quimica 2 saeti mayo
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QUIMICA II GUIA
CENTRO DE ESTUDIOS TECNOLOGICOS industrial
y de servicios No. 56
“RICARDO FLORES MAGON”
MATERIA: QUIMICA II
GUIA DE QUIMICA II
M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI
QUIMICA II GUIA
PROFESOR: IRMA PEREZ VILLEDA
M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI
QUIMICA II GUIA
UNIDAD DIDÁCTICA 1
Las Reacciones Químicas
Las reacciones químicas son procesos en los que una o más sustancias se
transforman en otra u otras con propiedades diferentes. Para que pueda existir
una reacción química debe haber sustancias que reaccionan y sustancias que
se forman. Se denominará reaccionante o reactivo a la sustancia química que
reacciona. A las sustancias que se generan debido a una reacción química se
les denomina sustancia resultante o producto químico. Los cambios químicos
alteran la estructura interna de las sustancias reaccionantes.
Generalmente, se puede decir que ha ocurrido una reacción si se observa que
al interactuar los "supuestos" reaccionantes se da la formación de un
precipitado, algún cambio de temperatura, formación de algún gas, cambio de
olor o cambio de color durante la reacción.
A fin de expresar matemática una reacción química se hace necesario utilizar
una expresión en la cual se señalan los reactivos y los productos. Esta
expresión recibe el nombre de ecuación química.
Existen cuatro tipos de reacciones:
a)Combinación
b)Descomposición
c)Desplazamiento
d)Doble combinación
Las reacciones también pueden ser clasificadas en a) Reacción química
homogénea y b) Reacción química heterogénea.
El estudio de la rapidez con la que se efectúa una reacción química,
consumiendo reaccionantes químicos y liberando productos químicos, se
denomina cinética química. Se puede expresar la rapidez de reacción como la
relación que se presenta entra la masa de reaccionante consumida y tiempo
que dura la reacción. También se puede tomar la rapidez de reacción como la
relación existente entre la masa formada de producto y el tiempo de reacción.
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Existen varios factores que puede acelerar la rapidez de la reacción química.
Por ejemplo, si la concentración de los reaccionantes aumenta, esto traerá
como consecuencia que se incremente la rapidez de la reacción química. De
forma parecida si la superficie de contacto entre los reaccionantes aumenta,
también se verá un efecto de aumento de la velocidad de reacción química.
Otro factor que incrementa la rapidez de la reacción química es el cambio de la
temperatura. Los catalizadores positivo y los catalizadores negativos también
incidirán en el aumento o la disminución de la rapidez de la reacción química.
Al analizar una reacción química es muy importante tener en cuenta la ley de la
conservación de la masa. Esto quiere decir, que, en toda reacción química la
masa total de las sustancias químicas reaccionantes tiene que ser igual a la
masa total de los productos químicos. Efectivamente, la ley de la conservación
de la masa establece que la materia no se crea ni se destruye, sólo se
transforma.
Otro aspecto que se debe tomar en cuenta al analizar las reacciones química
es que en una reacción química las sustancias reaccionan en proporciones fijas
de masa. El químico francés Joseph Louis Prost enunció este fenómeno de la
siguiente manera:"Cuando dos o más elementos se combinan para formar un
compuesto, lo hacen en una relación fija de masa". Este principio en el
comportamiento de la reacción química trae como consecuencia que, como las
sustancias químicas siempre reaccionan en la misma proporción, si uno de los
reaccionantes se encuentra en exceso con respecto al otro, el exceso no
participará en la reacción.
Esta ley tiene, también, un corolario que expresa:"Todo compuesto químico en
estado de pureza contiene siempre los mismos elementos en una proporción
constante de masa". A este corolario se le denomina: Ley de la composición
Constante.
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Balanceo de ecuaciones químicas
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla
de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de
ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en
la segunda los productos de la reacción.
A + 2 C + D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En
todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley
de la conservación de la materia.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se
tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
(5)H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
es una multiplicacion 5xH2 ; 5x1S ; 5xO4
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo
necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
primer miembro. {H2O + N2O5}----- NHO3
nota*: H2O es agua y N2O5 es oxido de nitrogeno II Aquí apreciamos que
existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar
un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 2 NHO3
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Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en
el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2o) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5)
nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Metodo de Redox
En una reaccion donde un elemento se oxida otro elemento se reduce, es decir
aquel elemento que se oxida tiende a captar electrones de otro agente que los
suministra (el reducido)
Antes de iniciar el balance se tiene en cuenta lo siguiente:
Determinar los diferentes numeros de oxidacion que hay en la ecuacion (tanto en los reactivos como en el producto)
En la mayoria de casos el Hidrogeno cuenta con +1 excepuando los hidruros donde trabaja con -1
El oxigeno cuenta con -2 excepto cuando forma peroxidos (-1) y superoxidos (-1/2)
Los elementos en estado basal (es decir sin ninguan relación con otro elemento tendra carga de 0
Cuando ya se tengan los numeros de oxidacion se realiza el siguiente proceso:
1)Comparamos cada elemento tanto en los reactivos como en el resultado y
verificamos los cambios.
Fe0+O2→Fe2+3O2
-2
Es decir, en la formula tenemos que: El Hierro (Fe) esta en estado basal por tanto esta en 0, al finalizar la formula queda con +3 mientras que el oxigeno tendra 0 como reactivo y en el compuesto conseguira -2. Essto significa que el Hierro se oxida mientras que el Oxigeno se reduce
2)Si el elemento como reactivo esta en estado basal (es decir con carga 0) se
multiplica el numero de oxidacion o reduccion por el subíndice.
Fe= 3(estado de oxidacion)X 1(subíndice)=3 O=2(estado de oxidacion)X 2(subíndice)=4
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Los resultados obtenidos se entrecruzan, es decir, si el resultado del Oxigeno
es 4, pasara a hacer de coeficiente para Fe.
4Fe+3O2
LEYES PONDÉRALES
Son las leyes usadas en la ESTEQUIOMETRIA, de manera que, nos ayuden a
comprender mejor la misma y poder realizar los cálculos y estas son:
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER
Está importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reacción química, la suma
de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los
productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma).
Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774.
Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la
combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a
cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al
científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la
combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que
dedujo que la materia era indestructible.
LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES
En 1808, tras ocho años de las investigaciones, j.l. Proust llego a la conclusión de que
para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y
siempre en la misma proporción ponderal.
Por ejemplo, para formar agua H2O, el hidrógeno y él oxigeno intervienen en las
cantidades que por cada mol, se indican a continuación:
1 MOL AGUA PESA: (2)1,008 H gr + 15,999 O gr = 18,015 gr
Para simplificar los cálculos, se suele suponer que el peso atómico de H es 1 y él O es
16: 1 mol de agua = 2 + 16 = 18 g, de los que 2 son de H y 16 de oxigeno. Por tanto, la
relación ponderal (o sea, entre pesos) es de 8gr de oxigeno por cada uno de
hidrógeno, la cual se conservara siempre que se deba formar H2O (en consecuencia,
sí por ejemplo reaccionaran 3 gr de H con 8 de O, sobrarían 2gr de H).
Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición
centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada
elemento dentro de la molécula.
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Ejemplo:
En la reacción de formación del amoniaco, a partir de los gases Nitrógeno e
Hidrógeno:
2 N2 + 3 H2 NH3
las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí, fueron:
NITRÓGENO HIDRÓGENO
28 g. 6 g.
14 g. 3 g.
56 g. 12 g.
LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios
compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en
1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo
peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio
de números enteros sencillos.
Ejemplo:
La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas
cantidades de Oxígeno.
C + O2 --> CO2 12 g. de C + 32 g. de O2 --> 44 g. CO2
C + ½ O --> CO 12 g. de C + 16 g. de O2 --> 28 g. CO2
Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en
este caso "el doble"): 32/16 = 2
LEY DE LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECÍPROCAS (Richter 1792).
"Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un
elemento dado, son los pesos relativos a aquellos elementos cuando se combinan
entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos."
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Ejemplo:
En las reacciones de una misma cantidad de Hidrógeno (1 gramo) con dos elementos
distintos, observamos las cantidades de combinación:
N2 + 3 H2 --> 2 NH3 1 g. H2<-->4.66 g. N2
H2 + ½ O2 --> H2O 1 g. H2<-->8 g. O2
Resulta que estas cantidades guardan una relación de números sencillos con las
cantidades que se combinan entre sí entre Nitrógeno y Oxígeno, para formar el
monóxido de nitrógeno:
N2 + O2 --> 2 NO 28 g. N2<--> 32 g. O2
4.66/8 = (28/32)*4
Esto dio origen al concepto de PESO EQUIVALENTE:
Peso equivalente de un elemento es la cantidad del mismo que se combina con 8 g.
de Oxígeno, o con 1.008 g. de Hidrógeno.
FACTORES DE CONVERSIÓN
Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran
frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se
hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes
ejercicios:
1.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1 mol
en 538 gramos.
Para ver la fórmula seleccione la opción "Descargar" del menú superior
2.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de 1
mol en 1 gramo.
Para ver la fórmula seleccione la opción "Descargar" del menú superior
Como el P.M. de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1
mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol.
Nótese que el número de moles siempre es la masa en gramos dividida entre la masa de 1 mol
(Peso molecular), por tanto podemos expresar:
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número de moles "n" = masa en gramos de la sustancia
Peso molecular de la sustancia (g/mol)
Estequiometria
En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y
μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los
reactantes y productos en el transcurso de una reacción química Estas
relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque
históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la
materia, según distintas leyes y principios.
El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremías
Benjamín Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la
siguiente manera:«La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».
MASA ATÓMICA:
Si suponemos que las sustancias están formadas por átomos, que se unen
entre sí formando moléculas, es lógico pensar en cuál es la masa de esos
átomos. Éste es un problema que se plantearon los científicos a principios del
siglo XIX, en el marco de la Teoría Atómica, y que dio lugar a una laboriosa y
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apasionante tarea investigadora, llena de polémica que duró toda la primera
mitad del siglo.
No tiene sentido pensar que un átomo o una molécula se pueden pesar
directamente en una balanza. Tampoco podemos hallar la masa de los átomos
pesando una cierta cantidad de sustancia simple y dividirla por el número de
átomos que haya en esa cantidad de sustancia porque es muy difícil conocer
cuál es el número total de átomos.
Para expresar la masa de los átomos, los científicos eligieron el término masa
atómica que puede definirse como la masa promedio de los átomos de un
elemento en relación a la masa de un átomo de carbono 12, tomado
exactamente como 12.0000,
Cuando en la Tabla Periódica leemos MASA ATÓMICA, hablamos en realidad
de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, pues se compara la masa
de cada uno con una unidad de referencia llamada u.m.a., que quiere decir
Unidad de Masa Atómica, (cuyo valor es igual a la 1/12 parte de la masa
del isótopo 12 del átomo de C) . En realidad no podemos pesar la masa de
un átomo individualmente.
MASA MOLECULAR
Se puede definir como la suma de los pesos atómicos de los átomos de una
Molécula. Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor
a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está
comparando la masa de una molécula con la u.m.a. No podemos pesar la
masa de una molécula individualmente.
Así por ejemplo, si tenemos una molécula de agua, esta por definición, tendrá
un peso molecular de 18 en donde las unidades serán cualquiera siempre y
cuando definan el peso de algo, esto es gramos, libras, onzas, kilos, etc.
Molécula de agua H2O
M = (2 x 1) + 16 = 18 g
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Donde obtenemos los pesos de cada elemento de la tabla periódica
MASA FORMULAR
El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los
elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es
decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los pesos
fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos
relativos.
Ejemplos:
Unid. P.A. (uma) Unid. P.A. (uma)
1 x Na = 1 x 23 uma 3 x H 3 x 1 uma = 3 uma
1 x H = 1 x 1 uma 1 x P 1 x 31 uma = 31 uma
1 x O = 1 x 16 uma 4 x O 4 x 16 uma = 64 uma
NaOH Peso Fórmula = 40 uma H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma
Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se
refieren a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que
existen como moléculas discretas.
MOL
Hasta las cantidades más pequeñas de una sustancia tienen un número
monstruosamente grande de átomos. Resulta entonces muy conveniente tener
alguna clase de referencia para una colección de un número muy grande de
objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una colección de 12 objetos y
una gruesa a una colección de 144 objetos). En química usamos una unidad
llamada mol. Una mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos
objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de
12C.
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Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es...
6.0221367 x 1023
El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce
con el nombre de número de Avogadro.
Una mol de átomos, carcachas, cucarachas, canicas, centavos, gente, etc.
tiene 6.02 x 1023 estos objetos.
Para determinar el número de moles de una sustancia se tiene entonces la
siguiente fórmula:
n = m/M
Donde:
n= numero de moles
m= masa del compuesto (o elemento)
M= peso molecular o peso atómico (según sea el caso).
ACTIVIDAD
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1.- Con base a la información proporcionada elabora un cuadro comparativo del tema de leyes ponderales incluyendo autor, año en que se propuso e importancia de cada una.
2.- Con base a la información proporcionada da un ejemplo de los dos tipos de balanceo, incluyendo el desarrollo de un ejercicio para cada tipo de balanceo.
3.- Elabora un cuadro sinóptico para los tipos de reacciones.
4.- investigar de tarea los siguientes conceptos y elaborar un mapa conceptual sobre los mismos: a) Molb) Numero de Avogadroc) Masa atómicad) Peso moleculare) Volumen molar
5.- con base a los siguientes videos www.tu.tv/ videos / sistema - digestivo http://www.tu.tv/videos/sistema-digestivo http://www.tu.tv/videos/sistema-circulatorio
Contesta las siguientes preguntas:
1. El propósito del sistema digestivo es descomponer la comida en proteínas, carbohidratos, minerales y ácidos grasos.2. La glucosa es la cantidad de azúcar en la sangre3. Las vellosidades del intestino absorben las proteínas e hidratos de carbono para el hígado y empezar el proceso de metabolismo.4. Las arterias transportan sangre con oxigeno desde el corazón hacia las células y tejidos.5. El intercambio entre oxigeno y bióxido de carbono se realiza por las paredes de los capilares6. El corazón late 70 veces por minuto y bombea 5 lt de sangre por minuto.7. El bombeo del corazón de un jugador de basketball de la NBA es de 28 lt/min.8. Los glóbulos rojos o leucocitos forman el 45 % de la sangre y transportan el 99 % del Oxigeno9. El plasma transporta el 1 % del oxigeno y su función es la formación de nuevos tejidos10. El oxigeno permite al cuerpo convertir en energía los alimentos que se ingieren.
UNIDAD DIDÁCTICA 2M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI
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Soluciones
Introducción general
Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias.
La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta.
El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua).
Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente.
Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida.
El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo
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de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación.
Sin embargo, en la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química-física.
Este trabajo cuenta con una introducción general del tema que habla un poco acerca de lo básico que se debe saber para poder adentrarse en el tema de las soluciones, este habla acerca de lo que son las soluciones, de lo que es un disolvente y un soluto, también explica acerca de lo que hace diferente a una solución coloide o de las suspensiones.
Este trabajo cuenta con varios temas los cuales son solubilidad, propiedades físicas de las soluciones, concentración de una solución, soluciones sólidas, líquidas y gaseosas, efecto de la temperatura y presión en la solubilidad de sólidos y gases.
Solubilidad
La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este.
Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada.
La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura.
En general, la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar a las del solvente.
La solubilidad de las sustancias varia, algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve.
Propiedades físicas de las soluciones
Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de
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ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente.
Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones:
Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.
Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas. Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se
observa sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.
Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz. Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración
Concentración de una solución
La concentración de una solución lo da el número de moléculas que tenga que tenga el soluto de una sustancia y el número de moléculas que tiene el resto de la sustancia.
Existen distintas formas de decir la concentración de una solución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M).
Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una solución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de solución.
La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de solución, expresado en litros, es decir: M = n/V.
El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto.
Por ejemplo, para conocer la molaridad de una solución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de solución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 molar).
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Concentración en miliosmoles por litro
El fenómeno de ósmosis se presenta cuando una solución esta separada de su solvente por una membrana semipermeable. La ósmosis es la difusión de solvente a través de la membrana desde la parte de menor a la de mayor concentración. La presión osmótica es la presión que se debe aplicar sobre la solución de mayor concentración para impedir el paso del solvente (ósmosis) a través de la membrana.
Las membranas biológicas tienen permeabilidades distintas y se dice que son semipermeables, es decir que son permeables para las moléculas del solvente o pequeñas moléculas, pero no permiten el paso libre todas las moléculas disueltas.
El osmol es una unidad biológica que se usa para soluciones que tienen actividad osmótica. El osmol resulta ser una unidad muy grande para los fenómenos biológicos, se usa con mayor frecuencia la subunidad miliosmol (mosmol) que es más representativa; Para calcular un mosmol es necesario conocer si el soluto ioniza o no lo hace, la ionización aumenta el numero de partículas en solución, cuando se disuelven 180 mg de glucosa hasta un litro tenemos 1 mmol de glucosa, como esta sustancia no ioniza también tenemos 1 mosmol de glucosa; cuando se disuelven 58.5 mg de cloruro de sodio, sal que ioniza dando dos iones (Na+ y Cl-), entonces los 58.5mg son iguales a 1 mmol de sal pero equivalen a 2 mosmol. La presión osmótica depende del número de partículas y no de su carga ni de su masa, la misma fuerza osmótica es ejercida por una molécula grande como una proteína, con peso molecular de muchos miles y muchas cargas, como la molécula de hemoglobina o un ion de sodio o de cloro.
La mayoría de los líquidos corporales tiene una presión osmótica que concuerda con la de una solución de cloruro de sodio a 0.9 % y se dice que una solución es isosmótica con los líquidos fisiológicos.
Los soluciones isotónicas con respecto unas de otras ejercen la misma presión osmótica, o sea contienen la misma concentración de partículas osmóticamente activas. Cuando se habla de soluciones isotónicas en el laboratorio suele tratarse de las soluciones que tienen la misma presión osmótica del plasma sanguíneo, que es aproximado de 300 miliosmoles / litro. Las soluciones fisiológicas de concentración menor de 300 hipotónicas y si su concentración es mayor se denominan hipertónicas. Una solución es isotónica con respecto a una célula viva cuando no ocurre ganancia ni pérdida neta de agua en la célula, tampoco se produce ningún cambio de la célula cuando entra en contacto con la solución.
Si tenemos en cuenta que la concentración osmolar de una solución que contiene una mezcla de electrolitos y moléculas neutras es igual a la suma de las concentraciones osmolares individuales de todos sus componentes,
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convertir la concentración de los solutos que se encuentran en el suero en osmolaridad. Una formula sencilla y que ofrece una buena utilidad clínica es:
Osmolaridad = 2 ( Na+ mmol/l) + Glucosa mmol/l + NUS mmol/l o también
Osmolaridad = 2(Na+ meq /l) +Glucosa mg/dl /18 + NUS mgl/dll /2.8
Donde el factor 2 se debe a que se consideran los iones asociados al Na+ ( Cl- y HCO3-) ; 1 mosmol de glucosa equivale a 180 mg / l = 18 mg/dl, 1 mosmol de nitrógeno ureico (NUS) equivale a 28 mg/l = 2.8 mg /dl, corresponde a la masa molecular de dos átomos de nitrógeno en la urea.
Los electrolitos Na+, Cl- y HCO3- contribuyen en mas del 92 % a la osmolaridad del suero, el otro 8% corresponde a la glucosa, proteínas y la urea.
Clasificación de las soluciones
PÒR SU ESTADO DE POR SU CONCENTRACION
SÓLIDAS SOLUCION NO-SATURADA; es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.
Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.
LIQUIDAS SOLUCION SATURADA: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC.
GASEOSAS SOLUCION SOBRE SATURADA: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada.
Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada
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temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.
Efecto de la temperatura y la presión en la solubilidad de sólidos y gases
Porque un refresco pierde más rápido el gas cuando esta caliente que cuando esta frió, o por que el chocolate en polvo se disuelve más fácilmente en leche caliente, son varios factores los que influyen a estos fenómenos, entre ellos está la temperatura y la presión.
Por lo general la solubilidad varía con la temperatura. En la mayoría de las sustancias, un incremento de la temperatura causa un aumento de la solubilidad. Por eso el azúcar se disuelve mejor en café caliente, y la leche debe de estar en el punto de ebullición.
Los cambios de presión no modifican la solubilidad de un sólido en un líquido. Si un sólido es insoluble agua, no se disolverá aunque se aumente bruscamente la presión ejercida sobre él.
La solubilidad de los gases disueltos en líquidos es diferente de la que poseen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua aumenta con la presión del gas sobre el disolvente, si la presión disminuye, la solubilidad disminuye también. Se dice que la solubilidad de los gases es directamente proporcional a la presión.
Cuando se destapa una botella de refresco, la presión sobre la superficie del líquido se reduce y cierta cantidad de burbujas de dióxido de carbono suben a la superficie. La disminución de la presión permite que el CO2 salga de la disolución.
En relación con la temperatura, los gases disueltos en líquidos se comportan de forma inversa a como lo hacen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua decrece a medida que aumenta la temperatura; esto significa que la solubilidad y la temperatura son inversamente proporcionales.
Los gases disueltos en agua potable (oxigeno, cloro y nitrógeno) son las pequeñas burbujas que aparecen cuando él liquido se calienta y aún no llega al punto de ebullición. Cuando el agua hierve queda totalmente desgasificada, por lo cual su sabor es distinto del que posee el agua sin hervir, por ello se recomienda airear esta agua antes de beberla.
Soluciones acuosas
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El agua es la biomolécula más abundante del ser humano, constituye un 65-70 % del peso total del cuerpo. Esta proporción debe mantenerse muy próxima a estos valores para mantener la homeóstasis hídrica, por lo contrario el organismo se ve frente a situaciones patológicas debidas a la deshidratación o la retención de líquidos. La importancia del estudio de la biomolécula agua radica en el hecho de que la totalidad de las reacciones bioquímicas se realizan en el seno del agua, todos los nutrientes se transportan en el seno del agua.
Estructura molecular del agua. Es una molécula tetraédrica, con el átomo de oxigeno en el centro y los dos átomos de hidrógeno en los vértices de dicho tetraedro quedando los otros dos vértices ocupados por los electrones no compartidos del oxígeno
El oxigeno es un átomo que posee mayor electronegatividad que el hidrogeno, esto hace que la molécula de agua sea un dipolo eléctrico. Esta estructura explica muchas de las propiedades físicas y químicas del agua bien sea por la formación de puentes de hidrogeno o por solvatacion de otras moléculas.
Propiedades físicas y químicas del agua. Las propiedades del agua son la base de una serie de funciones esenciales para la integridad del organismo.
Funciones bioquímicas y fisiológicas del agua.
De lo anterior se deduce que las funciones bioquímicas y fisiológicas del agua son consecuentes con las propiedades fisicoquímicas que se han estudiado. El agua puede actuar como componente de macromoléculas proteínas, ácidos nucleicos, polisacáridos, pueden estabilizar su estructura a través de la formación de puentes de hidrogeno.
El hecho de que sea considerada como disolvente universal de sustancia iónicas, polares no iónicas y anfipáticas, facilita que en su seno se puedan llevar a cabo la totalidad de las reacciones bioquímicas, así como el transporte adecuado de sustancias en el organismo.
El agua puede actuar como sustrato o producto de muchas reacciones como la hidrólisis o formación de ésteres.
El carácter termorregulador del agua, permite conseguir un equilibrio de temperaturas en todo el cuerpo así como la disipación del calor metabólico lo observamos en el ejercicio extenso.
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Esta unidad de concentración se basa en el volumen de una solución y por ello es conveniente utilizarla en los procedimientos del laboratorio en donde la cantidad medida es el volumen de solución. La molaridad se define como el número de moles de soluto por litro de solución (también como el número de milimoles de soluto por mililitro de solución):
)(mililitro
mmoleso
L
moles
V
nM
en donde M es la molaridad, n es el número de moles de soluto y V es el volumen de solución expresado en litros. Ya que:
mol
gramosgramos
MM
gn
En donde g representa los gramos de soluto y MM la masa molecular del soluto, de aquí que
L
moles
VMM
gM
Cuando se da la información de la concentración de una especie química en moles por litro esto se indica poniendo la fórmula de la especie dada entre corchetes. Por ejemplo, [H+] = 0.1 nos indica que la concentración de H+ es de 0.1 moles/litro.
Tratándose del equilibrio químico, es necesario distinguir entre la concentración analítica que no es más que el número total de moles de un soluto en un litro de solución y la molaridad analítica de una especie en equilibrio. Por ejemplo, si añadimos 0.1 moles de ácido acético a un litro de agua, tendremos una concentración analítica de ácido acético 0.1 molar. Sin embargo en virtud del equilibrio:
HCOOCHCOOHCH 33
una fracción de las moléculas de ácido acético estará ionizada por lo que la concentración real de la especie CH3COOH será menor que 0.1 molar.
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Algunos reactivos de mucha aplicación en análisis químico son manufacturados en estado líquido como una disolución concentrada de la sustancia de interés. Entre estas sustancias tenemos la mayoría de los ácidos que con mayor frecuencia se utilizan en los laboratorios como son el ácido sulfúrico, clorhídrico, etc. En los frascos de estos ácidos concentrados nos indican los fabricantes su porcentaje (% masa/masa) y densidad de la solución del ácido.
Con estos datos podemos calcular el volumen necesario del ácido concentrado para preparar un ácido más diluido. Para ello nos basamos en la masa de reactivo necesaria para preparar la solución es igual a la masa que encontramos de ese reactivo en una solución concentrada. Por ejemplo para una solución diluida cuya concentración se da en forma de molaridad:
)(100
%)()()()()(
lnln
lnlnln.lnln
concso
soluto
concso
concsoconcsoconcso
solutodilsodilso g
g
mL
gmLV
mol
gMMLV
L
molM
En general la ley de conservación de la masa, en este caso particular aplicada a las soluciones, nos exige que el número de moles al preparar una dilución de una solución se mantenga constante y esto se expresa por:
)()()()( lnln.lnln LVL
molMLV
L
molM concsoconcsodilsodilso
Ejemplos de cálculos relacionados con la molaridad.
Ejercicio 1. Calcule la molaridad de una solución que contiene 6.00 g de NaCl (MM 58.44) en 200 ml de solución.
L
mol
Lmol
gg
L
moles
VMM
gM 513.0
200.044.58
00.6
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Al igual que la molaridad, esta unidad de concentración se basa en el volumen de solución. La normalidad se define como el número de equivalentes del soluto por litro de solución
L
eg
V
egN
#
En donde N es la normalidad, #eg es el número de equivalentes, y V es el volumen de la solución expresado en litros. Esta definición puede ser extendida cuando se emplea el concepto de miliequivalente gramo y el volumen se maneja en mililitros ya que (usando el análisis dimensional):
ml
meg
L
mleg
meg
L
egN
1000
11000
Actividades
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1.- Con base al siguiente videohttp://pintoresfamosos.juegofanatico.cl/
Contesta las siguientes preguntas y relaciónalas con el tema de soluciones empiricas.
¿Diferencias en el color, en las técnicas de pintura, en lo que trataron de representar? Hacerles notar la diferencia de la evolución de la pintura desde la época griega hasta la pintura contemporánea. Notar la diferencia de estilos de acuerdo al país de origen del pintor. Preguntar: ¿Qué tipo de pintura tiene menos color? ¿Esta diluida? ¿Qué tipo de pintura contiene colorido exacto? ¿Está concentrada? Les parece si hay alguna en donde los colores están exagerados ¿Saturada? ¿La más fuerte en color de todos los estilos? ¿Sobresaturada?
2.- Elabora un mapa conceptual sobre soluciones valoradas donde especifiques definición, formula e importancia.
UNIDAD DIDÁCTICA 3
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Definición
El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los
iones hidrógeno:
Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una
solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de
iones OH−.
Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y
H3O+, tenemos que:
K(constante)w(water; agua) = [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH−] la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14.
Por lo tanto,
log Kw = log [H3O+] + log [OH–]
–14 = log [H3O+] + log [OH–]
14 = –log [H3O+] – log [OH–]
pH + pOH = 14
Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.
En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y
temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es
neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el
que se trabaje.
Medida del pH
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Dependiendo del pH del suelo, la hortensia (Hydrangea) puede poseer flores rosas o azules. En suelos ácidos (pH < 7) las flores son azules, mientras que en suelos básicos (pH > 7) son rosas.1
El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro,
también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de
potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de
plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de
hidrógeno.
También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución
empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color
según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel
impregnado de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación
del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido.
Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.
A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH también pueden ser aún menores que 1 o aún mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.
Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 °C. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).
La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más
importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la
química de suelos. El pH determina muchas características notables de la
estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del
comportamiento de células y organismos.
En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno (pH) como
el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la
actividad molar) de los iones hidrógeno.
Solución “Buffer”
Diversas reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan
que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras
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reacciones no deseadas. Las soluciones reguladoras o "buffer" son capaces de
mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido
de pH. Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par
ácido/base conjugado en concentraciones apreciables. La reacción de
neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las
reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal.
El organismo posee tres mecanismos para mantener el pH en valores
compatibles con la vida:
1. Los Amortiguadores. 2. La regulación pulmonar de la pCO2.
3. La resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de ácidos.2
pH de algunas sustancias
El pH de la leche es de 6,5 , el pH de la sangre es aproximadamente entre 7,35
y 7,45. El pH de detergentes es de 10,5. El pH del zumo de limón es de 2.
Teorías ácido-base históricas
Definición de Lavoisier
Dado que el conocimiento de Lavoisier de los ácidos fuertes estaba restringido
principalmente a los oxiácidos, que tienden a contener átomos centrales en un
alto estado de oxidación rodeados de átomos de oxígeno, tales como el HNO3
y el H2SO4, y puesto que no era consciente de la verdadera composición de los
ácidos hidrácidos (HF, HCl, HBr, y HI), definió los ácidos en términos de su
“oxígeno” contenido, (que él llamó de esta forma a partir de las palabras
griegas que significan "formador de ácido" (del griego οξυς (oxys) que significa
"ácido" o "sostenido" y γεινομαι (geinomai) que significa "engendrar"). La
definición de Lavoisier, se celebró como una verdad absoluta durante más de
30 años, hasta el artículo de 1810 y posteriores conferencias a cargo de Sir
Humphry Davy en las que demostró la carencia de oxígeno en el H2S, H2Te y
los hidrácidos.
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Definición de Liebig
Esta definición fue propuesta por Justus von Liebig, aproximadamente en
1838,2 sobre la base de su extensa obra acerca de la composición química de
los ácidos orgánicos. Esto acabó con la distinción doctrinal entre ácidos
basados en el oxígeno y ácidos basados en hidrógeno, iniciada por Davy.
Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno que puede ser
reemplazado por un metal.3 La definición de Liebig, aún siendo completamente
empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años, hasta la adopción de la
definición de Arrhenius.4
Teorías ácido-base comunes
Definición de Arrhenius
Svante Arrhenius.
La definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base es un concepto ácido-
base más simplificado desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, que
fue utilizado para proporcionar una definición más moderna de las bases que
siguió a su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que establecían la
presencia de iones en solución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a
recibir el Premio Nóbel de Química en 1903 como "reconocimiento de sus
extraordinarios servicios... prestados al avance de la química por su teoría de la
disociación electrolítica".5
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Tal como se definió en el momento del descubrimiento, las reacciones ácido-
base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en solución
acuosa formando iones hidrógeno (H+), reconocidos posteriormente como ion
hidronio (H3O+),5 y las bases de Arrhenius que forman aniones hidróxido (OH−).
Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC sugieren ahora el
término más nuevo de "oxonio" ,6 en lugar de el también aceptado y más
antiguo de "hidronio"7 para ilustrar los mecanismos de reacción, tales como los
definidos en las definiciones de Bronsted-Lowry y sistemas solventes, más
claramente que con la definición de Arrhenius que actúa como un simple
esquema general del carácter ácido-base.5 La definición de Arrhenius se puede
resumir como "los ácidos de Arrhenius forman iones hidrógeno en solución
acuosa, mientras que las bases de Arrhenius forman iones hidróxido".
La tradicional definición acuosa de ácido-base del concepto de Arrhenius se
describe como la formación de agua a partir de iones hidrógeno e hidróxido, o
bien como la formación de iones hidrógeno e hidróxido procedentes de la
disociación de un ácido y una base en solución acuosa:
H+ (aq) + OH− (aq) H2O
(En los tiempos modernos, el uso de H+ se considera como una abreviatura de
H3O+, ya que actualmente se conoce que el protón aislado H+ no existe como
especie libre en solución acuosa.)
Esto conduce a la definición de que, en las reacciones ácido-base de
Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una
base.5 En otras palabras, es una reacción de neutralización.
ácido+ + base− → sal + agua
Los iones positivos procedentes de una base forma una sal con los iones
negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la base
hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido sulfúrico
(H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.
2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4
los metales tienden a tener energias de ionización bajas y por tanto se oxidan
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Definición de Brønsted-Lowry
La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos
autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la
idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los
ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H+) a
las bases, quienes a su vez, los "aceptan".8 A diferencia de la definición de
Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y
agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas,
producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base.5 8
En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y
una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una
reacción ácido-base es la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su
adición a la base.9 Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo
de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la
simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un ion hidrógeno (H+).
La eliminación de un protón (ion hidrógeno) de un ácido produce su base
conjugada, que es el ácido con un ion hidrógeno eliminado, y la recepción de
un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion
hidrógeno añadido.
Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión
cloruro (Cl−), base conjugada del ácido::
HCl → H+ + Cl−
La adición de H+ al anión hidróxido (OH−), una base, produce agua (H2O), su
ácido conjugado:
H+ + OH− → H2O
Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero
también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que
no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base,
para formar el catión amonio, su ácido conjugado:
H+ + NH3 → NH4+
Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del
amoníaco con el ácido acético:
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CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO−
Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la
disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e
hidróxido:
2 H2O H3O+ + OH−
El agua, al ser anfótero, puede actuar como un ácido y como una base; aquí,
una molécula de agua actúa como un ácido, donando un ion H+ y formando la
base conjugada, OH−, y una segunda molécula de agua actúa como una base,
aceptando el ion H+ y formando el ácido conjugado, H3O+.
Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la
definición de Brønsted-Lowry, es:
AH + B → BH+ + A−
donde AH representa el ácido, B representa la base, y BH+ representa el ácido
conjugado de B, y A− representa la base conjugada de AH.
Definición de Lewis
La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N.
Lewis en 192310 es además, una generalización que comprende la definición de
Brønsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente.11 En lugar de definir las
reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias
enlazadas, la propuesta de Lewis define a una base (conocida como base de
Lewis) al compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido
de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.11
Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:
HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)
La definición de Lewis no considera esta reacción como la formación de una sal
y agua o la transferencia de H+ del HCl al OH−. En su lugar, considera como
ácido al propio ion H+, y como base al ion OH−, que tiene un par electrónico no
compartido. En consecuencia, aquí la reacción ácido-base, de acuerdo con la
definición de Lewis, es la donación del par electrónico del ion OH− al ion H+.
Esto forma un enlace covalente entre H+ y OH−, que produce agua (H2O).
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Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez
de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones
que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-
base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto al
amoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción:
Ag+ + 2 :NH3 → [H3N:Ag:NH3]+
El resultado de esta reacción es la formación de un aducto de amoníaco-plata.
En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de
un aducto11 cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una
molécula, tal como el NH3, con pares de electrones solitarios disponibles dona
pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de
una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente
coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una
base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido.11 En moléculas
altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF3),11 el elemento más
electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando
una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una
diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus
electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos
de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en
exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante.11
Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de
coordinación.
ACIDOS FUERTES Y DEBILES CARACTERISTICAS Y PROPIEDADES· Tienen sabor agrio.· Son corrosivos para la piel.· Enrojecen ciertos colorantes vegetales.· Disuelven sustancias· Atacan a los metales desprendiendo H2.· Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. ACIDOS FUERTES Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua; en otras palabras, un molde un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un mol de H+ y un mol de subase conjugada, A-, y nada del ácido pro tonado HAEl ácido debe ser más fuerte en solución acuosa que el ión hidronio Ácidos fuertes son ácidos con una pKa < -1,74En solución acuosa en condiciones normales de presión y temperatura, la concentración de iones hidronio es igual a la concentración de ácido fuerte introducido en la solución E n c u a n t o a e l e c t r o n e g a t i v i d a d a m a y o r E N d e u n a b a s e c o n j u g a d a e n e l m i s m o periodo, más acidez .Cuando aumenta el radio atómico, la acidez también aumenta Cuanto más positivamente está cargada una especie es más ácida ACIDOS DEBILES Un ácido débil es aquel ácido que no está
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totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H + al medio, pero también es capaz de aceptarlos En una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos H + y negativos A −,Cuanto mayor es el valor de K a, más se favorece la formación de iones H+, y más bajo es el ph de la disolución La K a de los ácidos débiles varía entre 1,80×10-16 y 55,50
USOS Y APLICACIONES DE LOS ACIDOS
Los ácidos son usados frecuentemente para eliminar herrumbre y otra corrosión de los metales en un proceso conocido como pickling. Pueden ser usados también como electrólitos en una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de automóvil L o s á c i d o s f u e r t e s , e l á c i d o s u l f ú r i c o e n p a r t i c u l a r , s o n a m p l i a m e n t e u s a d o s e n procesamiento de minerales. Por ejemplo,
los minerales de fosfato reaccionan con ácido sulfúrico produciendo ácido
fosfórico para la producción de fertilizantes E l á c i d o n í t r i c o r e a c c i o n a c o n e l a m o n í a c o p a r a p r o d u c i r n i t r a t o d e a m o n i o , u n fertilizante Como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola
BASES FUERTES Y DEBILESCARACTERISTICAS Y PROPIEDADES·
Tiene sabor amargo.· Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.·
Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.·
Precipitan sustancias disueltas por ácidos.·
Disuelven grasas.· Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos BASE FUERTE
Una base fuerte es aquella que se disocia cuantitativamente en disolución acuosa, en condiciones de presión y temperatura constantes. Además fundamentalmente son capaces de aceptar protones H+. Una base fuerte una disolución que me proporcione un mol de iones hidrógeno por litro al disgregarse totalmente me dará un pH de 14Los hidróxidos de metales alcalinos y los hidróxidos de metales alcalino térreos serán bases fuertes Las
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bases fuertes hidroxílicas son las más conocidas, pero también existen las no hidroxílicas BASE DEBIL Una base débil también aporta iones OH− al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están Cualquier hidróxido metálico en que el metal no sea alcalino o alcalino-térreo será una base débil Si es una base débil, como no se disgrega totalmente, me dará un pH mayor que siete y menor que 14.
KOH se utiliza como Jabones líquidos a El hidróxido de sodio es uno de los más empleados para disolver
ACIDOS FUERTES Y DEBILES
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ACTIVIDADES
I.- Resuelve en hojas blancas las siguientes preguntas:
1.- ¿Qué sabor tiene el limón?
2.- ¿Qué pasa en tu estomago, cuando pasas comida irritante?
3.- ¿Cuáles son las sustancias que te quitan el malestar estomacal?
4.- ¿Cómo actúa estas sustancias en tu estomago?
II.- Revisa diferentes productos que utiliza en su casa y los enlista en la siguiente tabla.
NUMERO PRODUCTO USO ACIDO BASE
1.2.3.4.5.6.7.8.9.10.
III.- Investiga, estudia y elabora un cuadro comparativo entregándolo en hojas blancas, acerca de las teorías ácido-base de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis.
IIV.-Investiga, estudia y elabora un resumen, en hojas blancas acerca de los conceptos neutralización, titulación e hidrólisis.
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QUIMICA II GUIA
EJERCICIO: Complementa con la palabra correcta el siguiente texto
“Existe un gran número de sustancias con las que tú tienes contacto diariamente, y con el sentido del gusto te puedes dar cuenta si son ___________, tales como las uvas, los limones, o las fresas, y otras sustancias que también puedes identificar fácilmente como_________, ejemplo de ellas, la leche, o un alkaseltzer. Pero en el laboratorio de química no se deben identificar a estas sustancias con nuestros sentidos, por lo que, se hace necesario conocer las diferentes teorías al respecto, y, por lo tanto, según _______________ ácidos son sustancias que en solución acuosa aumentan la concentración de iones hidronio. (H3O) + o iones hidrógeno (H + ), y las bases son sustancias que aumentan la concentración de iones oxidrilo (OH) - , cuando están en solución. Pero esta teoría no explica el carácter básico de algunas sustancias, por lo que,__________________expone que el ácido es la sustancia capaz de ceder un protón a otra sustancia, y una base es la sustancia capaz de aceptar un protón de un ácido, aunque existen sustancias como el __________ que pueden actuar como ácidos y como bases al mismo tiempo, a estas sustancias se les denomina ______________ y como una manera de generalizar, ____________ define a los ácidos como cualquier especie química que puede aceptar un par de electrones provenientes de una base y la base como una sustancia que puede proporcionar un par electrónico. Una manera de medir numéricamente, qué tan ácida o qué tan básica es una sustancia es mediante la escala _______, si una sustancia en solución está totalmente ionizada, y, por lo tanto actúa como un electrolito fuerte se dice que es un ________________. Por último recordaremos que las bases neutralizan a los____________, y una manera de verificar esta reacción en el laboratorio es mediante el uso de un ______________ adecuado. I.- Contesta de una manera breve las siguientes cuestiones, escribiendo sobre la línea tu respuesta. 1.- ¿Cuándo se dice que una solución es ácida? _____________________________________________________________ 2.- ¿Cuándo se dice que una solución es neutra? _____________________________________________________________ 3.- ¿Que es el pH?____________________________________________________________________________________ 4. Dibuja la escala de pH y su interpretación 5.- Escribe tres ejemplos de ácidos fuertes: _________________________________________________________________ _____________________________________________________________
M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI