miércoles, 11 de mayo de 2011

Neutralización y PH soluciones

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationeshidrógeno y de aniones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.
Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido + base → sal haloidea + agua
Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pHmetro o la conductimétria.
Ejemplos:



PH de una solución 
El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Escala de PH

es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala de el pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH  es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutral.
 
 
Las normas del pH empiezan con una definición de pH. La p viene de la palabra poder. La H por supuesto es el símbolo de el elemento hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión exponente iónico. A medida que el potencial de liberar iones de hidrogeno incrementan en una sustancia el valor del pH sera menor. Es así como a mayor grado de acidez la lectura del pH será más baja.
 
La escala del pH es logarísmica, significando que los valores separando cada unidad no son iguales en la escala por el contrario incrementan de manera proporcional a la distancia a la que se encuentren de la mitad de la escala el punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad.

Los valores son multiplicados por 10 en cada unidad. Es por eso que el valor del pH de 6 es 10 veces más acídico que un pH con un valor de 7, pero un pH de 5 es 100 veces mas acídico que un pH de 7. De otra forma el valor del pH de 8 es 10 veces más alcalino que un pH con un valor de 7, pero un pH de 9 es 100 veces mas alcalino que un pH de 7.

Ecuación de estado ideal y real

En física y química, una ecuación de estado es una ecuación constitutiva para sistemas hidrostáticos que describe el estado de agregación de la materia como una relación matemática entre la temperatura, la presión, el volumen, la densidad, la energía interna y posiblemente otras funciones de estado asociadas con la materia.

ECUACIONES DE ESTADO

El estado de una cierta masa m de sustancia está determinado por su presión p, su volumen V y su temperatura T. En general, estas cantidades no pueden variar todas ellas independientemente.
Ecuación de estado:

V = f (p,T,m)

El término estado utilizado aquí implica un estado de equilibrio, lo que significa que la temperatura y la presión son iguales en todos los puntos. Por consiguiente, si se comunica calor a algún punto de un sistema en equilibrio, hay que esperar hasta que el proceso de transferencia del calor dentro del sistema haya producido una nueva temperatura uniforme, para que el sistema se encuentre de 
nuevo en un estado de equilibrio.









ECUACIONES DE ESTADO PARA UN GAS IDEAL

Con todos los datos experimentales acumulados sobre las propiedades macroscópicas de los gases (cuando consideramos bajas densidades) se ha encontrado el siguiente hecho sorprendente: para cualquier conjunto de variables termodinámicas, un gas ideal satisface en estado de equilibrio la siguiente ecuación de estado



(9)
donde


es la constante de Boltzman.
Si el número de moles se define como


donde     
es el número de Avogadro


la ecuación de estado (9) la podemos escribir en términos de la constante universal de los gases


como

(10)

Decimos entonces que para bajas densidades los gases reales siguen la ecuación de estado (9) o equivalentemente (10). Además, enfatizamos que las propiedades macroscópicas observadas (y enunciadas como "Leyes'' a través de (6), (7) y (8)) están contenidas en (9) o en (10) .

Modelo del gas ideal

Queremos ahora profundizar nuestra noción de presión y temperatura (no hace falta profundizar nuestra noción de volumen y número de moléculas, vamos a estar claros). Para ello hagamos la siguiente aproximación a un gas ideal:
Está constituido por partículas, denominadas moléculas (idénticas);
Las moléculas se mueven al azar y obedecen las Leyes de Newton
En número total de moléculas es grande;
El volumen de las moléculas es despreciable respecto al volumen ocupado por el gas;
Las fuerzas actúan durante las colisiones;
Las colisiones son elásticas y de duración despreciable.




Diagrama presión-volumen a temperatura constante para un gas ideal.



Ecuación de estado real

Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:

Donde:

   = Presión del gas

   = Volumen del gas

   = Moles de gas

   =  Constante universal de los gases ideales

   =  Temperatura

 y 
son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.

Teoría cinética molecular de los gases reales
- Todo gas real está formado por pequeñas partículas no puntuales (átomos o moléculas).
-  Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en cualquier dirección.
-  Un gas real ejerce una presión discontinua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de éste.
- Los choques moleculares no son perfectamente elásticos. Hay pérdida de energía cinética.
-  Se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.
-  La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.






Gases: Teoría cinético molecular

La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, teniendo en cuenta un gas ideal o perfecto:
1. Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre sí; su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas.
2. Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe atracción intermolecular alguna.
3. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, de modo que dan lugar a la presión del gas.
4. Los choques de las moléculas son elásticos,  no hay pérdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan.
5. La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.
Los gases reales existen, tienen volumen y fuerzas de atracción entre sus moléculas. Además, pueden tener comportamiento de gases ideales en determinadas condiciones: temperaturas altas y presiones muy bajas.

Modelo corpuscular






De acuerdo con los postulados enunciados, podemos hacernos una imagen clara y concisa del modelo que represente el comportamiento de un gas.

Dicho modelo, debe ser el más elemental posible, debe explicar las propiedades observadas en los gases, debe contemplar la existencia de partículas muy pequeñas, de tamaño despreciable frente al volumen total, dotadas de grandes velocidades en constante movimiento caótico, chocando entre sí o con las paredes del recipiente. En cada choque se supone que no hay pérdida de energía y que no existe ningún tipo de unión entre las partículas que forman el gas.
Así, el concepto de presión, estará ligado al de los choques de las partículas sobre las paredes, debido al movimiento que llevan, presión que se ejerce sobre todas las direcciones, no existiendo direcciones privilegiadas. Así, cuantos más choques se produzcan, mayor es la presión del gas.
La temperatura, indicará la energía cinética media de las partículas: si la temperatura de un gas es superior a otro, sus partículas por término medio, poseen mayor velocidad.

Polaridad y Longitud de enlace

Polaridad de enlace

Se define como el porcentaje de carácter iónico que posee enlace covalente. Viene determinada por las electronegatividades de los átomos.
Teoría de la Repulsión de los pares electrónicas de la capa de valencia. TRPECV.:
La teoría de Lewis nos informa de la configuración electrónica de una molécula. En función de ello se puede explicar cualitativamente las fuerzas y las longitudes de enlace, incluso algo de la reactividad de la molécula. Sin embargo, la teoría de Lewis no nos da información sobre la geometría de la molécula que es la responsable de sus propiedades.
TRPECV permite predecir con bastante éxito la geometría de la molécula considerando el nº de pares de e- que rodean el átomo central.
La molécula adoptará aquella disposición espacial que minimice sus repulsiones.







Longitud de enlace

La longitud de enlace es la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos que están enlazados de manera covalente, compartiendo uno o más pares de electrones. La longitud de enlace está muy relacionada con la energía de enlace, debido a que dos átomos se unirán covalentemente sólo si estando unidos su estado de  energía es menor que estando separados.
Pongamos por ejemplo dos átomos de hidrógeno, inicialmente separados por una cierta distancia.  A medida que acercamos dichos átomos entre sí, aparecerán fuerzas de repulsión y de atracción entre ellos, siendo éstas ultimas las que predominarán, dado que el estado de energía de éstos átomos enlazados covalentemente es menor que si están separados, como se puede observar en la figura:


La distancia entre los átomos es menor que la suma de sus radios de Van der Waals, debido a que al estar enlazados de manera covalente sus electrones no se repelen, sino que comparten el orbital atómico.
Las longitudes de enlace se pueden medir mediante espectroscopía o con técnicas de difracción. En general, si el radio de un átomo es mayor, mayor será la distancia de enlace que formará; la suma de los radios de enlace covalente de los átomos que forman esta unión da como resultado la longitud de enlace.
La longitud de enlace es característico para  cada enlace,  a continuación algunos ejemplos:
C-C     1’54 A
C=C    1’34 A
CC   1’20 A
C-H     1’09 A
Como podemos observar, la distancia de enlace es inversamente proporcional al orden de enlace, entonces, la longitud de enlace entre dos átomos de carbono con orden de enlace 3 es menor que la misma unión con orden de enlace 2 o 1. Esta longitud también disminuye cuando la energía de disociación de enlace es mayor, es decir, cuando la distancia de enlace es muy corta, la energía que necesitaremos para romper dicho enlace es mayor.
De todas maneras, la longitud de enlace varía también con factores tales como la hibridación de distintos orbitales. Por ejemplo, la longitud de enlace simple entre carbonos en el diamante es de 154 picómetros, una longitud mayor que la habitual en este tipo de enlace. Existen longitudes de enlace  entre carbonos aún mayores, como en el caso del triclorobutabenceno y el ciclobutabenceno, en los cuales se han medido enlaces de 160 y 174 picómetros respectivamente, mediante técnicas de difracción de rayos X.









Fuerzas de atracción intermolecular

Las fuerzas intermoleculares, fuerzas de atracción entre moléculas a veces también reciben el nombre de enlaces intermoleculares aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos,covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son:
  •          El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno)
  •     Las fuerzas de Van der Waals. Que podemos clasificar a su vez en:
  • Dipolo - Dipolo.
  •     Dipolo - Dipolo inducido.
  •     Fuerzas de dispersión de London.


Las fuerzas atractivas entre moléculas, las llamadas fuerzas intermoleculares, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ellas juegan un papel importante también en los distintos estados de agregación de la materia (líquido, sólido o gas).
Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las intramoleculares. Así, por ejemplo, se requiere menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido. Para entender las propiedades de los distintos estados de la materia, necesitamos comprender y conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares.


Los átomos de un molécula se mantienen unidos por enlaces químicos cuya fuerza va de 150 a 1000 kJ/mol. Otras fuerzas de atracción más débiles, llamadasfuerzas intermoleculares o atracciones intermoleculares, atraen una molécula a otra. Por ejemplo, se requieren 1652 kJ para romper 4 moles de enlaces covalentes C¾H y separar el átomo de C y los cuatro átomos de H de todas las moléculas de 1 mol de metano:




Pero sólo se requieren 8.9 kJ para separar unas de otras 1 mol de moléculas de metano que están muy juntas en el metano líquido, a fin de evaporar el líquido y convertirlo en gaseoso.
Las atracciones moleculares son más débiles que los enlaces covalentes porque no son el resultado de compartir pares de electrones entre átomos; es decir, soninteracciones no covalentes: fuerzas de atracción que no son enlaces iónicos y que son diferentes de los enlaces covalentes. Las interacciones no covalentes entre moléculas (fuerzas intermoleculares) explican el punto de fusión, el punto de ebullición y otras propiedades de las sustancias que no son iónicas. 

Gases



Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el que las sustancias no tienen forma ni volumen propio, adoptando el de los recipientes que las contienen. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:

Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.
Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.
Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.
Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.