Reacciones químicas inorgánicas, estequiometría y soluciones

Unidad I
Reacciones Químicas Inorgánicas
• Definición y clasificación de las rxns químicas4
• Ecuación química.4
• Definición4
• Partes que forman a la ecuación química.4
• Terminología.4−5
• Tipos de rxns químicas5
• Clasificación General: Adición, Análisis, Sustitución Simple, Sustitución Doble, Iónicas y Reversibles.5−6
• Rxns Termoquímicas: Exotérmicas y Endotérmicas..6−7
• Balanceo de ecuaciones químicas..7
• Definición..7
• Métodos: Tanteo y Algebraico..7
• Método Redox: Asignación de No. De oxidación, reducción, agente oxidante y reductor..7−8
Unidad II
Estequiometría
• Definición.....8
• Leyes Fundamentales9
2.1 Ley de Conservación de la Materia..9
2.2 Ley de las Proporciones Definidas9
2.3 Ley de las Proporciones Múltiples9
2.4 Ley de las Proporciones Reciprocas9
2.5 Ley de los Volúmenes de Combinación..9
2.6 Ley de Avogadro..9
3. Mol o Molécula9
3.1 Definición..9
3.2 No. De Avogadro...10
3.3 Átomo gramo..10
3.4 Peso molecular..10
3.5 Volumen molecular gramo...10
4. Cálculos estequiométricos..10
1
4.1 Composición Porcentual.10−11
4.2 Formula mínima.12
4.3 Formula molecular........12
4.4 Formula real...12
5. Relaciones ponderales..12−13
5.1 Mol − mol........14
5.2 Mol − masa...14−15
5.3 Masa − masa..15
6. Relaciones volumétricas.16
6.1 Volumen − masa16
6.2 Volumen − volumen..17
Unidad III
Soluciones
• Generalidades..17
• Definición de solución...17
• Componentes: soluto, solvente...17
• Tipos de soluciones.18
• De acuerdo a su estado físico: gaseosas, líquidas y sólidas.18
• De acuerdo a su composición relativa: diluidas, concentradas o insaturadas, saturadas,
sobresaturadas..18−19
• De acuerdo a la disolución de sus componentes: electrolíticas, no electrolíticas19
• Solubilidad.19
• Definición de solubilidad..19
• Factores que afectan la solubilidad19
• Naturaleza de los reactivos.19
• Superficie de contacto..19
• Presión19
• Temperatura...19
• Concentración de las soluciones...20
• Concentración expresada en unidades físicas.20
• Porcentaje peso.20
• Porcentaje volumen..20
• Partes por millón (ppm)20
• Concentración expresada en unidades químicas21
• Molaridad21
• Molalidad.21
• Normalidad21−22
• Fracción molar...23
• Ácidos y bases..23
2
• Generalidades..23−24
• Teoría de Arrhenius, teoría Brönstend − Lowry, teoría de Lewis..24−26
• Escala de pH (Potencial de Hidrógeno)...26−28
• Cálculo de pH, pOH, [H3O+], [HO−] en soluciones ácidas y básicas..26−28
Bibliografía29
Anexos (Ejercicios)..30 −>l
Unidad I
Reacciones Químicas Inorgánicas
Es la unión de 2 ó mas sustancias donde el producto es llamado compuesto porque se dio una transformación
en la energía y la estructura intima de la materia.
Su clasificación es la siguiente:
• Inmediatas. Se producen sin la intervención de energía externa. Para que se efectúen basta poner en
contacto las sustancias; por ejemplo la rxn entre sodio y agua
• Provocadas. Cuando se inician gracias a la acción de un agente externo; por ejemplo para producir la rxn
entre el H y el O es necesaria la influencia de una flama.
• Instantáneas. Si se producen en un tiempo muy breve reciben esta clasificación, tal es el caso en la
combinación del O y el H por la acción de una chispa eléctrica.
• Lentas. Requieren de un tiempo más o menos largo; por ejemplo, la oxidación del hierro o una
fermentación por ejemplo.
• Totales o ilimitadas. Esta se basa en la cantidad de reactivos. Una rxn esta en esta clasificación si se lleva a
cabo de un modo completo, es decir, que al finalizar no queden restos visibles de los cuerpos que
reaccionaron.
• Limitadas. Tomando en cuenta lo anterior, si la rxn termina antes de que se hayan transformado la totalidad
de alguno de los reactivos se denominará limitada.
Ecuaciones Químicas.
Son formas de representar las rxns químicas en forma abreviada y simbólica, cuentan con 2 partes principales
que son las sustancias que se van a transformar denominadas reactivos y las que resultan que se llaman
productos.
La terminología usada en las ecuaciones es la siguiente:
(!) la ecuación química consta de 2 miembros separados por esta flecha, la cual significa reaccionan y
producen
En el primer miembro de la ec. química se escriben las formulas de los reactivos y en el segundo la de los
productos. Si existen 2 ó mas sustancias en cada miembro sus formulas se separan con el signo mas (+).
Hay simbologías para expresar el estado de agregación de la molecular:
(s) sólido, (li) líquido, (g) gas
(!) soluto (sólido) sin disolver en un solvente (líquido) por lo que la sustancia está precipitándose o hubo una
sedimentación.
3
(!) quiere decir que ocurre una liberación de gas.
Simbologías para representar el disolvente usado:
(ac) ó (aq) solución acuosa, el soluto está disuelto en el solvente que es agua.
En otros casos se escribe el nombre del disolvente como por ejemplo
(éter) solvente éter ó (EtOH) solvente alcohol etílico
Símbolos para indicar el sentido de la rxn:
(!) Directa, se produce.
(!) Inversa, se puede volver a formar la sustancia original.
(!) Reversible
Simbología para expresar las condiciones en que se lleva a cabo la rxn:
" Símbolo Delta que simboliza el calor, o también para saber si la rxn es endotérmica o exotérmica, se puede
especificar la temperatura con C ó F, la temperatura absoluta se da en K ó R.
La presión se puede simbolizar de la siguiente forma:
atm, lb/in, mmHg ó PSI
El " funciona como catalizador, los cuales inhiben o aceleran la rxn, estos se suelen escribir arriba de la flecha
del sentido de la rxn.
Simbologías características de las formulas de una ec.
Coeficiente, indica el número de moléculas que se encuentran en una rxn.
Subíndice, indica el número de átomo de un mismo elemento en una molécula.
Subíndice de un paréntesis, indica el número de iones que presentan una molécula. También se le conoce
como grupo aniónico o también llamado radical.
Ejemplos
3H2SO4 + 2Fe(OH)3 ! Fe2(SO4)3 + 6H2O
Tipos de Rxns Químicas.
Todas las rxns químicas pueden clasificarse en los siguientes tipos:
• Adición. Unión de 2 ó mas elementos o compuestos sencillos para formar un único compuesto. Igual es
llamado rxns de síntesis o combinación directa. Ejemplos:
Fe + S ! FeS y H2O + SO3 ! H2SO4
4
• Análisis. Formación de 2 ó mas sustancias, elementales o no, a partir de un solo compuesto. Este tipo de
rxns es inverso al de adición. También reciben el nombre de descomposición. Ejemplos:
CaCO3 ! CAO + CO2 ó 2H2O ! 2H2 + O2
• Sustitución Simple. Rxns que ocurren cuando un átomo o grupo de átomos sustituyendo reemplazan a otros
átomos diferentes que forman las moléculas de un compuesto igual llamadas, rxns de desplazamiento.
Ejemplos
Fe + CuSo4 ! FeSO4 + Cu
• Doble Sustitución. Igual son llamadas de doble desplazamiento, de transposición o metátesis. Este tipo de
rxns ocurren entre 2 compuestos con intercambio de elementos para formar 2 nuevos compuestos.
Ejemplos.
AgNO3 + NaCl ! NaNP3 + AgCl!
• Iónicas. Las rxns de doble desplazamiento vistas anteriormente con frecuencia ocurren en una disolución
acuosa, es especial como compuestos iónicos. Ejemplos:
De la ec. de doble sustitución:
AgNO3 + NaCl ! NaNP3 + AgCl!
La ec. iónica sería:
[Ag+ + NO3 −] + [Na+ + Cl−1] ! [Na+ + NO3− + AgCl!]
ac ac
Y la ecuación simple:
Ag +Cl ! AgCl!
Así pues, las rxns iónicas son rxns en las que intervienen iones.
• Reversibles. Aquellas en las que las sustancias resultantes (productos) reaccionan entre si para formar las
sustancias originales (reactivos). Ejemplos:
CaCO3 ! CaO + CO2 ó 2SO2 + O2 ! 2SO3
Rxns Termoquímicas
En general, las rxns químicas se representan mediante ecuaciones que sólo se refieren a la transformación de
las sustancias, pero no indican el cambio de energía que tiene lugar en ellas. No obstante, si en estas
ecuaciones se indica en el segundo miembro el calor producido o absorbido, reciben el nombre de ecuaciones
termoquímicas.
• Rxns exotérmicas. Cuando al ocurrir una rxn se desprende calor se dice que es exotérmica. Sea la rxn entre
los reactivos A y B para formar los productos C y D y la cantidad de calor liberado ", siendo " = Eq − Ei; lo
que significa que el calor liberado en una rxn exotérmica es la diferencia de contenido energético entre
reactivos y productos. Ejemplos:
5
H2SO4(ac) + Zn(s) ! ZnSO4(ac) + H2(g) − 37.63 kcal
C(s) + O2(g) ! CO2(g) − 94.05 kcal
• Rxns endotérmicas. Si por el contrario, se absorbe calor se dice que la rxn es endotérmica y las ecuaciones
que lo representan se observan en los siguientes ejemplos donde: Ei − Eq = + "
Ejemplos
BaO2(s) ! BaO(s) ½ O2(g) + 18.6 kcal
H2O(g) + Cl2(g) ! 2HCl ½ O2(g) + 27.36 kcal
Balanceo de Ecuaciones Químicas
Significa encontrar la igualdad entre los 2 miembros de la misma. Esto es buscar la igualdad entre los átomos
del 1º miembro con los mismos átomos del 2º miembro, mediante coeficientes escritos antes de las formulas
que indiquen el numero de moléculas de cada sustancia que interviene en la rxn,
Hay que tomar en cuenta que los coeficientes afectan a todos los subíndices de los átomos y que estos nunca
deberán alterarse.
Método de Tanteo
Es por así decirlo el método mas fácil para balancear, es un método de ensayo y error en el que hay que tomar
en cuenta lo siguiente:
• No se deben de alterar los subíndices
• Las moléculas no deben ser descompuestas en números
• Se pueden emplear coeficientes
Método Algebraico
Los pasos de este método son los siguientes:
• Se asignan letras diferentes a cada formula en ambos miembros de la ecuación algebraica
• Para cada elemento químico se escribe una ecuación matemática que iguale el número de átomos antes y
después de la rxn. Los subíndices pasaran a ser los coeficientes de las letras escogidas.
• Se asigna un valor arbitrario a una de las incógnitas para resolver la ecuación.
• De acuerdo a los valores obtenidos si un coeficiente queda fraccionado multiplicarlo por el valor del
denominador.
• Sustituir los coeficientes en la rxn.
Método Redox
Pasos de este método:
• Establecer los estados de oxidación de los compuestos.
• Analizar la ecuación para establecer los compuestos que oxidan−reducen y encontrar semirreacciones.
• Establecer coeficientes bases
• Balancear por tanteo.
6
Asignación del Número de Oxidación.
Al emplear el método redox para balancear ecuaciones no debemos olvidar que:
• Cuando un elemento no se encuentra combinado, su numero de valencia es cero.
• El número de valencia del hidrógeno (H) es 1+.
• El número de valencia del oxígeno (O) es 2−.
• El número de valencia de los elementos del grupo IA de la tabla periódica es 1+.
• El número de valencia de los elementos del grupo IIA de la tabla periódica es 2+.
• El número de valencia del aluminio es 3+.
• El numero de valencia de los halógenos es 1− si en la molécula no hay oxigeno.
• El número de valencias positivas es igual al de negativas en una formula escrita correctamente.
Oxidación
Un átomo se oxida cuando:
• Pierde electrones.
• Su número de valencia aumenta.
Reducción
Un átomo se reduce cuando:
• Gana electrones.
• Su número de valencia disminuye.
Agente oxidante y agente reductor.
Al elemento que se reduce se le llama agente oxidante. En tanto que al elemento que se oxida se le llama
agente reductor.
En muchas rxns químicas ocurre que los elementos que intervienen cambian su número de valencia, lo que
indica que se han ganado o perdido electrones. A éstas se les llama rxns de oxidación−reducción.
Para balancear las ecuaciones de este tipo de rxns se emplea el método de reducción−oxidación, o en forma
abreviada, el método redox.
Unidad II
Estequiometría
Es la parte de la química que trata los cálculos de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las
ecuaciones químicas, recibe el nombre de estequiometría; dicho de otro modo, la estequiometría estudia la
composición de las sustancias en masa o volumen.
Leyes Fundamentales
La estequiometría se rige por 6 leyes que se dividen en dos grupos, las ponderales (masas) y las volumétricas,
las cuales enunciaremos a continuación:
• Ley de la conservación de la materia (masa). Esta ley fue establecida en 1774 por Antoine Laurent
7
Lavoisier. Se a enunciado de diversas maneras, una de ellas indica que en cantidades ponderables en toda
rxn o proceso químico la masa total de las sustancias que intervienen, permanece invariable antes y después
del fenómeno. Esta ley afecta la forma como deben de escribirse las rxns químicas. El número de átomos de
cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación.
• Ley de las proporciones definidas. A esta ley también se le conoce con el nombre de Ley de las
proporciones constantes o Ley de Proust, en honor a quien la estableció en 1801. el enunciado nos dice dos
o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma
proporción
• Ley de las proporciones múltiples o de Dalton. Relaciona los pesos de dos elementos cuando éstos forman
más de un compuesto. Además, establece que diferentes cantidades de un mismo elemento que se combinan
con una cantidad fija de otros elementos, para formar diversos compuestos, se hallan en relación sencilla
que puede expresarse en números enteros.
• Ley de las proporciones recíprocas. También conocida como la Ley de Richter se enuncia de la siguiente
forma: los pesos de los elementos deferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son
los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre si, o bien, múltiplos o submúltiplos de
estos pesos.
• Ley de los volúmenes de combinación. Gay−Lussac en 1809 formuló la ley de los gases que sigue asociada
a su nombre, la ley de Gay−Lussac de los volúmenes de combinación afirma que los volúmenes de los
gases que intervienen en una rxn química (tanto de reactivos como de productos) están en la proporción de
números enteros pequeños (1 a 1, 3 a 2, 2 a 1, etc.)
• Ley de Avogadro. El físico italiano Amadeo Avogadro en 1811 indica que las moléculas están formadas
por partículas mas pequeñas llamadas moléculas diatómicas (H2, O2, Cl2, N2, F2), de tal manera que las
sustancias al reaccionar desdoblan sus moléculas momentáneamente en átomos y estos son los que se
combinan entre si para formar otras moléculas distintas que corresponden a las sustancias que resultan en la
rxn. La ley de Avogadro establece que volúmenes iguales de todos los gases con igual presión y
temperatura tienen el mismo número de moléculas.
Mol o Molécula
Es la cantidad de una sustancia cuya masa en gramos es igual al peso molecular.
Número de Avogadro
El número de moléculas que existen en un mol es igual a 6,0221367 x 1023 y se llama número de Avogadro y
se representa por el símbolo NA o L. en una mol de cualquier sustancia hay 602 000, 000 000, 000 000, 000
000, (seiscientos dos mil trillones) de moléculas.
Átomo Gramo
Es de igual valor que el peso atómico, pero expresado en gramos (no en umas).
Peso Molecular
Es la suma de los pesos atómicos de los átomos que forman la molécula. También es promedio, también es
relativo, y se puede expresar en umas o en una nueva unidad llamada umm (unidad másica molecular) que
tiene igual valor numérico.
Volumen Molecular Gramo
El volumen que ocupa una mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y de temperatura es igual
a 22.4 l y se llama volumen molar o volumen molecular gramo.
8
Presión normal = 1 atm = 760 mmHg
Temperatura normal = 0 ºC = 273 K
Tres moles de cualquier gas ocupan: 22.4 l x 3 = 67.2 l
0.5 mol ocupan: 22.4l x 0.5 = 11.2 l
Cálculos Estequiométricos
Los cálculos estequiométricos son aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se va a
obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos o, por el contrario, las
cantidades de reactivo que se han de utilizar para obtener una determinada cantidad de producto.
Composición Porcentual
Sabemos que la cantidad de materia, es decir, la masa de los átomo se concentra en su núcleo y que la unidad
para medirla es 1/12 de la masa del isótopo 12 de carbono llamada unidad de masa atómica (uma)
Además, conoces que lo átomos de un , mismo elemento no son exactamente iguales en su masa, es por eso
que las masas atómicas que se consignan en la tabla periódica son fraccionarias, y corresponden al promedio
de las masas de los distintos isótopos que forman un elemento dado. Ejemplo:
Elemento
Hidrógeno
Oxígeno
Carbono
Magnesio
Símbolo
H
O
C
Mg
Masa atómica
1.00797 uma
15.9994 uma
12.01115 uma
24.312 uma
Entero mas aproximado
1
16
12
24
Se busca el entero mas aproximado a la uma para facilitar los cálculos.
Para obtener la composición porcentual de las sustancias:
• Se obtiene la masa molecular.
• Tomando la masa molecular como el 100%, se determinan las proporciones de las masas de cada uno de los
constituyentes
Ejemplo calculando la composición porcentual del hidróxido de sodio (NaOH).
NaOH
Na − 23 x 1 = 23 uma O − 16 x 1 = 16 uma H − 1 x 1 = 1 uma s 40 uma
Para el Sodio (Na):
40: 100: :23 : x x = 100 x 23/40 Sodio (Na) − 57.5%
Para el Oxígeno (O):
40: 100: :16 : x x = 100 x 16/40 Oxígeno (O) − 40 %
9
Para el Hidrógeno (H):
40: 100: :1 : x x = 100 x 1/40 Hidrógeno (H) − 2.5%
Ahora se suman los porcentajes:
Na − 57.5% O − 40% H − 2.5% Total − 100%
En este caso la suma de los porcentajes es 100 ya que en las divisiones no hubo residuos.
Formula Mínima.
También es llamada empírica, la cual se refiere a la proporción en números enteros de los átomos de cada
elemento en un compuesto (NaCl, H2SO4, CaBr2, etc.)
Formula Molecular.
Representa el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto (H2O, C6H6, NH3,
etc.)
En este momento vale la pena aclarar que la fórmula molecular del benceno (compuesto covalente) es C6H6
aunque su fórmula empírica es CH. De manera fundamental, la fórmula empírica se aplica para los
compuestos iónicos; no obstante, también se utiliza para expresar la mínima relación entre el número de
átomos en las moléculas de los compuestos covalentes.
Aun mas respecto al cloruro de sodio (y los compuestos iónicos en general) no se puede hablar de moléculas
sencillas ya que se trata de una combinación de muchos iones sodio (Na+) con muchos iones cloruro (Cl−).
De ahí que, estrictamente, la mol se refiere a compuestos covalentes y para indicar el mismo concepto,
referido a compuestos iónicos, se usa la expresión peso (masa) fórmula gramo, aunque algunos autores
emplean el término mol para referirse tanto a la masa molecular gramo como a la masa formula gramo.
Nosotros emplearemos el término mol indistintamente.
Formula Real.
La formula real de un compuesto puede ser la formula empírica o un múltiplo de ella. Para determinar la
formula real de un compuesto es necesario conocer, en primer lugar, la formula empírica y la masa molecular
de dicho compuesto. Ahora bien, para determinar la formula empírica es necesario conocer la composición
porcentual del compuesto y las masas atómicas de sus constituyentes.
Relaciones Ponderales.
Una ecuación química balanceada nos proporciona suficiente información para realizar cálculos
estequiométricos referidos a las sustancias que intervienen en ella. Por ejemplo, durante la combustión del
metano se produce dióxido de carbono y agua. La representación de esta rxn sería:
CH4 + 2O2 ! CO2 + 2H2O
De manera cualitativa, esta ecuación nos muestra que el metano reacciona con el oxigeno para producir
dióxido de carbono y agua; pero cuantitativamente, que es lo mas importante, en estequiometría nos indica
que una molécula de metano se combina con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido
de carbono y dos de agua.
10
Además, la formula nos indica la masa molecular, por lo cual se deduce que:
16 uma + 2(32) uma ! 44 uma + 2(18) uma
16 uma de CH4 + 64 uma de O2 ! 44 uma de CO2 + 36 uma de H2O
Como en la práctica es imposible trabajar con moléculas individuales, a nivel molar se tiene que:
+!+
Lo que expresado en gramos es:
16 g de CH4 + 64 g de O2 ! 44 g de CO2 + 36 g de H2O
16 g + 64 g ! 44 g + 36 g
Aquí podemos plantear un problema:
¿Cuántas moléculas de metano (CH4) reaccionando con el suficiente (O2) se necesitan para obtener 4 moles
de agua (H2O)?
La ecuación nos indica que con un mol de metano (CH4) se obtienen dos de agua (H2O), por lo que se
establece la relación
1 mol CH4 −−−−−−−−−− 2 moles H2O x moles CH4 −−−−−−−−−−−− 4 moles H2O x = 1 mol CH4 x 4
moles H2O/2 moles H2O x = 2 moles CH4
Para resolver problemas de este tipo, en primer lugar se escribe la ecuación balanceada que representa la rxn
indicada en el problema.
Enseguida, se lee con atención el problema para saber qué se pregunta y cuáles son los datos que se
proporcionan.
Después, se identifican las sustancias en la ecuación y se escriben en la parte superior de sus fórmulas los
datos que se han obtenido al leer el problema. Después, en la parte inferior de estas mismas fórmulas se
escribe la masa en moles o graos que indican.
De la disposición de tales datos en la ec. se establece la relación y se hacen las operaciones correspondientes
para obtener el resultado.
Ejemplos:
Relación mol − mol
Calcular la cantidad de moles, que se obtienen de sosa cáustica (hidróxido de sodio, NaOH) cuando
reaccionan totalmente 0.45 mol de cal apagada (hidróxido de calcio), Ca(OH)2, con carbonato de sodio
(Na2CO3):
Ecuación:
11
(2) (1) 0.45 mol x Na2CO3 + Ca(OH)2 ! 2 NaOH + CaCO3 1 mol 2 moles (3) (4)
En el problema no se pregunta nada del carbonato de sodio ni se proporciona ningún dato; por eso no se le
considera para resolver el problema.
Enseguida, se obtienen y escriben las moles que indican las fórmulas de las sustancias identificadas, en la
parte inferior de las mismas:
Na2CO3 + Ca(OH)2 ! 2 NaOH + CaCO3 1 mol 2 moles (3) (4)
Se plantea el problema:
0.45 moles −−−−−−−−−− x 1 mol −−−−−−−−−− 2 moles x = 0.45 mol x 2 moles/1 mol x = 0.9 mol
Por lo tanto, el resultado es que se obtienen 0.9 mol de NaOH.
Relación mol − masa
¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio (Mg3N2) se obtienen cuando reaccionan 3.2 moles de amoniaco
(NH3) con el suficiente magnesio (Mg)?
Ecuación:
(2) (1) 3.2 moles xg xg 2NH3 + 3Mg ! Mg3N2 + 3H 2 mol 100.9 g (3) (4)
¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio (Mg3N2)(1) se obtienen cuando reaccionan 3.2 moles de amoniaco
(NH3)(2)
NH3 Mg3N2 2 moles (3) 100.9 g (4) Mg: 24.3 x 3 = 72.9 N: 14 x 2 = 28 Total = 100.9 g
Las unidades empleadas para las sustancias deben ser congruentes. Se plantea:
3.2 moles −−−−−−−−−− x 2 mol −−−−−−−−−− 100.9 x = 3.2 moles x 100.9 g/2 moles x = 161.44 g
Se obtienen 161.44 g de Mg3N2.
Relación masa − masa
Se requiere neutralizar 50 g de acido sulfúrico (H2SO4). ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH) se
deben emplear?
Ecuación:
(1) (2) (2) 50 g x x H2SO4 + 2NaOH ! Na2OH4 + 2 H2O 98 g 80 g 80 g (3) (4) (4)
se requiere neutralizar 50 g de acido sulfúrico (H2SO4)(1),
¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH)(2):
H2SO4 1 mol H: 1 x 2 = 2 S: 32 x 1 = 32 O: 16 x 4 = 64 Total = 98 g (3)
12
NaOH 2 moles Na:23 x 1 = 23 O: 16 x 1 = 16 H: 1 x 1 = 1 Total = 2(40)g (4)
Se plantea:
50 g −−−−−−−−−− x 98 g −−−−−−−−−− 80 g x = 50 g x 80 g/98 g x = 40.8 g
Se necesitan 40.8 g de NaOH.
Relaciones Volumétricas.
Con lo elementos vistos anteriormente, podemos realizar los cálculos que impliquen masas y volúmenes, bajo
condiciones NPT. Es indispensable usar unidades congruentes en las sustancias consideradas: gramos con
gramos, litros con litros, moles con moles, etc.
Ejemplos:
Relación volumen − masa
¿Cuántos gramos de clorato de potasio (KClO3) se necesitan para obtener 10 l de oxígeno (O2)?
Ecuación:
(1) (2) (2) x 10 l 10 l 2KClO3 ! 2KCl + 3O2 245 g 67.2 l 67.2 l (3) (4) (4)
¿Cuántos gramos de clorato de potasio (KClO3) (1)
se necesitan para obtener 10 l de oxígeno (O2)? (2)
Moles de KClO3 (en gramos):
K: 39 x 1= 39 Cl: 35.5 x 1 = 35.5 O: 16 x 3 = 48 Total = 122.5 g x 2 = 245 g (2 moles) (3)
Moles de O2 (en litros): 22.4 l x 3 = 67.2 l (4)
Se plantea:
x g −−−−−−−−−− 10 l 245 g −−−−−−−−−− 67.2 l x = 245 g x 10 l/67.2 l x = 36.4 g
Para obtener 10 l de O2 se necesitan 36.4 g de KClO3.
Relación volumen − volumen
Calcular el volumen, en litros, de oxígeno (O2) que reacciona totalmente con bisulfuro de carbono (CS2); que
es necesario para obtener 50 l de dióxido de azufre (SO2) en condiciones NPT:
Ecuación:
(1) (1) (2) x x l 50 l CS2 + 3O2 ! CO2 + 2SO2 3(22.4) 3(22.4) 2(22.4) = 67.2 l = 44.8 l
Calcular el volumen de oxígeno (O2) en litros (1)
13
que reaccionando totalmente con bisulfuro de carbono (CS2), se necesita para obtener 50 l de dióxido de
azufre (SO2) en condiciones NPT (2)
Se plantea:
X −−−−−−−−−− 50 l 67.2 l −−−−−−−−−− 44.8 l x = 67.2 l x 50 l/44.8 l x = 75 l
Se necesitan 75 l de O2.
Unidad III
Soluciones
Las soluciones son mezclas homogéneas en donde la proporción de los componentes es variable.
Fundamentalmente se forman por 2 partes, el disolvente (o solvente) que es el componente en mayor cantidad
y el soluto que comprende la menor cantidad.
En las soluciones las partículas se entremezclan a nivel molecular, atómico o iónico. No es fácil redecir cuáles
sustancias se disuelven entre si, pero de acuerdo a las fuerzas que interactúan entre las partículas, un solvente
polar disolverá a un soluto polar, pero es poco probable que disuelva a un soluto no polar. Asimismo un
solvente no polar disolverá a un soluto no polar, debido a que las moléculas de ambos están sujetas solo a
fuerzas de Van der Waals y las partículas del soluto. Debido a ese movimiento constante al azar, la disolución
entre solvente no polar y un soluto polar es poco probable.
Fuerza de van der Waals, es una fuerza intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a distancia
entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos
y entre dipolos permanentes.
Las fuerzas entre dipolos instantáneos o inducidos se producen entre moléculas no polares como es el caso del
oxígeno, el nitrógeno o el cloro, y también entre átomos como el helio o el neón, y reciben el nombre de
fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas es el responsable de que estas sustancias puedan ser licuadas e
incluso solidificadas. Las nubes electrónicas de las moléculas o de los átomos sufren vibraciones y producen
dipolos con una orientación determinada, pero de vida muy breve ya que un instante después el dipolo tiene la
orientación contraria. Estos dipolos inducen otra deformación en las moléculas contiguas y originan fuerzas
de atracción entre ellas.
Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, como el dióxido de
azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo de una molécula y el polo
opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo débiles pero son más intensas que las fuerzas
de dispersión y, aunque éstas siguen existiendo, predominan las de atracción dipolo−dipolo.
Tipos de Soluciones
De acuerdo a su estado físico.
De acuerdo a su estado fisco las soluciones pueden ser gaseosas, sólidas y como en la mayoría de los casos
liquidas.
• Gaseosas: gas en gas, líquido en gas, sólido en gas. Ejemplos de estas son el aire la niebla y el humo.
• Sólidas: gas en sólido, liquido en sólido, sólido en sólido. Ejemplos, hidrogeno en platino, amalgama de
plata y el acero
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• Líquidas: gas en líquido, liquido en líquido, sólido en líquido.
El agua se denomina solvente universal ya que actúa como solvente en la mayoría de las soluciones llamadas
por tanto soluciones acuosas.
De acuerdo a su composición relativa.
Si consideramos la proporción relativa de sus componentes, las soluciones se dividen en cuatro grupos, los
cuales son:
• Diluidas. Es cuando existe una cantidad relativamente pequeña del soluto comparada con la unidad de
volumen de la solución.
• Concentrada. Cuando la cantidad de soluto es relativamente grande.
• Saturada. Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto, a una temperatura determinada, de tal
forma que si se sigue agregando solo llegara un momento en que las partículas del soluto recién agregadas
ya no se disuelvan debido a que existe un equilibrio dinámico; se dice, entonces, que la solución se ha
saturado.
• Sobresaturada. Es la que contiene a una temperatura dada mas soluto que la saturada. Para lograrlo, se
disuelve más soluto a una temperatura mayor, y luego se vuelve a la temperatura inicial dada. La solución
sobresaturada es inestable y se da debido a que los sólidos (soluto) no cristalizan si no encuentran una
superficie especial (un cristal de soluto, polvo, etc.)
De acuerdo a la disociación de sus componentes.
En química, las soluciones mas importantes son las acuosas y tomando en cuenta la disociación de sus
componentes se dividen en dos clases:
• Soluciones electrolíticas. También son llamadas iónicas, son el tipo de soluciones que conducen la corriente
eléctrica.
• Soluciones no electrolíticas. Como su nombre lo indica son lo contrario de las anteriores ya que son el tipo
de soluciones que no conducen electricidad.
Solubilidad.
Solubilidad de una sustancia se refiere a la cantidad de soluto que se necesita en una sustancia para tener una
solución saturada a una temperatura determinada.
Factores que afectan a la solubilidad.
Existen varios factores que afectan a la solubilidad, los cuales son los siguientes:
• Naturaleza de los reactivos. La solubilidad depende de este factor en especial en el caso de los gases,
ya que estos solo se disuelven en los líquidos en una proporción que depende de la naturaleza de
ambos.
• Superficie de contacto. Influye en la rapidez con que una sustancia se disuelve, ya que es importante
cuanta superficie de contacto existe con el disolvente. Basta imaginarse un cubo cuyas caras tengan
1mm2 de área, la superficie total del cubo es de 6 mm2. Al dividirse en 2 partes iguales quedaran 2
cristales que tendrán cada uno 4 caras de 0.5 mm2 y 2 de 1 mm2, lo que nos da una superficie total,
en los 2 cristales, de 8 mm2. Al dividir el cristal original se obtiene más superficie de contacto lo que
aumenta la velocidad con que el soluto se disuelve.
• Presión. Esta no afecta considerablemente a una solución, a menos que el soluto sea un gas. La
cantidad de un gas que se disuelve en cierta cantidad de solvente es mayor en tanto la presión
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aumente. La Ley de Henry establece que la masa de un gas absorbido (disuelto) por un líquido es
proporcional a la presión a que se encuentra sometido el gas.
• Temperatura. En general, la solubilidad de las sustancias sólidas en agua aumenta con la temperatura.
Concentración de las Soluciones.
Los términos diluida y concentrada resultan imprecisos cuando se usan para expresar las cantidades de los
componentes de una solución. Para caracterizar una solución debe indicarse la cantidad de soluto que existe
en una cantidad determinada de solución o solvente, de esta forma se indica la concentración de una sustancia
en una solución considerada. Para expresar la concentración pueden emplearse unidades físicas, como gramos
para referirse a la masa (peso), y cm3 y o litros si se habla de volumen, o unidades químicas o moles o
equivalentes gramos.
Expresadas en unidades físicas.
Los siguientes métodos emplean unidades físicas:
• Porcentaje en masa (peso). Para encontrar el porcentaje en masa se considera que la masa total de la
solución (masa del soluto + masa del solvente) representa el 100% por lo que el porcentaje del soluto
se obtiene de la siguiente manera:
% masa = masa del soluto/masa de la solución (100)
• Porcentaje en volumen. Este procedimiento se emplea cuando el soluto y el solvente son líquidos. Si
se considera que el volumen total de la solución representa el 100%, el porcentaje del soluto se
obtiene con:
% volumen = volumen del soluto/volumen de la solución (100)
• Partes por millón (ppm). Este procedimiento se emplea para soluciones acuosas muy diluidas, y
expresa el número en mg de soluto que existe en 1 kg de solución. Se considera que 1 kg de solución
tiene un volumen de 1 l aproximadamente (1 kg = 1 000 g = 1 000 000mg)
Ppm = mg de soluto/ litros de solución
Ejemplo:
¿Cuál es la concentración en ppm si 1.5 mg de iones Na+ se encuentran disueltos en una solución cuyo
volumen es de 2.5 l??
Se plantea:
1.5 mg −−−−−−−−−− 2.5 l x g −−−−−−−−−− 1 l x = 1.5 mg x 1 l / 2.5 l x = 0.6 ppm
Expresadas en unidades químicas.
Estos son métodos químicos para expresar la concentración, esto es, relación soluto−disolvente.
• Molaridad (M). Se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución. La
relación se expresa:
M = moles de soluto/volumen de solución (l)
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Una solución 1 M (uno molar) será aquella que contenga una mol del soluto en un litro de solución.
Ejemplo:
Se disuelven 80 g de hidróxido de sodio (NaOH) en agua y se obtiene 2 l de solución. ¿Cuál es la molaridad
de esta solución?
En primer lugar se obtiene el número de moles que representan 80 g de NaOH
Na: 23 x 1 = 23 O: 16 x 1 = 16 H: 1 x 1 Total = 40
40 g −−−−−−−−−− 1 mol 80 g −−−−−−−−−− x moles x = 80 g x 1 mol / 40 g x = 2 moles
M (NaOH) = 2 moles / 2 l = 1 mol / l = 1 M
Resultado La solución es 1 M
• Molalidad (m). Se define como el número de moles del soluto que se disuelve en 1 kg (1 000 g) de
disolvente. Una solución 1 molal (1 m) es aquella que contiene un mol de soluto en 1 kg de solvente.
M = moles de soluto / masa del disolvente (Kg)
• Normalidad (N). Se define como el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de
solución.
N = equivalentes gramo del soluto/volumen de la solución (l)
Una solución 1N será aquella que contenga un equivalente gramo (eq−g) en 1 litro de solución. Pero ¿qué es
un eq−g?
En el caso de los ácidos el eq−g es igual a la mol dividida entre el número de iones hidrógeno (H+)
proporcionados por la molécula. En el caso de las bases el equivalente gramo es igual a la mol dividida entre
el número de iones bidroxilo (OH−) proporcionados por la molécula.
Ejemplos:
HCl: mol = 36.5 g eq.g = 36.5 / 1 = 36.5
H2SO4: mol = 98 g eq−g = 98/2 = 49 g
Para encontrar el eq−g de una sal se divide la mol entre la valencia total, positiva o negativa.
Ejemplos:
Na2SO4: mol = 142 g total de valencias positivas (Na1+) = 2 total de valencias negativas (SO42−) = 2 eq−g =
142/2 = 71 g
Al2(SO4)3 mol = 342 g total de valencias positivas (2Al3+) = 6 total de valencias negativas (3SO42−) = 6
eq−g = 342/6 = 57 g
Ejemplos de problemas de normalidad:
¿Cuál es la normalidad (N) de una solución que contiene 2 g de ácido nítrico (HNO3) por litro de solución?
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Mol de HNO3:
H: 1 x 1 = 1 N: 14 x 1 = 14 O: 16 x 3 = 48 Total = 63 g eq−g = 63/1 = 63 g
Entonces:
1 eq−g −−−−−−−−−− 63 g x eq−g −−−−−−−−−− 8 g x = 1 eq−g x 8 g / 63 g x = 0.126 eq−g
Luego:
N = 0.126 eq−g / 1 l = 0.126 eq−g / 1 l
Resultado. La solución es de 0.126 N
• Fracción Molar. Otra forma de expresar la concentración de las soluciones. Consiste en comparar las
moles de soluto respecto al total de moles de la solución.
Ejemplo:
¿Cuál es la fracción molar de etano en una solución formada por 2 moles de este alcohol en 8 moles de agua?
Total de moles = (2 + 8) = 10 moles de etano = 2 fracción molar de etano = 2/10 = 0.2
Ejemplo:
Se disuelven 20 g de NaCl en 100 g H2O calcula la fracción molar, tanto del soluto como del disolvente:
Mol NaCl:
Na: 23 x 1 = 23 Cl: 35.5 x 1 = 35.5 Total = 58.5 g
Moles de NaCl = 20 g / 58.5 g = 0.34
Mol H2O:
H: 1 x 2 = 2 O: 16 x 1 = 16 Total: 18 g
Moles de H2O = 100 g / 18 g = 5.5
Total de moles = 0.34 NaCl + 5.5 H2O = 5.84
Fracción molar NaCl = 0.34/5.84 = 0.05822
Fracción molar H2O = 5.5/5.84 = 0.94178
La suma de las fracciones molares de todos los componentes deb ser igual a 1.
Ácidos y Bases.
En principio los ácidos y las bases se definieron de acuerdo con las características de sus soluciones acuosas.
De tal forma los ácidos eran sustancias con las siguientes características: sabor ácido en solución acuosa, rxn
con ciertos metales produciendo hidrogeno, cambia el papel tornasol de azul a rojo y neutralizan las bases.
Mientras que las bases, en cierta forma sustancias opuestas a los ácidos, se caracterizan por su sabor amargo,
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untuosas al tacto (sensación jabonosa), cambian el papel tornasol de rojo a azul y neutralizan los ácidos. Estas
definiciones, aunque prácticas, son muy limitadas en la actualidad porque se ha avanzado en el estudio acerca
de la constitución de las sustancias.
Teorías referidas a los conceptos ácido y base.
Teoría de Arrhenius.
Svante August Arrhenius (1859−1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados.
Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era
un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga).
En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias
químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o
protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una
sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH−. La reacción de neutralización
sería:
H+ + OH− H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies
químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica
es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones
ácido−base que tienen lugar en ausencia de agua.
Teoría Brönstend − Lowry
Johannes Niclaus Brönstend (1879−1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de
doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más
importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847−1936) fue un químico
británico que, junto a Johannes Brönstend, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los
experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no
relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido−base conjugados.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero
ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron
compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.
Las definiciones de Brönstend − Lorwy son,
• Un ácido de Brönstend − Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
• Una base Brönstend − Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H−
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco
líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua
cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2− + base + H+
El concepto de ácido y base de Brönstend y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro
débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido−base se
contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de
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Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en
su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La
ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva
tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido−base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido
fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + Cl−
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl−, una base débil, y
H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al
agua:
HF + H2O H3O+ + F−
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F− y HF es un ácido
más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brönstend y Lowry también explica que el agua pueda mostrar
propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua
actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido
con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl−
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH−
Teoría de Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875− 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace
covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig
y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de
Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de
química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo
al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos
y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón − punto. De hecho, el empleo de pares
electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido − base de Lewis. Según
Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
• Una base de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Brönstend − Lowry también
lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y
de Brönstend − Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno,
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H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH−, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis
expanden el modelo ácido − base más allá de los modelos de Brönstend y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero
las definiciones de Arrhenius o de Brönstend − Lowry son por lo general adecuadas para explicar las
reacciones en solución acuosa.
pH y pOH.
Los ácidos pueden ser fuertes o débiles, los ácidos fuertes en solución, producen concentraciones altas de
iones H+ , los ácidos débiles producen concentraciones bajas de iones H+. De la misma manera, existen bases
fuertes y débiles, las bases fuertes en solución acuosa, producen concentraciones altas de iones OH−.
Existe un sistema para saber que tan fuerte es un ácido en solución acuosa, es el pH. Este sistema fue
desarrollado por Sörensen en 1909 y define al pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones
H+.
Algunas veces escribimos el ión H+ aislado, pero algunas veces lo escribimos asociado a una molécula de
agua, el ión hidronio: H3O+ . Las 2 especies se deberán entender como equivalentes.
Escala de pH.
A partir de la definición de pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+:
pH = −log [ H+ ]
es posible construir una escala tomando como base la disociación del agua.
Sabemos que el agua se comporta como ácido y como base, la disociación del agua se representa como sigue:
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H2O ! H+ + OH−
El agua por definición es neutra, ya que la concentración del ión hidronio es igual a la concentración del
hidroxilo: [ H3O+ ] = [ HO− ] , a 25° C estas concentraciones son de 1 x 10−7 moles/litro. El producto de las
concentraciones resulta ser:
[ H3O+ ] [ HO− ] = (1 x 10−7) (1 x 10−7) = 1 x 10−14
Si aplicamos la definición de pH en este caso, ¿cual será el valor del pH del agua?
pH = −log [ H+ ] : pH = −log [1 x 10−7 ] pH = −[ log 1 + log 10−7 ]
pH = − [ 0 + (−7) ] pH = 7
Este es el valor de pH para toda solución neutra. De la ecuación de disociación del agua, podemos deducir que
los valores de pH pueden ir de 0 a 14, correspondiendo 0 a las soluciones mas ácidas que tienen una
concentración de ácido igual a 1 molar.
Escala de pOH
La escala de pOH se construye de manera similar al pH. El pOH se define como el logaritmo negativo de la
concentración de iones OH−:
pOH = − log [ OH − ]
A partir de esta definición, podemos calcular el pOH del agua de la misma manera que calculamos el pH:
pOH = −log [ OH− ] : pOH = −log [1 x 10−7 ] pOH = −[ log 1 + log 10−7 ]
pOH = − [ 0 + (−7) ] pOH = 7
22
ESCALA DE pH Y DE pOH :
[ H3O+ ]
100
10−1
10−2
10−3
10−4
10−5
10−6
10−7
10−8
10−9
10−10
10−11
10−12
10−13
10−14
[ OH− ]
10−14
10−13
10−12
10−11
10−10
10−9
10−8
10−7
10−6
10−5
10−4
10−3
10−2
10−1
100
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pOH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
Carácter:
Acido
Acido
Acido
Acido
Acido
Acido
Acido
Neutro
Básico
Básico
Básico
Básico
Básico
Básico
Básico
Ejemplo:
Acido de batería
Jugos gástricos
Jugo de limón
Agua de soda
Café negro
Agua pura
Bicarbonato de sodio
Jabón de tocador
Detergentes
Limpiadores caseros
Limpiadores de cañerías
Como se ve en la tabla, la suma de pH + pOH = 14.
Bibliografía
Recio del Bosque, Francisco. Química Inorgánica; Editorial Mc Graw Hill; 3ª edición, 2005
Recio del Bosque, Francisco. Química General; Editorial Mc Graww Hill; 1ª edición, 1998
Microsoft Encarta 2005
http://www.geocities.com/wampiro_alf/Acbase/AcBase.htm
http://www.wikipedia.org
1 mol de metano
2 moles de oxígeno
1 mol de dióxido de carbono
2 moles de agua
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