Bienvenidos a mi primer blog sobre la quimica!

                                                                                    

                                            

COLEGIO DE BACHILLERES DEL ESTADO DE PUEBLA

ORGANISMO PÚBLICO DESCENTRALIZADO

COBAEP-P27

 ZARAGOZA PUEBLA

MI BLOG SOBRE LA QUIMICA

·       NOMBRE DEL ALUMNO: OSVALDO ROJANO GONZALEZ

·      PROFESOR: Lic. Pedro Martínez Rodríguez

1 SEMESTRE 2016-B

Les reitero la mas cordial bienvenida a mi primer blog sobre: LA QUIMICA!!





Los Saluda Osvaldo Rojano Gonzalez, el creador de este Blog 👍 

 LA QUIMICA 

La química (palabra que podría provenir de los términos griegos χημία o χημεία, quemia y quemeia respectivamente) es la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.Linus Pauling la define como la ciencia que estudia las sustancias, su estructura (tipos y formas de acomodo de los átomos), sus propiedades y las reacciones que las transforman en otras sustancias en referencia con el tiempo
La química moderna se desarrolló a partir de la alquimia, una práctica protocientífica de carácter filosófico, que combinaba elementos de la química, la metalurgia, la física, la medicina, la biología, entre otras ciencias y artes. Esta fase termina al ocurrir la llamada Revolución de la química, basada en la ley de conservación de la materia y la teoría de la combustión por oxígeno postuladas por el científico francés Antoine Lavoisier.
Las disciplinas de la química se agrupan según la clase de materia bajo estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se encuentran la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que estudia la materia orgánica; la bioquímica, que estudia las substancias existentes en organismos biológicos; la fisicoquímica que comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a escalas macroscópicas, moleculares y atómicas, y la química analítica, que analiza muestras de materia y trata de entender su composición y estructura.

EL TEMA QUE ME GUSTARIA DESARROLLAR ES EL SIGUIENTE: 

SOLUCIONES ACIDAS Y BASICAS 

Según la definición de Arrhenius una sustancia ácida es aquella que produce iones H₃O⁺ (hidronio) cuando se disocia al disolverse en agua y una básica produce iones OH^- (hidróxido) en las mismas condiciones, y aunque esta definición no es la mas general siempre es aplicable a soluciones, de modo que será la que utilizaremos en el presente artículo excepto cuando haya que mencionar la definición de Brønsted y Lowry porque lo que se dice lo requiere.

Dada la condición de Arrhenius el balance entre los iones H₃O⁺ y OH^- presentes es el que define si una solución es ácida o básica, de forma que podemos asegurar que:

Una solución es ácida: cuando la concentración de iones hidronio es mayor que la concentración de iones hidróxido [H₃O⁺] > [OH^-].

Una solución es básica: cuando la concentración de iones hidróxido es mayor que la concentración de iones hidronio [H₃O⁺] < [OH^-].

Esto significa que cuando nos preguntamos cuán ácida o básica es una solución debemos pensar en términos de cantidades de los iones respectivos, y cuando se habla de cantidades, los químicos enseguida piensan en moles, de modo que si usted pregunta por cuanto ácida es una solución la respuesta del químico debe ser usando la molaridad del ion hidronio, es decir cuantos moles de H₃O⁺ están presentes por cada litro de solución. Pero no podemos hablar de acidez o basicidad sin primero conocer el "patrón" de comparación, la solución neutra.

DESARROLLO DEL TEMA:

Soluciones neutras

Cuando decimos que una solución es neutra, es por que no es ácida ni básica, pero esto no significa que no existan iones hidronio e hidróxido en la solución. Por ejemplo, el agua pura es neutra, sin embargo, a la pregunta ¿hay iones H₃O⁺ y OH^- en el agua pura? la respuesta es sí. El agua pura siempre contiene estos iones, pero no muchos, de hecho, un litro de agua pura a 25°C tiene 1.0 x 10^-7 moles de H₃O⁺ y exactamente la misma cantidad de iones OH^- y esto es lo que significa que el agua es neutra y no la ausencia de iones H₃O⁺ y OH^- .

Dada la definición de molaridad, este número de moles (1.0 x 10^-7) de iones H₃O⁺ en un litro de agua indica justamente que la concentración de estos iones es 1.0 x 10^-7 M, o lo que es lo mismo 10^-7 M ya que el 1.0 puede obviarse. Como sabemos que el agua es neutra se deduce que la concentración de iones OH^- es también de 10^-7 M.

No es posible tener agua, ni siquiera pura, sin que una pequeña parte de sus moléculas se disocien en iones y, de hecho, esto sucede siempre, simplemente porque así es la naturaleza del agua, una cantidad relativamente pequeña de moléculas ceden un protón (H⁺) y otra cantidad igual los aceptan, de esta forma las moléculas que donan protones se transforman en OH^- y la que los aceptan en H₃O⁺. Esto significa además, que una de las moléculas de agua se comporta como ácido (dona un protón) y la otra como base (acepta un protón) en concordancia con la definición de ácidos y bases de Brønsted y Lowry.

Del artículo Equilibrio químico sabemos que la constante de equilibrio (K_eq) para una reacción como esta, que se produce en una sola etapa, es igual a la multiplicación de las concentraciones molares de los productos elevadas a un exponente que coincide con su número estequiométrico en la reacción balanceada en el numerador, y la concentración de los reaccionantes elevados igualmente a su número estequiométrico en el denominador.Note que hay dos moléculas de agua en los reaccionantes por eso el exponente 2 en el denominador.

La expresión 1 se puede simplificar teniendo en cuenta que la concentración del agua en la solución se puede considerar constante. Un litro de agua contiene unos 55.5 moles de agua, de forma que el agua pura tiene una concentración 55.5 M, lo que es un número realmente grande en comparación con el cambio de concentración que puede sufrir si dejamos que unas pocas moléculas se disocien. Teniendo en cuenta que la concentración de agua es constante los químicos han establecido una nueva constante de equilibrio particular para el agua llamada K_w que r^_esponde.

Este valor tan bajo de la constante de equilibrio (K_w= 1.0 x 10^-14) de la reacción nos indica que en realidad la disociación de las moléculas de agua a 25°C es extremadamente poca, y por tanto la reacción 1 tiende fuertemente a la izquierda (vea el artículo Equilibrio químico).

La importancia de K_w va mucho mas allá de indicarnos la extensión de la reacción de la autodisociación del agua, es también una herramienta muy útil en el trabajo con disoluciones. Como se ha aclarado arriba, cuando se trata de una disolución acuosa la concentración del agua (el componente mayoritario) se puede considerar invariable, y este hecho es extensivo aun cuando se agreguen sustancias externas que aumenten la concentración de los iones H₃O⁺ u OH^- a la disolución, de forma que siempre, e ^{_{invariablemente se cumplirá que:}}

El producto de las concentraciones de los iones H₃O⁺ y OH^- en una disolución acuosa es igual a 1.0 x 10^-14 a 25°C 

Agreguemos ahora un ácido o una base al agua

Partiendo del hecho de que la concentración de iones hidronio e hidróxido en el agua neutra es 1.0 x 10^-7, cuando agregamos un ácido al agua para formar una solución lo que hacemos es aumentar la concentración de los iones hidronio, y cuando le agregamos una base estamos aumentando la cantidad de iones hidróxido, en ambos casos por encima del valor 1.0 x 10^-7 del agua neutra, esto nos permite enunciar otra definición de soluciones ácidas y básicas:

Una solución es ácida: cuando la concentración de iones hidronio es mayor que 1.0 x 10^-7.

Una solución es básica: cuando la concentración de iones hidróxido es mayor que 1.0 x 10^-7.

Pero como hay una relación de proporcionalidad inversa entre la concentración de iones hidróxido y la de iones hidronio en la solución, según establece la constante de equilibrio K_w , cuando la concentración uno de ellos aumenta la del otro tiene necesariamente que disminuir para que se cumpla que K_w = [H₃O⁺] x [OH^-] = 1.0 x 10^-14.

Supongamos que agregamos un mol de ácido clorhídrico (HCl) a la cantidad suficiente de agua para formar un litro de solución acuosa. El HCl se disocia totalmente y adiciona un mol de H₃O⁺ a la solución lo que la convierte en una solución muy ácida ya que la concentración de H₃O⁺ es mucho mayor que 1.0 x 10^-7 M. Ahora una pregunta ¿hay algún ion OH en la solución? la respuesta es sí; la constante de equilibrio K_w indica que siempre e invariablemente en una solución acuosa habrá un equilibrio entre los iones hidronio e hidróxido que responden a la expresión 4 vista arriba y que repetimos a continuación.
Si despejamos en la expresión 4 la concentración del ion hidróxido y sustituimos los valores para la disolución de ácido clorhídrico presentada (1 M de H₃O^-).
Note que ahora la concentración de los iones H₃O⁺ que subimos a 1M producen una disminución de la concentración de los iones OH^- del agua pura desde 1.0 x 10^-7 hasta 1.0 x 10^-14 en la solución ácida, pero de todas formas están presentes.

EJEMPLOS

(Reacción 1)

lo que visto molecularmente es:

  (Reacción 1)

 concentración de los reaccionantes elevados igualmente a su número estequiométrico en el denominador, es decir:

(Expresión 1)

 K_w = K_eq x [H₂O]²          (Expresión 2)

^{De manera que sustituyendo el valor de K}eq ^{dado en la expresión 1 en la expresión 2 tenemos:}

     (Expresión 3) 

Finalmente la constante de equilibrio K_w es:

K_w = [H₃O⁺] x [OH^-]                  (Expresión 4)

Es decir:

La constante de ionización o disociación del agua es el producto de las concentraciones molares de los iones H₃O⁺ y OH^-

Ahora calculemos K_w para el agua a 25°C usando la expresión 4:

K_w = [H₃O⁺] x [OH^-] = 1.0 x 10^-7 x 1.0 x 10^-7

K_w = 1.0 x 10<sup>-14

K_w = [H₃O+] x [OH-] = 1.0 x 10-14       (Expresión 4)

Si despejamos en la expresión 4 la concentración del ion hidróxido y sustituimos los valores para la disolución de ácido clorhídrico presentada (1 M de H₃O-) tenemos:</sup>

 

^{AQUI LES DEJO UN PEQUEÑO FRAGMENTO DE UN VIDEO SOBRE EL TEMA:}

 

 "EJERCISIO"

PRACTICA:       IDENTIFICACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES

    La identificación de ácidos y bases puede hacerse de dos formas:

a)    De manera cualitativa, es decir investigar solamente si la sustancia es  básica o ácida. 

b)    De manera cuantitativa, que se refiere a precisar la fuerza del ácido o la base  (valor de pH)

Para el primer caso utilizamos las tiras de papel tornasol: el papel tornasol azul cambia a rojo en una solución ácida y el papel tornasol rojo cambia a azul en una sustancia básica. Se utilizan sólo una vez y se desechan.

  



PAPEL TORNASOL AZUL

PAPEL TORNASOL ROJO

 Para el segundo caso utilizamos los indicadores de pH, las tiras reactivas para pH y los potenciómetros (que son instrumentos que indican el valor de pH en una pantalla digital). El pH se utiliza para medir la fuerza de un ácido y una base, y tiene una escala que va de 0 a 14. 

 Los indicadores ácido-base,  son compuestos que muestran un cambio definido de color cuando se mezclan con un ácido o una base. Si se utilizan con precisión  y conocemos los intervalos de pH en los que cambian de color, se pueden determinar valores de pH con gran exactitud. La fenolftaleína es un indicador ácido-base de los más conocidos, es incoloro en pH menor a 8.2 y rosa intenso en pH mayor a 10.

Se tienen varios tipos de tiras reactivas para medir el pH, dependiendo del fabricante, cada tira tiene cierto número de cojines que al sumergirse en la sustancia problema cambian de color, el cual comparamos con los colores de referencia que trae la caja; y el que se parezca más al de nuestra tira “problema”, nos indicará el valor de pH.

Este tipo de tiras se utilizan en sustancias líquidas, incoloras o con colores no muy intensos (para que se observe bien el cambio de color de los cojines), se sumergen en la sustancia por unos segundos, verificando que todos los cojines queden impregnados de ella. Se saca de la muestra, se quita el exceso de líquido con papel absorbente (sin tocar los cojines), se “lee” lo más pronto posible, porque si pasa mucho tiempo, los colores pueden variar y entonces haremos “lecturas” erróneas de pH. Se utilizan sólo una vez y se desechan.

Observe que en el valor de 0 se indica como se orienta la tira reactiva para hacer la lectura.

PROCEDIMIENTO.

Por equipo deberán traer dos sustancias que consideren que son bases, dos sustancias que crean que son ácidos y una neutra. Se requieren aproximadamente 5 mililitros de cada muestra.

En caso de que la muestra tenga que diluirse, hágalo con agua destilada. Se darán las indicaciones necesarias el día de la práctica.

Si traen frutas, procuren que sean a las que puedan extraer el jugo fácilmente, para poder vaciarlos en tubos de ensayo.

Al entrar al laboratorio, en una hoja blanca anote de izquierda a derecha y en orden creciente de valor de pH los nombres de las sustancias que haya traído,  esto  sólo como referencia para después compararla con sus resultados al final de la sesión. 

1.- Vacíe las sustancias en tubos de ensayo, diluya con agua destilada si es necesario y rotule los tubos.

2.- Determine si sus muestras son ácidas o básicas con ayuda del papel tornasol rojo y azul. Sumerja por unos segundos la mitad de la tira de papel (con ayuda de una pinza de disección)  en la muestra y observe el cambio de color, comparándolo con la otra mitad de la tira que no sumergió (con la parte de la tira que sostuvo con la pinza).

3.- Después, utilizando las tiras reactivas para pH, mida el valor de pH de cada sustancia.

4.- Lave y seque su material. Tire el papel tornasol y las tiras reactivas para pH que haya utilizado.

CUESTIONARIO.

1.- ¿Qué características presentan las sustancias ácidas?

2.- ¿Qué características presentan las sustancias básicas?

3.- ¿Qué es el pH? 

4.- Llene la siguiente tabla:

Nombre de la sustancia	Cambio de color del papel tornasol rojo	Cambio de color del papel tornasol azul	La    sustancia es   ácida o básica	Valor de pH

5.- Ubique en una escala de pH  los valores obtenidos, indicando a que sustancia pertenecen.

6.- Anote tres ejemplos donde es importante  controlar el valor de pH de las sustancias.

CONCLUSIONES

YA CONCLUIDA LA PRACTICA Y LA EXPLICACIÓN DE SOLUCIONES ÁCIDAS Y BÁSICAS PODEMOS CONCLUIMOS QUE:

1.- Ambos iones H₃O⁺ y OH^- están siempre presentes en todas las disoluciones acuosas.

2.- El producto de sus concentraciones molares será siempre igual a 10^-14 a 25°C.

SI TE GUSTO EL BLOG, PUEDES SEGUIR LEYENDO LA SIGUIENTE PAGINA WEB:  http://infunid014o.blogspot.mx/2009/01/soluciones.html

NO OLVIDES DARLE LIKE Y COMENTAR, ME SERIA DE MUCHA AYUDA SABER TU OPINION ;).