LAS REACCIONES QUÍMICAS. CÁLCULOS
1. Masas atómicas y moleculares. El mol. Masa Molar. Molaridad. Volumen Molar. 2. Composición Centesimal. Determinación de la Fórmula Empírica de un compuesto. 3. Las Reacciones Químicas. Tipos.
4. Leyes de las reacciones químicas. 5. Ecuaciones químicas.
6. Cálculos estequiométricos.
7. Energía de las reacciones químicas.
8. Velocidad de reacción. Factores de los que depende. 9. Reacciones ácido-base.
10. Reacciones de oxidación-reducción (redox).
1. Masas Atómicas y Moleculares. El mol. Masa Molar. Molaridad. Volumen Molar. 1.1. Masas Atómicas y Moleculares
En los postulados de la teoría atómica Dalton se establece que los átomos de los distintos elementos tienen masas diferentes. Por otra parte, lo que ocurre en las reacciones químicas es una interacción de átomos, por lo que las sustancias no reaccionan entre sí gramo a gramo y resulta necesario conocer las masas de aquellos. Como éstas son sumamente pequeñas, se recurrió al procedimiento de determinar su masa relativa. O lo que es equivalente, encontrar cuán pesado era un átomo de un elemento comparado con un átomo de otro elemento. Para esto, habría que tomar los átomos de un determinado elemento como patrón de referencia, patrón que sería elegido arbitrariamente. El número resultante de la comparación de los pesos respectivos de esos dos átomos es lo que se denominó peso atómico.
En un principio, se tomó el hidrógeno como patrón, por su cualidad de ser el elemento más ligero, y se le adjudicó también arbitrariamente el peso unidad. A la masa correspondiente se la denominó «unidad de masa atómica» (uma ó u).
En la actualidad y desde 1961, para unificar criterios, la IUPAC (International Union 0f Pure and
Applied Chemistry) acordó utilizar un nuevo patrón: el isótopo del carbono de número másico 12 (que se representa como 12C ó como C-12), al que se le adjudicó la masa atómica exacta de 12 u.(Isótopos son átomos de un mismo elemento que sólo difieren en su masa. Los elementos se presentan en la naturaleza como mezclas de varios isótopos).
átomos son 35,5 veces más pesados que 1/12 del átomo de 12C.
En definitiva, hay que considerar que:
a) El peso atómico de un elemento es un peso relativo, comparado con el peso de un átomo de C-12.
b) El peso atómico de un elemento es, en realidad, el peso atómico medio de todos los isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la cantidad relativa de cada isótopo, tal como se presenta dicho elemento en la naturaleza (abundancia relativa)
c) En compuestos, habremos de referirnos a pesos moleculares, suma de los pesos atómicos de todos los átomos que constituyen su molécula.
Aunque los términos de peso atómico y molecular están muy extendidos, es más correcto hablar de masa atómica y molecular, ya que el peso deriva de la masa, necesitando la acción de un campo gravitatorio para su puesta en evidencia. Los pesos atómicos de todos los elementos conocidos se encuentran recogidos en la actualidad en la Tabla Periódica.
1.2 El mol. Masa Molar
En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o de la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia que sean ya manejables en un laboratorio.
Así, de un elemento se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de
gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del hidrógeno (H2)
es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma».
cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023
x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:
N = 6,022 x 10 23
Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.
Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).
También puede definirse como:
Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.
Este concepto de mol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 cigarrillos),
etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,023 x 1023 huevos, 6,023 x 1023 cigarrillos, etc.).
La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.
Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos por el de mol. Insistir en la necesidad de considerar el actual concepto de mol como número de entidades fundamentales.
Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la fórmula NaCl no representa
una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto hay igual número de iones Na+
que de iones Cl -. El término mol no sería apropiado en este caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». Por eso, el mol de NaCl contendrá N
1.3 Volumen molar
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia, ya se encuentre en estado sólido, líquido o gaseoso y bajo cualesquiera condiciones de presión y temperatura.
Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro que dice que un mismo volumen de diferentes gases, medidos en idénticas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de moléculas, se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar).
El concepto de volumen molar es muy útil, pues permite calcular el peso molecular, de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de dicho gas en condiciones normales.
Por otro lado el volumen que ocupa cierta cantidad de un gas en unas determinadas condiciones de presión y temperatura se puede calcular mediante la ecuación general de los gases ideales: P.V = n.R.T donde P es la presión medida en atmósferas, V el volumen medido en Litros, T la temperatura medida en grados Kelvin, R es la constante de los gases ideales cuyo valor es 0,082 atm.L/ºK mol y por último n es la cantidad de gas expresada en mol. Si en esta ecuación ponemos n=1 podemos obtener el volumen molar de cualquier gas a diferentes condiciones de presión y temperatura.
1.4 Molaridad
La concentración de una disolución se puede medir de varias formas siempre que exprese cantidad de soluto partido por cantidad de disolvente o disolución, no obstante en los cálculos de las reacciones químicas es recomendable hacerlo en molaridad pues es la unidad de concentración más extendida. No hay que olvidar que la mayoría de las reacciones químicas ocurren en disolución acuosa por lo cual es importante saberla usar correctamente.
2. Composición Centesimal. Determinación de la Fórmula Empírica de un compuesto.
2.1 Composición Centesimal
La composición centesimal de un compuesto es el tanto por ciento en masa de los elementos que forman dicho compuesto.
Calcularemos la composición centesimal del sulfato de sodio (Na2SO4) como ejemplo:
Las masas atómicas de los elementos son las siguientes: Na-23; S-32; O-16.
Na: 23 x 2 = 46 g/mol
S: 32 x 1 = 32 g/mol
O: 16 x 4 = 64 g/mol
N2SO4: =142 g/mol
% Na = 46x100/142= 32,39 % O = 64x100/142= 45,10
% S = 32x100/142= 22,54
2.2 Determinación de la fórmula empírica de un compuesto.
La fórmula (empírica) de un compuesto puede averiguarse determinando por análisis su composición y conocidos los pesos atómicos de los elementos que lo forman. El procedimiento es el siguiente: a) se divide la cantidad que hay de cada elemento en el compuesto por su masa atómica; b) las cantidades que salen se dividen por la menor de ellas, obteniendo así la cantidad de átomos de cada elemento en la fórmula en la mayoría de los casos. En algunos casos deberemos multiplicar las cantidades que nos salen por un número entero hasta conseguir números enteros.
Ejemplo: El sulfato de sodio tiene la siguiente composición centesimal: 32,39 % Na, 22,54 % de S y 45,07 % de O. Calcular la fórmula empírica.
Primer paso Na: 32,39/23 = 1,41; S: 22,54/32 = 0,70; O: 45,02/16 = 2,82
Segundo paso Na: 1,41/0,70 = 2 ; S: 0,70/0,70= 1; O: 2,82/0,70= 4
3. Las reacciones químicas. Tipos
Una reacción química es un proceso en el cual unas sustancias iniciales (reactivos) se transforman en otras diferentes (productos).
Una reacción química suele ir acompañada por una serie de fenómenos fácilmente perceptibles: cambios de color inesperados, aparición de precipitados, desprendimientos de gases o variaciones bruscas de temperatura.
Las reacciones químicas se pueden clasificar en:
a) Reacciones de formación: se forma un compuesto a partir de sus elementos, por ejemplo N2 + 3 H2 → 2 NH3
b) Reacciones de descomposición: un compuesto se descompone en otros más simples, por ejemplo CaCO3 → CaO + CO2
c) Reacciones de sustitución: parte de un reactivos es sustituido por parte de otro, por ejemplo Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Otro tipo de clasificación sería reacciones ácido-base, redox, precipitación, combustión, etc.
4 Leyes de las reacciones químicas
4.1 Ley de conservación de la masa
Fue enunciada por Lavoisier en 1789 en los siguientes términos: La masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las sustancias resultantes (productos).
Para comprobar la veracidad de esta ley es preciso que el sistema sea cerrado (es decir sin intercambio de materia con el exterior).
4.2 Ley de las proporciones definidas
Fue enunciada por Proust en 1779 y dice lo siguiente: cuando dos o mas elementos (o compuestos) se unen para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en una proporción en peso fija.
Cloro Sodio NaCl Antes de la reacción 20 g 20 g 0 g Después de la reacción 0 g 7,032 g 32,968 g
Desde el punto de vista del análisis, esta ley supone que al descomponer cualquier compuesto encontramos siempre la misma relación en peso entre sus elementos o lo que es lo mismo un compuesto tiene una única composición centesimal.
En el caso del cloruro de sodio 39.34 % Na y 60.66 % Cl.
5. Ecuaciones químicas
Una ecuación química es la representación simbólica de algunas de las características que presenta una reacción química. A la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos (sustancias reaccionantes) y a la derecha las de los productos (sustancias resultantes), separadas ambas por una flecha (o por un signo igual).
Para que una ecuación cumpla la ley de conservación de la masa es imprescindible que esté ajustada o igualada, es decir, que haya el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lado de la flecha. Para ello se utilizan coeficientes que son números que se colocan delante de las fórmulas.
Ejemplo: La reacción de combustión del metano viene representada por la ecuación
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
También en una reacción química ha de conservarse la carga.
En determinados casos se hace necesario especificar el estado físico: sólido (s), líquido (l), gas (g), o disolución acuosa (aq), en que se encuentra cada sustancia en las condiciones de la reacción. De este modo el ejemplo anterior quedaría: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l).
Si en la reacción intervienen iones, hay que igualar, además, electricamente, para que se cumpla la ley de conservación de la carga. La suma algebraica de las cargas positivas y negativas ha de ser igual en ambos lados. Por ejemplo:
Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag
Una ecuación química puede tener dos significados: el microscópico y el macroscópico. En el primero de ellos se habla de átomos y moléculas, y en el segundo de moles.
No debemos olvidar que una ecuación química no es una reacción química, sino una representación de ella.
6 Cálculos estequiométricos
6.1 Cálculos en moles y masas
* Por tostación de sulfuro de cinc se obtiene el óxido de cinc y se desprende dióxido de azufre. Si se dispone de 8.5 kg de sulfuro:
a) ¿Qué cantidad de óxido se producirá?.
b) ¿Con que peso de oxígeno reaccionará?.
La ecuación igualada es: 2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2
Masas moleculares: (ZnS)=97.4 g/mol ; (ZnO)=81.4 g/mol ; (O2)=32 g/mol
moles iniciales de sulfuro de cinc 8500/97,4= 87,3
a) 2 mol de ZnS --- 2 mol de ZnO
87,3 mol --- x
X = 87,3 moles
87,3 moles x 81,4 g/mol = 7106 g de ZnO
b) 2 mol ZnS --- 3 mol O2
87,3 mol --- x
x= 130,95 mol
130,95 moles x 32 g/mol = 4190,4 g
6.2 Cálculos con volúmenes de gases
*¿Qué volumen de hidrógeno podemos obtener si disponemos de 14.3 g de aluminio y ácido
La ecuación igualada es: 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Masa atómica Al=27 g/mol
a) moles iniciales de Al: n = 14,3/27 = 0,53 moles según la ecuación química
2 moles Al --- 3 moles H2
0,53 moles--- x
x= 0.794 moles de H2
Aplicando la ley de los gases ideales PV=nRT V=nRT/P ; V=0.794 x 0.082 x (21+273)/(748/760)
Sol. 19,45 l de H2
b) 1 mol H2 en c.n --- 22,4 l
0,794 mol --- x x = 17,79 l en c.n
Cuando en una reacción química todas las sustancias que intervienen son gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, los coeficientes estequiométricos también indican la relación de volúmenes entre las sustancias que reaccionan. Esto es debido a que, de acuerdo con la ley de Avogadro, un mol de un gas ocupa el mismo volumen que un mol de otro gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura: hay el mismo número de partículas en ambos casos.
*Calcular la composición volumétrica final para la reacción siguiente si partimos de 1 litro de SO2
y 1 litro de O2.
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
Según la ecuación química 2 L SO2 --- 1 L O2
1 L --- x
x = ½ = 0,5 L de O2. Es decir al final de la reacción se consume todo el SO2, quedan 1-0,5 = 0,5
2 L SO2 --- 2 L SO3
1 L --- x
X = 1 L de SO3
6.3 Cálculos con disoluciones
* Calcular la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato cálcico es del 83.6 % , que podrán ser atacados por 150 ml de disolución de ácido clorhídrico 1 M.
M(CaCO3)=100.1 g/mol
La ecuación de la reacción es: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
n(HCl)=0.15 x 1 = 0.15 moles de ácido en 150 ml de disolución 1M. Según la ecuación química
2 moles de HCl --- 1 mol de CaCO3
0.15 --- x
x= 0,075 mol de CaCO3
0,075 mol x 100,1 g/mol = 7,5 g de CaCO3 puro
100 g caliza --- 83.6 g CaCO3
x --- 7.5 g x = 8,9 g de caliza
6.4 Cálculos con reactivo limitante
* En un proceso industrial se produce pentacloruro de fósforo haciendo reaccionar directamente cloro gas con fósforo sólido según la ecuación: P(s) + 5/2 Cl2(g) → PCl5 (s)
Calcula los gramos de pentacloruro obtenidos al hacer reaccionar 30 g de fósforo con 150 g de cloro.
M (P)=31 g/mol ; M(Cl2)=71 g/mol ; M(PCl5)=208.5 g/mol
Primeramente calculamos los moles de los reactivos:
nP = 30/31 = 0,97 mol P nCl2 = 150/71 = 2,11 mol Cl2
1 mol de P --- 5/2 mol de CL2
0,97 mol --- x
x =2,425 mol de Cl2 que se necesitan y que no tenemos luego el reactivo limitante es el cloro.
Hacemos los cálculos con la cantidad inicial de cloro
5/2 mol de Cl2 ---- 1 mol de PCl5
2,11mol ---- x x= 0,844 mol de PCl5
0,844 mol x 208,5 g/mol = 175,97 g de PCl5
7. Energía de las Reacciones Químicas
Se llama Energía de las Reacciones Químicas a la energía puesta en juego en el transcurso de la reacción. Este intercambio de energía consiste en la cesión o la absorción de calor.
Cuando se produce una reacción química, los enlaces que unen los átomos deben romperse y formarse otros nuevos. Las moléculas se rompen y se forman moléculas nuevas, diferentes de las que había anteriormente.
Para poder romper los enlaces existentes, es necesario suministrar una energía, la energía de activación, que permite que la transformación química comience.
Si los productos de la reacción tienen menos energía que los reactivos, ∆E < 0, la propia reacción producirá energía y continuará por sí sola: es una reacción exotérmica. Pero para iniciarla seguirá siendo necesario suministrar la energía de activación. Así, para encender una cerilla, basta frotarla con el rascador. Una vez iniciada la combustión, ésta continuará, pero se necesita frotar para que la cerilla encienda.
Si los productos tienen más energía que los reactivos, ∆E > 0, la reacción no produce energía, sino que la consume y es necesario suministrar energía constantemente para que la reacción tenga lugar, en caso contrario, se detiene: es una reacción endotérmica. Por eso, al cocinar, se debe mantener los alimentos sobre el fuego, en el momento en que dejan de calentarse, la reacción se detiene y los alimentos quedan crudos.
En una reacción exotérmica la variación de energía es negativa, los productos tienen menos energía que los reactivos: ∆E < 0
Si en una reacción química se absorbe calor, se dice que es endotérmica.
En una reacción endotérmica la variación de energía es positiva, los productos tienen más energía que los reactivos: ∆E > 0
Ejemplos de reacciones exotérmicas son las reacciones de combustión en las que un hidrocarburo se quema con oxígeno para dar dióxido de carbono y agua:
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
Un ejemplo de reacción endotérmica puede ser la de obtención del hierro a partir del oligisto: Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
8. Velocidad de reacción. Factores de los que depende
En las reacciones químicas, unas sustancias químicas, los reactivos, se convierten en otras, los productos. Pero esa transformación puede ocurrir más o menos rápidamente.
Una cerilla, en la que el fósforo se combina con el oxígeno para producir óxido de fósforo(V) se consume rápidamente: P4 + 5 O2 → 2 P2O5
La reacción es tan rápida y produce tanto calor, que incluso aparece una llama y se emplea para iniciar otras reacciones.
hierro(III) es muy lenta, 2 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 por lo que los restos metálicos, al contrario que las
cerillas, tardan años en desaparecer.
Para medir la velocidad de una reacción química es necesario conocer la variación de concentración de uno de los componentes de esa reacción. Si se trata de un reactivo su concentración disminuirá conforme avanza la reacción, y por el contrario si se trata de un producto, su concentración aumentará conforme avanza la reacción. En cualquier caso siempre se utiliza para calcular la velocidad de una reacción el reactivo o producto cuya concentración sea más fácil de calcular a lo largo del proceso químico.
La velocidad de una reacción química depende de diversos factores:
a) Naturaleza de los reactivos. Dependiendo de las sustancias que reaccionan la transformación será más o menos rápida como hemos visto en los ejemplos anteriores.
b)
Concentración de los reactivos. Cuanto mayor sea la concentración de los reactivos más rápida será la reacción. Para que una reacción química se produzca, las moléculas de los reactivos deben chocar entre sí. A mayor cantidad de reactivo en el reactor (recipiente donde se produce la reacción) habrá más choques y por tanto aumentará la velocidad.c) Temperatura. A mayor temperatura mayor es la velocidad de las reacciones químicas. Para que una reacción química se produzca, las moléculas de los reactivos deben chocar entre sí y hacerlo con la suficiente velocidad como para que se lleguen a romper y se recombinen los átomos, formando moléculas distintas, las de los productos.
La temperatura mide la velocidad media a la que se mueven las moléculas, por lo que cuanto mayor sea la temperatura, con más velocidad se moverán las moléculas y con más energía se producirán los choques entre ellas, favoreciendo que se rompan las moléculas de los reactivos y se formen las moléculas de los productos.
d) Superficie de contacto. Una cerilla de seguridad, de madera, arde con facilidad y se consume totalmente. Sin embargo, un trozo de leña es difícil de encender y se apaga fácilmente. Esto se debe a que la primera es pequeña y el segundo es grande. Si los reactivos están finamente divididos, como en el caso de la cerilla, hay más superficie de contacto, es decir, más moléculas de reactivos que pueden chocar unas con otras, para romperse y formar las moléculas de los productos. Cuanto mayor sea el grado de división de los reactivos, con más velocidad se producirá la reacción.
reacción se produce con rapidez, no toda la gasolina se consume, parte sale por el escape del motor, contaminando el aire. En los tubos de escape se coloca una sustancia, un catalizador, que hace que esos restos de gasolina sin quemar, se quemen, disminuyendo los gases contaminantes que expulsa el coche.
Los catalizadores son sustancias que, sin consumirse en la reacción, hace que ésta se produzca más rápidamente o a menor temperatura.
La vida obtiene su energía de la combustión de la materia orgánica, sustancias como las grasas y el azúcar que, al arder, producen gran cantidad de energía. Pero la reacción directa con el oxígeno de la materia orgánica se produce a tan alta temperatura que los seres vivos morirían. Para que esas reacciones se produzcan a temperaturas que no causen la muerte de animales y plantas, todas ellas, todas las reacciones biológicas, están influidas y controladas por enzimas, catalizadores naturales, algunos de los cuales están formados a partir de vitaminas.
9. Reacciones Ácido-base
Las sustancias ácidas tienen una serie de propiedades que las caracteriza: tienen sabor agrio, cambian el color de algunas sustancias llamadas indicadores, reaccionan con casi todos los metales formando hidrógeno y una sal y pierden sus propiedades cuando reacciones con bases.
Por el contrario las básicas tienen las siguientes propiedades: son untuosas al tacto, devuelven a los indicadores el color que les cambió el ácido y al mezclarse con los ácidos ambos pierden sus propiedades.
Según la teoría de Arrhenius un ácido es toda sustancia que en disolución acuosa desprende iones H+ y base es toda sustancia que en disolución acuosa desprende iones OH-.
Cuanto mayor sea la concentraciones de iones H+ en la disolución más ácida será esta. Si
un ácido en disolución acuosa tiene todo su hidrógeno disociado en forma de iones H+ diremos
que es un ácido fuerte, por el contrario si un ácido solo tiene una parte pequeña de su hidrógeno disociado formando H+ diremos que es un ácido débil. Lo mismo podremos decir de las bases
pero teniendo en cuenta que los iones disociados son OH-.
El agua es una sustancia neutra que también tiene iones disueltos aunque en una pequeña proporción. Podemos decir que en la disociación del agua H2O → H+ + OH-*, el producto de la
concentración de iones [H+] . [OH-] = 10-14. Cuando al agua le añadimos un ácido o una base el
intervienen.
Para medir la fuerza de un ácido o una base se mide con una escala numérica graduada de 0 a 14 que recibe el nombre de escala de pH, siendo el pH el logaritmo decimal de la concentración de iones H+ cambiado de signo, es decir: pH = - log [H+].
Cuando el pH es menor que 7 decimos que la disolución es ácida.
Cuando el pH es mayor que 7 decimos que la disolución es básica.
Cuando el pH = 7 diremos que la disolución es neutra. Esto es lo que le ocurre al agua.
Para determinar el pH de cualquier disolución podemos utilizar un indicador universal que es un papel con una mezcla de tintes que adquiere un color diferente dependiendo del pH de la sustancia a medir.
La reacción de neutralización de un ácido con una base es en su forma iónica:
H+ + OH- → H 2O
En general un ácido que reacciona con una base da la sal correspondiente más el agua
Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O
10. Reacciones de Oxidación- Reducción
La oxidación es un cambio químico en el que un átomo o grupo de átomos pierden electrones o bien es la reacción en la que un átomo aumenta su número de oxidación. La reducción es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan electrones, o también es la reacción en la que un átomo disminuye su número de oxidación.
reducción.
Oxidante es la especie química que captando electrones (aumentando su carga negativa o disminuyendo su carga positiva) consigue la oxidación de otra.
Reductor es la especie química que cediendo electrones(aumentando su carga positiva o disminuyendo su carga negativa) produce la reducción de otra.
El oxidante se reduce y el reductor se oxida por lo que las reacciones redox transcurren entre pares conjugados de oxidación-reducción.
El número de oxidación se define como la carga que un átomo tendría si los electrones de cada uno de los enlaces que forman perteneciesen exclusivamente al átomo más electronegativo.
Decir que existen una serie de reglas que permiten hacer una asignación rápida de los números de oxidación pero no son materia de este nivel.
Un ejemplo de reacción redox es la que da lugar a la pila Daniell:
Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)
