Plan Bimestral
I- EL AGUA Y SU IMPORTANCIA
El agua es necesaria para la vida del hombre, los animales y las plantas. Es parte importante de la riqueza de un país; por eso debemos aprender a no desperdiciarla.
Todos sabemos que el agua es indispensable para la vida y que si dejáramos de tomarla moriríamos en pocos días.
Un 70% de nuestro cuerpo está constituido por agua; encontramos agua en la sangre, en la saliva, en el interior de nuestras células, entre cada uno de nuestros órganos, en nuestros tejidos e incluso, en los huesos.
Además de agua para beber, nosotros los seres humanos utilizamos agua en casi todas nuestras acciones, es decir, la requerimos para preparar alimentos, lavar ropa o trastes, aseo personal, riego de cultivos, cría de animales, fabricación de productos, producción de energía, etc.
A- PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA
A.1- APARIENCIA
El agua es una sustancia que es clasificada como inolora, incolora e insípida lo cual significa que no tiene ni olor ni color ni sabor, es neutra en todo aspecto.
A.2- DENSIDAD
La densidad del agua líquida es muy estable y varía poco con los cambios de temperatura y presión.
A la presión normal (1 atmósfera), el agua líquida tiene una mínima densidad a los 100 °C, donde tiene 0,958 kg/L. Mientras baja la temperatura, aumenta la densidad (por ejemplo, a 90 °C tiene 0,965 kg/L) y ese aumento es constante hasta llegar a los 3,8 °C donde alcanza una densidad de 1 kg/L. A esa temperatura (3,8 °C) alcanza su máxima densidad (a la presión mencionada). A partir de ese punto, al bajar la temperatura, la densidad comienza a disminuir, aunque muy lentamente, hasta que a los 0 °C disminuye hasta 0,9999 kg/L. Cuando pasa al estado sólido (a 0 °C), ocurre una brusca disminución de la densidad pasando de 0,9999 kg/L a 0,917 kg/L.
B- LA ESTRUCTURA DE LA MOLÉCULA DE AGUA
Estructuralmente, la moléculas de agua está constituida por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxigeno. El en lace entre esto átomos es covalente polar (presentan dos polos: + y - ), pues cada átomo de Hidrógeno tiene necesidad de compartir un electrón y el de oxígeno do electrones, formando enlaces covalentes entre los átomos, y siendo polar porque el átomo más electronegativo atrae el par electrónico con más fuerza y queda desplazado hacia él; se produce así una cierta asimetría en la distribución d las cargas.
C- POLARIDAD DEL AGUA
La molécula de agua es muy polar, puesto que hay una gran diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el oxígeno. Los átomos de oxígeno son mucho más electronegativos (atraen más a los electrones) que los de hidrógeno, lo que dota a los dos enlaces de una fuerte polaridad eléctrica, con un exceso de carga negativa del lado del oxígeno, y de carga positiva del lado de los hidrógenos. Los dos enlaces no están opuestos, sino que forman un ángulo de 104,45° debido a la hibridación sp3 del átomo de oxígeno así que, en conjunto, los tres átomos forman un molécula angular, cargado negativamente en el vértice del ángulo, donde se ubica el oxígeno y, positivamente, en los extremos de la molécula, donde se encuentran los hidrógenos. Este hecho tiene una importante consecuencia, y es que las moléculas de agua se atraen fuertemente, adhiriéndose por donde son opuestas las cargas. En la práctica, un átomo de hidrógeno sirve como puente entre el átomo de oxígeno al que está unido covalentemente y el oxígeno de otra molécula. La estructura anterior se denomina enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno.
El hecho de que las moléculas de agua se adhieran electrostáticamente, a su vez modifica muchas propiedades importantes de la sustancia que llamamos agua, como la viscosidad dinámica, que es muy grande, o los puntos (temperaturas) de fusión y ebullición o los calores de fusión y vaporización, que se asemejan a los de sustancias de mayor masa molecular.
D- ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial.
Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos electronegativos. Cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente, a una átomo electronegativo, ej. Oxígeno o Nitrógeno, asume una densidad (d) de carga positiva, debido a la elevada electronegatividad del átomo vecino. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de Hidrógeno susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de Oxígeno o Nitrógeno
La estructura del agua favorece las interacciones para formar puentes de Hidrógeno, el arreglo siempre es perpendicular entre las moléculas participantes, además, es favorecido por que cada protón unido a un Oxígeno muy electronegativo encuentra un electrón no compartido con el que interactúa uno a uno. De lo anterior se concluye que cada átomo d Oxígeno en el agua interacciona con 4 protones, dos de ellos unidos covalentemente y dos a través de puentes de Hidrógeno.
E- REACCIONES IMPORTANTES EN LAS QUE SE PRODUCE AGUA
E.1- COMBUSTIÓN
La combustión es una reacción química en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de calor y luz.
En toda combustión existe un elemento que arde y se denomina (combustible) y otro que produce la combustión (comburente), generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso. Los explosivos tienen oxígeno ligado químicamente por lo que no necesitan el oxígeno del aire para realizar la combustión.
Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. En una reacción completa todos los elementos tiene el mayor estado de oxidación. Los productos que se forman son el dióxido de carbono (CO2) y el agua, el dióxido de azufre (SO2) (si el combustible contiene azufre) y pueden aparecer óxidos de nitrógeno (NOx), dependiendo de la temperatura de reacción. En la combustión incompleta los productos que se queman pueden no reaccionar con el mayor estado de oxidación, debido a que el comburente y el combustible no están en la proporción adecuada, dando como resultado compuestos como el monóxido de carbono (CO). Además, pueden generarse cenizas.
Para iniciar la combustión de cualquier combustible, es necesario alcanzar una temperatura mínima, llamada temperatura de ignición, que se define como, en ºC y a 1 atm, temperatura a la que los vapores de un combustible arden espontáneamente.
La temperatura de inflamación, en ºC y a 1 atm es aquella que, una vez encendidos los vapores del combustible, éstos continúan por si mismos el proceso de combustión.
E.2- COMBINACIÓN DE HIDRÓGENO Y OXÍGENO
Ejemplo el agua, las sustancias reactantes son el hidrógeno (cuya fórmula es H2) y el oxigeno (cuya fórmula es O2), al combinarlas se produce una reacción química y obtenemos como producto el agua:
Dos moléculas de hidrógeno (2H2) reaccionan con una molécula de oxigeno (O2) para formar dos moléculas de agua (2H2O).
E.3- PRODUCTO DE LA REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
En las reacciones de neutralización se hace reaccionar un ácido con una base, con objeto de determinar la concentración de una sustancia ácida o básica en la disolución.
Si tenemos una disolución ácida que contiene una cantidad de ácido desconocida, se puede determinar ésta añadiendo poco a poco una base hasta que se neutralice la disolución.
Una vez que la disolución se ha neutralizado, como la cantidad de base adicionada es conocida, se puede determinar la cantidad de ácido que había en la disolución.
Los productos resultantes de la reacción de un ácido y una base son siempre una sal y agua:
Ácido + base ® sal + agua
Por ejemplo, la reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio da lugar a la sal cloruro de sodio y agua:
HCl + NaOH ® NaCl + H2O
F- REACCIONES DEL AGUA
En la parte de la química que se conoce como química inorgánica, invariablemente cuando se va a investigar las propiedades de cualquier sustancia se escoge como disolvente al agua, debido a su notable capacidad para disolver electrolitos (compuestos que al entrar en solución producen iones). Además de que muchos de los procesos de la química inorgánica serían muy lentos o prácticamente imposibles de que ocurran sin la presencia del agua, ya sea como reactivo o como disolvente. Mucho de esto hace que el estudio de los conocimientos de su química sean de gran importancia para los químicos y debieran de serlo para la mayoría de la gente para tomar conciencia de muchas de sus acciones.
F.1- HIDRÓLISIS
La hidrólisis es una reacción química entre agua y otra sustancia, como sales. Al ser disueltas en agua, sus iones constituyentes se combinan con los iones hidronio u oxonio, H3O+ o bien con los iones hidroxilo, OH-, o ambos. Dichos iones proceden de la disociación o autoprotólisis del agua. Esto produce un desplazamiento del equilibrio de disociación del agua y como consecuencia se modifica el valor del pH.
Las sales de los ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por acción del agua, dependiendo, el grado de la reacción, de la debilidad del ácido o de la debilidad de la base. Es decir, cuanto más débil sea el ácido o la base, mayor es la hidrólisis.
F.2- REACCIONES CON CIERTOS METALES
Cuando un metal alcalino reacciona con agua, se produce la reacción:
Na + H2O→ NaOH + ½ H2
Se desprende hidrógeno, que es un gas explosivo e inflamable.
La reactividad aumenta al aumentar el número atómico ya que la energía de ionización (energía necesaria para transformarse en un ion positivo) disminuye al descender en un grupo. En el caso del rubidio y del cesio la reacción es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede romper el recipiente.
Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en contacto con el aire. También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel. Deben guardarse en líquidos apolares anhidros.
G- HIDRATOS
En química orgánica, un hidrato es un compuesto formado por el agregado de agua o sus elementos a una molécula receptora. Por ejemplo, el etanol, C2—H5—OH, puede ser considerado un hidrato de etileno, CH2=CH2, formado por el agregado de H a un C y OH al otro C. Una molécula de agua puede ser eliminada, por ejemplo mediante la acción de ácido sulfúrico. Otro ejemplo es el hidrato de cloral, CCl3—CH(OH)2, que puede ser obtenido mediante la reacción de agua con cloral, CCl3—CH=O.
G.1- SUSTANCIAS EFLORESCENTES
Diversas sales han sido encontradas en el análisis de la eflorescencia y, generalmente, son sulfatos y carbonatos de iones alcalinos (sodio y potasio) y alcalino-térreos (calcio y magnesio). Otras sales encontradas son cloruros y nitratos de los mismos iones y de otros menos frecuentes como cromo y molibdeno. En ladrillos de arcillas, de preferencia las sales son sulfatos alcalinos y en productos cementicos se producen principalmente carbonatos y sulfatos. En general, casi el 50% del contenido de estas sales dice relación con Sulfato de Sodio.
G.2- SUSTANCIAS HIGROSCÓPICAS
En contraste con las sustancias eflorescentes, las sustancias higroscópicas absorben con facilidad la humedad que hay en el aire. Muchas sustancias pulverizadoras son ligeramente higroscópicas. Por ejemplo, el azúcar absorbe humedad del aire en días húmedos formando terrones. En muchos frascos de medicina que contienen tabletas o cápsulas se coloca un paquete pequeño que contiene una sustancia higroscópica para evitar que el medicamento absorba el agua.
G.3- SUSTANCIAS DELICUESCENTES
Una sustancia higroscópica continúa absorbiendo agua y que llega a formar una disolución es una sustancia delicuescente. Por lo tanto, las sustancias delicuescentes son higroscópicas, aunque no todas las sustancias higroscópicas son delicuescentes. Un ejemplo de una sustancia delicuescente es el cloruro de calcio anhidro, que primero absorbe el agua para formar el cloruro de sodio hexahidratado y luego absorbe más agua para formar una disolución.
H- 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.
La dureza de las aguas naturales es producida sobre todo por las sales de calcio y magnesio, y en menor proporción por el hierro, el aluminio y otros metales. La que se debe a los bicarbonatos y carbonatos de calcio y magnesio se denomina dureza temporal y puede eliminarse por ebullición, que al mismo tiempo esteriliza el agua. La dureza residual se conoce como dureza no carbónica o permanente. Las aguas que poseen esta dureza pueden ablandarse añadiendo carbonato de sodio y cal, o filtrándolas a través de ceolitas naturales o artificiales que absorben los iones metálicos que producen la dureza, y liberan iones sodio en el agua. Los detergentes contienen ciertos agentes separadores que inactivan las sustancias causantes de la dureza del agua.
I- PERÓXIDO DE HIDRÓGENO
El peróxido de hidrógeno (H2O2) es una molécula mucho más conocida por todo el mundo de lo que su nombre nos dice. Es una molécula de agua a la que se ha añadido un átomo de oxígeno, es decir, agua oxigenada.
I.1- ESTRUCTURA
La repulsión par libre-par enlazante es mayor en H2O2 que en H2O, de modo que el ángulo HOO sólo es de 98.8° (en comparación con 104.5° para HOH en el H2O).
I.2-PREPARACIÓN
Es un proceso para la preparación de peróxido de hidrogeno por el proceso de la antraquinona. Una mezcla de reacción a la cual se ha pasado hidrogeno o un gas conteniendo hidrogeno y una solución activa, es decir, un derivado de antraquinona, en un disolvente orgánico, se hace circular por medio de una zona mezcladora estática alargada construida de varias partes al objeto de hidrogenar el derivado de antraquinona en presencia de un catalizador solido y eliminar de la mezcla de reacción circulante la solución activa hidrogenada y el gas se cataliza, la mezcla de reacción en un reactor tubular en el cual la mezcla de reacción se mezcla intermitentemente en una zona mezcladora estática, haciéndose circular la mezcla de reacción a través de las zonas mezcladora y catalizadora a una velocidad de 0,1-1,5 m/s, preferiblemente 0,3-1,0 m/s.
El peróxido de hidrógeno puro (H2O2) es un líquido denso y claro, con una densidad de 1,47 g/cm3 a 0 °C. El punto de fusión es de –0,4 °C, y su punto de ebullición normal es de 150 °C.
I.4- USOS
Industriales
El peróxido de hidrógeno tiene muchos usos industriales, como el blanqueo de la pulpa de papel, blanqueo de algodón, blanqueo de telas y en general cada día se usa más como sustituto del cloro.
En la industria alimenticia se usa mucho para blanquear quesos, pollos, carnes, huesos, y también se usa en el proceso para la elaboración de aceites vegetales.
En la industria química se usa como reactivo, y es muy importante en la elaboración de fármacos. Se está usando también para blanqueos dentales.
Aeroespaciales
El peróxido de hidrógeno se usa en la industria aeroespacial como combustible de cohetes en motores de cohete monopropelantes o como aportación de oxígeno en motores bipropelantes. Este peróxido se usa por lo general a una concentración del 90%, y es extremadamente puro.
También se usa en concentraciones al 80% como impulsor de las turbo bombas que alimentan tanto el combustible como el oxidante en grandes motores de cohete.
Restauración de objetos de arte
El peróxido de hidrógeno se emplea en trabajos de restauración. En muchas pinturas antiguas, los pigmentos blancos a base de carbonato de plo mo (II) se han decolorado debido a la formación del sulfuro de plomo (II), que posee un particular color negro. El peróxi do de hidrógeno, reacciona de manera que logra convertir el sulfuro de plomo (II) a sulfato de plomo (II) (color blanco). Ambas sales son insolubles en agua. La reacción es como se muestra en la ecuación.
PbS (s) + 4 H2O2 (aq) → PbSO4 (s) + 4 H2O (l)
Uso terapéutico
El peróxido de hidrógeno está generalmente reconocido como seguro por las principales agencias sanitarias del mundo para su uso como agente antimicrobiano, agente oxidante y otros propósitos. Ha sido utilizado como agente antiséptico y antibacteriano desde hace muchos años debido a su efecto oxidante. Aunque su uso ha descendido los últimos años debido a la popularidad de otros productos sustitutivos, todavía se utiliza en muchos hospitales y clínicas.
Desinfección
El peróxido de hidrógeno es un antiséptico general. Su mecanismo de acción se debe a sus efectos oxidantes: produce OH y radicales libres que atacan una amplia variedad de compuestos orgánicos (entre ellos, lípidos y proteínas que componen las membranas celulares de los microorganismos). La enzima catalasa presente en los tejidos degrada rápidamente el peróxido de hidrógeno, produciendo oxígeno, que dificulta la germinación de esporas anaerobias.
Se utiliza en dermoaplicaciones, limpieza de dentaduras y desinfección bucal.
Además, aprovechando la actividad de la peroxidasa presente en la sangre, también se usa junto a la fenolftaleína para detectar la presencia de sangre (Prueba de Kastle-Meyer).
frecuente usar el efecto de la temperatura para obtener soluciones sobresaturadas. Sin embargo, esta regla no se cumple en todas las situaciones. Por ejemplo, la solubilidad de los gases suele disminuir al aumentar la temperatura de la solución, pues, al poseer mayor energía cinética, las moléculas del gas tienden a volatizarse. De la misma manera, algunas sustancias como el carbonato de litio (Li2CO3) son menos solubles al aumentar la temperatura.
La presión no afecta demasiado la solubilidad de sólidos y líquidos, mientras que tiene un efecto determinante en la de los gases. Un aumento en la presión produce un aumento de la solubilidad de gases en líquidos. Esta relación es de proporcionalidad directa. Por ejemplo, cuando se destapa una gaseosa, la presión disminuye, por lo que el gas carbónico disuelto en ella escapa en forma de pequeñas burbujas.
Cuanto más dividido está un soluto más rápido se disuelve, porque el agua tiene más iones a los que rodear para tirar de ellos. Favorecemos el desorden molecular y permitimos que la acción atractiva del disolvente sobre las moléculas de soluto sea mayor.5. VELOCIDAD DE AGITACIÓN
Al aumentar la agitación de la solución se van separando con mayor rapidez las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución.
Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente.
Es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.
2. PARTES POR MILLÓN
La molaridad y normalidad están relacionadas de la forma siguiente:
Normalidad = Molaridad · valencia
Entendiendo por valencia el nº de H en un ácido o el número de (OH) en una base, etc.
La ventaja de los equivalentes frente a los moles es que cuando dos sustancias reaccionan no lo hacen siempre mol a mol pero sí equivalente a equivalente
E. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES
El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión atmosférica. Si a este líquido se le adiciona un soluto no volátil, la temperatura de ebullición de la solución resultante, aumenta. Experimentalmente se ha encontrado que la elevación del punto de ebullición DTe es proporcional a la concentración molal (m) de la solución, según la expresión:En soluciones formadas por solutos no volátiles se observa un desce
nso de la temperatura de congelación, respecto a la del solvente puro. Esta disminución es proporcional a la concentración molal de la solución y se relaciona por medio de la constante crioscópica molal, que se expresa en °C/m y depende de la naturaleza del solvente. La expresión matemática es:
La masa molar (símbolo M) de un átomo o una molécula es la masa de un mol de dicha partícula expresada en gramos. Es una propiedad física característica de cada sustancia pura. Sus unidades en química son g/mol.
La masa molecular es un número que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Su unidad es el Dalton o unidad de masa atómica, que se abrevia u (antes uma).
Cuando un haz de luz pasa a través de un coloide, las partículas dispersas difractan la luz, haciendo que se forme un rayo de luz angosto, dentro del cual es posible observar pequeñas manchas luminosas, que corresponden a la luz reflejada sobre la superficie de las partículas coloidales. Esto no ocurre en solucione verdaderas, pues las partículas de soluto son demasiado pequeñas como para desviar la luz. Este fenómeno recibe el nombre de efecto óptico o efecto Tyndall, en honor a su descubridor.
B. EFECTO DE MOVIMIENTO
En una solución verdadera las moléculas están siempre en rápido movimiento. Tanto las moléculas de soluto como las de solvente presentan movimiento molecular. Como las partículas coloidales son grandes, por lo general formadas por agregados moleculares, su movimiento es más lento. Aparentemente la causa del movimiento de las partículas coloidales es el bombardeo que reciben de las moléculas del medio en el cual están dispersas. Robert Brown (1777-1858) fue el primero que observó, en el ultramicroscopio, este movimiento es una de las razones por las que las partículas coloidales no se sedimentan, a pesar de su gran tamaño, aun cuando se dejen en reposo por un tiempo prolongado. Las partículas coloidales pueden poseer una carga eléctrica característica sobre su superficie. Esta carga puede ser su resultado de la adsorción de iones, el efecto de la electricidad estática o la ionización de las propias partículas coloidales. El proceso responsable de la generación de la carga, determinará el signo de la misma. Dado que partículas de la misma carga se repelen, cuando las partículas coloidales tienen carga no forman agregados mayores, con lo cual se evita que precipiten en forma de coágulos, proceso denominado coagulación.
A- PROPIEDADES Y DEFINICIÓN DE ÁCIDOS Y BASES
Ácido: es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre), y el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base son diferentes de las reacciones redox en que no hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.
A.1- DEFINICIÓN DE ARRHENIUS
El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido:
H2O(l) + H2O (l) 
H3O+(ac) + OH-(ac)
En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H2O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H+(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el núcleo de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ion hidronio, H3O+ e incluso de especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.
A.2- DEFINICIÓNN DE BRONSTED- LOWRY
Aunque el concepto de Arrhenius es muy útil para describir muchas reacciones, también está un poco limitado en su alcance. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un protón. Un ácido de Brønsted-Lowry (o simplemente ácido de Brønsted) es una especie que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH3COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico.
Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH3COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H3O+ cuando está disuelto en agua, y actúa como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el CH3COOH sufre la misma transformación, donando un protón al amoníaco (NH3), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius de un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de Brønsted-Lowry también puede ser usada para describir compuestos moleculares, mientras que los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos iónicos. El cloruro de hidrógeno (HCl) y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH4Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como cationes hidronio y aniones cloruro. Las siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius:
1.) H3O+(ac) + Cl-(ac) + NH3 → Cl-(ac) + NH+4(aq)
2.) HCl(benceno) + NH3(benceno) → NH4Cl(s)
3.) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
Como con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones trabajan para el primer ejemplo, donde el agua es el solvente y se forma ion hidronio. Las siguientes dos reacciones no involucran la formación de iones, pero pueden ser vistas como reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el cloruro de hidrógeno y el amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio sólido en un solvente benceno, y en la tercera, HCl gaseoso y NH3 se combinan para formar el sólido.
A.3- DEFINICIÓN DE LEWIS
Un tercer concepto fue propuesto por Gilbert N. Lewis, que incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones. Las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química ácido-base.
B- FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa:
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
B.1- ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES
Los electrólitos pueden ser débiles o fuertes, según estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso. Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua lo hace completamente y provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua lo hace parcialmente y produce iones parcialmente, con reacciones de tipo reversible.
B.2- FORMACIÓN DE IONES EN DISOLUCIONES ACUOSAS
Si Pb2+ y l- reaccionasen solo formando el sólido Pbl2, la solubilidad de Pb2+ será a siempre muy baja en presencia de exceso de l-:
Lo que se observa, en cambio, es que grandes concentraciones de l- disuelven el sólido Pbl2. Esto se explica porque se forma una serie de iones complejos
B.2.1- IONIZACIÓN DEL AGUA
Dos moléculas polares de agua pueden ionizarse debido a las fuerzas de atracción por puentes de hidrogeno que se establecen entre ellas.
Un ion hidrogeno se disocia de su átomo de oxigeno de la molécula (unidos por enlace covalente), y pasa a unirse con el átomo de oxígeno de la otra molécula, con el que ya mantenía relaciones mediante el enlace de hidrógeno.
El agua no es un líquido químicamente puro, ya que se trata de una solución iónica que siempre contiene algunos iones H3O+ y OH- .
(Se utiliza el símbolo H+, en lugar de H3O+).
El producto [H+]·[OH-]= 10-14, se denomina producto iónico del agua, y constituye la base para establecer la escala de pH, que mide la acidez o alcalinidad de una disolución acuosa , es decir, su concentración de iones [H+] o [OH-] respectivamente.
C- DISOCIACIÓN Y IONIZACIÓN
La ionización es el proceso químico o físico mediante el cual se producen iones, estos son átomos o moléculas cargadas eléctricamente debido al exceso o falta de electrones respecto a un átomo o molécula neutra. A la especie química con más electrones que el átomo o molécula neutra se le llama anión, y posee una carga neta negativa, y a la que tiene menos electrones catión, teniendo una carga neta positiva. Hay varias maneras por las que se pueden formar iones de átomos o moléculas.
Proceso de disociación
Disociación en química y bioquímica es un proceso general en el cual complejos, moléculas o sales se separan en moléculas más pequeñas, iones o radicales, usualmente de manera reversible. Disociación es lo opuesto de la asociación y de la recombinación.
D- REACCIONES DE ÁCIDOS Y BASES
Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4
D.1- REACCIÓN DE ÁCIDOS CON LOS METALES
Todos los metales son atacados por los ácidos, es decir, que reaccionan con ellos, algunos más que otros son Cu, Fe, Pb, Al.
Cuando un metal tiene potencial de oxidación positiva (E0+) libera hidrógeno (H2) al reaccionar con los ácidos.
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
D.2- REACCIONES DE BASES PARA FORMAR COMPUESTOS INSOLUBLES
· Tienen sabor amargo característico.
· Sus disoluciones acuosas producen una sensación suave (jabonosa) al tacto.
· Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, devuelven el color azul al tornasol enrojecido por los ácidos.
· Precipitan muchas sustancias, que son solubles en los ácidos.
· Pierden todas sus propiedades características cuando reaccionan con un ácido.
Esta última cualidad de las bases, análoga a la de los ácidos, de neutralizar sus propiedades características cuando reaccionaban entre sí, se llamó, por ello, neutralización.
El conjunto de las propiedades anteriores constituye lo que se llama una definición operacional o fenomenológica, basada en hechos experimentales, pero sin tratar de darles una interpretación.
D.3- REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Y TITULACIONES
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal. También se puede decir que esta reacción que da lugar cuando mezclas un acido con una base de igual o diferente pH, por ejemplo: Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
Ácido + base → sal + agua
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Instituto Fermin Naudeau
El Instituto Fermín Naudeau fue creado mediante el decreto ley, del 29 de abril de 1958, siendo Ministro de Educación, el Ingeniero Víctor Nelson Juliao. El Director es el Profesor Eric Prescilla. El Instituto Fermín Naudeau ofrece el Bachillerato en Ciencias y el Bachillerato en Ciencias con énfasis en Informática. El Lema que identifica al Instituto Fermín Naudeau es “Disciplina, Honor y Saber”. |
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Se denomina química a la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia. |
