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METODOS DEL ANÁLISIS CUANTITATIVO

El análisis cuantitativo en sus diversos aspectos puede considerarse desde varios puntos de vista; como materiales analizados, métodos empleados, proporción del componente buscado en la muestra. etc.

1. Análisis inorgánico y orgánico. Normalmente, el primer curso de análisis cuantitativo trata principalmente del análisis de materiales inorgánicos; el análisis de las sustancias orgánicas (compuestos del carbono) se deja para estudios posteriores. Los principios fundamentales son los mismos, independientemente de la naturaleza inorgánica u orgánica de la muestra.

2. Análisis parcial o completo. Para muchos propósitos puede ser suficiente medir solamente uno o unos cuantos componentes de la muestra; por ejemplo, el análisis del contenido en cobre de un mineral de cobre es un análisis parcial. Un análisis completo involucra 1a determinación de todos los componentes de la muestra que pueden ser determinados mediante ensayos sensibles.

3. Análisis inmediato y último. El análisis inmediato de una muestra consiste en la determinación de las sustancias que reaccionan de forma análoga ante un cierto tratamiento o determinado reactivo. Por ejemplo, la pérdida de peso por calcinación de una caliza comprende todos los cambios de peso que tienen lugar cuando se calienta fuertemente la muestra, como volatilización de agua, dióxido de carbono, dióxido de azufre y materia orgánica, así como la oxidación de sulfuros a sulfatos y de óxidos inferiores a superiores. El análisis de «R2O3» o «mezcla de óxidos» en la caliza comprende todas la sustancias precipitadas por amoniaco; el precipitado puede contener Fe2O3, A12O3, TiO2, FePO4, MnO2 y otras sustancias. En un análisis último, también llamado análisis elemental, se determina el contenido de cada elemento presente; por ejemplo, en el análisis último del nitrobenceno C6H5NO2, se determina el porcentaje de carbono, nitrógeno y oxígeno.

4. Escala de análisis. A veces se clasifican los métodos analíticos atendiendo al tamaño de la muestra tomada de material que se determina. Los límites que se dan a continuación no deben considerarse fijos, sino solo aproximados.(a) Macro 0,1 a 1 o 2 g de muestra.(b) Semimicro: aproximadamente de 0.1 a 0.05 g (10 a 50 mg) de muestra.(c) Micra: de 1 a unos pocos miligramos de muestra. En esta escala debe utilizarse la microbalanza. Sensible hasta 0.001 mg. Esta escala de análisis se llama más propiamente análisis miligramo.(d) El análisis ultramicro o microgramo determina una cantidad de material del orden de unos microgramos (0,001 mg = l μg, llamado también «gamma», γ). El análisis microgramo se aplica a la determinación de trazas de sustancias en muestras grandes o el análisis de muestras muy pequeñas.

El tamaño de la muestra tomada para el análisis dependerá no solo de la escala de análisis que se vaya utilizar, sino también del contenido del constituyente a determinar, Por ejemplo, si se utilizan métodos macroanalíticos, la determinación de un constituyente principal (en proporción superior al 1%) exigirá muestras que oscilan 0.1 y 1 g, mientras que el análisis de un constituyente secundario (entre 0.1% y 0,01 %) exige muestras de 1 a 10 g. Para estos constituyentes y para el análisis de trazas es con frecuencia práctico tomar una macromuestra, pero realizar la medida final por un método semimicro o micra. En cualquier escala de trabajo los constituyentes principales se determinan con más exactitud que los secundarios. La exactitud exigida depende de la importancia y utilidad que tengan los resultados.

5. Métodos de análisis. Los métodos cuantitativos pueden clasificarse por el método de medida que utilicen. En la sección siguiente se expone un esquema de varios métodos importantes. Cuando, para la determinación de una sustancia dada, se dispone de diversos métodos, la elección del que va a seguirse debe hacerse de forma adecuada. Supongamos, por ejemplo, que una sustancia puede determinarse por métodos gravimétricos, volumétricos y calorimétricos de suficiente veracidad para nuestro propósito. ¿Qué método debe utilizarse? La elección implica una consideración del número de muestras a tratar, el intervalo de variación del contenido del constituyente a determinar en la muestra, el tiempo necesario y quizá otros factores. En general, los procedimientos preparatorios, antes de realizar la medida. Si se trata de analizar solamente unas cuantas muestras, quizá sea más breve el método gravimétrico, normalmente más tedioso.

Metodología del proceso analíticoLa Química Analítica alcanza sus objetivos mediante una metodología que se fundamenta en la aplicación del método científico. Desde un punto de vista formal, esta metodología es común a todas las ciencias experimentales y sigue el proceso mostrado en la figura:

Particular de la Química Analítica es la metodología del Análisis Químico, que puede resumirse en un proceso analítico general consistente en un conjunto de procedimientos realizados para solucionar un determinado problema analítico. En la figura se esquematiza este proceso:

La definición del problema es la primera etapa, en ella se plantea el tipo de análisis que se necesita y la escala de trabajo. Tras ello, debe realizarse la elección del método analítico, aspecto clave para una resolución adecuada del problema. Una vez elegido el método, se procede a su ejecución. Posteriormente, se pasa a valorar los resultados obtenidos para establecer si el problema ha sido resuelto de forma satisfactoria. Si no es así, se debería reiniciar el proceso analítico y replantear el problema. El desarrollo práctico del método analítico consta de tres etapas:

Las operaciones previas o preliminares, pueden descomponerse en dos subetapas. En la primera, se realiza una toma de muestra representativa del material a analizar. En la segunda, se lleva a cabo una transformación de la muestra o parte de la misma, de forma que la especie o especies químicas de interés pasen a una forma medible inequívocamente. Esta transformación, de ser necesaria, podría requerir etapas de separación de sustancias interferentes y etapas de reacción química que hagan más sensible y específica la medición de la señal debida al analito. En la etapa de adquisición de datos tiene cada vez más importancia la instrumentación analítica. El proceso de medida instrumental básico puede separarse en tres etapas: la generación de un flujo de energía, la interacción de este flujo con la muestra y la medición y procesado de la señal procedente de la muestra. Por último, la etapa de tratamiento de datos consiste en el procesado matemático de los datos para obtener unos resultados que den el valor más probable de la información buscada, así como la incertidumbre que la acompaña.

Es interesante realizar una definición de términos ligados al análisis:

Muestra: Parte representativa de la materia objeto del análisis. Analito: Especie química que se analiza. Técnica: Medio de obtener información sobre el analito. Método: Conjunto de operaciones y técnicas aplicadas al análisis de una muestra. Análisis: Estudio de una muestra para determinar su composición o su naturaleza química.

Características de calidad de los métodos analíticos Exactitud: Grado de concordancia entre el resultado y un valor de referencia certificado. En ausencia de exactitud se tiene error sistemático. Precisión: Grado de concordancia entre los datos obtenidos de una serie. Refleja el efecto de los errores aleatorios producidos durante el proceso analítico. Sensibilidad: Capacidad para discriminar entre pequeñas diferencias de concentración del analito. Se evalúa mediante la sensibilidad de calibración, que es la pendiente de la curva de calibración a la concentración de interés. Límite de detección: Concentración correspondiente a una señal de magnitud igual al blanco más tres veces la desviación estándar del blanco. Intervalo dinámico: Intervalo de concentraciones entre el límite de cuantificación (LOQ) y el límite de linealidad (LOL). Selectividad: Cuantifica el grado de ausencia de interferencias debidas a otras especies contenidas en la matriz. Seguridad: Amplitud de condiciones experimentales en las que puede realizarse un análisis.

Además, habrá que considerar otro tipo de parámetros asociados y de gran importancia práctica como son la rapidez, costo, seguridad del proceso, peligrosidad de los residuos, etc.

Un mecanismo muy indicado para conocer la calidad del método analítico es participar en programas de intercomparación con otros laboratorios. En ellos, un organismo independiente evalúa los resultados, tanto en exactitud como en precisión, sobre muestras enviadas a los laboratorios participantes. Los resultados de la intercomparación permiten corregir los errores de funcionamiento del método analítico y, una vez comprobada la calidad del mismo, obtener la homologación del laboratorio para realizar los análisis. La homologación requiere la puesta en marcha de un programa de garantía de calidad, que permita controlar el funcionamiento global del laboratorio.

Trazabilidad de los resultados analíticosLa calidad de los resultados analíticos exige que estos sean trazables, esto es que puedan relacionarse directamente con las unidades patrones del sistema internacional de medida (amperio, kilogramo, mol, metro y segundo). La trazabilidad exige una cadena ininterrumpida de comparaciones que une el resultado obtenido con los estándares del sistema internacional y que, en análisis químico, pasa por las sustancias de referencia, los patrones químicos tipo primario y secundario, los estándares físicos, los pesos atómicos, etc. El concepto de trazabilidad se aplica tanto al resultado de un análisis, como a una medida cualquiera, al instrumento con el que se obtiene, el método que se aplica y el laboratorio mismo. Cuando un resultado es trazable implica que ha sido obtenido en un laboratorio trazable, aplicando instrumentos trazables y un método trazable.

En un método absoluto como la gravimetría la cadena de trazabilidad es corta:Muestra---precipitado---masas atómicas----mol, Kg

En un método relativo como una volumetría la cadena es más larga:Muestra---patrón secundario---patrón primario---masas atómicas----mol, Kg

OBJETIVO DEL TEMA: Definir los fundamentos del equilibrio químico y su aplicación dentro del campo de la química analítica.

CONTENIDO TEMATICO1. Fundamentos.1.1 Constantes de equilibrio.

1.1.1 Ley de acción de masas.1.1.2 Velocidad de reacción.1.2 Coeficiente de actividad.

2. Equilibrio ácido – base.2.1 Teoría de Arrhenius.2.2 Teoría de Brønsted.2.3 Teoría de Lewis.2.4 Teoría de ionización del agua.

3. Sustancias antipáticas.4. Producto iónico del agua.5. Concentración de iones de hidrógeno (pH).

5.1 Ácidos.5.2 Álcalis.5.3 Constantes de ionización de ácidos y bases.5.4 Disociación5.5 Cálculo de pH y concentraciones.

6. Electrolitos7. Ionización de ácidos y bases débiles.

7.1 Ecuación de Henderson Hasselbak.7.2 Constante de acidéz (Ka).7.3 Constante de basicidad (Kb).7.4 Equilibrio de ionización de ácidos, bases y sales relacionadas.

8. Reacciones con formación de precipitados.8.1 Solubilidad de sales.8.2 Precipitación de sales solubles.8.3 Constante de solubilidad.8.4 Sales ligeramente solubles.8.5 Factores que afectan la precipitación.8.5.1 Temperatura.

8.5.2 pH.8.5.3 Ión común.8.5.4 Solvente8.6 Métodos de precipitación diferencial.

9. Complejos.9.1 Definición.9.2 Generalidades.9.3 Complejos quelados.9.4 Formación.

10. Metales.10.1 Iones metálicos10.2 Constante de complejos con iones metálicos (Kest).10.3 Identificación.10.4 Concentración.

11. Óxido-reducción.11.1 Definición.11.2 Generalidades.11.3 Reacciones de óxido-reducción.11.4 Agentes oxidantes.11.5 Agentes reductores.11.6 Potencial de media celda.11.7 Ecuación de Nerst.11.8 Potencial de electrodo.11.9 Reacciones de equilibrio de óxido-reducción (redox).11.10 Cálculo de potenciales en reacciones de óxido-reducción.11.11 Constante de equilibrio de óxido-reducción.11.12 Factores fisicoquímicos que se deben considerar en una reacción de óxido-reducción.

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE CAMPECHE

EQULIBRIO QUÍMICOEQUILIBRIO QUÍMICOEl equilibrio químico se observa cuando las cantidades relativas de 2 o más sustancias permanece constante, es decir, el equilibrio químico se da cuando los moles no cambian, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; no es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico.

Una vez iniciada una reacción química puede evolucionar de dos maneras diferentes: la reacción puede desarrollarse hasta que se agote uno de los reactivos o bien transcurrir hasta un cierto punto en el que, aunque existan reactivos en cantidad suficiente, la reacción, aparentemente, se detiene. En el segundo caso se dice que el sistema formado por los reactivos, los productos y el medio de reacción ha alcanzado un estado de equilibrio. A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad de producto es los suficientemente grande como para que estos productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones, directa e inversa.

El equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos.

Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:- Sólo puede existir equilibrio en un sistema cerrado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o

salgan continuamente. - Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin

reaccionar, temperatura, etc.), no varían con el tiempo.

Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original.

DIFERENCIA ENTRE EQUILIBRIO QUIMICO Y EQUILIBRIO FISICOLa diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma sustancia, debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos; mientras que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directas e inversas se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

Ejemplo de Equilibrios Físicos:

La evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada. En este caso, el número de moléculas de H2O que dejan la fase líquida y regresan a ella es el mismo:

H2O (l) → H2O (g)

Ejemplo de Equilíbrio Químico:CO (g) + Cl2 (g) → COCl2 (g)

Ke = [COCl2] / [CO] [Cl2]

Equilibrio Homogéneo: Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase.Ejemplos de equilibrio Homogéneo:

2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g)

Ke = [NO2]2 / [NO]2 [O2]

Equilibrio Heterogéneo: Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases.

M.M. Miguel Ramón Sosa Baz, Profesor e Investigador del CICORR, C. Juan de la Barrera s/n x Av. Agustín Melgar, Col. Buenavista, San Francisco de Campeche, Campeche, C.P.24039 Tel. 81-1-98-00, ext 62800. email: [email protected]

http://es.wikipedia.org/wiki/Tiempo

http://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura

http://es.wikipedia.org/wiki/Masa

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica


Ejemplos de equilibrio Heterogéneo:CaCO3(s) → CaO(s) + CO2 (g)

Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintasKe = [CaO] [CO2] / [CaCO3]

CONSTANTE DE EQUILIBRIOEn 1879, Guldberg y Waage formularon la generalización conocida con el nombre de ley de acción de masas: la velocidad de reacción es proporcional a las masas activas de las sustancias reaccionantes. Esta ley es la base de muchos principios y procedimientos importantes de diferentes ramas de la química, es esencial un conocimiento completo de esta ley y de sus aplicaciones.

En sentido estricto (termodinámico), el término “masas activas”, utilizado antes, debe sustituirse por actividades (potenciales químicos).

Para la reacción representada por

A + B → C + D

La velocidad R de la reacción entre A y B es proporcional a las actividades de A y B. Matemáticamente, una proporcionalidad se convierte en una igualdad introduciendo la constante de proporcionalidad. Una formulación matemática de la ley de acción de masas para la reacción entre A y B es

R = kaAaB

En que k es la constante de velocidad de la reacción. Si la reacción es reversible,

A + B ⇄ C + D

La velocidad de la reacción directa (de izquierda a derecha) puede representarse por

R1 = k1aAaB

Y la de la reacción inversa porR2 =k2aCaD

En que k1 y k2 son las constantes de velocidad respectiva de la reacción directa y de la inversa.

Si A y B se ponen en contacto en condiciones adecuadas para que reaccionen, la reacción directa es rápida al principio, debido a las actividades relativamente a las de A y B. A medida que la reacción progresa, las actividades de A y B disminuyen por irse transformando en C y D y la velocidad de la reacción directa desciende. La velocidad de la reacción inversa, inicialmente cero por no existir C ni D, se va haciendo mayor a medida que se forman C y D. Como resultado de la disminución de la velocidad de la reacción directa y del aumento de la velocidad de la reacción inversa, llegará un momento en que ambas velocidades son iguales, R1 = R2, y el sistema habrá alcanzado una situación de equilibrio. De las ecuaciones se deduce

k1aAaB = k2aCaD

Teniendo en cuenta que la razón de dos constantes es también constante, la expresión anterior podrá escribirse

Keq = k1/k2 = aCaD/aAaB



Keq recibe el nombre de constante de equilibrio de la reacción representada por la ecuación (4-3) y en condiciones determinadas (como temperatura la constante Keq tendrá el mismo valor numérico, independientemente de las actividades iniciales de los componentes A, B, C y D y de si se alcanza el equilibrio a partir de A y B o a partir de C y D.

El estado de equilibrio del sistema puede alcanzarse en dirección contraria, partiendo de C y D:

C + D ⇄ A + B

Por un razonamiento análogo al anterior, la constante de equilibrio para la reacción (4-8) vendrá dada por

K’eq = k2/k1 = aAaB/aCaD

K’eq es la constante para la reacción escrita tal como indica la ecuación (4-8). Las dos constantes de equilibrio son recíprocas, es decir, Keq = 1/K’eq.

En la formulación de la constante de equilibrio, las sustancias que aparecen como productos (a la derecha de las flechas de la reacción) se colocan en el numerador, y las sustancias que aparecen como reactivos (a la izquierda de las flechas) se colocan en el denominador. Así, las ecuaciones representan sistemas idénticos en equilibrio, pero las constantes de equilibrio de estas reacciones son recíprocas, debido a la forma en que se escriben las ecuaciones.

Cuando interviene en la reacción más de una molécula de la misma sustancia, por ejemplo, 2A + B → C, la ecuación de la velocidad de reacción es un poco más complicada. Prescindiendo de exponer aquí una deducción detallada, puede demostrarse que, en este caso,

R = kaAaAaB = kaA2aB

En el caso general representado por la ecuaciónmA + nB ⇄ rC + sD

En que m, n, r y s son los números de moléculas de A, B, C y D, respectivamente, la expresión de la constante de equilibrio es

Keq = aCraD

s/aCmaB

n

Al considerar constantes de equilibrio es conveniente adoptar ciertos estados patrón arbitrario y asignarles un valor de actividad unidad. Un sólido puro se considera como en estado patrón de actividad unidad; lo mismo sucede con un líquido puro a una temperatura especificada; un gas tiene actividad unidad a la presión parcial de una atmósfera. Para los solutos en disolución, la actividad se define por la relación

A = Cf

En que f denominado coeficiente de actividad, es un número (normalmente menor que la unidad) por el que debe multiplicarse la concentración C para obtener la actividad A. El estado patrón es la concentración que, multiplicada por su coeficiente de actividad, da la unidad como producto.

Teniendo en cuenta la definición de actividad, ecuación (4-13), en la ecuación (4-12) se tiene

Keq = (Ccfc) r (CDfD) s/ (CAfA) m (CBfB) n

Al aumentar la dilución, el coeficiente de actividad f se aproxima a la unidad (con lo que a se aproxima a C), convirtiéndose la ecuación en

Keq = CcrCDs/CA

mCBn

Las ecuaciones son expresiones matemáticas de la ley del equilibrio químico, que no es más que una aplicación de la ley de acción de masas a una reacción en equilibrio. La ley del equilibrio puede enunciarse así: Para una reacción en equilibrio, el producto de las concentraciones molares (actividades) de las sustancias que se forman, dividido por el producto de las



concentraciones molares (actividades) de las sustancias que reaccionan es constante, siempre que cada concentración (actividad) esté elevada a un exponente igual al coeficiente con que la sustancia correspondiente figure en la reacción.

La mayor parte de las reacciones de la química analítica se verifican en disolución diluida y los cálculos de equilibrios se efectúan con concentraciones expresadas en moles de soluto por litro de disolución, lo que se indica normalmente encerrando las fórmulas de las especies disueltas entre corchetes; así, [A] representa la concentración en el equilibrio de la especie A en moles por litro. La ecuación (4-15) se escribe usualmente

Keq = [C]r [D]s/ [A]m [B]n

En esta expresión el numerador es el producto de las concentraciones de equilibrio de los productos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número de moles de cada producto que aparece en la ecuación química (Coeficiente Estequiométrico). El denominador es el producto de las concentraciones de equilibrio de los reactivos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número de moles de cada reactivo que aparece en la ecuación química.

Se define la constante de equilibrio Keq como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

En reacciones entre gases se utilizan las presiones parciales en lugar de las concentraciones molares, y la constante de equilibrio se denomina Kp.

En las reacciones heterogéneas, las sustancias sólidas no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio, ya que no influyen en las constantes de velocidad. Por ejemplo, en la reacción:

FeO(s) + CO(g) ⇄ Fe(s) + CO2(g)La constante de equilibrio Keq = [CO2]/[CO], y

Un valor grande de Keq indica una reacción muy completa en la dirección de izquierda a derecha, tal como se escribe la ecuación; en otras palabras, en el equilibrio la relación de productos a sustancias reaccionantes es grande. A la inversa, un valor de Keq muy pequeño indica que la reacción queda muy incompleta en el equilibrio.

El valor numérico de la constante de equilibrio de una reacción no proporciona ninguna información sobre el tiempo necesario para que se alcance el equilibrio, solo indica la extensión en que dicha reacción tiene lugar cuando se alcanza el estado de equilibrio. Bajo ciertas condiciones, algunas reacciones son tan lentas que se necesita mucho tiempo para que alcancen el equilibrio; en otros casos, especialmente en las reacciones de los iconógenos, las reacciones son prácticamente instantáneas. La mayoría de las reacciones de la química analítica pertenecen a esta categoría.

La razón, Keq, entre el numerador y el denominador es la constante de equilibrio de la reacción. Si el valor de Keq es muy pequeño, mucho menor que 1, la reacción directa sólo ocurre en una pequeña extensión antes de alcanzar el equilibrio. Es decir, los reactivos no reaccionan del todo. En cambio, si el valor de K es grande, mucho mayor que 1, la reacción directa está ampliamente favorecida; esto es, los reactivos originales se transforman en productos en una gran amplitud.

Podemos concluir: Si Keq < 1, se favorece la formación de reactivos. Si Keq > 1, se favorece la formación de productos.

El rendimiento de una reacción química se ve disminuido por la tendencia a alcanzar el estado de equilibrio, ya que los reactivos no se transforman al cien por cien en productos. Para conseguir que el equilibrio se rompa desplazándose en el sentido que nos interesa, es necesario saber qué factores se pueden modificar.


http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol


Los cambios de cualquiera de los factores: presión, temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o resultantes, pueden hacer que una reacción química evolucione en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. Todos los cambios que afectan el estado de equilibrio son predecibles según el principio de Le Châtelier.

A fines del siglo XIX, el químico francés Henry Le Châtelier (1850-1936) postuló que, si sobre un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química, dicho sistema evolucionará en la dirección que contrarreste el efecto del cambio. Cuando un sistema que se encuentra en equilibrio, es sometido a una acción externa que lo perturbe, el equilibrio se desplaza hasta alcanzar nuevamente el equilibrio.

El conocimiento de las constantes de equilibrio es esencial para el entendimiento de muchos procesos naturales como la transportación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre o la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.

Las constantes de estabilidad, constantes de formación, constantes de enlace, constantes de asociación y disociación son todos tipos de constantes de equilibrio.

Tipos de constantes de equilibrio

Constantes de asociación y disociaciónEn la química orgánica y en la bioquímica se acostumbra a usar el valor pKa para el equilibrio de disociación.

donde Kdis es un constante de disociación de los ácidos. Para bases, la constante de disociación es se acostumbra a usar constantes de asociación para ML y HL.

Constantes de BrønstedEl pH esta definido en términos de la actividad de los iones de hidrógeno

Si, al determinar la constante de equilibrio, el pH es medido por significado de un electrodo de vidrio, una constante de equilibrio mezclada, también conocida como la constante de Brønsted, que puede resultar

Todo esto depende de cómo el electrodo esta calibrado en referencia a las soluciones de actividad conocida o concentración conocida. En último de los casos, la constante de equilibrio podría ser un cociente de concentración. Si el electrodo esta calibrado en términos de concentración de iones hidrógeno conocidas, podría ser mejor escribir p[H] en vez de pH, pero esto no se ha adoptado del todo.

Constantes de HidrólisisEn una solución acuosa, la concentración de los iones hidroxilos está relacionada a la concentración de los iones hidrógeno así:

El primer paso en la hidrólisis de los iones metálicos puede ser expresado de dos maneras diferentes

1.

2.

Obtenemos que β* = KKW. Las constantes de hidrólisis son usualmente reportadas en la forma β* y eso conduce a la aparición de los valores extraños. Por ejemplo, si lg K = 4 y lg KW = -14, lg β* = 4 -14 = -10. En general cuando el producto de la hidrólisis contiene n grupos hidróxidos lg β* = lg K + n lg KW.


http://es.wikipedia.org/wiki/Base

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido

http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_disociaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Bioqu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_org%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Homeostasis

http://es.wikipedia.org/wiki/Hemoglobina

http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno

http://es.wikipedia.org/wiki/1936

http://es.wikipedia.org/wiki/1850

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Henry_Le_Ch%C3%A2telier&action=edit


COCIENTE DE REACCIÓNEl cociente de reacción tiene la misma forma que la constante de equilibrio, pero se refiere a valores específicos que no son necesariamente concentraciones en equilibrio. Sin embargo, cuando son concentraciones en equilibrio, Q = Kc.

Puede compararse la magnitud de Q con la de K para una reacción en determinadas condiciones con el fin de decidir si debe producirse la reacción neta hacia la derecha o hacia la reacción inversa para establecer el equilibrio.

Para aA + bB → cC + dD

Q = [C]c [D]d / [A]a [B]b

FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO El equilibrio puede desplazarse por diversos factores, que podemos clasificar según afecten o no al valor de la constante termodinámica:

a) Modifican el valor de la constante de equilibrio termodinámica: Cambio de concentración. Supongamos el siguiente sistema en equilibrio: A + B ó C + D. Si se agrega alguna de

las sustancias reaccionantes, por ejemplo A, se favorece la reacción que tiende a consumir el reactivo añadido. Al haber más reactivo A, la velocidad de reacción hacia los productos aumenta, y como en el estado de equilibrio las velocidades de reacción son iguales en ambos sentidos, se producirá un desplazamiento de la reacción hacia los productos. Es decir, se formará una mayor cantidad de C y D, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. De igual modo podemos predecir qué efectos tendría un aumento en la concentración de cualquiera de los productos C o D. Al aumentar C, por ejemplo, el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos, ya que la velocidad de reacción aumentaría en ese sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Al disminuir la concentración de alguno de los reactivos, retirando parte de A o B, también podemos alterar el equilibrio químico. Según el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplazaría en el sentido de compensar dicha falta, es decir, hacia la formación de reactivos. De igual manera, si disminuimos la concentración de uno de los productos, el sistema reacciona desplazándose hacia los productos. Sin embargo, aunque la variación de la concentración de cualquiera de las sustancias que interviene en el equilibrio no afecta en absoluto el valor de la constante, si se modifican las concentraciones de las restantes sustancias en equilibrio.

Cambio de la temperatura. Si en un equilibrio químico se afecta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que absorba calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica.

Cambio de la presión. La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Un aumento de presión favorecerá la reacción que implique una disminución de volumen. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos.

Nota: La utilización de catalizadores no modifican el sentido del equilibrio, estos afectan la energía de activación tanto a la derecha como a la izquierda, por lo tanto solamente cambian la cantidad de tiempo necesario para alcanzar el equilibrio.Esta formulación del concepto de equilibrio químico, planteado como dos procesos cinéticos en direcciones opuestas, es sin lugar a dudas la forma más sencilla e intuitiva de aproximarse al concepto de equilibrio químico. Sin embargo, la condición de equilibro, de una forma rigurosa debe ser establecida no en función de una aproximación cinética, sino termodinámica.

b) No modifican el valor de la constante de equilibrio termodinámica: Actividad del disolvente. Fuerza iónica. Reacciones laterales.



VELOCIDAD DE REACCIÓNLa velocidad de reacción se define como la cantidad de reactivos que se transforma o producto que se forma por unidad de tiempo. La unidad es molaridad/segundos (M / s).

En una reacción química pueden intervenir diversos factores que se encargan de modificar (ya sea aumentando o disminuyendo) la velocidad de la misma. Estos factores son:

1. Temperatura: A mayor temperatura, mayor velocidad de reacción. La temperatura representa uno de los tipos de energía presente en la reacción. El sentido del flujo de energía entre los miembros de la reacción, determina si esta es exotérmica o endotérmica.

2. Superficie de contacto: A mayor superficie de contacto, mayor velocidad de reacción. La superficie de contacto determina el número de átomos y moléculas disponibles para la reacción. A mayor tamaño de partícula, menor superficie de contacto para la misma cantidad de materia.

3. Estado de agregación: El estado de agregación es el estado en el que se encuentra la materia y depende de sus características físicas y químicas. El estado de agregación que presenta mayor velocidad de reacción es el gaseoso, seguido de las disoluciones y por último los sólidos.

4. Concentración: A mayor concentración, (mayor presencia de moléculas por unidad de volumen), mayor velocidad de reacción de uno de los reactivos. La concentración se refiere a la cantidad de átomos y moléculas presentes en un compuesto o mezcla.

CÁLCULOS EN EL EQUILIBRIO El cálculo de las concentraciones en el equilibrio requiere el planteamiento de un sistema de ecuaciones con tantas ecuaciones como especies existan en el equilibrio. Las ecuaciones del sistema proceden de:

Las constantes de equilibrio. Los balances de masas. El balance de cargas si es necesario.

A continuación se expone un procedimiento sistemático para resolver este tipo de problemas: 1) Escribir los equilibrios que tiene lugar2) Identificar las especies que intervienen en los equilibrios y cuyas concentraciones se han de determinar.3) Plantear las constantes de equilibrio4) Plantear los balances de masas que expresan la conservación de la materia para las sustancias en la disolución.5) Plantear el balance de cargas, si fuera necesario. La utilización del balance de cargas es necesaria cuando el número de especies es superior al número de equilibrios más balances de masas. Esto sucede cuando el disolvente interviene en la reacción, por ejemplo en los equilibrios ácido-base.6) Resolver el sistema de ecuaciones haciendo aproximaciones razonables donde sea posible.

Veamos unos ejemplos de aplicación de las ecuaciones anteriores.

Consideraciones termodinámicas Un sistema en el que tenga lugar un proceso espontáneo, tiende a un estado de equilibrio en el cual las variables del sistema permanecen constantes. Durante este proceso la energía libre disminuye hasta alcanzar un valor mínimo en el equilibrio. En un sistema en el que tenga lugar una reacción química, el equilibrio se puede cuantificar mediante la constante de equilibrio, que está relacionada con la variación de energía libre estándar para la reacción. La constante termodinámica es función de las actividades de las sustancias que intervienen en la reacción. La actividad de una sustancia en una disolución es una medida de la tendencia de la sustancia a escapar de la disolución a otras disoluciones con menor actividad. La actividad, a, está relacionada con la concentración, C, mediante el coeficiente de actividad, , siendo A = .C. El coeficiente de actividad es una medida del grado de divergencia del comportamiento de la sustancia con respecto al ideal. Para el disolvente la actividad se relaciona con su presión de vapor, AD = PD / PD

o, donde PDo es la presión de vapor del disolvente

puro.

La relación entre la constante de equilibrio termodinámica, Ko, y la de concentraciones, Kc, puede ponerse como: Ko = Kc K



donde K es el producto de los coeficientes de actividad elevados a los coeficientes estequiométricos. Los coeficientes de actividad varían de la unidad debida principalmente a las diferentes fuerzas intermoleculares que experimentan en la disolución con respecto al estado de referencia, por lo tanto cuando en la reacción intervienen especies cargadas, la discrepancia será mayor.

Consideraciones cinéticas Desde un punto de vista cinético, en el equilibrio químico la velocidad de la reacción directa y la reacción inversa se igualan, puesto que las concentraciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Por ello, la constante de equilibrio es igual al cociente entre las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa:

Kc = kd / ki

También hemos de tener en cuenta que es necesario un tiempo para que se alcance el equilibrio, en un principio, cuando sólo hay reactivos, la velocidad de la reacción directa es máxima y la de la reacción inversa cero, conforme se acerca al equilibrio ambas se igualan y en el equilibrio son iguales. Pero es necesario un tiempo para que esto ocurra. En la aplicación de los equilibrios con fines analíticos, hemos de considerar el tiempo necesario para que este se alcance.

HASTA AQUÍ PARA EL LUNES 22 DE SEPTIEMBRE-----------------------



EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE

Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases.

En el siglo XVII, el escritor inglés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes características:

Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases.

Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos.

Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.

Se llama equilibrio ácido-base al equilibrio químico que se da en una reacción de neutralización. Es decir, en la reacción de ácidos y bases, para formar sales y agua. Una reacción de neutralización sencilla se da de la siguiente forma:

En ese caso, está representada por la siguiente ecuación de equilibrio:

Por ejemplo si se agregan 10g de soluto, para preparar 500 ml de solución se diría 10g en 500 ml, pero expresado en porciento sería.

% p/v = 10 g de soluto/500 ml de solución X 100 = 0.2 % g/ml

LA ACIDEZ Y LA BASICIDADLa acidez y la basicidad son dos formas contrapuestas de comportamiento de las sustancias químicas cuyo estudio atrajo siempre la atención de los químicos. En los albores mismos de la ciencia química, Boyle y Lavoisier estudiaron sistemáticamente el comportamiento de las sustancias agrupadas bajo los términos de ácido y álcali (base).

Pero junto con los estudios descriptivos de sus propiedades, el avance de los conocimientos sobre la estructura del átomo y sobre la naturaleza íntima de los procesos químicos aportó nuevas ideas sobre los conceptos de ácido y de base.

En la actualidad, el resultado final de la evolución de esos dos conceptos científicos constituye un importante capítulo de la química general que resulta imprescindible para entender la multitud de procesos químicos que, ya sea en la materia viva, ya sea en la materia inerte, se engloban bajo el nombre de reacciones ácido-base.

TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASESUna reacción ácido-base 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. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776. - Definición de Lavoisier: Dado que el conocimiento de Lavoisier de los ácidos fuertes estaba restringido principalmente a los oxoácidos, 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 contenido “oxígeno”, (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 que 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.

- Teoría de 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.

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa:

Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderse probar. Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo. Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g). Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH -) formando agua y compuestos

llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el Ion metálico de la base y el Ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.

La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.

Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos son en realidad propiedades del Ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.

Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,

Tienen un sabor amargo. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto. Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul. Reaccionan con los ácidos formando agua y sales.

Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del Ion hidróxido, OH -. Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.

Las definiciones de Arrhenius son, Un acido de Arrhenius es aquella sustancia que en solución acuosa aporta iones H+. Una base de Arrhenius es aquella sustancia que en solución acuosa aporta iones OH–.

Ejemplo de la teoría de Arrhenius: El ácido Clorhídrico, HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de

magnesio.2HCl (ac) + Mg → H2 (g) + MgCl2 (ac)



- Teoría de Bronsted – Lorwy: Johannes Niclaus Bronsted (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 Bronsted, 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.

El concepto de ácido y base de Brønsted 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 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 Brønsted 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-

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 amida:

NH3 + base → NH2- + base + H+

Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,

Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un Ion hidrógeno, H+. Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un Ion hidrógeno, H+.



Algunas sustancias comunes y su ingrediente ácido o básico

Sustancia IngredienteAcidosAcido de batería Acido sulfúricoAgua carbonatada Acido carbónicoSolución para lavado de ojos Acido bóricoConservador de alimentos Acido benzoicoLimón, lima, tomate Acido cítricoRemovedor de óxido Acido fosfóricoLeche agria Acido lácticoJugo gástrico Acido clorhídricoVinagre Acido acéticoVitamina C Acido ascórbicoBasesLimpiador para el drenaje Hidróxido de sodioLeche de magnesia Hidróxido de magnesioMortero y yeso Hidróxido de calcioLimpiador de ventanas Solución de amoniaco

Aunque estas propiedades son útiles para ayudarnos a reconocer si las sustancias son ácidas o básicas, es preferible definir estas sustancias de acuerdo con sus propiedades químicas.

Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry: En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el

donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.

HCl (g) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl- (ac)Ácido base ácido base

H2PO4- + NH3 → HPO4

2- + NH4+

Ácido base ácido base

C6H5NH2 + H2O → C6H5NH3+ + OH-

Base ácido ácido base



HCN + H2O → CN- + H3O+

Ácido base base ácidos

NH4 + H2O → NH3 + H3O+

Ácido base base ácidos

- Teoría de Gilbert Newton Lewis (1875- 1946): 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 de electrones. Un base de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones.

Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, 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 Bronsted 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 Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.

Ejemplo de la teoría de Lewis:

El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:

NH3: + BF3 → NH3- BF3

Una explicación para la neutralizaciónLa reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo:

Ácido + base ⇄ sal + aguaAsí, por ejemplo:

HCI(aq) + NaOH(s) ⇄ NaCl(aq) + H2O

De acuerdo con la teoría de Arrhenius, la neutralización se reduce a una reacción entre los iones H+ y OH- característicos respectivamente de ácidos y bases para dar agua:

H+ + OH- ⇄ H2O

Si la concentración de base es suficiente, todos los iones H+ procedentes del ácido serán neutralizados por los OH-

procedentes de la base. Un exceso de base otorgará a la disolución resultante un carácter básico. Por el contrario, la existencia de iones H+ no neutralizados, debido a un exceso de ácido, dará lugar a que la disolución tenga carácter ácido.

Aun cuando la teoría de Arrhenius tiene esa validez restringida característica de las primeras aproximaciones, constituyó, sin embargo, un adelanto importante en la explicación de los procesos químicos, y a pesar de sus limitaciones, se sigue aún



utilizando por su sencillez en aquellas circunstancias en las que la facilidad de comprensión pesa más que el estricto rigor científico.

La fuerza de los ácidos y las bases. Ácidos diferentes pueden tener muy distintas capacidades para donar un protón a otra molécula o ion. De la misma manera que algunas personas son más fuertes que otras, algunos ácidos son más fuertes que otros ácidos. Por ejemplo: las diferencias que hay entre el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido acético HC2H3O2. Los experimentos revelan que casi todas las moléculas de HCl en una solución de ácido clorhídrico han donado un protón a una molécula de de agua. Por el contrario, muy pocas moléculas de ácido acético han logrado esta transferencia en una solución de ácido acético. Para indicar esta situación, se utilizan flechas de tamaños diferentes o en una sola dirección:

HCl ( g ) + H2O ( l ) → H3O+ (ac) + Cl- ( ac)HC2H3O2 ( ac ) + H2O ( l ) → H3O+ (ac) + C2H3O2

- ( ac )

El ácido clorhídrico es un ácido fuerte porque es muy efectivo en la transferencia en un protón al agua, mientras que el ácido acético es un ácido débil porque es mucho menos capaz de hacer la transferencia.

De la misma, también hay bases fuertes y débiles. Las bases fuertes se disuelven en agua para dar soluciones con altas concentraciones de OH-. Las bases débiles se disuelven en agua y generan sólo concentraciones modestas de iones hidróxido en solución.

NaOH ( s ) + H2O → Na + ( ac ) + OH- ( ac )NH3 ( ac ) + H2O → NH4

+ + OH- ( ac )

Las bases fuertes más conocidas son compuestas solubles de hidróxido, por ejemplo, el hidróxido de sodio y el hidróxido de potasio. La clase de bases débiles más importantes incluye los compuestos que contienen nitrógeno semejante al amoniaco. La transferencia de un protón del agua a la molécula de amoniaco genera el ion hidróxido. Las flechas de equilibrio indican que sólo se forman pequeñas cantidades de iones de producto. Así, el amoniaco es una base débil.

Ácidos fuertes Bases fuertesH2SO4 (ácido sulfúrico) Hidróxidos del grupo IA (1)HCL (ácido clorhídrico) LiOH (hidróxido de litio)HBr (ácido bromhídrico) NaOH (hidróxido de sodio)HI (ácido yodhídrico) KOH (hidróxido de potasio)HNO3 (ácido nítrico) RbOH (hidróxido de rubidio)



HCLO4 (ácido perclórico) CsOH (hidróxido de cesio)Hidróxido del grupo IIA (2) (sólo los siguientes)Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)Sr(OH)2 (hidróxido de estroncio)Ba(OH)2 (hidróxido de bario)

La ionización del aguaEl agua es el solvente en el cual se producen todas las reacciones que se efectúan en el medio natural. Este líquido de por sí tiene las características para encajar dentro de la descripción que se da para los electrolitos débiles, y de hecho es el más débil de los que se estudian disueltos en él. Esto dio origen a una clasificación de las sustancias que se disuelven en el agua teniendo en cuenta su mayor facilidad para transferir o para recibir protones en comparación con este solvente. Los solutos que presentan una tendencia a transferirle protones al agua se denominan ácidos y aquellos que por el contrario presentan una mayor tendencia a recibir protones del agua se denominan bases. La clasificación en estos términos sigue siendo aún muy esquemática; en realidad la descripción más cercana al comportamiento real de las mezclas que manifiestan este tipo de comportamiento tiene relación con las fuerzas electrostáticas que generan atracciones entre las especies que constituyen las mezclas y podemos asignar este tipo de comportamiento a interacciones en las que no aparezcan los protones.

El agua es un electrolito extremadamente débil y está muy poco disociado en sus iones, por lo que conduce la corriente eléctrica en una fracción pequeñísima, debido a que se encuentra poco disociada. La autoionización del agua se puede representar mediante la siguiente reacción:

2H2O → H3O+ + OH-

La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción se la puede expresar como:K = [H+] [OH−] / [H2O]

Al ser el agua una especie pura, no se le considera en la expresión, por ende, la constante de equilibrio del agua queda expresada en función de la presencia de los dos iones formados

Mediante procesos electroquímicos, se pudo comprobar que la constante de equilibrio de esta relación tiene un valor de:[H3O+] = [OH-] = 1·10-7

Así: Kw = [H+] [OH-] = 10-14 (t = 25 º C)

Kw=1·10-14

La que se conoce como: Constante de autoionización del agua

pHEn la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad pueden ser medidas por su concentración de iones de hidrógeno.

En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:

pH = -log [H+] Nota: la concentración es comúnmente abreviada usando logaritmo, por consiguiente [H+] = concentración de ión de hidrógeno. Cuando se mide el pH, [H+] es una unidad de moles H+ por litro de solución



Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1×10-7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = -log[10-7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). 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 H+, tenemos que:

Kw = [H+][OH-]=10-14

en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.Por lo tanto,

log Kw = log [H+] + log [OH-]-14 = log [H+] + log [OH-]14 = -log [H+] - 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.

Por ejemplo, una solución con [H+] = 1 x 10-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre S 0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H+] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H+] y un ácido más fuerte). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mientras mayor es el pH, más fuerte es la base). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutra s, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H +] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

[H+] pH Ejemplo

Ácidos 1 X 100 0 HCl

1 x 10-1 1 Äcido estomacal


http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=POH&action=edit


1 x 10-2 2 Jugo de limón

1 x 10-3 3 Vinagre

1 x 10-4 4 Soda

1 x 10-5 5 Agua de lluvia

1 x 10-6 6 Leche

Neutral 1 x 10-7 7 Agua pura

Bases

1 x 10-8 8 Claras de huevo

1 x 10-9 9 Levadura

1 x 10-10 10 Tums®antiácidos

1 x 10-11 11 Amoníaco

1 x 10-12 12 Caliza Mineral - Ca(OH)2

1 x 10-13 13 Drano®

1 x 10-14 14 NaOH

Medida del pH


http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Hydrangea_macrophylla_-_Hortensia_hydrangea.jpg


La Hortensia (Hydrangea macrophylla) posee flores rosas o azules dependiendo del pH del suelo. En suelos ácidos las flores son azules, mientras que en suelos alcalinos son rosas.

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, 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 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.

Cálculo del pH de soluciones acuosasCuando trabajamos con ácidos y bases fuertes el cálculo del pH se reduce a simples expresiones considerando que estos se disocian al 100% (los ácidos y bases fuertes se definen por esto). De esta forma una solución 0.1 M de HCl (ác. clorhídrico, un ácido fuerte) tendrá una concentración 0.1 M de protones y por lo tanto un pH igual al logaritmo negativo de 0.1, es decir, 1 (muy ácido). Mientras que una solución 0.1 M de NaOH (hidróxido de sodio, una base fuerte) tendrá una concentración 0.1 M de OH-, por lo tanto un pOH = 1, y como es sabido que la suma de pH y pOH es igual a 14 se llega a la respuesta de que el pH es igual a 13.

No todos los ácidos y bases se disocian totalmente. Algunos son débiles, ya que se disocian parcialmente. En este caso el valor de pH puede calcularse fácilmente conociendo la estequiometria de la reacción química y su naturaleza. Supongamos el caso general de un ácido AH que se disocia en un solvente (agua) según el siguiente equilibrio:

AH + H2O ⇄ A- + H3O+

Con A- como la base conjugada del ácido y H3O+ el ácido conjugado de la base (este par de conceptos deben de estar claros para hacer más sencillo y lógico el desarrollo). La ecuación anterior expresada de acuerdo a la constante de acidez Ka, la cual es solo la constante de equilibrio de la reacción, seria:

Kc = [A-][H3O+] / [AH][H2O]

Ka = [A-][H3O+] / [AH]

Ahora solo basta conocer la constante de equilibrio del ácido AH y las concentraciones de las especies en el equilibrio para poder calcular la concentración de H3O+ (también conocida como [H+]). Observando la estequiometria de la reacción se deduce que la [A-] es igual a [H3O+] y la concentración de [AH] será la concentración inicial del ácido AH sin disociar menos la concentración que se disoció de este en el equilibrio, en otras palabras, [A-]. De lo anterior se llega a:

Ka = (x2) / (AHi - x)

Recordando que la [H2O] es siempre considerada como 1 en las ecuaciones de equilibrio.

De forma similar a la anterior podemos decir que en el caso de una base fuerte B +, que se comporta en una reacción de la siguiente forma:

B+ + H2O ⇄ BH + OH-

Si conocemos la concentración de la base fuerte en solución y la constante de basicidez de la base se puede llegar a calcular [OH-] o el pOH y de esto calcular el pH (recordar que la suma de pH y pOH es igual a 14 y que el producto de sus concentraciones es igual a Kw, es decir, 10-14).

No siempre es obligatorio resolver la ecuación de segundo grado para estimar el pH en presencia de un ácido o base débil, ya que pueden asumirse ciertas condiciones que permiten simplificar los cálculos. Esto no siempre es correcto. Supongamos que estamos trabajando con un ácido débil con una Ka muy pequeña, de esto podríamos decir que el ácido se disocia muy poco, quizás tan poco como para poder despreciarse en la ecuación de equilibrio, si así lo fuera podríamos calcular el pH como:

Ka = (x2) / (AHi)


http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_de_pH

http://es.wikipedia.org/wiki/PHmetro


Ya que la concentración de AH en el equilibrio es muy similar a la inicial, ya que es muy poco lo que se disocia (y en una resta de algo muy grande menos algo muy chico el resultado es muy similar al valor más grande). Parecería que se están asumiendo muchas condiciones pero en realidad no, siempre y cuando estemos trabajando con ácidos o bases débiles que se disocien muy poco (constantes de equilibrio muy pequeñas, del orden de los 10-3 y menores, con concentraciones iniciales del ácido o la base débiles razonablemente grandes como 0.1). Para estar más seguros también se puede realizar el siguiente cálculo:

[AHi] [H+supuesto]

------- = --------100% X

Si X resulta ser mayor que el 5% entonces el supuesto (calculado despreciando la disociación) es falso y es necesario desarrollar la ecuación de segundo grado.

CÁLCULOS DE PH Y CONCENTRACIÓNEjemplo 1: Si se cuenta con una solución de NaOH 1,2 X 10-4 M, ¿Qué pH tendrá?La disociación de la base en agua es:

NaOH ® Na+ + OH-

Por cada mol de NaOH se obtiene un mol de OH-. Entonces por cada 1,2 . 10-4 M en NaOH, tendremos una concentración de 1,2 . 10-4 M en OH-. El pOH será:pOH = - log [ OH-] = - log (1,2 . 10-4) = 3,92como pH + pOH = 14, el pH será:pH = 14 - pOH = 14 - 3,92 = 10,08

Ejemplo 2.- Supongamos que contamos con una solución concentrada de HCl, que es 3 M. Su pH será:pH = - log [ H+] = - log 3 = - 0,48

Ejemplo 3.- El pH fisiológico es 7.4 ¿Cuál es la concentración de iones hidrogeno de una disolución a pH fisiológico?pH= -log [ H+] [ H+]= antilog (-pH) = 3.9x10-8

CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS

Electrolito: son aquellas especies que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica. Presentan un comportamiento anormal respecto a las propiedades coligativas. Los electrolitos fuertes son sustancias que conducen bien la electricidad en disoluciones acuosas diluidas. Los electrolitos débiles conducen la electricidad muy poco en disoluciones acuosas. La corriente eléctrica se conduce a través de la disolución acuosa por movimiento de iones.

No electrolito: son aquellas especies que en disolución acuosa no conducen la corriente eléctrica. Presentan comportamiento normal respecto de las propiedades coligativas.

La disociación es el proceso por el cual un compuesto iónico se separa en sus iones en disolución, por ejemplo NaCl.

La ionización es el proceso por el cual un compuesto molecular se separa formando iones en disolución, por ejemplo HCl.

ACIDOS MONOPROTICOSAquellos ácidos que en solución aportan o donan un proton, un ión H+, por molécula disociada, se denominan ácidos monopróticos, como se muestra a continuación (simbolizado por HA):

HA(aq) + H2O(l) H3O+(ac) + A−(ac) Ka

Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen al ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3). Por otra parte, para los ácidos orgánicos, el término generalmente indica la presencia de un grupo carboxilo, y algunas veces estos ácidos son conocidos como ácidos monocarboxílicos. Algunos ejemplos de ácidos orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH3COOH) y el ácido benzoico (C6H5COOH).



ACIDOS FUERTESEntre los ácidos monopróticos, existen algunos que en solución diluida ( 1 M ) , están en la práctica totalmente disociados.Por ejemplo: HCl, HBr, HI, HClO4 y HNO3.

HCl ( ac ) ® H +( ac ) + Cl –( ac )

ACIDOS DEBILESSe denominan ácidos débiles a aquellos ácidos que en solución acuosa están parcialmente disociados.Por ejemplo: HF , HClO, HClO2 , HBrO, HIO, HIO3, HNO2, CH3 COOH, HCN, etc.

HF ( ac ) Á H +( ac ) + F –( ac )

ACIDOS POLIPROTICOSAquellos ácidos que en solución aportan dos o más iones H+ por molécula disociada, se denominan ácidos polipróticos. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).

Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H2A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, Ka1 y Ka2.

H2A(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + HA−(ac) Ka1

HA−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A2−(ac) Ka2

La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: Ka1 > Ka2. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H2SO4) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO−4), para lo que Ka1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO2−4), donde Ka2 es comparativamente pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de Ka1 para la primera disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el inestable y débil ácido carbónico (H2CO3) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO−3) y perder un segundo protón para formar el anión carbonato (CO2−3). Ambos valores de Ka son pequeños, pero Ka1 > Ka2.Un ácido triprótico (H3A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde Ka1 > Ka2

> Ka3.H3A(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + H2A−(ac) Ka1

H2A−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + HA2−(ac) Ka2

HA2−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A3−(ac) Ka3

Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H3PO4), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser perdidos consecutivamente, produciendo H2PO−4, luego HPO2−4, y finalmente PO3−4, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los valores de Ka difieren puesto que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada negativamente.

BASES FUERTESEntre las bases, existen algunas que en solución diluida ( 1 M ) , están en la práctica totalmente disociadas.Por ejemplo: LiOH, NaOH y KOH .

NaOH ( ac ) ® Na +( ac ) + O H–( ac )

BASES DEBILESSe denominan bases débiles a aquellas bases que en solución acuosa están parcialmente disociadas.Por ejemplo: NH3, aminas, etc.

NH3 + H2O Á NH4+

( ac ) + OH–( ac )

SISTEMAS CONJUGADOS



En toda reacción ácido base, existen sistemas conjugados, formados por un ácido y su base correspondiente.Por ejemplo:

NH3 ( ac ) + HF ( ac ) Á NH4+

( ac ) + F–( ac )

NH3 es la base conjugada del NH4+ y este último es el ácido conjugado del NH3.

HF es el ácido conjugado del F– y este último es la base conjugada del HF.

ANFOTEROS (ANFOLITOS)Se denominan anfóteros o anfolitos, aquellas sustancias que a veces actúan como ácidos y otras, como bases. La más conocida e importante es el agua:

NH3 + H2O Á NH4+

( ac ) + OH–( ac )

HF + H2O Á H3O +( ac ) + F–( ac )

BUFFER (TAMPON, AMORTIGUADOR)Se denomina buffer, tampón o amortiguador, a aquella solución que al adicionarle un ácido o base fuerte, en pequeñas cantidades, prácticamente no varían su pH. Generalmente, están formadas por un ácido débil y una sal de su base conjugada (HF / NaF) o por una base débil y una sal de su ácido conjugado (NH3 / NH4Cl).

SUSTANCIAS ANTIPÁTICASSon aquellas que contienen a la vez grupos hidrófobos y grupos hidrófilos. Como por ejemplo los ácidos grasos.

Los ácidos grasos al entrar en contacto con el agua forman micelas, al disponerse las colas hacia el interior y las cabezas al exterior.

CÁLCULO DE EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

Para resolver problemas de equilibrio, en los que se deba conocer las concentraciones de las especies en el equilibrio, habrá que plantear un sistema de ecuaciones con tantas ecuaciones como especies existan en el equilibrio. Las ecuaciones del sistema proceden de:

a) Las constantes de equilibrio.b) Los balances de masas.c) El balance de cargas si es necesario.

El balance de cargas sólo será necesario en el caso de que no puedan plantearse suficientes balances de masas. Por ejemplo, en los equilibrios ácido-base, cuando entre las especies cuya concentración se deba determinar estén H+ y OH -. En este caso, otra alternativa es plantear el balance de protones.

Los pasos para la resolución de los problemas de equilibrio pueden resumirse en: a) Plantear los equilibrios que tienen lugar.b) Identificar las especies intervienen en los equilibrios y cuyas concentraciones se han de determinar.c) Plantear las constantes de equilibrio.d) Plantear los balances de masa.e) Plantear el balance de carga si es necesario.

La resolución directa del sistema de ecuaciones obtenido nos conducirá a la solución del problema. Sin embargo, el sistema suele ser muy complejo, por lo que se debe proceder a reducir el número de ecuaciones, y realizar una serie de simplificaciones que dependerán del tipo de problema y de las condiciones en el equilibrio.

EJERCICIOSEquilibrio ácido-base

1.- ¿Cuál es la Normalidad de una solución que se preparó con 5 g de H2SO4 y se aforó a 500 ml de solución? (PM H2SO4: 98)



H2SO4 (el ácido se disocia en 2H+) ® 2H+ + SO4-2

Donde ne- = 2 (es el número de H+)N = 5 g / (98/2) / 0.5 litros = 0.204, se dice que es una "solución 0.204 Normal ". 2.- Calcular la Normalidad de una solución de NaOH que se preparo añadiendo 30 g y aforando a 100 ml de solución. (PM NaOH = 40)NaOH ® Na + OH (Se disocia o contiene un sólo OH, por lo que n=1) N = 30 g / (40/1) / 0.1 litros = 7.5, se dice que es una "solución 7.5 Normal ". 3.- ¿Cuál es la concentración Normal de una solución de 2 litros que se preparó, disolviendo 340g de BaCl 2? (PM BaCl2 = 208.5)Reacción: BaCl2 ® Ba+2 + 2Cl-1 Se requieren 2 PF del Cl- o la carga del Ba es 2; n=2N = 340 g / (208.5/2) / 2 litros = 1.630, se dice que es una "solución 1.630 Normal".

4.- ¿Cuál es la concentración Normal de una solución que se preparó disolviendo 15g de KMnO4 en 250 ml de solución.Reacción 5 Fe+3 + Mn+2 + 4H2O ® 5 Fe+2 + MnO4

- + 8H+

Esta solución se usará en una reacción Mn+2 (+5e-), es decir el número de electrones transferidos es ® redox? Mn+7 de 5, n=5.N = 15 g / (158/5) / 0.25 litros = 1.898, se dice que es una "solución 1.898 Normal".

PROBLEMAS (resuelve los siguientes problemas): 1. El vinagre casero se prepara agregando ácido acético al agua al 5%, ¿cuántos ml de ácido acético se necesitan para preparar 250 ml de solución? R. 2. ¿Cuántos g de CuSO4 se necesitan para preparar 250 ml de solución al 12.5%? R. 3. ¿Cuál es la concentración de la solución para batería, si se prepara agregando 24 ml de H 2SO4 y aforando a 250 ml?. R. 4. ¿Cuántos mg de CaCO3 se encuentran disueltos en una muestra de agua de la llave ( de Guaymas), sí se tiene n 3500 ml de solución de 200 ppm de CaCO3? R. 5. ¿Qué volumen tiene una solución de KBr si se tiene una solución 3 F, donde se disolvieron 20 g de la sal? R. 6. ¿Cuál es la Formalidad de una solución que se preparó con 160g de hidróxido de amonio y se aforó a 3 litros? R. 7. ¿Cuál es la molaridad de un litro solución de NaCl, donde se disolvieron 130 g? R. 8. ¿Cuántos g se necesitan para preparar 250 ml de una solución de KOH 6 Molar? R. 9. ¿Diga cuál es la Normalidad de una solución que se preparó con 20 ml de H3PO4 concentrado y se aforó a 1 litro? 1ml del ácido concentrado = g. R. 10. ¿Cuántos g de AgCl se necesitan para preparar 100 ml de una solución 2 N? R. 11. ¿Cuál es la Normalidad de una solución de PbSO4 que se requieren para preparar 250 ml de solución 1 N, sí esta solución se Pb+2? R. 12. ¿Cómo prepararías 50 ml®empleará en una reacción redox; Pb+4 de solución de CuSO4 al 34%? 13. ¿Cuántos g de HClO4 se necesitan para preparar 500 ml de una solución 2 M? 14. A que concentración Molar y Normal equivale una solución de H3PO4 al 5 %. 15. ¿Cómo prepararías 250 ml de Fe2(CO3)3 0.5 M? 16. Cuál es la concentración Normal de 50 ml de solución de HCL, si al titularlo se gastan 26 ml de NaOH 0.3 N? 17. ¿Cómo prepararías 1litro de H2SO4 2.5 N? 18. ¿Cómo prepararías una solución de H2SO4 al 2%? 19. ¿Que porcentaje de NaOH, tiene un limpiador, si se titularon 50 ml del limpiador con 42ml de HCl 3N? 20. ¿Qué porcentaje de ácido cítrico tiene el limón si titulas 25 ml de una solución que preparaste con 5 ml de jugo de limón y aforando con agua a 100 ml? 21. ¿Cuál es la concentración del HCl, H2SO4, HNO3, H3PO4 y del NH4OH en la forma más concentrada en los reactivos del LAB?

HASTA AQUÍ TERMINA CLASE DE TRES HORAS-----------------------



EQUILIBRIO IÓNICOEl equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones

Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica.

En base a esto, se clasifica a los electrolitos en base a dos criterios: Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros Capacidad conductora: electrolitos fuertes y débiles

Electrolitos según su fuerzaCuando una sustancia se disuelve en agua la generación de electrolitos puede ocurrir de forma incompleta o completa.

Cuando la disociación ocurre completamente se habla de electrolito fuerte. Un electrolito fuerte es aquél cuya disociación es prácticamente completa. Cuantitativamente hablando, un electrolito fuerte es aquel cuya constante de equilibrio tiende a infinito

Ejemplo: HCl + H2O → H3O+ + Cl-

Donde: Keq = [H3O+] [Cl-] / [HCl]En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende Keq tiende a infinito

Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los electrolitos débiles forman equilibrios verdaderosEjemplo: HF + H2O ⇄ H3O+ + F-

Esta reacción no se completa, alcanza cierto equilibrio, con cierta constante, por eso debe llevar dos medias flechas en direcciones opuestas (flecha doble)Donde: Keq=[H3O+][F-]/[HF]

Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], [H3O+] y [F-] permanecerán constantes, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico

Constante de equilibrio para especies ácidas y básicasPor convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a la constante de equilibrio de dicha especie se la denomina constante de acidez, y se designa Ka; y cuando se trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa Kb.

No obstante, el equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, por ende, a la hora de hacer cálculos, se trata como tal.

CONSTANTE DE IONIZACIÓN DE ÁCIDOSLos ácidos, al disolverse en agua, se ionizan cediendo un protón. Un ácido será tanto más fuerte cuanta mayor tendencia tenga a ceder protones, cuanto más se ionice. La fuerza de un ácido es opuesta a la de su base conjugada: si un ácido es fuerte, su base conjugada será débil.

La medida cuantitativa de la fuerza de un ácido se realiza por medio de su constante de ionización; así, para un ácido genérico:

HA + H2O → A- + H3O+

;pero en disoluciones, podemos considerar la concentración de agua constante y englobarla en KC:



donde Ka se denomina constante de ionización o de disociación del ácido.

Si Ka es grande, indica que casi todas las moléculas del ácido se han disociado, será un ácido fuerte; en caso contrario, un ácido débil.

CONSTANTE DE IONIZACIÓN DE BASES

De la misma manera podremos realizar todo el planteamiento anterior para las bases, de modo que para una base genérica:

B + H2O → BH+ + OH-

;pero en disoluciones, podemos considerar la concentración de agua constante y englobarla en KC:

donde Kb se denomina constante de ionización o de disociación de la base.

Si Kb es grande, indica que casi todas las moléculas de la base se han disociado, será una base fuerte; en caso contrario, una base débil.

Relación entre Ka y Kb

Por la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry sabemos que existen pares conjugados ácido-base (un ácido genera una base conjugada y una base genera un ácido conjugado, cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza opuesta del ácido/base que les dio origen).

Sea HA un ácido débil con Ka < 10-2

Entonces, la reacción queda determinada por:HA + H2O ⇄ H3O+ + A-

La expresión de la constante de acidez queda determinada por la siguiente expresión:Ka = [H3O+] [A-] / [HA]

Expresando la reacción inversa:A- + H3O+ ⇄ HA + H2O

Como A- es una base, se puede expresar su constante de basicidad:Kb = [HA] / [H3O+] [A-]

Lo que indicaría que Ka*Kb = 1; pero esta relación es válida sólo para la reacción inversa de la reacción inicialmente planteada.

Si se desea determinar la constante de basicidad de la reacción directa que se ha planteado inicialmente, tenemos que considerar al agua.Se sabe que Kw = [H3O+] [OH-]

Como la concentración de iones hidronio (H3O+) está determinada para la reacción por Ka, entonces:Kw = Ka [OH-]



Y, del mismo modo, la concentración de iones hidroxilo (OH -), queda determinada por la constante de basicidad de la reacción directa:

Kw = Ka Kb

Se despeja Kb:Kb = Kw / Ka

Para la reacción de bases en agua se cumplen las mismas condiciones, por ende:Ka = Kw / Kb

Hidrólisis de SalesSe define hidrólisis de una sal como el proceso en el cual los componentes iónicos de la sal disuelta en agua son capaces de romper la molécula de agua, generando la presencia de iones H3O+ y/o OH-

Como se menciona anteriormente, por la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido-base genera una base-ácido conjugada de fuerza inversa a la del ácido que le dio origen, esto es, un ácido-base fuerte dará origen a una base-ácido débil y un ácido-base débil dará origen a una base-ácido fuerte

Además también que una sal es el producto de la reacción entre un ácido o base, por ejemplo NaCl:HCl + NaOH → NaCl + H2O

Tanto HCl como NaOH son especies muy fuertes (Ka y Kb tienden a infinito respectivamente), por ende sus pares base/ácido conjugados tiene constantes de acidez/basicidad que tienden a cero.

Si disolvemos NaCl en agua, por propiedades de las sales, tendremos que:NaClac → Na+ + Cl-

Si hiciéramos una medición de pH se esperaría que el pH de la solución fuera neutro. La razón de esto está en que, tanto Na+

como Cl- son los pares conjugados de HCl y NaOH, y son especies que no presentan valores de acidez/basicidad.

Otro caso: el NH4NO3 (Nitrato amónico)NH4NO3 es producto de la siguiente reacción:

NH3 + HNO3 → NH4NO3

HNO3 es un ácido muy fuerte (Ka tiende a infinito), por ende NO3- es una especie con Kb que tiende a cero. El NH3 es una

base débil (Kb=1,8*10-5), por ende NH4+ es un ácido fuerte, con una Ka que se desprende de la relación:

Ka = Kw / Kb

Lo que da un valor aproximado de Ka=5,5*10-10

Ahora, si se disuelve NH4NO3 en agua:NH4NO3 → NO3

- + NH4+

Como NH4+ es un ácido, generará hidrólisis en una molécula de agua, estableciendo un equilibrio:

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+

Por estos antecedentes, es de esperar que el pH de la solución sea ácido.

La misma situación es aplicable para sales básicas.

A modo de resumen, podemos decir que para determinar si una sal es ácida, básica o neutra, es necesario hacer el estudio del origen de la sal, de esta forma, se podrá predecir de forma efectiva si ocurrirá hidrólisis o no y el tipo de solución (ácida o básica) que se formará como consecuencia de esto.

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_i%C3%B3nico"


http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_i%C3%B3nico


Categoría: Equilibrio químico

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Considera la ionización de un ácido débil HA que tiene algún valor de pKa. Es conveniente poder relacionar el pH de una disolución de un ácido débil con su pKa y con el grado de ionización. La reacción sería:

HA ⇄ H+ + A-

La constante de disociación del ácido (Ka) para esta reacción, vendría dada por la ecuación

Esta ecuación se puede reorganizar para despejar la concentración de iones hidrógeno porque, recuerda, queremos una ecuación que relacione el pH de la disolución con el pK a y con el grado de ionización del ácido débil. La forma en la que queda la ecuación es

Por definición, log ( 1/ [H+] ) = pH y log ( 1/Ka ) = pKa , así que, aplicando logaritmos a la ecuación anterior, obtenemos

Esta es la conocida ecuación de Henderson-Hasselbalch que se utiliza para calcular el pH, de una solución buffer, o tampón, a partir del pKa (la constante de disociación del ácido) y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base, del ácido o la base conjugada. Fíjate en varios aspectos interesantes relacionados con esta ecuación.

donde: S es la sal o especie básica, y A es el ácido o especie ácida

En la última ecuación x puede ser a o b indistintamente.

Primero, si pH = pKa, el logaritmo de la relación de concentraciones de las formas disociada y sin disociar será cero, de manera que estas concentraciones serán iguales. En otras palabras, cuando el pH es igual al pK a, el ácido estará disociado al 50%.

Segundo, date cuenta de que cuando el pH aumenta o disminuye una unidad en relación con el pK a, la relación entre las formas del ácido disociada y sin disociar cambia en un factor de 10. Es decir, si el pH de una disolución es 6 y el pK a es 7, la relación [ A-]/[ HA] será 0,1; si el pH fuera 5, la relación sería 0,01 y si el pH fuera7, la relación sería 1.

También, date cuenta de que si el pH está por debajo del pKa, la relación es < 1, mientras que si el pH está por encima del pKa, la relación será >1. Resumiendo, la ecuación de Henderson-Hasselbalch aporta mucha información. Debes estudiarla para comprender todo lo que deriva de ella.

ObservacionesLa ecuación implica el uso de las concentraciones de equilibrio del ácido y su base conjugada. Para el cálculo del pH en soluciones buffer, generalmente se hace una simplificación y se utilizan las concentraciones iniciales del ácido y la sal, por


http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_acidez

http://es.wikipedia.org/wiki/PKa

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluci%C3%B3n_buffer

http://es.wikipedia.org/wiki/PH

http://es.wikipedia.org/wiki/Categor%C3%ADa:Equilibrio_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Especial:Categor%C3%ADas


lo tanto se debe tener en cuenta que el valor obtenido es una aproximación y que el error será mayor cuanto mayor sea la diferencia de las concentraciones de equilibrio con las de partida (constante de equilibrio alta). En la misma aproximación, tampoco se considera el aporte del agua, lo cual no es válido para soluciones muy diluidas.

DerivaciónSupóngase un ácido AH con disociación parcial. El equilibrio es:

y la constante de disociación asociada será:

Despejando [H3O+] de la constante de disociación:

Tomando logaritmos a ambos lados y aplicando la propiedad de los logaritmos para un producto se llega a:

E invirtiendo el cociente:

Aplicación FarmacológicaLa fórmula de Henderson-Hasselbalch es empleada para medir el mecanismo de absorción de los fármacos en la economía corpórea. Dicho de otra manera, la absorción es la transferencia de un fármaco hacia un sitio de administración hacial en sangre. Los rangos de rapidez y eficacia de la absorción farmacológica dependen de una ruta específica de administración, sea esta en su disposición farmacológica traslocarse al interior de la membrana celular para estimular el efecto organísmico deseado, por lo que la administración farmacéutica por diferentes rutas mucosas depende de su biodisponibilidad farmacológica. Para ello se requiere que para la translocación del fármaco se necesite que este desde su formulación farmacéutica no se disocie al llegar a la membrana celular, sea de carácter liposoluble, y de bajo peso molecular por lo que debe de ser de características de ácidos y bases débiles.

El efecto del pH en la absorción farmacológica se media estudiando el pH de las presentaciones farmacéuticas: o Fármacos Ácidos Débiles [HA]: Liberan un [H+] causando una carga aniónica [A-], para formar: [HA]

<-> [H+] + [A-]. o Fármacos Alcalinos Débiles [BH+]: Liberan también un [H+]. La forma ionizada de los fármacos base

son usualmente cargados, y pierden un protón que produce una base sin carga [B], para formar: [BH+] <-> [B] + [H+].

Tomando el pH de ciertas mucosas, por ejem: o Cavidad Oral: 5 a 6 pH. o Mucosa Gástrica: 1 a 3 pH. o Mucosa Intestinal: 4 a 5 pH.

Y Tomando el pK de ciertos fármacos, por ejem: o Morfina: (Base) 9 pK. o Azetaminofen: (Ácido) 8 pK. o Diazepam: (Ácido) 4 pK. o Aspirina: (Ácido) 3 pK.

Ejecutando la fórmula de Henderson-Hasselbalch para el ejemplo de: Aspirina administrada vía enteral, absorbida en la mucosa gástrica:



Despeje:3= 1+log [AH] / [A] [H+]3-1= log [AH] / [A] [H+]2= log [AH] / [A] [H+]antilog 2= [AH] / [A] [H+]100= [AH] / [A] [H+]100 / 1 = [AH] / [A] [H+]101-100% 100-x% res x= 99% Quiere decir, que la administración enteral de la aspirina, alcanza una absorción casi al 100%, logrando una efectividad de translocación mayor.

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_de_Henderson-Hasselbalch"

EQUILIBRIO DE SOLUBILIDADEquilibrio de solubilidad es cualquier tipo de relación de equilibrio químico entre los estados sólido y disuelto de un compuesto en la saturación.

Kps significa "producto de solubilidad" o "equilibrio de solubilidad". Es la constante de equilibrio de la reacción en la que una sal sólida se disuelve para dar sus iones constituyentes en solución.

Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y las constantes para predecir la solubilidad de sustancias en condiciones específicas (porque la solubilidad es sensible a las condiciones, mientras que las constantes lo son menos).

La sustancia que se disuelve puede ser un sólido orgánico como el azúcar o un sólido iónico como la sal de mesa. La principal diferencia es que los sólidos iónicos se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. La mayor parte de las veces, el agua es el disolvente de interés, aunque los mismos principios básicos son aplicables a cualquier disolvente.

Compuestos no iónicosLa disolución de un "sólido orgánico" puede describirse como un equilibrio entre la sustancia en sus formas sólida y disuelta:

Una expresión del equilibrio para esta reacción puede ser escrita, como para cualquier reacción química (productos divididos por los reactivos):

donde K se denomina constante de equilibrio (o constante de solubilidad). Las llaves indican la actividad. La actividad de un sólido puro es, por definición, la unidad. Si la actividad de la sustancia en disolución es constante (es decir, no afectada por cualesquiera otros solutos que puedan estar presentes) se puede reemplazar por la concentración, aunque omitiendo las dimensiones de las medidas de concentración utilizadas. Las actividades son cantidades adimensionales que se obtienen dividiendo la medida de la concentración por un estándar de concentración distinta de cero.

Los corchetes significan la concentración molar, que se denominada molaridad con el símbolo M).

Esta expresión señala que el agua en equilibrio con azúcar sólido contiene una concentración igual a K. Para el azúcar de mesa (sacarosa) a 25 °C, K = 1,971 cuando la concentración estándar se toma como 1 mol/L. (Esta solución es muy concentrada, la sacarosa es muy soluble en agua). Esta es la máxima cantidad de azúcar que puede disolverse a 25°C, la solución está "saturada". Si la concentración es inferior a la saturación, puede disolverse más cantidad de azúcar hasta que la solución alcanza la saturación, o hasta todo el sólido se haya consumido. Si hay más cantidad de azúcar presente que la permitida por la expresión de la constante de solubilidad, entonces la disolución está "sobresaturada" y sólido precipitará


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hasta que se alcance la concentración de saturación. Este proceso puede ser lento, la expresión de la constante de equilibrio describe las concentraciones cuando el sistema de alcance el equilibrio, no lo rápido que se llega al mismo.

Compuestos iónicosLos compuestos iónicos normalmente se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. Por ejemplo, para el sulfato de calcio:

Como en el ejemplo anterior, la expresión del equilibrio es:

donde “K” es la llamada constante de equilibrio (o solubilidad) y las llaves indican la actividad.

La actividad de un sólido puro es, por definición, igual a uno. Cuando la solubilidad de la sal es muy baja los coeficientes de actividad de los iones en solución también serán iguales a uno y esta expresión se reduce a la expresión del “producto de solubilidad”.

Esta expresión dice que una solución acuosa en equilibrio con sulfato de calcio sólido ("saturada") el sulfato de calcio sólido tiene unas las concentraciones de estos dos iones tal que su producto iguala a 'Ksp; para el sulfato de calcio 'Ksp =--------. Si la solución contiene sólo sulfato de calcio, y las condiciones son tales que las especies disueltas son sólo Ca------/----, entonces la concentración de cada ion (y la solubilidad total del sulfato de calcio) es

Cuando una solución se disocia en partes desiguales como en:

,

entonces la determinación de la solubilidad de la Ksp es ligeramente más difícil:

Llamando "x" a la concentración de iones Ca2+ en moles por litro, que es equivalente a la solubilidad del hidróxido de calcio:

Generalmente, para la reacción de disolución:

la solubilidad y el producto de solubilidad están relacionados mediante la ecuación:

donde: n es el número total de moles en el lado derecho, p.e., x+y, sin dimensiones x es el número de moles del catión, sin dimensiones y es el número de moles del anión, sin dimensiones Ksp es el producto de solubilidad, (mol/kg)n



C es la solubilidad de A expresada como cociente de una masa del soluto A en una cantidad de disolvente (kg de A por kg de disolvente) MM es la masa molecular del compuesto A, kg/mol.

Así mismo, la anterior ecuación asume que la disolución ocurre en el disolvente puro (ningún efecto de ion común), que no hay complejación o hidrólisis (p. ej., sólo iones B p+ y C q- están presentes en solución), y que las concentraciones son suficientemente bajas para que los coeficientes de actividad se tomen como la unidad.

Efecto del ion comúnEl efecto del ion común se refiere al hecho de que el equilibrio de solubilidad cambia de acuerdo con el Principio de Le Chatelier. En el anterior ejemplo, la adición de iones sulfato a una solución saturada de sulfato de calcio causa que precipite CaSO4 hasta que la concentración de los iones en solución sea tal que vuelvan a satisfacer el producto de solubilidad. (La adición de iones de sulfato puede, por ejemplo, lograrse por añadiendo una sal muy soluble, como Na2SO4.)

Efecto salinoEl efecto salino se refiere al hecho que la presencia de otra sal, aun cuando no haya ningún ion común, tiene un efecto sobre la fuerza iónica de la solución y por lo tanto sobre los coeficientes de actividad de los iones, de modo que la solubilidad cambia aun cuando la Ksp permanezca constante (asumiendo que la actividad de los sólidos continua siendo la unidad).

Efecto de la especiaciónEn disolución, sales típicamente iónicas se disocian en sus iones constituyentes, pero los iones pueden formar otras especies en solución. En la especiación, la solubilidad aumenta siempre, aunque el producto de solubilidad no cambia. Por ejemplo, el equilibrio de solubilidad del carbonato de calcio puede expresarse por:

Ahora bien, si las condiciones (por ejemplo, pH) son tales que aparecen en la solución otras especies de carbonato (o de calcio), (por ejemplo, ión bicarbonato, HCO3

-), entonces la solubilidad del sólido aumentará aunque el producto de solubilidad se mantiene constante.

Del mismo modo, si un agente complejante, por ejemplo, EDTA, está presente en la solución, la solubilidad aumentará debido a la formación de complejos de calcio (un complejo tiene una identidad química diferente que el ión Ca2+ no complejado y por lo tanto no interviene en el equilibrio de solubilidad).

Para predecir correctamente la solubilidad de un determinado producto soluble, es necesario conocer la especiación (o evaluada, al menos aproximadamente). El hecho de no hacerlo es un problema común y puede conducir a grandes errores.

Efecto de faseLos equilibrios se definen para fases cristalinas específicas. Por lo tanto, el producto de solubilidad se espera que sea diferente en función de la fase del sólido. Por ejemplo, la aragonita y la calcita tendrán diferentes productos de solubilidad a pesar de que ambos tienen la misma identidad química (carbonato de calcio). Sin embargo, en determinadas condiciones, lo más probable es que sólo una fase sea termodinámicamente estable y por lo tanto esta fase entra en un verdadero equilibrio.

Efecto del tamaño de partículaLa constante termodinámica de solubilidad se define para monocristales grandes. La solubilidad aumenta con el tamaño decreciente de las partículas de soluto (o gotitas) debido a la energía adicional de superficie. Este efecto es generalmente pequeño a menos que las partículas sean muy pequeñas, generalmente menores de 1 μm. El efecto del tamaño de partícula en la constante de solubilidad constante se puede cuantificar como sigue:

dónde *KA es la constante de solubilidad de las partículas de soluto con un área superficial molar A, es la constante de solubilidad de la sustancia cuando el área superficial molar tiende a cero (es decir, cuando las partículas son



grandes), γ es la tensión superficial de las partículas del soluto en el disolvente, Am es el área superficial molar del soluto (en m2/mol), R es la constante universal de los gases ideales, y T es la temperatura absoluta2 .

Efectos de temperaturaLa solubilidad es sensible a los cambios en la temperatura. Por ejemplo, el azúcar es más soluble en agua caliente que en agua fría. Esto ocurre debido a que las constantes de solubilidad, como otros tipos de constante de equilibrio, son función de la temperatura. De acuerdo con el Principio de Le Chatelier, cuando el proceso de disolución es endotérmico (se absorbe calor), la solubilidad aumenta con la temperatura, pero cuando el proceso es exotérmico (se libera calor) solubilidad disminuye con la temperatura. Sin embargo, dado que cuando un sólido se disuelve hay un cambio favorable de entropía, muchos sólidos serán más solubles con el aumento de la temperatura, independientemente del principio de Le Chatelier. La ecuación de la Energía libre de Gibbs expresa la visión global de este problema.

Constantes de solubilidadLas constantes de solubilidad se han determinado experimentalmente para un gran número de compuestos y las tablas están disponibles fácilmente. Para los compuestos iónicos las constantes se llaman "productos de solubilidad". Las unidades de concentración se supone que son molar a menos que se indique lo contrario. La solubilidad suele aparecer en unidades de gramos (disueltos) por litro de agua.

Algunos valores a 25°C: Carbonato de bario: 2.60×10−9 Cloruro de cobre (I): 1.72×10−7 Sulfato de plomo (II): 1.81×10−8 Carbonato de magnesio: 1.15×10−5 Cloruro de plata: 1.70×10−10 Bromuro de plata: 7.7×10−13 Hidróxido de calcio: 8.0×10−6

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_de_solubilidad"



Complejo (química)En química se denomina complejo al tipo de estructura molecular que se encuentra generalmente formada por un átomo (o grupo) central que posee orbitales de valencia no ocupados; rodeado por un cierto número de moléculas o iones que poseen pares de electrones no compartidos que pueden ser inyectados en los orbitales vacíos del grupo central para formar enlaces coordinados.

El grupo central puede ser un átomo único, ya sea metálico o no, y puede poseer carga positiva, negativa o carecer por completo de carga. En algunos casos el grupo central puede ser una molécula.

A los iones o moléculas capaces de inyectar su par de electrones no compartidos se les denomina genéricamente ligandos, al aducto grupo central-ligando se le denomina complejo y a los compuestos que contienen complejos en su constitución se les denomina compuestos de coordinación.

Un ligando enlazado a un átomo central se dice que está coordinado a ese átomo. El número de pares de electrones que es capaz de aceptar el átomo central se denomina número de coordinación.

La mayor parte de los complejos posee como grupo central un ion metálico cargado positivamente (catión), pero también los hay con átomos no metálicos, con átomos cargados negativamente (aniones); y hasta con gases nobles o moléculas como grupo central.

Estos compuestos reciben el nombre particular de complejos, porque en su momento fueron así denominados para diferenciarlos de los compuestos "simples" y un poco como venganza de parte de los primeros investigadores que se dedicaron a experimentar con ellos, porque rápidamente llegaron a la conclusión de que la química de las reacciones estudiadas era "realmente muy compleja".

La química de complejos tiene numerosas vertientes sirviendo para explicar cosas tan vistosas como el color de las piedras preciosas, pasando por aplicaciones prácticas tales como el tratamiento de algunas intoxicaciones, la elaboración industrial de polímeros, pigmentos, vidrios incoloros y coloreados, electrodepósito de metales, formulación de ablandadores de agua pulidores de metales, detergentes y limpiadores, y hasta la base teórica que sustenta la comprensión de la mayoría de las reacciones enzimáticas que permiten la existencia de la vida.

Contenido 1 Generalidades 2 Historia 3 Naturaleza de la unión átomo central-ligando 4 Ligandos

o 4.1 Ligandos monodentadoso 4.2 Ligandos polidentados o agentes quelanteso 4.3 Ligandos ambidentados

5 Carga y número de coordinación 6 Formulación y nomenclatura

o 6.1 Reglas de formulacióno 6.2 Reglas de nomenclatura

7 Complejos Metálicos 11 Coloración de los complejos 12 Propiedades magnéticas de los complejos 13 Propiedades químicas de los complejos 14 Complejos en los seres vivos 15 Véase también 16 Bibliografía

GeneralidadesLos átomos de los elementos metálicos tienen una clara tendencia a perder electrones para convertirse en iones con carga positiva (cationes), esto es así porque en general poseen un radio atómico elevado en relación a la carga de sus núcleos, lo que posibilita que sus electrones de valencia se desprendan con mucha facilidad. (Al ser los electrones de valencia los que



se encuentran a mayor distancia del núcleo, son los que menos atracción electrostática experimenta y por lo tanto son los que se desprenden con menor dificultad.)

Esto lleva a pensar que los iones metálicos con carga positiva o cationes deberían ser muy abundantes en la naturaleza. Sin embargo los cationes rara vez se pueden encontrar en estado libre en la naturaleza, esto es así porque al perder uno o más electrones su radio disminuye y su carga eléctrica aumenta. Un aumento en la relación carga/radio significa una disminución de la estabilidad termodinámica.

En general los cationes poseen una relación carga/radio tan elevada que rápidamente interactúan con otros iones, átomos o moléculas, para adquirir una estructura que resulte termodinámicamente más estable. A esta estabilización la consiguen ya sea interactuando con moléculas neutras, lo que provoca un aumento del radio molecular y una consiguiente disminución de la relación carga/radio; o con iones de con carga negativa (aniones) los que además de provocar un aumento en el radio molecular brindan una estabilidad adicional al “aliviar” al catión con cargas negativas.

Es común que en estas asociaciones, las moléculas o iones que otorgan estabilidad al catión central actúen como bases de Lewis, es decir, que al poseer uno o más pares de electrones no compartidos sean capaces de "inyectar" esos electrones en orbitales vacíos del catión para aumentar su estabilidad.

Los cationes metálicos casi siempre se encuentran en la naturaleza formando algún tipo de complejo que los estabiliza; con mucha frecuencia el agente acomplejante suele ser el solvente donde se encuentra disuelto.

Una buena parte de las sales metálicas de los metales de los grupos principales y de transición se encuentran hidratadas. Las aguas de hidratación se encuentran como ligandos que rodean al metal, enlazándose a través de un par electrónico no compartido del agua. Un ejemplo notable de esto son las sales de cobalto que se utilizan para "predecir el tiempo" en algunos juegos infantiles, en estas el cobalto se encuentra coordinado por un numero de moléculas de agua que cambia con la humedad ambiental, el cambio en la coordinación del cobalto provoca un cambio en el color de la sal, de azul a rosado al aumentar la humedad y a la inversa.

La gran mayoría de la química de complejos trata de complejos con átomos centrales metálicos cargados positivamente, sin embargo existen compuestos en los cuales estos átomos centrales son no metálicos, o participan con carga cero, y hasta algunos en los cuales tienen carga negativa.

HistoriaA medida que se fue desarrollando la química, se sintetizaron una serie de nuevos compuestos muy llamativos, especialmente por sus colores; los cuales, a falta de una descripión mas adecuada, tomaron los nombres de sus creadores, pues éstos no podían dejar ocultos tan deslumbrantes descubrimientos; asi fueron y aún son conocidos la Sal de Magnus, 2PtCl2.2NH3 ó la Sal de Erdmann, KNO2.Co(NO2)2.2NH2. Otro de estos deslumbrantes compuestos fue el Azul de Prusia (Berliner Blau), KCN.Fe(CN)2.Fe(CN)3 producido por Diesbach en Berlín a comienzos del siglo XVIII. Este y muchos otros compuestos fueron utilizados como pigmentos por los pintores de la época.

Estos compuestos presentaban dos notables propiedades que los diferenciaban de los conocidos hasta el momento: Primero los brillantes cambios de color asociados a su formación, y segundo la reactividad alterada de los iones que participaban.No fue sino hasta mediados del siglo XIX que los químicos comenzaron a interesarse por la verdadera naturaleza de su constitución y por su relación con otros compuestos más sencillos.

Al principio se encontró, como se puede notar en las fórmulas arriba expresadas, que estos compuestos parecían estar formados por la asociación de otros compuestos más sencillos. Esto llevó a identificarlos como "compuestos moleculares", para diferenciarlos de los "compuestos atómicos" más simples; y por último, se les dio el nombre de "COMPLEJOS", para diferenciarlos de los compuestos simples. A decir verdad, éste era un nombre acertado para la época, pues era difícil encontrarles una estructura valedera que pudiera explicar todas sus propiedades. A la par de ello el número de complejos conocidos aumentaba a medida que progresaba su estudio.

El desarrollo de modelos que permitieran explicar su naturaleza, tuvo que esperar la aparición de teorías y modelos válidos para compuestos menos complicados. Los pasos fundamentales en este sentido fueron en primer lugar, la definición de lo que se consideraba un compuesto "verdadero", más conocida como Ley de las Proporciones Definidas, propuesta por J.L.



Proust en 1799, la cual establece que: "un compuesto determinado siempre estará constituido por las mismas proporciones de sus elementos"; lo que hoy conocemos como "estequiometría definida". Esta primera definición fue trascendental para separar unos compuestos de otros, especialmente en el caso de los complejos.

Luego, en 1827, J.J. Berzelius introdujo el concepto de isomería, el cual complementa la definición anterior pero introduce una pregunta clave: ¿Cómo se unen entre sí los átomos? Para encontrar una respuesta a esta pregunta fue definitiva la teoría de los tipos, propuesta por Ch. Gerhardt (hacia el año 1853), desarrollada para el amoníaco por Ch. A. Wurtz en 1849 y ampliada y trabajada por A. W. Von Hofmann, hoy conocida como "Teoría del Amonio"; esta teoría fue una primera aproximación para explicar cómo estaban unidos los átomos en los abundantes "complejos" que contenían amoníaco.

Simultáneamente, se desarrolla la "Teoría de la Fuerza de Combinación" o "Teoría de la Atomicidad" (una primera aproximación al actual concepto de valencia), propuesta por E. Frankland en 1852 como una extensión de la ley de las proporciones definidas; esta teoría establece que "cada elemento sólo se puede unir a un número fijo de otros elementos"; así, se podía asegurar que la atomicidad del Cinc siempre era dos y la del Nitrógeno o la del Fósforo, 3 ó 5.

F.A. Kelulé en 1858, propone la noción de que muchos compuestos orgánicos tenían que ser producto de la unión entre si en forma de cadenas de átomos de carbono. Además de lo conocido con anterioridad, esta noción influyó necesariamente en un segundo modelo desarrollado en 1869 y sustentado con éxito durante varias décadas por los escandinavos Blomstrand, profesor de Química en Lund (Suecia) y su alumno Jörgensen, más tarde profesor en la Universidad de Copenhague y uno de los experimentadores más sobresalientes de la química de la coordinación. Sin embargo el mismo Jörgensen habría de sintetizar el compuesto que definiría la validez de su teoría, concluyendo al final que su modelo, conocido como teoría de las cadenas, era incorrecto.

El reconocimiento de la verdadera naturaleza de los “complejos”, se inició con Alfred Werner (1866-1919) profesor de Química en Zurich, quien demostró que las moléculas neutras que participaban en la formación del compuesto estaban directamente enlazadas al metal, de manera tal que las sales complejas como el CoCl3.6NH3 debían ser formuladas correctamente como [Co(NH3)6]3+Cl3-. También demostró que se originaban profundas consecuencias estereoquímicas si se hacía la suposición de que las moléculas o iones (ligandos) alrededor del metal ocupaban posiciones en los vértices de un cuadrado o de un octaedro.

Alfred Werner, propuso que los átomos podían exhibir simultáneamente más de un tipo de valencia. La primera parte de su teoría de la coordinación, publicada en 1893, puede resumirse en los siguientes tres postulados:

1. La mayoría de los elementos químicos presentan dos tipos de valencia, la valencia primaria o unión ionizable, hoy conocida como número de oxidación y la valencia secundaria o unión no ionizable, hoy conocida como número de coordinación.2. Los elementos tienden a satisfacer tanto su valencia primaria como su valencia secundaria.3. La valencia secundaria o número de coordinación, está distribuida en posiciones definidas en el espacio.

Estos tres postulados daban una explicación satisfactoria a las preguntas que se venían haciendo los químicos respecto a los "complejos". Tomando como ejemplo para la aplicación de los postulados la bien conocida y estudiada serie de las aminas CoCl3.6NH3, CoCl3.5NH3, CoCl3.4NH3, CoCl3.3NH3, se tiene que la valencia primaria o estado de oxidación del cobalto en todos los casos es 3+, y la valencia secundaria o número de coordinación de este ión es 6. El estado de oxidación 3+ del cobalto está compensado, como se ve claramente en todos los casos, por 3 iones cloruro. En el primer ejemplo todos los cloruros son iónicos y no forman parte del catión complejo [Co(NH3)6]3+; el número de coordinación 6 está satisfecho por 6 grupos NH3. En el segundo ejemplo, el número de coordinación está satisfecho por 5 NH 3 y 1 Cl-, [CoCl(NH3)5]2+ y únicamente dos cloruros son iónicos. En el tercer caso, 4 NH3 y 2 Cl-- satisfacen el número de coordinación [CoCl2(NH3)4]+

y en el último caso lo satisfacen 3 NH3 y 3 Cl--, [CoCl3(NH3)3].

El tercer postulado llevó a Werner a afirmar que la presencia de isomería óptica para complejos del tipo [M(AA)3] (Donde AA es un ligando bidentado) era evidencia de una estructura octaédrica y que esta isomería era debida a la asimetría de la molécula; algunos químicos orgánicos rebatieron su hipótesis aduciendo que la actividad óptica se debía a la presencia de átomos de carbono en la estructura y que esta propiedad era exclusivamente debida al carbono. Esta controversia llevó a Werner y su grupo en 1914 a sintetizar el más extraordinario complejo de la época [Co(Co(NH3)4)3(OH)6], el cual no contenía carbono en su estructura; éste compuesto presentó, como hoy es obvio, isomería óptica, consolidando la teoría de la coordinación, y además mostrando que esta isomería es una función de las operaciones de simetría de las moléculas en



general y no específica de un único tipo de átomo. Esta conclusión constituye un argumento más para considerar la química como una sola, con normas generales, y derrumbar murallas impuestas artificialmente entre la química orgánica y la inorgánica.

Werner obtuvo el Premio Nobel en 1913 por el desarrollo de su teoría de la coordinación. En sus conceptos fundamentales, ésta teoría continúa vigente ya que permite explicar correctamente muchos de los aspectos estructurales de los compuestos de coordinación.

Los estudios estereoquímicos de Werner fueron seguidos más tarde por las ideas de G. N. Lewis y N. V. Sidgwick, quienes propusieron que eran los electrones de la última orbita de un átomo los responsables de los enlaces químicos y que "un enlace químico requería compartir un par de electrones" de manera tal que quedara cumplida la condición que cada átomo participante en el enlace obtuviera al final ocho electrones en su capa mas externa (Regla del octeto).

Con respecto a los compuestos de coordinación, Lewis postuló que: "los grupos que están unidos al ión metálico, conformando la entidad de coordinación, poseen pares libres de electrones, es decir, que no están compartidos en un enlace" y definió el número de coordinación como "el número real de pares de electrones que están unidos al átomo metálico".

En otro aspecto de su teoría, Lewis propuso una definición más general para ácidos y bases, en la cual una base es aquella que tiene un par libre de electrones que puede donar a otro átomo, mientras que un ácido es la sustancia que puede aceptar un par libre de electrones para formar un enlace. En este sentido, el ión metálico en un complejo es un ácido de Lewis y los grupos que están unidos a este ión en la entidad de coordinación son bases de Lewis.

Lewis propuso su modelo en 1916 y Sidgwick lo amplió hacia 1927, y resultó una verdadera revolución en la química porque permitió explicar de manera sencilla la naturaleza del enlace químico en compuestos sumamente diversos, llegando por ejemplo a considerar bajo esta óptica, a toda la química de complejos como simples reacciones acido-base.

EL modelo de Lewis fue posteriormente ampliado y completado por la Teoria del Enlace de Valencia (TEV) y la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) que nos permiten actualmente interpretar la gran mayoría de las reacciones y propiedades de los complejos.

Naturaleza de la unión átomo central-ligando

Ejemplo de un ión complejo octaédrico

Normalmente los ligandos son aniones, moléculas polares o fácilmente polarizables que poseen pares de electrones de valencia no compartidos, tales como H2O, NH3, X-, RCN-, etc. Esto permitiría explicar en principio de manera sencilla las atracciones que se establecen entre ligandos y cationes como de naturaleza electrostática: el par de electrones del ligando es intensamente atraído por la alta carga del catión, forzando a la molécula o anión que lo posee a acercarse.

Sin embargo esta aproximación no permite explicar cómo se forman los complejos con átomos centrales neutros o con carga negativa.

Una mejor aproximación es considerar a la unión átomo central-ligando como un tipo particular de aducto de Lewis en el cual participan los electrones del par electrónico no compartido del ligando y los orbitales vacíos (en especial los orbitales d o f) del catión central. En este enlace el ligando aporta un par de electrones de valencia no compartidos (base de Lewis), y el catión central los acepta (ácido de Lewis) para formar uno de los enlaces covalentes del complejo.


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La unión entre átomo central y ligando es por tanto de tipo covalente.

Este tipo de unión covalente en el cual uno de los átomos aporta los dos electrones del enlace, recibe el nombre de enlace covalente coordinado.

Con base en este modelo, algunos autores hacen una diferencia entre el enlace covalente propiamente dicho, en donde se supone que cada átomo comprometido aporta un electrón para formar el enlace por par electrónico, y el enlace de coordinación, en donde se propone que sólo uno de los átomos comprometidos en el enlace aporta el par de electrones. Si bien esta diferenciación ayuda a entender el origen del enlace, una vez formado el compuesto de coordinación ya no tiene sentido, puesto que los enlaces son equivalentes. El caso más sencillo para ilustrar lo anterior es el del H 3N y el H3N-H+ o mejor NH4

+, en el que se podría pensar que este último enlace es diferente por ser coordinado y en algunos textos hasta se llega a representar como H3N-> H+; sin embargo, el ión NH4

+ es un tetraedro regular, en el que cada uno los cuatro enlaces es equivalente a los otros y por lo tanto, imposible de diferenciar.

La facilidad con la cual se forma este enlace covalente es explicada de manera sencilla por la capacidad del átomo central para deformar la nube de electrones del ligando, esta capacidad es tanto mayor cuanto mayor es la relación carga/radio del mismo.

Esto permite deducir por qué los cationes, y en especial aquellos con mayor carga y menor tamaño son los que forman complejos con mayor facilidad.

Son los orbitales f los que participan en los metales de transición interna

Esta última regla tiene, sin embargo, algunas desviaciones: por ejemplo el cromo Cr3+ que tiene un radio iónico de 0.62 Å forma complejos con mayor facilidad que el aluminio Al3+, que posee un radio iónico de 0.45 Å. En estos casos cabe considerar el impedimento que poseen determinados aniones o moléculas de gran tamaño para acercarse lo suficiente para formar el enlace a orbitales vacíos del átomo central, acercamiento que es impedido en primera instancia por la ineexistencia de orbitales vacíos y en segundo lugar por la interferencia de otras moléculas de ligando similares (impedimento estérico). Es por ello que la química de coordinación está dominada por los metales de transición y de transición interna, ya que son átomos capaces de adquirir elevadas relaciones carga/radio, que poseen en general un gran número de orbitales de valencia desocupados (orbitales d en metales de transición y orbitales f en los de transición interna), y que aún así poseen un radio lo suficientemente elevado como para permitir el acercamiento de un gran número de ligandos.

LigandosLos aniones o moléculas capaces de actuar como ligandos deben poseer átomos que cuenten al menos con un par de electrones de valencia no compartidos. Estos átomos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica, y entre ellos los más importantes son el oxígeno y el nitrógeno, dando paso luego al carbono, fósforo, azufre, cloro, flúor, etc.


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Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan “ligandos monodentados", mientras que las que poseen más de un átomo donador reciben el nombre de “ligandos polidentados” o agentes quelantes, existe también un tercer tipo de ligandos conocidos genéricamente como “ambientados” que son en realidad ligandos que actúan como monodentados, pero de dos maneras diferentes.

Ligandos monodentadosLos ligandos de este tipo poseen un único punto de unión al átomo central, de allí el nombre monodentado que proviene de una combinación de palabras en griego y latín que quiere decir un unico diente. Comúnmente se trata de moléculas pequeñas, que poseen un único átomo donador de electrones tales como el amoníaco (NH3), el agua (H2O), o los aniones halogenuro (X-), alcóxido (RO-), o alquilo (R-) entre otros.

Cuando se forma un complejo metálico a partir de un ligando monodentado se alteran notoriamente las propiedades de solubilidad del catión, en general esto debido a que el acomplejamiento provoca un aumento en el tamaño del ion, lo que a su vez se traduce en una disminución en la fuerza de atracción entre el catión y sus contraiones. Esto por lo general provoca un aumento en la solubilidad del ion, o, mejor expresado, una disminución de su tendencia a precipitar.

Ligandos polidentados o agentes quelantesLos ligandos de este tipo son capaces de establecer dos o mas uniones simultáneas con el átomo central, pueden ser bidentados, tridentados, tetradentados etc. A este tipo de agentes se les suele llamar también "agentes quelantes" de la palabra griega kela que significa "pinza" porque el tipo de estructura espacial que forma con el atomo central se asemeja muchas veces a un cangrejo con el átomo central atrapado entre sus pinzas. Muchas veces se utiliza a los agentes quelantes como agentes precipitantes, ya que al ser capaces de establecer dos o mas uniones simultáneas pueden funcionar como "puentes" entre dos o mas átomos centrales, llevando a la formación de enormes agregados macromoleculares que precipitan con facilidad.

Entre este tipo de compuestos encontramos por ejemplo a los aniones fosfato (PO43-) , carbonato (CO3

2-), oxalato (-OOC-COO-), etilendiamina (H2N-CH2-CH2-NH2) bipiridina; un ligando polidentado de enorme importancia por la cantidad de usos que tiene es el EDTA, el EDTA posee seis sitios de unión.

Ligandos ambidentadosEste típo de ligandos podría considerarse un caso especial de los ligandos polidentados, porque poseen mas de un átomo capaz de donar pares de electrones no compartidos, sin embargo poseen un tamaño demasiado pequeño como para ser capaces de donar electrones con ambos átomos a la vez, y en lugar de ello se enlazan de una manera ú otra dependiendo de las circunstancias.Dentro de este grupo encontramos por ejemplo a los aniónes tiocianato (S=C=N-), nitrito (O=N-O-) e isotiocianato (NC-S-)

Carga y número de coordinaciónLa carga total del ion complejo se determina por la sumatoria de las cargas del átomo central, más la de los ligantes que participan; por ejemplo en el ion hexacianoferrato (III) [Fe(CN)6], la carga del catión es +3, y cada uno de los iones cianuro posee carga -1, luego:

6 * ( − 1) + 3 = − 3,

que es la carga total del ión.

Los ligandos se unen al átomo central en una región bastante próxima al mismo llamada esfera de coordinación que es el lugar en el espacio donde es posible que los electrones del ligando interactúen con los orbitales vacíos del átomo central.Cada uno de los átomos del ligando que accede a la esfera de coordinación para aportar un par de electrones no compartidos se denomina átomo donador.

El número de coordinación de un átomo central en es directamente el número de pares de electrones que recibe de los átomos del o de los ligandos. Este valor depende del tamaño del catión central y del tamaño de los ligantes que participan en el complejo. Por ejemplo el hierro Fe3+ se coordina con hasta 6 aniones fluoruro para formar el complejo [Fe(F)6]3- (número de coordinación=6), pero sólo puede coordinarse con hasta 4 iones cloruro [Fe(Cl) 4]- (número de coordinación=4) debido al tamaño mayor de éste último.



Formulación y nomenclaturaReglas de formulaciónPara expresar la fórmula de los compuestos de coordinación es conveniente tener presentes las reglas de formulación recomendadas por IUPAC, estas reglas son:

Los complejos se escriben entre corchetes Dentro de los corchetes se escriben primero los cationes, luego los aniones y por último las especies neutras. De haber dos o más especies con el mismo tipo de carga, se ordenan alfabéticamente de acuerdo al átomo que se

encuentra unido al átomo central. Por último y por fuera de los corchetes, se escribe como superíndice la carga total del complejo.

Así por ejemplo el hipotético complejo formado por 1Co3+, 3NH3 1H2O, 1Cl- 1F- se escribiría correctamente como:[CoClF(NH3)3(H2O)]+

Reglas de nomenclaturaEn cuanto a la nomenclatura IUPAC recomienda:

Tener presente en primer lugar si se trata de un complejo aniónico (con carga negativa) catiónico (con carga positiva) o si se trata de una especie neutra.

Por ejemplo: [CrCl(NH3)5]2+ es un complejo catiónico [Co(CN)6]4- es un complejo aniónico [CuBr2(NH3)2] es un complejo neutro

Al nombrarlo se citan primero los ligandos, y estos en orden alfabético. Los ligandos aniónicos se citan por su nombre habitual, por ejemplo H - (hidruro) o ClO4

- (tetraoxoclorato). Aunque existen un cierto número de ligandos con nombres especiales:

F- : fluoro Cl- : cloro Br- : bromo I- : yodo O2

- : oxo OH- : hidroxo O2

2- : peroxo HS- : mercapto S2

- : tio CN- : ciano

Para los ligandos neutros se utiliza su nombre habitual, con excepción de: H2O : Aqua NH3 : Ammina

Los grupos NO (nitrosilo) y CO (cabonilo) se consideran ligandos neutros. El orden alfabético no considera los prefijos numéricos que indican la presencia de varias moléculas de un mismo

ligando. Por ejemplo aqua, diaqua y triaqua van antes que ciano. Se utilizan los prefijos di-, tri-, etc., para especificar el número de cada clase de ligando sencillo (unidentado). Para ligandos complicados (agentes quelantes polidentados), se usan otros prefijos:

2 = bis 3 = tris 4 = tetraquis 5 = pentaquis 6 = hexaquis

El nombre de los ligandos complicados se escribe encerrado entre paréntesis. Los ligandos ambidentados reciben un nombre diferente de acuerdo a cuál sea el átomo que se une al grupo central.

Por ejemplo: NO2> si se une a través del oxígeno (-O-NO) se denomina nitrito, pero si lo hace a través del nitrógeno (<-:NO2) se denomina nitro. SCN si se une a través del azufre (-S-CN) se denomina tiocianato, pero si se une a través del nitrógeno (-NCS) se denomina isotiocianato.

Una vez que ya se han nombrado todos los ligandos, se nombra al átomo central de la siguiente manera:



Si se trata de un complejo ANIONICO se utiliza la raíz del nombre del átomo central seguida de la terminación ATO, y al final entre paréntesis se escribe el estado de oxidación del átomo central con numeros romanos (Sistema de Stock)

Por ejemplo: [Fe(CN)5(H2O)]2-: ión aquapentacianoferrato (III)

Si se trata de un complejo CATIONICO o NEUTRO no se añade ningún sufijo al nombre del átomo central. Por ejemplo: Ni(CO)4 : tetracarbonilníquel (0) [Fe(H2O)6]2+ : ión hexaaquahierro (II)

Las sales de iones complejos se denominan como cualquier otra sal, teniendo en cuenta el nombre del anión o catión complejo.

Por ejemplo: K4[Fe(CN)6] hexacianoferrato (II) de potasio Mg2[Ni(NCS)6] hexakis(isotiocianato)niquelato(II) de magnesio [Co(H2O)6]Cl2 cloruro de hexaaquacobalto(II) [Cu(NH3)4]SO4 sulfato de tetramminacobre(II) [CoBr2(en)2]Cl cloruro de dibromomobis(etilendiamina)cobalto(III) [Pt(NH3)4][PtCl6)] hexacloroplatinato(IV) de tetraamminplatino(II)

Complejos MetálicosPrácticamente todos los compuestos metálicos están formados por algún tipo de complejo (con excepción de los metales en estado de vapor, plasmas y aleaciones). Por lo que el estudio de la química de coordinación es prácticamente el estudio de la química inorgánica, desde el momento que la química de coordinación es la química de la mayor parte de la tabla periódica. Los átomos y iones metálicos solo existen en la fase condensada rodeados por ligandos.

Las áreas de la química de coordinación de metales pueden ser clasificadas de acuerdo a la naturaleza de sus ligandos. A grandes rasgos en:

Química de coordinación clásica (O de los "complejos de Werner"): aquí los ligandos se unen a los metales, casi exclusivamente, por medio de "pares solitarios de electrones" que provienen del grupo principal de átomos del ligando.

Ej: (H2O, NH3, Cl-, CN-, en-. [Co(EDTA)]−, [Co(NH3)6]Cl3, [Fe(C2O4)3]K3

Química organometálica: los ligandos son compuestos orgánicos sencillos (alquenos, alquinos, alquilos) como así tambíen ligandos de estructura similar a los organicos tales como fosfinas, hidruro y carbonilo.

Ej: (C5H5)Fe(CO)2CH3

Química bioinorgánica: los ligandos son compuestos orgánicos producidos por seres vivos, en especial cadenas laterales de aminoácidos, y muchos cofactores tales como las [[porfirina|porfirinas]

Ej: Hemoglobina, vitamina B12 (cianocobalamina), clorofila

Química de clústers (grupos), en esta los ligandos son todos los citados anteriormente y además incluye a otros metales como ligandos.

Ej: Ru3(CO)12 Aunque en muchos casos es difícil clasificar a un caso dentro de un grupo particular y es mas fácil interpretarlo como una combinación de varios de ellos.Ej: [Fe4S4(Cisteinil)4]2−]que es en realidad un clúster contenido dentro de una proteína biológicamente activa.La mineralogía, la tecnología de materiales, y la química del estado sólido (mientras se aplique a iones metálicos); pueden ser consideradas subdivisiones de la química de coordinación, en el sentido de considerar a metales rodeados de ligandos. En muchos casos estos ligandos son óxidos o sulfuros. Es verdad que el foco de la mineralogía, la tecnología de materiales y la química del estado solido difiere del foco usual de la química de coordinación. Las primeras se ocupan principalmente de



estructuras poliméricas, y de las propiedades que se derivan de los efectos colectivos de un enorme número de metales interconectados. Mientras que la segunda, en contraste, se enfoca en la reactividad y propiedades de complejos que contienen átomos metálicos individuales, o pequeños agrupamientos de átomos; pero aún así los metales se encuentran coordinados, y los lineamientos y principios considerados para complejos también se les aplican.

Indices de coordinación superiores a 9Aunque más de las dos terceras partes de los complejos conocidos presentan índices de coordinación entre 6 y 9, se conocen algunos ejemplos de lantánidos y actínidos con índices de coordinación superiores: 10, 11 ó 12.

El numero de coordinación 12 presenta un mayor número de ejemplos que el numero de coordinación 10 y son muy pocos los descritos para número de coordinación 11. Sin embargo debe mencionarse que, en todos los casos, son complejos que implican ligandos quelato o macrociclo, no se conocen ejemplos de complejos con indices de coordinación mayores que 9 formados por ligandos monodentados.

Para un numero de coordinación 12, cabría esperar una estructura regular con forma icosaédrica, sin embargo esta estructura prácticamente no existe en la química práctica, por el contrario la gran mayoría de las estructuras descriptas corresponden a tetraedros truncados, cubooctaedros o cubos tetraapicados.

En base a estas estructuras existen trabajos de química computacional que concluyen que en realidad la mejor manera de plasmar los índices de coordinación superiores a 9 es mediante esquemas de enlace más simples (tetraedro, bipirámide trigonal u octaedro) y que las estructuras pseudoregulares observadas son en realidad una consecuencia de la interaccion de los orbitales del ligando quelato con la gran superficie de los orbitales 4f, 5f, 5d o 6d del grupo central, y no sólo es debida a la coordinación con los átomos dadores.

Propiedades magnéticas de los complejosEn general las propiedades magnéticas dependen del número de electrones desapareados que posea el complejo. Cuando haya uno o más electrones desapareados, el complejo será paramagnético y se verá atraído por los campos magnéticos en grado proporcional al número de electrones desapareados. Si no hay electrones desapareados, el compuesto será diamagnético y se verá ligeramente repelido por los campos magnéticos. Como al estar desapareados, la energía del sistema es menor, si el desdoblamiento energético es pequeño, es más favorable la situación en la cual los electrones están desapareados, ocupando los orbitales d superiores e inferiores (configuración de alto espín) , mientras que si el desdoblamiento es grande, los electrones estarán apareados en los niveles d inferiores (configuración de bajo espín). En el primer caso, el complejo es fuertemente paramagnético, mientras que en el segundo sólo lo es débilmente (5 e- desapareados frente a 1).

Propiedades químicas de los complejosComplejos en los seres vivos

Vitamina B12, un complejo de cobalto

Grupo heme, un complejo que contiene hierro

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Complejo_(qu%C3%ADmica)"


http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:VitaminB12.png

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Heme_b.png


MetalMetal se denomina a los elementos químicos caracterizados por ser buenos conductores del calor y la electricidad, poseen alta densidad, y son sólidos en temperaturas normales (excepto el mercurio y el galio); sus sales forman iones electropositivos (cationes) en disolución.

La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un solape entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de conducir fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo que le da su peculiar brillo.

Forja metálica en la marquesina del actual Ayuntamiento de Madrid, antiguo Palacio de Comunicaciones.

El concepto de metal refiere tanto a elementos puros, así como aleaciones con características metálicas, como el acero y el bronce. Los metales comprenden la mayor parte de la tabla periódica de los elementos y se separan de los no metales por una línea diagonal entre el boro y el polonio. En comparación con los no metales tienen baja electronegatividad y baja energía de ionización, por lo que es más fácil que los metales cedan electrones y más difícil que los ganen.En astrofísica se llama metal a todo elemento más pesado que el helio.

Contenido 1 Historia 2 Propiedades 3 Obtención 4 Usos en la industria 5 Dilatación de los metales 6 Véase también 7 Enlaces externos

HistoriaMetales como el oro, la plata y el cobre, fueron utilizados desde la prehistoria. Aunque al principio sólo se usaban si se encontraban fácilmente en estado metálico puro (en forma de elementos nativos), paulatinamente se fue desarrollando la tecnología necesaria para obtener nuevos metales a partir de sus minerales, calentándolos en un horno mediante carbón de madera.

El primer gran avance se produjo con el descubrimiento del bronce, fruto de la utilización de mineral de cobre con incursiones de estaño, entre 3500 a. C. y 2000 a. C., en diferentes regiones del planeta, surgiendo la denominada Edad de Bronce, que sucede a la Edad de Piedra.

Otro hecho importante en la historia fue el descubrimiento del hierro, hacia 1400 a. C. Los hititas fueron uno de los primeros pueblos en utilizarlo para elaborar armas, tales como espadas, y las civilizaciones que todavía estaban en la Edad de Bronce, como los egipcios o los aqueos, pagaron caro su atraso tecnológico.

No obstante, en la antigüedad no se sabía alcanzar la temperatura necesaria para fundir el hierro, por lo que se obtenía un metal impuro que había de ser moldeado a martillazos. Hacia el año 1400 d.C. se empezaron a utilizar los hornos provistos de fuelle, que permiten alcanzar la temperatura de fusión del hierro, unos 1.535 ºC.


http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Forja.jpg


Henry Bessemer descubrió un modo de producir acero en grandes cantidades con un coste razonable. Tras numerosos intentos fallidos, dio con un nuevo diseño de horno (el convertidor Thomas-Bessemer) y, a partir de entonces, mejoró la construcción de estructuras en edificios y puentes, pasando el hierro a un segundo plano.

Poco después se utilizó el aluminio y el magnesio, que permitieron desarrollar aleaciones mucho más ligeras y resistentes, muy utilizadas en aviación, transporte terrestre y herramientas portátiles. El titanio, que es el último de los metales abundantes y estables con los que se está trabajando, y se espera que, en poco tiempo, el uso de la tecnología del titanio se generalice.

PropiedadesLos metales poseen ciertas propiedades físicas características, entre ellas son conductores de la electricidad. La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto (Bi) es rosáceo, el cobre (Cu) rojizo y el oro (Au) amarillo. En otros metales aparece más de un color; este fenómeno se denomina policromismo. Otras propiedades serían:Maleabilidad: capacidad de los metales de hacerse láminas al ser sometidos a esfuerzos de compresión.Ductilidad: propiedad de los metales de moldearse en alambre e hilos al ser sometidos a esfuerzos de tracción.Tenacidad: resistencia que presentan los metales a romperse al recibir fuerzas bruscas (golpes, etc...)Resistencia mecanica:capacidad para resistir esfuerzo de tracción, comprensión, torsión y flexión sin deformarse ni romperse.

Suelen ser opacos o de brillo metálico, tienen alta densidad, son dúctiles y maleables, tienen un punto de fusión alto, son duros, y son buenos conductores (calor y electricidad).

Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los átomos, formando una especie de mar (también conocido como mar de Drude) que los baña a todos, que se conoce como enlace metálico (véase semiconductor).

Está relacionado con las propiedades físicas de los metales, por lo que comenzaremos hablando un poco sobre estos mismos para así poder comprender mejor lo que es el mar de Drude.

La ciencia de materiales define un metal como un material en el que existe un traslape entre la banda de valencia y la banda de conducción en su estructura electrónica (enlace metálico). Esto le da la capacidad de conducir fácilmente calor y electricidad, y generalmente la capacidad de reflejar la luz, lo cual le da su peculiar brillo.

Los metales tienen ciertas propiedades físicas características: a excepción del mercurio son sólidos a condiciones ambientales normales, suelen ser opacos y brillantes, tener alta densidad, ser dúctiles y maleables, tener un punto de fusión alto, ser duros, y ser buenos conductores del calor y electricidad. Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los átomos, formando una especie de mar (también conocido como mar de Drude), que se conoce como Enlace metálico.

Mediante la teoría del mar de Drude podemos explicar por que los metales son tan buenos conductores del calor y la electricidad, es necesario comprender la naturaleza del enlace entre sus átomos.

Un primer intento para explicar el enlace metálico consistió en considerar un modelo en el cual los electrones de valencia de cada metal se podían mover libremente en la red cristalina (teoría de Drude-Lorentz); de esta forma, el retículo metálico se considera constituido por un conjunto de iones positivos (los núcleos rodeados por su capa de electrones) y electrones (los de valencia), en lugar de estar formados por átomos neutros.

En definitiva un elemento metálico se considera que está constituido por cationes metálicos distribuidos regularmente e inmersos en un “mar de electrones” de valencia deslocalizados, actuando como un aglutinante electrostática que mantiene unidos a los cationes metálicos.

El modelo de mar de electrones permite una explicación cualitativa sencilla de la conductividad eléctrica y térmica de los metales. Dado que los electrones son móviles, se puede trasladar desde el electrodo negativo al positivo cuando el metal se somete al efecto de un potencial eléctrico. Los electrones móviles también pueden conducir el calor transportando la energía



cinética de una parte a otra del cristal. El carácter dúctil y maleable de los metales está permitido por el hecho de que el enlace deslocalizado se extiende en todas las direcciones; es decir, no está limitado a una orientación determinada, como sucede en el caso de los sólidos de redes covalentes.

Cuando un cristal metálico se deforma, no se rompen enlaces localizados; en su lugar, el mar de electrones simplemente se adapta a la nueva distribución de los cationes, siendo la energía de la estructura deformada similar a la original. La energía necesaria para deformar un metal como el Litio es relativamente baja, siendo, como es lógico, mucho mayor la que se necesita para deformar un metal de transición, porque este ultimo posee muchos más electrones de valencia que son el aglutinante electrostático de los cationes.

Mediante la teoría del mar de electrones se pueden justificar de forma satisfactoria muchas propiedades de los metales, pero no es adecuada para explicar otros aspectos, como la descripción detallada de la variación de la conductividad entre los elementos metálicos.

Los metales pueden formar aleaciones entre sí y se clasifican en: Ultraligeros: Densidad en g/cm³ inferior a 2. Los más comunes de este tipo son el magnesio y el berilio. Ligeros: Densidad en g/cm³ inferior a 4,5. Los más comunes de este tipo son el aluminio y el titanio. Pesados: Densidad en g/cm³ superior a 4,5. Son la mayoría de los metales.

Véase también la clasificación de los metales en la tabla periódica.

Obtención

Un fragmento de oro nativo.Algunos metales se encuentran en forma de elementos nativos, como el oro, la plata y el cobre, aunque no es el estado más usual.

Muchos metales se encuentran en forma de óxidos. El oxígeno, al estar presente en grandes cantidades en la atmósfera, se combina muy fácilmente con los metales, que son elementos reductores, formando compuestos como la bauxita (Al2O3) y la limonita (Fe2O3).

Los sulfuros constituyen el tipo de mena metálica más frecuente. En este grupo destacan el sulfuro de cobre (I), Cu 2S, el sulfuro de mercurio (II), HgS, el sulfuro de plomo, PbS y el sulfuro de bismuto (III), Bi2S3.Los metales alcalinos, además del berilio y el magnesio, se suelen extraer a partir de los cloruros depositados debido a la evaporación de mares y lagos, aunque también se extrae del agua del mar. El ejemplo más característico es el cloruro sódico o sal común, NaCl.

Algunos metales alcalino-térreos, el calcio, el estroncio y el bario, se obtienen a partir de los carbonatos insolubles en los que están insertos.

Por último, los lantánidos y actínidos se suelen obtener a partir de los fosfatos, que son unas sales en las que pueden estar incluidos.

Usos en la industriaMetales que están destinados a un uso especial, son el antimonio, el cadmio o el litio.

Los pigmentos amarillos y anaranjados del cadmio son muy buscados por su gran estabilidad, como protección contra la corrosión, para las soldaduras y las aleaciones correspondientes y en la fabricación de baterías de níquel y cadmio,


http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:GoldNuggetUSGOV.jpg


consideradas excelentes por la seguridad de su funcionamiento. También se le utiliza como estabilizador en los materiales plásticos (PVC) y como aleación para mejorar las características mecánicas del alambre de cobre. Su producción se lleva a cabo en el momento de la refinación de zinc, con el que esta ligado, se trata de un contaminante peligroso.

El litio, metal ligero, se emplea principalmente en la cerámica y en los cristales, como catalizador de polimerización y como lubricante, así como para la obtención del aluminio mediante electrolisis. También se emplea para soldar, en las pilas y en las baterías para relojes, en medicina (tratamiento para los maníaco-depresivos) y en química.El níquel, a causa de su elevada resistencia a la corrosión, sirve para niquelar los objetos metálicos, con el fin de protegerlos de la oxidación y de darles un brillo inalterable en la intemperie.

El denominado "hierro blanco" es, en realidad, una lamina de acero dulce que recibe un baño de cloruro de zinc fundido, y a la que se da después un revestimiento especial de estaño.

Dilatación de los metalesDilatación. Los metales son materiales que tienen una amplia dilatación, en parte debido a su conductibilidad. Las dilataciones son perceptibles a veces aún con los cambios de temperatura ambiental. Se miden linealmente y se fija la unidad de longitud para la variación de 1° C de temperatura. Maleabilidad. Es la propiedad de los metales de poder ser modificados en su forma y aun ser reducidos a láminas de poco espesor a temperatura ambiente, por presión continua, martillado o estirado. Produciendo las modificaciones en el metal, se llega a un momento en que el límite de elasticidad es excedido, tornándose el metal duro y quebradizo; es decir, sufre deformaciones cristalinas que lo hacen frágil. La maleabilidad puede ser recuperada mediante el recocido, que consiste en calentar el metal a una alta temperatura luego de laminado o estirado, y dejarlo enfriar lentamente. La maleabilidad se aprecia por la sutileza del laminado. Tomando el oro como base, se suele hacer la siguiente clasificación:1 Oro. 6 Platino. 2 Plata. 7 Plomo. 3 Cobre. 8 Zinc. 4 Aluminio. 9 Hierro. 5 Estaño. 10 Níquel.

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Metal"



REDUCCIÓN-OXIDACIÓN

Trozo de metal oxidado (corroido)Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones (oxidación) y otro que los acepte (reducción):

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.

Gran parte de los elementos puedes presentarse en más de un estado de oxidación por ello son muchas las sustancias que pueden determinarse por valoración redoximétrica. Para ellos son necesarios relativamente poco reactivos valorantes ya que un oxidante fuerte como, por ejemplo, una disolución de permanganato o Cerio(IV) puede utilizarse para valorar un gran número de reductores; de forma análoga, un reductor fuerte pude utilizarse como reactivo para la valoración de un elevado número de oxidantes. El primer método se utiliza con mayor profusión en la práctica, debido principalmente a la dificultad de conservar disoluciones patrón de reductores fuertes ante la oxidación por parte del oxigeno atmosférico.

Los reactivos oxidantes comúnmente empleados son el permanganato potásico, el dicromato potásico, las disoluciones de serie (IV), el bromato potásico y el iodo. Los reductores más utilizados como reactivos volumétricos son las diluciones ferrosas, el arsenito sódico, el oxalato sódico o el acido oxálico, y tiosulfato sódico.

El acido nítrico, el acido clorhídrico, el cloro y el peróxido de hidrogeno pueden utilizarse para la oxidación o reducción preliminar de sustancias llevándolas al estado de oxidación adecuada para que después puedan valorarse con otros reactivos.Contenido

1 Principio de electroneutralidado 1.1 Oxidacióno 1.2 Reducción

2 Número de oxidacióno 2.1 Reglas para asignar el número de oxidación


http://es.wikipedia.org/wiki/Corrosi%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Rust-flake-macro.jpg

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Pila_Cu_Ag.PNG


3 Balance de ecuacioneso 3.1 Medio ácidoo 3.2 Medio básico

4 Aplicaciones 5 Oxidaciones y reducciones biológicas 6 Consecuencias 7 Notas 8 Véase también

Principio de electroneutralidadDentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.

2Na+ + 2Cl− → 2Na + Cl2

o más comúnmente:2NaCl → 2Na + Cl2

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.

Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

Oxidación

Oxidación del hierro.

La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.

Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.

Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.

La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+.

Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO4), el óxido de cromo (VII) (Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:

Br− + O3 → BrO3−


http://es.wikipedia.org/wiki/Ozono

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Bromato_pot%C3%A1sico&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Alcalino

http://es.wikipedia.org/wiki/Hipoclorito_s%C3%B3dico

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Halato&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Hipohalito&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_n%C3%ADtrico

http://es.wikipedia.org/wiki/Agua_oxigenada

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=%C3%93xido_de_cromo_(VII)&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Permanganato_de_potasio

http://es.wikipedia.org/wiki/Cati%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Redox

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrones

http://es.wikipedia.org/wiki/Hierro

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El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2NaI + Cl2 → I2 + 2NaCl

Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes: 2I− → I2 + 2 e− Cl2 + 2 e− → 2 Cl

Ejemplo El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

Óxido ferroso: FeO. Óxido férrico: Fe2O3

ReducciónEn química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características: Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. Disminuye su estado o número de oxidación.

Ejemplo El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

Fe3+ + e− → Fe2+

En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:

CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno). CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).

Número de oxidaciónLa cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.

El número de oxidación: Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga

tendencia a captarlos. Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que

tenga tendencia a cederlos.

Reglas para asignar el número de oxidación El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se

representen. El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de

oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH) El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es

–1 (ej.:Na2O2, H2O2).


http://es.wikipedia.org/wiki/Per%C3%B3xido


http://es.wikipedia.org/wiki/Hidruro

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo



http://es.wikipedia.org/wiki/Oxidaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_de_oxidaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Qu%C3%ADmica_anal%C3%ADtica_cuantitativa&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Etanol

http://es.wikipedia.org/wiki/Etanal

http://es.wikipedia.org/wiki/Eteno

http://es.wikipedia.org/wiki/Etino


http://es.wikipedia.org/wiki/Carbono


http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomos

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_org%C3%A1nica


http://es.wikipedia.org/wiki/Reductor

http://es.wikipedia.org/wiki/Oxidante


http://es.wikipedia.org/wiki/Ion

http://es.wikipedia.org/wiki/Oxidaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_oxidaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Ion


http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_f%C3%A9rrico

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_ferroso


http://es.wikipedia.org/wiki/Cloruro_de_sodio

http://es.wikipedia.org/wiki/Cloro

http://es.wikipedia.org/wiki/Yodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Yoduro_de_sodio






El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.

El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.

El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

Balance de ecuacionesTodo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semireacciones para la oxidación y reducción.

Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden: en medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua (H2O), y electrones en medio básico hidroxilos (OH−), moléculas de agua (H2O), y electrones para compensar los cambios en los

números de oxidación.

Medio ácidoEn medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.Ecuación sin balancear:

Oxidación:

Reducción:

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación:

Reducción: Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación:

Reducción:

Al final tendremos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

Medio básico


http://es.wikipedia.org/wiki/Cati%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Azufre

http://es.wikipedia.org/wiki/Hal%C3%B3geno


En medio básico se agregan iones hidróxilo (aniones) (OH−) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.Ecuación sin balancear:

Separamos las semirreacciones en

Oxidación: Reducción:

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).


Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.


Obtenemos:


Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

AplicacionesEn la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).La reacción inversa de la reacción redox (que produce energía) es la electrólisis, en la cual se aporta energía para disociar elementos de sus moléculas.

Oxidaciones y reducciones biológicas

Reducción del coenzima FAD, en forma de ganancia de un par de átomos de hidrógeno (dos protones y dos electrones.

En el metabolismo de todos los seres vivos, los procesos redox tienen una importancia capital, ya que están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración aeróbica. En ambas reacciones existe una cadena transportadora de electrones formada por una serie de complejos enzimáticos, entre los que destacan los citocromos; estos complejos enzimáticos aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) pares de electrones de una manera secuencial, de tal manera que el primero cede electrones al segundo, éste al tercero, etc., hasta un aceptor final que se reduce definitivamente;


http://es.wikipedia.org/wiki/Citocromo

http://es.wikipedia.org/wiki/Enzima

http://es.wikipedia.org/wiki/Cadena_transportadora_de_electrones

http://es.wikipedia.org/wiki/Cadena_transportadora_de_electrones

http://es.wikipedia.org/wiki/Respiraci%C3%B3n_aer%C3%B3bica

http://es.wikipedia.org/wiki/Fotos%C3%ADntesis

http://es.wikipedia.org/wiki/Metabolismo

http://es.wikipedia.org/wiki/Flav%C3%ADn_aden%C3%ADn_dinucle%C3%B3tido

http://es.wikipedia.org/wiki/Coenzima

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3lisis

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica


http://es.wikipedia.org/wiki/Aluminio

http://es.wikipedia.org/wiki/Industria

http://es.wikipedia.org/wiki/Anion

http://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:FAD_FADH2_equlibrium.png


durante su viaje, los electrones van liberando energía que se aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma de ATP.

Otro tipo de reacción redox fundamental en los procesos metabólicos son las deshidrogenaciones, en las cuales un enzima (deshidrogenasa) arranca un par de átomos de hidrógeno a un sustrato; dado que el átomo de hidrógeno consta de un protón y un electrón, dicho sustrato se oxida (ya que pierde electrones). Dichos electrones son captados por moléculas especializadas, principalmente las coenzimas NAD+, NADP+ y FAD que al ganar electrones se reducen, y los conducen a las cadenas transportadoras de electrones antes mencionadas.

El metabolismo implica cientos de reacciones redox. Así, el catabolismo lo constituyen reacciones en que los sustratos se oxidan y las coenzimas se reducen. Por el contrario, las reacciones del anabolismo son reacciones en que los sustratos se reducen y los coenzimas se oxidan. En su conjunto, catabolismo y anabolismo constituyen el metabolismo.

ConsecuenciasEn los metales una consecuencia muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo, dado que los materiales adquieren o modifican sus propiedades según a los agentes que estén expuestos, y como actúen sobre ellos.

Combinando las reacciones de oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica se consiguen las pilas electroquímicas (ver pila eléctrica). Estas reacciones pueden aprovecharse para evitar fenómenos de corrosión no deseados mediante la técnica del ánodo de sacrificio y para la obtención de corriente eléctrica continua.

POTENCIAL DE MEDIA CELDA

La celda o pila voltaica es un dispositivo en el que se lleva a cabo una reacción redox, la cual origina una corriente eléctrica que puede utilizarse industrialmente.

Una celda voltaica básicamente consta de dos recipientes, cada uno contiene un electrodo metálico distinto al otro sumergido en una solución de un electrolito del mismo metal Zn/ZnSO4, Cl/CuSO4.

Cada recipiente recibe el nombre de hemicelda y en cada una ocurre un fenómeno distinto.

Entre los dos electrodos debe darse una diferencia de potencial para que la reacción se lleve a cabo al unir los dos electrodos mediante un conductor. Cuando esto ocurre fluye una corriente de electrones de un electrodo al otro, constituyendo una corriente eléctrica cuyo voltaje puede medirse y utilizarse con fines prácticos.

Una celda galvánica requiere de una hemicelda de reducción y otra de reducción. La forma de obtener el potencial de una media celda es asignando un valor convencional de potencial “0” a una media celda estandarizada la cual se toma de referencia; todo los potenciales de las medias pilas se expresan en relación con este electrodo de referencia.

Tradicionalmente se elige como reacción de referencia la del H gaseosos con sus iones, en la que ambas especies se encuentran en sus estados estándar.

H+ (1 M + 1 e) → ½ H2 (1 atm) Eº = 0.00v

El electrodo de H se compone de un trozo de platino recubierto con Pt finamente dividido (negro de platino) el trozo está sumergido en una solución que contiene iones H+ 1M y gas hidrógeno a l atm. Este último se burbujea continuamente a través de la solución por encima del platino. El platino solo ayuda a la transferencia de electrones.

La media celda cuyo potencial se desea medir, se conecta a la media celda de referencia y se mide el potencial de la celda completa que equivale a la suma de ambos potenciales, al de referencia se le asigna el valor cero.

Eº = E desconocido + E de referencia

Voltaje estándar.


http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81nodo_de_sacrificio


http://es.wikipedia.org/wiki/Pila_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_galv%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Oxidaci%C3%B3n-reducci%C3%B3n


http://es.wikipedia.org/wiki/Metabolismo

http://es.wikipedia.org/wiki/Anabolismo

http://es.wikipedia.org/wiki/Catabolismo

http://es.wikipedia.org/wiki/Flav%C3%ADn_aden%C3%ADn_dinucle%C3%B3tido

http://es.wikipedia.org/wiki/Nicotinamida_adenina_dinucle%C3%B3tido_fosfato

http://es.wikipedia.org/wiki/Nicotinamida_adenina_dinucle%C3%B3tido

http://es.wikipedia.org/wiki/Coenzima

http://es.wikipedia.org/wiki/Prot%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Sustrato_(bioqu%C3%ADmica)


http://es.wikipedia.org/wiki/Deshidrogenasa

http://es.wikipedia.org/wiki/Deshidrogenaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Adenos%C3%ADn_trifosfato


Eº = E desconocido + 0E desconocido = Eº de la celda

Esta celda recibe el nombre de celda o pila patrón

Celdas electroquímicas. Hay un electrodo en cada compartimiento y se conectan entre sí por un circuito externo a través de un potenciómetro o un voltímetro sensibles, que sirven para medir la diferencia de potencial (también llamado voltaje) entre los electrodos. Esta diferencia es una medida de la capacidad combinada del reductor en uno de los electrodos (media celda), para ceder electrones (que viajan por el circuito externo) y del oxidante para recibirlos en el otro electrodo (la otra media celda).

ECUACIÓN DE NERNSTLa ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo cuando las condiciones no son las estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst, que fue quien la formuló.

Ecuación

Donde E es el potencial corregido del electrodo, E0 el potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción), R la constante de los gases, T la temperatura absoluta (escala Kelvin), n la cantidad de moles de electrones que participan en la reacción, F la constante de Faraday (aproximadamente 96500 C/mol), y Q es el cociente de reacción: Así para la reacción a A + b B → c C + d D, la expresión de Q es:

Donde "[C]" y "[D]" son las presiones parciales y/o concentraciones molares en caso de gases o de iones disueltos, respectivamente, de los productos de la reacción; "[A]" y "[B]" ídem para los reactivos. Los exponentes son la cantidad de moles de cada sustancia implicada en la reacción (coeficientes estequiométricos). A las sustancias en estado sólido se les asigna concentración unitaria, por lo que no aparecen en Q.

En realidad, los potenciales de las células electroquímicas están relacionados con las actividades de los reactivos y los productos de la reacción, que a su vez están relacionadas con las respectivas concentraciones molares. No obstante, con frecuencia se hace la aproximación de que las actividades son iguales a las concentraciones molares, pero es conveniente tener en cuenta que esto es una aproximación y que como tal, puede conducir a resultados erroneos. Para una reacción genérica:

La constante de equilibrio para esta reacción viene dada por:

Donde es la actividad de la especie "j"

Además se define Q como:


http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Faraday

http://es.wikipedia.org/wiki/Kelvin

http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_los_gases

http://es.wikipedia.org/wiki/Redox

http://es.wikipedia.org/wiki/Condiciones_est%C3%A1ndar

http://es.wikipedia.org/wiki/Walther_Nernst

http://es.wikipedia.org/wiki/%C2%BAC

http://es.wikipedia.org/wiki/Kelvin

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_de_reducci%C3%B3n


Donde el subíndice ins indica que las actividades son instantáneas y no las actividades de equilibrio. Por tanto, Q no es una constante, sino que está cambiando de forma continua hasta que se alcanza el equilibrio y entonces Q = K. El máximo trabajo que puede obtenerse, a presión y temperatura constantes, de una celda viene dado por la variación de energía libre, ΔG

Por otra parte, el potencial de celda se relaciona con la variación de energía libre mediante la ecuación:

Donde" " es 96485 culombios por mol de electrones y "n" es el número de electrones asociados al proceso

Combinando las dos ecuaciones anteriores se obtiene:

El término " " se denomina potencial estandar de electrodo de celda,

Por lo que, la ecuación de Nernst queda:

Como puede observarse, cuando los reactivos y productos tienen valores de actividad tales que Q = 1, entonces el potencial de celda es igual al potencial estandar. Aproximando la actividad a concentración molar y teniendo en cuenta que los valores de concentración son instantáneos se obtiene la expresión:

Aplicación a pilasLa fuerza electromotriz de una pila se calcula con la siguiente expresión:

ΔE = ERedCatodo − ERedAnodo

Ambos potenciales de reducción se calculan con la ecuación de Nernst, por lo tanto sacando factor común y operando con los logaritmos se obtiene la siguiente ecuación:

Donde "ΔE" es la diferencia de potencial corregida de la pila y "ΔE0 la diferencia de potencial de la pila en condiciones estándar, es decir calculada con las reacciones tabuladas, sin corregir con la ecuación de Nernst para electrodos.

Ejemplo de aplicación

En la pila de reacción se intercambian 6 electrones, por lo tanto n = 6 y


http://es.wikipedia.org/wiki/Pila

http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerza_electromotriz


Donde [ ] denota concentración.

Si sólo se busca el potencial corregido del cátodo (reducción) entonces debido a que la reacción de reducción tiene como producto Zn sólido, al cual se le asigna concentración unitaria.

Simplificación por temperatura estándarPara T = 298 K la ecuación se reduce a:

Estas versiones simplificadas son las más utilizadas para electrodos y pilas a temperatura ambiente puesto que el error que se produce por diferencias entre la temperatura real y la expresada en la ecuación es desestimable.

Potencial de reducciónEl Potencial de electrodo, Potencial de reducción o Potencial REDOX es como se le conoce a una celda galvánica que produce por la reacción de la celda que no está en equilibrio . El potenciómetro solo permite circular una corriente pequeña, de modo que la concentración de las dos semiceldas permanece invariable. Si sustituimos el potenciómetro por un alambre, pasaría mucha más corriente, y las concentraciones variarían hasta que se alcance el equilibro. En este momento no progresaría más la reacción, y el potencial "E" se haría cero. Cuando una batería (que es una celda galvánica) se agota (V=0) los productos químicos del interior han llegado al equilibrio, y desde ese momento la batería ha muerto.

Potencial estándar de electrodo (E°)Se define como su potencial de electrodo cuando las actividades de todos los reactivos y los productos sean la unidad.

Tabla de potenciales de electrodoEjemplos de algunos potenciales de electrodo

Semirreacción Potencial estándar de electrodo, V

S(s) + 2H+ + 2e- → H2S(g) +0.141

Cu2+(ac) + e- → Cu+

(ac) +0.153

Sn4+(ac) + 2e- → Sn2+

(ac) +0.154

HSO4-(ac) + 3H+

(ac) + 2e- → H2SO3(ac) + H2O(L) +0.170

SO42-

(ac) + 4H+(ac) → H2SO3(ac) + H2O(L) +0.200

AgCl(s) + e - → Ag(s) + Cl-(ac) +0.222

BiO+(ac) + 2H+

(ac) + 3e - → Bi(s) + H2O(L) +0.320

Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) +0.337

Fe(CN)63-

(ac) + e- → Fe(CN)64-

(ac) +0.360

O2(g) +2H2O(L) 4e- → 4OH-(ac) +0.400

Ag2CrO4(s) + 2e- → 2Ag2(s) + CrO42-

(ac) +0.446

H2SO3(ac) + 4H+ + 4e- → S(s) + 3H2O(L) +0.450

Cu+(ac) + e- → Cu(s) +0.521

I2(s) + 2e- → 2I-(ac) +0.536

H3AsO4(ac) + 2H+(ac) + 2e - → S(s) + 3H2O(L) +0.559


http://es.wikipedia.org/wiki/Muerto

http://es.wikipedia.org/wiki/Potenci%C3%B3metro


Ag++ e- → Ags +0.799

2H++2e- → H2s 0.000

Cd2++2e- → Cds -0.403

Zn2+ + 2e- → Zns -0.763

Reglas para el uso de las tablas de potencial de reducción:El valor del potencial se aplica a las reacciones de la semicelda que se leen de izquierda a derecha.

Cuanto más positivo sea el potencial, mayor es la tendencia a reducirse. Entre menor el potencial, mayor es la tendencia a oxidarse. De tal modo que el potencial de la celda completa se calcula con la fórmula anterior tomando los potenciales tal como están.

Las reacciones de las semiceldas son reversibles. Es decir, el potencial de reducción es igual al potencial de oxidación pero con el signo cambiado.

El potencial no se ve alterado por el tamaño de los electrodos o por la cantidad de solución.

Si el potencial de electrodo de la celda completa es positivo, la reacción es espontánea.

Es posible saber si la reacción redox es espontánea (se realiza hacia los productos) estableciendo un esquema como se hizo en neutralización:

Zn + Cu2+ ↔ Cu + Zn2+

Para calcular el potencial cuando la concentración de la solución de la semicelda no es 1 M, se usa la ecuación de Nernst:

E° = potencial de la semicelda de reducción (tablas)n = número de electrones transferidos

Titulaciones RedoxLas reacciones redox trasfieren electrones mientras que las reacciones Acido / Base transfieren protones. Del mismo modo que se pueden titular ácidos con bases se pueden titular oxidantes con un agente reductor o viceversa. El punto de equivalencia se alcanza cuando el oxidante es completamente reducido. Se utilizan indicadores coloridos para identificar el punto de equivalencia o se puede trazar la curva de titulación de potencial (E) en función de mililitros agregados de titulante.

En ocasiones el mismo titulante actúa como indicador del punto de equivalencia ya que sus especies oxidadas son de distinto color que las especies reducidas. Por ejemplo:

El Cr2O72- (amarillo) y el MnO4

- son utilizados frecuentemente como oxidantes titulantes y debido a que sus especies reducidas son de distinto color no es necesario añadir indicadores externos.

Cr2O72- amarillo → Cr3+ verde

MnO4- púrpura → Mn2+ incoloro



Los cálculos son parecidos a los de titulaciones. Ácido/Base, únicamente que es necesario considerar la estequiometría de la reacción.

Curvas de titulaciónCuando se requiere trazar la curva de titulación en una reacción redox, se tienen las siguientes fórmulas en el punto de equivalencia:

1 2Ejercicio:81.- Balanceo de reacciones:

82.- Se requieren 16.42 mL de KMnO4 0.1327 M para oxidar 20 ml de solución de FeSO4 en medio ácido. ¿Cuál es la concentración de la solución? R. 0.5449 M

83.- La oxidación de 25 ml de solución que contiene Fe+2 requiere de 26 ml de solución ácida de K2Cr2O7 0.025 M.Deduce la reacciónBalancearConcentración de [Fe+2]14H+ + 6Fe+2 + Cr2O7

-2 → 6Fe+3 + 2Cr+3 + 7H2OR. [Fe+2] = 0.156 M

84.- Una mezcla de un mineral de Fe+2 con peso de 2.792 g se disolvió en un exceso de una solución ácida. Ésta se tituló con 23.3 ml de KMnO4 0.194 M. Calcula el porcentaje de Fe+2 en la mezcla. R. X = 45.2 %



85.- El oxalato de Ca es insoluble en agua, esta propiedad se ha utilizado para calcular la cantidad de iones Ca en la sangre. El oxalato, aislado de la sangre, se disuelve con ácido y se titula con una solución de permanganato. En una prueba se encontró que el oxalato aislado de una muestra de 10 ml de sangre requirió 21.2 ml de MnO 4

- de 9.56*10-4 M. Calcula los mg de Ca por ml de sangre en la muestra. R = 0.2026 mg/ml

86.- El ácido oxálico está presente en muchas plantas y vegetales. Si una muestra de 1 g de ácido consume 24 ml de una solución 0.01 M de KMnO4 para que se alcance el punto de equivalencia, ¿cuál es el porcentaje en masa del ácido oxálico en la muestra? R = 5.4 %

87.- Calcula el potencial de la siguiente celda electroquímica.Tl | Tl+ (1 M) || Fe+3 (1 M) , Fe+2 (1M) |PtR. E = 1.1 VoltsCu | Cu+2(1 M) || Fe+3(1 M) Fe+2 (1M) |PtR. E = 0.43 VoltsSn | Sn+2(0.1 M) || Fe+3(0.1 M), Fe+2 (0.1M) |PtR. E = 0.94 VoltsZn | Zn+2(1 M) || Cu+2(1 M) | CuR. E = 1.1 Volts

88.- Calcula el potencial de una semicelda de pH 5 y concentración: SeO4

-2 [0.1 M] + 2e- ↔ H2SeO3 [0.1 M]R. E = 0.55 Volts

89.- Calcula el potencial de una semicelda con pH de 4 y concentración de NO3- 0.2 M y 0.05 M de HNO2.

NO3- + 3H+ + 2e- ↔ HNO2 + H2O

E = 0.59 Volts

90.- Calcula el potencial de la siguiente celda:Cu |Cu2+ (0.02 M) || Ag+ (0.02 M) | AgE = 0.412 Volts

91. Calcula el potencial de la siguiente celda:Ag | Ag+ (0.02 M) || Cu2+ (0.02 M) | CuE= -0.412 VoltsNota.- El signo negativo significa que la reacción no es espontánea.

92.- Calcule el potencial de la siguiente celda:Pt|UO2+ (0.015 M), U4+ (0.2 M), H+ (0.03 M) || Fe2+ (0.01 M), Fe3+ (0.025 M)| PtE = 0.67 Volts

93.- Calcula la constante de equilibrio para la siguiente reacción.Cu + 2Ag+ ↔ Cu2+ + 2AgR = 2.154 x 1015

94.- A una disolución de CuSO4 0,01 M se le añade polvo de hierro en exceso.a) Calcular el potencial de la disolución cuando se alcance el equilibrio.b) Calcular la concentración de Cu2+ al equilibrio.

Los pares redox que intervienen son:Fe2+ + 2e- ↔ Fe° Eo = - 0,440 VCu2+ + 2e- ↔ Cu° Eo = + 0,337 V

Como E°Cu2+/Cu > E°Fe2+/Fe, el Cu2+ será reducido por el Fe°. La reacción que tendrá lugar será:Cu2+ + Fe° ↔ Cu° + Fe2+



Como por cada mol de Cu2+ que reaccione se formará otro de Fe2+, tendremos que:(4) [Cu2+] = 0,01 - [Fe2+]

Además, en el equilibrio ECu2+/Cu = EFe2+/Fe, por lo tanto:(5) -0,440 + 0,059/2 log [Fe2+] = 0,337 + 0,059/2 log (0,01 - [Fe2+])

De donde: [Fe2+] = 0,01 M. Para obtener el potencial en el equilibrio utilizaremos la ecuación del par Fe 2+ / Fe°:(6) Eeq = -0,440 + 0,059/2 log 0,01 = -0,499 V

La concentración de Cu2+, puede obtenerse utilizando la ecuación del par Cu2+ / Cu°:(7) -0,499 = 0,337 + 0,059/2 log [Cu2+]

de donde [Cu2+] = 4,582 10-29 M .

95.- Se disuelven 5 mmol de una sal de Fe+2 en 100 ml de ácido sulfúrico y se titulan con una solución de Ce+4 0.1 M. Calcule el potencial de la solución a diferentes intervalos durante la titulación y grafique la curva. Utilice 0.68 Volts para el potencial del Fe+2 al que llamaremos potencial formal o condicional del sistema Fe+3/Fe+2 en ácido sulfúrico y 1.44 de Ce+4/Ce+3.

96.- Trazar una curva de titulación de Sn+2 con Ce+4 suponiendo que el estaño tiene una concentración de 0.1 M en 50 ml. Titular con Ce+4 0.12 M.

97.- Considere la electrólisis del BaCl2 fundido. ¿Cuántos g de Ba metálico se pueden producir al pasar 0.5 Amperes durante 30 minutos? R = 0.63 g de Ba

98.- Se utilizó una corriente de 0.8 Amperes para depositar Cu en el cátodo y desprender O2 en el ánodo. ¿Cuántos g de cada producto se forman durante 15.2 minutos? R. Cátodo = 0.24 g de Cu Ánodo = 0.0604 g de O2



99.- El cromo es un metal que se aplica a muchos objetos por medio de electrólisis, los objetos se suspenden en una solución de dicromato de potasio. ¿Cuánto tiempo en horas se requiere para cubrir una película de 1*10-2 mm de espesor? La corriente sería de 25 Amperes y el área de un metro cuadrado. R. t = 8.9 horas

100.- Se tomó una muestra de 5 ml de Brandy y se diluyó a un litro. El etanol contenido en una alícuota de 25 ml se destiló en 50 ml de dicromato de potasio 0.02 M oxidándose a ácido acético por calentamiento. Después de enfriar el matraz se añadieron 20 ml de Fe2+ 0.1253 M. El exceso de Fe2+ se tituló por retroceso con 7.46 ml de dicromato de potasio patrón hasta el punto final del cambio del indicador ácido difenil amino sulfónico. Calcule el porcentaje en peso sobre volumen de alcohol en el Brandy. R. %=40.38

HASTA AQUÍ TERMINA CLASE DE TRES HORAS-----------------------


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