material de apoyo laboratorio

Material de apoyo Laboratorio de Química
Aquí vemos un resumen con algunas explicaciones extras que no figuraban en la guía de laboratorio.
Además hay algunos ejercicios con resultados para facilitar el aprendizaje en casa.
Material de laboratorio:
Podemos distinguir entre:
Recipientes para hacer reacciones (matraces, vasos de precipitado, tubos de ensayo).
Normalmente se trata de material de vidrio de laboratorio. Este material resiste hasta cierto
punto las diferencias de temperatura. Por ello puede ser enfriado o calentado. Aunque tenga
graduación las medidas volumétricas realizadas con este material sólo son aproximadas y no
sirven para mediciones de precisión.
Material volumétrico (pipetas, probetas, buretas, jeringas, matraces aforados). Este material ha
sido diseñado para medir volúmenes con exactitud. Para disminuir errores de medición las
pipetas y buretas deben llenarse hasta el “0” en la parte alta y luego se deja salir el volumen
deseado. Las probetas se llenan hasta el volumen deseado y se vacían hacia el recipiente de
reacción. En los matraces aforados se hacen disoluciones de concentración exacta. Para ello se
disuelve el soluto en la cantidad menor de disolvente posible y se llena lentamente y agitando
exactamente hasta el aforo. Si la concentración debe ser muy exacta habría que temperar a la
temperatura de diseño del matraz aforado que suele estar indicado en el propio matraz.
Normalmente son 20 °C, a veces 25 °C. El material volumétrico no debe ser calentado ni usado
para hacer reacciones en él.
Regla para el material volumétrico: Cuanto menor es el diámetro en relación al volumen total
mayor es la exactitud absoluta del instrumento.
Material de trasvase. Normalmente hay que sacar sustancias de un envase de almacenamiento
para hacer reacciones con él. Para ello se usan según el reactivo o espátulas, cucharas o pipetas.
Estas deben estar completamente limpias y nunca pasarse sin limpieza entre una sustancia y
otra. Lo mejor es usar específicamente una espátula/cuchara por recipiente en el curso de una
práctica.
Material específico. Con la gran variedad de tareas de un laboratorio hay una amplia gama de
material específico. A lo largo de las prácticas vemos por ejemplo:
- propipetas (o peras de goma) para aspirar líquidos a una pipeta
- centrífugas para separar mezclas heterogéneas de sustancias con diferente densidad
- filtros para separar sólidos de líquidos
- embudos de separación (o de decantación) para separar líquidos inmiscibles de
diferentes densidades
- balanzas para determinar el peso de una sustancia
- mangueras para llevar gases o líquidos
- gradillas para sostener tubos de ensayo
- mecheros bunsen y placas eléctricas para calentar
El uso del material de laboratorio requiere normalmente de un procedimiento específico. En general es
un proceso lógico. Lo podemos averiguar pensando. Si no estamos seguros hay que preguntar o recurrir
a la bibliografía.
1
Mediciones y magnitudes
En el laboratorio a menudo hay que medir. Existen diferentes magnitudes
que pueden ser determinadas. Medir es siempre comparar lo que medimos
con un cierto estándar. El resultado de la medición nos indica cuántas veces
cabe el estándar en lo que medimos. Si medimos por ejemplo una longitud
con un metro el resultado nos indicará cuántas veces cabe el estándar
“metro” en el objeto que vamos a medir. Si la niña de la foto por ejemplo
mide 1,27 metros esto significa que su altura es 1,27 veces la longitud del
metro estándar.
Como existen muchos sistemas de medición diferentes hay que indicar
siempre el estándar que hemos usado (aquí metros). El puro número “1,27”
no es una medida válida ya que no sabemos ni qué magnitud expresa ni qué
estándar se ha usado. (En unos países por ejemplo no se usa el sistema
métrico sino un sistema basado en pies, yardas, millas etc.)
Ya que muchas medidas pueden variar en un gran rango se ha establecido además un sistema de
prefijos para evitar tener que escribir muchos números que son poco prácticos. Normalmente se trata de
múltiples de 10. Los más importantes son:
- “mega” o abreviado “M” (un millón de veces). Un megawatio (1 MW) son un millón de watios o
1.000.000 W.
- “kilo” o abreviado “k” (mil veces). Un kilogramo (1 kg) son mil gramos o 1.000 g.
- “hecto” o abreviado “h” (cien veces). Un hectolitro (1 hL) son 100 litros.
- “deci” o abreviado “d” (una décima parte). Por ejemplo un decilitro (1 dL) es la décima parte de un
litro (0,1 L), un decímetro (1 dm) es la décima parte de un metro (0,1 m) etc.
- “centi” o abreviado “c” (una centésima parte). Por ejemplo un centímetro es la centésima parte de un
metro o 0,01 m.
- “mili” o abreviado “m” (una milésima parte). Por ejemplo un milímetro (1 mm) es la milésima parte
de un metro o 0,001 m
- “micro” o abreviado “μ” (una millonésima parte). Por ejemplo un micrómetro (1 μm) es la
millonésima parte de un metro o 0,000.001 m.
Ejemplos:
¿Cuántos gramos son 137 mg?
Si 1 mg = 0,001 g entonces 137 mg tienen que ser 137 * 0,001 g = 0,137 g
Regla: para convertir mediciones con el prefijo “mili” en unidades sin prefijo hay que dividir por 1000
(correr la coma 3 cifras hacia la izquierda). Para colocar el prefijo “mili” a mediciones expresadas en
unidades hay que multiplicar por 1000 (correr la coma 3 cifras hacia la derecha).
¿Cuántos kg son 11.266 g?
Si 1 kg son 1000 g entonces 11.266 g son 11.266/1000 kg = 11,266 kg.
Regla: para convertir mediciones con el prefijo “kilo” en unidades sin prefijo hay que multiplicar por
1000 (correr la coma 3 cifras hacia la derecha). Para colocar el prefijo “kilo” a mediciones expresadas
en unidades hay que dividir por 1000 (correr la coma 3 cifras hacia la izquierda).
2
Algunas magnitudes que podemos medir y las unidades más usadas
Volumen:
1000 L (litros) = 1 m3 un volumen de 1 m de alto por 1 m de largo por 1 m de ancho
1 L (litro) = 1 dm3
un volumen de 0,1 m de alto por 0,1 m de largo por 0,1 m de ancho
3
1 mL = 1 cm (o cc.) un volumen de 1 cm de alto por 1 cm de largo por 1 cm de ancho
Es importante conocer los factores de conversión de litros en sus equivalencias en metros cúbicos ya
que a menudo sólo figura una de las indicaciones en los instrumentos de medición. Especialmente en
enfermería hay que saber:
1 mL = 1 cm3 = 1 cc
A parte de estas mediciones en el sistema métrico sobre todo en los países anglosajones existen otras
medidas de volúmenes como las galonas (1 galón = 4,5461 L en Gran Bretaña, 1 galón = 3,7854 L en
EEUU), las pintas, las onzas flúidas etc. que también existen en diferentes versiones según el país de
uso. Como se ve pueden dar lugar a confusiones y en el comercio internacional no suelen ser de gran
importancia.
Peso:
1t
1.000 kg o 1.000.000 g (= 1 Mg)
1 kg 1.000 g
1g
unidad
1 mg 0,001 g 0 0,000.001 kg
El peso es la medida más importante en química ya que es directamente proporcional a la cantidad de
una sustancia en moles. Si sabemos e peso p en gramos podemos calcular la cantidad n de moles de la
sustancia conociendo su peso molecular PM por la fórmula:
n = p / PM.
Densidad:
La densidad de una sustancia indica qué peso tiene un determinado volumen de una sustancia. Por ello
se expresa en unidades de peso por unidades de volumen. Lo más común es usar g/mL o kg/L. Ambas
expresiones son equivalentes.
Para determinar la densidad hay que medir el peso p de un volumen V de un líquido conocido. La
densidad D se calcula según la fórmula:
D=p/V
Las densidades de los líquidos suelen estar en el rango de 0,6 g/mL (para líquidos orgánicos) hasta
aproximadamente 13,5 g/mL del mercurio. El agua a 4 °C tiene una densidad de 1,0 g/mL.
La densidad de los gases en condiciones normales (Temp. 0 °C, presión 1 atm) suele ser
aproximadamente 1/1000 de la densidad de los líquidos. Por ejemplo 1 m 3 de aire pesa unos 1,3 kg. El
3
gas más ligero es el hidrógeno con una densidad de 0,0983 kg/m 3. El dióxido de carbono como gas
asfixiante tiene una densidad de 1,96 kg/m3. Por lo tanto es más pesado que el aire y se suele acumular
en las partes más bajas de túneles, pozos etc. donde puede provocar problemas de respiración.
La densidad de los sólidos suele estar en el rango de 0,5 (litio) – 22,56 (iridio) g/mL.
En los líquidos suele ser más conveniente medir el volumen que el peso. Si necesitamos un cierto peso
p de un líquido con la densidad D podemos calcular el volumen necesario según la fórmula:
V=p/D
Si al contrario queremos saber el peso p un determinado volumen V de un líquido con la densidad
conocida aplicamos:
p=V*D
Todas estas fórmulas son sólo transformaciones de la fórmula de la definición de la densidad.
Para una sustancia la densidad es una constante a una temperatura dada. Si sube la temperatura las
sustancias tienden a expandirse. Esto significa que el mismo peso ocupa mas volumen. Como
consecuencia al aumentar la temperatura la densidad suele bajar. Una excepción es el agua entre los 0 y
los 4 °C.
Temperatura
La temperatura se suele medir en °C. Se ha definido la escala de temperaturas con grados centígrados
usando como referencia el agua. A 0 °C en a presión normal el agua se hiela (o funde). A 100 °C y
presión de 1 atm el agua hierve.
Para muchos cálculos con gases sin embargo hay que calcular con temperaturas absolutas en K
(Kelvin). La escala de Kelvin empieza con el 0 en el 0 absoluto. Es la temperatura más baja pensable
donde las partículas ya no tienen ningún movimiento. El volumen de un gas ideal a 0 K sería cero.
Para pasar de °C a K hay que usar la siguiente ecuación:
K = °C + 273,15
Por otra parte si hay que transformar Kelvin en grados centígrados se restan 273,15 del valor:
°C = K – 273,15
Presión
La presión nos indica la fuerza que se ejerce sobre una superficie. Es una magnitud especialmente
importante si trabajamos con gases. Actualmente la unidad sistemática que se debería usar es el Pascal
(Pa). 1 Pa equivale a la fuerza de 1 N (Newton) por metro cuadrado. (1 Newton es la fuerza que acelera
1 kg en 1 segundo a una velocidad de 1 m/segundo. Equivale a la fuerza gravitacional de un peso de
102 g).
Históricamente sin embargo se han usado otras medidas que a veces por razones prácticas se han
mantenido. Así sigue siendo una de las unidades más usadas la atmósfera (atm). Además existen el Torr
o mm de mercurio (que miden la presión comparada con la presión al fondo de una columna de
mercurio con al altura de la columna en mm) y los mm de columna de agua (que miden la presión
4
referente a la presión al fondo de una columna de agua de la misma altura en milímetros usado sobre
todo en la técnica)
Las equivalencias de las presiones son las siguientes:
1 atm = 1.013 hPa = 101.300 Pa = 760 Torr
Esto significa que para transformar presiones en atm hay que multiplicar con 760 para determinar la
equivalencia en Torr y habría que multiplicar por 101.300 para la equivalencia en Pascal.
Si hay que transformar Torr en atm hay que dividir por 760.
En pos países anglosajones además existe el psi (= pounds per square inch o libras por pulgadas al
cuadrado).
Cantidad en moles
Los moles en química indican la cantidad de partículas de una sustancia. Como no podemos contar las
partículas por separado tenemos que usar medidas auxiliares para determinarlo. Esta medida auxiliar es
el peso molar PM. Esto es comparable con la práctica de algunas ferreterías que no nos venden los
clavos por unidades sino por peso. Si sabemos lo qué pesa un clavo podemos calcular los kilogramos o
gramos de clavos que tenemos que pedir.
Al igual que hay tornillos, clavos etc. de diferentes tipos y diferentes pesos también hay moléculas con
pesos diferentes. Todas las moléculas de un tipo sin embargo pesan lo mismo. El peso de una molécula
equivale a la suma de pesos de todos los átomos que la componen al igual que el peso de arandela con
tuerca es igual al peso de la arandela mas el peso de la tuerca.
Así el peso molecular del agua es la suma de los pesos atómicos de los dos átomos de hidrógeno (PA = 1
g/mol) más el peso atómico del oxígeno (PA =16 g/mol)
Para saber cuántos moles n tenemos en una muestra tenemos que dividir el peso p de la muestra en
gramos por el peso molecular de la sustancia.
n = p / PM
Si sin embargo hay que determinar cuánto pesa una determinada cantidad de moles hay que multiplicar
la cantidad de moles por el peso molar.
p = n * PM
Finalmente podemos determinar el peso molecular de una sustancia si conocemos la cantidad de moles
que hay en un determinado peso:
PM = p / n
5
Ejercicios:
1.) Transforma las siguientes medidas en las medidas indicadas en paréntesis.
1.336,7 mg (g)
226 cm3 (L)
0,287 kg (g)
987,66 mL (cm3)
3
0,972 t (kg)
7.323 μg (mg)
1,367 m (L)
829,56 g (kg)
31 °C (K)
312 K (°C)
812 Torr (atm)
1,2 atm (Torr)
Respuestas:
1.336,7 mg = 1.336,7/1000 g = 1,3367 g
226 cm3 = 226 mL = 226/1000 L = 0,226 L
0,287 kg = 0,287 * 1000 g = 287 g
987,66 mL = 987,66 cm3 (¡unidades idénticas!)
0,972 t = 0,972 * 1000 kg = 972 kg
7.323 μg = 7.323 / 1000 mg = 7,323 g
1,367 m3 = 1.367 * 1000 L = 1.367 L
829,56 g = 829,56 / 1000 kg = 0,82956 kg
31 °C = 31+273,15 K = 304,15 K
312 K = 312 – 273,15 °C = 38,85 °C
812 Torr = 812 / 760 atm = 1,068 atm
1,2 atm = 1,2 * 760 Torr = 912 Torr
2.) Responda a las siguientes preguntas
a) ¿Cuánto pesan 30 mL de un líquido con una densidad de 1,25 g/mL?
b)¿Qué volumen ocupan 12 g de un líquido con una densidad de 0,6 g/mL?
c) ¿Qué densidad tienen un líquido si 14,5 mL pesan 17,8 g?
d) ¿Cuánto pesa un mol de dietileter C4H10O ? (PA(C) = 12 g/mol; PA(H) = 1 g/mol;
PA(O) = 16 g/mol)
e) ¿Cuántos g de NaOH hay que pesar para tener 0,125 mol? (PA(Na) = 23 g/mol; PA(H) = 1 g/mol;
PA(O) = 16 g/mol)
f) Cuántos moles de azúcar (C12H22O11) tenemos en 1 kg de azúcar? (PA(C) = 12 g/mol;
PA(H) = 1 g/mol; PA(O) = 16 g/mol)
g) Sabiendo que 1,2256 g de hierro equivalen a 0,021886 mol calcule el peso atómico del
hierro.
Respuestas:
a) 30 mL del líquido pesan 30 mL * 1,25 g/mL = 37,5 g
b) 12 mL ocupan 12 g / 0,6 g/mL = 20 mL
c) La densidad del líquido es de 17,8 g / 14,5 g = 1,28 g/mL
d) PM(eter) = 4 * 12 g/mol + 10 * 1 g/mol + 16 g/mol = 74 g/mol
e) PM(NaOH) = 23 g/mol + 16 g/mol + 1 g/mol = 40 g/mol
0,125 mol equivalen a 0,125 mol * 40 g/mol = 5 g
f) Peso molecular del azúcar: 12 * 12 g/mol + 22 * 1 g/mol + 11 *16 g/mol = 342 g/mol
Moles de azúcar: 1 kg = 1000 g equivalen a 1000 g / 342 g/mol = 2,92 mol
g) PA(Fe) = 1,2256 g / 0,021886 mol = 56 g/mol
6
Gases
Bases físicas
Los gases son materia no-condensada. Esto significa que entre las partículas que conforman el gas casi
no hay ninguna fuerza de interacción. A menudo se trabaja con “gases ideales”. En estos gases se
desestiman por completo las fuerzas entre las partículas. Además el volumen de las partículas se estima
como 0. Tenemos en un gas ideal por lo tanto pequeñas masas en forma de puntos que se mueven de
forma independiente por el espacio hasta que chocan con otra partícula del gas o con algún otro
obstáculo. Estos choque corresponden a la presión que ejerce el gas sobre las paredes de un envase.
Cuantas más partículas chocan o cuánto más rápidas son mayor será la presión. Como la velocidad de
las partículas aumenta con la temperatura al aumentar la temperatura también aumenta la presión si
mantenemos el mismo volumen. En la siguiente página encuentra animaciones relacionadas al tema:
http://rincones.educarex.es/byg/index.php/transferencia-de-energia/animaciones
La relación matemática entre presión y temperatura de un gas es:
P = const * T
o
P / T = const. o P1 / P2 = T1 / T2
o
P1 / T1 = P2 / T2
Todas estas expresiones son equivalentes.
La presión aumenta proporcional con la temperatura con el volumen constante. En un diagrama
obtendríamos una línea recta por 0. La constante equivale a la inclinación de esta recta.
Entre las partículas de un gas hay mucho espacio libre. Podemos reducir el espacio aumentando la
presión. Al reducir el espacio también disminuye el volumen ocupado por el gas. La relación
matemática entre presión y volumen es:
P * V = const o
P = const / V
o
V = const / P
o
P1 * V1 = P2 * V2
o P1 / P2 = V2 / V1
De nuevo todas estas ecuaciones son equivalentes. Tenemos que escoger la forma que mejor se adapte a
nuestros propósitos. En un diagrama obtendríamos la siguiente curva que relaciona presión y volumen
si mantenemos la temperatura constante:
(de http://commons.wikimedia.org/wiki/File:P-V_diagram.PNG)
7
Vemos que presión y volumen se comportan de forma inversamente proporcional. Si aumenta la
presión al doble disminuye el volumen a la mitad y vice versa. A esto corresponde un gráfico de
hipérbola.
Hasta ahora hemos mirado siempre volúmenes cerrados con una cantidad de gas constante. Suena
bastante lógico que al duplicar la cantidad de gas también duplicamos el volumen ocupado (o según lo
que hemos visto arriba podríamos duplicar también la presión).
Si unimos todas estas ecuaciones llegamos a la ecuación de los gases ideales:
P*V=n*R*T
con P = Presión, V = Volumen, n = cantidad de gas en moles, R = constante de los gases ideales y T =
Temperatura absoluta (en K).
R es una constante universal. Esto significa que no depende de las condiciones de un experimento sino
es la misma para experimentos con gases que se realizan en cualquier lugar y en cualquier
circunstancia.
Una consecuencia de la ecuación es que si mantenemos la presión y la temperatura a unas condiciones
“normales” (0 °C y 1 atm respectivamente), 1 mol de cualquier gas siempre ocupará el mismo
volumen. Este volumen son 22,4 L. Se llama también el volumen molar.
Esta correlación entre cantidad y volumen nos permite determinar cantidades de sustancias si las
podemos transformar de una manera controlada en gases. En el caso de los metales esta transformación
controlada puede ser la reacción con un ácido formando hidrógeno. (Véase también el capítulo “Los
Metales”.)
Esta reacción permitía ya en el siglo XIX determinar los pesos atómicos. El procesamiento era el
siguiente:
Se medía con exactitud el peso p de una muestra pura del metal. Después se ponía el metal en contacto
con ácido de tal manera que se podía medir exactamente el volumen V de hidrógeno liberado.
Conociendo además la valencia del metal esto permite calcular el peso atómico.
En un primer momento había que calcular la cantidad n de hidrógeno en moles. Sabiendo que el
volumen de 1 mol es de 22,4 L se puede sacar o por regla de 3 o aplicando la fórmula:
n = V / 22,4 L/mol
(V expresado en L, no en mL)
Como el hidrógeno tiene la fórmula H 2 por cada mol del metal se forma media molécula de H 2 si es
monovalente, una mol si es divalente, 3/2 mol si es trivalente etc. Por lo tanto para saber la cantidad de
moles de metal que había en la muestra hay que aplicar:
nmetal = 2 * nhidrógeno / valencia
Una vez que conocemos la cantidad de moles de metal podemos calcular el peso atómico según:
PA = p / nmetal con p = peso de la muestra de metal
8
Ejercicios gases
Una botella de oxígeno tiene un volumen de 20 L y una presión residual de 136 atm. Un paciente con
deficiencia pulmonar requiere 16 L de oxígeno por minuto a presión de una atmósfera. ¿Cuántos
minutos podemos dejar al paciente con esta botella?
Para resolver este ejercicio debemos calcular qué volumen ocupa el gas a presión de 1 atm. Para ello tenemos que elegir la
fórmula que nos relaciona presiones con volúmenes a temperatura constante.
Del anunciado conocemos
P1 (la presión en la botella) = 136 atm
P2 (la presión a la que sacamos el oxígeno) = 1 atm
V1 (el volumen de la botella) = 20 L
P * V = const.
Podemos transformar la forma P1 * V1 = P2 * V2 en V2 = V1 * P1 / P2
Esto nos permite calcular el volumen a 1 atm:
V2 = 20 L * 137 atm / 1 atm = 2720 L
Por lo tanto podemos sacar de la botella 2.720 L.
Gastando 16 L por minuto esto corresponde a 2.720 L / 16 L/min = 170 min.
Responda de forma análoga:
Un paciente con apnea tiene que usar una mascarilla de oxígeno por la noche para prevenir que se
asfixie. Requiere un aporte de 1 L de oxígeno por minuto. En el almacén quedan 3 botellas de oxígeno:
una de 3 L con una presión de 178 bar, otra de 5 L con 150 atm y una última de 20 L con un resto de 75
atm. ¿Cual de las botellas es la más apropiada para que el paciente pueda pasar la noche de 8 h sin
problema?
Respuesta: El paciente requiere 1 L/min * 60 min/h * 8 h = 480 L. En la primera botella hay 534 L O 2, en la segunda hay 750 L O2 y en la
tercera hay 1.500 L de O2 a presión atmosférica. La más apropiada es entonces la botella de 3 L.
Una botella de gases se diseñó para resistir una presión interna de hasta 300 atm a 300 °C. Por encima
de esta presión puede estrellar como una bomba.
En un incendio en un hospital hay unas bombonas de gas con una presión de 190 atm a temperatura
ambiente de 20 °C. Durante el incendio sube la temperatura en el almacén a 300 °C. ¿ Hay peligro que
detonan las botellas?
En este ejercicio se mantiene constante el volumen (ya que las botellas no cambian de volumen) y sólo se cambia presión y
temperatura. La fórmula que hay que aplicar por lo tanto es:
P / T = const. o P1 / T1 = P2 / T2
Del anunciado podemos sacar la temperatura inicial T 1 = 20 °C y la temperatura final T2 = 300 °C además de la presión
inicial de 190 atm. Tendremos que resolver hacia P2 para saber si hay peligro:
P2 = P1 * T2 / T1
Ahora hay que transformar las temperaturas en Kelvin e introducir los datos en la fórmula:
P2 = 190 atm * (300 + 273,15 K) / (20 + 273,15 K) = 371,5 atm. Como la presión es superior a la presión de diseño ha
peligro de explosión.
Resuelva de forma análoga: Se dejan unas botellas de gas al sol. En la sombra a 20 °C tenían una
presión de 175 atm. ¿Qué presión tendrán después de 1 h a pleno sol a 80 °C?
Respuesta: 210 atm
9
El aluminio reacciona con el ácido clorhídrico según la ecuación: 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2.
A partir de 1,177 g de aluminio se forman 1,470 L de hidrógeno en condiciones normales. Calcule el
peso atómico del aluminio.
En primer lugar hay que calcular a cuántos moles corresponden los 1,470 L de hidrógeno:
n = V / 22,4 L/mol = 1,470 L / 22,4 L/mol = 0,065625 mol
Después hay que ver la valencia del aluminio. De la ecuación sabemos que por cada dos átomos de aluminio se forman 3
moléculas de hidrógeno. Esto significa que por cada átomo de Al se forman 3 átomos de H. El aluminio es por lo tanto
trivalente. Aplicando
nmetal = 2 * nhidrógeno / valencia
obtenemos como cantidad de moles del aluminio:
naluminio = 2 * nhidrógeno / 3 = 2 * 0,065625 mol / 3 = 0,04375 mol
Con ello por fin podemos calcular el peso atómico según:
PA = p / nmetal = 1,177 g / 0,04375 mol = 26,9 g/mol
Calcule de forma análoga el peso atómico del hierro que reacciona según Fe + 2 HCl → FeCl 2 + H2,
formándose 671 mL de hidrógeno a partir de 1,678 g de metal en condiciones normales y el peso
atómico del sodio que reacciona con el agua según 2 Na + 2 H 2O → 2 NaOH + H2 formando 313 mL
de hidrógeno a partir de 0,6428 g de sodio metal en condiciones normales.
Respuestas: Valencia Fe = 2: PA(Fe) = 56,02 g/mol; Valencia Na = 1: PA(Na) = 23,0 g/mol
¿Cuánto pesa 1 L de oxígeno gas (O2) en condiciones normales?
El peso atómico del oxígeno es de 16 g/mol.
Sabemos que 1 mol de cualquier gas ocupa 22,4 L. 1 L corresponden por lo tanto a 1 L /22,4 L/mol = 0,0446 mol.
El peso molecular del oxígeno es de 2 * 16 g/mol = 32 g/mol.
1 L de O2 pesa por lo tanto 32 g/mol * 0,0446 mol = 1,4272 g
Calcule de forma análoga el peso de 1 m 3 de nitrógeno (N2, PA(N) = 14 g/mol), de 3 L de cloro gas (Cl 2,
PA(Cl) = 35,5 g/mol) y de 100 mL de sulfhídrico (H2S, (PA(H) = 1 g/mol; PA(S) = 32 g/mol))
Respuestas: N2: 1 m3 pesa 1,25 kg; Cl2: 3 L pesan 9,51 g; H2S: 100 mL pesan 0,152 g
10
Tipos de gases
La mezcla de gas más conocida es el aire. Se trata principalmente de nitrógeno (N2, 78 %) y oxígeno
(O2, 21 %). El restante 1 por cien es principalmente argón con algunos gases traza como el dióxido de
carbono.
Tanto en la técnica como en la medicina las gases son importantes. Sin oxígeno no respiramos. Sin CO 2
las plantas no realizan la fotosíntesis. Sin embargo con un exceso de CO 2 nos asfixiamos y un gran
exceso de oxígeno también resulta tóxico. Conviene por lo tanto familiarizarse un poco con estas
sustancias tanto por cultura general como para mejorar nuestros conocimientos necesarios para el
ejercicio de la profesión.
El hidrógeno
El hidrógeno es el elemento mas simple. La mayor parte de la materia del universo es hidrógeno. En la
tierra el hidrógeno normalmente no se encuentra de forma libre sino en forma de sus compuestos. El
compuesto más común del hidrógeno es el agua. También está presente en todas las sustancias
orgánicas que componen nuestro organismo. El hidrógeno como gas es liberado por algunos
microorganismos en condiciones anaeróbicas (en ausencia de oxígeno). También puede formarse por
accidente en reacciones entre metales y ácidos o por electrólisis (descomposición del agua con
corriente eléctrica). Mezclado con el hidrógeno existe riesgo de explosión.
El hidrógeno gas es incoloro e inoloro y no es tóxico. En elevadas concentraciones sin embargo es
asfixiante y cambia el tono de la voz. El mayor peligro sin embargo es la formación de mezclas
explosivas con el aire.
En el laboratorio el hidrógeno se suele formar a partir de cinc y ácido sulfúrico según la ecuación:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
Técnicamente sin embargo se consigue a partir de procesos de electrólisis o por reacción de carbón con
vapor de agua eliminando luego el CO2 de la mezcla:
C + 2 H2O → CO2 + 2 H2
Se usa en numerosas aplicaciones técnicas desde metalurgia hasta para almacenamiento energético.
La reacción de identificación del hidrógeno suele ser la combustión en contacto con el aire. Si el
hidrógeno es puro se puede ver una llama azulada propagándose. En mezcla con el aire la reacción es
mas violenta y se observa una pequeña explosión con el correspondiente estrueno.
El oxígeno
El oxígeno es el gas que nos mantiene con vida. Alimenta las combustiones y nuestro metabolismo que
genera su energía “quemando” carbohidratos y grasas. Por ello el aporte de oxígeno es vital. En algunas
ocasiones el aporte de oxígeno al cuerpo es insuficiente o por problemas cardíacos o por problemas
pulmonares. Para ayudar a nuestro cuerpo en estas situaciones puede ser necesario aumentar la
concentración del oxígeno en el aire aspirado. Así sube también la cantidad de O 2 en la sangre y se
mantienen las funciones vitales.
A pesar de su función vital el oxígeno a presión se vuelve tóxico. En superficie esto no suele
11
representar ningún peligro pero es importante por ejemplo en trabajos de buceo y en medicina en
cámaras de decompresión donde se tratan buzos accidentados.
También es tóxico el ozono, una forma del oxígeno que contiene tres átomos del elemento en una
molécula. Es altamente oxidante y ataca cualquier materia orgánica. Normalmente está presente en
altas capas de la atmósfera donde absorbe la radiación UV pero puede formarse en nuestro entorno en
descargas eléctricas o debido a la contaminación atmosférica por óxidos de nitrógeno y luz ultravioleta.
Se hace notar por su olor característico a “rayo”. A pesar de su toxicidad existen también algunas
aplicaciones médicas del ozono.
Encuentra información adicional sobre el oxígeno por ejemplo en los siguientes links:
http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno
http://www.youtube.com/watch?v=HYlbiVWdP00
En la técnica se obtiene el oxígeno del aire licuándolo a bajas
temperaturas y destilándolo para separarlo del nitrógeno. En medicina
se usan a veces concentradores de oxígeno que funcionan con
membranas permeables para el oxígeno pero no por el nitrógeno o por
tamices moleculares que atrapan el nitrógeno y son regenerados
posteriormente. Encuentra información adicional sobre estos equipos
por ejemplo en los siguientes links:
http://es.wikipedia.org/wiki/Concentrador_de_ox%C3%ADgeno
http://www.sauerstoffkonzentrator.org/downloads/bedienungsanleitungcompact525.pdf
En el laboratorio se usan otras tecnologías para obtener el oxígeno, generalmente por descomposición
de compuestos ricos en este elemento como el permanganato de potasio (KMnO 4), el clorato de potasio
(KClO3) o el peróxido de hidrógeno. Nosotros usamos el peróxido de hidrógeno (H2O2) que se
descompone en presencia de un catalizador como el dióxido de manganeso en agua y oxígeno según la
ecuación:
2 H2O2 → O2 + 2 H2O
Otros catalizadores para esta reacción serían la catalasa, la sangre o sales de hierro. Algunas de las
reacciones de detección de restos de sangre en medicina forense se basan justamente en la actividad
catalítica de descomponer el peróxido de hidrógeno. (ejemplo: frotis de fenolftaleina, reacción de
luminol).
El dióxido de carbono
El dióxido de carbono o anhidrido carbónico es el gas formado en la combustión del carbón y muchos
otros combustibles fósiles. También es uno de los productos de nuestro metabolismo. Se forma al
oxidarse grasas y azúcares en nuestro cuerpo. A altas concentraciones es asfixiante. Además reacciona
con el agua formando ácido carbónico según:
12
CO2 + H2O → H2CO3
En la sangre esta reacción puede provocar una bajada del pH.
Si calculamos el peso molecular del dióxido de carbono vemos que con 44 g/mol es muy superior a los
pesos moleculares del nitrógeno y del oxígeno del aire. Por ello se suele acumular cerca del suelo si
emana en una galería, cueva etc. y puede provocar allí muertes por asfixia. En estos casos sólo se puede
auxiliar a los accidentados con equipo de oxígeno. No bastaría con máscara de gas. Podemos ver este
efecto vertiendo CO2 gas sobre una vela encendida en un vaso de precipitados. Aunque aparentemente
no vemos ningún flujo el CO2 se acumula por el fondo y apaga la vela.
El CO2 también se puede volver tóxico en los ambientes cerrados como los submarinos. Estos
requieren de sistemas que eliminan el CO2 del aire. La toxicidad del CO2 mataría antes a la tripulación
de que se terminaría el oxígeno respirable.
En el laboratorio se genera el dióxido de carbono por reacción de carbonatos (sales del ácido carbónico
con el anión CO32-) y ácidos fuertes. Entre el carbonato de sodio y el ácido sulfúrico por ejemplo se da
la siguiente reacción:
Na2CO2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2CO3 → Na2SO4 + H2O + CO2
Regla: Carbonato de metal + ácido da sal del ácido mas dióxido de carbono mas agua
El dióxido de carbono se suele identificar por su reacción con el hidróxido de calcio (Ca(OH) 2) o el
hidróxido de bario (Ba(OH)2). Ambas forman carbonatos poco solubles que precipitan si se pasa una
corriente gaseosa a través de soluciones de estas sustancias:
Ca(OH)2(aq) + CO2 → CaCO3(s)↓ + H2O
Ba(OH)2(aq) + CO2 → BaCO3(s)↓ + H2O
En presencia de un exceso de dióxido de carbono se forma ácido carbónico y bicarbonato (HCO 3-). Los
bicarbonatos de calcio y bario son más solubles que los carbonatos y el precipitado formado
anteriormente se vuelve a disolver:
CaCO3(s) + H2CO3 → Ca(HCO3)2(aq)
En las aguas naturales una gran parte de la dureza (la presencia de calcio y magnesio en el agua) se
debe a la presencia de estos elementos en forma de bicarbonatos.
Otros gases
Aparte de los gases mencionados existen otros gases con importancia en medicina. Históricamente
interesante es el N2O (óxido de dinitrógeno) ya que se usaba antiguamente como narcótico en los
tratamientos dentales. Se forma por la descomposición térmica del nitrato de amonio:
NH4NO3 → 2 H2O + N2O
Por los peligros de esta reacción sin embargo no se ha incluido en las prácticas.
13
Los metales
Los metales son elementos que están en el sistema periódico por el lado izquierdo y la parte baja. Esto
significa que se trata de átomos grandes con pocos electrones en las capas externas. Como entre los
humanos los gordos y pobres suelen ser las víctimas de los ladrones más pequeños y ágiles. En el caso
de los elementos estos ladrones son los no-metales. Estos intentan completar la capa externa
adquiriendo 8 electrones y aparentar así “nobles”. Los metales sin embargo en estos encuentros pierden
todos sus electrones de la capa externa.
En medicina conocer el comportamiento de los metales frente a los ácidos ya que las sales de muchos
metales a altas concentraciones son tóxicas y hay que evitar que se formen y entren en contacto con el
cuerpo o con la sangre. Hasta el aluminio que normalmente se ve como poco conflictivo puede causar
envenamiento si sus sales entran directamente en cavidades corporales y no pasan pro el tracto
intestinal donde normalmente no son resorbidas. Incluso hay estudios que relacionan la exposición al
aluminio y sus sales con la aparición de enfermedades como el Alzheimer.
Conocer el comportamiento de los metales nos ayuda a entender por qué no debemos dejar alimentos
en latas una vez abiertas, no se debería cocinar nada ácido en cazuelas de aluminio etc.
Un no-metal muy especial es el hidrógeno. Es uno de los no-metales menos electroatractores
comparable incluso con algunos metales. El hidrógeno unido a otros no-metales suele perder por lo
tanto su único electrón con cierta facilidad. Los compuestos donde el hidrógeno ha perdido en parte su
electrón en agua suelen formar ácidos (más sobre ácidos en capítulos posteriores). En estos ácidos
formalmente tenemos partículas “H+”. Si estos H+” se encuentran con un metal poco electroatractor le
quitan los electrones dela capa externa para convertirse en hidrógeno elemental (H2). El metal queda
como catión (= partícula con carga positiva).
Sin embargo no todos los metales reaccionan con los ácidos. Hay unos cuantos metales que no se dejan
quitar los electrones por el hidrógeno. Estos metales son los llamados “metales nobles”. Los más
importantes son: Oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), mercurio (Hg), Platino (Pt) y paladio (Pd)
Sin embargo la gran mayoría de los metales no son nobles y se disuelven lentamente. Incluso el cobre
se puede disolver en presencia de ácido y del oxígeno del aire ya que aunque resiste al ataque del
hidrógeno no resiste al ataque del oxígeno mucho más agresivo y el óxido formado se disuelve en el
ácido.
La cantidad de hidrógeno formada en la reacción metal - ácido depende de la valencia del metal como
hemos visto ya en el capítulo sobre gases y de la masa del metal empleado. Podemos calcular el
volumen de hidrógeno a formar por un peso p del metal con una masa atómica PA y valencia val según:
V = 22,4 L/mol * p * 2 / (PA * val)
Para la reactividad de los metales no-nobles y sus compuestos tenemos algunas reglas:
Reglas sobre las reactividades de los metales:
Metal + no-metal → catión del metal + anión del no-metal (= una sal)
Metal + ácido → sal + hidrógeno
Óxido o hidróxido de metal + agua → base
A veces hay que disolver también un metal noble. Para ello hay que recurrir a medios más agresivos
que los ácidos “nomales”. Uno de estos medios es el ácido nítrico (HNO 3) concentrado. El ácido nítrico
cuando es diluido reacciona como un ácido “normal” liberando con los metales hidrógeno. A altas
14
concentraciones sin embargo no reacciona con el H + sino son otras partículas más agresivas que acogen
los electrones del metal. Como resultado no se forma hidrógeno sino se liberan óxidos de nitrógeno
(NO y NO2) que son tóxicos. (Anotación: los óxidos de nitrógeno en pequeñas concentraciones en la
sangre influyen en el control de las funciones cardíacas. En muy pequeñas cantidades son producidas
en nuestro cuerpo con este fin.) Los podemos distinguir porque el NO 2 es uno de los pocos gases de
color pardo. Debido a la toxicidad todas las operaciones con el ácido nítrico deben realizarse siempre
bajo campana. El ácido nítrico como comburrente además puede provocar incendios en contacto con
material orgánico. Hay que extremar las precauciones.
Una ecuación ejemplar para la reacción del ácido nítrico con un metal podría ser la reacción entre
HNO3 y plomo:
4 HNO3 + Pb → 2 NO2 + Pb(NO3)2 + 2 H2O
Algunos metales como el oro no se disuelven ni siquiera en ácido nítrico. Para ellos hay que recurrir a
“agua régia” (una mezcla de ácido nítrico y ácido clorhídrico)
Algunos metales pueden resistir los ataques de los ácidos incluso si en principio tendrían que
reaccionar. La razón es un fenómeno llamado “pasivación”. Lo hemos observado por ejemplo con el
aluminio y el ácido sulfúrico. Aunque en principio el aluminio es un metal no-noble y el ácido sulfúrico
lo debería atacar a temperatura ambiente resiste durante bastante tiempo sin reacción aparente. Algo
parecido pasa con el plomo frente al ácido sulfúrico o al ácido clorhídrico.
En estos casos el metal se suele recubrir con una capa de sal u óxido que en las condiciones de reacción
es poco soluble. Esta capa impide por lo tanto el progreso de la reacción.
El fenómeno se aprovecha por ejemplo en la formación de acero inoxidable dónde se usan aleaciones
del hierro con otros metales como el cromo que recubren el conjunto con una fina capa de óxido de
cromo insoluble y que protege el conjunto.
Anotación: Si ponemos en contacto directo a diferentes tipos de acero / acero inoxidable y agua el
acero inoxidable se puede corroer a pesar de la capa protectora por un fenómeno que se llama
“elemento local”. Como muchos instrumentos cirúrgicos están hechos de acero inoxidable hay que
recordarlo a la hora de limpiarlos. No se deben poner en contacto diferentes tipos de metal en húmedo.
Algunos metales no sólo se disuelven en ácidos sino también en bases o forman en sus valencias altas
(normalmente con valencia ≥ 3) óxidos ácidos. Se comportan por lo tanto en estas condiciones un poco
como “no-metales”. Estos metales se llaman “metales anfóteros”. Podemos demostrar el carácter
anfótero del aluminio poniéndolo en contacto con una disolución alcalina como el NaOH en agua. En
estas condiciones el aluminio se disuelve según:
2 Al + 2 NaOH + 6 H2O → 3 H2 + 2 Na[Al(OH)4]
Otros metales conocidos que pueden ser anfóteros son el manganeso (p. ej. en el permanganato de
potasio KMnO4) o el cromo (p.ej. actúa como no-metal en los cromatos (CrO 42-) y en los dicromatos
(Cr2O72-)).
15
Ejercicios:
Sabiendo que los siguientes metales reaccionan con el ácido clorhídrico según la valencia indicada
entre paréntesis detrás de su símbolo formule las reacciones correspondientes con HCl:
Magnesio Mg (+2); Litio Li (+1); Ga (+3)
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2
2 Li + 2 HCl → 2 LiCl + H2
2 Ga + 6 HCl → 2 GaCl3 + 3 H2
Según lo visto en el laboratorio: ¿Qué reacción esperarías entre los siguientes ácidos con el reactivo
mencionado al lado? (en paréntesis se indica la valencia con la cual actúa el ácido)
a) Al (3), HCl
b) Fe (2), H2SO4
c) Zn (2), HNO3 (concentrado)
d) Cu (2), NaOH
Respuesta:
a) Al con ácido clorhídrico el aluminio libera hidrógeno gas y forma cloruro de aluminio según:
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
b) El hierro reacciona con el ácido sulfúrico para dar hidrógeno gas y sulfato ferroso (= sulfato de hierro(II) según:
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
c) El cinc reacciona con el ácido nítrico concentrado de forma análoga al plomo que vimos en el ejemplo liberando dióxido de nitrógeno y
formando nitrato de cinc según:
4 HNO3 + Pb → 2 NO2 + Pb(NO3)2 + 2 H2O
d) El cobre no reacciona con el hidróxido sódico ya que no es un metal anfótero. Tendríamos que usar ácido nítrico concentrado para
disolverlo.
16
Solubilidades
Las sustancias normalmente aparecen o como sólido o como líquido o como gas. Muchas (como el
agua) se nos pueden presentar en las tres formas. Las fuerzas que hacen que una sustancia esté presente
en alguna de las formas son las fuerzas intermoleculares. Podemos distinguir entre las siguientes
fuerzas intermoleculares:
• Interacción dipolo-dipolo. Para que se producen estas interacciones debemos contar con
moléculas que son “dipolos”. Estos dipolos se forman si tenemos enlazados elementos con
diferentes electronegatividades. La electronegatividad indica la fuerza con la que un elemento
tira de los electrones en un enlace. Si unimos un elemento con alta electronegatividad con otro
de baja electronegatividad el mas electronegativo atrae los electrones del enlace más hacia su
lado. Como el electrón tiene carga negativa este elemento se carga negativamente. El otro
átomo sin embargo se queda parcialmente desprovisto del electrón que aportó al enlace pero
mantiene la misma carga positiva del núcleo. Por ello formará el polo positivo del dipolo.
Sabemos de física que las cargas opuestas se atraen. Como consecuencia las moléculas se
orientarán siempre de tal manera que su parte positiva apunte a la parte negativa de la molécula
adyacente. Así las moléculas mantienen unidas.
• Puente de hidrógeno: Los puentes de hidrógeno son un caso especial de las interacciones
dipolo-dipolo. En ellos el hidrógeno está unido a nitrógeno, oxígeno o flúor. Estos tres
elementos son muy electroatractores y muy pequeños. Tenemos por lo tanto elevadas cargas que
además se pueden acercar mucho entre ellas. Cuanto más cercanas están más fuerte son las
atracciones. Los puentes de hidrógeno son por lo tanto interacciones intermoleculares muy
fuertes. Hacen que el agua esté líquida, que las proteínas mantengan su forma etc.
• Interacciones van der Waals: Estas interacciones las podemos entender si hacemos una foto
instantánea de una molécula dónde vemos la posición de todos los electrones. Como los
electrones se mueven de forma aleatoria en un momento dado es probable que haya más
electrones en un lado de la molécula que en el otro. El lado con más electrones tendría una
carga negativa temporal parcial mientras que el lado opuesto tendría una carga positiva
temporal parcial. (temporal porque en otra foto en otro momento la distribución de los
electrones sería diferente y parcial ya que no están completamente localizados por un lado).
Si tenemos un lado de la molécula más positiva que el otro el lado positivo atraerá los
electrones de una molécula cercana. Se formará entonces en este lado un polo negativo. Se dice
que es un “dipolo inducido” ya que lo ha provocado la molécula cercana. Ahora apunta de
nuevo un polo positivo a un polo negativo y las dos moléculas se atraen. Las interacciones van
der Waals son más débiles que las interacciones dipolo-dipolo. Las encontramos por ejemplo al
licuar los gases nobles, entre las moléculas de los halógenos o entre moléculas de disolventes
orgánicos.
Finalmente tenemos sales que son sólidos formados por iones (partículas cargadas).
Si mezclamos dos sustancias pueden ocurrir dos cosas:
I) Se forma una disolución. En las disoluciones tenemos dispersas las dos sustancias a nivel molecular.
Tenemos sólo una fase, quiere decir que no tenemos ningún cambio brusco de composición o
propiedades físicas en la mezcla. Las disoluciones se dan sobre todo entre sustancias que tienen fuerzas
intermoleculares parecidas. (Lo parecido se disuelve en lo parecido). Las sales por ejemplo como
sustancias de polaridad extrema se disuelven por lo tanto mejor en disolventes muy polares. El
17
disolvente más polar accesible normalmente es el agua.
Los disolventes orgánicos apolares disuelven a las sustancias orgánicas apolares y los disolventes
polares a las sustancias polares.
II) Se forma una mezcla heterogénea. En las mezclas heterogéneas tenemos al menos dos fases. Esto
significa que tenemos cambios bruscos de composición/propiedades físicas. Según el tipo de mezcla
tenemos:
- suspensión: un sólido disperso en un líquido
- emulsión: un líquido disperso en un líquido
- gel: líquido disperso en un sólido
- aerogel: gas disperso en un sólido
- aerosol (niebla): líquido disperso en un gas
- humo: sólido disperso en un gas
(a completar)
Véase también:
http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerza_intermolecular
http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm
http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm
http://es.wikipedia.org/wiki/Mezcla
18
Disoluciones
Tanto en medicina como en química las disoluciones son de máxima importancia. En medicina
prácticamente todos los medicamentos o se utilizan en forma de disolución o se disuelven durante su
aplicación. Sólo así pueden ser transportados a los sitios donde actúan por la corriente sanguínea.
En química hacen falta las disoluciones porque muchas sustancias sólo reaccionan disueltas en un
disolvente de forma controlada y con velocidad suficiente como para dar reacciones viables.
Tanto en química como en medicina la cantidad de las sustancias es de suma importancia. En medicina
una dosis demasiado elevada puede matar o causar otros efectos indeseados. Una dosis demasiado
pequeña sin embargo no da los efectos esperados de un medicamento. En química hay que controlar la
cantidad para no gastar demasiados reactivos, prevenir la formación de productos indeseados etc.
En una disolución la cantidad de la sustancia está directamente relacionada con la concentración. La
concentración es una medida que indica la cantidad de soluto que tenemos en una determinada cantidad
de soluto o de disolución. Por diversas razones históricas y prácticas se han establecido diferentes
medidas para expresar la concentración. Se mostrarán con diversas fórmulas para calcular pesos y
concentraciones de varias maneras. Sin embargo todas las fórmulas pueden ser derivados de la propia
definición aplicando reglas de tres. Por lo tanto depende de las preferencias de cada uno si aprende
fórmulas de memoria o si piensa un poco y resuelve los problemas con las reglas de tres. Las
ecuaciones indicadas pueden ser resueltas y tratadas como ecuaciones matemáticas normales para
despejar cualquiera de las variables presentes.
Porcentajes:
Fuera del ámbito de la química las medidas de concentración más usadas son los porcentajes. También
muchas disoluciones médicas se caracterizan por el contenido en % de un soluto en el disolvente
(normalmente agua o disoluciones alcohólicas). Por ello es importante manejar con soltura estas
medidas. En el hospital de Copiapó ya hubo varias muertes y secuelas permanentes por aplicar dosis
equivocadas y una de las causas es la falta de manejo de estas magnitudes.
Porcentaje peso sobre peso (% p/p):
El porcentaje peso sobre peso nos indica cuántos gramos de soluto se encuentran en 100 g de
disolución. El porcentaje p/p también se usa para dar indicaciones sobre contenidos en mezclas de
sólidos. Para calcular el porcentaje p/p de una masa p en gramos de un soluto en una masa conocida P
de disolución aplicamos:
%(p/p) = 100 * p / P
Porcentaje peso sobre volumen (% p/v):
El porcentaje peso sobre volumen nos indica cuántos gramos de soluto se encuentran en 100 mL de
disolución. El porcentaje p/v es normalmente el porcentaje más usado y se puede transformar
fácilmente en la molaridad conociendo el peso molecular del soluto (véase apartado “molaridad”). Para
calcular el porcentaje p/v a partir del peso p conocido en gramos contenido en un volumen v conocido
de disolución podemos calcular:
19
%(p/v) = 100 * p / v
Porcentaje volumen sobre volumen (% v/v):
El porcentaje volumen sobre volumen es el menos usado de los porcentajes. Sólo se puede aplicar al
mezclar líquidos. Aún así es difícil calcular el porcentaje con líquidos reales ya que en contra de lo que
pasa con los pesos los volúmenes no son aditivos sino a menudo el volumen resultante de una mezcla
es notablemente inferior al esperado por simple suma.
El porcentaje volumen sobre volumen indica cuántos mL de soluto se encuentran en 100 mL de
disolución. Si conocemos el volumen v de soluto que se encuentra en el volumen V de disolución
podemos calcular el porcentaje según:
% (v/v) = 100 * v / V
Molaridades
En química la medida de concentración mas usada es la molaridad. La molaridad indica cuántos moles
de soluto se encuentran en 1 L de disolución. Si conocemos la cantidad de moles n que se encuentran
disueltos en un volumen V de disolución podemos calcular la molaridad m de la disolución según:
m=n/V
Como no se pueden medir moles directamente para preparar disoluciones hay que recurrir a la masa
con el peso p que corresponde a 1 mol. Para ello se multiplica la cantidad n necesaria con el peso
molecular PM del soluto:
p = n * PM
De esta manera podemos calcular también fácilmente la molaridad m si conocemos el peso p en gramos
de soluto que tenemos en un determinado volumen V de disolución:
m = p / (PM * V)
La molaridad también está relacionada con la concentración expresada en porcentaje p/v:
m = % (p/v) * 10 / PM
El factor 10 se debe a que el porcentaje hace referencia a los 100 mL mientras que la molaridad se
define por litro = 1000 mL.
A menudo no conocemos la cantidad del soluto en un determiando volumen sino tenemos que calcular
cuánta masa p de soluto necesitamos para preparar el volumen V en L de una disolución m – molar.
Con el peso molar PM del soluto podemos hallar el peso p necesario según:
p = V * m * PM
Relacionado con la molaridad también es la normalidad de una disolución. La normalidad es la
20
“molaridad en equivalencias”. Como el concepto de equivalencias a veces no es muy claro y depende
hasta cierto punto del tipo de reacciones que se realizará no tratamos las normalidades en estas
prácticas en mas profundidad.
Ósmosis
Relacionado con la concentración y las disoluciones está el tema de la presión osmótica. Aunque no lo
parezca es un fenómeno bastante común y conocido de la vida cotidiana. Si echamos por ejemplo sal a
una ensalada vemos como la sal se disuelve y la lechuga de mustia rápidamente. La razón es la
diferencia de presión osmótica en el interior y el exterior de las células. Las células tienen membranas
“semipermeables”. Esto significa que pueden ser pasadas por agua con cierta facilidad pero no por
sales y otras sustancias disueltas. Si dentro de las células tenemos una disolución poco concentrada de
sal y fuera mucha sal en el promedio del tiempo chocarán más moléculas de agua desde dentro a la
pared celular que desde fuera. Como de las moléculas de agua un cierto porcentaje logra traspasar la
membrana sale más agua de lo que entra y la célula se seca. Si al contrario tenemos fuera de la célula
una concentración menor de sal que dentro entra cada vez mas agua en la célula que sale. La célula se
hincha y finalmente revienta. Si las células son glóbulos rojos la hemoglobina liberada colapsa los
riñones y puede provocar la muerte. Por ello nunca se debe inyectar agua a un paciente sino siempre
hay que usar una disolución fisiológica (agua con el 0,9 % de NaCl).
de :
http://ies.rayuela.mostoles.educa.madrid.org/deptos/dbiogeo/recursos/Apuntes/BioGeoBach1/8-Animales/AnNutExcrecion.htm
http://es.wikipedia.org/wiki/Presi%C3%B3n_osm%C3%B3tica
Información relacionada: http://docentes.educacion.navarra.es/~metayosa/bach2/2biomole4.html
21
Ejercicios:
Para desinfectar una herida hay que aplicar peróxido de hidrógeno al 3 % p/v. En el almacén sólo está
disponible peróxido al 9 % p/v. ¿Cuánto peróxido al 9% hace falta para preparar 1 L de desinfectante al
3 %?
En una disolución al 9 % tenemos 9 g de H2O2 por 100 mL de disolución. Para 1 L de H2O2 al 3 % hacen falta 30 g de H2O2
(3 g por cada 100 ml de disolución; 1 L = 10 * 100 mL)
Por lo tanto hacen falta 30g / (9 g/100 mL) = 333,33 mL de H2O2 al 9 %.
Responda de manera análoga:
En un tratamiento odontológico se usa hipoclorito al 1 %. Sólo queda una disolución más concentrada
al 5 %. ¿Cuántos mL de hipoclorito al 5 % hay que usar para preparar 20 mL de hipoclorito al 1 %?
Respuesta: 4 mL
Hay que preparar 0,25 L de una disolución 0,05 m en tiosulfato de sodio (Na 2S2O3) para determinar la
concentración de yodo en una disolución desinfectante. ¿Cuánto tiosulfato hay que disolver? (PA(Na) =
23 g/mol, PA(S) = 32 g/mol, PA(O) = 16 g/mol)
En 1 L habría que disolver 0,05 mol de Na2S2O3. 1 mol de Na2S2O3 pesa
(2 * 23 + 2 * 32 + 3 * 16) g/mol = 254 g/mol
Por lo tanto 0,05 mol pesarían 12,7 g. 250 mL es ¼ de un litro. Por ello hace falta tan sólo ¼ del tiosulfato. 12,7 g / 4 =
3,175 g. También se puede sacar en un cálculo conjunto: m = concentración * P M * V = 0,05 mol/L * 254 g/mol * 0,25 L =
3,175 g
Calcule de forma análoga:
¿Cuánto ácido sulfúrico (H2SO4) hace falta para preparar 0,5 L de disolución 1,5 m? (PA(H) = 1 g/mol;
PA(S) = 32 g/mol; PA(O) = 16 g/mol)
Respuesta: PM(H2SO4) = 98 g/mol => hacen falta 98 g/mol * 0,5 L * 1,5 mol/L = 73,5 g H2SO4.
En un tratamiento de un paciente de 67 kg hay que aplicar 10 mg de un medicamento por kg de
paciente. El medicamento viene en forma de disolución con una concentración de 125 mg/mL.
¿Cuántos cm3 hay que inyectar al paciente de esta disolución?
En total el paciente requiere de 67 kg * 10 mg/kg = 670 mg de medicamento.
Esta cantidad está disuelta en 670 mg / 125 mg/mL = 5,36 mL de disolución. Hay que inyectar 5,36 cm3 de esta disolución.
Resuelve de forma análoga:
Un niño con un peso de 17,5 kg necesita 4 mg de un medicamento por kg de peso. El medicamento
viene en forma de mezcla con excipiente con un contenido del 10 % p/p de principio activo.
¿Cuántos gramos de mezcla hay que dar al niño para tratar su dolencia?
Respuesta: Hacen falta 17,5 * 4 mg = 70 mg de principio activo. Estos 70 mg se encuentran en 70 mg / 0,1 = 700 mg = 0,7 g
de mezcla.
22
Cinética
La cinética es la ciencia que estudia la velocidad con la que ocurren las cosas. La velocidad es siempre
el cambio de una magnitud dividido por el tiempo necesario para este cambio. Normalmente
conocemos las velocidades de desplazamiento expresadas en km/h o m/s. Indican la distancia que se
recorre en un determinado tiempo. En química la magnitud cuyo cambio solemos mirar es la cantidad n
de una sustancia en moles. Por lo tanto la velocidad v de una reacción se puede expresar como:
v = Δn / Δt
Relacionado con la cantidad total es la concentración. Si se forma o se destruye una sustancia A en una
reacción química la velocidad de la reacción se puede expresar como:
v = Δ[A]/Δt
con [A] = concentración de la sustancia A en moles por litros.
¿De qué dependerá la velocidad de una reacción?
Para que dos moléculas pueden reaccionar deben chocar entre si. Cuanto más elevada la concentración
de los reactantes más elevada será la probabilidad que choquen y que pueden reaccionar. Así que
podemos relacionar la concentración de los reactantes con la velocidad de la reacción. Si reaccionan a
moléculas de A con b moléculas de B la ecuación para v será:
v = k [A]a * [B]b
k es la constante de velocidad de la reacción. Es específica de cada reacción y sólo constante para una
temperatura dada. Los factores estequiométricos aparecen como exponentes en las concentraciones. Es
normal ya que por ejemplo en la reacción:
3 H2 + N2 → 2 NH3
reaccionan 3 moléculas de hidrógeno con una de nitrógeno. Por lo tanto también la podemos escribir
como:
H2 + H2 + H2 + N2 → NH3
En esta formulación podemos ver fácilmente que deben chocar 3 veces moléculas de hidrógeno con
una molécula de nitrógeno. La ecuación matemática para la velocidad debe ser entonces:
v = k * [H2] * [H2] * [H2] * [N2]
Esta expresión se puede simplificar a:
v = k * [H2]3 * [N2]
y esto es justo el mismo resultado que sale de la ecuación general mencionada al principio.
23
Otro factor importante que determina la velocidad de una reacción es la temperatura. Recordamos que
un aumento de la temperatura corresponde a un aumento de la velocidad de las partículas de la materia.
Cuanto más rápidamente se mueven más probable es que choquen y por lo tanto que reaccionen.
Además de simplemente chocar las moléculas deben romperse en el choque para poder recombinarse
los átomos después. Para romper las moléculas hace falta energía, la energía de activación. En la vida
cotidiana esto es un fenómeno muy habitual. Aportamos energía de activación al encender una vela, al
encender el gas del calentador o al hacer saltar una chispa en la bujilla en el interior del motor del
coche. También es más probable que dos moléculas tengan bastante energía como para poder
reaccionar cuanto más elevada es la temperatura.
En un modelo más visual podemos imaginarnos las sustancias en un entorno montañoso done los
productos de partida están en un lugar más alto que los productos. Así que se liberaría energía si
pudiesen bajar directamente por una pendiente. La energía de activación sin embargo es como el puerto
de una montaña que hay entre productos de partida y productos. Hay que meter primero energía para
poder subir al puerto para luego recuperarla al bajar al valle de los productos.
En un diagrama de energía se ve lo siguiente:
Nos podemos imaginar el aumento de temperatura como el aumento de pequeños saltos que dan las
moléculas hasta por fin conseguir superar la barrera de activación.
En líneas generales un aumento de la temperatura en 10 °C corresponde a duplicar la velocidad de una
reacción.
No siempre es posible aumentar la temperatura para acelerar la velocidad de una reacción o porque los
productos se degradan o porque favorecemos la reacción de vuelta. En estos casos sería bueno poder
bajar la barrera/energía de activación. Así a temperaturas bajas se pudiese conseguir una reacción en un
tiempo razonable. Una sustancia que consigue justo esto es un catalizador. Un catalizador baja la
energía de activación sin interferrir de otra forma en el equilibrio de una reacción. Es como si las
moléculas pudiesen pasar por un tunel sin necesidad de subir al puerto de montaña. En un diagrama
comparativo se puede ver lo siguiente:
24
La cinética es también la razón por la cual desarrollamos fiebre. El cuerpo “intenta” acelerar su
metabolismo para poder combatir las infecciones con mayor eficacia.
En el laboratorio estudiamos la cinética con la reacción del reloj del yodo. En esta reacción se puede
medir el tiempo transcurrido en gastarse todo en sulfito presente inicialmente en una reacción de
oxidación por yodato y yodo elemental. Al final de la reacción vemos que se acumula el yodo
elemental que además es detectado mejor por la presencia de almidón.
Podemos ver que:
- cuánto más concentrado están los reactivos más rápida es la reacción.
- cuanto más caliente están las disoluciones más rápida es la reacción.
Ejercicio:
En la reacción: NaOCl + 2 NaI + 3 HCl → 3 NaCl + H2O + I2
se duplica la concentración del NaI. ¿Cómo variará la velocidad de reacción?
La ecuación para determinar la velocidad de la reacción tenemos:
v = k * [NaOCl] * [NaI]2 * [HCl] 3
Como las concentraciones de NaOCl y HCl no verían podemos meter estos términos en la constante:
Así que podemos formular:
v1 = k * [NaI]2 y v2 = k * (2 *[NaI])2
Como relación entre v2 y v1 se obtiene:
v2/v1 = k * (2 *[NaI])2 / k * [NaI] 2 = k * 22 *[NaI] 2 / k * [NaI]2 = 4 /1
Al duplicar la concentración hemos aumentado por lo tanto la velocidad por el factor 4.
25
Equilibrio
No todas las reacciones sólo pasan de un lado al otro. Hay muchas reacciones donde los productos
pueden volver atrás para dar de nuevo los productos de partida. El vapor del agua puede volver a
condensar, la sal puede volver a cristalizar después de haberse disuelto y más próximo a la medicina:
algunas proteínas precipitan en presencia de grandes concentraciones de sal y se vuelven a disolver si
se colocan en un entorno con salinidad baja.
En estos casos solemos llegar a un equilibrio. Un equilibrio en química es una situación dónde la
cantidad absoluta de cada una de las sustancias que se pueden transformar entre si queda constante.
Esto sin embargo no significa que no se forman o se destruyan moléculas. En un equilibrio se siguen
formando y destruyendo pero formación y destrucción se dan con la misma velocidad. Podemos
imaginárnoslo como un lago que tiene afluyente y efluyente. Siempre entra y sale agua. Sin embargo la
cantidad de agua en el lago siempre es la misma ya que la cantidad del agua que entra y que sale es
siempre la misma.
Definición
Los equilibrios químicos son equilibrios dinámicos. Esto significa que los productos se forman y se
destruyen con la misma velocidad.
Del capitulo anterior ya sabemos cómo calcular velocidades y qué influye en ellas. Si mantenemos la
temperatura constante la velocidad depende sólo de las concentraciones de los reactantes. Tomemos
como ejemplo la reacción entre oxígeno (O2) y hemoglobina (hem). Si les ponemos en contacto en los
pulmones se forma un compuesto de hemoglobina cargado de oxígeno (hemO):
hem + O2 D hemO
Sabemos que se trata de un equilibrio ya que en situaciones con poco oxígeno la hemoglobina cargada
de oxígeno libera el oxígeno a su entorno. Así transporta lo transporta de los pulmones a las células.
Podemos ver con esto algunas de las características principales de las reacciones de equilibrio:
• Las reacciones de equilibrio son reversibles. Esto significa que de los productos se pueden
volver a formar los productos de partida.
• En las reacciones de equilibrio podemos desplazar el equilibrio eliminando alguno de los
productos o productos de partida. El equilibrio siempre se desplazará hacia el lado donde
eliminamos uno de los productos. (En las células el metabolismo consume O 2 así que el
equilibrio con el hemO se desplaza para liberar O 2). También se desplaza si añadimos un
producto, siempre al lado opuesto del producto que añadimos. (En los pulmones añadimos O 2 y
desplazamos el equilibrio hacia la formación del hemO. En esta reacción se consume el O 2 que
en los pulmones está presente en gran cantidad.)
Lo descrito sigue la regla de Le Chattelier sobre los equilibrios. Según esta regla un equilibrio siempre
se desplazará en la dirección que le permite disminuir una fuerza externa o un cambio. Si por ejemplo
añadimos una sustancia presente en un equilibrio a un equilibrio ya formado este se desplazara en la
dirección que permite disminuir la cantidad de la sustancia añadida. Si una reacción libera energía (una
reacción exotérmica), el equilibrio se desplazará hacia los productos de partida si aumentamos la
temperatura. Si a lo contrario una reacción consume energía y aumentamos la temperatura favorecemos
la formación de los productos.
26
Ejercicio:
¿En qué dirección se desplazará la reacción H2 + I2 D 2 HI si añadimos I2?
Respuesta: En la formación de HI se consume I 2. Para bajar la concentración de I2 según la regla de Le Chattelier el
equilibrio se debe desplazar por lo tanto a la derecha hacia la formación del HI.
En las prácticas hemos visto el equilibrio entre el dióxido de nitrógeno (NO2) y su dímero (N2O4):
2 NO2 D N2O4
La reacción de la formación del dímero es ligeramente exotérmica (libera energía). Por ello un matraz
con el gas NO2 (marrón) cambia de color a casi incoloro si bajamos la temperatura de temperatura
ambiente a – 20°C. El equilibrio se desplaza a la derecha formando el N2O4 incoloro.
En los gases existe además otra manera de desplazar un equilibrio: Si al lado derecho y al lado
izquierdo hay un número diferente de moléculas de gas al aumentar la presión un equilibrio siempre se
desplazará al lado que tiene menos moléculas de gas. Así que aumentando la presión sobre el matraz
del NO2 también hubiésemos formado mas N2O4.
Esto también lo podemos derivar de las fórmulas que vimos en el capítulo de cinética junto con la
definición de los equilibrios químicos. De la cinética sabemos que podemos calcular la velocidad de
formación del N2O4 como:
vida = kida * [NO2]2
La velocidad de la reacción de vuelta que nos da de nuevo NO2 se puede describir como:
vvuelta = kvuelta * [N2O4]
Sabemos qué en el equilibrio se forman y se destruyen los productos con la misma velocidad. Por lo
tanto vida y vvuelta tienen que tener el mismo valor:
vida = vvuelta
kida * [NO2]2 = kvuelta * [N2O4]
Esta ecuación la podemos despejar dejando las constantes a un lado y las concentraciones al otro lado:
kida / kvuelta = [N2O4] / [NO2]2
El cociente de dos constantes sigue siendo constante. Como consecuencia en un equilibrio el cociente
entre el producto de concentraciones de los productos dividido por el producto de las concentraciones
de los productos de partida es constante. En nuestro caso del NO2 podemos formular:
k = [N2O4] / [NO2]2
Recordamos del capítulo de gases que al aumentar la presión disminuye el volumen de un gas. Ya que
la concentración es la cantidad dividido por el volumen si aumentásemos la presión al doble
aumentarían tanto la concentración del N2O4 como la del NO2 al doble. Para mantener el cociente
[N2O4] / [NO2]2 constante debe reaccionar una parte del NO2 formando N2O4 y así mantener el
equilibrio. Esto es el fundamento matemático de lo dicho anterior: al aumentar la presión un equilibrio
27
se desplazará siempre a lado donde figuran menos moléculas de gas.
Lo dicho hasta ahora se puede formular como ley general. Para un equilibrio donde de a moles de A y b
moles de B se forman c moles de C y d moles de D (A, B, C y D son las fórmulas de una sustancia
cualquiera) en un equilibrio:
aA+b B D c C +d D
Siempre podemos formular la constante de equilibrio como:
k = [A]a * [B]b / [C]c * [D]d
La única restricción es que todas las moléculas se deben encontrar en la misma fase (normalmente o
líquido o gas).
En el capítulo sobre cinética hemos visto que los catalizadores aceleran las reacciones bajando la
energía de activación. Como la bajan tanto para la reacción de ida como para la reacción de vuelta no
cambian la posición de un equilibrio.
Los equilibrios también son cruciales en medicina. Casi todos los medicamentos que tomamos forman
equilibrios en nuestro cuerpo. Reaccionan con proteínas o DNA para dar el resultado deseado. Si la
dosis = concentración es demasiado baja no formamos la cantidad suficiente del producto deseado y si
es demasiado alta se forman también productos con otros compuestos que pueden tener efectos
adversos.
Ejercicios:
¿Hacia qué lado se desplazará la siguiente reacción si aumentamos la presión?
2 H2S(g) + SO2 (g) D 2 H2O(l) + 3 S(s)
Respuesta: Al lado izquierdo tenemos 3 moléculas de gas. Al lado derecho no tenemos ningún gas. Por lo tanto al aumentar
la presión la reacción se desplazará al lado derecho.
Responda de forma análoga para los siguientes equilibrios:
a) 3 H2(g) + N2(g) D 2 NH3(g)
b) 2 NO(g) D N2O2(g)
c) 2 SO2(g) + O2(g) D 2 SO3(g)
d) H2(g) + I2(g) D 2 HI(g)
Respuestas:
a) se desplaza hacia la derecha ya que de 4 moléculas formamos 2
b) se desplaza hacia la derecha ya que de 2 moléculas formamos 1
c) se desplaza hacia la derecha ya que de 3 moléculas formamos 2
d) el equilibrio no se desplaza ya que no cambia el número de moléculas en forma de gas
28
Ácido-Base
Otro equilibrio muy importante lo tenemos en el agua. Aunque normalmente lo describimos como
“H2O” no es correcto del todo. Una muy pequeña parte del agua se descompone en iones según:
2 H2O D H3O+ + OHEn este caso una molécula de agua suelta un hidrógeno sin su electrón (así que sólo el núcleo en forma
de protón) que se une a otra molécula de agua. Se queda atrás una partícula con carga negativa debido
al electrón del hidrógeno con el que se ha quedado y se forma otra partícula de tres hidrógenos y un
oxígeno con carga positiva. La carga positiva se debe a que el último hidrógeno llegó sin el electrón.
Esta reacción se puede volver atrás si se acercan el H 3O+ y el OH-. Uno de los protones del H3O+ es
atraído por el OH- y se vuelve a unir con él. Así se generan de nuevo las dos moléculas de agua del
inicio. En el mismo tiempo se forma y se destruye la misma cantidad de OH -, H3O+ y H2O. Así que las
concentraciones se mantienen constantes.
Del capítulo anterior ya sabemos cómo calcular las velocidades de las reacciones. Podemos formular
para la formación de los iones (H3O+ y OH-) para la reacción 2 H2O → H3O+ + OH-:
vida = kida * [H2O]2
Y para la formación del agua a partir de los iones (H3O+ + OH- → 2 H2O):
vvuelta = kvuelta * [H3O+] * [OH-]
Ya que en el equilibrio las dos reacciones se dan con la misma velocidad podemos formular también:
vida = vvuelta
kida * [H2O]2 = kvuelta * [H3O+] * [OH-]
Si dividimos por [H2O]2 y por kvuelta obtenemos la siguiente ecuación:
kida /kvuelta = [H3O+] * [OH-]/[H2O]2
29
El cociente de dos constantes sigue siendo constante. Así que podemos formular:
k = [H3O+] * [OH-]/[H2O]2
Este procedimiento matemático es general para todos los equilibrios. Podemos calcular una constante
multiplicando todas las concentraciones de los productos de partida y dividiendo por las
concentraciones de los productos de llegada. Los cocientes estequiométricos aparecerán como
potencias en las concentraciones.
En el caso concreto de las disoluciones en agua además la concentración molar de agua en agua
(recordamos: la densidad del agua es 1 g/mL = 1.000 g/L. El peso molar del agua es
PM(H2O) = 2 * PA(H) + PA(O) = 18 g/mol.
Por ello en 1 L de agua tenemos
1 L * 1.000 g/L / 18g/mol = 55,6 mol.)
es tan alta que no cometemos ningún error grande al considerarla constante frente a la pequeñísima
cantidad que disocia en iones. Esto nos permite meter también el factor de [H 2O]2 en la constate y la
ecuación se simplifica a:
k = [H3O+] * [OH-]
Vemos que el producto de la concentración de los iones es constante. El valor de esta constante se
puede calcular a partir de los datos que ya conocemos. La concentración de H3O+ es de 10-7 mol/L. Por
cada mol de hidronio (H3O+) se forma 1 mol de hidroxilo (OH-). Por ello la concentración de OH- debe
ser la misma: 10-7 mol/L y la constante tiene un valor de k = 10-14 mol2/L2.
Como es poco agradable tratar con números tan pequeños y exponentes de 10 en vez de ello se usa el
logaritmo a base 10 negativo indicando ello con un “p” delante de constante y concentración:
pk = - log10(10-14) = 14
pOH- = - log10[OH-] = 7 (para agua pura)
p H3O+ = - log10[H3O+] = 7 (para agua pura)
⇒ pK = pOH- + pH3O+ (≡ pk = pOH + pH)
El pH3O+ habitualmente se conoce como pH (quitando la molécula de agua) y el pOH - es más conocido
como pOH. Al tratarse de logaritmos los cálculos se simplifican un poco. En vez de multiplicar las
concentraciones podemos sumar los valores p(X) y en vez de dividir hacemos la resta.
Para calcular las concentraciones a partir del pH o del pOH hay que usar las funciones inversas que es
la función exponencial:
[H3O+] = 10-pH
[OH-] = 10-pOH
El valor del pH en medicina es mu importante ya que la forma de las proteínas y con ello su función
depende del pH en su entorno. La sangre por ejemplo tiene que mantener su pH alrededor de 7,4.
En nuestro ambiente tenemos una amplia gama de disoluciones acuosas cuya concentración de
30
hidronios difiere de la concentración en agua pura. Las diferenciamos según si la concentración es
superior o inferior a la concentración en agua:
Definiciones:
Una disolución con una concentración de hidronio superior (y por lo tanto una concentración de OH más baja) a la del agua pura se llama una disolución ácida. Su pH en condiciones normales es de pH
< 7.
Una disolución con una concentración de hidronio inferior a la del agua pura (y por lo tanto una
concentración de OH- más elevada) se llama una disolución básica. Su pH en condiciones normales es
pH>7.
Una disolución donde la concentración de [OH-] = [H3O+] se llama neutra. Su pH en condiciones
normales es pH = 7.
Existen sustancias que fácilmente liberan hidrógeno en forma de protón para formar hidronios con el
agua. Un ejemplo es el clorhídrico (HCl). En el un hidrógeno está unido a un cloro por un enlace
covalente. El cloro como elemento más electronegativo atrae más al par de electrones compartido en el
enlace. En presencia de agua suelta el protón formando un cloruro (Cl-) y un hidronio:
HCl + H2O  Cl- + H3O+
Tenemos por lo tanto una sustancia que nos aumenta la concentración de hidronios en el agua. Una
sustancia así la llamamos ácido.
Definición:
Un ácido es una sustancia que disuelta en agua aumenta la concentración de iones de hidronio. Se
trata de un donor de protones.
Hemos visto anteriormente que el pH de agua pura es de 7. Al añadir un ácido aumentamos la
concentración de hidronios en disolución. Como el pH es el logaritmo a base 10 negativo de esta
concentración en presencia de un ácido baja el pH. En una disolución ácida vamos a encontrar por ello
siempre un pH < 7.
Ejercicio:
Si disolvemos 3,65 g de HCl en un litro de agua. ¿Qué pH nos dará?
Para resolver este problema tenemos que saber cuántos moles son 3,65 g de HCl. Calculamos por lo tanto la masa
molecular del HCl: M(HCl) =M(H) + M(Cl) = (1 + 35,5) g/mol = 36,5 g/mol
3,65 g equivalen a 3,65g / 36,5 g/mol = 0,1 mol HCl. Como prácticamente todo el HCl disocia dando hidronios la cantidad
de hidronios es igual a la cantidad de HCl inicialmente disuelta. Por lo tanto [H 3O+] = [HCl]inicial = 0,1 mol/l. Y para
calcular el pH: pH = - log10[H3O+] = - log10(0,1) = 1
Resultado: el pH de una disolución de 0,365 g HCl en 1 l de agua es de 1.
Algunos de los ácidos más conocidos y sus reacciones en agua son:
ácido sulfúrico: H2SO4
H2SO4 + 2 H2O  2 H3O+ + SO42ácido nítrico: HNO3
HNO3+ H2O  H3O+ + NO3ácido perclórico: HClO4
HClO4 + H2O  H3O+ + ClO4ácido fórmico: HCO2H
HCO2H + H2O  H3O+ + HO2C-
31
SO42- = sulfato
NO3- = nitrato
ClO4- = perclorato
HO2C-= formiato
También hay sustancias que liberan hidroxilo cuando se disuelven en agua. Ejemplos son el hidróxido
de sodio (NaOH presente p.ej. en desatascadores de tuberías), el hidróxido de potasio (KOH), el
hidróxido de calcio (Ca(OH)2 = cal apagada; presente en la leche de cal en aplicaciones tanto de
construcción como el encalado o el mortero basado en cal como en aplicaciones agrícolas p.ej.
mezclado con sulfato de cobre como fungicida).
Si disolvemos estas sustancias en agua disocian completamente. Esto significa que se deshacen en agua
en las iones que lo componen (el metal y el hidroxilo) así que aumenta en la misma medida la
concentración de iones hidroxilo en el agua.
Si disolvemos por ejemplo 0,1 mol de NaOH en 1 l de agua tenemos también una concentración de 0,1
mol de OH- en disolución desestimando la mínima parte de OH - formada por la autoprotólisis del agua
en estas condiciones. Recordando lo que hemos visto en el capítula anterior el valor de pOH en esta
disolución es de POH = –log10(0,1) = 1 y el pH = 14 – pOH = 13.
Ejercicio:
¿Qué cantidad de Ca(OH)2 tenemos que disolver en 1 l de agua para tener un pH = 12?
Con los datos indicados en el anunciado sabemos que el pH = 12. Con ello podemos deducir que el pOH tienen que ser de
pOH = 14-12 = 2 y la concentración de OH- [OH-] = 10-2 mol/l.
Sabemos además que el hidróxido de calcio disocia por completo en agua según la siguiente ecuación:
Ca(OH)2  Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
Por cada mol de hidróxido de calcio en agua se forman por lo tanto 2 moles de hidróxi. Se requieren por lo tanto ½ * 10 -2
mol de Ca(OH)2 para conseguir una concentración de 10-2 mol/l de OH-. El peso molecular del hidróxido de calcio es de:
M(Ca(OH)2) = M(Ca) + 2 * M(O) + 2 * M(H) = (40 + 2*16 + 2*1) g/mol = 74 g/mol
Necesitamos 0,5 * 10-2 * 74 g = 0,37 g para conseguir una disolución de hidróxido de calcio con un pH = 12.
En nuestro entorno tenemos muchas disoluciones con diversos pH. Aquí una recopilación de algunos
de estos líquidos:
líquido
Ácido de batería
Jugos gástricos
Coca Cola
Zumo de limón
Vinagre
Vino
Cerveza
Café
Saliva
Sangre
Agua marina
Agua jabonada
Disolución de amoniaco
Leche de cal
Lejía
Desatascador
Ácido o base que contiene
Ácido sulfúrico (H2SO4) al 20 %
Ácido clorhídrico aprox. 1 molar = 3,6 %
Ácido fosfórico et al.
Ácido cítrico
Ácido acético H3CCO2H
Diversos taninos etc.
Ácido carbónico et al.
Taninos etc.
Diversas sales; ácido carbónico (H2CO3)
Diversas sales, bicarbonatos, aminoácidos
Carbonatos y bicarbonatos
Estearato de sodio y otros
Amoniaco (NH3)
Hidróxido de calcio
Hipoclorito de sodio (NaOCl); hidróxido de sodio (NaOH)
Hidróxido de sodio (NaOH)
32
pH
0
1
2-3
2
3
4
4,5
5
6,5 – 6,9
7,4
8,3
10
10,5
12,6
13
>14
Termodinámica
En los capítulos anteriores hemos visto ya los equilibrios. Sabemos que en las reacciones normalmente
se libera energía. Estas reacciones las llamamos reacciones exotérmicas. También existen algunas
reacciones que consumen energía. Estas reacciones las llamamos endotérmicas.
La razón por la que se produce una reacción suele ser la tendencia de todos los sistemas de reducir su
energía interna. Por ello las reacciones exotérmicas se suelen producir espontáneamente (una vez
añadida la cantidad de energía de activación necesaria) mientras que las reacciones endotérmicas sólo
se suelen producir a altas temperaturas.
Una excepción a esta regla son por ejemplo la evaporación de un líquido o la fusión del hielo si le
echamos sal encima. En ambos casos baja la temperatura ya que el proceso consume energía.
Si miramos los dos procesos más detalladamente a nivel molecular vemos qué es lo que tienen en
común: En ambos pasamos de un estado más ordenado a un estado menos ordenado. Este aumento de
desorden es un principio general. En todo sistema cerrado el desorden siempre tiende a maximizarse y
para mantener una situación “ordenada” hace falta energía. Como el desorden a nivel molecular tiene
tanta importancia se le ha dado un nombre especial. Se llama “entropía”.
A veces podemos formar una misma sustancia desde los mismos compuestos de partida por diferentes
caminos. Si es así la energía liberada o requerida es la misma independiente del camino que tomamos.
Es lo mismo si pasamos de un pueblo en la montaña a otro: no importa por dónde pasamos. Al final
siempre hemos conseguido la misma diferencia de altura.
Esto es importante por ejemplo a la hora de determinar las “calorías” de un alimento. No importa si lo
metabolizamos o si se quema en un laboratorio: al final siempre ha liberado la misma cantidad de
energía. Por ello los valores nutritivos pueden ser determinados ron relativa facilidad en un laboratorio.
33