Clasificación de especies absorbentes:

La absorción de radiación ultravioleta o visible por una especie atómica o molecular M se puede considerar como un proceso de dos etapas, la primera de ellas consiste en una excitación electrónica M + hν → M* El tiempo de vida de la especie excitada es breve (10 -8 a 10 -9s), su existencia se termina por alguno de los distintos procesos de relajación. El más común supone la conversión de la energía de excitación en calor M* → M + calor La relajación puede ocurrir también por la descomposición de M* para dar lugar a nuevas especies; dicho proceso se denomina reacción foto-química. En otros casos la relajación puede suponer la remisión de fluorescencia o fosforescencia. Es útil reconocer tres tipos de transiciones electrónicas y clasificar las especies absorbentes sobre esta base. Dichas transiciones incluyen (1) electrones σ, π y n, (2) electrones d y f, y (3) electrones de transferencia de carga. Las especies absorbentes que contienen electrones π, σ y n incluyen iones y moléculas orgánicas, así como algunos aniones inorgánicos. Todos los compuestos orgánicos son capaces de absorber radiación electromagnética porque todos contienen electrones de valencia que pueden ser excitados a niveles de energía superiores. Los enlaces sigma se pueden excitar solo con energía proveniente del ultravioleta al vacío. Las dificultades experimentales asociadas con el ultravioleta de vacío son significativas; como resultado de ello, la mayoría de las investigaciones espectrofotométricas de compuestos orgánicos se han realizado en la región de longitudes de onda superiores a 185 nm. La absorción de radiación visible y ultravioleta de longitud de onda larga está restringida a un número limitado de grupos funcionales (llamados cromóforos) que contienen electrones de valencia con energías de excitación relativamente bajas. Los espectros electrónicos de moléculas orgánicas que contienen cromóforos son, en general, complejos porque la superposición de las transiciones vibracionales sobre las transiciones electrónicas conduce a una compleja combinación de líneas solapadas; el resultado es una banda de absorción ancha que a menudo parece ser continua. Además de los electrones σ y π, muchas moléculas orgánicas contienen electrones no enlazantes. Estos electrones, que no participan en ningún enlace se designan con el símbolo n y están en gran parte localizados alrededor de átomos como oxígeno, halógenos, azufre y nitrógeno. Transiciones σ → σ*. En este caso, un electrón de un orbital σ enlazante de una molécula se excita al correspondiente orbital antienlazante mediante la absorción de radiación. Entonces se dice que la molécula se encuentra en el estado excitado σ*. Comparando con otras posibles transiciones, la energía requerida para que tenga lugar la transición σ → σ* es grande, correspondiendo a una frecuencia radiante de la región ultravioleta de vacío. Debido a las complicaciones experimentales asociadas a trabajar en el vacío el estudio de este tipo de absorción es muy limitado. Transiciones n → σ*. Los compuestos saturados que contienen pares de electrones no compartidos, n, son capaces de sufrir transiciones n → σ*. En general, estas transiciones requieren menos energía que las del tipo σ → σ* y se pueden producir por radiación de la región comprendida entre 150 y 250 nm, apareciendo, la mayoría de los picos de absorción, por debajo de 200 nm. Las absortividades molares asociadas a este tipo de absorción son de magnitud baja e intermedia y normalmente se encuentran entre 100 y 3000 L cm-1 mol -1 . Los máximos de absorción para las transiciones n → σ* tienden a desplazarse hacia longitudes de onda más cortas en presencia de disolventes polares como el agua o etanol. El número de grupos funcionales orgánicos con picos de este tipo en la región ultravioleta de fácil detección es relativamente pequeño. Transiciones n → π* y π → π*. La mayoría de las aplicaciones de espectroscopia de absorción en compuestos orgánicos se basan en transiciones de los electrones n y π al estado excitado π* porque la energía requerida para estos procesos produce picos de absorción dentro de una región espectral experimentalmente accesible (200 a 700nm). Ambas transiciones requieren la presencia de grupos funcionales no saturados que aportan los electrones π. Estrictamente hablando, es a estos centros absorbentes no saturados a los que se les aplica el término de cromóforos. Una diferencia entre ambos procesos es el efecto que tiene el disolvente en la longitud de onda de los picos. Los picos asociados con transiciones n → π* generalmente se desplazan hacia longitudes de onda más cortas (desplazamiento hipsocrómico o hacia el azul), cuando aumenta la polaridad del disolvente. Normalmente, aunque no siempre, se observa la tendencia opuesta en las transiciones π → π* (desplazamiento batocrómico o hacia el rojo). Los cromóforos orgánicos más comunes son: alqueno, alquino, carbonilo, carboxilo, amido, azo, nitro, nitroso y nitrato. La mayoría de los iones de los metales de transición absorben en la región ultravioleta o visible del espectro. Para la serie de lantánidos y actínidos, los procesos de absorción son el resultado de transiciones electrónicas de los electrones 4f y 5f; para los elementos de la primera y segunda serie de los metales de transición, los electrones responsables son los 3d y 4d.

Especies absorbentes que contienen electrones

La absorción de radiación ultravioleta y visible (200–800 nm) se restringe a un número limitado de grupos funcionales, llamados cromóforos, que contienen electrones de valencia con energías de excitación relativamente bajos.

Absorción en la que participan los electrones d y f

Iones de los metales de transición 

Serie de los lantánidos y actínidos 

Los iones y complejos de los 18 elementos de las dos primeras series de transición son coloreados en uno de sus estados de oxidación o en todos ellos. Dependiendo las características colorimétricas del complejo; del tipo de ligando (agente complejante) y del estado de oxidación.

c) Absorción por transferencia de carga

Para fines analíticos es el tipo más importante de absorción por especies inorgánicas, debido a que las absortividades molares de los picos son muy grandes (ξ < 105). Esta es una particular característica de los complejos inorgánicos denominados también, complejos de transferencia de carga.

Ejemplos:

Hierro III- ion tiocianato 

Hierro II - (o-Fenantrolina) 

Ion triyoduro I3-

Teoría Atómica-desde la antigüedad hasta la actualidad

TEORÍA ATÓMICA

La primera vez en la historia de la humanidad en la que se habló del átomo fue en la Antigua Grecia. Los primeros conceptos del átomo se acuñaron cerca del año 600 a.C., Tales de Mileto, Demócrito y Aristóteles, entre otros, mencionaron diferentes aspectos de la materia que de una u otra manera, referían a los átomos.

Como en casi todas las ramas de la ciencia, los griegos fueron los precursores y establecieron el punto de partida a lo que, cientos de años más tarde, sería la teoría atómica.

600 a.C

Demócrito llego a la conclusión de que la materia estaba formada por partículas y las denomino ATOMO (partícula indivisible). Sus ideas estaban basadas en el  razonamiento.

582 a.C.

Tales de Mileto, considera que todo elemento natural es en última estancia “agua”. También Epicuro de Samos y Lucrecio Caro indican que todo está formado por la combinación de agua, tierra, aire, fuego.

SIGLO XVII

William Gilbert, sugiere que la tierra posee un campo magnético.

1666

Ole Roemer, propone ante la Academia Francesa evidencias sobre la magnitud finita de la luz.

1690

Huygens, propone en su trabajo “Traitè de la Lumière”, que las ondas luminosas viajan a mayor velocidad en el aire que en el agua.

1704

Isaac Newton, publica en su libro “Optiks” acerca de la velocidad de la luz, debería ser mayor en el agua que en el aire.

1733

Charles- François de Cisternay DuFay, observó que las limaduras de hierro, después de estar en contacto con vidrio electrificado, se repelían entre sí, aunque si estaban en contacto con otras qu estuvieron expuestas con resina electrificada se atraían.

1800

Alessandro Volta, inventa la “pila voltaica”.

1800

William Nicholson y Antony Carlisle, descubren la propiedad de la materia llamada “electrólisis”.

1808

John Dalton, publica su Teoría atómica, la cual decía que los elementos están formados por átomos que es la partícula más pequeña de un elemento. También definió lo que consiste un elemento y un compuesto, un elemento es una sustancia que está formada por átomos más pequeños y un compuesto es una sustancia que está formada por una combinación de átomos diferentes pero en proporciones distintas.

1808

Josep Luis Gay-Lussac, descubrió que los gases se combinan de acuerdo con una relación de volúmenes fija.

 1811

Amadeo Avogadro, formula su ley la llamada “Ley de Avogadro”. En donde afirma que los volúmenes iguales de Gases distintos tienen el mismo número de moléculas solamente si están en las mismas condiciones.

1815

William Prout, propone que todos los elementos químicos estaban constituidos por números enteros de átomos de hidrogeno.

1849

Armand Fizeau, realizo la primera medida precisa de la velocidad de la luz en el aire.

1864

John Alexander Reina Newlands, prepara una tabla periódica de los elementos donde los establecía según sus masas atómicas, y señalo la “ley de las octavas” donde cada ocho elementos comparten propiedades similares.

 1869

Dimitri Mendeleyev, publica su obra “Principios de química” donde formulaba la tabla periódica.

1870

Julius Lothar Meyer, publica su trabajo en el que hace la relación entre los elementos así formulando la “Ley periódica”.

1871

Dimitri Mendeleyev, modificó su tabla periódica reduciéndola a sólo ocho columnas.

1874

George Johnstone Stoney, presenta una hipótesis que formula que la electricidad era creada por unos corpúsculos elementales denominados “electrinos”.

 1886

Eugen Goldstein, descubrió “los rayoscanales”.

1887

Heinrich Hertz, comprobó la producción de ondas electromagnéticas a partir de cargas oscilantes.

1891

George Johnstone Stoney, cambia el nombre de “electrinos” y comienza a llamar a las partículas “electrones”.

1895

Jean Perrin, demostró que los rayoscanales consistían en partículas positivas, sufrían desviaciones hacia la placa negativa de un campo eléctrico externo al que podían ser sometidos.

1895

Wilhelm Conrad Roentgen, anuncia que los rayos X pueden atravesar láminas de plomo.

1897

Joseph John Thompson, expuso su modelo atómico mejor conocido como el modelo de “budín con pasas”, el cual consiste en que el átomo posee carga positiva donde tenía cargas negativas (electrones) incrustadas. También descubrió el electrón.

1898

Marie Curie, descubre dos elementos químicos nombra a un elemento “polonio” en honor a su país Polonia y al otro “radio”  por su intensa radiactividad.

1905

Albert Einstein, desarrolló la ecuación E=mc2, como parte de su teoría de larelatividad espacial.

1906

Robert Millikan, determinó la carga del electrón, también encontró la masa del electrón a partir del valor de “q/m” obtenido.

1907

J.J. Thompson, llama a los rayos canales los denomina como “rayos positivos”.

1909

Robert Millikan, realiza el experimento sobre una gota de agua para medir la carga del electrón.

1911

Ernest Rutherford, descubrió el núcleo atómico, mediante un experimento que consistía en bombardear una fina lamina de oro con rayos alfa, observo que la mayoría de los rayos alfa atravesaban la lámina de oro.

1912

Robert Millikan, realizó el mismo experimento sobre una gota de aceite, y así  dedujo el valor de la constante de la “carga elemental”.

1913

Niels Bohr, publica su modelo atómico manejando la teoría de las órbitas cuantificadas, que en la teoría mecánica cuántica consiste en las características que, en torno al núcleo atómico, el número de electrones en cada órbita aumenta desde el interior hacia el exterior.

1914

Ernest Rutherford, denomina a la partícula positiva como “protón”.

1919

Ernest Rutherford, expone gas nitrógeno a una fuente emisora de partículas alfa, y observa que los núcleos del nitrógeno se transformaban en átomos de oxígeno, realizando así la primera reacción nuclear artificial.

1925

Wolfang Pauli, formula el principio de exclusión.

1926

Schrodinger, publicó su modelo atómico donde describe a los electrones como una función de onda, donde la zona de probabilidad de encontrar un electrón se llama orbital.

1927

Werner Karl Heisenberg, formula el principio de incertidumbre.

1930

Frederick e Irene Joliot- Curie, demostraron que los átomos estables de un elemento pueden hacerse artificialmente radiactivos exponiéndolos a partículas nucleares o rayos.

1930

Ernest O. Lawrence, desarrolla un acelerador de partículas llamado “ciclotrón”.

1932

James Chadwick, descubrió en el núcleo otra partícula, conocida como “neutrón”, conociéndose así que posee la misma masa que el protón y lo que los diferencia es la carencia de carga eléctrica.

1932

John D. Cockcroft y Ernest T. S.Walton, utilizaron partículas artificialmente aceleradas para desintegrar un núcleo atómico.

1934

Enrico Fermi, logró realizar la fisión.

1939

Otto Hahn y Fritz Strassmann, anuncian que habían fisionado núcleos de uranio exponiéndolos a neutrones.

1947

Cecil Powell, descubre el pión.

1963

Murray Gell-Mann y George Zweig, proponen la teoría de que los hadrones son combinaciones de otras partículas elementales llamadas “quarks”.

1967

Steven Weingberg y Abdus Salam, formulan la teoría de unificación.

1985

Richard E. Smalley, Robert F. Curl y Harold W. Kroto, descubren la familia de moléculas de carbono conocidos como “fullerenos”.

1994

Científicos del Fermilab, descubren el “quark top”.

Equilibrio-multiple

Consulta analítica

Propiedades Intensivas de la Materia

Son aquellas que no dependen de la cantidad de sustancia, no dependen del tamaño del cuerpo que se esté observando son cualidades independientes de la cantidad que se trate, es decir no dependen de la masa solo dependen de la sustancia analizada, son por lo tanto características que nos permiten distinguir a las sustancias unas de otras. No obstante, hay que tener en cuenta además que las propiedades intensivas se pueden dividir en dos grupos diferenciados:

-Las generales, que son aquellas que se caracterizan por ser comunes a diferentes sustancias.

-Las características, que son las que dan la posibilidad de poder identificar a una sustancia concreta a través de un valor determinado. Así, por ejemplo, se puede saber que se está hablando de agua si se indica que esa sustancia lleva a cabo su proceso de ebullición a los 100º o bien que se está haciendo referencia al aceite si se dice que ese mismo proceso lo consigue en un intervalo de entre 180º y 220º.

Ejemplos de Propiedades Intensivas:

Punto de Fusión, Punto de Ebullición, Densidad,  Dureza, Concentración, Olor, Color, Sabor, Solubilidad, Presión, Volumen específico (volumen ocupado por unidad de masa), Dureza, Maleabilidad, Ductilidad, Tenacidad, Compresibilidad, Elasticidad, Tensión superficial, Índice de refracción, Peso molecular, Electronegatividad, Conductividad térmica.

Actividad (Termodinámica):

En Termodinámica, la actividad es una medida de una "concentración efectiva" de una especie. Surge debido a que las moléculas en un gas o solución no ideal interactúan entre ellas. La actividad no tiene dimensiones. Se hace adimensional utilizando la fracción molar para su cálculo. La actividad depende de la temperatura, presión y composición. Para los gases, la presión efectiva parcial se suele referir como fugacidad. Los efectos de la actividad son el resultado de las interacciones entre los iones, tanto electrostáticas como covalentes. La actividad de un ion está influida por su ambiente. La actividad de un ion en una jaula de moléculas de agua es diferente de estar en el medio de una nube de contra iones. Este tipo de actividad es relevante en la química para la constante de equilibrio y la constante de velocidad. Por ejemplo, pueden existir grandes desviaciones entre la concentración de iones hidrógeno calculada de un ácido fuerte en solución, y la actividad de hidrógeno derivada de un pHmetro, o indicador de pH.

Disolventes Iónicos

 Disolventes Iónicos: una alternativa verde para procesos de extracción en la industria de alimentos

Objetivo

Dar a conocer aspectos generales como la importancia y aplicaciones de disolventes iónicos desarrollando técnicas de extracción y separación en el análisis de  procesos industriales.

Introducción

En el presente trabajo se puede considerar a los líquidos iónicos como solventes verdes debido a su muy baja presión de vapor y su amplio intervalo de aplicaciones por sus singulares propiedades físicas y químicas; por ende se muestran aspectos generales de técnicas de separación y extracción aplicadas en procesos que utilicen como solvente o extractante a los líquidos iónicos una de las potenciales aplicaciones es en los sistemas de separación (extracción liquido-liquido jugando un papel importante como diluyente (disolvente) de especies activas (extractantes) o bien como extractantes para la recuperación de iones metálicos en solución también está la extracción asistida por microondas con líquidos iónicos como solvente, extracción asistida por ultrasonido con liquido iónico como solvente, en la actualidad la experimentación con los líquidos iónicos crece y se diversifica buscando mejorar la eficiencia en sus aplicaciones y desarrolla nuevas alternativas con menor impacto ambiental para que conociendo el ciclo de vida completo de estas sustancias, se pueda hablar realmente de solventes verdes. Las aplicaciones que han tenido en las pasadas décadas los líquidos iónicos, como disolventes verdes, abarcan desde la industria petroquímica hasta la industria nuclear, en el ámbito de la química orgánica ha crecido el interés por aplicarlos como medio de reacción en una gran variedad de trasformaciones y reacciones químicas que hasta entonces solo podían efectuarse en medios enteramente orgánicos. La extracción liquido-liquido emplea volúmenes de fase orgánica considerables así como diluyentes que generan compuestos orgánicos volátiles (queroseno, tolueno, dodecano) debido a su baja presión de vapor y recientemente como extractantes de solutos de naturaleza diversa. 

Conclusión

Luego de haber analizado esta investigación llegamos a la conclusión que los disolventes iónicos representan una de las opciones más novedosas para reemplazar a los disolventes tradicionales usados en las diferentes técnicas analíticas y de extracción en la ciencia y tecnología de alimentos, las aplicaciones de los líquidos iónicos en técnicas de extracción emergentes asistidas por microondas y ultrasonido es muy prometedora, por lo cual se espera que el estudio, aplicaciones y alcances de estas técnicas se extiendan cada vez más y den pauta al desarrollo de industrias alimentarias mas verdes. 

Diferencia entre gas y vapor

“Diferencia entre gas y vapor”

Los términos gas y vapor se utilizan mucha veces indistintamente, por lo cual es necesario dar por a conocer perfectamente que diferencia existe entre un gas y un vapor. Se definirá a un gas como el estado de agregación de la materia en que esta no tiene una forma determinada a causa de la cinética de sus moléculas sino que llena completamente cualquier espacio en que se sitúe es decir llena totalmente el volumen del recipiente que lo contiene. Teóricamente cualquier sustancia puede transformase en un gas a una temperatura suficientemente alta de todas maneras algunas sustancia pueden descomponerse ante de llegar al estado gaseoso. Si a un gas se lo comprime isotérmicamente, este nunca llega a pasar al estado líquido aún a presiones altas, que es lo que lo diferencia de un vapor. Hay que tener en cuenta que cualquier compresión de un gas va acompañado por un aumento de su energía interna, es decir aumenta la temperatura, por lo que si la compresión se la realiza a temperatura constante, permanentemente se debe extraer calor del sistema; mientras que el vapor, si bien tiene el mismo estado de agregación del gas, se diferencia de este que al ser comprimirlo isotérmicamente, al llegar a una presión determinada que se denominará presión de saturación, Ps y que depende de la sustancia y de la temperatura a la cual se realiza la compresión comienza a licuar, pasando al estado líquido. Esto es así para un vapor si la temperatura a la cual se realiza la compresión es superior a la del punto triple de la sustancia, si la temperatura es inferior a esta, en vez de licuar pasa al estado sólido.

Por ejemplo para determinar cuándo es un vapor y cuando es un gas sabemos que cada sustancia, susceptible de poder ser llevada al estado gaseoso, tiene lo que se denomina temperatura  crítica que es una constante física que depende de cada sustancia y se nombrará como Tc para la cual si la sustancia en cuestión está por debajo de esa temperatura, es factible de condensar comprimiéndola en forma isotérmica, por lo que es un vapor. Si la temperatura de la sustancia es superior a su temperatura crítica, esta no podría ser condensada en una compresión isotérmica, por más que se aumente su presión, por lo que es un gas.

Analítica-Consultas

Analítica-consultas

FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO

Efectos de la presión sobre los equilibrios

Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción. En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:

N₂ (g) + 3 H₂ (g) Û 2 NH₃ (g)

Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y, por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha. Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.

  2PbS(s)+3O2(g)⇌PbO(s)+2SO2(g)

Al considerar solo las moléculas gaseosa nos damos cuenta que hay 3 moles de reactivos gaseosos y 2 moles de productos gaseosos, por lo tanto la reacción neta se desplazara hacia los productos hacia la derecha cuando aumenta la presión.

 PCl5(g)⇌PCl3(g)+Cl2(g)

El número de moles de productos es 2 y de los reactivos es 1, por lo tanto la reacción neta se desplazara hacia la izquierda es decir hacia los reactivos.

H₂(g)+CO₂(g)⇌H₂O(g)+CO(g)

El número de moles de productos es igual al número de moles de los reactivos, de manera que el cambio de presión no tiene efecto sobre el equilibrio.

Efectos de la concentración en los equilibrios

Consideremos el siguiente equilibrio químico:

CO(g) + Cl₂(g) Û COCl₂(g)

Para el que, a una cierta temperatura, se tiene:

Kc=[COCl₂]eq1/([CO]eq1*[Cl₂]eq1)=5

Si se añade más cloro al sistema, inmediatamente después de la adición tenemos:

[Cl₂]>[Cl₂]eq1 [CO]=[CO]eq1            [COCl₂]=[COCl₂]eq1

Entonces:

([COCl₂])/([CO]*[Cl₂])<5

Por tanto, el sistema no se encuentra en equilibrio. Para restablecer el equilibrio debe aumentar el numerador y disminuir el denominador. Es decir, el sistema debe de evolucionar hacia la formación del COCl2 (hacia la derecha).

Si disminuimos las concentraciones de CO, de Cl2 o de ambas, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, ya que tiene que disminuir el numerador.

Un aumento de la concentración de los reactivos, o una disminución de los productos hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En cambio, una disminución de la concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos, hacen que la reacción se desplace hacia la izquierda.

Efectos de la temperatura sobre las constantes de equilibrio

Los cambios de concentración, presión o volumen, pueden alterar la posición de equilibrio, pero no modifican el valor de la constante de equilibrio, esta solo se altera con los cambios de temperatura.

Proceso endotérmico

N₂O₄(g)⟶2NO₂(g)   ∆H°=58.0kJ

Proceso exotérmico

2NO₂(g)⟶N₂O₄  ∆H°=-58.0kJ

Equilibrio

N₂O₄(g)⇌2NO₂(g)

Se calienta a volumen constante ya que un proceso endotérmico absorbe calor de los alrededores, el calentamiento favorece a la disociación de N2O4 en moléculas de NO2, la constante de equilibrio seria la siguiente

Kc=[NO₂]^2/([N₂O₄])

Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico. Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.