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domingo, 3 de mayo de 2015

Equilibrio Quimico

1.- ¿Qué es un equilibrio químico?

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

2.- Ley de Acciòn de las Masas
 


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siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos).
Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto.
En la reacción anterior: H2 (g)+ I2 (g) ? 2 HI (g)
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martes, 14 de abril de 2015

Oxido Reduccion

Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:
  • El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
  • El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.2
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electrones del medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado. Cuando una especie puede oxidarse, y a la vez reducirse, se le denomina anfolito, y al proceso de la oxidación-reducción de esta especie se le llama anfolización.


El principio de electro neutralidad de Pauling corresponde a un método de aproximación para estimar la carga en moléculas o iones complejos, este supone que la carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir, -1, 0, +1).
Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales.
  • Semirreacción de reducción: 2e− + Cu2+ → Cu0
  • Semirreacción de oxidación: Fe0 → Fe2+ + 2e−
o más comúnmente, también llamada ecuación general:
Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0
La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.
Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

 a oxidación es una reacción química muy poderosa donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.3
Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de iones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.
Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.
Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.
La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.
La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+.
Br− + O
3 → BrO−
3
El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:
2 NaI + Cl
2 → I
2 + 2 NaCl
Ésta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:
  • 2I− → I
    2     + 2 e−
  • Cl
    2     + 2 e− → 2 Cl−
Ejemplo
El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

Reducción

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un átomo se reducen presenta estas características:
Ejemplo
El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
Fe3+ + e− → Fe2+
En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:
  • CH≡CH + H
    2     → CH
    2    =CH
    2     (el etino se reduce para dar eteno).
  • CH
    3    –CHO     + H
    2     → CH
    3    –CH
    2    OH     (el etanal se reduce a etanol).

Número de oxidación

La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso de oxidación, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.
El número de oxidación:
  • Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
  • Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Reglas para asignar el número de oxidación

  • El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.
  • El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.
  • El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH
    3    , LiH)
  • El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na
    2    O
    2    , H
    2    O
    2    ).
  • El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
  • El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.
  • El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

Ajuste de ecuaciones

Todo proceso redox requiere del ajuste estequiométrico de los componentes de las semirreacciones para la oxidación y reducción.
Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden:
  • en medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua (H
    2    O    ), y electrones
  • en medio básico hidroxilos (OH−), moléculas de agua (H
    2    O    ), y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación.

Medio ácido

En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H
2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.
Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.
Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.
Ecuación sin balancear:
Mn^{2+}_{(aq)} + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + MnO^{-}_{4(aq)}
Oxidación :Mn^{2+}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 5 e^-
Reducción :2e^- + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)}
Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.
Oxidación: \color{Blue}4H_2O\color{Black} + Mn^{2+}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + \color{Blue}8 H^{+}_{(aq)} \color{Black} + 5 e^-
Reducción: 2e^- + \color{Blue}6H^+\color{Black} + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + \color{Blue}3H_2O\color{Black}
Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.
Oxidación: ( 4H_2O + Mn^{2+}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 8 H^{+}_{(aq)} + \color{OliveGreen}5 e^-\color{Black} ) \color{Orange}\times 2\color{Black}
Reducción: ( \color{Orange}2e^-\color{Black} + 6H^+ + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + 3H_2O ) \color{OliveGreen}\times 5\color{Black}
Al final tendremos:
Oxidación: 8H_2O + 2Mn^{2+}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^-
Reducción: 10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O
Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.
\underline{ \left . \begin{array}{rcl} 8H_2O + 2Mn^{2+}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^- \\ 10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O \end{array} \right \Downarrow + }
14H^+_{(aq)} + 2Mn^{2+}_{(aq)} + 5NaBiO_{3(s)} \to 7H_2O + 2MnO^{-}_{4(aq)} + 5Bi^{3+}_{(aq)} + 5 Na^+_{(aq)}

Medio básico

En medio básico se agregan iones hidróxidos (aniones) (OH−) y agua (H
2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.
Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.
Ecuación sin balancear:
KMnO_4 + Na_2SO_3 + H_2O \to MnO_2 + Na_2SO_4 + KOH \,\!
Separamos las semirreacciones en
Oxidación: SO_3^{2-} \to SO_4^{2-} + 2e^-
Reducción: 3e^- + MnO_4^- \to MnO_2
Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).
Oxidación: \color{Blue}2OH^-\color{Black} + SO_3^{2-} \to SO_4^{2-} + \color{Blue}H_2O\color{Black} + 2e-
Reducción: 3e^- + \color{Blue}2H_2O\color{Black} + MnO_4^- \to MnO_2 + \color{Blue}4OH^-\color{Black}
Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.
Oxidación: ( 2OH^- + SO_3^{2-} \to SO_4^{2-} + H_2O + \color{OliveGreen}2 e^-\color{Black} ) \; \color{Orange}\times 3\color{Black}
Reducción: ( \color{Orange}3 e^-\color{Black} + 2H_2O + MnO_4^- \to MnO_2 + 4OH^- ) \; \color{OliveGreen}\times 2\color{Black}
Obtenemos:
Oxidación: 6OH^- + 3SO_3^{2-} \to 3SO_4^{2-} + 3H_2O + 6e^-
Reducción: 6e^- + 4H_2O + 2MnO_4^- \to 2MnO_2 + 8OH^-
Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.
\underline{ \left . \begin{array}{rcl} 6OH^- + 3SO_3^{2-} \to 3SO_4^{2-} + 3H_2O + 6e^- \\ 6e^- + 4H_2O + 2MnO_4^- \to 2MnO_2 + 8OH^- \end{array} \right \Downarrow + }
2KMnO_4 + 3Na_2SO_3 + H_2O \to 2MnO_2 + 3Na_2SO_4 + 2KOH \,\!

Aplicaciones

En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).
La reacción inversa de la reacción redox (que produce energía) es la electrólisis, en la cual se aporta energía para disociar elementos de sus moléculas.

Oxidaciones y reducciones biológicas

Reducción del coenzima FAD, en forma de ganancia de un par de átomos de hidrógeno (dos protones y dos electrones.
En el metabolismo de todos los seres vivos, los procesos redox tienen una importancia capital, ya que están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración aeróbica. En ambas reacciones existe una cadena transportadora de electrones formada por una serie de complejos enzimáticos, entre los que destacan los citocromos; estos complejos enzimáticos aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) pares de electrones de una manera secuencial, de tal manera que el primero cede electrones al segundo, éste al tercero, etc., hasta un aceptor final que se reduce definitivamente; durante su viaje, los electrones van liberando energía que se aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma de ATP.
Otro tipo de reacción redox fundamental en los procesos metabólicos son las deshidrogenaciones, en las cuales un enzima (deshidrogenasa) arranca un par de átomos de hidrógeno a un sustrato; dado que el átomo de hidrógeno consta de un protón y un electrón, dicho sustrato se oxida (ya que pierde electrones). Dichos electrones son captados por moléculas especializadas, principalmente las coenzimas NAD+, NADP+ y FAD que al ganar electrones se reducen, y los conducen a las cadenas transportadoras de electrones antes mencionadas.
El metabolismo implica cientos de reacciones redox. Así, el catabolismo lo constituyen reacciones en que los sustratos se oxidan y las coenzimas se reducen. Por el contrario, las reacciones del anabolismo son reacciones en que los sustratos se reducen y las coenzimas se oxidan. En su conjunto, catabolismo y anabolismo constituyen el metabolismo.
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PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

Los estudios teóricos y experimentales han permitido establecer, que los líquidos poseen propiedades físicas características. Entre ellas cabe mencionar: la densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar, la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc.

Cada líquido presenta valores característicos (es decir, constantes) para cada una de estas propiedades. Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, la presencia del soluto determina una modificación de estas propiedades con relación a su estado normal en forma aislada, es decir, líquido puro. Estas modificaciones se conocen como PROPIEDADES DE UNA SOLUCIÓN.

Las propiedades de las soluciones se clasifican en dos grandes grupos:

1.- Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.

2.- Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. Las cuales son:

- descenso en la presión de vapor del solvente,

- aumento del punto de ebullición,

- disminución del punto de congelación,

- presión osmótica.
s decir, son propiedades de las soluciones que solo dependen del número de partículas de soluto presente en la solución y no de la naturaleza de estas partículas.


Disminución de la presión de vapor

Si un soluto es no volátil la presión de vapor de su disolución es menor que la del disolvente puro. Así que la relación entre la presión de vapor y presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación está dada por la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de un disolvente sobre una disolución está dada por la presión de vapor deldisolvente puro, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución.
 
 Una fuerza motora en los procesos físicos y químicos es el incremento del desorden: a mayor desorden creado, más favorable es el proceso. La vaporización aumenta el desorden de un sistema porque las moléculas en el vapor no están tan cercanamente empacadas y por lo tanto tienen menos orden que las del líquido. Como en una disolución está mas desordenada que el disolvente puro, la diferencia en el desorden entre una disolución y un vapor es menor que la que se da entre un disolvente puro y un vapor. Así las moléculas del líquido tienen menor tendencia a abandonar el disolvente para transformarse en vapor.

Elevación del punto de ebullición

El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica externa. Como difieren los puntos de ebullición y de congelación de una solución hídrica de los del agua pura? La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de la solución. Como se ve en la Fig la curva de presión de vapor de la solución cambiará hacia abajo relativo a la curva de presión de vapor del agua líquida pura; a cualquier temperatura dada, la presión de vapor de la solución es más baja que la del agua pura líquida. Teniendo en cuenta que el punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 1 atm., al punto de ebullición normal del agua líquida, la presión de vapor de la solución será menor de 1 atm. Por consiguiente se necesitará una temperatura más alta para alcanzar una presión de vapor de 1 atm. Así el punto de ebullición es mayor que el del agua líquida.
Para incrementar el punto de ebullición relativo al del solvente puro, T, es directamente proporcional al número de partículas del soluto por mol de moléculas de solvente. Dado que la molalidad expresa el número de moles de soluto por 1000 g de solvente, lo cual representa un número fijo de moles del solvente. Así Tes proporcional a la molalidad.


Kb = constante de elevación del punto de ebullición normal, solo depende del solvente. Para el agua es 0.52 °C / m, por consiguiente una solución acuosa 1 m de sacarosa o cualquier otra solución acuosa que sea 1 m de partículas de soluto no volátil ebullirá a una temperatura 0.52 °C más alta que el agua pura


Reducción del punto de congelación

La presión de vapor más baja de una solución con relación al agua pura, también afecta el punto de congelamiento de la solución, esto se explica porque cuando una solución se congela, los cristales del solvente puro generalmente se separan; las moléculas de soluto normalmente no son solubles en la fase sólida del solvente. Por ejemplo cuando soluciones acuosas se congelan parcialmente, el sólido que se separa casí siempre es hielo puro, como resultado la parte del diagrama de fase en la Fig que representa la presión de vapor del sólido es la misma que para el agua líquida pura. En esta misma figura puede verse que el punto triple de la solución a una temperatura menor que el del agua pura líquida debido a que la presión de vapor más baja de la solución comparada con la del agua líquida pura.

El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual comienzan a formarse los cristales de solvente puro en equilibrio con la solución. Debido a que el punto triple de la temperatura de la solución es más bajo que el del líquido puro, el punto de congelamiento de la solución también será más bajo que el del agua líquida pura.

Presión osmótica y Ósmosis

Ciertos materiales, incluyendo muchas membranas de los sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán son semipermeables. Cuando se ponen en contacto con una solución, ellas permiten el paso de algunas moléculas pero no de otras. Generalmente permiten el paso de las moléculas pequeñas de solvente como el agua pero bloquean el paso de solutos más grandes o iones. El carácter semipermeable, se debe a la red de poros diminutos de la membrana.

Consideremos una situación en la cual solamente las moléculas de solvente pueden pasar a través de la membrana. Si esa membrana se coloca entre dos soluciones de diferente concentración, las moléculas de solvente se moverán en ambas direcciones a través de la membrana. Sin embargo la concentración del solvente es mayor en la solución que contiene menos soluto que en la más concentrada. Por consiguiente la tasa de paso del solvente desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada es mayor que la velocidad en la dirección opuesta. Así hay un movimiento neto de las moléculas de solvente desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada, este proceso se llama osmosis. Recuerde: el movimiento neto del solvente es siempre hacia la solución con la concentración de solutos más alta.
La presión necesaria para evitar la ósmosis se conoce como presión osmótica, Π, de la solución. Se encuentra que la presión osmótica obedece una ley de forma similar a la de los gases ideales:


donde V = volumen de la solución
n = número de moles de soluto
R = la constante ideal de los gases = 0.08206 L-atm /mol-K
T = temperatura en la escala Kelvin.





IMPORTANCIA DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite:

A) Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación
fraccionada.

B) Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.

C) Determinar masas molares de solutos desconocidos.

D) Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo.

E) Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.

F) Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.

En el estudio de las propiedades coligativas se deberán tener en cuenta dos características importantes de las soluciones y los solutos.

Soluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de soluciones relativamente
diluídas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son ≤ 0,2 Molar, en donde teóricamente las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.

Solutos: Los solutos se presentarán como:

Electrolitos: disocian en solución y conducen la corriente eléctrica.

No Electrolito: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito puede ser volátil o no volátil.
BIBLIOGRAFIA:


http://labquimica.wordpress.com/2007/08/26/los-fundamentos-las-propiedades-coligativas/
Fisicoquímica. P.W. Atkins, Addison-Wesley Iberoamericana S.A., USA, 1991



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viernes, 13 de marzo de 2015

Soluciones: Ejercicios sobre Unidades de Concentraciòn

Unidades físicas de concentración
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:
a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)
b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)
c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)
a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
soluciones04
b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
soluciones05

  c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
soluciones06  


Unidades químicas de concentración

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:
a) Fracción molar
b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)
c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

a) Fracción molar (Xi):  se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.
soluciones01

soluciones02

soluciones03
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Soluciones: Concepto, Caracteristicas y definiciones.

 Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. 

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.

Entonces, reiterando, llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se encuentran en  fase líquida. Es decir,  las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida,  como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.  

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.
Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.
Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua 

Características de las soluciones (o disoluciones):  

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.  

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.  

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.  

    soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

    solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto.  El solvente es aquella fase en  que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua. (Ver: El agua como solvente).

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.
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domingo, 15 de febrero de 2015

Nomenclaturas Quimica: Ejercicios

Escribe la fórmula a los siguientes compuestos
 
1.        Ácido clorhídrico
2.       Yoduro de hidrógeno
3.       óxido de estroncio
4.       hidruro de aluminio
5.       sulfuro de hidrógeno
6.       oxido de potasio
7.       anhídrido hipoyodoso
8.       ácido bromhídrico
9.       oxido de bario
10.     hidruro de cesio
11.      óxido aurico
12.     anhídrido hiposelenioso
13.     anhídrido sulfuroso
14.     oxido de calcio
15.     hidruro de plata
16.     agua
17.     trihidruro de hidrógeno
18.     anhídrido peryódico
19.      anhídrido sulfúrico
20.    telenuro de hidrógeno.
21.     oxido de oro (I)
22.    oxido de cobalto (III)
23.    oxido nitroso
24.    oxido de cadmio
 
II. Escriba el nombre de los siguientes compuestos:
 
1.        HF
2.       HgO
3.       CaH2
4.       CO2
5.       Rb2O
6.       I2O
7.       SO3
8.       Br2O7
9.       As2O5
10.     Na2O
11.      ZnO
12.     PtO2
13.     SiO2
14.     CsH
15.     HI
16.     CdH2
17.     HCl
18.     I2O
19.     CuO
20.    Au2O3
21.     LiH
22.    SO2
23.    HSe
24.    Cl2O3
 
 
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sábado, 14 de febrero de 2015

.  
¿La fórmula del hidróxido de estroncio es: Es(OH)2?
Verdadero
Falso


2.  
¿La fórmula del hidróxido de sodio es: Na(OH)2?
Verdadero
Falso


3.  
¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de potasio?
P2OH
P(OH)3
KOH
POH


4.  
¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de berilio?
Be(OH)3
Be2(OH)
Be(OH)2
  5.- Cuál es la fórmula química del hidróxido de antimonio(III)?
An3OH
An(OH)3
An(OH)2
Sb(OH)3


6.  
¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de aluminio?
Al(OH)3
Al(OH)2
Al(OH)4
AlOH


7.  
¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de helio(II)?
He2OH
He(OH)2
HeOH
Ninguna de las anteriores


8.  
¿La fórmula del hidróxido de plata es: Ag(OH)?
Verdadero   
Falso   
¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de amonio?
NH4OH
NH3OH
NH4(OH)2
(NH4)2OH


10.  
¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de mercurio(II)?
Hg2OH
Hg3OH
Hg(OH)2
HgOH
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Formulacion y Simbologia Quimica

¿La fórmula BaO2 corresponde al óxido de bario?
Verdadero
Falso


2.  
La fórmula del óxido de fósforo(V) es:
P2O
P2O5
P3O2
PO3


3.  
La fórmula del óxido de fósforo(III) es:
P2O
P2O3
P3O2
PO3
La fórmula del óxido de sodio es:
NaO
Na2O
NaO2
Na2O3


5.  
¿La fórmula CuO corresponde al óxido de cobre(II)?
Verdadero
Falso


6.  
La fórmula del óxido de plata es:
Ag2O
Pt2O
AgO2
PtO2

La fórmula del óxido de nitrógeno(V) es:
N5O
N2O5
N5O2
Ninguna de las anteriores


8.  
La fórmula del óxido de estroncio es:
Sr2O3
Sr2O
SrO2
Ninguna de las anteriores


9.  
¿La fórmula S2O3 corresponde al óxido de azufre VI?
Verdadero
Falso


10.  
¿La fórmula SnO2 corresponde al óxido de Estroncio(IV)?
Verdadero
Falso   
         
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