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