Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
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  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
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Química de superficies


La química de superficies es el estudio de los procesos químicos que ocurren en las interfaces entre fases, especialmente interfaces sólido-líquido, sólido-gas, sólido-vacío y líquido-gas. Juega un papel vital en una variedad de procesos industriales, incluyendo la creación de catalizadores, materiales, sistemas de liberación de fármacos y más. Comprender los fundamentos de la química de superficies es crucial para el desarrollo de nuevas tecnologías e innovaciones.

Antecedentes históricos

Los fundamentos de la química de superficies se establecieron a principios del siglo XX, principalmente a través del trabajo de científicos como Paul Ehrlich e Irving Langmuir. Langmuir fue galardonado con el Premio Nobel de Química en 1932 específicamente por su investigación pionera en química de superficies. Su trabajo llevó al desarrollo de la isoterma de Langmuir, un modelo que describe la adsorción de moléculas en superficies sólidas.

Conceptos básicos

Para entender la química de superficies es necesario comenzar con algunos conceptos clave:

Interfaces de fase

En química, una interfaz es un límite entre dos fases. Por ejemplo, la superficie de un líquido es el límite entre la fase líquida y la fase gaseosa (a menudo aire). En química de superficies, nos ocupamos principalmente de las interacciones moleculares que ocurren en estas interfaces.

Adsorción

La adsorción es el proceso mediante el cual átomos, iones o moléculas de un gas, líquido o sólido disuelto se adhieren a una superficie. Es distinta de la absorción, donde una sustancia se difunde en un líquido o sólido para formar una solución. La adsorción generalmente se describe como una isoterma, agregando una cantidad de adsorbente al adsorbente a temperatura constante dependiendo de su presión o concentración.

Ejemplo de adsorción: El carbón activado utilizado en máscaras de gas adsorbe gases tóxicos en su superficie, eliminándolos del aire que respiramos.

Catalisis

La catálisis es el proceso de aumentar la velocidad de una reacción química al involucrar una sustancia llamada catalizador, que no se consume en la reacción. En química de superficies, la catálisis heterogénea ocurre cuando el catalizador está en una fase diferente a la de los reactivos, generalmente sólido-gas o sólido-líquido.

Tipos de adsorción

La adsorción puede clasificarse en dos categorías principales dependiendo de la naturaleza de las fuerzas involucradas:

Adsorción física (fisisorción)

La fisisorción se caracteriza por fuerzas de van der Waals débiles entre el adsorbato y la superficie. Ocurre a temperaturas relativamente bajas y suele ser reversible. Las moléculas adsorbidas están débilmente unidas y pueden desorberse fácilmente aumentando la temperatura o disminuyendo la presión.

P + S ⇌ PS

En esta ecuación, P representa la molécula fisisorbida, S representa la superficie, y PS representa el estado fisisorbido.

Adsorción química (chemisorción)

La adsorción química implica la formación de enlaces químicos fuertes entre el adsorbato y la superficie. Esto generalmente ocurre a altas temperaturas y a menudo es irreversible. Las moléculas adsorbidas están firmemente unidas a la superficie, y en algunos casos, este proceso facilita reacciones químicas posteriores.

C + S ⟶ CS

En esta ecuación, C representa la molécula quimisorbida, S representa la superficie, y CS representa el estado quimisorbido.

Isoterma de adsorción

Las isotermas de adsorción describen cómo cambia la cantidad de adsorbente en un adsorbente con la presión o concentración a temperatura constante. Se utilizan varios modelos matemáticos para describir estas isotermas, incluyendo:

Isoterma de Langmuir

La isoterma de Langmuir asume la adsorción de monocapa en una superficie homogénea con un número finito de sitios de adsorción. El modelo se expresa mediante la ecuación:

θ = (bP) / (1 + bP)

donde θ es la cobertura superficial, b es la constante de adsorción de Langmuir, y P es la presión de adsorción.

Representación visual de la isoterma de Langmuir:

Isoterma de Freundlich

La isoterma de Freundlich es un modelo empírico que asume que la adsorción ocurre en una superficie heterogénea. Se expresa como:

q = Kf * C^(1/n)

Donde q es la cantidad de adsorbente adsorbida por unidad de masa de adsorbente, Kf es la constante de Freundlich, C es la concentración del adsorbente, y 1/n es una constante que indica la intensidad de adsorción.

Isoterma BET

La isoterma BET (Brunauer, Emmett y Taylor) extiende el modelo de Langmuir a la adsorción en capas múltiples. A menudo se usa para determinar el área superficial de polvos y materiales porosos. La ecuación se expresa como:

1/((P/PO) * (1-P/PO)) = (1/(VM * C)) + ((C-1)/(VM * C)) * (P/PO)

donde P es la presión, Po es la presión saturada, Vm es el volumen de monocapa, y C es la constante BET.

Aplicaciones de la química de superficies

Catalisis

Una de las aplicaciones más importantes de la química de superficies es en la catálisis. Los catalizadores proporcionan una superficie activa para que las reacciones ocurran de manera más eficiente. Por ejemplo, en el proceso Haber para la producción de amoníaco, el hierro se utiliza como catalizador heterogéneo para aumentar la eficiencia de los reactantes.

Ejemplo de catalizador: En los automóviles, los convertidores catalíticos utilizan platino, paladio y rodio para convertir gases nocivos del escape del motor en sustancias menos dañinas. La superficie del catalizador acelera la reacción que convierte el monóxido de carbono (CO) en dióxido de carbono (CO2).

Física

La química de superficies es fundamental para el desarrollo de nuevos materiales con propiedades específicas como adhesión, humectación y resistencia a la corrosión. Estas propiedades son importantes en una variedad de industrias, incluyendo electrónica, aeroespacial y construcción.

Nano

Los materiales a escala nanométrica a menudo dependen de sus propiedades superficiales debido a su alta relación área superficial-volumen. Se utilizan principios de química de superficies para manipular estas propiedades superficiales, permitiendo el desarrollo de nanomateriales con propiedades eléctricas, mecánicas y ópticas únicas.

Sistemas biológicos

El estudio de la química de superficies es importante para comprender los sistemas biológicos, como las interacciones de las membranas celulares y los mecanismos de liberación de fármacos. Las superficies de las biomoléculas a menudo controlan procesos fisiológicos clave.

Factores que afectan la adsorción

Naturaleza del adsorbato y el adsorbente

La naturaleza del adsorbente y el adsorbato afectan significativamente la adsorción. Factores como la naturaleza química, la polaridad y el área superficial son importantes. Por ejemplo, el carbón activado tiene una gran área superficial y es efectivo en la adsorción de varios gases e impurezas.

Temperatura

El efecto de la temperatura sobre la adsorción puede variar. Generalmente, la adsorción física disminuye con un aumento de temperatura porque la energía cinética aumenta, provocando que las moléculas adsorbidas se desorban. Por otro lado, la adsorción química puede inicialmente aumentar con la temperatura pero eventualmente llevar a la desorción más allá de un cierto punto.

Presión

Para adsorbatos gaseosos, aumentar la presión generalmente aumenta la adsorción inicialmente, porque hay más moléculas disponibles para ocupar sitios superficiales. Después de cierto punto, la adsorción alcanza un punto de saturación donde aumentos adicionales en la presión no tienen un efecto significativo en la adsorción.

Área superficial

Cuanto mayor sea el área superficial del adsorbente, más sitios de adsorción estarán disponibles, lo que lleva a una mayor adsorción. Este factor es particularmente relevante en materiales como el carbón activado y el gel de sílice.

Técnicas experimentales

Se utilizan varias técnicas experimentales para estudiar la química de superficies, incluyendo:

Medición de área superficial

El método BET se utiliza comúnmente para determinar el área superficial de materiales porosos. Implica medir la cantidad de gas adsorbido en la superficie a diferentes presiones relativas.

Espectroscopía

Técnicas como espectroscopía de fotoelectrones de rayos X (XPS) y espectroscopía infrarroja (IR) pueden proporcionar información sobre la composición química y los grupos funcionales presentes en una superficie.

Microscopía

La microscopía electrónica de barrido (SEM) y la microscopía de fuerza atómica (AFM) se utilizan para estudiar la topografía y morfología de la superficie con alta resolución.

Ejemplo de representación de topografía de superficie:

Conclusión

La química de superficies es un campo importante que puentea la brecha entre la química física y las aplicaciones prácticas en una variedad de industrias. Comprender las interacciones moleculares en las interfaces de fase permite a los químicos e ingenieros diseñar procesos más eficientes y desarrollar nuevos materiales. A medida que la investigación continúa y la tecnología avanza, los conocimientos adquiridos de la química de superficies contribuirán a resolver desafíos complejos en la producción de energía, la protección del medio ambiente y la atención médica.


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