1.
Soluciones de Ácidos, Bases y
Sales
o
Svante
Arrhenius- Ofreció la primera definición para ácidos y bases. Según el los ácidos son las sustancias que contienen
H+ y producen el ion H+ en soln acuosa y las bases son las que contienen OH- y producen el ion OH-
en soln acuosa.
o
Tabla
de Características
|
Ácidos |
Bases |
|
Agrias |
Amargas |
|
Cambian el color de tintes
orgánicos |
Resbalosas al tacto |
|
Reaccionan con metales activos |
Cambian el color de tintes
orgánicos |
|
Reaccionan con carbonatos y
bicarbonatos para liberar el gas CO2 |
Reaccionan con ácidos formando
sales y agua |
|
reaccionan con bases formando
sales y agua |
Conducen corriente eléctrica
(las solubles en agua) |
|
Conducen corriente eléctrica
(las solubles en agua) |
|
o
Neutralización:
cuando un ácido se combina con una base para formar agua:
H+ + OH- = H2O + sal
o
Además
de obtener sales por medio de neutralización podemos obtenerlas cuando un metal
reacciona con un ácido y cuando dos sales reaccionan.
o
Electrolitos:
sales, acidos, bases, solubles en agua que tienen la capacidad de producir
iones, es decir conducen energía.
o
Disociación:
sustancias iónicas que producen iones en medio acuoso.
o
Ionizacion:
sustancias moleculares que producen iones en medio acuoso.
o
Electrolitos
fuertes: se disocian o ionizan completamente en agua. Se consideran así las
sales solubles en agua, los ácidos fuertes y las bases fuertes.
o
Ácidos Fuertes:
-
HCl
-
HBr
-
HI
-
HNO3
-
HClO4
-
H2SO4
o
Bases Fuertes:
-
hidróxidos
-
oxido
de los metales de los grupos IA y IIA
o
Concepto
de Bronsted: el agua tiene la habilidad de actuar como ácido(acepta protón
creando H3O) o base(dona protón creando OH-). Eso depende
de la otra especie presente.
reacción de auto ionización del agua:
H2O + H2O <----> H3O+
+ OH- la
constante de equilibrio es:
K = [H3O+][
OH-] como el agua es
pura, su [ ] no aparece en la expresión: [H2O+]
Kw=[H3O+][ OH-]
A 25° C, Kw tiene
un valor de 1.0 x 10 -14 , y este aumenta o disminuye de
acuerdo a la temperatura.
o
En
las solns acuosas el producto de las [ ] del ion hodronio y de ion hidróxido
siempre tienen que ser igual al Kw.
Cuando en una soln acuosa la [ ] de hidronio supera los 1.0 x 10
-7 M la soln se
clasifica como ácida y si al contrario el que supera la molaridad de 1.0 x 10
-7 es hidróxido, la
soln se considera básica.
o
pH=
-log10 [H3O+]
o
Según
la escala de pH una soln con pH=7 es neutra, con pH –7 es ácida y con +7 es
básica.
o
Metro
de pH: instrumento que utiliza un voltaje eléctrico para determinar la [ ] de
iones H3O+ en la
soln.
o
Indicadores:
sustancias que cambian de color según la acidez del medio en que se encuentre
la sustancia, generalmente son moléculas orgánicas. El intervalo de pH en que
ocurre el cambio de color dependerá de la constante de ionizacion del
indicador.
|
Nombre |
Color en medio ácido |
Color en medio básico |
Intervalo de pH |
|
Anaranjado de metilo |
rojo |
Amarillo |
3.1-4.4 |
|
Rojo de metilo |
Rojo |
Amarillo |
4.2-6.3 |
|
Azul de bromotimol |
Amarillo |
Azul |
6.2-7.6 |
|
Fenolftaleina |
Incoloro |
Rosado |
8.3-10.0 |
2. Equilibrios
Iónicos; Producto de Solubilidad
§
Temperatura
§
Estructura
química
§
Interacción
con moléculas de agua
La expresión del producto de solubilidad (Kps):
Ejemplo:
Ca3
(PO4)2 (S) -
3 Ca +2 (AC) + 2 PO4 3- (AC)
Kps = [Ca +2]3
[PO4 3-]2
Al igual que otras constantes de equilibrio, la Kps no tiene
unidades y su valor depende solo de la temperatura y no de las cantidades de
disolvente y sal utilizada para preparar la solución.
3. Cinética y
Equilibrio Químico
4. Reacciones
Oxidación – Reducción
°
oxidación:
proceso por el cual una sustancia pierde electrones
°
reducción:
proceso por el cual una sustancia gana electrones
°
Agente
Oxidante: sustancia que se reduce y causa la oxidación en el otro agente.
°
Agente Reductor: sustancia que se oxida y causa que otra se
reduzca.
°
Siempre
una reacción de oxidación es acompañada por una de reducción es por eso que nos
referimos a ellas como reacciones redox.
°
Numero
de oxidación: carga real en un elemento en un compuesto iónico o la carga
asignada a un elemento en un compuesto molecular.
°
El elemento se reduce
cuando el # de oxidación disminuye
durante una reaccion química. Para que esto ocurra el elemento debe ganar mas
electrones
°
Cuando el numero de
oxidación aumenta, el elemento es oxidado.
°
Las reacciones de
desplazamiento sencillo siemnpre son reacciones redox.
°
Mientras mas facil le
resulte a un metal formariones positivos, mas activo es.
°
Reglas
a seguir al asignar números de oxidación:
·
Tabla
periódica:
-
Grupo
IA +1
-
Grupo
IIA= +2
-
Hidrógeno
+1 (Cuando esta combinado con no metales)
-
-1
(Cuando esta combinado con metales y boro)
-
Oxígeno
-2 (excepto en el caso de peróxidos, que es -1)
-
Grupo
VIAL -1
·
En
su estado libre el # de oxidación de un elemento es 0
·
El
# de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga
·
La
suma de los #’s de oxidación de todos los átomos en un compuesto es cero
·
En
un poli atómico, la suma de los #’s de oxidación de los átomos que lo
constituyen es igual a la carga del ion
5. Electroquímica
o
Electroquímica
– estudia la reacciones químicas producidas por corriente eléctrica y la
producción de electricidad por reacciones químicas.
o
Todas
las reacciones implican transferencia de electrones por lo cual son reacciones
oxidación-reducción.
o
Medias
celdas- son los lugares en los cuales
estos se separan físicamente de forma que la oxidación ocurre en un lugar y la
reducción en otro.
o
Electrodos
- donde ocurre la oxidación (ánodo) y la
reducción (cátodo)
o
Celda
voltaica – produce electricidad mediante reac. redox espontánea.
o
Celda
electrolítica - consume electricidad
para que una reacción redox no espontánea pueda ocurrir.
o
Consiste
de un solo envase en el cual los electrodos están sumergidos a un circuito
externo.
Celda electrolítica
Celda Voltaica
