ÁCIDOS Y BASES; FORMULACIÓN; TEORÍA DE ARRHENIUS

IMPORTANCIA

Como nos muestra la imagen los ácidos y las bases son muy comunes y los encontramos en diversos artículos de uso cotidiano como por ejemplo: artículos medicinales (ácido acetilsalicílico, antiácidos), domésticos (soda y otros artículos de limpieza), cosmetológicos (amoníaco en tinturas de cabellos), gastronómicos (ácido acético-vinagre-), industriales (ácido sulfúrico en baterías); también son importantes en los sistemas biológicos (ejemplo: el ácido clorhídrico es el principal constituyente del jugo gástrico); en muchos compuestos de importancia bioquímica; en temas vinculados al medio ambiente (“lluvia ácida")...

PROPIEDADES GENERALES.

En cuanto al sabor los ácidos son agrios (a modo de ejemplos el sabor del vinagre se debe al ácido acético y el de los limones y otros frutos relacionados al ácido cítrico) y las bases tienen sabor amargo.

Los ácidos ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales (cambian el color del papel tornasol –un indicador- de azul a rojo); en cambio las bases cambian el color del papel tornasol de rojo a azul.

Los ácidos reaccionan con algunos metales (Zn, Mg, Fe, etc) para producir H₂ gaseoso y con carbonatos y bicarbonatos producen CO₂ gaseoso entre otros productos.

Los ácidos y las bases en disoluciones acuosas conducen la electricidad.

Las bases se sienten resbaladizas (los jabones cumplen con esta propiedad dado que contienen bases).

La principal diferencia entre ácidos y bases está relacionado a la definición teórica o dicho en otros términos: se relaciona con la teoría desarrollada. Existen varias teorías ácidos-bases: de Arrhenius; de Brønsted-Lowry; de Lewis. En primer año de bachillerato de la enseñanza media de nuestro país se trabaja con la teoría de Arrhenius; por lo tanto las restantes teorías sólo se enuncian brevemente.

Existen varias teorías ácidos-bases: de Arrhenius; de Brønsted-Lowry; de Lewis. En primer año de bachillerato de la enseñanza media de nuestro país se prioriza la teoría de Arrhenius; por lo tanto las restantes teorías sólo se enuncian brevemente.

El destacado científico sueco galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903 Svante Arrhenius (1859-1927) entre otras contribuciones a la ciencia, a finales del siglo XIX desarrolló la teoría ácido-base que lleva su nombre. Se aplica a disoluciones acuosas: un ácido es una sustancia que en agua se ioniza para formar iones H⁺ (hidrógenos) mientras que una base en agua forma iones OH^- (hidroxilos). A modo de ejemplos y utilizando las correspondientes ecuaciones de ionización citamos:

a) Ácido clorhídrico: HCl_(ac) → H⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

b) Ácido nítrico: HNO_3(ac) → H⁺_(ac) + NO₃^-_(ac)

c) Hidróxido de sodio: NaOH_(ac) → Na⁺_(ac) + OH^-_(ac)

d) Hidróxido de calcio: Ca(OH)_2(ac) → Ca⁺²_(ac) + 2OH^-_(ac)

Nota: ac significa en solución acuosa.

En 1923 los químicos Johannes Brønsted (Dinamarca, 1879-1947) y Thomas Lowry (Inglaterra, 1874-1936) desarrollan de manera independiente la teoría que lleva sus nombres según la cual: un ácido es un donador de protones y una base es un aceptor de protones.

En 1932, el químico norteamericano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) propuso su teoría mediante la cual: una base es una sustancia que puede donar un par de electrones, mientras que un ácido es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones.

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA.

Utilizaremos el sistema de prefijos y sufijos para nombrar ácidos y bases.

ÁCIDOS

Las fórmulas químicas de los ácidos contienen uno o más H y un grupo aniónico, la suma de los números de oxidación es cero y según la presencia o no de O los podemos clasificar en: hidrácidos y oxiácidos.                                                                                                                

Los hidrácidos están formados por hidrógeno y  un no metal. Se nombran con la palabra ácido y cambiando la terminación “uro” del anión por “hídrico”.

Una forma posible de obtención de estos ácidos es mediante la reacción entre un no metal e hidrógeno. 

Ejemplo: Cl_2(g) + H_2(g) → 2HCl_(g). 

Los oxiácidos están formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno. Para nombrarlos se consideran los números de oxidación del no metal.

Algunos ejemplos se indican a continuación y para nombrar los restantes se utilizan prefijos y terminaciones similares a las que se mencionan.

Los elementos del grupo 17 pueden tener números de oxidación 1, 3, 5 y 7 dando lugar a 4 posibles ácidos que para el cloro son: ácido hipocloroso (HClO), ácido cloroso (HClO₂), ácido clórico (HClO₃), ácido perclórico (HClO₄). Para nombrar al resto de los ácidos elementos del grupo: se cambia el nombre del elemento.

El azufre pertenece al grupo 16 y presenta los números de oxidación 2, 4 y 6. Entonces tenemos los siguientes ácidos: ácido hiposulfuroso (H₂SO₂), ácido sulfuroso (H₂SO₃) y ácido sulfúrico (H₂SO₄).

Para el nitrógeno tendremos: ácido nitroso (HNO₂) y ácido nítrico (HNO₃) cuando los números de oxidación del N son 3 y 5 respectivamente.

Para el carbono tendremos: ácido carbonoso (H₂CO₂) y ácido carbónico (H₂CO₃) cuando los números de oxidación del C son 2 y 4 respectivamente.

Una forma posible de obtener estos ácidos es mediante la reacción química entre un óxido no metálico y agua. Por ejemplo: N₂O_5(g) + H₂O_(l) → 2 HNO_3(ac)

Nota. En cuanto a los oxianiones: para nombrarlos se cambian las terminaciones de los oxiácidos correspondientes “ico” y “oso” por “ato” e “ito” respectivamente. Ejemplos: 

i) Ácido fosfórico H₃PO₄: PO₄^3- anión fosfato.

ii) Ácido hipocloroso HClO: ClO^- anión hipoclorito.

BASES

Recordemos que nos estamos basando en la teoría de Arrhenius; entonces las bases son hidróxidos: formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. A su vez el grupo hidroxilo (OH^-) tiene un número de oxidación -1 y al igual que en los ácidos la suma de los números de oxidación de la fórmula química del hidróxido es cero.

Para nombrarlos distinguimos dos casos.

Cuando el metal presenta un sólo número de oxidación se nombran: hidróxido de ....(nombre del metal). Ejemplos: NaOH, hidróxido de sodio; Ca(OH)₂, hidróxido de calcio.

Si el metal presenta más de un número de oxidación se emplean las terminaciones “oso” e “ico” para el de menor y el de mayor número de oxidación respectivamente. Ejemplos: hidróxido plumboso, Pb(OH)₂, e hidróxido plúmbico, Pb(OH)₄ para los hidróxidos de Pb con número de oxidación 2 y 4 del Pb respectivamente.

Nota: en estos casos, para nombrar los hidróxidos también puede emplearse la nomenclatura por Stock. El esquema del nombre es: hidróxido de -nombre del elemento químico- (valencia del elemento o número de oxidación en números romanos). Entonces para los ejemplos anteriores los nombres son: hidróxido de plomo (II) e hidróxido de plomo (IV).

Una forma de obtener los hidróxidos es mediante la reacción de un óxido metálico con agua. Ejemplo: Na₂O_(s) + H₂O_(l) → 2NaOH_(s).

ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES

Recordemos que el agua es un muy buen disolvente de los compuestos iónicos y una solución acuosa que contiene iones conduce la electricidad. Por ejemplo la “sal de mesa común” (cloruro de sodio: NaCl) se ioniza en Na⁺ y Cl^- y estos iones aumentan la conductividad eléctrica de la solución. A la sustancia que aporta los iones se denomina electrólito.

Los ácidos y bases fuertes son electrólitos fuertes: en solución acuosa se ionizan totalmente. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son: HCl, HBr, HI, HClO₃; HClO₄, HNO₃, H₂SO₄. Las bases fuertes más comunes son los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos (elementos del grupos 1 y 2 respectivamente de la tabla periódica). Nota: casi todos los hidróxidos metálicos restantes son insolubles en agua.

El comportamiento anterior lo podemos representar mediante las correspondientes ecuaciones de ionización utilizando una flecha: ésta indica que el compuesto está totalmente disociado o en otras palabras que los iones que lo forman no muestran tendencia a recombinarse en agua para formar la molécula. Ejemplos:

i) ácido clorhídrico: HCl_(ac) → H⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

ii) hidróxido de sodio: NaOH_(ac) → Na⁺_(ac) + OH^-_(ac)

Los ácidos y bases que son electrólitos débiles (parcialmente ionizados) se denominan ácidos débiles y bases débiles. Las ecuaciones de ionización correspondientes las planteamos utilizando una doble flecha la cual implica que la reacción se produce en 2 sentidos o procesos dinámicos y opuestos: por un lado moléculas sin disociar se están ionizando para formar los iones correspondientes y al mismo tiempo otros iones se están recombinando para formar moléculas sin disociar. La concentración relativa de los iones y la forma no disociada de la sustancia  están determinadas por el equilibrio químico entre ambos procesos y están relacionados por una constante de equilibrio que depende de la temperatura.

A modo de ejemplo de ácido débil citamos al ácido fluorhídrico: 

HF_(ac) ⇄ H⁺_(ac) + F^-_(ac)

La base débil más común es el amoníaco, NH₃ (que no es contemplado por la definición de base de Arrhenius). Al agregar amoníaco al agua se establece la siguiente reacción:

 NH_3(ac) + H₂O_(l) ⇄ NH⁺_4(ac)+ OH^-_(ac)

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se da una reacción de neutralización cuando se mezcla una solución de un ácido con la solución de una base: los productos de la reacción no tienen ninguna de las propiedades características de la solución del ácido ni de la base. En general, una reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y sal. Ejemplos:

i) El ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio produce la “sal de mesa” (cloruro de sodio) y agua: HCl_(ac) + NaOH_(ac) → H₂O_(l) + NaCl_(ac)

ii) El ácido acético con el hidróxido de bario produce agua y la sal acetato de bario: 2HC₂H₃O_2(ac) + Ba(OH)_2(ac) → 2H₂O_(l) + Ba(C₂H₃O₂)_2(ac)

Notas:

1) las ecuaciones deben estar balanceadas.

2) las reacciones anteriores implican la participación de iones por lo que es posible plantearse en cada caso las ecuaciones iónicas netas. Las mismas surgen a partir de las ecuaciones de ionización correspondientes. Haremos el planteo para el caso del ácido clorhídrico.

El HCl, el NaOH y el NaCl son electrólitos fuertes. Entonces se disocian totalmente en agua y tenemos las siguientes ecuaciones:

HCl_(ac) → H⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

NaOH_(ac) → Na⁺_(ac) + OH^-_(ac)

NaCl_(ac) → Na⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

Sustituyendo las fórmulas sin disociar por los iones correspondientes nos queda:

H⁺_(ac) + Cl^-_(ac) + Na⁺_(ac) + OH^-_(ac) → H₂O_(l) + Na⁺_(ac) + Cl^-_(ac).

Por último notamos que los iones Cl^-_(ac) y Na⁺_(ac) están en ambos miembros de la igualdad (se denominan “iones espectadores”) y los podemos “cancelar”. Así llegamos a la ecuación iónica neta para la reacción: H⁺_(ac) + OH^-_(ac) → H₂O_(l) Esta expresión indica que cuando reacciona una base fuerte con un ácido fuerte los iones hidrógenos e hidroxilos se combinan para formar agua.

ANTIÁCIDOS

El estómago y el tracto digestivo están protegidos del efecto corrosivo del ácido estomacal (ácido clorhídrico principalmente) por un recubrimiento de mucosa. A veces pueden aparecer agujeros, llamados úlceras, en dicho recubrimiento posibilitando que el ácido ataque a los tejidos subyacentes y causar importantes y dolorosos daños.

Las úlceras pueden tener su origen en una excesiva secreción de ácidos o en una debilidad del recubrimiento digestivo.

El problema del exceso de ácido estomacal puede tratarse de dos maneras: eliminando el ácido en exceso o reduciendo la producción de ácido.

A las sustancias que eliminan el exceso de ácido se les denominan antiácidos y a las que reducen la producción de ácidos se les llama inhibidores de ácidos.

Los antiácidos son bases simples que contienen iones hidróxidos, carbonatos o bicarbonatos y neutralizan el exceso de ácido clorhídrico en el jugo gástrico.

Las reacciones por medio de las cuales los antiácidos neutralizan el ácido estomacal son las siguientes:

NaHCO_3(ac) + HCl_(ac) → NaCl_(ac) + H₂O_(l) + CO_2(g)

CaCO_3(s) + 2HCl_(ac) → CaCl_2(ac) + H₂O_(l) + CO_2(g)

MgCO_3(s) + 2HCl_(ac) → MgCl_2(ac) + H₂O_(l) + CO_2(g)

Mg(OH)_2(s) + 2HCl_(ac) → MgCl_2(ac) + 2H₂O_(l)

Al(OH)_3(s) + 3HCl_(ac) → AlCl_3(ac) + 3H₂O_(l)

Al(OH)₂NaCO_3(s) + 4HCl_(ac) → AlCl_3(ac) + NaCl_(ac) + 3H₂O_(l) + CO_2(g)

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                    

 

ESTRUCTURA E IMPORTANCIA DEL AGUA.

El multifacético y reconocido artista catalán nacido en 1943 Joan Manuel Serrat con la canción de su autoría "El Hombre y el Agua" describe a la perfección la importancia del agua. Simplemente cabe agregar que el agua es una sustancia que participa en todos los procesos vitales y es esencial para la vida.

La imagen nos muestra la estructura de la molécula de agua: formada por 2 átomos de H y un átomo de O unidos por enlace covalente. Además vemos que presenta 2 pares de electrones que no participan del enlace.

La electronegatividad es una propiedad que indica la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico y nos permite distinguir entre un enlace covalente polar y otro enlace covalente no polar. 

Una regla ampliamente usada para predecir el tipo de enlace químico se basa en la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados. Resumidamente y a los efectos de realizar cálculos sobre predicción de enlace químico con relativa precisión, la regla mencionada establece: cuando dicha diferencia es mayor que 1,7 se forma un enlace por atracción iónica y en caso contrario tenemos un enlace covalente. A su vez: si la diferencia es menor que 0,4 el enlace será covalente apolar y si la diferencia está comprendida entre 0,4 y 1,7 obtendremos un enlace covalente polar.

Uno de los datos aportados por las tablas periódicas es el valor de electronegatividad de Pauling. Linus Pauling, 1901-1994, fue un destacado químico estadounidense, galardonado con 2 premios Nobel, que desarrolló un método para calcular las electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos químicos.

Así para el agua tenemos que las electronegatividades del O y del H son 3,5 y 2,1 respectivamente lo que nos da una diferencia de:3,5-2,1= 1,4. En consecuencia el enlace químico en una molécula de agua es covalente polar.

Como se trata de un enlace covalente polar y tal cual lo indica la figura (que representa una molécula de agua aislada) los electrones se comparten de manera desigual: para entenderlo podemos imaginar que hay un "reparto desigual" de los pares de electrones compartidos que forman el enlace. 

Considerando el concepto de electronegatividad (capacidad de un átomo de atraer a los electrones de un enlace químico) en este caso podemos decir que los electrones que forman el enlace en la molécula del agua están más tiempo más cerca del O que del H.  Además el O presenta 2 pares de electrones "propios" (no enlazados, "ajenos" a la formación del enlace químico). En consecuencia observamos que sobre el átomo de O hay una densidad electrónica mayor y viceversa: sobre los átomos de H habrá una densidad electrónica menor. Nota: las densidades de cargas se simbolizan con los signos +q y -q en la imagen.

Nota: aunque este aspecto no lo trataremos en el presente artículo, la imagen también nos muestra que el ángulo formado por el O y los 2 H es de aproximadamente 104,5 °.

La estructura descrita permite que una molécula de agua pueda atraer a otras moléculas próximas y formar uniones intermoleculares denominadas enlaces por puentes de hidrógeno: interacciones débiles comparadas con el enlace covalente o la atracción iónica.

Como muestra el esquema, el enlace por puente de H es la "unión" entre un átomo de O (representado en rojo) y un  átomo de H (representado en celeste)  lo cual es posible gracias a las diferencias entre las densidades de cargas como se expresó anteriormente.

La capacidad de formar puentes de hidrógeno le permite al agua que se encuentra en nuestros lagos y océanos moderar el clima de las zonas circundantes absorbiendo calor en el verano y proporcionado calor en invierno con pequeños cambios en su temperatura. Nota: lo anterior implica que el agua tiene una calor específico elevado (para aumentar su temperatura y su energía cinética, primero se deben romper los puentes de hidrógenos intermoleculares, absorbiendo gran cantidad de calor con sólo un pequeño aumento de temperatura y viceversa).

Por otro lado, como vemos en la tabla adjunta, los puentes de H formados en el agua explican el hecho de que a temperatura ambiente sea la única sustancia del grupo en estado líquido: tiene alto punto de ebullición a pesar del bajo valor de la masa molecular.

El hielo flota en la superficie del agua líquida y obviamente: aunque "esté frío"no es porque quiera estar más cerca del sol!

Una de las propiedades más importantes del agua es que la densidad de su forma sólida es menor que la densidad de su forma líquida y por eso el hielo flota.

Como muestra la figura en el hielo las moléculas de agua forman una red tridimensional típica (que no ocurre en otras moléculas que pueden formar puente de H como por ejemplo el amoníaco, fluoruro de hidrógeno, etc.). 

En el agua sólida cada átomo de O (representados en rojo) forma un tetraedro con cuatro átomos de H (representados en celeste): dos átomos de H están unidos al O por enlaces covalentes (representados por líneas enteras) y otros 2 átomos de H se unen al O mediante puentes de H (representados por líneas punteadas).

La estructura tridimensional ordenada en el hielo evita que las moléculas se acerquen demasiado entre sí. 

Cuando el hielo se funde: en el punto de fusión varias moléculas adquieren suficiente energía cinética como para "liberarse" de los puentes de H intermoleculares y quedan atrapadas en las cavidades de la estructura tridimensional, las cuales se rompen en pequeños conglomerados. Entonces hay más moléculas por unidad de volumen de agua líquida que de hielo: la densidad del agua líquida aumenta. Al aumentar la temperatura más moléculas se liberan de los puentes de H y la densidad del agua líquida continúa aumentando. El valor máximo de densidad del agua líquida se alcanza a los 4°C como muestra la gráfica. 

Otra consecuencia de que la densidad del agua sólida sea menor que la densidad del agua líquida es que una cantidad de agua en estado sólido ocupa un volumen mayor que la misma cantidad en estado líquido. Este hecho lo podemos verificar en la vida cotidiana: si colocamos en el freezer un cubito con agua líquida a simple vista observaremos que cuando se transformó en hielo el volumen de agua aumentó.

Finalizando este artículo transcribimos un artículo (y la imagen que lo acompaña) publicado en el libro: "Química" Décima Edición. Editorial: Mc Graw Hill de Raymond Chang

"¿Por qué los lagos se congelan desde la superficie hacia el fondo? El hecho de que el hielo sea menos denso que el agua tiene una profunda implicación ecológica. Considere como ejemplo los cambios de temperatura en el agua dulce de un lago en un clima frío. A medida que la temperatura del agua cercana a la superficie desciende, su densidad aumenta. El agua más fría entonces se hunde hacia el fondo mientras que el agua más tibia, que es menos densa, sube a la superficie. Este movimiento normal de convección continúa hasta que la temperatura en toda el agua alcanza 4 °C. Por debajo de esta temperatura, la densidad del agua comienza a descender con la disminución de la temperatura de manera que ya no se va hacia el fondo. Con mayor enfriamiento, el agua de la superficie comienza a congelarse. La capa de hielo formada no se hunde debido a que es menos densa que el agua líquida; incluso actúa como aislante térmico para el agua que se encuentra debajo de ella..Si el hielo fuera más pesado, se hundiría hasta el fondo del lago y finalmente el agua se congelaría en forma ascendente. La mayoría de los organismos que habitan en el agua no sobrevivirían y se congelarían. Por fortuna, el agua de los lagos no se congela desde el fondo hacia la superficie. Esta propiedad peculiar del agua hace posible la pesca deportiva en hielo" (Como muestra la imagen).

SOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS, NEUTRAS Y pH

AUTODISOCIACIÓN Y PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

Según la teoría formulada por los químicos  Johannes Brønsted (Dinamarca, 1879-1947) y Thomas Lowry (Inglaterra, 1874-1936) el agua puede actuar como ácido o como base: en presencia de un ácido acepta protones y en presencia de una base dona protones. 

El proceso por el cual una molécula de agua dona un protón a otra  molécula de agua se denomina autodisociación del agua y lo podemos plantear según la ecuación: 

H₂O_(l) + H₂O_(l) ⇆ H₃O⁺_(ac) + OH^-_(ac)  

Nota. Dado que el protón hidratado se representa indistintamente como H₃O⁺_(ac) y H⁺_(ac) la ecuación anterior la podemos escribir como: H₂O_(l) ⇆ H⁺_(ac) +   OH^-_(ac)

A temperatura ambiente, el agua pura se encuentra casi en su totalidad sin disociar razón por la cual es mala conductora de la electricidad.

La constante de equilibrio de la ecuación anterior se conoce con el nombre de constante del producto iónico del agua, se representa por las letras K_w y a 25 ^oC es igual a 1×10^-14: 

K_equilibrio= K_w= [H⁺][OH^-] = 1×10^-14 (a 25 ^oC esta ecuación es aplicable al agua pura y cualquier solución acuosa diluida).

Aclaración: las concentraciones están expresadas en molaridad: moles/L. 

CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES

Cuando tenemos una solución en la cual se cumple que las [H⁺] = [OH^-] se dice que es neutra. Para el agua pura los valores de dichas concentraciones son:

 [H⁺] = [OH^-] = 1x10^-7

El agua no es pura. ¿Qué sucede si por ejemplo le agregamos un ácido a una solución que suponemos neutra? Al agregarle un ácido a esa solución le estamos aportando iones H⁺ y esto implica que aumenta la [H⁺] en la solución; por otro lado se cumple que [H⁺] X [OH^-] es un valor constante e igual a 1×10^-14; en consecuencia, si un valor aumenta el otro debe disminuir para que el valor del producto se mantenga. Por lo anterior la [OH^-] disminuye y entonces predominan los iones H⁺ por sobre los iones OH^- (iones hidroxilos). En síntesis: el medio ahora es ácido y estamos frente a una solución ácida.

Imaginemos ahora que tenemos agua pura y le agregamos una base. En este caso aumentamos la [OH^-] y siguiendo el razonamiento del párrafo anterior para que el producto [H⁺] X [OH^-] se mantenga constante la  [H⁺] debe disminuir. Por lo tanto en este caso predominarán los iones OH^- por sobre los H⁺ y la solución ahora es básica o alcalina. Generalizando lo visto hasta ahora llegamos a que las soluciones las podemos clasificar en: 

i) neutras  ( [H+] = [OH-] = 1x10^-7)

ii) ácidas  ( [H⁺] mayor que 1x10^-7 y [OH^-]  menor que 1x10^-7)  

iii) básicas  ( [H⁺] menor que 1x10^-7 y [OH^-]  mayor que 1x10^-7)

Observación: en el razonamiento anterior se aplicaron los conceptos de ácidos y bases correspondientes a la teoría de Svante Arrhenius (científico sueco, 1859-1927): en solución acuosa un ácido produce iones hidrógeno y una base produce iones hidróxidos (H⁺ y OH^- respectivamente). 

ESCALA DE pH

En general la concentración molar de H⁺] en una solución acuosa es muy pequeña lo cual nos conduciría a trabajar con expresiones exponenciales para saber la acidez de una sustancia (o solución) y hacer cálculos engorrosos.

Afortunadamente en 1909 Sören Sörensen (químico danés, 1868-1939) introdujo un método más conveniente para expresar la acidez: usar una escala de acidez. Así nace lo que luego sería conocido como escala de pH para soluciones (pH viene del francés: pouvoir hydrogene, “poder del hidrógeno).

El pH de una solución se define como el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógenos  [H⁺].

La definición en forma matemática es: pH=-log [H⁺].

Para una solución neutra [H⁺] = 1x10^-7, entonces aplicando la fórmula el pH será: pH= -log (1x10^-7)=- (-7)= 7.

Supongamos ahora una solución ácida en la cual [H⁺] = 4x10^-7 (debe ser mayor que 1x10^-7). En este caso el pH será: pH= -log (4x10^-7)=- (-4)= 4.

Veamos ahora un ejemplo de cómo podemos calcular el pH sabiendo que la concentración de iones hidroxilos es: [OH^-] = 2 x10^-3 (mayor que 1x10^-7 y entonces estamos frente a una solución básica).

Debemos calcular la  [H⁺] empleando el valor de la constante del producto iónico del agua: K_w= [H⁺][OH^-] = 1×10^-14 (suponemos que la temperatura es 25 ^oC). 

Despejando de la ecuación tenemos: [H⁺]= K_w/[OH^-]. Así sustituyendo por los valores correspondientes en este caso tenemos:  [H⁺]=1×10^-14/2 x10^-3= 5 X 10^-12 M 

Nota: recordemos que la unidad de la concentración usada es la molaridad, moles/litros,o M siendo el significado de M: “molar”.

En consecuencia el pH de esta solución básica es: pH= -log (5 X 10^-12)= 11,3.

Generalizando podemos clasificar a las soluciones según el pH en:

i) neutras:  pH igual  7. 

ii) ácidas:  pH menor que 7.   

iii) básicas:  pH mayor que 7. 

ESCALA DE pOH

Cómo vemos la figura anterior además de mostrarnos ejemplos de soluciones y los conceptos vistos, nos muestra otra escala, relacionada con la de pH y quizás menos “conocida” que ésta. Nos referimos a la escala de pOH: vinculada a la concentración de iones OH^-.

La concentración de iones OH^- la podemos expresar de manera similar a como se hizo con la [H⁺]. Así definimos pOH de la siguiente manera: pOH= -log[OH^-] en la cual la [OH^-] también está dada en molaridad.

Recordemos que a 25 °C K_w= 1,0X10^-14= [H⁺][OH^-]. Si aplicamos logaritmos a ambos lados de la ecuación obtenemos la expresión: log(1,0X10^-14)= log{[H⁺][OH^-]}.

El logaritmo de un producto es igual a la suma de los logaritmos y  log(1,0X10^-14)= -14. Así la igualdad anterior se transforma en: -14= log[H⁺] + log[OH^-].

Ahora si multiplicamos a ambos miembros de la última igualdad por -1 obtenemos la siguiente expresión: 14= - log[H⁺] + {-log[OH^-]}. 

Por último aplicando las definiciones de pH y pOH llegamos a la expresión bastante usada en cálculos: 14= pH + pOH.

IMPORTANCIA Y MEDICIÓN DE pH

El pH de las soluciones es de vital importancia. A modo de ejemplo citamos algunos hechos que confirman la frase expresada: en los sistemas biológicos ocurren reacciones que implican transferencia de [H⁺] y para que las mismas ocurran el medio en el que se producen debe ser ligeramente alcalino (pH entre 7 y 7,4); si el pH de la sangre humana no es el normal (entre 7,35 y 7,45 aproximadamente) puede ser la causa de alguna enfermedad; la lluvia "ácida" o regar el jardín con agua contaminada con vinagre afecta el crecimiento de las plantas; en la fabricación de jabones y otros cosméticos los productos obtenidos tienen un pH determinado (alcalino); etc.

Existen varias formas de medir el pH: con un papel de tornasol (cambia de color a un pH cercano a 7; así en medio ácido quedará rojo mientras que en medio alcalino será azul); con papel pH (una cinta impregnada con varios indicadores acompañada de una escala comparativa de colores); con instrumentos como por ejemplo un pH metro.

En el laboratorio y para obtener resultados menos precisos, para medir el pH pueden utilizarse sustancias llamadas indicadores ácido-base. Estas sustancias pueden existir en forma de ácido o en forma de base y presentan la particularidad de que ambas formas tienen diferente color: en medio ácido tendrán un color y en medio básico tendrán otro. Entonces al agregar un indicador a una solución y sabiendo el rango de pH en el cual el mismo cambia de una forma a otra (o sea cambia de color), se puede saber si la solución tiene un pH mayor o menor que el obtenido.

La imagen nos brinda algunos ejemplos de indicadores de ácido-base y los intervalos de pH en los cuales cambia de color. 

TABLA PERIÓDICA Y ELEMENTOS QUÍMICOS

Ya en el siglo XIX los químicos comenzaron a ordenar los elementos químicos y desarrollar una tabla periódica basada en sus conocimientos de las masas atómicas. De esta manera el químico inglés John Newlands (1838-1898): en 1864 observó que al ordenar los elementos químicos según dicho criterio cada octavo elemento se encontraban propiedades semejantes y así elaboró la "ley de las octavas" que fue desechada dado que era inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio.

Posteriormente, en 1869 el químico ruso Dmitri I. Mendeleev y el químico alemán Julius Meyer (1830-1895) de manera independiente realizaron una tabla de elementos basada en la repetición periódica y regular de sus propiedades.

La tabla periódica de Mendeleev agrupó los elementos según sus propiedades y permitió predecir las propiedades de varios elementos que a la fecha no habían sido descubiertos. A modo de ejemplo: predijo la existencia y algunas características  de un elemento desconocido que llamó eka-aluminio y debería ubicarse debajo del aluminio en el mismo grupo. 

En 1875 se descubre el galio y sus valores de masa atómica, punto de fusión, densidad y fórmula química del óxido coincidieron con los previstos por Mendeleev.

Por otro lado Meyer elabora una tabla periódica con muy pocas diferencias respecto a la del químico ruso: colocó de forma intercalada los elementos de los grupos principales y sub grupos (Mendeleev los separó); clasificó 55 elementos (Mendeleev incluyó a todos los conocidos).

Visto desde la perspectiva del conocimiento científico actual los aportes de los científicos mencionados y otros (contemporáneos o no) tienen sus errores. Sin embargo es indiscutible la importancia que han tenido en el desarrollo de la tabla periódica.

Las Naciones Unidas así lo ha reconocido: "El Año Internacional de la Tabla Periódica" fue declarado cuando se cumplieron 150 años de presentados los trabajos de Mendeleev y Meyer o sea en el 2019.

La tabla periódica actual ordena a los 118 elementos químicos existentes y brinda información cualitativa y cuantitativa de los elementos mismos.

En la actualidad los elementos químicos están ordenados según el número atómico creciente. 

También se contemplan las propiedades de los elementos químicos que son afectadas por la configuración electrónica. En consecuencia la estructura electrónica es el otro factor relevante en el ordenamiento actual de los elementos químicos.

Como se dijo la tabla periódica nos brinda información y nos muestra agrupados a los elementos químicos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes y reconoce las regularidades periódicas (aumento del radio atómico; energía de ionización; etc.)

La imagen de la izquierda nos indica que existen columnas verticales y filas horizontales.

Las primeras se conocen con el nombre de grupos o familias y los elementos que los integran tienen semejanzas en sus propiedades químicas (y en la configuración electrónica de su última capa). Son 18 grupos que se enumeran en sentido ascendente de izquierda a derecha.

Nota: por sus propiedades particulares el hidrógeno no se considera perteneciente al grupo 1.

Las filas horizontales se denominan períodos. Así encontramos 7 períodos.

Otra de las informaciones que nos brinda la tabla periódica tiene que ver con el carácter metálico de los elementos químicos el cual disminuye si nos desplazamos de izquierda a derecha a lo largo de un período.

Tomando en cuenta el último aspecto mencionado los elementos químicos los podemos dividir en tres categorías: Metales, no metales y metaloides o intermedios. 

Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad; en tanto que un no metal es generalmente mal conductor de las 2 magnitudes mencionadas. En tanto los metaloides tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales.

En la tabla periódica vemos una "escalera" formada por los elementos químicos: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At. Dichos elementos son los considerados como intermedios. 

Los elementos químicos ubicados a la izquierda de la "escalera" se consideran que son metales; al tiempo que los que están a la derecha de la "escalera" son los no metales.

SOLUCIONES Y UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

CONCEPTO DE SOLUCIÓN

Una solución es un sistema homogéneo (formado por sólo 1 fase) constituido por más de un componente. Los componentes se pueden separar por métodos de fraccionamiento (destilación, cristalización, cromatografía, etc.) y se diferencian según la cantidad de materia: aquel que se encuentra en mayor cantidad se denomina solvente y al que está en menor cantidad se le llama soluto. Nota: puede haber más de un soluto en una solución.

Según el estado de agregación las soluciones se clasifican en: líquidas (ejemplos: agua de mar, sal totalmente disuelta en agua líquida, etc.), gaseosas (ejemplo: el aire) y sólidas (ejemplos: aleaciones).

Por otro lado, la solubilidad de un soluto representa la cantidad de sustancia que se puede disolver en un volumen dado de solvente a una determinada temperatura y el coeficiente de solubilidad es la máxima masa en gramos de soluto que se puede disolver cada 100 gramos de solvente a determinada temperatura (y si se trata de un gas también a determinada presión). Tomando en cuenta lo anterior: las soluciones se clasifican en saturadas (en las cuales está disuelta la máxima cantidad posible de soluto de acuerdo a su coeficiente de solubilidad) e insaturadas (según la concentración de soluto pueden ser diluidas o concentradas).

Otro criterio de clasificación de las soluciones tiene en cuenta la concentración hidrogeniónica y así tenemos soluciones ácidas, básicas o neutras.

Cuando el solvente es el agua estamos frente a una solución acuosa y son éstas las que se estudiarán principalmente en el curso de primer año de bachillerato de nuestro país (Uruguay).

IMPORTANCIA DE LA CONCENTRACIÓN

En Química es necesario medir. El ejemplo del alcoholismo será útil para comprender la afirmación anterior.

Muchas sustancias son tóxicas y el alcohol es una de ellas (a su vez: es una de las drogas más consumidas en nuestro país y por ende produce importantes efectos a nivel individual y colectivo).

Tomar una cerveza parece algo sencillo y muy alejado de la Química, pero al hacerlo comienza a funcionar una importante "fábrica" química: el hígado. Allí empieza el metabolismo del alcohol etílico: la velocidad con la cual el hígado transforma dicho alcohol es la clave para que una persona se embriague o no. Para una persona adulta de 70 Kg de masa la velocidad promedio a la que el hígado oxida el alcohol es de una bebida cada 75 minutos. Al aumentar la cantidad de alcohol en la sangre y al llegar ésta al cerebro produce diversos comportamientos como lo ilustra la imagen siguiente:

Nota: la imagen muestra la relación estimada entre la bebida ingerida, la concentración de alcohol en la sangre y el comportamiento para una persona de 70 Kg y una bebida de 30 mL de un licor destilado (tequila, ron, vodka, etc.).

En un extremo vemos que una concentración de 0,05 % de alcohol (0,5 mL de alcohol/1 L de sangre) actúa sobre la parte exterior del cerebro, el centro de inhibición y el juicio produciendo euforia o tranquilidad. En el otro extremo cuando la concentración alcanza el valor de 0,6 a 0,7 % se afectan los centros que controlan la respiración y el latido y sobreviene la muerte.

El ejemplo sirve: para conocer los riesgos de beber cantidades considerables de alcohol; para saber por qué se puede "estar eufórico" o morir como consecuencia del consumo (recordemos de paso algo: el alcohol tiende a producir una enfermedad llamada cirrosis por lo cual es aconsejable no "maltratar" demasiado al hígado) y para introducir un concepto primordial en Química (la concentración de un soluto en una determinada solución).

Entre otras cosas los químicos se dedican a determinar las cantidades de un compuesto presentes en una mezcla; para un buen diagnóstico en un hospital esta labor analítica es esencial (con un paciente inconsciente y frente a una emergencia un análisis químico puede salvarle la vida); podemos utilizar la concentración para indicar los niveles tolerables  de los componentes químicos y otras sustancias en el agua...

Por último no debemos confundir los términos: aunque estén muy relacionados no es lo mismo cantidad que concentración. Un ejemplo así lo ilustra: la cantidad de oro disuelta en los océanos es tan grande que podría proporcionarle a cada persona del mundo alrededor de 2 Kg de dicho metal; sin embargo el oro está presente en el agua de mar a una concentración muy baja: hay 0,000000004 gramos por litro de agua (si quisiéramos "rescatar" 1 gramos de oro necesitaríamos unas 250000 toneladas de agua de mar)

La concentración es un término cuantitativo, para una determinada solución expresa la cantidad de soluto disuelto en dicha solución y es independiente del volumen de ésta: en el ejemplo del oro en el agua de mar, la concentración de oro será la misma en 1 L de agua que en, por ejemplo, 100000 L de agua.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Existen varias formas de expresar la concentración de una solución y, a los efectos de ordenarlas, las podemos dividir en 2 grupos a saber: porcentuales y no porcentuales.

Entre las primeras citamos las más usadas: % m/m (porcentaje masa-masa, se define como la cantidad de gramos de soluto presente en 100 gramos de solución); % m/v (porcentaje masa-volumen, definido como la cantidad de soluto presente en 100 mililitros de solución); % v/v (porcentaje volumen-volumen, cantidad de mililitros de soluto presente en 100 mililitros de solución).

Entre las unidades no porcentuales las más comunes son: g/L (gramos/litros), molaridad, molalidad, normalidad, fracción molar, ppm (partes por millón).

En primer año de bachillerato de nuestro país las unidades no porcentuales priorizadas son la concentración expresada en g/L y en molaridad las cuales se definen y aplican en los ejercicios resueltos presentados.

La concentración de un soluto en una solución expresado en g/L se define como la masa en gramos de soluto presente en 1 litro de solución y se calcula simplemente dividiendo la cantidad de soluto expresada en gramos y el volumen de solución expresado en litros.

La molaridad se define como la cantidad de sustancia de un soluto presente en 1 litro de solución, se calcula con la fórmula: M= n/V (siendo: M=molaridad; n= cantidad de moles de soluto; V= volumen de solución en litros).

NOTA. En muchos casos para calcular la molaridad de una solución es útil la siguiente fórmula: M=(%xdx10)/Masa molar.

(M: molaridad de la solución; %porcentaje masa-masa; d: densidad de la solución en gramos/mililitros; Masa molar: masa molar del soluto).

Recordemos que la densidad de una solución (d) se calcula mediante la fórmula: 

d=masa de solución/volumen de solución (expresado en mL para aplicar la fórmula de molaridad indicada en el párrafo anterior)

EJERCICIOS RESUELTOS

1) El dióxido de carbono (CO₂) se encuentra en las bebidas carbonatadas; en 2,5 litros de una de dichas bebidas hay 20 gramos de CO₂.

a) Indicar cuál es el soluto y cuál es el solvente de la solución aludida.

b) Expresar en g/L la concentración de CO₂ en la solución mencionada.
c) Expresar en molaridad la concentración de CO₂ en la solución mencionada.
d) ¿Cuántas moléculas de CO₂ hay en la solución mencionada?
Aclaración: en todos los casos justificar las respuestas incluyendo los planteos y
cálculos.
Resolución:
a) El CO₂ es el soluto y el H₂O es el solvente de la solución porque de los 2 componentes mencionados el que está en menor cantidad es el primero.
b) Cálculo de la concentración en g/L
[CO₂] = gramos de soluto/volumen en litros de solución = 20g/2,5L = 8g/L
Aclaración: el paréntesis recto se utiliza para indicar que se trata de la concentración de “algo” (en este caso: concentración de CO₂).
c) Cálculo de la molaridad
Cálculo de M, masa molar del CO₂:
Los valores de las masas atómicas molares del C y del O son 12 y 16 g/mol respectivamente.
M_CO2 = 1xM_C + 2xM_O = 1x12g/mol + 2x16g/mol = 44g/mol
Cálculo de n, cantidad de moles de CO₂ presentes en la solución:
n = gramos/masa molar = 20g/44g/mol = 0,45 moles de CO₂
Nota. El cálculo de moles se puede hacer planteando la regla de tres siguiente:
1mol de CO₂ → 44g de CO₂
x → 20g de CO₂
x = 1molx20g/44g = 0,45mol
Nota: observar que el planteo de la regla de tres es equivalente a la fórmula planteada inicialmente en el cálculo de los moles.
Cálculo de la molaridad:
Molaridad = moles de soluto/volumen en litros de solución =
moles de CO_2/volumen de solución en litros =0,45mol/2,5L = 0,18mol/L (o molar)
d) Cálculo de la cantidad de moléculas de CO₂ presentes en la solución.
Se utiliza una regla de 3 empleando el número de Avogadro:
1mol de CO₂ → 6,02x10²³ moléculas de CO₂
0,45 mol de CO₂ → x
x = 0,45molx6,02x10²³moléculas/1mol = 2,709x10²³ moléculas de CO₂ presentes en 2,5 litros de la bebida mencionada.
Nota. Se llega a un resultado equivalente planteando la regla de tres con el valor de
la masa molar del CO₂ y despejando luego x:
44 g de CO₂ → 6,02x10²³ moléculas de CO₂
20 g de CO₂ → x

2) Un refresco sabor cola utiliza ácido fosfórico (H₃PO₄) como agente acidulante en una concentración que no supere el valor de 1,2 g/L.

Un lote de dicho refresco debió ser desechado: su análisis cuantitativo reveló que en 2,5 litros de refresco estaban presentes 30 gramos de ácido fosfórico.

a) Indicar la razón por la cual fue desechado el lote.

b) ¿Cuál es la molaridad de la solución anterior?

Resolución:

a) Calculamos la concentración en gramos/litro de ácido fosfórico en la muestra analizada:

[H₃PO₄]=gramos de soluto/volumen de solución en litros= 30g/2,5L= 12 g/L.

El cálculo revela que la concentración de ácido fosfórico del lote es mucho mayor que la permitida (1,2 g/L) y esa es la razón por la cual hubo que desechar el mismo.

b) Debemos calcular la masa molar del ácido fosfórico para saber la cantidad de moles presentes en la muestra.

Datos (aproximados) extraídos de la tabla periódica: las masas molares del H, P y O son 1, 31 y 16 g/mol respectivamente.

Masa molar de H₃PO₄= 3XM_H + 1XM_P + 4XM_O= 3X1g/mol + 1x31g/mol + 4x16g/mol= 98g/mol

Cálculo n= moles de ácido fosfórico:A partir de la masa molar: n=g/M (siendo n=cantidad de moles; g=gramos de soluto; M= masa molar del soluto).

Entonces: moles de H₃PO₄=30g/98g/mol= 0,306 mol

La molaridad se calcula: dividiendo la cantidad de moles de soluto y el volumen de solución que en este caso es 2,5 L.

Por lo tanto la molaridad de la solución de ácido fosfórico es:

0,306mol/2,5L=0,122 mol/L (o expresado de otra manera equivalente: 0,122 molar)

Observación:

El cálculo de la cantidad de moles puede hacerse por un procedimiento equivalente: planteando regla de tres (1 mol equivale a 98 g de H₃PO₄ y entonces los 30 g de H₃PO₄ que tenemos equivaldrán a una cantidad x de moles; luego se calcula x multiplicando cruzado y dividiendo por el otro número: 30x1/98= 0,306).

3) Un fármaco utilizado como antiespasmódico de uso frecuente se basa en la acción de la sustancia propinox clorhidrato (fórmula química: es C₂₁H₂₄ClNO₃). Una de las presentaciones de dicho fármaco es en frascos de 100 mL conteniendo cada uno 1 g de propinox clorhidrato para administrar vía oral.

a) Determinar la masa molar del propinox clorhidrato.

b) Expresar la concentración de propinox clorhidrato en g/L según las cantidades indicadas en el frasco

mencionado.

c) Expresar la concentración de propinox clorhidrato en molaridad según las cantidades indicadas en el frasco mencionado.

d) En el tratamiento de un cólico hepático un individuo adulto consumió 200 mL del fármaco mencionado (mediante dosis de 20 mL cada 5 horas). ¿Cuántos gramos y cuántas moléculas de propinox clorhidrato consumió el individuo en el tratamiento señalado?

Justificar las respuestas con cálculos y panteos.

Resolución:

a) Los valores de masas molares atómicas aproximados extraídos de tablas son: 12, 1, 35, 14 y 16 g/mol para el C, H, Cl, N y O respectivamente.

Masa molar del C₂₁H₂₄ClNO₃: M = 21xM_C + 24xM_H + 1xM_Cl + 1xM_N + 3xM_O = 21x12g/mol + 24x1g/mol + 1x35g/mol + 1x14g/mol + 3x16g/mol = 373g/mol

b) [C₂₁H₂₄ClNO₃]_g/L= gramos de soluto/volumen en litros de solución.

Se deben convertir los mL a L: 100mL equivalen a 0,100L.

[C₂₁H₂₄ClNO₃]_g/L= 1g/0,100L = 10g/L

c) [C₂₁H₂₄ClNO₃]_molaridad = gramos de soluto/volumen en litros de solución

Cálculos de los moles de propinox clorhidrato: n= gramos/masa molar = 1g/ 373g/mol = 0,003 mol propinox clorhidrato

Molaridad = 0,003mol/0,100L = 0,03mol/L (molaridad del propinox clorhidrato)

d) Dado que en 100 mL de solución de sertal gotas hay 1g de propinox clorhidrato entonces si en todo el tratamiento el individuo recibió una dosis de 200mL el individuo habrá consumido 2g de propinox clorhidrato.

Empleando el número de Avogadro existen varias maneras equivalentes de calcular la cantidad de moléculas de propinox clorhidrato consumidas en el tratamiento.

Una de esas maneras es planteando una regla de tres con los gramos consumidos y el valor numérico de la masa molar del C₂₁H₂₄ClNO₃:

373g de propinox clorhidrato → 6,02x10²³ moléculas de propinox clorhidrato

2g de propinox clorhidrato → x moléculas de propinox clorhidrato

x = 2gx6,02x10²³moléculas/373g = 3,23x10²¹ moléculas de propinox clorhidrato consumidas en el tratamiento indicado.

Notas:

i) Otra forma equivalente de realizar el cálculo de moléculas es: calcular los moles de propinox clorhidrato que corresponden a 2g empleando la masa molar; luego se plantea una regla de tres empleando los moles hallados y el número de Avogadro.

ii) Los moles también pueden calcularse a partir de la molaridad: molaridad=n/V; despejando :n=molaridad x volumen=0,03mol/Lx0,200L= 0,006moles de propinox clorhidrato.

iii) Las fórmulas químicas escritas entre paréntesis recto indican concentración del soluto.

4) En 800 mL de agua potable se disuelven totalmente 30 mg de Pb(NO₃)₂, nitrato de plomo (II).
a) ¿Se podrá beber la solución obtenida?
Dato: cantidad máxima de nitrato de plomo permitida en el agua de beber: 0,016g/L.
b) ¿Cuál es la molaridad de la solución anterior?
Datos: los valores de masas atómicas molares para el Pb, N y O son 207, 14 y 16 g/mol respectivamente.
Justificar las respuestas con cálculos y planteos.
Resolución:

a) Se calcula la concentración de Pb(NO₃)₂ en g/L y se compara con el valor de referencia suministrado.
Conversión de volumen: 800mL equivalen a 0,800L
Conversión de la masa: 30mg equivalen a 0,030g
Concentración de Pb(NO₃)₂ en g/L:

[Pb(NO₃)₂]_g/L = 0,030g/0,800L = 0,0375g/L. Entonces: como este valor es mayor que 0,016g/L, el límite permitido, no se puede beber esa agua dado que está contaminada con nitrato de plomo.

b) Cálculo de M, la masa molar del Pb(NO₃)₂: 

M= 1xM_Pb + 2xM_N + 6xM_O = 1x207g/mol + 2x14g/mol + 6x16g/mol = 331g/mol 

Cálculo de la cantidad de moles de Pb(NO₃)₂:

n = gramos/masa molar = 0,030g/331g/mol = 0,000091moles de Pb(NO₃)₂

Cálculo de la molaridad:

Molaridad = moles de Pb(NO₃)₂/volumen en litros de solución = 0,000091mol/0,800L = 0,00011 molar (mol/L)

5) El nitrato de calcio (fórmula química:Ca(NO₃)₂ se emplea en fertilizantes, en explosivos y en piroctenia.

La concentración de una solución acuosa de Ca(NO₃)₂ es 25 % en masa y su densidad es 1,21 g/mL.

a) ¿Cuál es la concentración de Ca(NO₃)₂ en g/L en la solución mencionada?

b) ¿Cuál es la molaridad de la solución de Ca(NO₃)₂ mencionada?

Resolución:

a) En primer lugar determinamos la cantidad de Ca(NO₃)₂ a partir del porcentaje masa/masa dado:

% m/m= (masa soluto/masa de solución)x100= 25

Suponiendo que tenemos 100 gramos de solución y despejando de la ecuación anterior determinamos la masa de soluto o sea de Ca(NO₃)₂:

masa soluto=(masa soluciónx25)/100=(100gx25)/100= 25g de Ca(NO₃)₂

Ahora con la densidad determinamos el volumen correspondiente:

densidad de solución=masa solución/volumen de solución=1,21 g/mL;

despejando: volumen de solución=masa solución/densidad de solución=

100g/1,21g/mL= 82,64mL de solución

Se debe convertir a litros el volumen hallado, para lo cual dividimos entre 1000 el resultado anterior: 82,64/1000: 0,083L de solución

Concentración de Ca(NO₃)₂ en la solución indicada: [Ca(NO₃)₂]_g/L= masa soluto/volumen de solución= 25g/0,083L= 301,2 g/L

b) Podemos calcular la molaridad por 2 procedimientos:

El primer procedimiento es aplicando la fórmula de molaridad con la cantidad de moles correspondientes a los gramos de Ca(NO₃)₂ utilizados (25g) y empleando el volumen en litros calculado (0,083L) en parte a.

Los valores extraídos de tablas de masas atómicas molares del Ca, N y O son 40, 14 y 16 g/mol respectivamente.

Entonces la masa molar, M, del Ca(NO₃)₂ es: 1xM_Ca + 2xM_N + 6xM_O: 1x40g/mol + 2x14g/mol + 6x16g/mol= 164g/mol

Calculamos los moles, n, correspondientes de Ca(NO₃)₂ (recordemos que podemos emplear una regla de tres o dividir la masa entre la masa molar, ambos procedimientos son equivalentes)

n=masa de Ca(NO₃)₂/masa molar de Ca(NO₃)₂= 25g/164g/mol= 0,152 mol de Ca(NO₃)₂

Molaridad= moles de Ca(NO₃)₂/volumen en litros de solución= 0,152mol/0,083L=

1,8 mol/L concentración en molaridad de Ca(NO₃)₂ en la solución indicada.

El segundo procedimiento para calcular la molaridad, M, es empleando la siguiente fórmula: M=(%masa/masaxdensidadx10)/Masa molar.

Entonces, para este caso la molaridad, M, es: (25x1,21x10)/164= 1,8 mol/L

LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EN LA HISTORIA

Desde tiempos lejanos se habla de los elementos químicos: el cobre fue descubierto en el 9000 a.c., el hierro se conoce desde antes de 5000 a.c, el oro ya era usado hacia el año 3000 a.c.

Han ido cambiando los conceptos vinculados a la definición de elemento químico y sus aplicaciones.

Para los griegos  los elementos eran los  ingredientes de las cosas y Empédocles (filósofo griego, 483-423) reafirma la postura de Tales de Mileto (624-546 a.c.) y otros que sostenían que eran 4: fuego, aire, agua y tierra.

En China los elementos eran 5 (madera, metal, agua, fuego y tierra) y en la India eran 9: agua, tierra, fuego, aire, éter, tiempo, espacio, alma y sensaciones.

En la Edad Media, los alquimistas, antecesores de los químicos, buscaban alcanzar un estado espiritual más elevado y esto lo podrían lograr con la transmutación de los metales en oro. Estaban convencidos de que existía un material que daría una vida larga y saludable y podía acelerar la obtención de oro: la piedra filosofal. Paracelso (médico y alquimista suizo, 1493-1541) es uno de los principales exponentes de esta época.

Buscando esa piedra H. Brand (1630–1692, alquimista alemán que se muestra en la imagen) descubre en 1669 al fósforo gracias a un curioso experimento basado en la suposición de que podía fabricar oro a partir de la orina humana.

Brand juntó 5 litros de orina y la calentó hasta ebullición; luego la dejó reposar durante 2 semanas. Al final, después de eliminar toda el agua, le quedó un residuo sólido que lo mezcló con arena, lo calentó fuertemente y recogió los vapores que salían en un recipiente vacío. Al enfriarse el  vapor, observó que en las paredes del recipiente estaba adherido un sólido blanco que brillaba en la oscuridad. El brillo se debía al fósforo aislado que reaccionó con el oxígeno del aire y en el proceso emite energía luminosa.

En 1784 Antoine de Lavoisier (Francia, 1743-1794) publica la primera lista de 33 elementos químicos (algunos de los cuales estaban “infiltrados”: cal, arcilla, sílice, luz, calor y ácido formaban la lista y no son elementos químicos).

Otros elementos químicos fueron descubiertos: Cavendish (británico, 1731-1810) descubre el hidrógeno, Scheele (sueco, 1742-1786) el cloro, Priestley (inglés, 1733-1804) el oxígeno… Y los descubrimientos siguen hasta nuestros días.

En la actualidad sabemos que muchos de los que se consideraban elementos químicos no lo son; tampoco son 4, ni 5, ni 33: son unos cuantos más.

Un elemento químico es una sustancia que por ningún procedimiento, ni físico ni químico, puede separarse o descomponerse en otra sustancia más sencilla; está formado por átomos que tienen la misma cantidad de protones o sea: está definido por el número atómico.

Además: cada elemento químico tiene un nombre (proveniente del lugar donde se identificó por primera vez, o de alguna propiedad del mismo, o en honor a algún científico o dios mitológico) y tiene un símbolo (una o dos letras en cuyo caso la primera es mayúscula y la segunda minúscula).