FISICA Y QUIMICA 2° BACHILLERTATO

1. Electricidad y  magnetismo  

Electricidad y Magnetismo

Electricidad: Es un fenómeno producido por el flujo de electrones presentes en los átomos.

Toda la materia en el interior de sus átomos presenta electrones que según su ubicación (los que están más alejados del núcleo se desprenden más fácilmente) le confiere a la materia diferentes propiedades, por ejemplo, los metales tiene muchos electrones libres que facilitan la circulación de los mismo por todo el material por eso es que todo metal sea en mayor o en menor medida un buen conductor de la corriente eléctrica.

Magnetismo: es un fenómeno por el cual los cuerpos ejercen fuerzas de repulsión o atracción con respecto a otros cuerpos.

Electromagnetismo:

Una explicación simple sobre la relación entre estos dos fenómenos es la siguiente:

“una carga en movimiento genera un campo magnético”.

Pero, para comprender de la mejor manera la relación existente entre electricidad y magnetismo es necesario comprender primero el flujo del campo magnético este indica

“la concentración de campo magnético en una superficie dada”

. Matemáticamente se plantea:

Φ = B . A . cos (α)

“donde el ángulo esta definido entre la dirección del campo y la normal a la superficie.

Cuando el campo atraviesa perpendicularmente la superficie, el flujo es:”

Φ = B . A

La unidad de medida del flujo del campo magnético es el weber (1 Wb = 1 T. m . m)

La circulación de electrones en línea recta genera un campo magnético perpendicular a la velocidad de las cargas.

Supongamos que hacemos circular una corriente por un alambre recto, como se dijo antes, las cargas generaran un campo magnético determinado por líneas, estas, son circunferencias concéntricas al alambre y la dirección de B(vector) es tangente a dichas líneas, entonces la intensidad del campo se calcula según: r: distancia alrededor del alambre. k: constante de proporcionalidad.

Si se hace pasar corriente por una espira, en el interior y exterior de esta se genera un campo magnético.

Si en cambio, se colocan varias, uno junto a la otra, el campo magnético en el centro será proporcional al número de espiras y a la intensidad de la corriente eléctrica.

1.1.       CORRIENTE ELECTRICA

•         Benjamín Franklin decía que la electricidad era un fluído.

•         Luigi Galvani observó que las ancas de rana se contraían al entrar en contacto con algunos metales.

•         Alessandro Volta continuó con los experimentos con ranas y determinó que existían dos metales entre ellas al experimentar esto construyó la primera pila voltáica.

•         A los electrones más alejados del núcleo se les llama electrones de valencia.

•         En los solidos metálicos los electrones de valencia se mueven libremente por lo cual se les llama electrones libres.

•         En los metales los electrones se desplazan, cuando esto ocurre en una misma dirección y existe un flujo se forma la corriente eléctrica.

•         En el caso de una pila, los electrones van del polo positivo al negativo y a esto se le llama diferencia de potencial.

•         La corriente eléctrica es el flujo de electrones a través de los conductores.

•         La corriente eléctrica se mide en Amperes (A), que es el flujo que 1 Coulomb en 1 segundo.

•         Algunos materiales tienen la propiedad de impedir el flujo que electrones a esto se le llama resistencia eléctrica.

•         La resistencia eléctrica se mide en Ohms (W).

1.2.       LEY DE Ohm

La ley de Ohm dice que la intensidad de la corriente que circula entre dos puntos de un circuito eléctrico es proporcional a la tensión eléctrica entre dichos puntos. Esta constante es la conductancia eléctrica, que es la inversa de la resistencia eléctrica.

La intensidad de corriente que circula por un circuito dado es directamente proporcional a la tensión aplicada e inversamente proporcional a la resistencia del mismo. Cabe recordar que esta ley es una propiedad específica de ciertos materiales y no es una ley general del electromagnetismo como la ley de Gauss, por ejemplo.

La ecuación matemática que describe esta relación es:

I = VG = V/R

Donde, I es la corriente que pasa a través del objeto en amperios, V es la diferencia de potencial de las terminales del objeto en voltios, G es la conductancia en siemens y R es la resistencia en ohmios (Ω). Específicamente, la ley de Ohm dice que R en esta relación es constante, independientemente de la corriente.

Esta ley tiene el nombre del físico alemán Georg Ohm, que en un tratado publicado en 1827, halló valores de tensión y corriente que pasaba a través de unos circuitos eléctricos simples que contenían una gran cantidad de cables. Él presentó una ecuación un poco más compleja que la mencionada anteriormente para explicar sus resultados experimentales. La ecuación de arriba es la forma moderna de la ley de Ohm.

Esta ley se cumple para circuitos y tramos de circuitos pasivos que, o bien no tienen cargas inductivas ni capacitivas (únicamente tiene cargas resistivas), o bien han alcanzado un régimen permanente (véase también «Circuito RLC» y «Régimen transitorio (electrónica)»). También debe tenerse en cuenta que el valor de la resistencia de un conductor puede ser influido por la temperatura.

DEDUCCION DE LA LEY DE Ohm

Una forma sencilla de recordar esta ley es formando un triángulo equilátero, donde la punta de arriba se representaría con una V (voltios), y las dos de abajo con una I (intensidad) y R (resistencia) respectivamente, al momento de cubrir imaginariamente cualquiera de estas letras, en automático las restantes nos indicarán la operación a realizar para encontrar dicha incógnita. Ejemplo: si tapamos la V, R e I estarán multiplicandose para encontrar el valor de V; de igual forma si cubrimos R, quedará V/I al descubierto para encontrar la incógnita R.

 

1.3.       ENERGIA, CALOR Y POTENCIA ELECTRICA

Energía potencial

Es la energía que se le puede asociar a un cuerpo o sistema conservativo en virtud de su posición o de su configuración. Si en una región del espacio existe un campo de fuerzas conservativo, la energía potencial del campo en el punto (A) se define como el trabajo requerido para mover una masa desde un punto de referencia (nivel de tierra) hasta el punto (A). Por definición el nivel de tierra tiene energía potencial nula. Algunos tipos de energía potencial que aparecen en diversos contextos de la física son:

• La energía potencial gravitatoria asociada a la posición de un cuerpo en el campo gravitatorio (en el contexto de la mecánica clásica). La energía potencial gravitatoria de un cuerpo de masa m en un campo gravitatorio constante viene dada por: Ep = mgh donde h es la altura del centro de masas respecto al cero convencional de energía potencial.
• La energía potencial electrostática V de un sistema se relaciona con el campo eléctrico mediante la relación:

E = - grad V

Siendo E el valor del campo eléctrico.

• La energía potencial elástica asociada al campo de tensiones de un cuerpo deformable.

La energía potencial puede definirse solamente cuando existe un campo de fuerzas que es conservativa, es decir, que cumpla con alguna de las siguientes propiedades:

1. El trabajo realizado por la fuerza entre dos puntos es independiente del camino recorrido.
2. El trabajo realizado por la fuerza para cualquier camino cerrado es nulo.
3. Cuando el rotor de F es cero (sobre cualquier dominio simplemente conexo).

Se puede demostrar que todas las propiedades son equivalentes (es decir que cualquiera de ellas implica la otra). En estas condiciones, la energía potencial en un punto arbitrario se define como la diferencia de energía que tiene una partícula en el punto arbitrario y otro punto fijo llamado "potencial cero".

Energía cinética

La energía cinética es un concepto fundamental de la física que aparece tanto en mecánica clásica, como mecánica relativista y mecánica cuántica. La energía cinética es una magnitud escalar asociada al movimiento de cada una de las partículas del sistema. Su expresión varía ligeramente de una teoría física a otra. Esta energía se suele designar como K, T o E_c.

El límite clásico de la energía cinética de un cuerpo rígido que se desplaza a una velocidad v viene dada por la expresión:

Ec = (1/2) m(v.v)

Una propiedad interesante es que esta magnitud es extensiva por lo que la energía de un sistema puede expresarse como "suma" de las energía de partes disjuntas del sistema. Así por ejemplo puesto que los cuerpos están formados de partículas, se puede conocer su energía sumando las energías individuales de cada partícula del cuerpo.

 

Calor

La unidad de medida del calor en el Sistema Internacional de Unidades es la misma que la de la energía y el trabajo: el Joule.

Otra unidad ampliamente utilizada para medir la cantidad de energía térmica intercambiada es la caloría (cal), que es la cantidad de energía que hay que suministrar a un gramo de agua para elevar su temperatura 1 °C. Diferentes condiciones iniciales dan lugar a diferentes valores para la caloría. La caloría también es conocida como caloría pequeña, en comparación con la kilocaloría (kcal), que se conoce como caloría grande y es utilizada en nutrición.

1 kcal = 1000 cal

Joule, tras múltiples experimentaciones en las que el movimiento de unas palas, impulsadas por un juego de pesas, se movían en el interior de un recipiente con agua, estableció el equivalente mecánico del calor, determinando el incremento de temperatura que se producía en el fluido como consecuencia de los rozamientos producidos por la agitación de las palas:

1 cal = 4,184 J¹

El BTU, (o unidad térmica británica) es una medida para el calor muy usada en Estados Unidos y en muchos otros países de América. Se define como la cantidad de calor que se debe agregar a una libra de agua para aumentar su temperatura en un grado Fahrenheit, y equivale a 252 calorías.

 

La capacidad calorífica de una sustancia es una magnitud que indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Se denota por C, se acostumbra a medir en J/K, y se define como:

C = Q / (variacion de T)

Dado que:

C = Q / (m)(variacion de T)        mC = Q / (variacion de T)       C = mc

De igual forma se puede definir la capacidad calórica molar como:

1.5. ELECTRÓLOSIS

La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. En ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción) y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una oxidación).

Electrolisis del agua

Si el agua no es destilada, la electrólisis no sólo separa el oxígeno y el hidrógeno, sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros minerales (lo que hace que el agua conduzca la electricidad no es el puro H2O, sino que son los minerales. Si el agua estuviera destilada y fuera 100% pura, no tendría conductividad.)

Es importante hacer varias consideraciones:

• Nunca deben unirse los electrodos, ya que la corriente eléctrica no va a conseguir el proceso y la batería se sobrecalentará y quemará.
• Debe utilizarse siempre corriente continua (energía de baterías o de adaptadores de corriente), nunca corriente alterna (energía del enchufe de la red).
• La electrólisis debe hacerse de tal manera que los dos gases desprendidos no entren en contacto, de lo contrario producirían una mezcla peligrosamente explosiva (ya que el oxígeno y el hidrógeno resultantes se encuentran en proporción estequiométrica).
• Una manera de producir agua otra vez, es mediante la exposición a un catalizador. El más común es el calor; otro es el platino en forma de lana fina o polvo. El segundo caso debe hacerse con mucho cuidado, incorporando cantidades pequeñas de hidrógeno en presencia de oxígeno y el catalizador, de manera que el hidrógeno se queme suavemente, produciendo una llama tenue. Lo contrario nunca debe hacerse sin debida investigación y ayuda profesional.

1.6. CAMPO MAGNETICO  DE UNA CORRIENTE ELECTRICA

Cuando dos imanes se colocan uno cerca de otro generan una fuerza que provoca que se acerquen o se alejen entre sí. A ésta propiedad se le llama magnetismo.

FUERZAS

Con contacto físico: Fuerza de contacto

Sin contacto físico: Fuerza de acción a  distancia o fuerza de campo.

•         La gravedad es una fuerza de campo. Al que llamamos campo gravitatorio.

•         Las fuerzas que permite que las cargas se atraigan o se repelen son fuerzas de campo y generan un campo eléctrico.

 

1.7.       IMANES Y CIRCUITOS MAGNETICOS

•         Los imanes generan un campo magnético.

•         Los imanes tienen dos polos. El norte apunta hacia el norte de la tierra.

•         Al acercar dos imanes por sus polos norte o sur se rechazan.

•         Al acercar dos imanes en sus polos opuestos se suman y existe una atracción mutua.

•         Hans Öersted fue el primero en establecer una relación entre la corriente eléctrica y los campos magnéticos.

•         El principio del magnetismo es toda carga en movimiento genera un campo magnético.

•         Al realizar un electroimán y realizar una espira alrededor de un material magnetizable se construye una bobina.

•         A los átomos que se comportan como imán se les llama imanes atómicos.

•         En un imán los polos de sus imanes atómicos apuntan hacia la misma dirección.

•         En los metales no tienen la misma dirección pero si se acercan a un imán se orientan hacia la misma.

 

1.8.       GALVANOMETROS, AMPERIMETROS Y VOLTIMETROS

Galvanómetro

Un galvanómetro es una herramienta que se usa para detectar y medir la corriente eléctrica. Se trata de un transductor analógico electromecánicoque produce una deformación de rotación en una aguja o puntero en respuesta a la corriente eléctrica que fluye a través de su bobina. Este término se ha ampliado para incluir los usos del mismo dispositivo en equipos de grabación, posicionamiento y servomecanismos.

Amperímetro

Un amperímetro es un instrumento que sirve para medir la intensidad de corriente que está circulando por un circuito eléctrico. Un microamperímetro está calibrado en millonésimas de amperio y un miliamperímetro en milésimas de amperio.

En términos generales, el amperímetro es un simple galvanómetro (instrumento para detectar pequeñas cantidades de corriente), con una resistencia en paralelo, llamada "resistencia shunt". Disponiendo de una gama de resistencias shunt, se puede disponer de un amperímetro con varios rangos o intervalos de medición. Los amperímetros tienen una resistencia interna muy pequeña, por debajo de 1 ohmio, con la finalidad de que su presencia no disminuya la corriente a medir cuando se conecta a un circuito eléctrico.

Voltímetro

Un voltímetro es un instrumento que sirve para medir la diferencia de potencial entre dos puntos de un circuito eléctrico

 

1.9.       INDUCCION ELECTROMAGNETICA

•         Michael Faraday descubrió, basado en los experimentos de Öersted, que si acercas un imán a un alambre conductor provoca que los electrones fluyan y se cree una corriente eléctrica. A este fenómeno se le llamó inducción electromagnética.

•         Existen dos formas de generar electricidad:

1)    Por medio de una fuente de voltaje (como una pila).

2)     Por medio de un imán que se mueve en un circuito.

• Las redes eléctricas trabajan electricidad a miles de volts, para bajarlo a 120 Volts se utiliza un transformador eléctrico.
• La electricidad en las pilas eléctricas es de tipo directa (DC).
• La electricidad que se produce en generadores y llega a las casas o a industria es de tipo alterna (AC).
• En la corriente alterna la dirección de la corriente cambia durante el tiempo, en la corriente directa o continua las cargas siempre van en un mismo sentido.
• Las ciudades reciben electricidad por inducción electromagnética en los llamados generadores de corriente.

 

       1.10. AUTOINDUCCIÓN E INDUCCIÓN MUTUA

AUTOINDUCCION

Autoinducción consiste en una inducción de la propia corriente sobre sí misma.

INDUCCIÓN MUTUA

La inducción mutua es el fenómeno por el cual una corriente variable en un circuito induce de un conductor eléctrico a  otro. 

 

      1.11. GENERADOR Y MOTOR ELÉCTRICOS

GENERADOR ELÉCTRICO

Es todo conector capaz de mantener una diferencia de potencial eléctrica entre dos de sus puntos (llamados polos, terminales o bornes) transformando la energía mecánica en eléctrica.

Esta transformación se consigue por la acción de un campo magnético sobre los conductores eléctricos dispuestos sobre una armadura también llamada estátor.

Si se produce automáticamente un movimiento relativo entre los conductores y el campo, se generará una fuerza electromotriz.  Aunque la corriente generada es corriente alterna, puede ser rectificada para obtener una corriente continua.

MOTOR ELÉCTRICOS

Este transforma la energía eléctrica en energía mecánica, por medio de la repulsión que presenta un objeto metálico cargado eléctricamente ante un imán permanente. Son máquinas eléctricas rotatorias.

Algunos de los motores eléctricos son reversibles, pueden transformar energía mecánica en energía eléctrica funcionando como generadores. Los motores eléctricos de tracción usados en locomotoras o en automóviles híbridos realizan a menudo ambas tareas, si se los equipa con frenos regenerativos.

Son muy utilizados en instalaciones industriales, comerciales y particulares. Pueden funcionar conectados a una red de suministro eléctrico o a baterías. Así, en automóviles se están empezando a utilizar en vehículos híbridos para aprovechar las ventajas de ambos.

 

       1.12. CORRIENTE ALTERNA

Es aquella en que la intensidad cambia de dirección periódicamente en un conductor. Como consecuencia del cambio periódico de polaridad de la tensión aplicada en los extremos de dicho conductor.

La variación de la tensión con el tiempo puede tener diferentes formas, triangular; cuadrada, trapezoidal, etc si bien estas otras formas de onda no senoidales son más frecuentes en aplicaciones electrónicas.

Calor y Temperatura

2. CALOR Y TEMPERATURA

CALOR

Es la energía que pierde o gana en ciertos métodos (es un flujo de energía entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas). 

TEMPERATURA

La temperatura es una magnitud que refleja el nivel cálido de un cuerpo (su cabida para acceder energía ardiente).

2.1. DILATACIÓN DE SÓLIDO Y LÍQUIDO

DILATACIÓN DE SÓLIDO

La dilatación es el cambio de cualquier dimensión lineal del sólido tal como su longitud, alto o ancho, que se produce al aumentar su temperatura. Generalmente se observa la dilatación lineal al tomar un trozo de material en forma de barra o alambre de pequeña sección, sometido a un cambio de temperatura, el aumento que experimentan las otras dimensiones son despreciables frente a la longitud. Si la longitud de esta dimensión lineal es Lo, a la temperatura To y se aumenta la temperatura a t, como consecuencia de este cambio de temperatura, que llamaremos Δt se aumenta la longitud de la barra o del alambre produciendo un incremento de longitud que simbolizaremos como ΔL Experimentalmente se encuentra que el cambio de longitud es proporcional al cambio de temperatura y la longitud inicial.

DILATACIÓN DE  LÍQUIDO

Los líquidos se caracterizan por dilatarse al aumentar la temperatura, siendo su dilatación volumétrica unas diez veces mayor que la de los sólidos. Como la forma de un fluido no está definida, solamente tiene sentido hablar del cambio del volumen con la temperatura. La respuesta de los gases a los cambios de temperatura o de presión es muy notable, en tanto que el cambio en el volumen de un líquido, para cambios en la temperatura o la presión, es muy pequeño. β representa el coeficiente de dilatación volumétrica de un líquido,

                                               

2.2. COLORIMETRIA, FUNSION, VAPORIZACION

COLORIMETRIA

La calorimetría se encarga de medir el calor en una reacción química o un cambio físico usando un calorímetro. La calorimetría indirecta calcula el calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de oxígeno.

FUNSION

Es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia del estado sólido al estado líquido por la acción del calor. Cuando se calienta un sólido, se transfiere calor a los átomos que vibran con más rapidez a medida que gana energía.

VAPORIZACION

Es el cambio de estado de líquido a gaseoso. Hay dos tipos de vaporización: la ebullición y la evaporación.

Ebullición.- Es cuando el cambio de estado ocurre por aumento de la temperatura en el interior del líquido; el punto de ebullición es la temperatura a la cual un determinado líquido hierve (a una presión dada), y permanece constante mientras dure el proceso de cambio de estado.

Evaporación.- Es cuando el estado líquido cambia lentamente a estado gaseoso, tras haber adquirido suficiente energía para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, la evaporación se produce a cualquier temperatura, siendo más rápida cuanto más elevada esta.

En el campo terapéutico, la vaporización denomina el uso medicinal de vapores, en especial en contextos relacionados con aguas termales.

2.3. TRANSMISIÓN DE CALOR

Es el paso de energía térmica desde un cuerpo de mayor temperatura a otro de menor temperatura. Cuando un cuerpo, por ejemplo, un objeto sólido o un fluido, está a una temperatura diferente de la de su entorno u otro cuerpo, la transferencia de energía térmica, también conocida como transferencia de calor o intercambio de calor, ocurre de tal manera que el cuerpo y su entorno alcancen equilibrio térmico. La transferencia de calor siempre ocurre desde un cuerpo más caliente a uno más frío, como resultado de la Segunda ley de la termodinámica. Cuando existe una diferencia de temperatura entre dos objetos en proximidad uno del otro, la transferencia de calor no puede ser detenida; solo puede hacerse más lenta.

TERMODINÁMICA

Es la rama de la física que describe los estados de equilibrio a nivel macroscópico. Constituye una teoría fenomenológica, a partir de razonamientos deductivos, que estudia sistemas reales, sin modernizar y sigue un método experimental.

 Los estados de equilibrio son estudiados y definidos por medio de magnitudes extensivas tales como la energía interna, la entropía, el volumen o la composición molar del sistema, o por medio de magnitudes no-extensivas derivadas de las anteriores como la temperatura, presión y el potencial químico; otras magnitudes tales como la imaginación, la fuerza electromotriz y las asociadas con la mecánica de los medios continuos en general también pueden ser tratadas por medio de la termodinámica.

La termodinámica ofrece un aparato formal aplicable únicamente a estados de equilibrio.

 

3. ESTADO DE LA MATERIA, PROPIEDADES Y COMPORTAMIENTO

ESTADO DE LA MATERIA

La materia se presenta en tres estados o formas de agregación:

Sólido, líquido y gaseoso.

Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua.
La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO₂ en estado gaseoso:

• Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras.
• Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos.
• Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.

PROPIEDADES

·          Masa. Es la cantidad de materia presente en el objeto.

·          Volumen. Es el espacio que ocupa ese objeto.

·          Peso. Depende de la masa, pero también de la fuerza de gravedad presente. 

·         ¡Atención!

·         Un astronauta tiene la misma masa en la Tierra que en la Luna, pero su peso es mucho menor en la Luna porque hay menos gravedad que en la Tierra. 

COMPORTAMIENTO
 

En la escala ordinaria de observación pueden ser explicadas a partir de teorías que hacen referencia a las interacciones entre sus componentes elementales. Sometida a condiciones extremas, la materia puede pasar a estados físicos muy especiales; tal es el caso del plasma y de la materia constitutiva de las estrellas de neutrones.

3. LOS ESTADOS DE LA MATERIA

1. Sólido
2. Líquido
3. Gaseoso
4. Plasma
5. Condensado de Bose-Einstein

Los tres primeros son de sobra conocidos por todos nosotros y los encontramos en numerosa experiencia de nuestro día a día. El sólido lo experimentamos en los objetos que utilizamos, el líquido en el agua que bebemos y el gas en el aire que respiramos.

3.1. EL ESTADO GASEOSO

El estado gaseoso es los menos densos y más móviles de los tres estados físicos de la materia. Las moléculas gaseosas se desplazan a velocidades muy altas y su energía cinética es muy grande. La velocidad media de las moléculas de hidrogeno a 0 °C supera los 1600 metros por segundo. Las mezclas de los gases se distribuyen de manera uniforme dentro del recipiente que las contiene.

Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.
 

3.2 Propiedades generales de los gases

Teóricamente, todas las sustancias pueden existir en tres estados: como sólidos, como líquidos y como gases, dependiendo de la presión y de la temperatura a que se encuentre. Estos es bastante conocido en el caso del sistema hielo-agua-valor.

Las propiedades más importantes de los gases son: Los gases se adaptan en forma y volumen a cada recipiente. Esto se debe precisamente a la Independencia de movimiento molecular que caracteriza a los gases. En efecto, al cambiar de recipiente un gas, se expande (o se comprime, según el caso), hasta ocupar todo su volumen, adoptando de este modo su forma. Los gases son muy comprensibles. Como el espacio intermolecular es tan grande en los gases, su compresión será muy fácil, ya que este proceso se reducirá a una disminución en tales espacios, lo cual no demanda mucho trabajo.  Los gases se difunden con facilidad. Se denomina difusión el espaciamiento espontáneo de una sustancia a través de un medio, ya que entre sus moléculas no existe atracción.  Los gases se dilatan fácilmente. Un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Por lo tanto, al aumentar ésta, se incrementa el movimiento molecular, dando como resultado que el gas ocupe un mayor volumen, o sea que se dilate.

https://www.enciclopediadetareas.net/2010/09/propiedades-de-los-gases.html

3.3 TEORÍA CINETICO MOLECULAR DE LOS GASES

 

Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre sí; su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe atracción intermolecular alguna. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la presión del gas, los choques son elásticos,  no hay pérdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan. La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.

El gas deja muchos espacios vacíos y esto explica la alta comprensibilidad, la baja densidad y la gran miscibilidad de unos con otros.
 

3.4 MEDICIÓN DE LA PRESIÓN DE LOS GASES

Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, ya que las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento golpean frecuentemente las paredes internas del recipiente que los contiene. Al hacerlo, inmediatamente rebotan sin pérdida de energía cinética Esta fuerza, dividida por la superficie total sobre la que actúa, es la presión del gas.

Presión = Fuerza / Área

La presión de un gas se observa mediante la medición de la presión externa que debe ser aplicada a fin de mantener un gas sin expansión ni contracción.

 

El barómetro

 

Un barómetro sencillo consta en un tubo largo de vidrio, cerrado de un extremo y lleno de mercurio. Si el tubo se invierte con cuidado y lo colocamos verticalmente sobre un recipiente que contenga mercurio, de manera que no entre aire en el tubo. El nivel del mercurio en el tubo desciende hasta una altura determinada y se mantiene en ese nivel creando un vacío en el extremo superior.

 

 

El manómetro

Un manómetro es un dispositivo para medir la presión de gases distintos a los de la atmósfera. La dificultad reside en la colocación del barómetro dentro del recipiente del gas cuya presión deseamos medir.

 

3.5 RELACIÓN ENTRE LA PRESIÓN, EL NUMERO DE MOLECULAS Y TEMPERATURA DEL GAS

 

  Si modificamos entonces la presión o la temperatura (cambiando el número de pesas o alterando la temperatura del foco térmico) podremos ver qué le sucede a la otra magnitud variable.

Supongamos, por ejemplo, que partimos de una situación como ésta, con dos pesas y el foco a 300 K: si la temperatura ha aumentado tanto, las moléculas del gas estarán moviéndose mucho más deprisa. No es el doble de deprisa, porque la temperatura mide la energía cinética promedio, no la velocidad promedio, habrá más golpecitos contra el pistón cada segundo, porque las moléculas tardarán menos en “ir y volver” al moverse más rápido. En otras palabras, la presión aumentará considerablemente contra el pistón.

3.6 LEYES DE LOS GASES

Ley de Avogadro

Esta ley relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en litros (L), considerando que la presión y la temperatura permanecen constantes (no varían).

El volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad del mismo.

 

Tenemos 3,50 L de un gas que, sabemos, corresponde a  0,875 mol. Inyectamos gas al recipiente hasta llegar a 1,40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (la temperatura y la presión las mantenemos constantes).

 

  

 

Ahora, despejamos V₂, para ello, pasamos completo a la izquierda el miembro con la incógnita (V₂), y hacemos:

Respuesta:

El nuevo volumen (V₂), ya que aumentamos los moles hasta 1,40 (n₂), es ahora 5,6 L

Ley de Boyle

Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante y establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica: es decir: Si la presión aumenta, el volumen disminuye. Si la presión disminuye, el volumen aumenta. Ej:

Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si aumentamos la presión hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no varía.

 

Ley de Charles

El volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura del gas. Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta.

Si disminuye la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas disminuye. Ej:

Un gas  cuya temperatura llega a 25° C tiene un volumen de 2,5 L. Para experimentar, bajamos la temperatura a 10° C ¿Cuál será su nuevo volumen?

lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin:

T₁ = (25 + 273) K= 298 K

T₂ = (10 + 273) K= 283 K

Respuesta:

Si bajamos la temperatura hasta los 10º C (283º K) el nuevo volumen del gas será 2,37 L.

 

Ley de Gay-Lussac

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura. Es decir: Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.

Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?

La temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos grados en grados Celsius hacemos
233,5 − 273 = −39,5 °C.

 

3.7 GASES REALES

Son los gases que existen en la naturaleza, cuyas moléculas están sujetas a las fuerzas de atracción y repulsión. Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no ocuparía más volumen. El comportamiento de un gas suele concordar más con el comportamiento ideal cuanto mas sencilla sea su fórmula quimica y cuanto menor sea su reactividad (tendencia a formar enlace quimico.

https://www.fullquimica.com/2011/10/gas-real.html

 

3.8 SOLUCIONES. COMPONENTES, TIPOS Y PROPIEDADES

Solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que interactúan íntimamente a nivel de los átomos, moléculas o iones para formar un todo con sus características propias.

COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN

Una solución típica está formada por dos componentes básicos conocidos como solvente o disolvente y el soluto. El solvente es una sustancia que contiene al soluto y es el que se encuentra en mayor cantidad, disuelve al soluto, lo disgrega o separa en sus iones, moléculas o átomos que se integran al solvente mismo. El soluto es la sustancia que se disuelve y se encuentra en menor cantidad o proporción que el solvente.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

Debido a que estas propiedades son resultado de un efecto colectivo, se les llama propiedades coligativas. Dichas propiedades son:

Presión de vapor: La presión de vapor se puede considerar como la tendencia de las moléculas a escapar de la superficie de un solvente líquido, al estado gaseoso, disminuyendo con esto la presión de vapor.

Punto de ebullición: Un líquido hierve cuando su presión de vapor se iguala a la presión atmosférica, lo cual se debe a que se requiere más energía para liberar a las moléculas del solvente que están unidas al soluto.

Punto de congelación: El punto de congelación, es la temperatura a la cual un líquido pasa al estado sólido, disminuye con la presencia de partículas de soluto que impiden que las moléculas del solvente se empaqueten para formar el estado sólido.

 

3.9 SOLUBILIDAD

La solubilidad es una medida de la capacidad de disolverse una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente )dada cantidad de solvente a una temperatura fija y en dicho caso se establece que la solución está saturada. No todas las sustancias se disuelven en un mismo solvente. Por ejemplo, en el agua, se disuelve el alcohol y la sal, en tanto que el aceite y la gasolina no se disuelven. Se expresa como gramos de soluto por cada 100 cm³ de disolvente a una temperatura dada.

Ej. La solubilidad de la sal en agua a 60^o es de 32.4 g/cm³

 

3.10 RAPIDEZ DE DISOLUCION DE SOLIDOS

Las corrientes de convección de los fluidos se estudian colocando tintes calientes en el fondo de un vaso de laboratorio lleno de fluido transparente con el movimiento de estas partículas es el resultado de muchos choques entre moléculas microscópicas. A medida que la temperatura aumenta, el número de choques de estas moléculas aumenta, y las partículas visibles parecen moverse más rápidamente. La velocidad del movimiento de las partículas visibles depende de la temperatura.

 

3.11 CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES EN UNIDADES

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. En cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:

1. Su composición química es variable.                   

2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.

 

Neutralización

Reacción de neutralización:

Es una reacción de doble desplazamiento o intercambio entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido–base se forma sal y agua.

Ácido (ac) + Base (ac) ----------> Sal (ac) + Agua (l)

También es una reacción de sintesís o composición entre un óxido ácido (óxido no metálico) con un óxido básico (oxido metálico), se forma sal.
 

Óxido ácido (g) + Óxido básico (s) ----------> Sal (s)

Ejemplos:

Ácido clorhídrico + Hidróxido de sodio ----------> Cloruro de sodio + Agua

HCl (ac) + NaOH (ac) ----------> NaCl (ac) + H2O (l)

Ácido sulfúrico + Hidróxido de aluminio ----------> Sulfato de aluminio + Agua

3 H2SO4 (ac) + 2 Al(OH)3 (ac) ----------> Al2(SO4)3 (ac) + 6 H2O (l)

Óxido de magnesio + Anhídrido sulfúrico ----------> Sulfato de magnesio

MgO (s) + SO3 (g) ----------> MgSO4 (s)

DILUCIONES

La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada.

Definición general de disolución:Una dilución es una mezcla homogénea, uniforme y estable, formada por dos o más sustancias denominadas componentes. 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 disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido.

Mr.. Ahi van alguno ejemplos de diluciones (soluciones):

Puedes elegir entre miles de sales y el agua

cloruro de sodio (Na Cl) + agua
bicarbonato de sodio (NaHCO3) +agua, etc

azucar y agua
alcohol etilico y agua
iodo y alcohol etilico

aceite y tetracloruro de carbono (Cl4 C)

Como vemos, la molaridad disminuye, puesto que estamos diluyendo la solución. SIEMPRE, DESPUÉS DE UNA DILUCIÓN, LA CONCENTRACIÓN DEBE SER MENOR.

Ejercicio 6.4 Se  tiene una solución acuosa 1 M de KMn04. ¿Qué volumen de esta solución deberá tomarse para preparar 1 litro de una solución acuosa 0,4 M de KMnO4 ?

La solución de partida es 1 M, esto quiere decir que hay 1 mol de KMnO4 por cada litro de solución, ya que:   Moles de KMnO4 = (1 M) (1 L) = 1 mol La solución diluída debe ser 0,4 M y debemos preparar 1 L, lo que implica que debe contener 0,4 moles. Ahora averiguemos el volumen de la solución de partida que debemos tomar de manera que tengamos los 0,4 moles. Demos establecer que : Debemos tomar 0,4 L (400 mL) de la solución de partida, y agregar agua hasta alcanzar un litro de solución, es decir, debemos añadir 600 mL de agua.

 

ACIDOS BASES Y SALES

Los ácidos son sustancias puras que, en disolución acuosa, poseen un sabor característico. Este sabor nos es familiar por tres ácidos orgánicos que nos son bien conocidos: el ácido acético, presente en el vinagre; el ácido cítrico, presente en los frutos cítricos (limón, naranja, pomelo), y el ácido málico, presente en las manzanas.

En química inorgánica existen dos tipos de ácidos:

1. Ácidos binarios o hidrácidos, constituidos por un no metal (aunque no todos los no metales forman hidrácido) e hidrógeno.
2. Ácidos ternarios u oxácidos, constituidos por un no metal, oxígeno e hidrógeno.

Todos los ácidos contienen hidrógeno, pero el hecho de que una sustancia contenga hidrógeno no significa que deba tratarse necesariamente de un ácido.

La reacción de síntesis de los hidrácidos se ajusta al siguiente esquema:

No metal + hidrógeno------ hidrácido

Mientras que los de los oxácidos se forman según la reacción

Óxido ácido + agua-----oxácido

El más conocido de los hidrácidos es el ácido clorhídrico que es el responsable de la acidez del jugo gástrico, mientras que entre los oxácidos es muy conocido el ácido sulfúrico

 

HIDRÓXIDOS O BASES

Un hidróxido o una base es el resultado de la combinación de un óxido metálico (óxido básico) con agua. Los hidróxidos son compuestos ternarios (es decir, constituidos por tres elementos): un metal, oxígeno e hidrógeno. Pero en los hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando uno o más grupos OH (grupos hidroxilo), por lo que estos compuestos siempre tienen el mismo número de átomos de oxígeno que de hidrógeno.

Hidróxidos bien conocidos son la sosa cáustica (hidróxido de sodio) y, el más común de todos ellos, la cal apagada (hidróxido de calcio).

 

CLASIFICACIÓN DE LOS ÁCIDOS Y BASES

La clasificación de los ácidos está en función del número de átomos de hidrógeno que contienen en su molécula. Los ácidos que contienen solo un átomo de hidrógeno se llaman monoprótidos; los que contienen dos átomos de hidrógeno, diprótidos; los que contienen tres o más, poliprótidos. Ejemplos:

HCl, HI, HclO Ácidos monoprótidos

H2SO4, H2ClO4, H2CO3 Ácidos diprótidos

H3PO4, H3BO3 Ácidos poliprótidos

De modo semejante a los ácidos, las bases se denominan monohidroxilas, dihidroxilas y polihidroxilas, si contienen uno, dos o tres grupos funcionales OH; respectivamente. Ejemplos:

NaOH, LiOH, AgOH Bases monohidroxilas

Ca(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2 Bases dihidroxilas

Al(OH)3, Fe(OH)3 Bases polihidroxilas

Acidos: Acido fluorhidrico - (HF), Acido Sulfurico - (H2SO4), Acido Cloridrico - (HCl), Acido Nitrico - (HNO3), Acido Carbonico - (H2CO3)

Bases: Hidroxido de Potasio (KOH), Hidroxido de Magnesio ( Mg(OH)2 ), Hidroxido de Calcio ( Ca(OH)2 ), Hidroxido de Bario ( Ba(OH)2 ), Hidroxido de Litio ( Li(OH) ).

Sales: Cloruro de Potasio (KCl), Cloruro de Sodio (NaCl), Sulfuro de Sodio (Na2S), Cloruro de Magnesio (MgCl2), Floruro de sodio (NaF)

Oxidos: (Na2O) - óxido de sódio, (CaO) - óxido de cálcio, (CuO) - óxido de cobre(II) (óxido cúprico) (Cu2O) - óxido de cobre(I) (óxido cuproso), (FeO) - óxido de hierro(II) (óxido ferroso).

 

HIDRÁCIDOS

Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
 

EJEMPLOS:
H2S ácido sulfhídrico
HI ácido yodhídrico
HBr ácido bromhídrico
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico

Reacciones de los acidos

Binarios...Acidos Hidracidos! de forma HX
Ej.- HCl + Mg ------> MgCl + 1/2H2| ke se desprende
este es el comportamiendo tipico acido hidracido con un metal!

Terciarios.- Acidos Oxacidos de forma HXO
Ej.- HNO3 + Na ------> NaNO3 + 1/2H2| ke se desprende
mismo caso q el anterior pero aki se forma sal Terciaria (NaNO3)

Los Acidos reaccionan con bases y estas se llaman reacciones de Neutralizacion!

Acido fuerte + Base Fuerte = Sal NEutra + Agua

Ej.- HCl + NaOH ------> NaCl + H2O

una acotacion! no todoo lo q tiene H+ es ácido! recuerda que segun Lewis Acido es aquel que puede recibir electrones entonces el CO2 se considera un acido de Lewis ya ke

CO2 + H2O -------> H2CO3 dond el CO2 Actua como acido segun LEwis al recibir los electrones del oxigeno del agua para formar el acido carbónico

vas a encontrar reacciones del tipo

Acido Fuerte Base fuerte
Acido Debil Base fuerte
Acido Fuerte Base Debil
y Acido Debil Base Debil

 

Reacciones entre un ácido y una base
 

  Cada rama de la química prefiere usar alguna de las diferentes definiciones ácido-base vistas en la sección anterior, por ejemplo, en Química Analítica Inorgánica se suele usar la teoría de Lowry para explicar los fenómenos que ahí se estudian; mientras que, en Química Orgánica, la teoría de Lewis es la más utilizada para explicar muchas de las reacciones ácido-base que involucran reactivos orgánicos.

  En esta sección nos enfocaremos a lo que corresponde a Química Analítica (inorgánica), por lo cual, mayormente utilizaremos la teoría de Lowry, aunque también será útil, para ciertos reactivos, utilizar la de Arrhenius. Pero antes de ver como se producen este tipo de reacciones químicas, es necesario introducir una nueva clasificación: los ácidos/bases fuertes y los ácidos/bases débiles.

  Se dice que un ácido o una base es fuerte (ver Imagen 39) cuando al entrar en contacto con agua se disocia completamente en sus iones formadores. Por su parte, cuando se dice que un ácido o una base es débil (ver Imagen 40), quiere decir que no se disocia por completo en agua, por lo cual es posible encontrar tanto al ácido o a la base en forma disociada, como también en su forma molecular. Cuando una sustancia tiene este comportamiento (cuando se disocia en iones) se dice que dicha sustancia es un electrolito (sustancia capaz de transmitir una corriente eléctrica), por lo cuál los ácidos/bases fuertes son electrolitos fuertes, mientras que los ácidos/bases débiles son electrolitos débiles.
 

  Pero ahora, ¿cómo se pueden distinguir ácidos o bases fuertes de débiles? Bueno, eso dependerá del tipo de ácido y base que estemos analizando. Si es un ácido binario (compuesto por dos elementos), se deben aprender no más, ya que son pocos, estos son: HCl, HBr y HI (el HF es débil, a pesar de pertencer al mismo grupo del Cl, Br, e I). Ahora si estamos analizando un ácido ternario  (compuesto por tres elementos), una forma práctica de ver cuál es fuerte y cual no es realzar esta simple ecuación:
 

F = Nro O - Nro H

  Siendo F = fuerza del ácido, Nro O = número de átomos de oxígeno presentes y Nro H = número de átomos de Hidrógenos presentes. Ahora si F es menor a 2, el ácido es débil; mientras que si F es mayor o igual a 2 el ácido se considerará fuerte. Teniendo en consideración podemos decir por ejemplo que:

• HNO₂ = Débil. (2 - 1 = 1)
• HNO₃ = Fuerte. (3 - 1 = 2)
• HClO = Débil. (1 - 1 = 0)
• HClO₄ = Fuerte. (4 - 1 = 3)

Sales

Es el producto de la reacción entre un ácido y una base, a la cual se le llama "neutralización". El catión proviene de al base, y el anión del ácido. Si la base es un hidróxido, además de sal se obtiene agua, si no lo es, entonces se obtiene solo una sal.

Ejemplos:

HBr + NH3 -> NH4Br (bromuro de amonio)

HClO + NaOH -> NaClO (hipoclorito sódico) + H2O

HNO3 + KOH -> KNO3 (nitraro potásico) + H2O

2HCl + Ca(OH)2 -> CaCl2 (cloruro cálcico) + 2 H2O

3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 -> Fe2(SO4)3 (sulfato férrico) + 6 H2O

También se pueden obtener 2 sales a partir de otras 2 sales, por medio de las reacciones de doble sustitución, en las cuales los cationes y los aniones de cada sal se intercambian
Otra forma de obtener sales es hacer reaccionar un metal con un ácido, se forma una sal y H2 (hidrógeno gaseoso)

 

Electrolito

 

Electrolito líquido en un proceso de recubrimiento por electrólisis.

Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten en iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos.

No electrolito

Son sustancias que cuando se disuelven en agua se separan en sus moléculas: las moléculas tienen movilidad por estar en disolución acuosa pero son eléctricamente neutras (no tienen carga). Por ejemplo, la sacarosa se separa en moléculas cuando se disuelve en agua. Estos líquidos y disoluciones tienen partículas con movilidad pero sin carga; por lo tanto, no son conductores de electricidad.

Los ELECTRÓLITOS conducen la corriente eléctrica, ejemplos:

Todas las sales (la sal de mesa) (NaCl, MgSO4) etc... y los ácidos fuertes HCl ácido clorhidrico, HNO3 acido nitrico.
Los NO ELECTROLITOS no conducen la corriente, ejemplos: el benceno, una disolución de azucar en agua ,

 

Un electrólito es una disolución que conduce la electricidad y se dividen en:

• Fuertes

Ácidos	Bases o hidróxidos	Sales
Ácido nítrico (HNO3)	Hidróxido de potasio o potasa (KOH)	Nitrato de potasio (KNO3)
Ácido sulfúrico (H2SO4)	Hidróxido de sodio o sosa (NaOH)	Cloruro de potasio (KCl)
Ácido clorhídrico (HCl)		Cloruro de sodio (NaCl)

• Débiles (cuya disociación es poca, alrededor del 10%, y por consiguiente conducen con dificultad la electricidad) es el ácido acético (vinagre): CH₃COOH

     Los no electrólitos son compuestos que no generan iones al disolverse; por ejemplo:

• O2 (molécula de oxígeno)
• Glucosa (azúcar)
• Alcohol (etanol): CH₃CH₂OH

     Ionización es el proceso por el cual se producen iones. Existen diferentes métodos para formarlos, ya sea a partir de átomos o moléculas; generalmente, los compuestos de enlace iónico forman disoluciones electrolíticas.

CATIONES Y ANIONES

Arrhenius propuso que los electrólitos en contacto con agua forman una disolución con iones positivos y negativos que se encuentran en equilibrio y pueden conducir la electricidad; por ejemplo:

• El cloruro de sodio (NaCl), al disolverse en agua, se disocia en un catión sodio (Na+) y en un anión cloruro (Cl–).

 

      Los signos + y – y los números superíndices, indican el tipo y número de carga que tiene cada ion.

     El cloruro de potasio (KCl), al disolverse en agua se disocia en un catión potasio (K+ ) y en un anión cloruro (Cl–).

 

  Un ejemplo de la formación de un compuesto iónico por medio de cationes y aniones es:

 

 En el caso que a continuación se ejemplifica, el aluminio tiene tres cargas positivas y el azufre dos cargas negativas; por tanto, se necesita la presencia de dos iones de aluminio y tres iones de azufre para que el compuesto quede eléctricamente neutro. La fórmula química queda así:

 

      En esta tabla se incluyen los cationes y aniones más comunes en la formación de compuestos.

Electrolitos

Fuertes:
ácido nítrico
cloruro de sodio
hidróxido de sodio
cloruro de potasio
ácido perclórico

Débiles
Amoníaco o hidróxido de amonio
Etilamina
ácido acético
ácido benzoico
ácido láctico

Ionización del aula

El agua pura es un electrolito débil que se disocia en muy baja proporción en sus iones hidronio o hidrógeno H₃O⁺ (también escrito como H⁺) e hidróxido o hidróxilo OH^–.

De todos modos, dos moléculas polares de agua pueden ionizarse debido a las fuerzas de atracción por puentes de hidrógeno que se establecen entre ellas.

Al producto de la concentración de iones hidroxonio o hidronio (H₃O⁺) por la concentración de iones hidróxido o hidroxilo (OH⁻) se le denomina producto iónico del agua y se representa como K_w. Las concentraciones de los iones  H⁺ y OH^–   se expresan en  moles / litro (molaridad).

4.9 Introducción al pH

La mayoría de la gente sabe que el pH es un valor variable entre 0 y 14 que indica la acidez o la alcalinidad de una solución. Y, además, conoce que el mantenimiento del pH apropiado en el flujo del riego ayuda a prevenir reacciones químicas de fertilizantes en las líneas, que un valor de pH elevado puede causar obstrucciones en los diferentes componentes de un sistema de fertirrigación debidas a la formación de precipitados, que un adecuado pH asegura una mejor asimilabilidad de los diferentes nutrientes, especialmente fósforo y micronutrientes, etc. Simplificadamente, podemos afirmar que las sustancias capaces de liberar iones hidrógeno (H+) son ácidas y las capaces de ceder grupos hidroxilo (OH-) son básicas o alcalinas. De este modo, el ácido nítrico, al adicionarlo al agua se ioniza aportando iones hidrógeno o protones a la solución.

HNO3 <---> NO3- + H+

El agua puede comportarse como un ácido o como una base:

H2O<---> H+ + OH-

Las letras pH son una abreviación de "pondus hydrogenii", traducido como potencial de hidrógeno, y fueron propuestas por Sorensen en 1909, que las introdujo para referirse a concentraciones muy pequeñas de iones hidrógeno. Sorensen, por tanto, fue el creador del concepto de pH, que se define como el logaritmo cambiado de signo de la actividad de los iones hidrógeno en una solución:

pH = -log |H+|

4.10 Neutralización

Equilibrio químico y velocidad de una reacción

Definiciones y factores que los alteran

Neutralización

Acido<----------------> base

Fundamento       

la neutralización

Consiste en la reacción total entre un ácido y una base para formar una sal

Reacción de neutralización entre un ácido y una base:

o <-----------------------------------  7 ------------------------------> 14

{H} ⁺                               H-OH                           {OH}-

H-CL                               NA-CL                          NAOH

 

LA neutralización se produce cuando se reacciona el ácido e base para origina una sal en cuerpo neutro por ejemplo una ácido HCL reacciona con una base fuerte como el NAOH

HCL + NAOH--------------------------> H₂O +NACL

ACIDO BASE                            SAL

PH=0   PH=14                          PH=7

  PARA CALCULAR LA CONCENTRACION SE TOMA EN CUENTA:

Va= volumen del ácido empleando en la neutralización

Vb= volumen de la base colocado en el Erlenmeyer

Na= normalidad del acido

Nb= normalidad de la base

Ejemplos en un proceso de neutralización se necesito

                      

Los electrolitos en el cuerpo humano

Como en la sangre existe el hematocrito que permite contar el número de glóbulos rojos y diagnosticar se llamado acuatocrítico en el cual se va medir la concentración de electrolitos en el organismo humano cual es el grado de hidratación en el cuerpo de los humanos los electrólitos están representados por los iones de cloro y bicarbonato, ácido orgánicos 

El sodio su valor normal es de 135 a 145 mg/l, se encuentra fuera de la célula cuando el valor del sodio disminuye sangre el fenómeno se llama hiponatremia  y se puede reproducir

La gastritis

La gastritis es una inflación de la capa que cubre o recubre en el estómago de un ser humano por su parte interna una capa que se llama mucosa gástrica.

Se puede producir por el estrés y el consumo de alcohol se produce una hinchazón de la mucosa inflamación y ulceraciones más común es que no se presente síntomas pero puede representar falta de apetito nauseas vómitos molestia de epigástricas hasta llegar un hemorragia pudiendo causar la muerte  

 

4.11. Formulaciones de ecuaciones ionicas

Es recomendable recordar los siguientes puntos

1 una molécula no se demuestra su actividad química, no reacciona. Debido a que usa tomos están unidos entre si por ejemplo las moléculas de HCI; NAOH;  C₆H₁₂0₆

2 Para que una molécula se active es decir que reaccione con algo hay que liberarla de los enlaces que une a los átomos lo cual se consigue o cuando se lo disuelve en agua se obtiene los iones

3 los iones son los que participan activamente en las reacciones químicas :

                                                                 H-NO₃                           H⁺+N0^-₃

                                                     MOLECULA INACTIVA    IONES ACTIVOS

 

4 La gran mayoría de reacciones tanto in vivo como en in vitro  se utilizan cuando están en solución y o en estado sólido.

5 en las ecuaciones químicas hay que igualar o equilibrar, esto es que el mismo número del átomo que hay en el primer miembro de la ecuación (izquierda) debe ser exactamente igual en el segundo miembro de la ecuación (derecha) cumpliéndose el principio de que nada se crea ni nada se destruye, sola se transforma

 

6 es conviene indicar el estado físico en el que se encuentran las sustancias reactivas reactivas y los productos, así:

KNO₃  (AC)    o (L)

AgCl    (S)     o  

 

CO₂       (g)    o   

H₂0     (AC)  o   (L)

Clases de ecuaciones

1 ecuación molécula

2 ecuación iónica completa

3 ecuación iónica neta

1  ecuación molécula

Es aquella que se representa en una forma simple se indica que el estado físico de los reactivos y los productos no proporciona una idea clara de las reacciones que tienen lugar

NACL + AgNO₃                   AgCl + NaNO₃

(AC)      (AC)                         (S)      (AC)

2 ecuación iónica completa

Aquí se observa que tantos como los reactivos y como los productos se encuentran como iones:

Na⁺ +  Cl^- +  Ag⁺+ NO3^-              AgCl + Na⁺ +NO₃^-

(AC)   (AC)  (AC)  (AC)           (S)      (AC)   (AC)

 

Se demuestra la verdadera la verdadera, forma de reacción tomando como base los signos electrónicos  carga mismo signo se repiten pero de asigno contrario se atraen

Iones espectadores

En la ecuación anterior existen dos clases de iones

Uno no participa en la reacción el NA y el NO₃ se llama “espectadores” se cuenta antes o después de la reacción que se transformar

B en cambio los iones que si participan en la…….reacción forma de un soluble entre los iones Ag y Cl que forma la molécula de cloruro……    insoluble

3 ecuaciones iónicas neta

Es aquella en la escriben como los iones que han sufrido un cambio que se incluye los iones espectadores

En el ejemplo anterior se tienen

Cl^- +  Ag⁺                  Ag Cl

(AC)  (AC)                      (S)

Ecuación molecular en equilibrio

3KHOH + Al(OH)           Al(OH)₃ + 3……..

(AC)         (AC)                (S)          (AC)

 

5 EQUILIBRIO QUIMICO Y VELOCIDAD DE REACCION

Es conveniente aprender algunos conceptos como los siguientes:

 Reacción irreversible o directa

El desplazamiento de los reactivos o rectangulares es hacia la derecha es decir más claro de reactivo a productos: ejemplos

reaccion irreversible esto significa que una vez que se ha formado el producto en el ejemplo anterior el cloruro de sodio es imposible que la sal se descomponga es decir que el cloruro de sodio reaccione con el agua para regenerar ácido clorhídrico, mas hidróxido de sodio.

5.1 reacción reversible o inversa

Es decir se desplaza a los dos lados se indica con dobles fechas

El mecanismo de esta reacción es contraria a la anterior puesto que se desplaza en doble sentido de izquierda a derecha y de derecha a izquierda es decir de reactivo a productos y luego de productos a reactivos

Ejemplos

3H₂  + N₂  <=======> 2NH₃

(g)     (g)                    (g)

2NO₂  <=========> N₂ O₄

(g)                              (g)

C + H2O <======>CO + H₂

(S)   (g)                    (g)  (g)

 

5.2 Velocidades de reacción

Se determina con la velocidad que se consume los reactivos se expresa:                                                                                 

v=velocidad de desaparición del reactivo                                                                  

Cambio del tiempo

Es decir que 

v=velocidad de desaparición del reactivo                                                               

¿Que se entiende la velocidad de una reacción ?

Es el valor que determina

La rapidez desaparición de las sustancias reactantes o reactivos

La rapidez de formación  de los productos

Es decir que la velocidad de reacción indica en qué medida disminuye la concentración o porcentaje  de los reactivos en un tiempo determinado.

 

5.3 Mecanismo de una Reaccion Química por que se produce una Reacción

Una reacción ha terminado cuando se ha consumido completamente de uno de los reactantes y productos

En cambio en la concentración de los reactantes o de los productos por una unidad de tiempo se llama velocidad de reacción, que se expresa en término por litro de uno de los reactantes que se consume en cada segundo o minuto.

ESTADO DE TRANSICIÓN – COMPLEJO ACTIVADO

Dos reactantes A₂ y B₂ para formar el producto 2AB

A2          +        B2                       2AB

No todas los colisiones conducen a una reacción más bien una pequeña fracción de choques es efectiva.

5.3 EQUILIBRIO QUÍMICO

Principio de Le Châtelier. Los efectos de la concentración, de la presión y de la temperatura.

Es una reacción que nunca llega a completarse pues se produce en ambos sentidos los reactivos forman productos y a su vez estos forman de nuevos reactivos cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que interviene (reactivos o productos) se estabiliza  se llega al equilibrio químico 

Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las reacciones que es muy común en química, llega a un punto de equilibrio dinámico cuando ambas velocidades se igualan. No hablamos de un equilibrio estático en el que las moléculas cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como reactivos. A este equilibrio lo llamamos equilibrio químico.

El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante de equilibrio.

En una reacción hipotética:

aA  +  bB<——–> cC  +  dD

La constante de equilibrio esta dado por:

K = ( [D]d . [C]c )  /  ( [Aa] . [B]b )

 “Ojo”  solo se incluye las especies gaseosas y/o en disoluciones  las especies en estado solido o liquido tienen concentración constante y por tanto se integran en la constante de equilibrio

5.4 Principio de le chatelier

Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación.

Una reacción muy indicada para mostrar dicho principio es el equilibrio que se establece entre el catión hexaacuacobalto (II), que se forma cuando una sal de cobalto (II) se disuelve en agua, y el anión tetraclorurocobalto(II).

 Factores pueden alterar la condición de equilibrio:

La temperatura

La presión

El volumen

La concentración de reactantes o productos

 

5.5 FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION Y EL EQUILIBRIO

 

1 naturaleza de los reactivos o reactantes

2 Estado físico de los reactantes

3 Temperatura de la reacción

4 Tamaño de las partículas de los reactantes

5 Intervención de sustancias catalizadoras positivas o negativa

6 Concentración de los reactantes

 TEMPERATURA
Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. Para un buen número de reacciones químicas la rapidez se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados
Si en un equilibrio químico se aumenta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que haya absorción de calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica.

ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor.
Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.

USO DE CATALIZADORES
Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación.
Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción.
No modifican el sentido del equilibrio, porque influyen por igual en las velocidades de las dos

SIMULTÁNEAS. Las dos reacciones se llevan a cabo al mismo tiempo, normalmente una reacción es más rápida que la otra y por eso no se aprecia la simultaneidad ni el equilibrio.

La mayoría del curso consiste en resolver problemas numéricos, el caso de "Equilibrio Químico" no es la excepción. Esta página contiene las generalidades sobre las expresiones del equilibrio.

 

5.6Contante de equilibrio( k_c)

En una reaccion cualquiera a

A+bB<======>_c c+ dD

La constante k_c tomara el valor

K_C =     {C}^C X {D}^D

            {A}^a x {B}^b

 

Para concentraciones en el equilibrio la  constante K_c cambia con la temperatura 

“Ojo”  solo se incluye las especies gaseosas y/o en disoluciones  las especies en estado solido o liquido tienen concentración constante y por tanto se integran en la constante de equilibrio 

 

5.7CONSTANTES DE IONIZACION 

CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ÁCIDOS
Ácido conjugado	Base conjugada	Ka
HClO4	ClO4 -	grande
HBr	Br -	grande
H2SO4	HSO4 -	grande
HNO3	NO3 -	grande
H2CrO4	HCrO4 -	grande
H3O+	H2O	55,4
HIO3	IO3 -	1,9·10-1
H2C2O4	HC2O4 -	5,36·10-2
H2SO3	HSO3 -	1,7·10-2
HSO4 -	SO4 2-	1,04·10-2
H3PO4	H2PO4 -	7,11·10-3
HCOOH	COOH -	2,1·10-4
H2Se	HSe -	1,7·10-4
CH3COOH	CH3COO -	1,76·10-5
CH3CH2COOH	CH3CH2COO-	1,43·10-5
C5H5NH+	C5H5N	6,31·10-6
HSO3 -	SO3 2-	5·10-6
H2CO3	HCO3 -	4,45·10-7
HCrO4 -	CrO4 2-	3,2·10-7
H2PO3 -	HPO3 2-	2·10-7
H2S	HS -	8,9·10-8
H2PO4 -	HPO4 2-	6,34·10-8
HClO	ClO -	4·10-8
HCN	CN -	7,25·10-10
H3BO3	H2BO3 -	5,82·10-10
NH4 +	NH3	5,69·10-10
HCO3 -	CO3 2-	4,69·10-10
C6H5OH	C6H5O -	1,2·10-10
H2O2	HO2 -	2,4·10-11
CH3NH3 +	CH3NH2	2,38·10-12
HPO4 2-	PO4 3-	4,79·10-13
HS -	S 2-	1,2·10-15
H2O	OH -	1,82·10-16

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Producto iónico del agua

Es un hecho conocido que el agua pura no es totalmente aislante, conduce débilmente la electricidad. Es un electrolito muy débil ya que se encuentra ligeramente disociada en sus iones.

 

 

Animación de la autoionización del agua

A^- + H₂O   HA+ OH^-

Si se multiplican las dos constantes:

5.9CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

El producto de solubilidad o producto iónico de un compuesto ionico es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio: 5yu

CmAn ↔ m Cn+ + n Am-

Donde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad se estequiométricos representa como:

Kps = [Cn+]m [Am-]n

El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones (por ejemplo, añadiendo una sustancia que al disociarse produce ese mismo ion) y alcanzamos de nuevo el equilibrio, la concentración del otro ion se verá disminuida (lo que se se conoce como efecto ion común).

Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad molar, número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L); y como solubilidad, número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (g/L). Todo esto ha de calcularse teniendo en cuenta una temperatura que ha de permanecer constante y que suele ser la indicada en las condiciones estándar o de laboratorio (P=101 kPa, T=25ºC)

 

Tabla de productos de solubilidad
Compuesto	Fórmula	Temperatura	Kps	Fuente (leyenda más abajo)
Hidróxido de aluminio anhidro	Al(OH)3	20 °C	1.9×10–33	L
Hidróxido de aluminio anhidro	Al(OH)3	25 °C	3×10–34	w1
Hidróxido de aluminio trihidrato	Al(OH)3.3H2O	20 °C	4×10–13	C
Hidróxido de aluminio trihidrato	Al(OH)3.3H2O	25 °C	3.7×10–13	C
Fosfato de aluminio	AlPO4	25 °C	9.84×10–21	w1
Bromato de bario	Ba(BrO3)2	25 °C	2.43×10–4	w1
Carbonato de bario	BaCO3	16 °C	7×10–9	C, L
Carbonato de bario	BaCO3	25 °C	8.1×10–9	C, L
Cromato de bario	BaCrO4	28 °C	2.4×10–10	C, L
Fluoruro de bario	BaF2	25.8 °C	1.73×10–6	C, L
Iodato de bario dihidrato	Ba(IO3)2.2H2O	25 °C	6.5×10–10	C, L
Oxalato de bario dihidrato	BaC2O4.2H2O	18 °C	1.2×10–7	C, L
Sulfato de bario	BaSO4	18 °C	0.87×10–10	C, L
Sulfato de bario	BaSO4	25 °C	1.08×10–10	C, L
Sulfato de bario	BaSO4	50 °C	1.98×10–10	C, L
Hidróxido de berilio	Be(OH)2	25 °C	6.92×10–22	w1
Carbonato de cadmio	CdCO3	25 °C	1.0×10–12	w1
Hidróxido de cadmio	Cd(OH)2	25 °C	7.2×10–15	w1
Oxalato de cadmio trihidrato	C d. C.2O4.3H2O	18 °C	1.53×10–8	C, L
Fosfato de cadmio	Cd3(PO4)2	25 °C	2.53×10–33	w1
Sulfuro de cadmio	CdS	18 °C	3.6×10–29	C, L
Carbonato de calcio calcita	CaCO3	15 °C	0.99×10–8	C, L
Carbonato de calcio calcita	CaCO3	25 °C	0.87×10–8	C, L
Carbonato de calcio calcita	CaCO3	18-25 °C	4.8×10–9	P
Cromato de calcio	CaCrO4	18 °C	2.3×10–2	L
Fluoruro de calcio	CaF2	18 °C	3.4×10–11	C, L
Fluoruro de calcio	CaF2	25 °C	3.95×10–11	C, L
Hidróxido de calcio	Ca(OH)2	18 °C-25 °C	8×10–6	P
Hidróxido de calcio	Ca(OH)2	25 °C	5.02×10–6	w1
Iodato de calcio hexahidrato	Ca(IO3)2.6H2O	18 °C	6.44×10–7	L
Oxalato de calcio monohidrato	CaC2O4	18 °C	1.78×10–9	C, L
Oxalato de calcio monohidrato	CaC2O4	25 °C	2.57×10–9	C, L
Fosfato de calcio	Ca3(PO4)2	25 °C	2.07×10–33	w1
Sulfato de calcio	CaSO4	10 °C	6.1×10–5	C, L
Sulfato de calcio	CaSO4	25 °C	4.93×10–5	w1
Tartrato de calcio dihidrato	CaC4H4O6.2H2O	18 °C	7.7×10–7	C, L
Hidróxido de cromo (II)	Cr(OH)2	25 °C	2×10–16	w2
Hidróxido de cromo (III)	Cr(OH)3	25 °C	6.3×10–31	w2
Hidróxido de cobalto (II)	Co(OH)2	25 °C	1.6×10–15	w2
Sulfuro de cobalto (en la forma menos soluble)	CoS	18 °C	3×10–26	C, L
Sulfuro de cobalto (en la forma más soluble)	CoS	18 °C-25 °C	10–21	P
Carbonato de cobre	CuCO3	25 °C	1×10–10	P
Hidróxido de cobre (II)	Cu(OH)2	18 °C-25 °C	6×10–20	P
Hidróxido de cobre (II)	Cu(OH)2	25 °C	4.8×10–20	w1
Iodato de cobre (II)	Cu(IO3)2	25 °C	1.4×10–7	C, L
Oxalato de cobre (II)	CuC2O4	25 °C	2.87×10–8	C, L
Sulfuro de cobre (II)	CuS	18 °C	8.5×10–45	C, L
Bromuro de cobre (I)	CuBr	18 °C-20 °C	4.15×10–8	C
Cloruro de cobre (I)	CuCl	18 °C-20 °C	1.02×10–6	C
Hidróxido de cobre (I) (en equilib. con Cu2O + H2O)	Cu(OH)	25 °C	2×10–15	w1
Ioduro de cobre (I)	CuI	18 °C-20 °C	5.06×10–12	C
Sulfuro de cobre (I)	Cu2S	16 °C-18 °C	2×10–47	C, L
Tiocianato de cobre (I)	CuSCN	18 °C	1.64×10–11	C, L
Hidróxido de hierro (III)	Fe(OH)3	18 °C	1.1×10–36	C, L
Carbonato de hierro (II)	FeCO3	18 °C-25 °C	2×10–11	P
Hidróxido de hierro (II)	Fe(OH)2	18 °C	1.64×10–14	C, L
Hidróxido de hierro (II)	Fe(OH)2	25 °C	1×10–15; 8.0×10–16	P; w2
Oxalato de hierro (II)	FeC2O4	25 °C	2.1×10–7	C, L
Sulfuro de hierro (II)	FeS	18 °C	3.7×10–19	C, L
Bromuro de plomo (II)	PbBr2	25 °C	6.3×10–6; 6.60×10–6	P; w1
Carbonato de plomo (II)	PbCO3	18 °C	3.3×10–14	C, L
Cromato de plomo (II)	PbCrO4	18 °C	1.77×10–14	C, L
Cloruro de plomo (II)	PbCl2	25.2 °C	1.0×10–4	L
Cloruro de plomo (II)	PbCl2	18 °C-25 °C	1.7×10–5	P
Fluoruro de plomo (II)	PbF2	18 °C	3.2×10–8	C, L
Fluoruro de plomo (II)	PbF2	26.6 °C	3.7×10–8	C, L
Hidróxido de plomo (II)	Pb(OH)2	25 °C	1×10–16; 1.43×10–20	P; w1
Iodato de plomo (II)	Pb(IO3)2	18 °C	1.2×10–13	C, L
Iodato de plomo (II)	Pb(IO3)2	25.8 °C	2.6×10–13	C, L
Ioduro de plomo (II)	PbI2	15 °C	7.47×10–9	C
Ioduro de plomo (II)	PbI2	25 °C	1.39×10–8	C
Oxalato de plomo (II)	PbC2O4	18 °C	2.74×10–11	C, L
Sulfato de plomo (II)	PbSO4	18 °C	1.6×10–8	C, L
Sulfuro de plomo (II)	PbS	18 °C	3.4×10–28	C, L
Carbonato de litio	Li2CO3	25 °C	1.7×10–3	C, L
Fluoruro de litio	LiF	25 °C	1.84×10–3	w1
Fosfato de litio	Li3PO4	25°	2.37×10–4	w1
Fosfato de amonio y magnesio	MgNH4PO4	25 °C	2.5×10–13	C, L
Carbonato de magnesio	MgCO3	12 °C	2.6×10–5	C, L
Fluoruro de magnesio	MgF2	18 °C	7.1×10–9	C, L
Fluoruro de magnesio	MgF2	25 °C	6.4×10–9	C, L
Hidróxido de magnesio	Mg(OH)2	18 °C	1.2×10–11	C, L
Oxalato de magnesio	MgC2O4	18 °C	8.57×10–5	C, L
Carbonato de manganeso (II)	MnCO3	18 °C-25 °C	9×10–11	P
Hidróxido de manganeso (II)	Mn(OH)2	18 °C	4×10–14	C, L
Sulfuro de manganeso (rosa)	MnS	18 °C	1.4×10–15	C, L
Sulfuro de manganeso (verde)	MnS	25 °C	10–22	P
Bromuro de mercurio (II)	HgBr2	25 °C	8×10–20	L
Cloruro de mercurio (II)	HgCl2	25 °C	2.6×10–15	L
Hidróxido de mercurio (II) (en equilib. con HgO + H2O)	Hg(OH)2	25 °C	3.6×10–26	w1
Ioduro de mercurio (II)	HgI2	25 °C	3.2×10–29	L
Sulfuro de mercurio (II)	HgS	18 °C	4×10–53 to 2×10–49	C, L
Bromuro de mercurio (I)	HgBr	25 °C	1.3×10–21	C, L
Cloruro de mercurio (I)	Hg2Cl2	25 °C	2×10–18	C, L
Ioduro de mercurio (I)	HgI	25 °C	1.2×10–28	C, L
Sulfato de mercurio (I)	Hg2SO4	25 °C	6×10–7; 6.5×10–7	P; w1
Hidróxido de níquel (II)	Ni(OH)2	25 °C	5.48×10–16	w1
Sulfuro de níquel (II)	NiS	18 °C	1.4×10–24	C, L
Sulfuro de níquel (II) (en la forma menos soluble)	NiS	18 °C-25 °C	10–27	P
Sulfuro de níquel (II) (en la forma más soluble)	NiS	18 °C-25 °C	10–21	P
tartrato ácido de potasio	KHC4H4O6	18 °C	3.8×10–4	C, L
Perclorato de potasio	KClO4	25 °C	1.05×10–2	w1
Peryodato de potasio	KIO4	25°	3.71×10–4	w1
Acetato de plata	AgC2H3O2	16 °C	1.82×10–3	L
Bromato de plata	AgBrO3	20 °C	3.97×10–5	C, L
Bromato de plata	AgBrO3	25 °C	5.77×10–5	C, L
Bromuro de plata	AgBr	18 °C	4.1×10–13	C, L
Bromuro de plata	AgBr	25 °C	7.7×10–13	C, L
Carbonato de plata	Ag2CO3	25 °C	6.15×10–12	C, L
Cloruro de plata	AgCl	4.7 °C	0.21×10–10	C, L
Cloruro de plata	AgCl	9.7 °C	0.37×10–10	L
Cloruro de plata	AgCl	25 °C	1.56×10–10	C, L
Cloruro de plata	AgCl	50 °C	13.2×10–10	C, L
Cloruro de plata	AgCl	100 °C	21.5×10–10	C, L
Cromato de plata	Ag2CrO4	14.8 °C	1.2×10–12	C, L
Cromato de plata	Ag2CrO4	25 °C	9×10–12	C, L
Cianuro de plata	Ag2(CN)2	20 °C	2.2×10–12	C, L
Dicromato de plata	Ag2Cr2O7	25 °C	2×10–7	L
Hidróxido de plata	AgOH	20 °C	1.52×10–8	C, L
Iodato de plata	AgIO3	9.4 °C	0.92×10–8	C, L
Ioduro de plata	AgI	13 °C	0.32×10–16	C, L
Ioduro de plata	AgI	25 °C	1.5×10–16	C, L
Nitrito de plata	AgNO2	25 °C	5.86×10–4	L
Oxalato de plata	Ag2C2O4	25 °C	1.3×10–11	L
Sulfato de plata	Ag2SO4	18 °C-25 °C	1.2×10–5	P
Sulfuro de plata	Ag2S	18 °C	1.6×10–49	C, L
Tiocianato de plata	AgSCN	18 °C	0.49×10–12	C, L
Tiocianato de plata	AgSCN	25 °C	1.16×10–12	C, L
Carbonato de estroncio	SrCO3	25 °C	1.6×10–9	C, L
Cromato de estroncio	SrCrO4	18 °C-25 °C	3.6×10–5	P
Fluoruro de estroncio	SrF2	18 °C	2.8×10–9	C, L
Oxalato de estroncio	SrC2O4	18 °C	5.61×10–8	C, L
Sulfato de estroncio	SrSO4	2.9 °C	2.77×10–7	C, L
Sulfato de estroncio	SrSO4	17.4 °C	2.81×10–7	C, L
Bromuro de talio (I)	TlBr	25 °C	4×10–6	L
Cloruro de talio (I)	TlCl	25 °C	2.65×10–4	L
Sulfato de talio (I)	Tl2SO4	25 °C	3.6×10–4	L
Tiocianato de talio (I)	TlSCN	25 °C;	2.25×10–4	L
Hidróxido de estaño (II)	Sn(OH)2	18 °C-25 °C	1×10–26	P
Hidróxido de estaño (II)	Sn(OH)2	25 °C	5.45×10–27; 1.4×10–28	w1; w2
Sulfuro de estaño (II)	SnS	25 °C	10–28	P
Hidróxido de cinc	Zn(OH)2	18 °C-20 °C	1.8×10–14	C, L
Oxalato de cinc dihidrato	ZnC2O4.2H2O	18 °C	1.35×10–9	C, L
Sulfuro de cinc	ZnS	18 °C	1.2×10–23	C, L

 

 

 

5.10 HIDROLISIS

Hidrólisis.

 Literalmente significa destrucción, descomposición o alteración de una sustancia química por el agua. En el estudio de las soluciones acuosas de electrólitos, el término hidrólisis se aplica especialmente a las reacciones de los cationes (iones positivos) con el agua para producir una base débil, o bien, a las de los aniones (iones negativos) para producir un ácido débil. Entonces se dice que la sal de un ácido débil o de una base débil, o de ambos, de un ácido débil y una base débil, está hidrolizada. El grado de hidrólisis es la fracción del ion que reacciona con el agua. El término solvólisis se emplea para las reacciones de solutos con solventes en general.

Fundamento Terórico

Una sal se puede considerar que se forma a partir de un ácido y una base, el catión procede de la base, y puede tener carácter ácido, y el anión del ácido, por lo que puede tener carácter básico. Así, el KNO3, se forma por reacción de la base KOH (que aporta el catión K+) con el ácido HNO3 (que aporta el anión NO3-). Atendiendo a la fuerza del ácido y la base que dan lugar a la sal, existen cuatro tipos diferentes de hidrólisis:

1. Hidrólisis de sal de ácido fuerte-base fuerte como, por ejemplo, NaCl (Na+Cl-). Esta sal proviene del HCl (ácido fuerte) y del NaOH (base fuerte), por tanto Na+ y Cl-, serán respectivamente débiles. Na+ + H2O no hay reacción Cl- + H2O no hay reacción Por tanto el pH será neutro (no sufre hidrólisis ni el catión ni el anión)

2. Hidrólisis de sal de ácido débil-base fuerte como, por ejemplo, NaCN (Na+CN-). Esta sal proviene del HCN (ácido débil) y del NaOH (base fuerte), por tanto Na+ será débil y CN- fuerte. Na+ + H2O no hay reacción CN-+ H2O HCN + OH-. Se generan iones hidroxilo (iones hidróxido) , es decir elpH será básico (sufre hidrólisis el anión)

3. Hidrólisis de sal de ácido fuerte-base débil como, por ejemplo, NH4Cl (NH4+ Cl-). Esta sal proviene del HCl (ácido fuerte) y del NH3 (base débil), por tanto NH4+ será fuerte y Cl- será débil. Cl- + H2O no hay reacción NH4+ + H2O NH3 + H3O+. Se generan iones hidronio (hidroxonio) , el pH será ácido (sufre hidrólisis el catión)

4. Hidrólisis de sal de ácido débil-base débil como, por ejemplo, NH4CN (NH4+ CN-). Esta sal proviene del HCN (ácido débil) y del NH3 (base débil), por tanto NH4+ y CN- serán fuertes. NH4+ +H2O NH3 + H3O+ La constante de este equilibrio representará la Ka del NH4+ CN-+H2O HCN + OH- La constante de este equilibrio representará la Kb del CN- Si Ka > Kb , pH ácido; Si Ka < Kb , pH básico; Si Ka = Kb , pH neutro En este caso concreto Ka(NH4+) = 5,6·10-10 y Kb(CN-) = 2,0·10-5 Þ 2,0·10-5 > 5,6·10-10 Þ el pH será básico

Hidrólisis de los Polisacaridos

Los disacáridos y los polisacáridos deben ser hidrolizados hasta monosacáridos para poder pasar la pared intestinal para llegar al torrente sanguíneo y poder ingresar al interior de las células para su utilización.

La hidrólisis de un enlace glucosídico se lleva a cabo mediante la disociación de una molécula de agua del medio. El hidrógeno del agua se une al oxígeno del extremo de una de las moléculas de azúcar; el OH se une al carbono libre del otro residuo de azúcar. El resultado de esta reacción, es la liberación de un monosacárido y el resto de la molécula que puede ser un monosacárido si se trataba de un disacárido o bien del polisacárido restante si se trataba de un polisacárido más complejo.

5.11.SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Soluciones amortiguadoras

Los buffers o soluciones amortiguadoras son mezclas de ácidos o bases débiles combinadas con su sal conjugada que le confieren propiedades especiales a la solución resultante. La principal función de estos también llamados tampones químicos es la de mantener el pH de la solución invariable aún con el agregado de pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes. En este video aprenderemos a resolver ejercicios de buffers químicos.

https://www.youtube.com/watch?v=j2Z66L5eefg

 

La adición de pequeñas cantidades de ácido o base a una solución amortiguadora o buffer, produce solo un cambio pequeño de pH, porque el amortiguador reacciona con el ácido o base agregado. Las soluciones amortiguadoras se preparan con un ácido débil y una sal de ese ácido, o con una base débil y una sal de esa base.
Un amortiguador preparado con un ácido débil, HA, y una sal sódica de este ácido, NaA, contiene en solución el acido no ionizado en equilibrio con los iones correspondientes
 

HA (ac) ↔ H+(ac) + A- (ac) ácido
Na A ↔ Na+(ac) + A - (ac) sal

Y también los iones de la sal, que como electrolito fuerte se ioniza completamente, con el anión como ion común.
[H+][A-]
Para este par amortiguador, Ka = -----------
[HA]

La concentración de HA sin disociar es prácticamente igual a la concentración del ácido, pues la disociación de éste es ínfima. La concentración del anión A-es igual a la concentración de la sal, dado que ésta está totalmente ionizada. Aplicando logaritmos a la siguiente expresión obtenemos el valor de pH de la solución buffer. Expresión conocida como:
 

[HA]

[H+] = Ka --------
[A-]Ecuación de Henderson-Hasselbach pH = - log [Ka[HA]/[A-] ]


Por lo tanto, el pH del buffer dependerá del valor de Ka del ácido y de las concentraciones del ácido y de la sal.
Al agregar un ácido fuerte al amortiguador, los iones H+ del ácido fuerte son consumidos por el anión A- proveniente de la sal formando moléculas del ácido no ionizado, impidiendo que ocurran cambios en el pH.

H+(ac) + A-(ac) ↔ HA (ac)

Al agregar una base fuerte al amortiguador, los iones OH- de la base reaccionan con el ácido no ionizado, formando agua y el anión e impidiendo también que ocurran cambios en el pH.

 

OH - (ac) + HA (ac) ↔ H2O + A- (ac)

 

La escala del ph es utilizada para medir las concentraciones de los ioneshidronio y fue desarrollada por Sorensen en 1909. Según su propia definición elph de una solución es el valor negativo del logaritmo de la concentración deiones hidrógeno.

Potencial de hidrogenión (Ph):

el ph se determina con la concentración deH+ en moles/litro y se calcula el ph mediante la siguiente formula:

Ph=- log [H+]=Log 1 / [H+]

6. PROCESO DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

La misión de la cadena transportadora de electrones es la de crear un gradiente electroquímico que se utiliza para la síntesis de ATP. Dicho gradiente electroquímico se consigue mediante el flujo de electrones entre diversas sustancias de esta cadena que favorecen en último caso la translocación de protones que generan el gradiente anteriormente mencionado. De esta forma podemos deducir la existencia de tres procesos totalmente dependientes:

Un flujo de electrones desde sustancias individuales.

Un uso de la energía desprendida de ese flujo de electrones que se utiliza para la translocación de protones en contra de gradiente, por lo que energéticamente estamos hablando de un proceso desfavorable.

Cadena transportadora de electrones en bacterias

 

En eucariotas, el NADH es el donador de electrones más importante. En procariotas, es decir bacterias y arqueas la situación es algo más complicada, debido a que hay un gran número de donante de electrones y un gran número de aceptores. Si generalizamos el transporte en bacterias este podría quedar de la siguiente forma:

6.OXIDACION Y REDUCCION

OXIDACION - REDUCCIÓN

Las reacciones químicas de oxidación-reducción, conocidas también como reacciones redox, son aquellas en las que se transfieren electrones y este intercambio de electrones modifica los números de oxidación de los elementos participantes; es decir, unos ganan electrones y otros los pierden.

6.1NUMERO O INDICE DE OXIDACION, PROCESOS

NUMERO DE OXIDACION Y FORMULAS QUIMICAS

El número de oxidación es un entero positivo o negativo (creado por conveniencia entre los químicos). Los átomos, al ganar o perder electrones, adquieren una carga eléctrica que corresponde a la cantidad de electrones ganados o perdidos. La representación de esta carga se conoce como número de oxidación, la cual es diferente a la valencia, que es la capacidad de combinación de un elemento.

ESCRITURA DE FORMULAS QUIMICAS

Para escribir correctamente la fórmula química de un compuesto, se requiere:

• El número de oxidación de cualquier elemento químico es cero, así por ejemplo, el número de oxidación del sodio, hierro y carbono, en estado elemental es cero.

Nº2, Oº2, Naº, Feº, Cº

• El número de oxidación de cualquier ion atómico (catión, anión) es igual a su carga; por ejemplo:

ion sodio Na+ número de oxidación 1+

ion cloruro Cl+ Número de oxidación 1+

*por convención internacional se acostumbra poner el signo después del número.

El número de oxidación del hidrógeno es siempre 1+ excepto en los hidruros metálicos, donde es 1-;

por ejemplo:

1.     H2O (agua) hidrógeno H+, número de oxidación 1+

2.     NaH (hidruro de sodio) H-, número de oxidación 1-

El número de oxidación del oxígeno es siempre 2- excepto en los peróxidos donde es

1.     Feo [Óxido de hierro (II)], oxígeno O2, número de oxidación 2-

2.     H2O2 (peróxido de hidrógeno), oxígeno O-, número de oxidación 1- (o agua oxigenada)

• La suma de los números de oxidación de todos los elementos de un compuesto debe ser igual a cero y en un ion debe ser igual a la carga del mismo; por ejemplo:

CAMBIOS EN EL NUMERO DE OXIDACION

Es importante considerar los conceptos de oxidación y reducción, así como el número de oxidación para entender por qué en una transformación química se produce un cambio en el número de oxidación. La oxidación se define como el cambio que tiene un átomo, en el que aumentan sus cargas positivas o disminuyen las negativas, es decir, pierde electrones. Éstos necesitan pasar a otro átomo que incremente sus cargas negativas o reduzca las positivas con ganancia de electrones. Dicho proceso es contrario al de la oxidación y se le llama reducción. De acuerdo con esto, en una transformación química se lleva a cabo el cambio en el número de oxidación de un átomo. Cuando un clavo de hierro se deja a la intemperie se oxida. La reacción que tiene lugar es la siguiente:

El hierro en el FeO tiene dos cargas eléctricas positivas, es decir, tiene una pérdida en el número de electrones

Fe0 ---------------> Fe2+ + 2 e- (e- = electrones)

El número de oxidación del átomo del hierro, cambió de cero (recordando que cuando un elemento se encuentra sin combinar su número de oxidación es cero) a 2+, es decir, perdió dos electrones. El hierro pasó de Fe0 a Fe2 por lo que se oxidó. Mientras que el oxígeno aceptó los electrones cedidos por el hierro y con ello cambió su número de oxidación.

Oº + 4e- ----------------> 2O2- se reduce Oº + 2e - ---------------> O2- se reduce

El oxígeno pasó de O0 a O2-, se reduce.

Si en el laboratorio se combina zinc (granalla) con ácido clorhídrico, se producen dos transformaciones importantes:

Znº + H+ Cl- -----------> Zn2+ Cl-2 + Hº2 Zinc + Acido Clorhídrico -----> Cloruro de Zinc + Hidrógeno

• El zinc pasa de Zn0 a Zn2 se oxida, su número de oxidación cambia de 0 a 2+

Znº ------------------> Zn+2 + 2e-

• El hidrógeno pasa de H2 a H20, su número de oxidación cambia de H+ a Hº

2H+ + 2e- -------------------> Hº2

 

6.3 SERIE DE ACTIVIDAD DE LOS METALES  

Serie de actividad de los Metales:

En la naturaleza la mayoría de los metales se encuentran combinados ya que al contacto con el oxígeno y la humedad del aire,además del agua del suelo dan lugar a sus correspondientes óxidos, hidróxidos ycarbonatos.Solo los metales menos reactivos, llamados metales nobles, como el oro, platino y la plata pueden encontrarse libre en estado natural, de acuerdo a estos los metales se han clasificado según su capacidad de reacción, es decir, su reactividad frente a diferentes sustancias como lo son el oxígeno, agua, ácidos y bases, y se ha establecido una tabla comparativa, llamada

Serie de actividad

donde se comparan, aquí los metales que encabezan la serie son los mas reactivos, como el potasio y el Sodio y los que ocupan los últimos lugares son los menos reactivos, como el oro, platino y plata, es decir, se han clasificado en orden de reactividad decreciente. Potasio, sodio, calcio, magnesio, aluminio, zinc, fierro, plomo, mercurio, cobre, plata, platino y oro. Muchas propiedades de los elementos están determinadas principalmente por el número y organización de los electrones en sus átomos. La característica de los metales es que sus átomos tienden a perder sus electrones de valencia, entonces los metales que se oxidan con más facilidad que otros son más reactivos, es decir, seden electrones sin dificultad, por lo tanto la serie de actividad resume las tendencias relativas de los metales a liberar electrones en contacto con el agua.

 

6.4 CELDAS ELECTROQUIMICAS: ELECTROLITICAS Y VOLTAICAS

Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas, o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica. Un ejemplo común de celda electroquímica es la "pila" estándar de 1,5 voltios. En realidad, una "pila" es una celda galvánica simple, mientras una batería consta de varias celdas conectadas en serie.

 

 

TIPOS DE CELDAS ELECTROQUIMICAS

·         La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres decelda galvánica, pila galvánica o pila voltaica. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.

·         La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También se la conoce como cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.

CELDA VOLTAICA

Una celda galvánica o celda voltaica consta de dos semiceldas conectadas eléctricamente mediante un conductor metálico, y también mediante un puente salino. Cada semicelda consta de un electrodo y un electrolito. Las dos semiceldas pueden utilizar el mismo electrolito, o pueden utilizar electrolitos diferentes. Las reacciones químicas en la celda pueden implicar al electrolito, a los electrodos o a una sustancia externa (como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrógeno gaseoso como reactivo). En una celda voltaica completa, las especies químicas de una semicelda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones (reducción) desde su electrodo. Un puente salino se emplea a menudo para proporcionar un contacto iónico entre las dos medias celdas con electrolitos diferentes, para evitar que las soluciones se mezclen y provoquen reacciones colaterales no deseadas.¹ Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado en solución saturada de nitrato de potasio.