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EQUILIBRIOS EN SOLUCION
SU HISTORIA…
¿PORQUE ES IMPORTANTE EL ESTUDIO
DE
LAS REACCIONES EN SOLUCION?
El estudio de los sistemas en equilibrio
suministra un marco de referencia simple que
permite proponer conclusiones acerca del
comportamiento de situaciones en las que se
producen cambios químicos
En una reacción química las especies
involucradas se pueden encontrar en cualquiera
de los estados de la materia posibles para las
condiciones a las cuales se produce la reacción;
y se alcanzará una condición estable entre las
especies presentes que es denominado estado
de equilibrio. La representación mediante una
ecuación química es:
y la correspondiente condición de equilibrio será:
en donde ai representa la actividad de cada
una de las especies en equilibrio y es una
propiedad que depende de las condiciones
energéticas del sistema bajo estudio.
Siglo XIX
En un principio se supuso que las reacciones rápidas eran las reacciones completas. Sin embargo, pronto se comprobó que ambas cuestiones eran independientes; el grado en que se completa una reacción está determinado por su constante de equilibrio (un concepto introducido en 1864 por los químicos noruegos Cato Maximilian Guldberg y Peter Waage), mientras que la velocidad de reacción está determinada por el grado de contacto entre los reactivos, la presencia o ausencia de catalizador y otras variables.
Guldberg, Cato Maximilian (1836 - 1902).
Matemático noruego. Profesor en la
Universidad de Oslo, realizó destacados
trabajos sobre termodinámica de sistemas
complejos. La regla de Guldberg
establece que, en escala absoluta, el
punto de ebullición es el doble o el triple
que la temperatura crítica. Junto con Peter
Waage, enunció la ley de acción de
masas.
Waage, Peter (1833 - 1900).
Químico noruego. Profesor en la
Universidad de Oslo, formuló junto con
Cato Maximilian Guldberg la ley que
determina la influencia de las
concentraciones de las sustancias
químicas en las reacciones reversibles,
conocida como ley de acción de masas.
LEY
EXPRESION MATEMATICA
para una reacción reversible en
equilibrio, existe una relación
determinada de concentraciones
de reactivos y productos que
tienen un valor constante, K.
“Ley de Acción de Masas”
Cato GULDBERG Y Peter WAAGE´S
1864
1886
Jacobus Herndricus Van´t Hoff
Se dedicó con entusiasmo al estudio de problemas termodinámicos,
publicando numerosos trabajos, entre ellos varios referentes a la
ley de acción de masas, y se dirigió en especial al estudio de los
problemas que presentaban las soluciones diluidas, mostrando en
1886 que las leyes que regulan el comportamiento de los gases
son seguidas igualmente por las soluciones, ya que las moléculas
disueltas se comportan en el disolvente de igual forma a como las
moléculas gaseosas lo hacen en el espacio, la que explicaba los
fenómenos de presión osmótica.
Químico holandés; nacio en
Rotterdam el 30 ag. 1852 y murio en
Steglitz (Berlín) el 1 mar. 1911
Wilhelm Ostwald
(1853-1932), químico físico alemán, premiado con el Nobel, se le considera uno de los fundadores de la química física moderna. Nació en Riga (Letonia) y estudió en la Universidad de Dorpat (hoy Universidad Estatal Tartu).
Ostwald es conocido, sobre todo, por sus aportaciones en el campo de la electroquímica, así como por importantes estudios sobre la conductividad eléctrica y disociación electrolítica de los ácidos orgánicos.
En 1909 fue galardonado con el premio Nobel de Química por sus estudios sobre la catálisis y sobre los principios fundamentales que gobiernan los equilibrios químicos.
Ostwald formuló la ley de la dilución que lleva su nombre y que rige los fenómenos de disociación en las disoluciones de electrólitros, y descubrió un procedimiento de preparación del ácido nítrico por oxidación del amoniaco
También propugnó una nueva teoría del color y defendió la normalización de los colores, creando en Dresde un laboratorio destinado a su estudio (1920).
Svante August Arrhenius
Químico sueco nació en Wijk, cerca de Uppsala (Suecia) el 19 febrero de 1859. Murio en Estocolmo el 2 octubre 1927.
1881, el Prof. Edlund le propuso el estudio de la conductividad en electrólitos, lo que verificó, presentando en 1883 su tesis doctoral Recherches sur la conductibilité galvanique des electrolytes.
Su tesis doctoral (1884) trató de la conducción eléctrica de las sustancias disueltas (electrólititos), en la que estaba el germen de su teoría de las disociación electrolítica, según la cual las las moléculas de los electrolitos se disocian en dos más iones, de los unos (los cationes) son positivos, y otros (los aniones) negativos. En particular, cierta proporción del agua se disocia en un ión positivo de hidrógeno y otro negativo, el hidróxido (OH). Los ácidos, al disolverse, aumentan la proporción de ión hidrógeno, mientras las bases aumentan la de hidróxido. La fuerza del ácido o de la base depende de la concentración de estos iones.
La teoría de Arrhenius no fue comprendida por sus compatriotas, que le concedieron a su tesis la calificación mínima y discutieron ardientemente sus hipótesis.
Sin embargo, importantes químicos extranjeros, como Ostwald, Boltzmann o Van´t Hoff le apoyaron y le ofrecieron trabajo, lo que aumentó su prestigio en Suecia, donde le contrataron sucesivamente como profesor en la Universidad de Upsala (1884), en el Instituto Real de Tecnología de Estocolmo (1891), y como director del Instituto Nobel de Fisicoquímica, creado para él (1905).
Además en 1902) se le concedió la medalla Davy de la Royal Society de Londres, en 1903 el premio Nobel de Química y en 1911 la medalla Willard Gibbs en los Estados Unidos.
Posteriormente, Arrhenius estudió la velocidad de las reacciones químicas, demostrando una ecuación (propuesta originalmente por Hood, pero hoy conocida como ecuación de Arrhenius) que liga la tasa de reacción con la temperatura absoluta
Ostwald en combinación con Guldber y Waage´s
determinaron la constante de disociación de un
ácido monobásico empleando medidas
conductimétricas
TRABAJOS CONJUNTOS
En 1889 reportaron los valores de Ka para la primera
etapa de disociación de 216 ácidos carboxílicos.
Arrhenius también determinó la constante K1 para
los ácidos fórmico y acético. Sus resultados
permitieron calcular la concentración libre de H+
en soluciones que contenían la correspondiente sal
de sodio.
Alfred Werner
(1866-1919), químico suizo
El nombre de Werner siempre se asociará con la Teoría de la Coordinación que él estableció y con su trabajo en las relaciones espaciales de átomos en la molécula, o sea, los fundamentos que puso en el trabajo que hizo a los 24 años para su tesis del doctorado en 1892. En este trabajo formuló la idea que, en los numerosos compuestos de nitrógeno tetravalente, las tres valencias del átomo de nitrógeno se dirigen hacia las tres esquinas de un tetraedro, la cuarta esquina es ocupada por el átomo de nitrógeno
En 1892 comenzó a publicar varios trabajos sobre los complejos inorgánicos e introdujo el concepto de lo que denominó valencia secundaria. Preparó una gran variedad de estos compuestos, algunos de ellos con actividad óptica
En 1891 había publicado en un Journal (revista de divulgación científica) donde expuso su teoría con la que sustituyó la concepción de Kekulé de la valencia constante al introducir la idea de que la "afinidad" es una fuerza atractiva ejercida desde el centro del átomo que actúa uniformemente hacia toda su superficie.
En 1893 declaró, en un Journal sobre compuestos minerales, su teoría de valencia inconstante, donde según él, los compuestos moleculares inorgánicos contienen solo átomos que actúan como núcleos centrales alrededor de los que se coloca un número definido de otros átomos, radicales u otras moléculas en un modelo simple, espacial y geométrico. El concepto que expresa el número de átomos que rodea un núcleo central fue llamado por Werner número de coordinación
En 1913, el año en el que recibió el Premio de Nobel en Química, ya padecía arterioesclerosis y ya por 1915 esto lo llevó a perder el interés por sus conferencias en Química y en 1919 tuvo que dejar su Profesorado. El 15 de noviembre de 1919, murió a la temprana edad de 53 años.
1902 Bodlönder
Empleó el método del medio iónico para
el estudio de la formación de complejos
El estudió el sistema CuCl en solución de KCl y
determinó la constante de estabilidad β2 del CuCl,
midiendo la concentración libre de los iones Cu+
usando un electrodo de cobre, la especie predo-
minante CuCl2-
1915 Niels Bjerrum y J. Bjerrum 1941
Encontraron un método general para la
determinación de constantes de formación
de complejos
Niels, estudio el sistema Cr(III)-tiocianato, el cual fue publicado en 1915, reportando las especies Cr3+, CrSCN2+, ….Cr(SCN)6
3- y sus respectivas constantes de equilibrio K1, …..K6.
1941 Jannik Bjerrum
Con el descubrimiento del electrodo de vidrio y la facilidad sustancial de medir el pH, Jannik tuvo la idea de estudiar sistemas complejos en equilibrio pH-metricamente. Añadió ligandos a una solución ácida de iones metálicos y mediante medidas de emf
Uso ligandos monodentados y polidentados como policarboxilatos y poliaminas
Empleó el método del medio iónico para el estudio de la formación de complejos
1941 Leden
Desarrollo métodos matemáticos para el
tratamiento de datos experimentales de
sistemas en equilibrio
Logra medir potenciales en equilibrio del
sistema Halógeno-Cd(II) y determina las
constantes de estabilidad de los complejos
formados
Padres de la Química Moderna
en disolución
Martell
Schwarzenbach
Sillén y col.
