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Cinética química

Rama de la Química que se ocupa del estudio de la velocidad de las reacciones. Para que un proceso químico pueda verificarse, es necesario que las moléculas de los productos reaccionantes rompan los enlaces que mantienen unidos a sus átomos constitutivos a fin de que se pueda llevar a cabo la reordenación de los mismos que conduzca a los productos de la reacción. Ello implica que entre unos átomos y otros se produzca una transferencia de electrones sólo posible si estos entran en contacto. Este hecho sirvió a Lewis para desarrollar su teoría de las colisiones, la cual explica las reacciones químicas tomando como base los choques que sufren entre sí las moléculas o los iones de las sustancias reaccionantes. No obstante, la mayoría de los choques entre moléculas son ineficaces, es decir, no conducen a recombinación alguna. Sólo las moléculas que colisionan entre sí con la suficiente energía como para romper sus enlaces son las que reaccionan. Estas moléculas se denominan activadas y...

Constante de presiones

Cifra que se obtiene como la relación entre el producto de las presiones parciales en el equilibrio de los productos de reacción y el producto de las presiones parciales en el equilibrio de los reactivos, todas ellas elevadas al coeficiente estequiométrico correspondiente, y que se designa por kp. Suponiendo un equilibrio químico en el que:. en él, puede definirse una constante, kc, llamada constante de concentraciones, cuyo valor, en el equilibrio, es:. Si las sustancias A, B, C y D que intervienen en el proceso son gaseosas, la constante de equilibrio admite otra expresión en función de las presiones parciales de las sustancias iniciales y de los productos de la reacción, que se llama constante de presiones y que se designa por kp. En el proceso anterior, dicha constante quedaría definida por:. siendo pA, pB, pC y pD las presiones parciales de los gases A, B, C y D, respectivamente. Entre ambas constantes, kc y kp, hay una relación que se puede determinar a partir de la...

Disolución tampón

Disolución formada por un ácido débil y su base conjugada o bien por una base débil y su ácido conjugado, en la que la adición de pequeñas cantidades de ácidos o de bases no provoca cambios de su pH. Estas disoluciones también reciben el nombre de amortiguadoras, reguladoras o disoluciones buffer. La explicación de su comportamiento se halla en el hecho de que una de las dos sustancias que contiene es capaz de reaccionar con los iones H3O+ (lo que equivale a decir que se une a los iones H+), mientras que la otra reacciona con los OH-. Suponiendo, por ejemplo, una disolución formada por ácido acético (ácido débil), CH3 ? COOH, y una de sus sales, el acetato sódico, la disociación del ácido acético conduce a:. Lógicamente, esta reacción está muy desplazada hacia la izquierda por la fuerte concentración de los iones acetato, CH3 ? COO-, lo que posibilitará la reacción:. proceso que amortiguará la variación del pH en caso de que añada un ácido. Otro tanto sucederá si se añade una...

Dureza de las aguas

Medida del valor de sales minerales contenidas en el agua. Las aguas contienen sales disueltas; cuando éstas están presentes en pequeñas cantidades las aguas se denominan blandas, pero si contienen grandes cantidades de especies minerales, especialmente de compuestos de calcio y magnesio, reciben el calificativo de duras. Los compuestos de calcio y magnesio que confieren dureza a las aguas son casi siempre cloruros, sulfatos y bicarbonatos. La medición de la dureza puede hacerse mediante los llamados grados franceses, que determinan los centigramos de CaCO3 en cada litro de agua; por los grados alemanes, que miden los centigramos de CaO en cada litro de agua o por los grados ingleses, que consideran los granos de CaCO3 en cada galón de agua. Entre todas estas medidas, llamadas genéricamente grados hidrotimétricos, hay la siguiente equivalencia:. 1 grado francés = 0,56 grados alemanes = 0,70 grados ingleses. La dureza del agua tiene dos componentes: la dureza temporal y la dureza...

Ecuaciones químicas, estequiometría y leyes del equilibrio

Ecuaciones químicas, estequiometría y leyes del equilibrio. El aserto del pensador griego Heráclito según el cual «nada es permanente excepto el cambio», fue asimilado en filosofía científica a la idea de que el único elemento constante en la materia del Universo es su condición cambiante. En la base de esta condición se halla el concepto de reacción química, proceso en el que dos o más sustancias se transforman en otras. Por ejemplo, la combustión de la madera no es otra cosa que la reacción de los constituyentes orgánicos de esa sustancia con el oxígeno de la atmósfera, lo que da lugar a la formación de vapor de agua, dióxido de carbono y cenizas. Al igual que las combustiones, fenómenos como las fermentaciones, la digestión, la respiración, la corrosión de los metales o el fraguado del cemento no son otra cosa que un conjunto de reacciones químicas. El conocimiento de estos procesos requiere un marco de estudio integrado por una serie de nociones entre las que cabe reseñar las...

Ecuación de Nerst

Expresión matemática que permite conocer el valor de potencial electroquímico de una pila. En general, para una reacción redox cualquiera, la ecuación de Nernst toma la forma:. donde E0 es el potencial normal, z el número de electrones puestos en juego en la reacción y Q, llamado coeficiente de concentración, un cociente cuyo numerador es el producto de las concentraciones de las especies activas del segundo miembro de la reacción, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos y cuyo denominador es un producto análogo al de las concentraciones de los reactivos. Es decir, si el proceso es:. entonces:. La ecuación de Nernst puede aplicarse a una reacción completa, siendo entonces E0 la fuerza electromotriz normal de la pila correspondiente, o bien a un electrodo aislado, en cuyo caso E0 es el potencial de reducción del mismo. Dos electrodos sumergidos en un electrolito y unidos externamente por un conductor metálico forman lo que se conoce como célula electroquímica....

Efecto del ión común

Precipitación que se produce cuando a la disolución de una sal se añade una sustancia que tiene un ión común con aquélla, lo cual altera el correspondiente producto de solubilidad. Suponiendo, por ejemplo, una sal poco soluble en agua, el AgI. Su disociación es:. Designando por K su producto de solubilidad, éste vendrá dado por la expresión:. Si a esta disolución se añade yoduro de sodio, NaI, sal muy soluble, la disociación de éste originará iones I- y Na+, con lo que la concentración total de iones yoduro aumentará. Ello originará, por el principio de Le Chatelier, que el equilibrio se desplace hacia la izquierda y, además, un valor del producto de solubilidad muy superior al que corresponde a la temperatura a la que se lleva a cabo el experimento, con lo que se producirá una precipitación del yoduro de plata inicial. El efecto del ión común es empleado, en general, para disminuir la solubilidad de un compuesto. En Química Analítica, se emplea para lograr la precipitación de...

Equilibrios de oxidación-reducción

Equilibrios de oxidación-reducción. El concepto de oxidación-reducción ha experimentado una notable evolución a medida que se desarrollaba la química como ciencia experimental; sin embargo, sus principios fueron objeto de observación y estudio desde las primeras especulaciones sobre la naturaleza de la materia, ya que la combustión (el filósofo griego Empédocles consideraba el fuego como uno de los cuatro elementos que integraban el arké, o principio de las cosas) no es otra cosa que un proceso de oxidación-reducción, como lo son la corrosión de los metales, la respiración o la fotosíntesis. Las reacciones de oxidación-reducción implican transferencia de electrones y, en su contexto, cabe encuadrar nociones de interés para la comprensión de este tipo de procesos como son el número de oxidación, el ajuste de reacciones de oxidación-reducción o los procesos electroquímicos con ellas relacionados. Diferenciación de los procesos de oxidación-reducción. En origen, el término...

Equilibrios de precipitación y de formación de complejos

Equilibrios de precipitación y de formación de complejos. Los equilibrios de precipitación son los que se establecen a partir de reacciones de formación de sustancias sólidas en disolución. Además de su importancia en la industria química, en la que se usan para obtener iones metálicos a partir de disoluciones, ciertas reacciones de precipitación son las que, a velocidades muy lentas, regulan, por ejemplo, la formación de los dientes y los huesos en el organismo humano. Los equilibrios de complejos, también llamados compuestos de coordinación, son un grupo de combinaciones químicas caracterizadas por su singular estructura molecular. De él forman parte, entre otras, especies químicas de sustancial importancia biológica como la hemoglobina, pigmento sanguíneo responsable del transporte del oxígeno y el anhídrido carbónico o la clorofila, que da la coloración verde a las plantas y desempeña una función esencial en la fotosíntesis. Relación entre solubilidad y precipitación. La...

Equilibrios de ácido-base

Equilibrios de ácido-base. Los ácidos son sustancias que en disolución acuosa presentan sabor y olor penetrantes, que ejercen una acción corrosiva sobre los metales y que tiñen de azul ciertos tintes vegetales rojos. Por su parte, las bases son compuestos que, también disueltos, son de textura untuosa y hacen que los mismos tintes de origen vegetal pasen del color rojo al azul. Al combinarse, ácidos y bases se neutralizan entre sí para dar lugar a la formación de sales, sustancias que presentan caracteres químicos netamente diferenciados de los de los compuestos ácidos o básicos de los que derivan. La interacción entre ácidos y bases da lugar a uno de los cuatro tipos de equilibrio que se diferencian en el campo de la reactividad entre especies químicas. Se trata de los equilibrios ácido-base, que, con independencia del interés que su estudio teórico presenta desde el punto de vista del conocimiento de los mecanismos químicos, desempeñan un papel de primer orden en la industria...

Estequiometría redox

Término empleado para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas de reducción-oxidación o redox. Al igual que en otros tipos de reacción, los procesos de oxidación-reducción establecen relaciones ponderales entre las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción. Estas relaciones se basan en el hecho de que las sustancias reaccionan equivalente a equivalente, lo que en este caso concreto supone que el número de equivalentes del reductor es igual al número de equivalentes del oxidante. A estos efectos, es importante tener en cuenta los siguientes extremos:. · Un equivalente de un reductor es la masa de sustancia que cede un mol de electrones, mientras que un equivalente de un oxidante es la cantidad de materia que acepta un mol de electrones. · La masa equivalente de una sustancia en un proceso redox viene dado por la masa molecular de la sustancia en cuestión, dividida por su valencia, entendiéndose por tal el número de...

Geoquímica

Ciencia que aplica los conocimientos que brinda la Química al estudio de la Tierra, investigando diversos aspectos de ésta. La Geoquímica existe desde que fue definida por Christian Friedrich Schönbein en el siglo XIX, aunque el significado que éste dio al término era restrictivo en comparación con el que se le da hoy en día, ya que, según la definición de Schönbein, la Geoquímica se limitaba al estudio de los procesos químicos que tienen lugar en la corteza terrestre. No obstante, antes de él, diferentes científicos se habían propuesto el estudio de dicha corteza, aunque las investigaciones realizadas no tuvieron demasiado interés técnico hasta que no fueron establecidos los conceptos de elemento y compuesto químico. No obstante, sin haber llegado a este punto, hay que mencionar diversos trabajos sobre mineralogía correspondientes a la época el mundo griego, en el siglo III a.C debidos a Teofrasto, seguidos de otros efectuados en el mundo romano y en el mundo árabe. Los pasos...

Hidrólisis

Proceso en el que una sal AB, en solución acuosa, se ioniza dando lugar a A- y B+, iones que reaccionan con los iones OH- y H+ propios del agua, dando lugar a las correspondientes bases y ácidos conjugados, mediante los siguientes equilibrios:. Etimológicamente el término hidrólisis significa "rotura mediante el agua". La hidrólisis de una sal neutra supone una variación del pH de la disolución resultante, según el tipo de iones que aparezcan en la disolución. Se pueden considerar los siguientes casos:. · Hidrólisis de una sal de ácido débil y base fuerte. Suponiendo la sal acetato de sodio (CH3 ? COONa), procedente de un ácido débil, el acético, y de una base fuerte, el hidróxido de sodio, la disociación correspondiente es:. Al proceder de un ácido débil, el ión acetato (CH3 ? COO-) será una base fuerte, por lo que arrancará un H+ al agua, según el proceso:. y la disolución resultante será básica. El valor de la constante de equilibrio, que en este caso se llama constante de...

Leyes de Faraday

Conjunto de tres leyes que explican los procesos de electrolisis. Primera ley: la masa de un elemento depositada por electrolisis es directamente proporcional a la intensidad de la corriente que la causa y al tiempo durante el cual circula ésta. La expresión matemática de esta ley es:. M = z · I · t (1). siendo:. M = Masa depositada del elemento (en gramos). I = Intensidad de la corriente (en amperios). t = Tiempo (en segundos). Por su parte, z es una constante de proporcionalidad que se denomina equivalente electroquímico del elemento. Su valor es:. siendo E el equivalente químico, el cual, por definición, es:. donde P es la masa atómica del elemento y v su valencia. Sustituyendo (3) en (2), se obtiene una nueva expresión del equivalente electroquímico:. Reemplazando en (1) el valor de z dado por (4):. Pero como:. I · t = Q. donde Q es la carga (se expresa en culombios), las igualdades (1) y (5) pueden escribirse como:. Segunda ley: para depositar un equivalente...

Lluvia ácida

Descarga acuosa con contenido de ácidos, especialmente los derivados de los óxidos de azufre debidos a la contaminación atmosférica. Los combustibles fósiles, carbón y petróleo, proceden de seres vivos, animales y plantas de otras épocas, que, en condiciones especiales, quedaron sometidos a determinados procesos anaerobios de carbonización. Aquellas plantas y animales presentaban en la constitución de su materia diversas proteínas, con contenido en nitrógeno y, con muchísima frecuencia, también azufre, elementos que, por consiguiente, se hallan presentes en dichos combustibles fósiles. Por otra parte, el carbón y el petróleo son rocas carbonosas, lo que implica que el carbono se encuentra presente en ellas en grandes proporciones. Como consecuencia, cuando arde un combustible fósil o cualquier derivado de ellos, se producen en grandes cantidades dióxido de carbono y óxidos de azufre y nitrógeno. En cualquier caso, la emisión de los óxidos de azufre y de nitrógeno va a ser la...

Pila

Dispositivo capaz de generar corriente eléctrica. El primero de éstos, fue ideado por Alessandro Volta quien apiló (de ahí el nombre de pila) un conjunto de discos alternados de Cu y Zn, intercalando entre cada dos de ellos unos fieltros empapados en ácido sulfúrico, obteniendo así una corriente eléctrica. Estos dispositivos, estaban basados en el flujo de electrones que se generaba en los procesos de oxidación - reducción que tenían lugar y fueron el fundamento de las actuales pilas comerciales. Dentro de éstas, se puede distinguir entre:. Pilas primarias. La más extendida entre ellas es la pila Leclanché, también llamada pila seca, en la que el electrolito es una mezcla de cloruro de amonio y de cloruro de cinc. El cátodo es de este metal y el ánodo es una varilla de carbono inmersa en una mezcla de carbono y dióxido de manganeso. La reacción que tiene lugar en el ánodo es:. Zn → Zn2+ + 2e. Y en el cátodo:. 2MnO2 + 2NH4+ + 2e- → Mn2O3 + 2NH3 + H2O. Estas pilas proporcionan...

pOH

Logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido, OH-, de una disolución. Al igual que sucede en los ácidos, por fuerte que sea una base la concentración de iones hidroxilo es muy pequeña, por lo que es aconsejable recurrir a una escala logarítmica:. pOH = - log [OH-]. El pOH es una medida de la basicidad de una disolución. Del mismo modo que se hace para medir los pH, la sustancia de referencia es el agua, en la que:. [H+] · [OH-] = 10-14. sucediendo, además, que [H+] = [OH-], con lo que:. [OH-] · [OH-] = 10-14 ⇒ [OH-]2 = 10-14 ⇒ [OH-] = 10-7. y, por tanto:. pOH = - log 10-7 ⇒ pOH = - (-7) ⇒ pOH = 7. Es decir, que en el caso del agua pOH = 7, lo que permite establecer la siguiente clasificación. Sustancias de pOH < 7 ⇒ Ácidas. Sustancias de pOH = 7 ⇒ Neutras. Sustancias de pOH > 7 ⇒ Básicas. Dado que:. [H+] · [OH-] = 10-14 ⇒ log [H+] + log [OH-] = log 10-14. Cambiando de signo esta igualdad:. -log [H+] - log [OH-] = - log 10-14. Y, por las definiciones...

Problemas de ajuste de reacciones redox

Antes de abordar la resolución de estos problemas, es fundamental tener claros los conceptos de oxidación y reducción, la definición de número de valencia, el cual permite en un proceso redox saber quién se oxida y quién se reduce y el método del ión-electrón para el ajuste de estas reacciones. En una disolución acuosa y en medio ácido, el permanganato potásico reacciona con el peróxido de hidrógeno generando iones manganeso (II), oxígeno y agua. Ajustar por el método del ión-electrón la ecuación iónica de la reacción. Solución. La reacción de oxidación correspondiente es:. H2O2 → O2 + H2O. y la de reducción, correspondiente al Mn, es:. MnO4- → Mn2+. El ajuste de la semirreacción de oxidación da:. H2O2 → O2 + 2H+ + 2e. Y el de la semirreacción de reducción es:. MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O. Multiplicando la primera ecuación por 5 y la segunda por 2 a fin de igualar el número de electrones y poder así eliminarlos:. 5H2O2 → 5 O2 + 10H+ + 10e. 2MnO4 + 16H+ + 10e- → 2Mn2+...

Problemas de electrolisis

Los fundamentos teóricos a tener en cuenta en esta clase de problemas son:. La primera ley de Faraday, según la cual la masa de un elemento depositada por electrolisis es directamente proporcional a la intensidad de la corriente y al tiempo que circula ésta. M = z · I · t. donde M = masa depositada (en gramos); I = intensidad (amperios); t = tiempo (segundos). Por su parte, z es el equivalente electroquímico que es el equivalente químico, E (el cual, a su vez, es la masa atómica, P, dividida por la valencia, v) partido por 96.500. O sea:. La segunda ley de Faraday: el paso de 96500 culombios deposita un equivalente químico de cualquier sustancia. La tercera ley de Faraday: cuando una misma sustancia atraviesa distintos electrolitos, las masas de los elementos liberados son proporcionales a sus equivalentes químicos. Una corriente de 5 A atraviesa durante 30 minutos dos células electroquímicas que contienen sulfato de cinc la primera y sulfato de cobre (II) la segunda. Sabiendo...

Problemas de equilibrio

En este tipo de problemas, hay que tener presentes los siguientes fundamentos teóricos:. Concepto de equilibrio químico y de las constantes de dicho equilibrio (de concentraciones, kc, y de presiones, kp). Relación entre ambas constantes:. Δ. siendo Dn la diferencia entre el número de moles iniciales y finales. El Principio de Le Chatelier. La relación entre kp y la energía libre de Gibbs:. ΔG0 = −R·T·ln k. mediante la que se puede predecir si una reacción es o no espontánea. El equilibrio PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) se establece calentando 10,4 gramos de PCl5 a 150 ºC en un recipiente de 1 litro de volumen. Sabiendo que la presión en el equilibrio es 1,91 atm, calcular:. Concentraciones en el equilibrio. El valor de kc. Masas atómicas: P = 30,9; Cl = 35,5; R = 0,082 atm. L· K-1·mol-1. Solución. Como la masa molecular del pentacloruro de fósforo (PCl5) es 208,4, el número de moles que se introduce en el recipiente es:. Estequiométricamente, se comprueba que si se han...