Post on 26-Mar-2021
H2O
• Características de la molécula de agua: estructura y enlace.
• Propiedades físicas del agua.
• Diagrama de fases. Estructura y propiedades del hielo I. Hielo-agua líquida. Propiedades del agua líquida.
• Propiedades químicas: estabilidad, el agua como disolvente, carácter ácido-base, propiedades redox.
• El agua en los compuestos químicos. Tecnología química del agua.
• H2O2. Estructura molecular y enlace.
• Propiedades físicas del H2O2.
• Propiedades químicas en disolución acuosa. Aplicaciones.
CARACTERÍSTICAS DE LA MOLÉCULA EN ESTADO DE VAPOR
Enlace covalente
0.96Å H
OPares solitarios cierran el ángulo
Modelo representativo de la molécula individualizada
SUSTANCIA MOLECULAR
Estructura de Lewis queno predecía la forma angular
Representación de la molécula según la teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia
H x O Ox
H H H
H
La interacción con otras se realiza por medio de fuerzas de Van der Waals
104.5º
h sp3
O
104.5º
O: 1s2222sp4
[O]
sp3TEV 109.5º 104.5º
Enlace covalente se verá modificado por la polaridad debida a la diferencia
de electronegatividad existente entre sus átomos: O-H = 1.4
Cierta polaridad del enlace 39% de carácter iónico
= 1.84 Debyes
+ -
H - O
CARACTERÍSTICAS DE LA MOLÉCULA EN ESTADO DE VAPOR
HH
Carácter polar que ejercerá influencia en sus propiedades
Orbitales moleculares de la molécula de H2O
O: 1s2222sp4
2H: 1s18 electrones de valencia
2
Orbitales
atómicos
2H
Orbitales
atómicos
O
Orbitales
moleculares
2pz 2py 2pz
1s
2s
2p
NE
2pNE
*
*
Estado físico: sólida, liquida y gaseosa
Color: incolora, insípida, inodoro
Densidad: 1 g/cm3 a 4°C
Punto de congelación: 0°C
Punto de ebullición: 100°C
Presión critica: 217,5 atm
Temperatura critica: 374°C
Constante dieléctrica: 81.5
PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA
Como gas se puede licuar a 374 ºC
DIAGRAMA DE FASES DEL AGUA
Diagrama defases idealizado
Muestra las fases termodinámicamente estables de un elemento ocompuesto con respecto a la presión y a la temperatura.
La aplicación de presión a la fase sólida, menos densa, hace que lafase sólida se funda para dar la fase líquida, más densa.
Debido a este fenómeno se puede patinar sobre el hielo (pues es lacapa líquida la que reduce la fricción).
En el agua:la densidad del hielo < densidad del líquido
Para casi todas las sustancias la línea sólido-líquido tiene una pendiente (+)
Al aplicar una presión lo suficientemente alta a la fase líquida→ esa fase líquida se solidificará.
H2OP
(kP
a)
100
p.f p.e.
SólidoLíquido
Gas
T(ºC)
P (
kPa)
100
0 100
Sólido
Líquido
Gas
T(ºC)
Los hidrógenos de una molécula se unen a los pares de electrones nocompartidos de otra, de forma que no existen pares de electrones nocompartidos como en la molécula aislada.
Hielo ordinario (hielo I) se forma por enfriamiento del agua a la presión atmosférica
Estructura hexagonal: cada molécula rodeada de cuatro en posiciones
correspondientes a los vértices de un tetraedro regular = Wurtzita
Hielo y agua líquida Hielo polimorfo en función de la presión y de la temperatura
ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DEL HIELO I
La molécula de agua presenta en el hielo su identidad propia
Datos de la molécula de
agua en estado de vapor:
d((O-H) = 0.96Å
O-H-O = 104.5º
O O109.28º
H1.0 Å 1.76 Å
2.76 Å
ENLACE DE HIDRÓGENO
Molécula de agua
¿Cómo explicar por la teoría de orbitales moleculares los enlaces de hidrógeno?
En el enlace de hidrógeno:
el orbital * más bajo de una molécula
se mezcla con el orbital NE ocupado de otra molécula
Los electrones se sitúan en el orbital de menor energía
Orbitales
moleculares
2s
2p
NE
2pNE
*
*
Orbitales
moleculares
2s
2p
NE
2pNE
*
*
Puente protónico
Los electrones se sitúan en el orbital de menor energía
- La estructura angular de cada molécula de agua y
- La naturaleza lineal o casi lineal de los enlaces de hidrógeno
O--------H
La presencia de enlaces de hidrógeno en el hielo
Fuerte asociación de las moléculas en la red cristal
Alto punto de fusión
Espacios vacíos Densidad
relativamente baja
BAJA COORDINACIÓN
OH
HAmbas características conducen a una estructura del hielo, caracterizada por contener cavidades hexagonales bastante grandes.
ENLACE DE HIDRÓGENO
Molécula de agua
Hielo
Agua líquida
Moléculas unidas por enlace de hidrógeno
Moléculas unidas por enlace de hidrógeno
+ moléculas individuales
EL HIELO FLOTA EN EL AGUA
0 4
Agua líquida
hielo
HIELO –AGUA LÍQUIDA
= densidad
T(ºC)
Por debajo de 4º C, debido a la presencia de enlaces de hidrógeno,
aumenta el número de moléculas aisladas que, situadas en las
cavidades, forman las moléculas agrupadas.
Al aumentar la temperatura se producen dos
efectos que influyen en sentido opuesto en :
Entre 0 y 4ºC domina este factor
Entre 4ºC y 10ºC domina este factor
HIELO – AGUA LÍQUIDA
Por encima de 4ºC aumenta la energía térmica. Mayor expansión, por tanto, mayor volumen
AUMENTA
DISMINUYE
0 4
Agua líquida
hielo
T(ºC)
PROPIEDADES DEL AGUA LÍQUIDA
Su relativamente alta viscosidad
Su alto calor de vaporización
Su alto calor específico
Empleo para el transporte de calor
en sistemas de calefacción y de
refrigeración
Agua líquida
Moléculas de H2O aisladas
Moléculas de H2O unidas por enlace de hidrógeno
Baja concentración de iones H3O+ y OH- Kw = [H+ [OH- = 10-14
En el agua pura
[H+ = [OH- = 10-7
En el vapor de agua ya se han roto todos los enlaces de hidrógeno y solo existen moléculas aisladas
La existencia de enlaces de H en el agua líquida
formando agrupaciones de moléculas explica:
PROPIEDADES QUÍMICAS
La descomposición térmica del agua no es fácil (a 300 K solo se disocia un 43.4%)H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)
Hºf = -245.15 kJmol-1
Estabilidad
Disolvente universal de compuestos iónicos por tres motivos:
- Posee alta constante dieléctrica D(H2O) = 81.5 por su alto D
- Presenta alta entalpía de hidratación, HH
- Muestra un amplio intervalo en estado líquido
Disolvente
Autoionización 2H2O → H3O+ + OH- K = 10-14
Hºf < 0 → H2O estable
Débilmente autoionizadaconduce la corriente eléctrica
a) Anfótera
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
b) Reacciones de hidrólisis (ruptura de enlaces por H2O)
P4O10 + 6H2O → 4H3PO4
AlCl3 + 6H2O → [ Al(H2O)6]3+ + 3Cl-
Oxidante para dar H2
H+(M = 10-7) + 1e- → 1/2H2 Eº = 0.000 V (pH = 0)
El carácter reductor del H2O se pone de manifiesto al observar: Eº = -1.229 V
Reductora, con desprendimiento de O2
O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O Eº = 1.229 V (pH = 0)
Carácter ácido-base
Propiedades redox
Reacciones en medio acuoso
A) H2O frente oxidantes fuertes Eº (F2/F-) = 2.866 V (muy oxidante)
F2 + 2e- → 2F- Eº = 2.866 V
H2O → 1/2O2 + 2H+ + 2e- Eº = -1.229 V
F2 + H2O → 2F- + 1/2O2 + 2H+ Eº = 1.637 V
Los oxidantes fuertes oxidan al H2O con desprendimiento de O2
K + H+ → K+ + 1/2H2 Eº = 2.931 V
B) H2O frente reductores fuertes Eº (K/K+) = -2.931 V
K → K+ + 1e- Eº = - 2.931 V
H+ + 1e- → ½ H2 Eº = 0.000 V
Los reductores fuertes reducen al H2O condesprendimiento de H2
PROPIEDADES QUÍMICAS
Gº<0
Gº<0
Reacciones en medio acuoso
H2O → H2 + 1/2O2
EL AGUA EN LOS COMPUESTOS QUIMICOS
Agua de coordinación = Ligando en compuestos de coordinación
[Cr(H2O)6]3+ [Co(NH3)5 H2O]3+
Agua de cristalización
CuSO4.5H2O 4 H2O coordinadas al catión
Compuestos con agua en su estructura, no agua de humedad
La quinta se encuentra unida por enlace de hidrógeno a dos moléculas deH2O de coordinación y a dos oxígenos de los iones sulfato
Acuo-clatratos = hidratos de gases inertes o Cl2, SO2, etc.
Se forman en sustancias que cristalizan en estructuras muy abiertas, con grandes cavidades en las que pueden alojarse átomos o moléculas de otras sustancias.
Agua interlaminar o
intersticial
Silicatos de estructura laminar
Silicatos que poseen en su estructura grandes cavidades
Zeolitas pueden retener grandes cantidades de agua sin que se alteren las características de la red cristalina
-Proceso reversible-
Situación inversa a los acuo-clatratos
Agua pesada = D2OH2O D2O
p.f. (ºC) 0 3.82
p.e. (ºC) 100 101.42
(20ºC) 0.9982 1.1059
cte dieléctrica 0ºC 81.5 80.7
Se pueden separar por destilación fraccionada
EL AGUA EN LOS COMPUESTOS QUIMICOS
Desalinización del agua del mar
Potabilización de aguas calcáreas
Depurado y tratamiento de aguas residuales
TECNOLOGÍA QUÍMICA DEL AGUA
Forma de la molécula gaseosa
H2O2. ESTRUCTURA Y ENLACE
Planos perpendiculares
111.5º
O O
H
H
1.49 Å
96.9 º
Ángulo diédrico
Enlace sencillo O-O entre los dos planos: d (O-O) = 1.49 Å
Y un enlace en cada plano:
d(O-H) = 0.95Å
O-H-O = 96.9º
Variaciones observadas en el valor del ángulo diedro de esta sustancia cuando se asocia a otras indican que la forma de la molécula es muy sensible a efectos o interacciones externas.
SUSTANCIA MOLECULAR
0.95 Å
Naturaleza de los enlaces por TEV
2O: 1s22s22p4
2H:1s1
14 electrones de valencia 14-6 = 8 electrones solitarios
h sp3
O O
2 es-
2 es-
2 es-
H
H
PROPIEDADES FÍSICAS
= 2.13 D >> H2O (1.84 Debye)
p.f. = - 0.43ºCp.e. = 150.2ºC
Hidrógenos más separados los dos enlaces de hidrógeno se refuerzan
Muy altos Fuerte asociación molecularFuertes enlaces de hidrógeno
Como en el agua, existen enlaces de hidrógeno tanto en estado sólido como en el líquido
(g/cm3) (-4.5ºC) (Sólido) = 1.6434
(g/cm3) (25ºC) (Líquido) = 1.4425
S > L
Constante dieléctrica del líquido D (25 ºC) = 93H2O2 más polar porque los
hidrógenos están más separados
Alto intervalo de temperatura en estado líquido -0.43-150.2.Sería buen disolvente, pero descompone. No puede hervir a la presión ordinaria al aumentar la temperatura.
Hºf (kJmol-1) = - 1187.6
H2O2 → O2 + 2H+ + 2e- Eº = - 0.68
H2O2 + 2H+ + 2 e- → 2H2O Eº = 1.77 V
2 H2O2 (l) → 2H2O (l) + O2 (g) Eº = 1.09 V Gº < 0
A la luz se descompone.
La reacción es catalizada por impurezas de cationes metálicos, p. ej. Fe3+
y sustancias como la urea retardan la descomposición.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Muy negativa → muy estable
ESTABILIDAD EN DISOLUCIÓN: DISMUTACIÓN.
Es inestable y descompone desprendiendo oxígeno:
K20 = 1.55 . 10-22
H2O2 + H2O → H3O+ + HO2-
Ácido débil
Medio ácido: H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O Eº = 1.770 V (pH= 0)
Medio básico: HO2- + H2O + 2e- → 3OH- Eº = 0.878 V (pH= 14)
Muy oxidante en medio ácido >>> que en medio básico. Sin embargo, en medio ácido las reacciones transcurren con lentitud y en medio básico con mucha rapidez
Autoionización:
Ácido-base: Ka = 1.78 . 10-12
Como oxidante: aniquila las bacterias:
Comportamiento redox: puede tanto oxidarse como reducirse
→
→
Medio ácido: H2O2 → O2 + 2e- + 2H+ Eº = - 0.68 V (pH=0)
Medio básico: H2O2 + 2OH- → O2 + 2e- + 2H2O Eº = +0.146 V
Como reductor siempre se desprende O2 Más reductora
En heridas actúan las dos reacciones a la vez:
DISMUTACIÓN: 2H2O2→ O2 + 2H2O Eº = 1.77 - 0.68 = +1.09 V
Gº = -nFEº << 0 reacción muy espontánea
Como reductora también actúa:
Mas oxidante que reductora ya que en medio ácido los potenciales oxidantes son más altos que los reductores
H2O2 como oxidante frente a una disolución de Fe2+ en medio ácido
2(Fe2+ → Fe3++ 1e-) Eº = -0.771V
H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O Eº = 1.770 V
2Fe2++ H2O2 + 2H+ → 2Fe3++ 2H2O Eº = 0.999 VGº = -nFEº <<0
Reacción espontánea
H2O2 como reductora frente a una disolución de Fe2+ en medio ácido
2(Fe3+ → Fe2++ 1e-) Eº = 0.771V
H2O2 → O2 + 2H+ + 2e- Eº = -0.68 V
2Fe3++ H2O2 → 2Fe2++ O2 + 2H+ Eº = 0.076 VGº= -nFEº <<0
Reacción espontánea
Se va a dar más la primera reacción, pero por la pequeña cantidad de Fe3+ que se forma, el H2O2 actuará como reductora. Al formarse el Fe2+, volverá a actuar como oxidante y este proceso se continúa hasta que se agota el H2O2
Fe2+ Fe2+
Fe3+
H2O2
Oxidante
H2O2
Oxidante
H2O2
Reductora
APLICACIONES
Por su carácter oxidante se utiliza:
Como decolorante
Para obtener compuestos oxidantes
Eliminar residuos
Por su carácter oxidante y reductor se utiliza: Desinfección de heridas