domingo, 21 de noviembre de 2010

Soluciones o Disoluciones


Solución: Dispersión homogénea entre dos o más sustancias.
Sólido en Sólido: Cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo son las aleaciones, como el Zinc en el Estaño.
Líquidos en Líquidos: Por ejemplo, diferentes mezclas de Alcohol en Agua.
Gases en Gases: existen disoluciones de gases con gases en la atmósfera, como el Oxígeno en Nitrógeno.
SOLUCIÓN
DISOLVENTE
SOLUTO
EJEMPLOS
Gaseosa
Gas
Gas
Aire
Liquida
Liquido
Liquido
Alcohol en agua
Liquida
Liquido
Gas
O2 en H2O
Liquida
Liquido
Sólido
NaCl en H2O


Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.
Disolución concentrada: Tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.
Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente.
Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada.
Solución Porcentual (%):Se define como la cantidad de soluto expresada en gramos disueltos y aforados en 100 mililitros de solución.
%------------- soluto g---------------100ml. de solución


Solución Molar (M): Es la que tiene un mol o el peso molecular del soluto expresado en gramos disueltos y aforados en 1000 mililitros de solución.

1 Molar------- peso molecular g ----------1000 ml de solución.
Solución Molal (m): Es la que tiene disuelto el peso molecular del soluto expresado en gramos en 1000 g de solvente.
1 molal --------peso molecular g ------------1000 g de solvente.
Solución en partes por millón (ppm): Se refiere a la cantidad de mg (miligramos) que hay en un kg de disolución; como la densidad del agua es 1g/mL; entonces 1 kg de solución tiene un volumen de aproximadamente 1 litro. Por eso los ppm son también los mg de una sustancia en un litro, mg/l (siguiendo el mismo razonamiento, los ppm también son los gramos que contiene cada metro cúbico, g/m³).
Para calcular los ppm se divide el peso (en mg) por el volumen (en litros). Por ejemplo, una disolución de 15 gramos (g) en 3 metros cúbicos de agua:
15 g x 1000 mg/g = 15000 mg; 3 m³ x 1000 L/m³ = 3000 L;
Concentración: 15000 mg / 3000 L = 5 mg/L = 5 ppm.

Quilate: del gr.κεράτιον que significa algorrobo. El quilate es un término que se utiliza de dos maneras distintas:
1.   Quilate de gemología: Unidad de masa usada, fundamentalmente, para pesar gemas y perlas. En este sentido representa un peso de 200 miligramos (0,2 gramos) en el sistema métrico decimal.
2.   Quilate de orfebrería: Designa la ley (pureza) de los metales utilizados en las joyas. En este sentido, un quilate de un metal precioso representa la vigésima cuarta (1/24) parte de la masa total de la aleación que la compone (aproximadamente el 4,167%). 

Conceptos

Ion: Partícula con carga, se dividen en Cationes y aniones.

Catión: Ion que posee carga positiva cuando sede electrones.

Anión: Ion que posee carga negativa cuando gana electrones.

pH: en 1909, Sorensen definió el potencial de hidrógeno pH como el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno.
  • pH= -log [H+]
  • [H+]=1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7
El pH mide el grado de acidez de una disolución acuosa.

Ion hidronio: es el catión que se forma en agua en presencia de cationes de hidrógenoH+. Estos cationes no se presentan libremente; son extremadamente reactivos y son solvatados inmediatamente por las moléculas de agua circundantes. 
El pH de una disolución es la medida de la concentración de los protones; como los protones reaccionan con el agua para dar iones hidronio, se puede considerar el pH como la concentración de esta última especie.

Propiedades de los ácidos: Según Lowry, pueden ser tanto compuestos moleculares como iones, y una misma sustancia molecular o ionica puede actuar en un acido y en otro como base. Para Lewis, un ácido es toda sustancia (molecular o ionica) que puede aceptar un par de electrones.
  1. Tienen sabor ácido 
  2. Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
  3. Son corrosivos.
  4. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
  5. Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
  6. Reaccionan con bases para formar una sal mas agua.
  7. Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.

Propiedades de las bases: Para Lowry una base puede ser tanto compuestos moleculares como iones, y una misma sustancia molecular o ionica puede actuar en un caso como base y en otra como ácido. Para Lewis una base es toda sustancia que puede ceder un par de electrones. Para Arrhenius una base es, en primera aproximación, cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH al medio.

  • Poseen un sabor amargo característico.
  • No reaccionan con los metales.
  • Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
  • Azulean el papel de tornasol.
  • Reaccionan con los ácidos (neutralizándolo)
  • Se pueden disolver
  • Sus átomos se rompen con facilidad

martes, 9 de noviembre de 2010

Teoría ácido-base


Definición de Brönsted-Lowry

La definición de Brönsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H+) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan". A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brönsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base.
En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base. Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un ion hidrógeno (H+).
La eliminación de un protón (ion hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un ion hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion hidrógeno añadido.
Por ejemplo, la eliminación de H+ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl), base conjugada del ácido::
HCl → H+ + Cl
La adición de H+ al anión hidróxido (OH), una base, produce agua (H2O), su ácido conjugado:
H+ + OH → H2O
Así, la definición de Brönsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado:
H+ + NH3 → NH4+
Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético:
CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO
Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido:
H2O está en equilibrio con H3O+ + OH
El agua, al ser anfótero, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un ión H+ y formando la base conjugada, OH, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el ion H+ y formando el ácido conjugado, H3O+.
Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la definición de Brönsted-Lowry, es:
AH + B → BH+ + A
donde AH representa el ácido, B representa la base, y BH+ representa el ácido conjugado de B, y A representa la base conjugada de AH.

Definición de Lewis

La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923 es además, una generalización que comprende la definición de Brönsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente. En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define a una base (conocida como base de Lewis) al compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.
Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:
HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O (l) + NaCl (aq)
La definición de Lewis no considera esta reacción como la formación de una sal y agua o la transferencia de H+ del HCl al OH. En su lugar, considera como ácido al propio ión H+, y como base al ión OH, que tiene un par electrónico no compartido. En consecuencia, aquí la reacción ácido-base, de acuerdo con la definición de Lewis, es la donación del par electrónico del ión OH al ión H+. Esto forma un enlace covalente entre H+ y OH, que produce agua (H2O).
Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto al amoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción:
Ag+ + 2 :NH3 → [H3N:Ag:NH3]+
El resultado de esta reacción es la formación de un aducto de amoníaco-plata.
En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de un aducto cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una molécula, tal como el NH3, con pares de electrones solitarios disponibles dona pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido. En moléculas altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF3), el elemento más electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante. Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de coordinación.