos de almidón.
Almidón de papa.
El almidón y la celulosa son dos polímeros muy similares, ambos están constituidas por el mismo
monómero, la glucosa. Lo único que los diferencia es su estructura.
En el almidón, todas las unidades de glucosa repetidas están orientadas en la misma dirección.
Pero en la celulosa, cada unidad sucesiva de glucosa esta rotada 180° alrededor del eje de la
columna vertebral del polímero, en relación a la última unidad repetida.
En nuestro cuerpo existen enzimas especiales que rompen el almidón en unidades de glucosa, así
que nuestro cuerpo puede quemarla para producir energía.
Si estás siguiendo una dieta sana, consigues así la mayor parte de tu energía a partir del almidón.
Pero el cuerpo humano no tiene enzimas para destruir la celulosa y así poder obtener la glucosa.
Algunos animales como las termitas, que comen madera, sí son capaces de romper la celulosa.
Almidón
Celulosa
El almidón es soluble en agua caliente y con él pueden hacerse útiles objetos. La celulosa, por otra
parte, es altamente cristalina y prácticamente no se disuelve en nada.
El algodón es una forma de celulosa que empleamos en
casi toda nuestra ropa.
El hecho de que sea insoluble en agua caliente es
importante. De lo contrario, nuestra ropa se disolvería al
lavarla.
La celulosa posee también otra fantástica propiedad que
hace posible que se vuelva lisa y achatada cuando la
humedecemos y le pasamos una plancha caliente por
encima.
Algodón: polímero
Esto hace que nuestra ropa de algodón se vea elegante
(al menos por un tiempo) pero no obstante permite una
fácil limpieza cada vez que la lavamos.
En resumen, los polímeros son sustancias que consisten en grandes moléculas formadas por
muchas unidades muy pequeñas que se repiten, llamadas monómeros.
Formación de Polímeros
Polimerización por adición
Los polímeros obtenidos por polimerización por adición son mucho más importantes en la
industria de la pintura.
Los polímeros sintetizados por este mecanismo, se utilizan como vehículos para pinturas
automotrices, arquitectónica, industriales, etc. La polimerización por adición es también conocida
como polimerización en cadena, siendo caracterizada por la adición de un monómero a una
especie química activada especie esta que puede ser un monómero activado o una cadena
polimérica en crecimiento. Es una polimerización que necesita de un catalizador o iniciador, pues
la mayoría de las veces no es una reacción espontánea.
Además del mecanismo de polimerización por adición que involucra radicales libres, hay otras
formas de iniciar este tipo de reacciones. Estas son: la iniciación aniónica, catiónica y por
coordinación. Es necesario puntualizar que no todas las formas de iniciación pueden ser utilizadas
con los monómeros.
Es importante observar que la polimerización por adición ocurre a través de la doble enlace
carbono- carbono localizada en el extremo del monómero. No todos los compuestos químicos que
poseen una doble o triple enlace en la extremidad de la cadena pueden ser polimerizados vía
radicales libres.
La naturaleza de los substituyentes x,y en posición alfa respecto al doble enlace, puede favorecer o
inhibir la polimerización. Así cuando simultáneamente x e y son radicales alquilo mayores que CH3
la polimerización ocurre lentamente o es inhibida. Los acrilatos polimerizan más rápidamente que
los metacrilatos pues en los primeros uno de los sustituyentes es H mientras que en los
metacrilatos el sustituyente es metilo.
Las características más importantes de este tipo de polimerización son:
a) En ciertas condiciones es posible que no exista la etapa de terminación, debido a la alta
estabilidad del carbanión.
b) El peso molecular del polímero puede ser predeterminado por la relación de concentraciones
de iniciador y monómero. La ausencia de la etapa de terminación favorece la obtención de
polímeros con estrecha distribución de peso molecular.
c) Se obtienen polímeros con predominancia de una determinada estructura espacial
(estereoquímica). Por ejemplo, utilizando catalizador y solvente adecuado es posible obtener
poliisopreno y polibutadieno con predominancia de la estructura trans 1,4 o cis 1,4. La importancia
industrial de este hecho es muy grande, debido a que las propiedades con importancia práctica de
este tipo de polímero dependen de la estereoquímica. Así, por ejemplo, la elasticidad del
polibutadieno es tanto mayor cuanto mayor es el contenido de la estructura 1,4 (cis o trans) en la
composición polimérica.
Comparación de polimerización por condensación y polimerización por adición
El mecanismo de polimerización es totalmente diferente . La diferencia más significativa es la
formación casi instantánea de una macromolécula en la polimerización por adición, mientras que
en la polimerización por condensación el crecimiento es lento. En la polimerización por adición el
centro reactivo, una vez formado, crece rápidamente hasta que se obtiene un alto peso molecular.
La concentración de monómeros disminuye durante la polimerización, mientras que el número de
macromoléculas aumenta . En cualquier momento de la polimerización la mezcla de reacción
contiene monómeros, macromoléculas y cadenas en crecimiento . Además por el hecho que una
ligadura doble es convertida en dos ligaduras simples, la reacción es exotérmica. La situación es
bastante diferente en la polimerización por condensación.
Mientras que en la polimerización por adición la reacción entre el monómero y la cadena en
crecimiento es la más importante y la única responsable del crecimiento de la macromolécula , en
la polimerización por condensación ocurre a través de la reacción entre cualquier especie
presente: Monómeros , dímeros, trímeros , oligómeros , etc.
El aumento del peso molecular ocurre durante toda la reacción , de tal manera que alto peso
molecular se obtiene sólo al final del proceso. Se necesitan tiempos de polimerización largos para
lograr grados de conversión próximos al 100% y alto peso molecular. Finalmente podemos
mencionar que mientras que en la polimerización por adición la polimerización avanza a través de
tres reacciones , como son la iniciación, propagación y terminación; en la polimerización por
condensación hay prácticamente una sola reacción responsable del proceso.