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.

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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.

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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.

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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."

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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:

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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.

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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).

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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,

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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.

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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.

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

 

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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.

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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:

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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).

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

QUIMICA II GUIA

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.

M. en C. IRMA PEREZ VILLEDA SAETI

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