Adelanto DE QUIMICA

Ecuaciones químicasReacción química y ecuaciones químicasUna Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas.Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El "+" se lee como "reacciona con"La flecha significa "produce".Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivas.A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos.Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

Interpretación de una ecuación químicaUn caso general de ecuación química sería:

Donde:A, B, C, D, representan los símbolos químicos o la fórmula molecular de los átomos o moléculas que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado derecho).a, b, c, d, representan los coeficientes estequiométricos, que deben ser ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la masa.La interpretación física de los coeficientes estequiométricos, si estos son números enteros y positivos, puede ser en átomos o moles. Así, se diría de la ecuación de geometría estequiometrica se subdivide en la siguiente:Cuando "a" átomos (o moléculas) de A reaccionan con "b" átomos (o moléculas) de B producen "c" átomos (o moléculas) de C, y "d" átomos (o moléculas) de D.Cuando "a" moles de átomos (o moléculas) de A reaccionan con "b" moles de átomos (o moléculas) de B producen "c" moles de átomos (o moléculas) de C, y "d" moles de átomos (o moléculas) de D.Por ejemplo el hidrógeno (H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El símbolo "+" se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" se lee como "produce". Para ajustar la ecuación, ponemos los coeficientes estequiométricos:

La ecuación está ajustada y puede ser interpretada como 2 mol de moléculas de hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxígeno, produciendo 2 mol de moléculas de agua.Las fórmulas químicas a la izquierda de "→" representan las sustancias de partida, denominadas reactivos o reactantes; a la derecha de "→" están las fórmulas químicas de las sustancias producidas, denominadas productos.Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes estequiométricos. Estos deben ser tales que la ecuación química esté balanceada, es decir, que el número de átomos de cada elemento de un lado y del otro sea el mismo. Los coeficientes deben ser enteros positivos, y el uno se omite. En las únicas reacciones que esto no se produce es en las reacciones nucleares.Adicionalmente, se pueden agregar (entre paréntesis y como subíndice) el estado de cada sustancia participante: sólido (s), líquido (l), acuoso (ac) o gaseoso (g).En el ejemplo del agua:

Tipos de reacciones químicas

Hay varias clasificaciones de las reacciones químicas, de las que las más importantes son:

Reacciones exotérmicas: aquellas en que se desprende calor durante la reacción:2H2 + O2  2 H2O + 136.000 calorías

Reacciones endotérmicas: aquellas en las que se absorbe calor durante la reacción:H2 + I2 + 12.400 calorías  2HI

Reacciones de descomposición o análisis: reacciones en que una sustancia se desdobla en dos sustancias diferentes más simples:2HgO  2 Hg + O2

Reacciones de composición o de síntesis: reacciones en que dos o más sustancias se combinan para formar una nueva:H2 + 1/2 O2  H2O

Reacciones de sustitución: un elemento sustituye a otro en una molécula:Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu

¿Qué son los métodos de separación de mezclas?Los métodos de separación de mezclas son los procesos físicos, que pueden separar los componentes que conforman una mezcla. La separación consiste en que una mezcla se somete a un tratamiento que la separa en 2 o más sustancias diferentes. En esta operación las sustancias mantienen su identidad si algún cambio en sus propiedades químicas. Las sustancias se encuetran en forma de mezclas y compuestos en lanaturaleza y es necesario purificar y separar para estudiar sus propiedades. La mayoría de las veces el método a utilizar se encuentra dependiendo del tipo de componente de la mezcla y sus propiedades particulares así como las diferencias más significativas. Las propiedades físicas que más se aprovechan de acuerdo a su separación, se encuentra la solubidad, punto de ebullición y la densidad, entre las más destacadas. A continuación veremos los distintos métodos de separación más comunes, sencillos y más utilizados.

1) Destilación.La destilación es el procedimiento más utilizado para la separación y purificación de líquidos, y es el que se utiliza siempre que se pretende separar un líquido de sus impurezas no volátiles.

 La destilación, como proceso, consta de dos fases: en la primera, el líquido pasa a vapor y en la segunda el vapor se condensa, pasando de nuevo a líquido en un matraz distinto al de destilación.2) Evaporación.Consiste en calentar la mezcla hasta el punto de ebullición de uno de los componentes, y dejarlo hervir hasta que se evapore totalmente. Este método se emplea si no tenemos interés en utilizar el componente evaporado. Los otros componentes quedan en el envase.Un ejemplo de esto se encuentra en las Salinas. Allí se llenan enormes embalses con agua de mar, y los dejan por meses, hasta que se evapora el agua, quedando así un material sólido que contiene numerosas sales tales como cloruro de sólido, de potasio, etc…3) Centrifugación.Es un procedimiento que se utiliza cuando se quiere acelerar la sedimentación. Se coloca la mezcla dentro de una centrifuga, la cual tiene un movimiento de rotación constante y rápido, lográndose que las partículas de mayor densidad, se vayan al fondo y las más livianas queden en la parte superior.

 CENTRIFUGADORA

Un ejemplo lo observamos en las lavadoras automáticas o semiautomáticas. Hay una sección del ciclo que se refiere a secado en el cual el tambor de la lavadora gira a cierta velocidad, de manera que las partículas de agua adheridas a la ropa durante su lavado, salen expedidas por los orificios del tambor.4) Levigación.Se utiliza una corriente de agua que arrastra los materiales más livianos a través de una mayor distancia, mientras que los más pesados se van depositando; de esta manera hay una separación de los componentes de acuerdo a lo pesado que sean.5) Imantación.Se fundamenta en la propiedad de algunos materiales de ser atraídos por un imán. El campo magnético del imán genera una fuente atractora, que si es suficientemente grande, logra que los materiales se acercan a él. Para poder usar este método es necesario que uno de los componentes sea atraído y el resto no.6) Cromatografía de Gases.La cromatografía es una técnica cuya base se encuentra en diferentes grados de absorción, que a nivel superficial, se pueden dar entre diferentes especies químicas. En la cromatografía de gases, la mezcla, disuelta o no, es transportada por la primera especie química sobre la segunda, que se encuentran inmóvil formando un lecho o camino. Ambos materiales utilizarán las fuerzas de atracción disponibles, el fluido (transportados), para trasladarlos hasta el final del camino y el compuesto inmóvil para que se queden adheridos a su superficie.

   7) Cromatografía en Papel.Se utiliza mucho en bioquímica, es un proceso donde el absorbente lo constituye un papel de Filtro. Una vez corrido el disolvente se retira el papel y se deja secar, se trata con un reactivo químico con el fin de poder revelar las manchas.En la cromatografía de gases, la mezcla, disuelta o no, es transportada por la primera especie química sobre la segunda, que se encuentran inmóvil formando un lecho o camino.Ambos materiales utilizarán las fuerzas de atracción disponibles, el fluido (transportados), para trasladarlos hasta el final del camino y el compuesto inmóvil para que se queden adheridos a su superficie.8) Decantación.Consiste en separar materiales de distinta densidad. Su fundamento es que el material más denso

En la cromatografía de gases, la mezcla, disuelta o no, es transportada por la primera especie química sobre la segunda, que se encuentran inmóvil formando un lecho o camino. Ambos materiales utilizarán las fuerzas de atracción disponibles, el fluido (transportados), para trasladarlos hasta el final del camino y el compuesto inmóvil para que se queden adheridos a su superficie.9) Tamizado.Consiste en separar partículas sólidas de acuerdo a su tamaño. Prácticamente es utilizar coladores de diferentes tamaños en los orificios, colocados en forma consecutiva, en orden decreciente, de acuerdo al tamaño de los orificios. Es decir, los de orificios más grandes se encuentran en la parte superior y los más pequeños en la inferior. Los coladores reciben el nombre de tamiz y están elaborados en telas metálicas.

 10) Filtración.Se fundamenta en que alguno de los componentes de la mezcla no es soluble en el otro, se encuentra uno sólido y otro líquido. Se hace pasar la mezcla a través de una placa porosa o un papel de filtro, el sólido se quedará en la superficie y el otro componente pasará.Se pueden separar sólidos de partículas sumamente pequeñas, utilizando papeles con el tamaño de los poros adecuados.

 CONCLUSIÓN

Al observar e investigar sobre dicha información "Separación de Mezclas", hemos llegado a entender que para realizar cualquier separación de mezclas primero debemos saber sobre su estado físico, características y propiedades.Es interesante realizar una mezcla, pero es más importante tener claro cuales componentes se mezclan para que la hora de separar usemos la técnica más adecuada.

Propiedades de los gases

 

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir , que las moléculas del gas están

separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las moléculas.

Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas(V) depende de la presión (P), la

temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles ( n).

Las propiedades de la materia en estado gaseoso son:

1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de recipiente,

se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de su nuevo

recipiente.

2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se pueden acercar

unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.

3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus partículas, los

gases se esparcen en forma espontánea.

4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada.

Variables que afectan el comportamiento de los gases

1. PRESIÓN

Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme sobre todas las partes del recipiente.

La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en la superficie terrestre. Se origina del

peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión

sobre él será menor.

2. TEMPERATURA

Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que

podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto con

uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío.

La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas.

A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.

La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.

3. CANTIDAD

La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De

acuerdo con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de

moles de sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular.

4. VOLUMEN

Es el espacio ocupado por un cuerpo.

5. DENSIDAD

Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar en litros.

Gas Real

Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si

latemperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de

gases ideales.

Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.

Recipentes de gas.

Volumen de un gas.

Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llama gases reales, o sea,

hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.

1. - Un gas esta formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula esta formada por un átomo

o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son

idénticas.

2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las

moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que

la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o

desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas.

3. - El numero total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede

cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá

una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran numero

de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio.

4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque

hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un

margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta

dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede licuarse y reducir en 600 veces su

volumen.

5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto,

una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas,

la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el

alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.

6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente

se conserva el ímpetu y (suponemos)la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el

tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque,

queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por

completo.

Leyes de los Gases

En un grupo de cinco páginas diferentes se presentan los conceptos de temperatura , presión , volumen y cantidad de gas , magnitudes sobre las que se sustenta el estudio del comportamiento de los gases, así como los postulados de la Teoría Cinética de los Gases , marco teórico del que nos valemos para explicar este comportamiento.

Temperatura:

Los alumnos ya tienen la oportunidad, en otras partes de su currículum, de acercarse a definiciones de la temperatura desde otros puntos de vista como, por ejemplo, el termodinámico. En esta ocasión nos interesa centrarnos en la interpretación que hace la teoría cinética de esta magnitud.

Desde el punto de vista práctico, en este trabajo los alumnos van a necesitar frecuentemente hacer conversiones de los datos de temperatura para expresarlos en la escala Kelvin por lo que resulta fundamental proporcionarles la información relativa a la relación entre las escalas termométricas.

 

Aunque existen muchos conversores de uso libre diseminados por la red, hemos optado por desarrollar una propuesta que incida y deje patente que las diferentes escalas proponen diferentes valores numéricos para una misma realidad física.

Según hemos podido concluir de nuestra experiencia personal en la docencia directa, los alumnos tienden a identificar diferentes valores numéricos como representativos de situaciones físicas también diferentes. Esta tendencia es más acentuada en los niveles básicos, pero perdura de una forma significativa también en el bachillerato.

Simplemente deslizando el índice parpadeante los alumnos podrán hacer automáticamente las conversiones en un rango desde -12 ºC hasta 127 ºC, pero fuera de este rango se verán obligados a utilizar las ecuaciones correspondientes.

Obviamente no existe ninguna dificultad de carácter técnico para desarrollar una calculadora capaz de resolver de forma automática cualquier cambio de escala, pero nuestro objetivo no es convertir temperaturas sino proporcionar los elementos que ayuden al alumno a construir su conocimiento y utilizarlo de forma autónoma.

Presión:

Partimos de la definición de presión como relación entre la fuerza y la superficie para deducir la ecuación de la presión hidrostática, que es la forma que vamos a usar en este trabajo.

Con la misma intencionalidad que en el caso de la temperatura, hemos colocado un conversor automático que trabaja en el rango de 0 a 5 atm (de 0 a 3800 mmHg).

En la misma filosofía que hemos explicado en el apartado anterior, podemos observar que el manómetro digital tiene una sensibilidad aproximada de 15,20 mmHg, lo que permite al profesor proponer ejercicios de cambios de unidad no resolubles automáticamente, obligando al alumno a utilizar las ecuaciones correspondientes y realizar los ejercicios con papel y lápiz.

Seguidamente abordamos la interpretación que la Teoría Cinética de los gases hace de la presión.

[simulador de presión]

Volumen:

El concepto de volumen no suele ser problemático en el segundo ciclo de secundaria. Enfocado al estudio de los gases, nos interesa identificar volumen del gas con volumen del recipiente aprovechando para discutir, si viene al caso, el concepto de difusión. Se acompaña una simulación muy simple que puede tener carácter decorativo o puede usarse para trabajar algunos objetivos procedimentales con alumnos de nivel muy básico.

Cantidad de gas:

Introducimos el concepto de mol y establecemos su relación con la masa. Con el objeto de incidir también en los aspectos procedimentales hemos incorporado un simulador de balanza monoplano y sugerimos la realización de las siguientes actividades:

Cantidad de gas

Otro parámetro que debe considerarse al estudiar el comportamiento de los gases tiene que ver con la

cantidad de un gas la cual se relaciona con el número total de moléculas que la componen.

Para medir la cantidad de un gas usamos como unidad de medida elmol.

Como recordatorio diremos que un mol (ya sea de moléculas o de átomos) es igual a 6,022 por 10

elevado a 23:

1 mol de moléculas = 6,022•1023

1 mol de átomos =  6,022•1023

Ver: PSU: Química; Pregunta 13_2006

Recuerden que este número corresponde al llamado número de Avogadro y este nos conduce a una ley llamada,

precisamente, ley de Avogadro.

Ley de Avogadro

Un mol de moléculas o

de átomos: 6,022•1023

Esta ley relaciona la cantidad de gas (n, en moles) con su volumen en litros (L), considerando que la presión y la temperatura

permanecen constantes (no varían).

El enunciado de la ley dice que:

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

Esto significa que:

Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del mismo.

Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo.

Esto tan simple, podemos expresarlo en términos matemáticos con la siguiente fórmula:

que se traduce en que si dividimos el volumen de un gas por el número de moles que lo conforman obtendremos un valor

constante.

Esto debido a que si ponemos más moles (cantidad de moléculas) de un gas en un recipiente

tendremos, obviamente, más gas (más volumen), así de simple.

Esto se expresa en la ecuación

, simplificada es 

Veamos un ejemplo práctico y sencillo:

Tenemos 3,50 L de un gas que, sabemos, corresponde a  0,875 mol. Inyectamos gas al recipiente hasta

llegar a 1,40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (la temperatura y la presión las mantenemos

constantes).

Solución:

Aplicamos la ecuación de la ley de Avogadro:

 y reemplazamos los valores correspondientes:

 resolvemos la ecuación, multiplicando en forma cruzada:

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

Respuesta:

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

 

Ley de Boyle

Tan simple como: más

gas, mayor volumen.

Presión y volumen: si

una sube, el otro baja.

Esta ley nos permite relacionar la presión y el volumen de un gas cuando latemperatura es constante.

La ley de Boyle (conocida también como de Boyle y Mariotte) establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es

inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.

Lo cual significa que:

El volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica:

En otras palabras:

Si la presión aumenta, el volumen disminuye.

Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

Esto nos conduce a que, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el

volumen siempre tiene el mismo valor.

Matemáticamente esto es:

 lo cual significa que el producto de la presión por el volumen es constante.

Para aclarar el concepto:

Tenemos un cierto volumen de gas (V1) que se encuentra a una presión P1. Si variamos la presión a P2, el volumen de gas variará

hasta un nuevo valor V2, y se cumplirá:

 que es otra manera de expresar la ley de Boyle.

Apliquemos la fórmula en un ejemplo práctico:

Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su volumen si aumentamos la presión hasta 800 mmHg?

La temperatura es constante, no varía.

Solución:

Como los datos de presión están ambos en milímetros de mercurio (mmHg) no es necesario hacer la conversión a atmósferas

(atm). Si solo uno de ellos estuviera en mmHg y el otro en atm, habría que dejar los dos en atm.

Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación P1V1 =  P2V2.

Ponemos a la izquierda el miembro con la incógnita

Despejamos V2:

Respuesta:

Si aumentamos la presión hasta 800 mmHg el volumen disminuye hasta llegar a los 3 L.

 

Ley de Charles

Mediante esta ley relacionamos la temperatura y el volumen de un gas cuando mantenemos

la presión constante.

Textualmente, la ley afirma que:

A mayor temperatura,

mayor volumen.

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

En otras palabras:

Si aumenta la temperatura aplicada al gas, el volumen del gas aumenta.

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

Como lo descubrió Charles, si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen (V) y la

temperatura (T) siempre tiene el mismo valor (K) (es constante).

Matemáticamente esto se expresa en la fórmula

lo cual significa que el cociente entre el volumen y la temperatura es constante.

Intentemos ejemplificar:

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1. Si aumentamos la temperatura a

T2 el volumen del gas aumentará hasta V2, y se cumplirá que:

que es otra manera de expresar la ley de Charles.

Veamos un ejemplo práctico y sencillo:

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

su nuevo volumen?

Solución:

El primer paso es recordar que en todas estas fórmulas referidas a la temperatura hay que usar siempre la escala Kelvin. 

Por lo tanto, lo primero es expresar la temperatura en grados Kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

T2 = (10 + 273 ) K= 283 K

Ahora, sustituimos los datos en la ecuación:

Ahora, despejamos V2:

Respuesta:

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

Ley de Gay-Lussac

Esta ley establece la relación entre la presión (P) y la temperatura (T) de un gas cuando el volumen

(V) se mantiene constante, y dice textualmente:

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.

A mayor temperatura,

mayor presión.

Esto significa que:

Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.

Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

Si lo llevamos al plano matemático, esto queda demostrado con la siguiente ecuación:

la cual nos indica que el cociente entre la presión y la temperatura siempre tiene el mismo valor; es decir, es constante.

Llevemos esto a la práctica y supongamos que tenemos un gas, cuyo volumen (V) no varía, a una presión P1 y a una temperatura

T1. Para experimentar, variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y tendrá que

cumplirse la siguiente ecuación:

que es la misma Ley de Gay-Lussac expresada de otra forma.

Debemos recordar, además, que esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta, y tal

como en la Ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en grados Kelvin.

Veamos un ejemplo:

Tenemos un cierto volumen de un gas bajo una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25° C. ¿A qué temperatura

deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?

Solución:

Lo primero que debemos hacer es convertir los 25º C a grados Kelvin:

T1 = (25 + 273) K= 298 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

Ahora despejamos T2:

Respuesta:

La temperatura debe bajar hasta los 233,5º Kelvin. Si convertimos estos grados en grados Celsius hacemos

233,5 − 273 = −39,5 °C.

TITULACIÓN ÁCIDO-BASE

Una reacción de neutralización es aquella en la que un ácido y una base en solución acuosa, interactúan para producir agua y una sal.Estas reacciones son importantes industrialmente pues constituyen un método eficaz de

producir sales de alta pureza.Durante la neutralización, los iones H y OH reaccionan entre sí para producir agua, al tiempo que los iones restantes, es decir, los pares conjugados del ácido y la base, generan la sal. Sin embargo, por lo general estos iones continúan disociados en solución acuosa, por lo que la sal, como tal, no se forma sino hasta que el agua es retirada, por ejemplo, por evaporación. El pH de la solución luego de que ha ocurrido la neutralización es cercano a la neutralidad, aunque su valor exacto depende de los iones presentes.

La titulación o valoración de soluciones tiene como principal objetivo determinar la concentración de una solución ácida o básica desconocida denominada solución analizada. Esto se logra a través de la adición de pequeños volúmenes de una solución ácida o básica de concentración conocida-la solución valorada- a la solución analizada. El proceso se basa en la neutralización que se lleva a cabo entre las dos soluciones, ya que una es ácida y la otra es básica. Así, si sabemos la concentración de iones H de la solución valorada, podremos deducir la concentración de iones OH en la solución analizada, a partir del volumen de solución valorada usado para neutralizarla, pues la H debe ser igual a la . Cuando esto sucede se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia. En este punto, el número de equivalentes-gramo del ácido y la base son iguales.Para calcular la concentración de la solución analizada debe tenerse en cuenta la igualdad:

N . V = N .V En donde:N = normalidad del ácido (peqg/L) V = volumen del ácido (L)N = normalidad de la base (peqg/L) V = volumen de la base(L)

Es decir, el producto de la normalidad y el volumen del ácido debe ser igual al producto de la normalidad y el volumen de la base.De igual manera en cada etapa de la titulación debe cumplirse que:. = 1,0 x 10 , en la solución analizada.

¿que son niveles y subniveles de energía? 

Los niveles de energía son las posiciones "permitidas “para los electrones en la periferia del átomo (una suerte de "capas" o "escalones" donde se ubican los electrones sin caer al núcleo). Cuanto más energía tenga un electrón, se ubicará en un nivel mayor, es decir, en una capa más alejada. Los niveles se nombran con números naturales. Dentro de un nivel los electrones pueden tener más o menos energía ubicándose en los llamados "subniveles", que se nombran como s, p, d, o f (ordenados de menor a mayor energía). Los diferentes niveles abarcan distintas cantidades de electrones: 1 = 2 electrones (en el subnivel 1s) 2 = 8 electrones (2 en el subnivel 2s y 6 en el subnivel 2p) 3 = 18 electrones (2 en el subnivel 3s, 6 en el subnivel 3p y 10 en el subnivel 3d) 4 = 32 electrones (2 en el subnivel 4s, 6 en el subnivel 4p, 10 en el subnivel 4d y 14 en el subnivel 4f) 

los niveles 5, 6 y 7 son iguales al 4 en capacidad.

QUÉ ES EL PETRÓLEO?

El producto es un compuesto químico complejo en el que coexisten partes sólidas, líquidas y gaseosas. Lo forman, por una parte, unos compuestos denominados hidrocarburos, formados por átomos de carbono e hidrógeno y, por otra, pequeñas proporciones de nitrógeno, azufre, oxígeno y algunos metales. Se presenta de forma natural en depósitos de roca sedimentaria y sólo en lugares en los que hubo mar.Su color es variable, entre el ámbar y el negro y el significado etimológico de la palabra petróleo es aceite de piedra, por tener la textura de un aceite y encontrarse en yacimientos de roca sedimentaria.ORIGENFactores para su formación:

Ausencia de aire Restos de plantas y animales (sobre todo, plancton marino) Gran presión de las capas de tierra Altas temperaturas Acción de bacterias

LOCALIZACIÓNAl ser un compuesto líquido, su presencia no se localiza habitualmente en el lugar en el que se generó, sino que ha sufrido previamente un movimiento vertical o lateral, filtrándose a través de rocas porosas, a veces una distancia considerable, hasta encontrar una salida al exterior –en cuyo caso parte se evapora y parte se oxida al contactar con el aire, con lo cual el petróleo en sí desaparece– o hasta encontrar una roca no porosa que le impide la salida. Entonces se habla de un yacimiento.NOTA: El petróleo no forma lagos subterráneos; siempre aparece impregnado en rocas porosas.

Estratigráficos: En forma de cuña alargada que se inserta entre dos estratos.Anticlinal: En un repliegue del subsuelo, que almacena el petróleo en el arqueamiento del terreno.Falla: Cuando el terreno se fractura, los estratos que antes coincidían se separan. Si el estrato que contenía petróleo encuentra entonces una roca no porosa, se forma la bolsa o yacimiento.En las últimas décadas se ha desarrollado enormemente la búsqueda de yacimientos bajo el mar, los cuales, si bien tienen similares características que los terrestres en cuanto a estructura de las bolsas, presentan muchas mayores dificultades a la hora de su localización y, por añadidura, de su explotación.

Propiedades Intrinsecas Y Propiedades ExtrinsecasPropiedades Intrínsecas y Propiedades ExtrínsecasPropiedades intrínsecas.Son las cualidades características de cualquier muestra de una sustancia independientemente del tamaño o froma de dichamuestra. Es decir, que estas propiedades no cambian aunque cambie, por ejemplo, la masa de una sustancia. Son propiedades intrínsecas:* densidad* presión* temperatura* color

*gravedad específica* calor específicoPropiedades extrínsecas.Son las cualidades que no son características de la sustancia propiamente dicha y están relacionadas con la cantidad de material quese mide. Son propiedades extrínsecas:* Inercia* Masa* Peso* Fuerza* VolumenPropiedades Generales, Propiedades Particulares y Propiedades específicasPropiedades GeneralesSon aquéllas que todos los cuerpos poseen, sin excepción.* Masa: cantidad de materia contenida en un cuerpo, es una medida de la inercia que posee (a mayor masa, mayor inercia), es invariable ysiempre tiene el mismo valor sin importar el sitio en el Universo en donde se encuentre el cuerpo.* Peso: es la fuerza de atracción que se ejerce sobre un cuerpo debido a la fuerza de gravedad,puede variar cuando el cuerpo es transportado de un sitio a otro.* Volumen o extensión: es el espacio que ocupa el cuerpo.* Impenetrabilidad: dos cuerpos no pueden ocupar el mismo espacio, almismo tiempo.* Inercia: un cuerpo conserva su estado de reposo o movimiento rectilíneo uniforme a menos que una fuerza externa lo modifique.* Divisibilidad: cualquier cuerpo puede dividirseen pedazos más pequeños: partículas, moléculas, átomos, etc.* Porosidad: los cuerpos están formados por partículas diminutas que dejan espacios vacíos entre sí llamados poros*Elasticidad: los cuerpos pueden cambiar de forma cuando se les aplica una fuerza y recuperar la original tan pronto desaparezca la fuerza aplicada.

Clasificación de la materiaLa materia puede clasificarse en dos categorías principales:

Sustancias puras, cada una de las cuales tiene una composición fija y un único conjunto de propiedades. Mezclas, compuestas de dos o más sustancias puras.

Las sustancias puras pueden ser elementos o compuestos, mientras que las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas:

Elemento químicoEl término elemento químico hace referencia a una clase de átomos, todos ellos con el mismo número de protones en su núcleo. Aunque, por tradición, se puede definir elemento químico como aquella sustancia que no puede ser descompuesta, mediante una reacción química, en otras más simples.Compuesto

Un compuesto es una sustancia formada por la unión de 2 o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija. Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de 2 a 1 (en número de átomos).En general, esta razón fija es debida a una propiedad intrínseca. Un compuesto está formado por moléculas o iones con enlaces estables y no obedece a una selección humana arbitraria. Por este motivo el bronce o el chocolate son denominadas mezclas o aleaciones pero no compuestos.Una mezcla es una combinación de dos o mas sustancias en la cual no ocurre transformación de tipo químico, de modo que no ocurren reacciones químicas. Las sustancias participantes conservan su identidad y propiedades.Un ejemplo de una mezcla es arena con limaduras de hierro, que a simple vista es fácil ver que la arena y el hierro mantienen sus propiedades.Existen dos tipos de mezclas: las mezclas heterogéneas y las mezclas homogéneas.

Mezclas heterogéneasMezcla heterogénea es aquella cuyo aspecto difiere de una parte a otra de ella, está formada por dos o más fases (componentes) que se distinguen a simple vista y contiene cantidades diferentes de los componentes. La madera, el granito, las rocas, arena y agua, aceite, la sopa de verduras, las ensaladas son ejemplos de mezclas heterogéneas.Las mezclas heterogéneas son mezclas compuestas de sustancias visiblemente diferentes, o de fases diferentes y presentan un aspecto no uniforme. Un ejemplo es el granito. Las partes de una mezcla heterogénea pueden ser separadas por filtración, decantación y por magnetismo

Separación de mezclasLas mezclas heterogéneas se pueden separar por: filtración, sedimentacion, decantación, sublimación, evaporación, extracción, centrifugación,Cromatografía, Tamizado, Destilación.La filtración es una técnica, proceso tecnológico u operación unitaria de separación, por la cual se hace pasar una mezcla de sólidos y fluidos, gas o líquido, a través de un medio poroso o medio filtrante que puede formar parte de un dispositivo denominado filtro, donde se retiene de la mayor parte del o de los componentes sólidos de la mezcla.La decantación es un método físico de separación de mezclas (especial para separar mezclas heterogéneas), estas pueden ser exclusivamente líquido - líquido ó sólido - líquido. La decantación se basa en la diferencia de densidad entre los dos componentes, que hace que dejados en reposo, ambos se separen hasta situarse el más denso en la parte inferior del envase que los contiene. De esta forma, podemos vaciar el contenido por arriba.La sedimentación es el proceso por el cual el material sólido, transportado por una corriente de agua, se deposita en el fondo del río, embalse, canal artificial, o dispositivo construido especialmente para tal fin. Toda corriente de agua, caracterizada por su caudal, tirante de agua, velocidad y forma de la sección tiene una capacidad de transportar material sólido en suspensión. El cambio de alguna de estas características de la corriente puede hacer que el material transportado se sedimente; o el material existente en el fondo o margenes del cauce sea erosionado.La sublimación (del latín sublimāre) es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Se puede llamar de la misma forma al proceso inverso, el paso directo del estado gaseoso al estado sólido, pero es más apropiado referirse a esa transición como sublimación inversa. Un ejemplo clásico de sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco.La evaporación es el proceso físico por el cual una sustancia en estado líquido pasa al estado gaseoso, tras haber adquirido energía suficiente para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, este proceso se produce a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más elevada aquélla. No es necesario que toda la masa alcance el punto de ebullición.La extracción es un procedimiento de separación de una sustancia que puede disolverse en dos disolventes no miscibles entre sí, con distinto grado de solubilidad y que están en contacto a través de una interfase. La relación de las concentraciones de dicha sustancia en cada uno de los disolventes, a una temperatura determinada, es constante.La centrifugación es un método por el cual se pueden separar sólidos de líquidos de diferente densidad mediante una centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento rotatorio con una fuerza de mayor intensidad que la gravedad, provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad.La Cromatografía es una técnica que permite separar los componentes de una mezcla haciéndola pasar a través de un medio adsorbente (adhesión a una superficie). Una de las más sencillas es la cromatografía en papel que emplea como medio adsorbente papel filtro y como solvente un líquido.Los distintos componentes se separan debido a que cada uno de ellos manifiesta diferentes afinidades por el papel filtro o por el disolvente.El Tamizado es un método de separación, es uno de los más sencillos y consiste en hacer pasar una mezcla de sólidos, de distinto tamaño, a través de un tamiz. Los granos más pequeños atraviesan el tamiz y los más grandes son retenidos.La Destilación es una técnica utilizada para purificar un líquido o separar los líquidos de una mezcla líquida. Comprende dos etapas: transformación del líquido en vapor y condensación del vapor.

Mezclas homogéneasLas mezclas homogéneas son mezclas que tienen una apariencia uniforme, de composición completa y no se diferencian sus componentes o sustancias. Muchas mezclas homogéneas son comúnmente llamadas disoluciones. Las partículas de estas son tan pequeñas que no es posible distinguirlas visualmente sin ser magnificadas.

Mezcla homogénea es aquella que solo presenta una fase, tiene el mismo aspecto y las mismas propiedades a través de toda ella y no se ven las partículas que la forman.Existen cinco tipos de mezclas homogéneas que son:

sólido - sólido líquido - sólido líquido - líquido gas - líquido gas - gas

Las características de las mezclas homogéneas son: su aspecto uniforme (homogéneo) en todas sus partes, sus componentes no se distinguen a simple vista no sedimentan atraviesan todos los filtros sus componentes se pueden separar por métodos quimicos o fisico-quimicos

 

Agentes contaminantes quimicosAGENTES CONTAMINANTES QUÍMICOS

Los contaminantes químicos están constituidos por materia inerte orgánica o

inorgánica, natural o sintética (gases, vapores, polvos, humos, nieblas). Es

decir, se les designa contaminantes químicos a todas las sustancias que alteran

la conformación química de los componentes del medio. Esta modificación

química puede llegar a afectar a los demás seres vivos. Como por ejemplo de

ese tipo de contaminantes podemos citar gases tóxicos, metales pesados,

halógenos, ácidos orgánicos e inorgánicos, compuestos muy alcalinos,

insecticidas, cianuros.

La siguiente clasificación es de los tipos de contaminantes químicos: sólidos,

líquidos y gaseosos.

Sólidos

•      POLVOS (Sílice, asbestos, algodón, lino, madera, substancias inertes,

óxidos metálicos, talco, metales, granos, etc). Suspensión en el aire de

partículas sólidas de tamaño pequeño, procedentes de la manipulación,

molienda, pulido, trituración, etc., de materiales sólidos orgánicos o

inorgánicos (minerales, rocas, carbón, madera, granos, etc.). Su tamaño es muy

variable y su forma irregular.

•       HUMO (carbón, asfalto, petróleo). Suspensión en el aire de partículas

sólidas, carbón y hollín, procedentes de la combustión incompleta.

•       HUMO METALICO (Cromo, hierro, níquel, titanio, plata, plomo, magnesio,

etc.). Suspensión en el aire de partículas sólidas procedentes de una

condensación en estado gaseoso originado por la sublimación o fusión de

metales.

Líquidos

•       NIEBLA (Ácido cianhídrico, ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido

crómico, aceite mineral, etc.). Dispersión de aire de pequeñas gotas liquidas,

generalmente visibles a simple vista, originadas por condensación del estado

gaseoso o por dispersión de un líquido, mediante salpicaduras, atomización,

ebullición o borboteo.

•       BRUMA. Suspensión de aire de pequeñas gotas de líquido visibles a simple

vista producidas por un proceso de condensación del estado gaseoso.

•       SMOG. Derivado del humo y la bruma, aplicable a contaminaciones

atmosféricas debidas a aerosoles y originado por la combinación de causas

naturales e industriales.

Gaseosos

•       GAS. (Monóxido de carbono, dióxido de carbono, cloro, ozono, etc.).

Substancias que en las condiciones establecidas de presión y temperatura se

encuentran en estado gaseoso.

•       VAPOR. (Hidrocarburos aromáticos, cíclicos y alifáticos, cetonas,

alcoholes, etc.) Substancias que en las condiciones establecidas de presión y

temperatura se encuentran en estado sólido o líquido.

Algunas de las enfermedades profesionales producidas por los agentes

químicos se pueden clasificar en, enfermedades producidas por:

•      Polvos.

•      Compuestos orgánicos.

•      Compuestos inorgánicos.

El pH y el pOH

El pH

El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración

de iones hidronio[H3O+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa

"potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n.

= peso;potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado

por el químico danés  Sørensen, quien lo definió como el logaritmonegativo de base 10 de

la actividad de los ioneshidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que

resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas,

en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la

concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 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 (el valor del exponente de la concentración es mayor, por que hay

más protones en la disolución) , y básicaslas que tienen pH mayores a 7. El pH = 7

indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es 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 H3O+, tenemos

que:

Kw = [H3O+]·[OH–]=10–14 en donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH−]

la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del

agua, que vale 10−14.

Por lo tanto,

log Kw = log [H3O+] + log [OH–]

–14 = log [H3O+] + log [OH–]

14 = –log [H3O+] – log [OH–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura,

un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará

relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medida del pH

Dependiendo del pH del suelo la Hortensia (Hydrangea) puede poseer flores rosas o

azules. En suelos ácidos (pH <> 7) son rosas.[1]

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también

conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos

electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un

electrodo de vidrio que es sensible al ión 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. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del

grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como indicadores

cualitativospara la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el

indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja

de metilo.

A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1

hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por

ejemplo el ácido de bateríade automóviles tiene valores cercanos de pH menores

que uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.

Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC.

A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a

la constante de equilibrio del agua(Kw).

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más

usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH

determina muchas características notables de la estructura y actividad de las

biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno como el logaritmo

negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones

hidrógeno. Esto es:

El pOH

El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido.

Esto es, la concentración de iones OH-:

pOH = − log10.[OH − ]

En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de ladisociación del agua:

H2O ↔ H+ + OH-

o también,

2H2O ↔ H3O+ + OH-

Por ejemplo, una concentración de [OH-] = 1×10-7 M(0,0000001 M) es simplemente un pOH de

7 ya que : pOH = -log[10-7] = 7

Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa,

siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH

menores a 7.

Por lo tanto,

pH + pOH = 14

Ejercicios

Determinar el pH y pOH de las siguientes disoluciones consideradas como electrolitos fuertes:

a) HCl 0,43 M b) HNO32,7·10-3 M c) HBr 7,9·10-5 Md) H2SO44·10-6 M e) HI 7,2·10-4 M f) NaOH 4,7·10-5 Mg) KOH 9,4·10-4 M h) Ba(OH)22,5·10-3 M i) LiOH 3,6·10-2 Mj) NaOH 4,2·10-6 M

La molaridad es igual a los números de moles dividido volumen en litros de solución. Ej. cual es la molaridad de una solución de 100g de HCl, en 200 ml de H2O? Resolución: Nro de Moles es igual alos 100 g / PM(para el caso del HCl, PM = 36 g/mol) Nro de Moles =2.77moles M(molaridad)=2.77/0.2 Msol=0.36molar

Es una unidad quimica de concentración de soluciones. Se representa con la letra M, e indica nº de moles de soluto por litro de solución. M= moles de soluto/litro de solución Ej: cual es la molaridad de una solución de ácido clorhídrico que contiene 50 g de soluto en 400ml de solución? 

Rta: 36g de ácido es un mol, 50 g equvalen a 1,89 moles. 1,89 moles están en 400 ml, en 1000ml X=4,5 M

¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 gr de Metanol (p.m 32 gr/mol) en 500 ml de solución?

Metanol = 64 gr.p.m. = 32 gr / mol. 500 ml solución = 0.5 litros.

M = 64 gr / 32 gr / mol / 0.51 = 4 Molar.

Ejemplos de cálculos relacionados con la molaridad.

 Ejercicio 1. Calcule la molaridad de una solución que contiene 6.00 g de NaCl (MM 58.44) en 200 ml de solución.

 

 Ejercicio 2. Calcule el número de moles y el número de gramos de KMnO4 (MM 158.0) en 3.00 litros de una solución 0.250 M.

 Ejercicio 3. Cuántos mililitros de H2SO4 concentrado al 95% (r = 1.84 g/mL) se necesitarán para preparar 2.5 l de solución 2 M de este ácido.

 El número de gramos de H2SO4 necesarios será:

 

 en cada mL de H2SO4 hay:

 Y la cantidad de mL necesarios será:

  

 la molalidad se rrepresenta con un "m" y es una forma de calcular la concentracion y es m=moles de soluto/Kg de solvente y se utiliza porque en esta forma de concentracion no afecta el cambio de volumen que provoca la Temperatura. 

y por ejemplo 

calcula la molalidad de una solucion con 4g de NaCl en 400ml de H2O 

el peso molecular dl NaCl es 54.8g/mol, si tenemos 4g de NaCl ps lo convertimo a mol 

4g d NaCl(1mol de NaCl/54.8g)=0.073mol deNaCl 

y la densidad del agua es 1g/ml, asi k podemos decir k tenemos 400g de H2O o 0.4Kg de H2O 

y ya solo lo calculcamos con la formula 

m=0.073mol de NaCl/0.4Kg de H2O=0.18m 

Se tiene una solución  2 % m / V. Hallar la molalidad  si el PM del soluto es 56 g/mol y la densidad de la solución 1,05 g / ml.

Las moles de soluto se hallan 2 g / 56 g / mol = 0,036 mol

Para hallar la masa de solvente primero se debe conocer la masa de solución:

Masa de solución =  100 ml x 1,05 g / ml = 105 g

Masa solvente = 105 g – 2 g = 103 g = 0,103 Kg

molalidad = 0,036 moles / 0,103 Kg = 0,35 m

Si el dato de la solución fuera porcentaje masa / masa:

2 % m / m = 2 g soluto / 100 g solución = 2 g soluto  / 98 g solvente = 2 g / 0,098 Kg solvente =

2g /56g/mol / 0,098 Kg = 0,036 moles / 0,098 Kg = 0,37 m

Molalidad

  La concentración molal o molalidad, se abrevia como m y se define como el número de moles de soluto por

kilogramo de solvente. Se expresa como:

Ejemplo N° 17

Calcular la concentración molal de una solución que contiene 18 g de NaOH en 100 mL de agua. Puesto que la densidad del agua es 1 g/mL, 100 mL de agua = 100 g de agua:

Enlace iónico

El enlace iónico se produce por transferencia de electrones entre un metal, capaz de ceder electrones, y un no metal, capaz de captarlos. Es decir, entre átomos con electronegatividades muy diferentes. Por ejemplo el cloruro de sodio se forma:

Na - 1 e-  Na+

Cl + 1 e-   Cl-Las fuerzas de atracción electrostática entre iones de diferente signo dan lugar al enlace iónico. Se denomina electrovalencia o valencia iónica al número de electrones intercambiados por cada elemento en un enlace iónico.

Vídeo en el que se explica la formación de un enlace iónicoRedes cristalinasEn un compuesto iónico cada ion se rodea de un número de iones de signo contrario que se disponen en el espacio formando redes cristalinas, cuya estructura geométrica depende del tamaño de los iones y de su carga. Por ejemplo, el NaCl forma una red cúbica centrada en las caras, mientras que en el cloruro de cesio la red es cúbica centrada en el cuerpo.

Energía reticularLa formación de redes cristalinas se puede justificar energéticamente. Si consideramos el proceso de formación de iones para el NaCl:

Na - 1 e-  Na+

Cl + 1 e-   Cl-

E = 495,0 kJ/mol

E = -349,5 kJ/molEl balance energético para la formación del cloruro de sodio sería de + 145,5 kJ/mol, luego el sistema no se estabilizaría. Al formarse el cristal por atracción electrostática entre los iones, se libera una cantidad de energía, denominada energía de red o energía reticular que hace que el balance energético total sea negativo.

Na - 1 e-  Na+ E = 495,0 kJ/mol

Cl + 1 e-   Cl-

Na+ + Cl-   NaCl

E = -349,5 kJ/mol

E = -765,0 kJ/molET = -619,5 kJ/mol

La energía reticular se define como la energía que se desprende al formarse un mol de un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. Un cristal será tanto más estable cuanto mayor sea su energía reticular.

Enlace covalente

El enlace covalente se produce por compartición de electrones entre elementos no metálicos o con el hidrógeno, entre átomos de electronegatividades semejante. Se llama covalencia o valencia covalente al número de electrones compartidos por cada elemento en un compuesto covalente, que coincide con el número de electrones desapareados del átomo.

Estructuras de Lewis para el enlace covalente

Lewis representó cada átomo con su símbolo rodeado de puntos que representan los electrones del último nivel. Por ejemplo, la estructura de Lewis para el agua sería:

H: 1s1 Covalencia 1

O: 1s2 2s2 2p4 Covalencia 2El oxígeno comparte un electrón con cada uno de los hidrógenos, dando lugar a dos enlaces covalentes.

En algunas moléculas el par de electrones del enlace es aportado por un sólo átomo, se trata de un enlace covalente que se denomina coordinado o dativo, por ejemplo, la formación de el ion amonio se puede explicar mediante la combinación de un ion H+, con un orbital libre y una molécula de amoniaco, con un par de electrones sin compartir.

H: 1s1 Covalencia 1

N: 1s2 2s2 2p3 Covalencia 3El nitrógeno comparte un electrón con cada uno de los hidrógenos, dando lugar a tres enlaces covalentes, el par de electrones libres del nitrógeno, puede utilizarse para dar un enlace dativo y formar el ion amonio.

Para muchas moléculas la estructura de Lewis puede representarse fácilmente, pero en el caso de moléculas complejas, resulta útil aplicar unas reglas que ayudan a diseñarlas:

Se suman los electrones de valencia de cada átomo, si es una anión se suma un electrón por cada carga negativa y si es un catión se resta un electrón por cada carga (A)

Se suman los electrones que caben en la capa de valencia de cada átomo (N)

El número total de electrones compartidos (S) resulta de restar N - A Se coloca el átomo central, el menos electronegativo y nunca el

hidrógeno, y alrededor los demás átomos de la forma más simétrica posible.

Se ponen los electrones compartidos enlazando los átomos El resto de electrones se distribuye por los átomos hasta completar

el octeto.

Ejemplo: Dibujar la estructura de Lewis del dióxido de carbono (CO2)

CO2 C: 1s2 2s2 2p2 O: 1s2 2s2 2p4

nº de electrones de valencia (A) = 4 + 2 . 6 = 16

nº de electrones para completar el octeto (N) = 8 + 2 . 8 = 24

nº de electrones compartidos (S) = N - A = 24 -16 = 8 (4 enlaces)

nº electrones que no forman enlace = 16 - 8 = 8 (se distribuyen hasta completar los octetos)

Resonancia

En algunos casos la estructura real de la molécula se describe mejor por el conjunto formado por varias estructuras de Lewis, a cada una de las estructuras se le conoce como forma resonante. Por ejemplo, la molécula de ozono (O3), puede describirse mediante dos formas resonantes equivalente. El enlace entre los átomos de oxígeno no es ni doble ni simple.

Estructura de Lewis

Ejemplo del diagrama de puntos en estructura de Lewis, entre carbono C,hidrógeno H, y oxígeno O, representados según la

estructura de Lewis.

La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante para predecir estabilidades relativas.

Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.

Moléculas[

Las moléculas más simples, entre las cuales se encuentran las moléculas orgánicas, deben presentar un átomo central, en algunos casos el átomo central es el carbono debido a su baja electronegatividad, luego éste queda rodeado por los demás átomos de las otras moléculas. En moléculas compuestas por varios átomos de un mismo elemento y un átomo de otro elemento distinto, éste último se utiliza como el átomo central, lo cual se representa en este diagrama con 4 átomos de hidrógeno y uno de silicio. El hidrógeno también es un elemento exceptuante, puesto que no debe ir como átomo central.

reacción de átomos de hidrógeno y silicio en modelo de Lewis

En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en general cuando todos los átomos de los elementos del compuesto aparecen más de una vez.

Electrones de ValenciaEl número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo.

La valencia que se toma como referencia y que se representa en el diagrama es la cantidad de electrones que se encuentran en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su configuración electrónica.

Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en el modelo a estructurar.

Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener un octeto de electrones. Los átomos entre sí deben quedar unidos por enlaces; un par de electrones forma un enlace entre los dos átomos. Así como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo ahora tiene dos electrones más en su última capa.

Fuera de los compuestos orgánicos, solo un porcentaje menor de los compuestos tiene un octeto de electrones en su última capa. Compuestos con más de ocho electrones en la representación de la estructura de Lewis de la última capa del átomo, son llamados hipervalentes, y son comunes en los elementos de los grupos 15 al 18, tales como el fósforo, azufre, yodoy xenón.

Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera es ubicada entre corchetes, y la carga se escribe como un exponente en el rincón derecho superior, fuera de los corchetes.

La regla del octetoLa regla del octeto, establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia. Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble). Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.

Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.

Excepciones a la regla del Octeto.

El hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia la cual puede aceptar como máximo dos electrones, junto con el berilio que se completa con una cantidad de cuatro electrones y el boro que requiere de seis electrones para llevar a cabo esta función, de modo en que se elude a la normativa que especifica que todo elemento se completa con 8 electrones a su disposición. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en subniveles.

Carga formal En términos de las estructuras de Lewis en general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:

Cf = Nv - Ue - Bn , donde:

Cf es la carga formal.

Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre.

Ue representa el número de electrones no enlazados.

Bn representa el número total de electrones de enlace, esto dividido entre dos.

La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el número de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a él en la estructura. El total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.

Alcoholessábado, 25 de junio de 2011

introducciónLa Química Orgánica es la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que contienen carbono formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno, algunos grupos funcionales son : alcohol, éter , aldehído, cetona, entre otros. En este presente trabajo  les daremos a conocer sobre la química orgánica con respecto a un grupo funcional los  Alcoholes, bueno estos son en un sentido general, tanto ácidos, como básicos. Este doble carácter queda patente por la tendencia de las moléculas de alcohol  a asociarse a través de puentes de hidrógeno  , Los alcoholes pueden ser primarios, secundarios, o terciarios, en función del número de átomos de hidrógeno sustituidos en el átomo de carbono al que se encuentran enlazado el grupo hidroxilo y a su vez podemos encontrar sobre su clasificación según el número  de grupos hidroxilos.

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viernes, 24 de junio de 2011

Alcoholes

Los alcoholes son  compuestos orgánicos que contienen un grupo hidróxilo (-OH), que se encuentra unido a una cadena hidrocarbonada a través de un enlace covalente a un átomo de carbono con hibridación sp3, mientras que los compuestos que poseen un grupo hidróxilo unido a uno de los átomos de carbono de un doble enlace se conocen como enoles, y los compuestos que contienen un grupo hidróxilo unido a un anillo de benceno se llaman fenoles

Publicado por grupoalcholes en 9:11 No hay comentarios: Enviar por correo electrónicoEscribe un blogCompartir con TwitterCompartir con FacebookCompartir en Pinterest

clasificación de los alcoholes

Los alcoholes se clasifican en primarios, secundarios y terciarios, dependiendo del carbono funcional al que se una el grupo hidroxilo.

Alcohol primario: se utiliza la Piridina (Py) para detener la reacción en el aldehído Cr03 / H+ se

denomina reactivo de Jones, y se obtiene un ácido carboxílico.

Alcohol secundario: se obtiene una cetona + agua.

Alcohol terciario: si bien se resisten a ser oxidados con oxidantes suaves, si se utiliza uno

enérgico como lo es el permanganato  de  potasio, los alcoholes terciarios se oxidan dando como

productos una cetona con un número menos de átomos de carbono, y se libera metano.

Y a su vez los alcoholes se pueden clasificar según el número de grupos hidroxilos que contenga el compuesto:-      Monoalcohol o Monol: Son  alcoholes que tienen un solo grupo hidroxilo (–OH), y son aquellos que pueden clasificarse como alcoholes primarios, secundarios y terciarios.

  -   Polialcoholes : Son compuestos que tienen dos o más grupos hidroxilos (–OH).

Nomenclatura de alcoholes 1. Se elige como cadena principal la de mayor longitud que contenga el grupo -OH.

 2.  Se numera la cadena principal para que el grupo -OH tome el localizador más bajo.  El grupo hidroxilo tiene preferencia sobre cadenas carbonadas, halógenos, dobles y triples enlaces.

 3. El nombre del alcohol se construye cambiando la terminación -o del alcano con igual número de carbonos por -ol

 4. Cuando en la molécula hay grupos grupos funcionales de mayor prioridad, el alcohol pasa a serun mero sustituyente y se llama hidroxi-.  Son prioritarios frente a los alcoholes: ácidos carboxílicos, anhídridos, ésteres, haluros de alcanoilo, amidas, nitrilos, aldehídos y cetonas.

5. El grupo -OH es prioritario frente a los alquenos y alquinos.  La numeración otorga el localizador más bajo al -OH y el nombre de la molécula termina en -ol.

Usos 

Los alcoholes se utilizan como productos químicos intermedios y disolventes en las industrias de textiles, colorantes, productos químicos, detergentes, perfumes, alimentos, bebidas, cosméticos, pinturas y barnices. Algunos compuestos se utilizan también en la desnaturalización del alcohol, en productos de limpieza, aceites y tintas de secado rápido, anticongelantes, agentes espumígenos y en la flotación de minerales.    

PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ALCOHOLES 

se basan principalmente en su estructura. El alcohol esta compuesto por un alcano y agua. Contiene

un grupo hidrofóbico (sin afinidad por el agua) del tipo de un alcano, y un grupo hidroxilo que es

hidrófilo (con afinidad por el agua), similar al agua. De estas dos unidades estructurales, el grupo –OH

da a los alcoholes sus propiedades físicas características, y el alquilo es el que las modifica,

dependiendo de su tamaño y forma.

PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ALCOHOLES Reacción como bases El grupo hidroxilo de los alcoholes puede ser reemplazado por diversos aniones ácidos reaccionando, por lo tanto, como una base según la ecuación general siguiente, en la que se obtiene un haluro de alquilo como producto: H2 R - OH + H - X  → R - X + O

Solubilidad :

Puentes de hidrógeno: La formación de puentes de hidrógeno permite la asociación entre las moléculas de alcohol. Los puentes de hidrógeno se forman cuando los oxígenos unidos al hidrógeno en los alcoholes forman uniones entre sus moléculas y las del agua. Esto explica la solubilidad del metanol, etanol, 1-propanol, 2-propanol y 2 metil-2-propanol.

alcohol-alcohol alcohol-agua

A partir de 4 carbonos en la cadena de un alcohol, su solubilidad disminuye rápidamente en agua, porque el grupo hidroxilo (–OH), polar, constituye una parte relativamente pequeña en comparación con la porción hidrocarburo. A partir del hexanol son solubles solamente en solventes orgánicos.

1 propanol Hexanol

Los puntos de ebullición de los alcoholes también son influenciados por la polaridad del compuesto y la cantidad de puentes de hidrógeno. Los grupos OH presentes en un alcohol hacen que su punto de ebullición sea más alto que el de los hidrocarburos de su mismo peso molecular. En los alcoholes el punto de ebullición aumenta con la cantidad de átomos de carbono y disminuye con el aumento de las ramificaciones

Deshidratación de alcoholes

La deshidratación de alcoholes es el proceso químico que consiste en la conversión de un alcohol en un alqueno por proceso de eliminación. Para realizar este procedimiento se utiliza un ácido mineral para extraer el grupo  hidroxilo (OH) desde el alcohol, generando una carga positiva en el carbono del cual fue extraído el OH el cual tiene una interacción  eléctrica con los electrones más cercanos (por defecto, electrones de un hidrógeno  en el caso de no tener otro sustituyente) que forman un doble enlace en remplazo.

Por esto, la deshidratación de alcoholes útil, puesto que fácilmente convierte a un alcohol en un alqueno.

Un ejemplo simple es la síntesis del ciclohexeno por deshidratación del ciclohexanol. Se puede ver la acción del ácido (H2SO4) ácido sulfúrico el cual quita el grupo hidroxilo del alcohol, generando el doble enlace y agua.

Anexo : estos son algunos de los alcoholes más usados a nivel mundial.

Alcohol

Forma estructural

Metanol

Etanol

Propanol

Butanol

 átomo

ISTOCKPHOTO/THINKSTOCK

El concepto moderno (Teoría atómica moderna) que hoy todos tenemos sobre lo que es un átomo proviene de

distintos sectores de los campos de la física y la química. Las primeras ideas al respecto surgieron en la

Antigua Grecia, desde las ciencias y la filosofía, que luego se desarrollaron por completo en la química de los

siglos XVIII y XIX. Desde la época de los antiguos griegos hasta nuestros días, hemos reflexionado

profundamente acerca de qué cosa está hecha la materia.

Hoy sabemos que los átomos son la unidad mínima de una sustancia, lo que compone toda la materia común

y ordinaria. Si los átomos de una sustancia se dividen, la identidad de esa tal puede destruirse y cada sustancia

tiene diferentes cantidades de átomos que la componen. A su vez, un átomo está compuesto de un

determinado número de 3 tipos de partículas: los protones, los neutrones y los electrones.

Ubicándose en la parte central de los átomos (en el núcleo del átomo) se encuentran los protones y los

neutrones, que tienen un peso mayor que el de los electrones, los cuales se ubican en una especie de órbita

alrededor del núcleo. Los protones y los neutrones tienen casi que la misma masa y dentro de cada átomo,

existe siempre la misma cantidad de protones y electrones.

Ver más: 10 cosas que distinguen a los genios

La composición de los átomos: términos importantes:

ISTOCKPHOTO/THINKSTOCK

Núcleo

Es el centro del átomo, es la parte más pequeña del átomo y allí se conservan todas sus propiedades químicas.

Casi que toda la masa del átomo reside en el núcleo.

Protones

Son uno de los tipos de partículas que se encuentran en el núcleo de un átomo y tienen carga positiva (masa =

1.673 x 10-24 gramos). Fueron descubiertos por Ernest Rutherford entre 1911 y 1919. Como hemos visto en

nuestro sección de química, al analizar cada uno de los elementos de la tabla periódica, el número de protones

de cada átomo define qué elemento químico es, ésto se conoce como “peso atómico”. Los protones están

compuestos de partículas aún más diminutas conocidas como quarks o cuarks.

Electrones

Éstas son las partículas que orbitan alrededor del núcleo de un átomo, tienen carga negativa y son atraídos

eléctricamente a los protones de carga positiva (masa = 9.10 x 10-28 gramos).

Neutrones

Los neutrones son partículas ubicadas en el núcleo y tienen una carga neutra (masa = 1.675 x 10-24 gramos).

La masa de un neutrón es ligeramente más grande que la de un protón y al igual que éstos, los neutrones

también se componen de quarks.

Isótopos

La cantidad de neutrones en un núcleo determina el isótopo de cada elemento. Así por ejemplo el hidrógeno

tiene tres isótopos conocidos: protio, deuterio y tritio.

GENERALIDADES DEL ATOMO

Atomo: unidad mas pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y no se puede dividir mediante procesos químicos. estructura atomica: protón: particula subatomica con carga + neutrón:particula subatomica sin carga electrón: particula subatomica con carga - elemento quimico: sustancia que no puede ser descompuesta mediante una reacción química. sustancias formadas por moléculas de 1 solo tipo e.i. O,O2,O3 # atómico: # de protones # masa: # de protones + neutrones elementos en los seres vivos CHON enlace químico: unión entre 2 o + átomos para formar moléculas. enlace iónico: unión entre un metal y un no metal, con una diferencia de electronegatividad mayor o igual de 1,7. (el mas electro negativo le quita el e- a el menos) electronegatividad: medida de atracción de un átomo hacia otro para robarle e- a otro átomo. enlace covalente: unión entre 2 atomos no metalicos con una diferencia de electronegatividad menor de 1.7 se produce cuando hay polaridad. la unión no es suficientemente grande. energía de enlace: es la desprendida cuando se forma un enlace a partir de los atomos que la conforman. los enlaces fuertes son mas estables como el iónico y covalente. los débiles como los de puentes H. masa formula: es la suma de todos los atomos que aparecen en la formula. isotopo: atomo de un mismo elemento con diferente masa atómica por que tienen diferente # de neutrones. moléculas: partes + peq de la materia que puede existir de forma libre, racimos de atomos que se mantienen juntos mediante enlaces (fzas de atracción). compuesto: sustancias formadas por moléculas de diferentes clases de atomos. valencia: capacidad que tiene un átomo de formar enlaces, # de e- que estan siendo compartidos ya sean sedidos o aceptados por un atomo. ion:especie quimica de un atomo o molécula cargada electricamente ya sea + ó - catión: especie quimica de un átomo o molécula con carga +, se da por pérdida de e- anión: especie quimica de un atomo o molecula con carga-, se da por ganancia de e- BK: ciencia que estudia todos los componentes quimicos de los seres vivos (las bases de la vida): proteínas, Carbohidratos, lipidos y ac. nucleicos. todo ser vivo contienen C y en general: CHONPS célula: unidad morfologica y funcional de todo ser vivo. elemento de menor tamaño que puede considerarse como ser vivo. unicelulares: org. vivos que poseen 1 cel i.e. protozoarios y bacterias. pluricelulares: orgs. vivos que poseen un # variable de cels. componentes celulares: peroxisomas: solo en cels vegetales, espféricos con mb y tienen enzimas metabólicas importantes (catalasa y peroxidasa), detoxifica la cel por que cataboliza la degradacion de peroxido de H (H2O2) y radicales libres que

pueden dañar componentes cels. vacuolas: son sacos de fluidos en la cel vegetal, tiene una mb llamada tonoplasto con una solución de sales minerales, azucares y a.a.s almacena muchos compuestos: almacen temporal de azucares y a.a.s, poseen enzimas y pueden funcionar como lisosomas, contienen antocianina que es un pigmento que le da color. cloroplastos: es donde se realiza la fotosintesis, limitados por una envoltura formada por 2 mbs llamadas tilacoides y estromas. contienen las molecs necesarias para convertir la energia luminosa en energia quimica por medio de 2 fases: fase luminosa y obscura. fase luminosa: se lleva acabo en los tilacoides, es la responsable de la conversion de E luminosa a E quimica y generar NADPH fase oscura: se lleva a cabo en el estroma y es responsable de la fijacion del CO2 mediante el ciclo de Calvin. fotosintesis: proceso por el cual las plantas, algunas bacterias y protistas usan la E de la luz del sol para prod CHOs, en el cual en la respitacion cel se convierte en ATP. el H2O entra a la raiz y es llevado a las hojas por cels llamadas xilema y floema. el CO 2 entra por una apertural llamada estroma que se encuentra flanqueado por 2 cels.

LEY DE AVOGADRO

Relación entre la cantidad de gas y su volumen

Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles.

El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:

•Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen.•Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.

¿Por qué ocurre esto?

Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las

paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.

Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de Avogadro así:

(el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)

Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:

que es otra manera de expresar la ley de Avogadro.

Ejemplo:

Sabemos que 3.50 L de un gas contienen 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 1.40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes)

Solución: Usamos la ecuación de la ley de Avogadro : V1n2 = V2n1

(3.50 L) (1.40 mol) = (V2) (0.875 mol)

Comprueba que si despejamos V2 obtenemos un valor de 5.60 L

Amadeo Avogadro (1776-1856)

Químico y físico italiano. Nació el 9 de junio de 1776 en Turín, Italia y murió el 9 de julio de 1856.

En 1792 se graduó como doctor en derecho canónico, pero no ejerció. En vez de ello, mostró verdadera pasión por la física y la química, y una gran destreza para las matemáticas. 

Recapacitando sobre el descubrimiento de Charles (publicado por Gay -Lussac) de que todos los gases se dilatan en la misma proporción con la temperatura decidió que esto debía implicar que cualquier gas a una temperatura dada debía contener el mismo número de partículas por unidad de volumen. Avogadro tuvo la precaución de especificar que las partículas no tenían por qué ser átomos individuales sino que podían ser combinaciones de átomos (lo que hoy llamamos moléculas).

Con esta consideración pudo explicar con facilidad la ley de la combinación de volúmenes que había sido anunciada por Gay-Lussac y, basándose en ella, dedujo que el oxígeno era 16 veces más pesado que el hidrógeno y no ocho como defendía Dalton en aquella época.

Enunció la llamada hipótesis de Avogadro: iguales volúmenes de gases distintos contienen el mismo número de moléculas, si ambos se encuentran a igual temperatura y presión.

Ese número, equivalente a 6,022· 1023, es constante, según publicó en 1811. Como ha ocurrido muchas veces a lo largo de la historia las propuestas de Avogadro no fueron tomadas en cuenta, es más, Dalton, Berzelius y otros científicos de la época despreciaron la validez de su descubrimiento y la comunidad científica no aceptó de inmediato las conclusiones de Avogadro por tratarse de un

descubrimiento basado en gran medida en métodos empíricos y válido solamente para los gases reales sometidos a altas temperaturas pero a baja presión.

Sin embargo, la ley de Avogadro permite explicar por qué los gases se combinan en proporciones simples.

Fue su paisano Cannizaro quién, 50 años más tarde, se puso a su favor y la hipótesis de Avogadro empezó a ser aceptada. A partir de entonces empezó a hablarse del número Avogadro.

La EntalpíaLa entalpía es la cantidad de energía calorífica de una sustancia.

En una reacción química, si la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes se libera calor y decimos que es una reacción exotérmica. Si la entalpía de los productos es mayor que la de los reactantes se toma calor del medio y decimos que es una reacción endotérmica. El cambio de entalpía se denomina ΔH y se define como:

ΔH = ΔHproductos - ΔHreactantes

La entalpía de formación (ΔHf0) es la variación de energía calorífica en la reacción de formación de un mol de un

compuesto a partir de sus elementos en sus fases estándar en condiciones depresión y temperatura estándar ambientales (TPEA), que son temperatura de 298 K (25 ºC) y presión de 100 kPa (∼ 1 atm.).

La entalpía de formación de un elemento es cero por definición.

Ejemplo 1: En las tablas encontramos que ΔHf0(CO2) = -394 kJ/mol, esto indica que ΔH para la reacción:

C(s) + O2(g) → CO2(g)        en condiciones TPEA es -394 kJ/mol

Ejemplo 2: En las tablas encontramos que ΔHf0(CO) = -111 kJ/mol, esto indica que ΔH para la reacción:

C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) en condiciones TPEA es -111 kJ/mol

Por combinación de las ΔHf0 podemos determinar entalpías de reacción de otras reacciones distintas, puesto que

la entalpía es una función de estado (sólo depende de los estados inicial y final, no del camino recorrido)

La ΔH de la reacción   CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) será:ΔH0 = ΔHproductos - ΔHreactantes = ΔHf

0(CO2) - ΔHf0(CO) = -283 kJ/mol

Clasificación de la química1.-Química General: Es la  ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. 

2.-.-Química Especial: Es aquella que estudia la Química tanto orgánica como inorgánica y la química analítica , a su vez se divide en. Química Inorgánica: se la llama también mineral porque estudia todos los elementos químicos que componen los cuerpos sin vida. Ej. Hierro, oro, plata , etc.

Química Organica:Se le da también el nombre de química del carbono estudia el carbono y sus combinaciones con el hidrogeno para formar los hidrocarburos. asi por ejemplo: el estudio del gas doméstico que esta formado por lo primeros 4 gases: metano, etano, propano, y butano.

http://www.youtube.com/watch?v=uvMW_uRuJ2o

Química Analítica: Identifica los elementos que forman un compuesto mediante el análisis cualitativo y cuantitativo.

                                                                  * Análisis Cualitativo: este análisis identifica que clase de                                elementos forman un compuesto.

                              * Análisis Cuantitativo: este analisis identifica que clase de elemntos                                forman un compuesto asi por ejemplo si tenemos la molécula de agua                                decimos que está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de                                 oxígeno                       Bioquímica: estudia las diferentes reacciones químicas que se realizan en el interior   de los seres vivos.

                               3.- Química Aplicada: dentro de esta clasificación anotamos las siguientes

Geología: por medio de los geologos nos ayudan a identificar la composicion de los suelos asi por ejemplo. con las muestras de suelo podemos darnos cuenta que abono necesita para que sea fertil.

Mineralogía: Estudia todos los minerales que se pueden extraer en la corteza terrestre por ejemplo . el oro, plata , estaño , etc.

Petroquímica: estudia el petróleo y sus derivados: cosméticos, acetona, diesel, etc..

CLASIFICACION DE LA QUÍMICA

a) Química General: Estudia las propiedades comunes de todos los cuerpos y las leyes a las que están sometidos los

cambios que en ella se efectúan.

b) Química Aplicada: Estudia las propiedades de cada una de las sustancias en particular, desde el punto de vista útil

medicinal, agrícola, industrial, etc.

c) Química Inorgánica: Estudia las sustancias que provienen el reino minera.

d) Química Orgánica: Estudia principalmente los compuestos que provienen de seres vivos, animales y vegetales.

Subdisciplinas de la químicaLa química cubre un campo de estudios bastante amplio, por lo que en la práctica se estudia cada tema de

manera particular. Las seis principales y más estudiadas ramas de la química son:

Química inorgánica: síntesis y estudio de las propiedades eléctricas, magnéticas y ópticas de los

compuestos formados por átomos que no sean de carbono (aunque con algunas excepciones). Trata

especialmente los nuevos compuestos con metales de transición, los ácidos y las bases, entre otros

compuestos.

Química orgánica: Síntesis y estudio de los compuestos que se basan en cadenas de carbono.

Bioquímica: estudia las reacciones químicas en los seres vivos, estudia el organismo y los seres vivos.

Química física: estudia los fundamentos y bases físicas de los sistemas y procesos químicos. En particular,

son de interés para el químico físico los aspectos energéticos y dinámicos de tales sistemas y procesos.

Entre sus áreas de estudio más importantes se incluyen la termodinámica química, la cinética química,

la electroquímica, la mecánica estadística y laespectroscopia. Usualmente se la asocia también con

la química cuántica y la química teórica.

Química industrial: Estudia los métodos de producción de reactivos químicos en cantidades elevadas, de la

manera económicamente más beneficiosa. En la actualidad también intenta aunar sus intereses iniciales,

con un bajo daño al medio ambiente.

Química analítica: estudia los métodos de detección (identificación) y cuantificación (determinación) de una

sustancia en una muestra. Se subdivide en Cuantitativa y Cualitativa.[cita requerida]

La diferencia entre la química orgánica y la química biológica es que en la química biológica las moléculas

de ADN tienen una historia y, por ende, en su estructura nos hablan de su historia, del pasado en el que se han

constituido, mientras que una molécula orgánica, creada hoy, es sólo testigo de su presente, sin pasado y sin

evolución histórica.42

Además existen múltiples subdisciplinas que, por ser demasiado específicas o bien multidisciplinares, se

estudian individualmente:[cita requerida]

astroquímica es la ciencia que se ocupa del estudio de la composición química de los astros y el material

difuso encontrado en el espacio interestelar, normalmente concentrado en grandes nubes moleculares.

electroquímica  es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la

energía química.

fotoquímica, una subdisciplina de la química, es el estudio de las interacciones

entre átomos, moléculas pequeñas, y la luz (o radiación electromagnética).

magnetoquímica es la rama de la química que se dedica a la síntesis y el estudio de las sustancias de

propiedades magnéticas interesantes.

nanoquímica (relacionada con la nanotecnología).

petroquímica  es lo perteneciente o relativo a la industria que utiliza el petróleo o el gas

natural como materias primas para la obtención de productos químicos.

geoquímica: estudia todas las transformaciones de los minerales existentes en la tierra.

química computacional  es una rama de la química que utiliza computadores para ayudar a resolver

problemas químicos. Utiliza los resultados de la química teórica, incorporados en algún software para

calcular las estructuras y las propiedades de moléculas y cuerpos sólidos. Mientras sus resultados

normalmente complementan la información obtenida en experimentos químicos, pueden, en algunos casos,

predecir fenómenos químicos no observados a la fecha.

química cuántica  es una rama de la química teórica en donde se aplica la mecánica cuántica y la teoría

cuántica de campos.

química macromolecular: estudia la preparación, caracterización, propiedades y aplicaciones de las

macromoléculas o polímeros;

química medioambiental: estudia la influencia de todos los componentes químicos que hay en la tierra,

tanto en su forma natural como antropogénica;

química nuclear o fisica nuclear es una rama de la física que estudia las propiedades y el comportamiento

de los núcleos atómicos.

química organometálica se encarga del estudio de los compuestos organometálicos, que son

aquellos compuestos químicos que poseen un enlace entre un átomo de carbono y un átomo metálico, de

su síntesis y de su reactividad.

química supramolecular es la rama de la química que estudia las interacciones supramoleculares, esto es,

entre moléculas.

química teórica  incluye el uso de la física para explicar o predecir fenómenos químicos. 

_________________________________________________________________________

La ubicuidad de la química en las ciencias naturales hace que sea considerada una de las ciencias básicas. La

química es de gran importancia en muchos campos del conocimiento, como laciencia de materiales, la biología,

la farmacia, la medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.

Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas fundamentales

(electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos atómicos, átomos y moléculas) o

estructuras microscópicas como cristales y superficies.

Desde el punto de vista microscópico, las partículas involucradas en una reacción química pueden considerarse

un sistema cerrado que intercambia energía con su entorno. En procesosexotérmicos, el sistema libera energía

a su entorno, mientras que un proceso endotérmico solamente puede ocurrir cuando el entorno aporta energía

al sistema que reacciona. En la mayor parte de las reacciones químicas hay flujo de energía entre el sistema y

su campo de influencia, por lo cual puede extenderse la definición de reacción química e involucrar la energía

cinética (calor) como un reactivo o producto.

Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales divisiones son:

Bioquímica , constituye un pilar fundamental de la biotecnología, y se ha consolidado como una disciplina

esencial para abordar los grandes problemas y enfermedades actuales y del futuro, tales como el cambio

climático, la escasez de recursos agroalimentarios ante el aumento de población mundial, el agotamiento

de las reservas de combustibles fósiles, la aparición de nuevas formas de alergias, el aumento del cáncer,

las enfermedades genéticas, la obesidad, etc.

Fisicoquímica , establece y desarrolla los principios físicos fundamentales detrás de las propiedades y el

comportamiento de los sistemas químicos.14 15

Química analítica , (del griego ἀναλύω) es la rama de la química que tiene como finalidad el estudio de la

composición química de un material o muestra, mediante diferentes métodos de laboratorio. Se divide en

química analítica cuantitativa y química analítica cualitativa.

Química inorgánica , se encarga del estudio integrado de la formación, composición, estructura y reacciones

químicas de los elementos y compuestos inorgánicos (por ejemplo, ácido sulfúrico o carbonato cálcico); es

decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque éstos pertenecen al campo de la química

orgánica. Dicha separación no es siempre clara, como por ejemplo en la química organometálica que es

una superposición de ambas.

Química orgánica  o química del carbono, es la rama de la química que estudia una clase numerosa

de moléculas que contienen carbono formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno y

otros heteroátomos, también conocidos como compuestos orgánicos. Friedrich Wöhler yArchibald Scott

Couper son conocidos como los padres de la química orgánica.

La gran importancia de los sistemas biológicos hace que en la actualidad gran parte del trabajo en química sea

de naturaleza bioquímica. Entre los problemas más interesantes se encuentran, por ejemplo, el estudio

del plegamiento de proteínas y la relación entre secuencia, estructura y función de proteínas.

Si hay una partícula importante y representativa en la química, es el electrón. Uno de los mayores logros de la

química es haber llegado al entendimiento de la relación entre reactividad química y distribución electrónica de

átomos, moléculas o sólidos. Los químicos han tomado los principios de la mecánica cuántica y sus soluciones

fundamentales para sistemas de pocos electrones y han hecho aproximaciones matemáticas para sistemas

más complejos. La idea de orbital atómico y molecular es una forma sistemática en la cual la formación de

enlaces es comprensible y es la sofisticación de los modelos iniciales de puntos de Lewis. La naturaleza

cuántica del electrón hace que la formación de enlaces sea entendible físicamente y no se recurra a creencias

como las que los químicos utilizaron antes de la aparición de la mecánica cuántica. Aún así, se obtuvo gran

entendimiento a partir de la idea de puntos de Lewis.

Soluciones (o disoluciones) químicas

 

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente

se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los

constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. 

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.

Entonces, reiterando, llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se encuentran en  fase líquida. Es

decir,  las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida,  como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan

en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. 

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y

están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua

Características de las soluciones (o disoluciones): 

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

    soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o

gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se

puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

    solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto.  El solvente es

aquella fase en  que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el

agua.(Ver: El agua como solvente).

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones).

Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas

cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto  y de solvente  de una disolución  se utiliza una magnitud

denominada concentración. 

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas,  sobresaturadas.  

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.  Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100

gramos de agua. 

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.  Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de

mesa  en 100 gramos de agua.  

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto

disuelto.  Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.  

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes

permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.  

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La

sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella

de refresco gaseoso.

Modo de expresar las concentraciones

Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o

solución. También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y

enunidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las

siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

  c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Ejercicio:

Se tiene un litro de solución al 37%. ¿Cuántos litros de agua se tienen que agregar para que quede al 4%?

Resolvamos:

El problema no indica las unidades físicas de concentración. Se supondrá que están expresadas en % P/V.

Datos que conocemos: V = volumen,  C= concentración

V1  = 1 litro

C1  =  37% 

 37%  P/V = significa que hay 37 gramos de soluto en 100 ml de solución (solución = soluto + solvente).

C2  = 4%

V2 =  ¿?

Regla para calcular disoluciones o concentraciones

V1 • C1    =    V2 •  C2

Puede expresarse en:   % P/V

Reemplazando los datos que se tienen del problema, se obtiene:  

Entonces, si tenemos un litro de solución al 37%; para obtener una solución al 4% es necesario tener un volumen de 9,25 litros;

por lo tanto, para saber cuantos litros de agua hay que agregar al litro inicial, hacemos:

V2  –   V1  = Volumen de agua agregado

9,25   –  1   =  8,25 litros

Respuesta:   Se deben agregar 8,25 litros de agua

Unidades químicas de concentración

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:

a) Fracción molar

b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)

c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

 

a) Fracción molar (Xi):  se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y

los moles totales presentes en la solución.

 

 

Ejercicio:

Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál

es la concentración de la solución?

Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la fracción molar expresa la concentración de una

solución en Moles de Soluto o de Solvente por Moles Totales de la Solución.

Solvente: agua (H2O)

Soluto: sal (NaCl)

Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 cm3 (4 litros) de solvente.

Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores significativos: moles de solvente, moles de soluto,

fracción molar de solvente y fracción molar de soluto.

Para el agua, se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).

Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:

Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)

Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:

Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de soluto, podemos calcular las fracciones molares

de solvente y de soluto:

Fracción molar del solvente = Xsolvente

 

Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977

Fracción molar del soluto= Xsoluto

Fracción molar del soluto= 0,00023

Pero sabemos que:

Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1

b) Molaridad (M):  Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella

que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.

Ejercicio:

¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol (masa molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de

solución?

Datos conocidos: metanol 64 g

Masa molar del metanol: 32 g/mol

Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)

Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol.

Si un mol de metanol equivale a 32 g,  64 g equivalen a 2 moles (64/32=2)

Aplicamos la fórmula:

Respuesta: 4 molar

(Ver: PSU: Química; Pregunta 12_2006)

 

c) Molalidad

En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto

que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que

utilizamos.

La definición de molalidad es la siguiente:

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)

Solubilidad

En química, la solubilidad mide la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido.

Algunos líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el

azúcar tiene un límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad adicional en una solución está dejará de solubilizarse,

llamándose a esta solución saturada.

Es la proporción en que una cantidad determinada de una sustancia se disolverá en una cantidad determinada de un

líquido, a una temperatura dada.

En términos generales, es la facilidad con que un sólido puede mezclarse homogéneamente con el agua para

proporcionar una solución química.

Concepto

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gramos (g). de disolvente a

una temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente.

Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un

disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad.

La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un

volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se

depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada.

Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado

de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20º C la solubilidad del cloruro de sodio

(NaCl) en agua es 6 M (molar) y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es 0,009 M (molar). Cuando la solubilidad es

superior a 0,1 M (molar) se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M (molar)

se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la

mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.

Factores que determinan la solubilidad

Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de

choques entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo mismo con la presión.

Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la

solubilidad no se ve afectada por la presión.

Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el

proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura,

y por el contrario, si se desprende calor durante el proceso de disolución, la solubilidad disminuye con la elevación de temperatura.

La presión no afecta a la solubilidad en este caso.

Unidades de medida

Puesto que la solubilidad es la máxima concentración que puede alcanzar un soluto, se medirá en las mismas unidades que la

concentración.

Es habitual medirla en gramos de soluto por litro de disolución (g/l) o en gramos de soluto por cada 100 cc de disolución (%).

Aunque la unidad de medida se parezca a la de la densidad, no es una medida de densidad. En la densidad, masa y volumen se

refieren al mismo cuerpo. En la solubilidad, la masa es de soluto y el volumen es de la disolución, de la mezcla de soluto y

disolvente.

Fuentes Internet:

http://www.educared.net/aprende/anavegar4/comunes/premiados/D/627/sulubilidad/CONCEPTO.HTM

http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap08.htm#_Toc510771221

http://www.educared.net/aprende/anavegar4/comunes/premiados/D/627/

http://encarta.msn.com