I- EL AGUA Y SU IMPORTANCIA

PLAN DEL II BIMESTRE DE QUÍMICA PARA VI AÑO
I-
EL AGUA Y SU IMPORTANCIA
A- PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA
A.1- APARIENCIA
A.2- DENSIDAD
B- LA ESTRUCTURA DE LA MOLÉCULA DE AGUA
C- POLARDAD DEL AGUA
D- ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
E- REACCIONES IMPORTANTES EN LAS QUE SE PRODUCE AGUA
E.1- COMBUSTIÓN
E.2- COMBINACIÓN DE HIDRÓGENO Y IXÍGENO
E.3- PRODUCTO DE LA REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
F- REACCIONES DEL AGUA
F.1- HIDRÓLISIS
F.2- REACCIONES CON CIETOS METALES
G- HIDRATOS
G.1- SUSTANCIAS EFLORESCENTES
G.2- SUSTANCIAS HIGROSCÓPICAS
G.3- SUSTANCIAS DELICUESCENTES
H- PURIFICACIÓN DEL AGUA
IPERÓXIDO DE HIDRÓGENO
I.1- ESTRUCTURA
I.2-PREPARACIÓN
I.3- PROPIEDADES
I.4- USOS
II-
DISOLUCIONES Y COLOIDES
A- FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Y LA VELOCIDAD DE
DISOLUCIÓN
A.1- LAS PROPIEDADES DEL SOLUTO Y DEL DISOLVENTE
A.2- LA TEMPERATURA
A.3- LA PRESIÓN
A.4- TAMAÑO D PARTÍCULA
A.5- VELOCIDAD DE AGITACIÓN
B- TIPOS DE DISOLUCIONES DE ACUERDO AL ESTADO FÍSICO DEL
SOLUTO
B.1- GAS EN LÍQUIDO
B.2- UN LÍQUIDO EN LÍQUIDO
AB.3- SÓIDO EN LÍQUIDO
C- TIPOS DE DISOLUCIONES DE ACUERDO A LA CANTIDAD DEL
SOLUTO PRESENTE
C.1- DISOLUCIONES SATURADAS
C.2- DISOLUCIONES NO SATURADAS
C.3 DISOLUCIONES SOBRESATUADAS
D- CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES
D.1- PORCENTAJE REFERIDO A LA MASA
D.2- PARTES POR MILLÓN
D.3- MOLARIDAD
D.4- NORMALIDAD
D.4.1- RELCIÓN DE MOLARIDAD A NORMALIDAD (FACTOR DE
CONVERSIÓN)
D.5- MOLALIDAD
E- PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES
E.1- ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN
E.2- ABATIMIENTO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN
E.3- DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR Y LA MASA MOLECULAR
III-
COLOIDES Y SUSPENSIONES
ABCD-
IV-
EFECTO ÓPTICO
EFECTO DE MOVIMIENTO
EFECTO DE CARGA ELÉCTRICA
EFECTO DE ABSORCIÓN
ÁCIDOS, BASES Y ECUACIONES IÓNICAS
A- PROPIEDADES Y DEFINICIÓN DE ÁCIDOS Y BASES
A.1- DEFINICIÓN DE ARRHENIUS
A.2- DEFINICIÓNN DE BRONSTED- LOWRY
A.3- DEFINICIÓN DE LEWIS
B- FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES
B.1- ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES
B.2- FORMACIÓN DE IONES EN DISOLUCIONES ACUOSAS
B.2.1- IONIZACIÓN DEL AGUA
C- DISOCIACIÓN Y IONIZACIÓN
D- REACCIONES DE ÁCIDOS Y BASES
D.1- REACCIÓN DE ÁCIDOS CON LOS METALES
D.2- REACCIONES DE BASES PARA FORMAR COMPUESTOS
INSOLUBLES
D.3- REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Y TITULACIONES
V-
EQUILIBRIO QUÍMICO E IÓNICO
A- DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO E
IÓNICO
B- DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE VELOCIDAD DE UNA
REACCIÓN EN EQUILIBRIO
C- PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.
Desarrollo
I-EL AGUA Y SU IMPORTANCIA
A-
PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA
A.1- APARIENCIA
El agua es un líquido inodoro e insípido. Tiene un cierto color azul cuando se concentra
en grandes masas. A la presión atmosférica (760 mm de mercurio), el punto de fusión del
agua pura es de 0ºC y el punto de ebullición es de 100ºC
A.2- DENSIDAD
La densidad del agua líquida es muy estable y varía poco con los cambios de
temperatura y presión. A la presión normal (1 atmósfera), el agua líquida tiene una
mínima densidad (0,958 kg/l) a los 100 °C. Al bajar la temperatura, aumenta la densidad
(por ejemplo, a 90 °C tiene 0,965 kg/l) y ese aumento es constante hasta llegar a los
3,8 °C donde alcanza una densidad de 1 kg/litro. Esa temperatura (3,8 °C) representa un
punto de inflexión y es cuando alcanza su máxima densidad (a la presión mencionada).
A partir de ese punto, al bajar la temperatura, la densidad comienza a disminuir, aunque
muy lentamente (casi nada en la práctica), hasta que a los 0° disminuye hasta 0,9999
kg/litro. Cuando pasa al estado sólido (a 0 °C), ocurre una brusca disminución de la
densidad pasando de 0,9999 kg/l a 0,917 kg/l.
B-
LA ESTRUCTURA DE LA MOLÉCULA DE AGUA
La estructura molecular del agua está formada por un átomo de oxígeno y dos átomos
de hidrógeno, enlazados químicamente mediante enlaces polares covalentes. Los
ángulos entre los enlaces son de 105º.
C-
POLARDAD DEL AGUA
El átomo de oxígeno tiene dos pares de electrones no compartidos, lo cual causa que el
extremo del oxígeno de la molécula de agua tenga una leve electrificación negativa neta.
Los átomos de hidrógeno dan al otro extremo de la molécula de agua, una leve
electrificación positiva neta.
D-
ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su
molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno
que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el
extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se
encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace
que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga
parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas.
E-
REACCIONES IMPORTANTES EN LAS QUE SE PRODUCE AGUA
E.1- COMBUSTIÓN
La combustión es una reacción química en la cual generalmente se desprende una gran
cantidad de calor y luz.
En toda combustión existe un elemento que arde y se denomina (combustible) y otro que
produce la combustión (comburente), generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso.
Los explosivos tienen oxígeno ligado químicamente por lo que no necesitan el oxígeno
del aire para realizar la combustión.
Los productos que se forman son el dióxido de carbono (CO2) y el agua, el dióxido de
azufre (SO2) (si el combustible contiene azufre) y puede aparecer óxidos de
nitrógeno (NOx), dependiendo de la temperatura de reacción.
E.2- COMBINACIÓN DE HIDRÓGENO Y OXÍGENO
Un átomo de oxígeno combinado con dos de hidrógeno forma una molécula de agua.
E.3- PRODUCTO DE LA REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Cuando reacciona un ácido con una base se produce una sal y agua. Esta reacción se
denomina neutralización porque el ácido y la base dejan de serlo cuando reaccionan
entre sí, pero no significa, necesariamente, que el pH de la disolución resultante sea
neutro.
F-
REACCIONES DEL AGUA
F.1- HIDRÓLISIS
La hidrólisis (del griego: ὕδωρ (hudōr), agua; y λύσις (lisis), pérdida o disociación) es
una reacción química entre agua y otra sustancia, como sales. Al ser disueltas en agua,
sus iones constituyentes se combinan con los ioneshidronio u oxonio, H3O+ o bien con
los iones hidroxilo, OH-, o ambos (puede decirse que el agua reacciona "rompiendo el
compuesto"). Dichos iones proceden de la disociación o autoprotólisis del agua. Esto
produce un desplazamiento del equilibrio de disociación del agua y como consecuencia
se modifica el valor del pH.
F.2- REACCIONES CON CIERTOS METALES
Los elementos metálicos alcalinos del grupo 1 de la Tabla Periódica son todos ellos
sólidos que en contacto con el agua provocan la rápida descomposición de ésta para
combinarse vigorosamente con el anión (OH) -creando los correspondientes hidróxidos
estables y liberando hidrógeno.
Dicha reacción es muy exotérmica.
G- HIDRATOS
Hidrato es el superlativo de agua.
En química orgánica, un hidrato es un compuesto formado por el agregado de agua o
sus elementos a una molécula receptora. Por ejemplo, el etanol, C2—H5—OH, puede ser
considerado un hidrato de etileno, CH2=CH2, formado por el agregado de H a un C y OH
al otro C. Una molécula de agua puede ser eliminada, por ejemplo mediante la acción de
ácido sulfúrico. Otro ejemplo es el hidrato de cloral, CCl3—CH(OH)2, que puede ser
obtenido mediante la reacción de agua con cloral, CCl3—CH=O.
G.1- SUSTANCIAS EFLORESCENTES
La eflorescencia es la pérdida de agua de cristalización, se pone de manifiesto cuando
disminuye la humedad relativa del ambiente.
En la lista de sustancias susceptibles de este problema hay sustancias terapeuticas muy
activas (citostáticos), en una misma dosis a igual peso, al perder agua hay mayor riqueza
de principio activo con lo cual aparece una supradisificación, aparece una dosificación
erronea con efectos secundarios imprevisibles.
Prevención: Controlar la humedad de los laboratorios, controlar la humedad relativa así
como la humedad del envase.
Hay sustancias de gran actividad terapeutica que lo pueden sufrir, la ciclofosfamida, la
sacarina sódica que es un edulcorante habitual en formas orales; si está cristalizada no
es eflorescente pero si está pulverizada puede perder hasta 2/3 partes de su agua. El
sulfato de morfina, la cafeina, sales de hierro, los sulfatos, malatos, atropina, fumaratos,
acetatos, sales de magnesio, sales de Zn. Desconocer este riesgo supone un riesgo para
el paciente
G.2- SUSTANCIAS HIGROSCÓPICAS
Son aquellas sustancias cuya principal propiedad tiene la absorción de la humedad de la
atmósfera.
Las más utilizadas son la urea, la glicerina, la lanolina y los poli oles ( propilenglicol y
polietilenglicol). Froma de presentación: emulsión oleoacuosa. Sustancias de gran uso
Casi todas las sustancias orgánicas tiene la facultad de absorbe la humedad y entonces
se hinchan; el cabello es bastante sensible a esta propiedad, si su atmósfera se
encuentra húmedo o seca; el cabello rubio de mujer manifiesta la máxima humedad,
debido a esto se ha escogido como censor de los higrógrafos después de pasar
enrollando la garganta de una pequeña polea cuando aumenta la humedad los cabellos
se alargan y el peso tirando de su extremo
G.3- SUSTANCIAS DELICUESCENTES
Las sustancias delicuesentes son aquellas que al exponerse al medio ambiente cambian
de estado,debido a que estas absorben agua del medio ambiente,un ejemplo es la soda
caustica.
Ejemplos de sustancias delicuescentes son: cloruro de calcio, cloruro férrico, cloruro de
magnesio, cloruro de zinc, carbonato de potasio, hidróxido de potasio y el hidróxido de
sodio.
I-
PERÓXIDO DE HIDRÓGENO
El peróxido de hidrógeno (H2O2), también conocido como agua oxigenada o dioxidano es
un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuertemente
enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un
líquido ligeramente más viscoso que éste. Es conocido por ser un poderoso oxidante.
I.1- ESTRUCTURA
El peróxido de hidrógeno (H2O2) es una molécula mucho más conocida por todo el
mundo de lo que su nombre nos dice. Es una molécula de agua a la que se ha añadido
un átomo de oxígeno, es decir, agua oxigenada.
I.2-PREPARACIÓN
Procedimiento para la preparación de peróxido de hidrogeno en base al proceso de la
antraquinona, que abarca una etapa de hidrogenación y una etapa de oxidación, en el
cual, en la etapa de la hidrogenación una solución de trabajo que contiene un portador
de la reacción-antraquinona y una fase gaseosa que contiene un portador de reacciónantraquinona y una fase gaseosa que contiene hidrogeno son conducidas a una
temperatura de 10 a 100º c y bajo una presión de o,1 a 2 mpa por el lecho solido
consistente en un catalizador en forma de partículas dispuesto en un reactor de
hidrogenación en forma de columna erguido verticalmente, caracterizado porque el
reactor de hidrogenación es operado como columna de soblado para lo cual una mezcla
de la solución de trabajo y de la fase gaseosa que contiene hidrogeno, es conducida
desde el fondo arriba con una velocidad de tubo de vacío de la solución de trabajo de
o,o5 a 100 m/h.
I.3- PROPIEDADES
El peróxido de hidrógeno puro (H2O2) es un líquido denso y claro, con una densidad de
1,47 g/cm3 a 0 °C. El punto de fusión es de –0,4 °C, y su punto de ebullición normal es de
150 °C.
I.4- USOS
Industriales
El peróxido de hidrógeno tiene muchos usos industriales, como el blanqueo de la pulpa
de papel, blanqueo de algodón, blanqueo de telas y en general cada día se usa más
como sustituto del cloro.
En la industria alimenticia se usa mucho para blanquear quesos, pollos, carnes, huesos,
y también se usa en el proceso para la elaboración de aceites vegetales.
En la industria química se usa como reactivo, y es muy importante en la elaboración de
fármacos. Se está usando también para blanqueos dentales.
Uso terapéutico
El peróxido de hidrógeno está generalmente reconocido como seguro por las principales
agencias sanitarias del mundo para su uso como agente antimicrobiano, agente oxidante
y otros propósitos. Ha sido utilizado como agente antiséptico y antibacteriano desde
hace muchos años debido a su efecto oxidante. Aunque su uso ha descendido los
últimos años debido a la popularidad de otros productos sustitutivos, todavía se utiliza
en muchos hospitales y clínicas.
II-
DISOLUCIONES Y COLOIDES
A- FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Y LA VELOCIDAD DE
DISOLUCIÓN
A.1- LAS PROPIEDADES DEL SOLUTO Y DEL DISOLVENTE
Cuando las fuerzas que interactúan entre las entidades elementales del soluto y el
disolvente por separado, no difieren mucho, se favorece el establecimiento de
interacciones entre las entidades elementales del soluto y el disolvente y por lo tanto es
mayor la solubilidad del soluto en el disolvente. Por esta razón los solutos polares se
disuelven generalmente en disolventes polares y los poco polares en disolventes
apolares. Esto se expresa generalmente como “lo semejante disuelve lo semejante”.
A.2- LA TEMPERATURA
La dependencia de la solubilidad de una sustancia con la temperatura se representa
gráficamente por medio de las curvas de solubilidad.
A.3- LA PRESIÓN
La presión sólo influye en el caso de solutos gaseosos. A temperatura constante, un
aumento de la presión aumenta la masa de gas disuelto y por lo tanto aumenta la
solubilidad. Esto se conoce como la ley de Henry. Es corriente observar esto cuando
abrimos un recipiente que contiene agua gaseada o un refresco.
A.4- TAMAÑO DE PARTÍCULA
A menor tamaño de partícula mayor velocidad de disolución pues aumenta la superficie
de contacto entre el soluto y el disolvente.
A.5- VELOCIDAD DE AGITACIÓN
La agitación favorece mecánicamente el proceso de disolución.
B-
TIPOS DE DISOLUCIONES DE ACUERDO AL ESTADO FÍSICO DEL
SOLUTO
B.1- GAS EN LÍQUIDO
Por ejemplo, Oxígeno en Agua.
B.2- UN LÍQUIDO EN LÍQUIDO
Ésta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de
Alcohol en Agua (cambia la densidad final); un método para volverlas a separar es por
destilación.
B.3- SÓLIDO EN LÍQUIDO
Este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general
pequeñas cantidades de sustancias sólidas (solutos) en grandes cantidades líquidas
(solventes). Ejemplos claros de este tipo son la mezcla del Agua con el Azúcar, también
cuando se prepara un Té, o al agregar Sal a la hora de cocinar.
C-
TIPOS DE DISOLUCIONES DE ACUERDO A LA CANTIDAD DEL SOLUTO
PRESENTE
C.1- DISOLUCIONES SATURADAS
Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En
ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente.
C.2- DISOLUCIONES NO SATURADAS
No tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.
C.3 DISOLUCIONES SOBRESATURADAS
Contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión
dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta
solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto
pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con
cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada.
D-
CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES
D.1- PORCENTAJE REFERIDO A LA MASA
Porcentaje masa-masa (% m/m)….Se define como la masa de soluto (sustancia que se
disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución:
Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 g de agua, el porcentaje en masa será:
20/(80+20)x 100=20% o, para distinguirlo de otros porcentajes, 20% m/m (en inglés, w/w).
Concentración en masa (% m/V)
Se pueden usar también las mismas unidades que para medir la densidad aunque no
conviene combinar ambos conceptos. La densidad de la mezcla es la masa de la
disolución dividida por el volumen de ésta, mientras que la concentración en dichas
unidades es la masa de soluto dividida por el volumen de la disolución por 100. Se
suelen usar gramos por mililitro (g/mL) y a veces se expresa como «% m/V».
D.2- PARTES POR MILLÓN
Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en
otra, es común emplear las relaciones partes por millón (ppm), partes por "billón" (ppb) y
partes por "trillón" (ppt). El millón equivale a 10, el billón estadounidense, o millardo, a
10 y el trillón estadounidense a 10.
D.3- MOLARIDAD
La molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada
litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de
disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar
una disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto en un
volumen menor, por ejemplo 300 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado,
para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.
Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando
se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo, este
proceso tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura.
Se representa también como: M = n / V, en donde "n" son los moles de soluto(n=gr
soluto/PM) y "V" es el volumen de la disolución expresado en litros.
D.4- NORMALIDAD
La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) por litro de
disolución (Vsc).
El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total por la masa de un
equivalente: n = m / meq, o bien como el producto de la masa total y la cantidad de
equivalentes por mol, dividido por la masa molar:
D.4.1- RELACIÓN DE MOLARIDAD A NORMALIDAD (FACTOR DE
CONVERSIÓN)
La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) por litro de
disolución (Vsc). El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total por la
masa de un equivalente: n = m / meq, o bien como el producto de la masa total y la
cantidad de equivalentes por mol, dividido por la masa molar.
D.5- MOLALIDAD
La molalidad (m) es el número de moles de soluto dividido por kilogramo de
disolvente (no de disolución). Para preparar disoluciones de una determinada molalidad,
no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede
hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del
vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.
La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el
volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas
cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del
volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor
precisión.
E-
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES
E.1- ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN
Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en
ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°C,
pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.
ΔTb = Kb · m



m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente
(mol/kg).
ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto
de ebullición de la solución y Tb el del disolvente puro.
Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor cuando el solvente es
agua es 0,52 °C kg/mol.
E.2- ABATIMIENTO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN
El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido refrigerante
de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se
congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo
se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de
congelación.
ΔTf = Kf · m



m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente
(mol/kg).
ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el
punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del
disolvente puro.
Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente
es agua es 1,86 °C kg/mol
E.3- DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR Y LA MASA MOLECULAR
La ecuación del descenso crioscópico de Raoult resulta muy útil para la determinación
de masas moleculares de solutos. Conocidas las propiedades del disolvente, a partir del
descenso crioscópico se deduce la molalidad y, a partir de esta, si se conoce la masa del
soluto disuelta por kilogramo de disolvente, se puede obtener la masa molecular del
soluto. Esta técnica es conocida como crioscopia y para llevarla a cabo y conseguir
buenos resultados se necesita un termómetro que permita apreciar las centésimas de
grado en la zona de la temperatura de congelación. Las determinaciones se han de
realizar para distintas concentraciones y extrapolar los resultados para una dilución
infinita, debido a que la ecuación de Raoult solo se cumple en ese caso.
III- COLOIDES Y SUSPENSIONES
Los coloides son un estado intermedio entre mezclas homogéneas o verdaderas
soluciones y mezclas heterogéneas. El factor determinante en esta diferenciación es el
tamaño de las partículas disueltas (solutos). En las soluciones el soluto presenta
moléculas pequeñas, imposibles de filtrar o de separar por medio físicos. Por el
contrario, en mezclas heterogéneas es posible distinguir cada uno de los componentes y
separarlos físicamente.
A- EFECTO ÓPTICO
Cuando un haz de luz pasa a través de un coloide, las partículas dispersas difractan la
luz, haciendo que se forme un rayo de luz angosto, dentro del cual es posible observar
pequeñas manchas luminosas, que corresponden a la luz reflejada sobre la superficie de
las partículas coloidales. Esto no ocurre en solucione verdaderas, pues las partículas de
soluto son demasiado pequeñas como para desviar la luz. Este fenómeno recibe el
nombre de efecto óptico o efecto Tyndall, en honor a su descubridor.
B-
EFECTO DE MOVIMIENTO
En una solución verdadera las moléculas están siempre en rápido movimiento. Tanto las
moléculas de soluto como las de solvente presentan movimiento molecular. Como las
partículas coloidales son grandes, por lo general formadas por agregados moleculares,
su movimiento es más lento. Aparentemente la causa del movimiento de las partículas
coloidales es el bombardeo que reciben de las moléculas del medio en el cual están
dispersas. Robert Brown (1777-1858) fue el primero que observó, en el ultramicroscopio,
este movimiento es una de las razones por las que las partículas coloidales no se
sedimentan, a pesar de su gran tamaño, aun cuando se dejen en reposo por un tiempo
prolongado.
C-
EFECTO DE CARGA ELÉCTRICA
Las partículas coloidales pueden poseer una carga eléctrica característica sobre su
superficie. Esta carga puede ser su resultado de la adsorción de iones, el efecto de la
electricidad estática o la ionización de las propias partículas coloidales. El proceso
responsable de la generación de la carga, determinará el signo de la misma. Dado que
partículas de la misma carga se repelen, cuando las partículas coloidales tienen carga no
forman agregados mayores, con lo cual se evita que precipiten en forma de coágulos,
proceso denominado coagulación.
D-
EFECTO DE ABSORCIÓN
La adsorción es la retención de las moléculas constitutivas de una sustancia, sobre la
superficie de otras moléculas, que actúan como adsorbentes.
Las partículas coloidales suelen ser excelentes adsorbentes, propiedad que tienen
numerosas aplicaciones prácticas. Por ejemplo, el gel de sílice es muy buen adsorbente
frente a varias sustancias, especialmente el vapor de agua. Por esta razón, en el
laboratorio y en la industria, el gel de sílice se emplea como agente desecante.
La adsorción se puede presentar en sustancias no coloidales como el carbón, que se
emplea en las mascaras antigás para adsorber gases venenosos y en forma de pastillas
para ayudar al tratamiento de indigestiones o como antídoto de primera urgencia en el
tratamiento de ingestión de venenos.
IV- ÁCIDOS, BASES Y ECUACIONES IÓNICAS
A-
PROPIEDADES Y DEFINICIÓN DE ÁCIDOS Y BASES
Propiedades de ácidos y bases:
• Las soluciones ácidas tienen sabor "ácido", degustable sin riesgos en el vinagre, que
contiene ácido acético; el limón, con ácido cítrico y la leche, con ácido láctico
• Las soluciones básicas concentradas son cáusticas: afectan la piel como si la
quemaran.
Ácidos y bases actúan sobre los indicadores, virando su coloración.
Muchos ácidos reaccionan con metales comunes:
Fe, Al, Zn, Mg, Sn
Desprendiéndose hidrógeno gaseoso, inflamable:
H 2 (g)
Tanto los ácidos como las bases son electrólitos: sustancias que cuando se disuelven
en agua se ionizan, y, por lo tanto, conducen la corriente eléctrica.
A.1- DEFINICIÓN DE 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".[]
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 ión hidronio (H3O+),[] y las bases
de Arrhenius que forman aniones hidróxido (OH−). Más recientemente, las
recomendaciones de la IUPAC sugieren ahora el término más nuevo de "hidronio" ,[] en
lugar de el también aceptado y más antiguo de "hidronio"[] 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.[] 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
2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4
A.2- DEFINICIÓNN DE BRONSTED- LOWRY
La definición de Brönsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos
autoresJohannes 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". A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brönsted-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.
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 adicción a la base. 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.
A.3- DEFINICIÓN DE LEWIS
La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en
1923 es además, una generalización que comprende la definición de Brönsted-Lowry y
las definiciones de sistema solvente. 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.
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 ión H+,
y como base al ión 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 ión OH− al ión H+. Esto forma un enlace covalente entre H+ y OH−, que
produce agua (H2O).
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.
B-
FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES
Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta el
máximo número de iones OH−. El ejemplo anterior (hidróxido potásico) es de una base
fuerte.
Una base débil también aporta iones OH− al medio, pero está en equilibrio el número de
moléculas disociadas con las que no lo están.
B.1- ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES
Los electrólitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados
o disociados en medio acuoso. Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse
en agua lo hace completamente y provoca exclusivamente la formación de iones con una
reacción de disolución prácticamente irreversible. Un electrolito débil es una sustancia
que al disolverse en agua lo hace parcialmente y produce iones parcialmente, con
reacciones de tipo reversible.
B.2- FORMACIÓN DE IONES EN DISOLUCIONES ACUOSAS
Hay sustancias como la sal común, el hidrógeno potásico o el azúcar que se disuelven
en agua. Otras como el aceite no.
Las disoluciones acuosas de hidrógeno potásico o de sal común conducen la corriente
eléctrica, y se denominan electrólitos. Por el contrario, la disolución de azúcar, al igual
que la mezcla de agua y aceite, no conducen la corriente eléctrica, por lo que son noelectrólitos.
B.2.1- IONIZACIÓN DEL AGUA
Mecanismo de ionización del agua:
El átomo de oxígeno, fuertemente electronegativo, ocupa el centro de la molécula del
agua, angular y polarizada.
Las cargas parciales negativas de una molécula atraen electrostáticamente a las
positivas de la otra.
Una fuerza atractiva arranca un catión hidrógeno de una molécula y lo acerca a la otra.
- En el H + hay un orbital 1s vacío, capaz de alojar un par de electrones, aportados por el
átomo de oxígeno. Así se constituye un enlace covalente coordinado, engendrado una
nueva entidad: el catión hidronio.
C-
DISOCIACIÓN Y IONIZACIÓN
La ionización es el proceso químico o físico mediante el cual se producen iones, estos
son átomos o moléculas cargadas eléctricamente debido al exceso o falta de electrones
respecto a un átomo o molécula neutra. A la especie química con más electrones que el
átomo o molécula neutra se le llama anión, y posee una carga neta negativa, y a la que
tiene menos electrones catión, teniendo una carga neta positiva. Hay varias maneras por
las que se pueden formar iones de átomos o moléculas.
Disociación en química y bioquímica es un proceso general en el cual complejos,
moléculas o sales se separan en moléculas más pequeñas, iones o radicales,
usualmente de manera reversible. Disociación es lo opuesto de la asociación y de la
recombinación.
D-
REACCIONES DE ÁCIDOS Y BASES
Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que
ocurre entre un ácido y una base. Existen varios conceptos que proporcionan
definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas
reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A pesar
de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los
diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies
gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente.
D.1- REACCIÓN DE ÁCIDOS CON LOS METALES
Experimentalmente se encuentra que hay un grupo de metales que pueden desplazar el
hidrogeno de los ácidos.
Son reacciones posibles:
2 ClH + Zn ------ > Cl2 Zn + H2
SO4H2 + Zn ------> SO4 Zn + H2
2 Cl H + Fe ------ > Cl2 Fe + H2
SO4 H2 + Fe ------ > SO4 Fe + H2
Si escribimos algunas de estas reacciones en forma iónica tenemos:
2 Cl - + 2 H+ + Zn ------> 2 Cl - + Zn2+ + H2
Ya que los iones cloruro permanecen inalterados, es decir, existen antes y después de la
reacción, podemos decir que la reacción producida es la siguiente,
2 H+ + Zn ------> Zn2+ + H2
Recordando lo visto en la teoría electrónica de la valencia, diremos que para que el cinc
pase a ser ion cinc, deberá perder dos electrones,
Zn – 2 e ------> Zn2+
Podemos decir que esta reacción se produce porque el cinc cede electrones al ion
hidrogeno, todo metal que pueda ceder electrones al ion hidrogeno, lo desplazara de los
ácidos.
D.2- REACCIONES DE BASES PARA FORMAR COMPUESTOS INSOLUBLES
En la parte de la química que se conoce como química inorgánica, invariablemente
cuando se va a investigar las propiedades de cualquier sustancia se escoge como
disolvente al agua, debido a su notable capacidad para disolver electrolitos (compuestos
que al entrar en solución producen iones).
D.3- REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Y TITULACIONES
Consiste en adicionar gradualmente un ácido a una base o viceversa para que se
complete una reacción de neutralización. La sustancia que se adiciona se denomina
titulante y la que está siendo neutralizada se llama analito. Esta reacción se lleva a cabo
para determinar la concentración del analito, pues conociendo la del titulante y el
volumen adicionado, ésta se puede determinar con ayuda de la relación estequiometria,
dada por la ecuación química balanceada de la reacción que está ocurriendo.
V-
EQUILIBRIO QUÍMICO E IÓNICO
A-
DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO E IÓNICO
A una temperatura dada la proporción de la concentración de los productos respecto a
los reactivos, cada una elevada a la potencia adecuada, es constante para una reacción
dada en equilibrio. En este caso se emplearán las letras A, B, C y D para las especie
químicas generales. Así, para una reacción química en general,
aA + bB → cC + dD
En este cao los corchetes indican la concentración de la especie química dentro de los
mismos. Es decir, [A] significa la concentración de A y así sucesivamente. [A]a significa
la concentración de A elevada a la potencia a, donde a es el valor del coeficiente de A en
la ecuación balanceada para el equilibrio químico. El valor de la proporción en términos
de concentración se simboliza por la letra K, llamada constante de equilibrio.
B- DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN EN
EQUILIBRIO
El concepto de velocidad de reacción permite comparar las celeridades a que tienen
lugar distintas reacciones. Velocidad de reacción es la cantidad de un producto de la
reacción obtenida por unidad de tiempo, o bien la disminución de la cantidad de una
sustancia reaccionante por unidad de tiempo. La cantidad obtenida de un producto de la
reacción o la transformada de una sustancia reaccionante se acostumbra expresar en
moles/litro.
Así, para una reacción tal como:
A+B→C
Donde los corchetes, tales como [A], indican la concentración de la sustancia (A en este
caso) en moles/litro; D[A], la variación de esa concentración y Dt, el intervalo de tiempo
considerado.
C-
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.
La solubilidad de una sustancia en un disolvente depende de la temperatura y de la
presión, si bien la presencia de esta última es muy pequeña cuando el soluto es un
sólido. Puede expresarse en cualquiera de las diversas maneras (normalidad, moralidad,
gramos de soluto por litro de disolvente, etc.) que ya conocemos.
Para el caso de las sales poco solubles resulta además muy útil definir el producto de
solubilidad. Este es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los
iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en
la ecuación de equilibrio.
CmAn ↔ m Cn+ + n AmDonde C representa a un catión, A representa un anión y m y n son sus respectivos
índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de
solubilidad será:
Kps = [Cn+]m [Am-]n