temas de quimica secundaria
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Este material aborda los temas de quimica vistos en secundaria, los cuales son:1) TIPOS DE ENLACES 2) NÚMERO ATÓMICO3) Molaridad4) Electrolisis 5) Óxidos 6) Tipos de reacciones 7) Ácidos y bases 8) Iupac9) Balanceo de ecuaciones 10) Corrosión 11) Car. físicas y químicas del h2o12) Tabla periodica13) Tipos de soluciones 14) Métodos para purificar el agua 15) Petroquímica16) Disociación electrolitica17) PH18) Catalizadores (este material fue hecho por mi el 22/AGOSTO/2011)TRANSCRIPT
TITULO
Temas de química
(secundaria)
(DESARROLLO DEL TEMARIO)
QUIMICA
ALUMNO
Lord Assassin
PROFESOR
:vñfl)=sdv=¿’(/
22/AGOSTO/2011
TEMARIO
1) TIPOS DE ENLACES
2) NÚMERO ATÓMICO
3) Molaridad
4) Electrolisis
5) Óxidos
6) Tipos de reacciones
7) Ácidos y bases
8) Iupac
9) Balanceo de ecuaciones
10) Corrosión
11) Car. físicas y químicas del h2o
12) Tabla periodica
13) Tipos de soluciones
14) Métodos para purificar el agua
15) Petroquímica
16) Disociación electrolitica
17) PH
18) Catalizadores
Tipos de enlaces
Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los
tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. A
continuación se describen cada uno de los tipos de enlace y sus características
principales.
Enlace iónico
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de
signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco
electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los
elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este
tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal
(electropositivo).
Enlace covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir
configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados
a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura
de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la
consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no
metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener
lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que
debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un
par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado
por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o
dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por
ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el
átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo
característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos,
independientemente de su número.
ENLACE METÁLICO
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de
coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con
coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal
compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de
cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que
rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces
covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a
un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red
cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los
cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
.
Numero atómico
Los átomos de diferentes elementos presentan distintos números de protones. El
número atómico (que se identifica con la letra Z, por el término alemán zahl) indica
la cantidad de protones que se encuentra presente en el núcleo de un átomo.
Número Atómico o Carga Nuclear (Z):
Nos indica el número de protones contenidos en el núcleo del átomo y determina a qué
elemento pertenece un átomo; es decir, es único para cada elemento, ya que conociendo el
Z se identifica el elemento.
Como en un átomo neutro la cantidad de protones es igual a la de electrones, el Z de un
átomo también describe el número de electrones.
Siendo en un elemento en estado neutro (sin carga eléctrica) el número de protones igual al
de electrones, el número atómico también
define el nivel de llenado de los sucesivos
orbitales electrónicos del átomo, característica
que es la que realmente refleja la tabla
periódica, de suerte que si bien son de esperar
propiedades similares en elementos con
números atómicos consecutivos, no lo es
menos que igual o mayor afinidad en las
propiedades se encuentra entre elementos
verticalmente adyacentes en la tabla. Teniendo
en cuenta la precisión anterior, bien puede
afirmarse que el número atómico define la
mayoría de las propiedades de los elementos
químicos.
El número atómico define la configuración electrónica del átomo y permite el
ordenamiento de los distintos elementos químicos en la tabla periódica, que comienza con
el hidrógeno (Z=1) y sigue con el helio, el litio, el berilio, el boro, el carbono y el
nitrógeno. Es importante tener en cuenta que un átomo no alterado es eléctricamente
neutro: por lo tanto, su número atómico siempre será igual que su número de electrones.
Aunque la tabla periódica de los elementos suele ser atribuida a Dimitri Mendeleiev (quien
Molaridad
La molaridad es una medida de la concentración de un soluto en una disolución, o de
alguna especie molecular, iónica, o atómica que se encuentra en un volumen dado. Sin
embargo, en termodinámica la utilización de la concentración molar a menudo no es
conveniente, porque el volumen de la mayor parte de las soluciones depende en parte de la
temperatura, debido a la dilatación térmica. Este problema se resuelve normalmente
introduciendo coeficientes o factores de corrección de la temperatura, o utilizando medidas
de concentración independiente de la temperatura tales como la molalidad.1
Definición
La concentración molar o molaridad c (o M) se define como la cantidad de soluto por
unidad de volumen de disolución, o por unidad de volumen disponible de las especies:2
Aquí, n es la cantidad de soluto en moles,1 N es el número de moléculas presentes en el
volumen V (en litros), la relación N/V es la densidad numérica C, y NA es el número de
Avogadro, aproximadamente 6,022 . 1023
mol−1
.O más sencillamente: 1 molar = 1 M = 1
mol/litro.
Electrolisis
Es un proceso que tiene lugar cuando se aplica una diferencia de potencial entre dos
electrodos y se realiza una reacción redox. La diferencia de potencial aplicada a los
electrodos depende del electrolito y del material que constituye los electrodos. Las pilas que
producen corriente eléctrica se denominan pilas voltaicas mientras que las pilas que
consumen corriente eléctrica se denominan pilas electrolíticas.
En algunas electrólisis, si el valor de la diferencia de potencial aplicada es tan sólo
ligeramente mayor que el calculado teóricamente, la reacción es lenta o no se produce, por
lo que resulta necesario aumentar el potencial aplicado. Este fenómeno se da cuando en
alguno de los electrodos se produce algún desprendimiento de gas. El potencial añadido en
exceso se denomina potencial de sobretensión.
La cantidad de producto que se forma durante una electrólisis depende de:
a. La cantidad de electricidad que circula a través de la pila electrolítica.
b. De la masa equivalente de la sustancia que forma el electrolito.
La cantidad de electricidad que circula por una celda electrolítica puede determinarse
hallando el producto de la intensidad de la corriente, expresada en amperios por el tiempo
transcurrido, expresado en segundos. Es decir, Q(culombios) = I*t.
Tras efectuar múltiples determinaciones, Faraday enunció las dos leyes que rigen la
electrólisis y que son:
Primera Ley de Faraday: La masa depositada por electrólisis es directamente proporcional
a la cantidad de electricidad que ha circulado.
Segunda Ley de Faraday: Si varias celdas electrolíticas conectadas en serie y provistas de
electrodos inertes son atravesadas por la misma cantidad de corriente eléctrica, las
cantidades de sustancia depositadas en cada electrodo son proporcionales a los
equivalentes-gramo de las sustancias depositadas.
Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de duicha
sustancia depositada por el paso de un culombio. De acuerdo con esta definición podemos
escribir:
m=P I t /(96500 n)
Donde:
m masa en gramos que se han depositado
P peso atómico del elemento
n número de electrones intercambiados
I intensidad de la corriente en amperios
t tiempo en segundos
6500 es el factor de equivalencia entre el Faraday y el Culombio. 1 F= 96500 C
ÓXIDOS
Los óxidos son las combinaciones binarias entre el oxígeno y todos los demás elementos químicos a excepción de los gases nobles y el Flúor.
¿Cómo se formulan?
Los óxidos tienen la siguiente formula, que se aplica a todas las
combinaciones: X2On, donde X es el símbolo del elemento, el 2 corresponde a la
valencia del oxígeno, la O es el símbolo del Oxígeno y la n es la valencia del otro
elemento, sea metal o no metal.
Óxidos Básicos
Provienen de la combinación entre el oxígeno y un metal. Si el metal con el que se
combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y el nombre
del metal con el que se combina.
Óxidos Ácidos
Provienen de la combinación entre el oxígeno y un no metal. Si el no metal
con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras
óxido de, y el nombre del metal con el que se combina acabado en ico.
Tipos de reacciones
Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más
sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman en otras
sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un
ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el
oxígeno del aire con el hierro.
A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones
bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se
comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones,
determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas
cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de
átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), combustión,
solubilización, reacciones redox y precipitación.
Desde un punto de vista de la física se pueden postular dos grandes modelos para las
reacciones químicas: reacciones ácido-base (sin cambios en los estados de oxidación) y
reacciones Redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo, podemos
clasificarlas de acuerdo a el tipo de productos que resulta de la reacción. En esta
clasificación entran las reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de
sustitución simple, de sustitución doble:
Nombre Descripción Representación Ejemplo
Reacción de síntesis
Elementos o compuestos
sencillos que se unen para
formar un compuesto más
complejo.
La siguiente es la forma
general que presentan este tipo
de reacciones:
A+B → AB
Donde A y B
representan cualquier
sustancia química.
2Na(s) +
Cl2(g) →
2NaCl(s)
Reacción de
descomposición
Un compuesto se fragmenta en
elementos o compuestos más
sencillos. En este tipo de
reacción un solo reactivo se
convierte en zonas o productos.
AB → A+B
Donde A y B
representan cualquier
sustancia química.
2H2O(l) →
2H2(g) +
O2(g)
Reacción de
desplazamiento o
simple sustitución
Un elemento reemplaza a otro
en un compuesto.
A + BC → AC + B
Donde A, B y C
representan cualquier
sustancia química.
Fe + CuSO4
→ FeSO4 +
Cu
Reacción de doble
desplazamiento o
doble sustitución
Los iones en un compuesto
cambian lugares con los iones
de otro compuesto para formar
dos sustancias diferentes.
AB + CD → AD +
BC
Donde A, B, C y D
representan cualquier
sustancia química.
NaOH +
HCl →
NaCl + H2O
Ácidos y bases
Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos
tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se
descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. Anqué hay muchas diferentes
definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección introduciremos los fundamentos de la
química de los ácidos y las bases.
En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó
las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases alcalis) de acuerdo a las siguientes
características:
Los Ácidos tienen un sabor ácido,corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta
extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las
bases.
Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando
se mezclan con ácidos.
Afinales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver
muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los
ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar
iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorídrico (HCl) se disuelve en el
agua de la siguiente manera:
HCl H2O
H+
(aq) + Cl-(aq)
Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones
de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de
Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):
NaOH H2O
Na+
(aq) + OH-(aq)
La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La
teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la
misma manera por qué todas las bases son similares). Por que todos los ácidos sueltan H+ ia
la solución (y todas las bases sueltan OH-). La definición de Arrhenius también explica la
observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que
una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamada neutralización.
Iupac
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (International Union of Pure and
Applied Chemistry), IUPAC, tiene como miembros a las sociedades nacionales de química.
Es la autoridad reconocida en el desarrollo de estándares para la denominación de los
compuestos químicos, mediante su Comité Interdivisional de Nomenclatura y Símbolos
(Interdivisional Commitée on Nomenclature and Symbols). Es un miembro del Consejo
Internacional para la Ciencia (ICSU).
Historia
La IUPAC se fundó en 1919 por químicos tanto de sectores de la industria como de las
universidades que reconocieron la necesidad de establecer estándares globales en la
simbología y protocolos operacionales de la química. La normalización de masas, medidas,
nombres y símbolos es esencial para el éxito continuo de la empresa científica y para el
desarrollo y crecimiento del comercio internacional.
Este deseo entre químicos por colaborar en estos menesteres facilitó el trabajo
internacional, pero una de las características iniciales de la Unión fue la fragmentación de
la comunidad. Incluso antes de la creación de la IUPAC un grupo de su predecesora, la
Asociación Internacional de Sociedades Químicas (IACS), se había reunido en París en
1911 y había establecido un abanico de propuestas para el trabajo que la nueva Asociación
debía dirigir. Estos incluyeron las siguientes directrices:
La nomenclatura de química inorgánica y orgánica
La estandarización de las masas atómicas
La estandarización de las constantes físicas
La revisión de propiedades de la materia
El establecimiento de una comisión para la revisión de trabajos
La estandarización en los formatos de las publicaciones
La prevención de la redundancias en los trabajos
Aunque el año 1911 pueda parecer una fecha temprana, en realidad, el primer impulso
internacional para organizar la nomenclatura química de los compuestos orgánicos (la
nomenclatura de Ginebra de 1892) nace a partir de una serie de reuniones internacionales,
la primera de las cuales fue organizada por Friedrich August Kekulé en 1860.
Balanceo de ecuaciones
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un
fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la
cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la
reacción.
A + B C + D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el
objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación
de la materia.
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los
átomos en la misma cantidad, recordando que en
H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten,
pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo:
H2O + N2O5 NHO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con
solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 2 NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer
miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan
un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Corrosión
La corrosión se define como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque
electroquímico por su entorno. De manera más general, puede entenderse como la
tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor
energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica
(oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la
temperatura, de la salinidad del fluido en contacto con el metal y de las propiedades de los
metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros
mecanismos.
La corrosión puede ser mediante una reacción química (oxidorreducción) en la que
intervienen tres factores:
La pieza manufacturada El ambiente El agua
O por medio de una reacción electroquímica.
Los factores más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire,
como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus
aleaciones (bronce, latón).
Sin embargo, la corrosión es un fenómeno mucho más amplio que afecta a todos los
materiales (metales, cerámicas, polímeros, etc.) y todos los ambientes (medios acuosos,
atmósfera, alta temperatura, etc.).
Por ejemplo un metal muestra una tendencia inherente a reaccionar con el medio ambiente
(atmósfera, agua, suelo, etc.) retornando a la forma combinada. El proceso de corrosión es
natural y espontáneo.
Lo que provoca la corrosión es un flujo eléctrico masivo generado por las diferencias
químicas entre las piezas implicadas. La corrosión es un fenómeno electroquímico. Una
corriente de electrones se establece cuando existe una diferencia de potenciales entre un
punto y otro. Cuando desde una especie química cede y migran electrones hacia otra
especie, se dice que la especie que los emite se comporta como un ánodo y se verifica la
oxidación, y aquella que los recibe se comporta como un cátodo y en ella se verifica la
reducción.
Para que haya corrosión electroquímica, además del ánodo y el cátodo debe haber un
electrólito (por esta razón, también se suele llamar corrosión húmeda, aunque el electrólito
también puede ser sólido). La transmisión de cargas eléctricas es por electrones del ánodo
al cátodo (por medio del metal) y por iones en el electrólito.
Este par de metales constituye la llamada pila galvánica, en donde la especie que se oxida
(ánodo) cede sus electrones y la especie que se reduce (cátodo) acepta electrones. Al
formarse la pila galvánica, el cátodo se polariza negativamente, mientras el ánodo se
polariza positivamente.
La corrosión metálica química es por ataque directo del medio agresivo al metal,
oxidándolo, y el intercambio de electrones se produce sin necesidad de la formación del par
galvánico.
La manera de corrosión de los metales es un fenómeno natural que ocurre debido a la
inestabilidad termodinámica de la mayoría de los metales. En efecto, salvo raras
excepciones (el oro, el hierro de origen meteorítico) los metales están presentes en la Tierra
en forma de óxido, en los minerales (como la bauxita si es aluminio, la hematita si es
hierro...). Desde la prehistoria, toda la metalurgia ha consistido en reducir los óxidos en
bajos hornos, luego en altos hornos, para fabricar el metal. La corrosión, de hecho, es el
regreso del metal a su estado natural, el óxido.
Características físicas y
químicas del h2o
Los antiguos filósofos consideraban el agua como un elemento básico que representaba a
todas las sustancias líquidas. Los científicos no descartaron esta idea hasta la última mitad
del siglo XVIII. En 1781 el químico británico Henry Cavendish sintetizó agua detonando
una mezcla de hidrógeno y aire. Sin embargo, los resultados de este experimento no fueron
interpretados claramente hasta dos años más tarde, cuando el químico francés Antoine
Laurent de Lavoisier propuso que el agua no era un elemento sino un compuesto de
oxígeno e hidrógeno. En un documento científico presentado en 1804, el químico francés
Joseph Louis Gay-Lussac y el naturalista alemán Alexander von Humboldt demostraron
conjuntamente que el agua consistía en dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, tal
como se expresa en la fórmula actual H2O.
Propiedades Físicas Del Agua
1) Estado físico: sólida, liquida y gaseosa
2) Color: incolora
3) Sabor: insípida
4) Olor: inodoro
5) Densidad: 1 g./c.c. a 4°C
6) Punto de congelación: 0°C
7) Punto de ebullición: 100°C
8) Presión critica: 217,5 atm.
9) Temperatura critica: 374°C
El agua químicamente pura es un liquido inodoro e insípido; incoloro y transparente en
capas de poco espesor, toma color azul cuando se mira a través de espesores de seis y ocho
metros, porque absorbe las radiaciones rojas. Sus constantes físicas sirvieron para marcar
los puntos de referencia de la escala termométrica Centígrada.
Las propiedades físicas del agua se atribuyen principalmente a los enlaces por puente de
hidrógeno, los cuales se presentan en mayor número en el agua sólida, en la red cristalina
cada átomo de la molécula de agua está rodeado tetraédricamente por cuatro átomos de
hidrógeno de otras tantas moléculas de agua y así sucesivamente es como se conforma su
estructura.
Propiedades Químicas del Agua
1)Reacciona con los óxidos ácidos
2)Reacciona con los óxidos básicos
3)Reacciona con los metales
4)Reacciona con los no metales
5)Se une en las sales formando hidratos
1)Los anhídridos u óxidos ácidos reaccionan con el agua y forman ácidos oxácidos.
2) Los óxidos de los metales u óxidos básicos reaccionan con el agua para formar
hidróxidos. Muchos óxidos no se disuelven en el agua, pero los óxidos de los metales
activos se combinan con gran facilidad.
3) Algunos metales descomponen el agua en frío y otros lo hacían a temperatura elevada.
4)El agua reacciona con los no metales, sobre todo con los halógenos, por ej: Haciendo
pasar carbón al rojo sobre el agua se descompone y se forma una mezcla de monóxido de
carbono e hidrógeno (gas de agua).
5)El agua forma combinaciones complejas con algunas sales, denominándose hidratos.
En algunos casos los hidratos pierden agua de cristalización cambiando de aspecto, y se
dice que son eflorescentes, como le sucede al sulfato cúprico, que cuando está hidratado es
de color azul, pero por pérdida de agua se transforma en sulfato cúprico anhidro de color
blanco.
Difusión
Proceso mediante el cual ocurre un flujo de partículas (átomos, iones o moléculas) de una
región de mayor concentración a una de menor concentración, provocado por un gradiente
de concentración. Si se coloca un terrón de azúcar en el fondo de un vaso de agua, el azúcar
se disolverá y se difundirá lentamente a través del agua, pero si no se remueve el líquido
pueden pasar semanas antes de que la solución se aproxime a la homogeneidad.
Ósmosis
Fenómeno que consiste en el paso del solvente de una solución de menor concentración a
otra de mayor concentración que las separe una membrana semipermeable, a temperatura
constante. En la ósmosis clásica, se introduce en un recipiente con agua un tubo vertical
con el fondo cerrado con una membrana semipermeable y que contiene una disolución de
azúcar. A medida que el agua pasa a través de la membrana hacia el tubo, el nivel de la
disolución de azúcar sube visiblemente. Una membrana semipermeable idónea para este
experimento es la que existe en el interior de los huevos, entre la clara y la cáscara. En este
experimento, el agua pasa en ambos sentidos a través de la membrana. Pasa más cantidad
de agua hacia donde se encuentra la disolución concentrada de azúcar, pues la
concentración de agua es mayor en el recipiente con agua pura; o lo que es lo mismo, hay
en ésta menos sustancias diluidas que en la disolución de azúcar. El nivel del líquido en el
tubo de la disolución de azúcar se elevará hasta que la presión hidrostática iguale el flujo de
moléculas de disolvente a través de la membrana en ambos sentidos. Esta presión
hidrostática recibe el nombre de presión osmótica. Numerosos principios de la física y la
química intervienen en el fenómeno de la ósmosis en animales y plantas.
Capilaridad
Es el ascenso o descenso de un líquido en un tubo de pequeño diámetro (tubo capilar), o en
un medio poroso (por ej. un suelo), debido a la acción de la tensión superficial del líquido
sobre la superficie del sólido. Este fenómeno es una excepción a la ley hidrostática de los
vasos comunicantes, según la cual una masa de líquido tiene el mismo nivel en todos los
puntos; el efecto se produce de forma más marcada en tubos capilares, es decir, tubos de
diámetro muy pequeño. La capilaridad, o acción capilar, depende de las fuerzas creadas por
la tensión superficial y por el mojado de las paredes del tubo. Si las fuerzas de adhesión del
líquido al sólido (mojado) superan a las fuerzas de cohesión dentro del líquido (tensión
superficial), la superficie del líquido será cóncava y el líquido subirá por el tubo, es decir,
ascenderá por encima del nivel hidrostático. Este efecto ocurre por ejemplo con agua en
tubos de vidrio limpios. Si las fuerzas de cohesión superan a las fuerzas de adhesión, la
superficie del líquido será convexa y el líquido caerá por debajo del nivel hidrostático. Así
sucede por ejemplo con agua en tubos de vidrio grasientos (donde la adhesión es pequeña)
o con mercurio en tubos de vidrio limpios (donde la cohesión es grande). La absorción de
agua por una esponja y la ascensión de la cera fundida por el pabilo de una vela son
ejemplos familiares de ascensión capilar.
Tabla periódica
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos
químicos, conforme a sus propiedades y características.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la
variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por
separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La
forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred
Werner.
El descubrimiento de los elementos
Aunque algunos elementos ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer
descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista
Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos
elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases A principios del siglo XIX, la
aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento
de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a
los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a
mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos
elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características:
cesio, talio, rubidio, etc.
La noción de elemento y las propiedades periódicas
Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el
descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible
encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los
siguientes dos siglos se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así
como descubriendo muchos nuevos elementos.
La palabra "elemento" procede de la ciencia griega, pero su noción moderna apareció a lo
largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a
su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de
Robert Boyle en su famosa obra The Sceptical Chymist, donde denomina elementos
"ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de
otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven
en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece
en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos.
El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus
propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el
interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.
Los pesos atómicos
A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva concepción del
atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera.
Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía
integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las
leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples,
proporciones recíprocas).
Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias
de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos
de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno
(aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por
lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del
oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado
por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este
punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.
Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la
actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía
átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la
relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad).
El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los
llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores.
Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y
disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que sólo comenzarían a
superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.
Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien
propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de
transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue
rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas.
Tipos de soluciones
1. Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. 2. Como las soluciones son mezclas, sus componentes se pueden combinar en proporciones variables. 3. Por ser homogéneas, la composición, propiedades y apariencia de las soluciones es uniforme en todas sus partes. 4. Como en toda mezcla, los componentes de las soluciones conservan su propia identidad química, por eso pueden separase mediante cambios físicos. 5. Uno de los componentes de las soluciones, generalmente el que se encuentra en mayor proporción, se llama solvente. Los otros componentes se llaman solutos. 6. Cuando una pequeña cantidad de azúcar se mezcla con una gran cantidad de agua para formar una solución, se dice que el azúcar (soluto) se disuelve en el agua (solvente). 7. Las soluciones acuosas son aquellas en las cuales el disolvente es agua. 8. Las soluciones pueden estar en estado sólido, líquido o gaseoso.Dependiendo del estado físico en que se encuentren el soluto y el solvente, existen soluciones gas-gas, gas-líquido, gas-sólido, sólido-líquido, sólido-sólido y líquido-líquido.
Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). Sin embargo, en la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química-física. Solubilidad La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este. Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar a las del solvente. La solubilidad de las sustancias varia, algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve.
Métodos para purificar el
agua
El Agua es una sustancia muy sencilla, pero posee un conjunto de propiedades que la hacen
única lo que, unido a su abundancia, le otorgan una gran importancia en el ciclo biológico
del planeta. La misma puede encontrarse en la naturaleza en sus tres estados, sólido, líquido
y vapor, pudiendo existir en un momento dado en equilibrio entre sus tres formas.
La estructura molecular del agua es un dipolo: su constante dieléctrica es muy alta, mayor
que para cualquier otro líquido, lo que le confiere la propiedad de disolver cualquier
sustancia aunque sea en cantidades extremadamente pequeñas. Ello hace que el agua no sea
nunca químicamente pura, llevando siempre diversas sustancias, como gases, sales o
grasas, disueltas.
El agua es débilmente ionizable, conteniendo siempre algunos iones hidrógeno, dando un
pH próximo a 6. La concentración de iones en el agua es muy importante para los
organismos.
Este conjunto de propiedades, apenas esbozadas, hacen que el agua sea un excelente
disolvente de sales y gases, y por ello es causa de problemas de incrustaciones, sedimentos,
corrosiones y picaduras en las tuberías y calderas, cuya prevención exige tratamientos
específicos para cada instalación en función del tipo de agua que se utiliza y del fin a que se
destina.
Estos son algunos de los métodos de tratamientos del agua:
Purificación del agua
Las impurezas suspendidas y disueltas en el agua natural impiden que ésta sea adecuada
para numerosos fines. Los materiales indeseables, orgánicos e inorgánicos, se extraen por
métodos de criba y sedimentación que eliminan los materiales suspendidos. Otro método es
el tratamiento con ciertos compuestos, como el carbón activado, que eliminan los sabores y
olores desagradables. También se puede purificar el agua por filtración, o por cloración o
irradiación que matan los microorganismos infecciosos.
En la ventilación o saturación de agua con aire, se hace entrar el agua en contacto con el
aire de forma que se produzca la máxima difusión; esto se lleva a cabo normalmente en
fuentes, esparciendo agua en el aire. La ventilación elimina los olores y sabores producidos
por la descomposición de la materia orgánica, al igual que los desechos industriales como
los fenoles, y gases volátiles como el cloro. También convierte los compuestos de hierro y
manganeso disueltos en óxidos hidratados insolubles que luego pueden ser extraídos con
facilidad.
El hierro, que produce un sabor desagradable en el agua potable, puede extraerse por medio
de la ventilación y sedimentación, o pasando el agua a través de filtros de ceolita. También
se puede estabilizar el hierro añadiendo ciertas sales, como los polifosfatos. El agua que se
utiliza en los laboratorios, se destila o se desmineraliza pasándola a través de compuestos
que absorben los iones.
Desalinización del agua
Para satisfacer las crecientes demandas de agua dulce, especialmente en las áreas desérticas
y semidesérticas, se han llevado a cabo numerosas investigaciones con el fin de conseguir
métodos eficaces para eliminar la sal del agua del mar y de las aguas salobres. Se han
desarrollado varios procesos para producir agua dulce a bajo costo.
Tres de los procesos incluyen la evaporación seguida de la condensación del vapor
resultante, y se conocen como: evaporación de múltiple efecto, destilación por compresión
de vapor y evaporación súbita. En este último método, que es el más utilizado, se calienta el
agua del mar y se introduce por medio de una bomba en tanques de baja presión, donde el
agua se evapora bruscamente. Al condensarse el vapor se obtiene el agua pura.
La congelación es un método alternativo que se basa en los diferentes puntos de
congelación del agua dulce y del agua salada. Los cristales de hielo se separan del agua
salobre, se lavan para extraerles la sal y se derriten, convirtiéndose en agua dulce. En otro
proceso, llamado ósmosis inversa, se emplea presión para hacer pasar el agua dulce a través
de una fina membrana que impide el paso de minerales. La ósmosis inversa sigue
desarrollándose de forma intensiva. La electrodiálisis se utiliza para desalinizar aguas
salobres. Cuando la sal se disuelve en agua, se separa en iones positivos y negativos, que se
extraen pasando una corriente eléctrica a través de membranas aniónicas y catiónicas
Proceso de Potabilización:
A pesar de la definición química del agua como una sustancia constituida exclusivamente
por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, en la naturaleza no se encuentra nunca en
ese grado de pureza sino que está siempre impurificada con una serie de componentes
inorgánicos y orgánicos.
Potentes bombas la impulsan a través de una cañería hasta el establecimiento, pasa por un
canal transportador donde sé afora, se agrega los productos químicos y se produce el
mezclado rápido. De allí es conducida a los decantadores, que son grandes piletas
compuestas de dos partes, floculador y decantador.
El floculador posee paletas mecánicas que son las encargadas de mezclar íntimamente el
agua con los productos químicos y formar así los flóculos, que al cobrar tamaño y peso
precipitarán al fondo del decantador. Este tiene una tolva que es encargada de eliminar el
barro floculado, este proceso se hace diariamente.
El agua tarda dos horas en recorrer estas piletas donde al final es recogida por una canaleta
donde cae en forma de lluvia para incorporarle oxígeno. Por esta canaleta el agua es
conducida a filtros compuestos por mantos de arena de distinta granulometría, comenzando
con arena fina hasta terminar con piedra.
De los filtros el agua pasa a la reserva, que es una cisterna subterránea de quinientos mil
litros en donde se la agrega cloro para su desinfección, terminado aquí el proceso de
Potabilización ya que se encuentra en condiciones óptimas para el consumo humano.
Una vez cumplido este paso el agua es elevada por medio de bombas comandadas con un
tablero eléctrico por el personal de guardia al tanque de distribución, con una capacidad de
un millón de litros, elevado del suelo 18,50 m. para dar impulso a la salida del agua por
gravedad y así llegar a toda la ciudad.
Todo este proceso, desde que entra el agua al Establecimiento hasta que sale en condiciones
óptimas para el consumo, transcurre en cinco horas, este tiempo ha sido empleado para que
nadie se quede sin agua.
Petroquímica
LA PETROQUÍMICA comprende la elaboración de todos aquellos productos químicos que se
derivan de los hidrocarburos del petróleo y el gas natural. Por lo general el término no
incluye los hidrocarburos combustibles, lubricantes, ceras ni asfaltos.
Los petroquímicos no se consideran como un tipo o clase particular de productos químicos,
ya que muchos de ellos han sido y continúan siendo fabricados con otras materias primas.
Así por ejemplo, el benceno, el metanol y el acetileno se pueden producir a partir del
carbón de hulla. El glicerol se obtiene de las grasas, el etanol por fermentación de la caña
de azúcar, el azufre de los depósitos minerales.
Sin embargo, todos ellos también se producen a partir del petróleo y en grandes volúmenes.
Algunos productos químicos se obtienen en la actualidad casi totalmente del petróleo. Un
caso típico es el de la acetona que originalmente se producía de la destilación de la madera,
y posteriormente de la fermentación de los productos agrícolas.
En el mismo caso se encuentra el cloruro de etilo que antiguamente se fabricaba a partir del
etanol y actualmente sólo se fabrica industrialmente del petróleo.
La petroquímica incluye también muchos productos que antes no se conocían más que a
nivel del laboratorio. Algunos de éstos son el alcohol isopropílico, el óxido de etileno, los
éteres glicólicos, el cloruro de alilo, el alcohol alílico, la epiclorhidrina, la metil-
isobutilcetona y la acroleína.
El desarrollo de la química moderna después de casi 50 años ha demostrado que el petróleo
es la materia prima ideal para la síntesis de la mayor parte de los productos químicos de
gran consumo. Además de su gran abundancia y disponibilidad, está formado por una gran
variedad de compuestos que presentan todas las estructuras carboniladas posibles, lo que
permite acrecentar aún más las posibilidades de nuevos productos.
La importancia de la petroquímica estriba en su capacidad para producir grandes volúmenes
de productos a partir de materias primas abundantes y a bajo precio.
La mayor parte de los compuestos petroquímicos son orgánicos. Sin embargo, también
varios productos inorgánicos se producen en grandes cantidades a partir del petróleo, como
por ejemplo el amoniaco, el negro de humo, el azufre y el agua oxigenada.
¿CÓMO SE OBTIENEN LAS MATERIAS PRIMAS PETROQUÍMICAS?
La industria petroquímica emplea ante todo como materias primas básicas las olefinas y los
aromáticos obtenidos a partir del gas natural y de los productos de refinación del petróleo:
el etileno, propileno, butilenos, y algunos pentenos entre las olefinas, y el benceno, tolueno
y xilenos como hidrocarburos aromáticos.
Sin embargo, en algunos casos, la escasa disponibilidad de éstos hidrocarburos debido al
uso alterno que tienen en la fabricación de gasolina de alto octano ha obligado a la industria
a usar procesos especiales para producirlos.
Por lo tanto, si se desea producir petroquímicos a partir de los hidrocarburos vírgenes
contenidos en el petróleo, es necesario someterlos a una serie de reacciones, según las
etapas siguientes:
1. Transformar los hidrocarburos vírgenes en productos con una
reactividad química más elevada, como por ejemplo el etano,
propano, butanos, pentanos, hexanos etc., que son las parafinas
que contiene el petróleo, y convertirlos a etileno, propileno,
butilenos, butadieno, isopreno, y a los aromáticos ya
mencionados.
2. Incorporar a las olefinas y a los aromáticos obtenidos en la
primera etapa otros heteroátomos tales como el cloro, el
oxígeno, el nitrógeno, etc., obteniéndose así productos
intermedios de segunda generación. Es el caso del etileno, que
al reaccionar con oxígeno produce acetaldehído y ácido acético.
3. Efectuar en esta etapa las operaciones finales que forman los
productos de consumo. Para ello se precisan las formaciones
particulares de modo que sus propiedades correspondan a los
usos que prevén.
Disociación electrolítica
Principalmente el quimico y fisico arrhenius elaboro esto para poder comprobar los acidos
y las moleculas de uno o mas elementos para poder analizarlo con frecuencia asi se pudo
saber las disociasiones
La concentración es la magnitud química y elemental en electro-química que expresa la
cantidad de un elemento o un compuesto por unidad de volumen. En el Sistema
Internacional de Unidades se emplean las unidades mol·m-3. Cada sustancia tiene una
solubilidad que es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una disolución, y
depende de condiciones como la temperatura, presión, y otras substancias disueltas o en
suspensión. En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el
disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad,
molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes
por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar
cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o
concentrado, para altas.
Molaridad
La molaridad (M) es el número de moles de soluto por litro de solución . Por ejemplo, si se
disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese
soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración
normalmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 30 mL, y se
traslada esa disolución a un matraz aforado, para después rellenarlo con más disolvente
hasta los 1000 mL.
En la molaridad ponemos en juego los moles de soluto que añadimos a la mezcla con el
volumen de la disolución en la que vertemos el soluto. Es el método más común de
expresar la concentración en química sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas
y relaciones estequiométricas. Sin embargo, tiene el inconveniente de que el volumen
cambia con la temperatura.
La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el
volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas
cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del
volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor
precisión.
Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante. Los conocimientos
modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday
descubrió que ácidos, bases y sales eran electrolitos por lo que, disueltos en agua se
disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1852
France Van Rufither de Holanda, desarrollo un poco conocido teorema con base en
experimentos con distintos compuestos y sus coloraciones respectivas tras añadir colorantes
vegetales y mezclaros con agua, así clasificando los primeros ácidos y bases En 1884, el
químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió
los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua
producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el
agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta
en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH-ðH2O
pH
Medida de calidad de agua: el pH
. El pH es un factor muy importante, porque determinados procesos químicos solamente
pueden tener lugar a un determinado pH. Por ejemplo, las reacciones del cloro solo tienen
lugar cuando el pH tiene un valor de entre 6,5 y 8.
El pH es un indicador de la acidez de una sustancia. Está determinado por el número de
iónes libres de hidrógeno (H+) en una sustancia.
El resultado de una medición de pH viene determinado por una consideración entre el
número de protones (iones H+) y
el número de iones hidroxilo (OH-). Cuando el número de
protones iguala al número de iones hidroxilo, el agua es neutra. Tendrá entonces un pH
alrededor de 7.
El pH del agua puede variar entr 0 y 14. Cuando el ph de una sustancia es mayor de 7, es
una sustancia básica. Cuando el pH de una sustancia está por debajo de 7, es una sustancia
ácida. Cuanto más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, más básica o ácida será la
solución.
El pH no tiene unidades; se expresa simplemente por un número.
Cuando una solución es neutra, el número de protones iguala al número de iones hidroxilo.
Cuando el número de iones hidroxilo es mayor, la solución es básica, Cuando el número de
protones es mayor, la solución es ácida.
Métodos de determinación del pH
Existen varios métodos diferentes para medir el pH. Uno de estos es usando un trozo de
papel indicador del pH. Cuando se introduce el papel en una solución, cambiará de color.
Cada color diferente indica un valor de pH diferente. Este método no es muy preciso y no
es apropiado para determinar valores de pH exactos. Es por eso que ahora hay tiras de test
disponibles, que son capaces de determinar valores más pequeños de pH, tales como 3.5 or
8.5.
El método más preciso para determinar el pH es midiendo un cambio de color en un
experimento químico de laboratorio. Con este método se pueden determinar valores de pH,
tales como 5.07 and 2.03.
Ninguno de estos métodos es apropiado para determinar los cambios de pH con el tiempo.
[H
+] pH Ejemplo
Ácidos
1 X 100 0 HCl
1 x 10-1
1 Äcido estomacal
1 x 10-2
2 Jugo de limón
1 x 10-3
3 Vinagre
1 x 10-4
4 Soda
1 x 10-5
5 Agua de lluvia
1 x 10-6
6 Leche
Neutral 1 x 10-7
7 Agua pura
Bases
1 x 10-8
8 Claras de huevo
1 x 10-9
9 Levadura
1 x 10-10
10 Tums®antiácidos
1 x 10-11
11 Amoníaco
1 x 10-12
12 Caliza Mineral - Ca(OH)2
1 x 10-13
13 Drano®
1 x 10-14
14 NaOH
Catalizadores
La catálisis es el proceso por el cual se aumenta o disminuye la velocidad de una reacción
química. Los catalizadores pueden actuar de dos maneras, la primera formando un
compuesto intermedio y la segunda, absorción.
Por ejemplo, los que reducen la velocidad de la reacción son denominados “catalizadores
negativos” o inhibidores. A su vez, las sustancias que aumentan la actividad de los
catalizadores son denominados catalizadores positivos o promotores, y las que los
desactivan son denominados venenos catalíticos.
La “producción” de los productos químicos industriales más importantes implica a la
catálisis. Por ejemplo, en la reducción del etino a eteno, el catalizador paladio (Pd) es
"envenenado" parcialmente con acetato de plomo (II) (Pb(CH3COO)2). Sin la desactivación
del catalizador, el eteno producido se reducirá posteriormente a etano.1 2
Principios generales de la catálisis
Mecanismo típico
Los catalizadores generalmente reaccionan con uno o más de los reactivos para formar
productos intermedios que, posteriormente, conducen al producto final de reacción. En el
proceso se regenera el catalizador. El siguiente esquema es típico de una reacción catalítica,
donde C representa el catalizador, X e Y son reactivos, y Z es el producto de la reacción de
X e Y:
X + C → XC (1)
Y + XC → XYC (2)
XYC → CZ (3)
CZ → C + Z (4)
Aunque el catalizador es consumido por la reacción 1, posteriormente es producido por la
reacción 4, por lo que la reacción global es:
X + Y → Z
Como el catalizador se regenera en una reacción, a menudo sólo se necesitan pequeñas
cantidades para incrementar la velocidad de la reacción. Sin embargo, en la práctica los
catalizadores son algunas veces consumidos en procesos secundarios.
Como ejemplo de este proceso, en 2008, investigadores daneses revelaron por primera vez
la secuencia de sucesos cuando el oxígeno y el hidrógeno se combinan en la superficie del
dióxido de titanio (TiO2, o titania) para producir agua. Con una serie de imágenes de
microscopía de efecto túnel a intervalos, determinaron que las moléculas sufren adsorción,
disociación y difusión antes de reaccionar. Los estados intermedios de reacción fueron:
HO2, H2O2, luego H3O2 y el producto final de la reacción (dímeros de la molécula de agua),
tras lo cual la molécula de agua se desorbe de la superficie del catalizador.6
Tipos de catálisis
Los catalizadores pueden ser homogéneos o heterogéneos, dependiendo de si existe un
catalizador en la misma fase que el sustrato. Los biocatalizadores son vistos a menudo
como un grupo separado.
Catalizadores heterogéneos
Catalizadores homogéneos
Electrocatalizadores
Organocatálisis