Rayos catódicos dentro de un campo magnético

Un campo magnético desvía el haz de rayos catódicos hacia el polo norte (positivo)

Rayos catódicos con aplicación de un campo eléctrico

Cuando el haz de rayos catódicos se somete dentro de un campo eléctrico se observa que sufre una desviación hacia el polo positivo, sugiriendo que los rayos catódicos son partículas con carga negativa

1.- Modelo Atómico de Thomson

1.- INTRODUCCIÓN
Como resultado de múltiples experimentos e investigaciones, para 1850 ya se conocían las ecuaciones que relacionaban muchos fenómenos eléctricos y magnéticos, por ejemplo:
1.- Medir la carga de un objeto aislado.
2.- Predecir la Fuerza que actúa sobre una carga conocida, colocada en la proximidad de otra carga.
3.- Predecir la corriente que fluye en un alambre conectado a una batería.
4.- Predecir el campo magnético en la vecindad de una corriente.
5.- Predecir la corriente inducida.
6.- Las Leyes de la Electrolisis.
Todo esto y más se podía hacer y, por lo tanto, se podía desarrollar toda la industria eléctrica sin suponer un modelo especifico para describir la electricidad. Todas las leyes y ecuaciones que permitían resultados tan impresionantes eran empíricas, basadas en resultados experimentales mas que en un modelo particular. Por supuesto de modo semejante, se puede predecir la posición de los planetas en un modelo dado a partir de las Leyes de Kepler, ignorando su composición química o sus temperaturas internas; o también predecir el comportamiento de un volumen de nitrógeno a cualquier temperatura o presión sin tener un modelo de la estructura interna del gas.
Sin embargo el hombre desarrolla modelos porque es profundamente satisfactorio entender los fenómenos naturales y porque un modelo medianamente satisfactorio sugiere nuevos experimentos que merecen realizarse.
En la primera parte del siglo XIX existían bastantes evidencias de la existencia de los átomos y se expresaban las relaciones químicas y el comportamiento de los gases en función de los átomos. Se pensaba que todos los átomos de un mismo elemento eran semejantes, sus pesos se establecieron en 1857 con el italiano Stanislao Cannizzaro, al mismo tiempo se podía predecir el comportamiento de grandes cantidades de átomos que involucra una reacción química.

2.- DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS CATODICOS.
En 1838 el inglés Michel Faraday pasó una corriente eléctrica de alto voltaje a través de un tubo de vidrio de 60 cm que contenía aire a baja presión y observo una luminiscencia púrpura que partía del electrodo negativo, o cátodo, y llegaba al electrodo positivo, o ánodo.
Para obtener un progreso posterior a aquellos logrados por Faraday hubo de esperar varios años para que se desarrollara una técnica mejor para extraer el gas de un recipiente cerrado. Hasta 1855 las bombas que se usaban tenían sellos para el embolo de cuero. Cuando se reducía la presión interna del recipiente a una centésima parte se producían grandes fugas. Sin embargo en 1855, Geissler invento una bomba que tenía una columna de mercurio como embolo . Con esta bomba se podía alcanzar presiones muy bajas, aunque con un trabajo físico considerable. En poco tiempo empezaron a realizarse otros descubrimientos sobre la conducción eléctrica de gases a baja presión.

3.- LAS CARACTERÍSTICAS DE LOS RAYOS CATODICOS. (ver los videos de Rayos catódicos)

1.- Los rayos se emiten por el cátodo (-) que se halla dentro de un tubo de vidrio del cual se ha extraído el aire y se pasa una corriente eléctrica de unos 3 mili amperes y un voltaje de 5,000 Volts, generando una luminiscencia.
2.- Los rayos catódicos viajan en línea recta y a gran velocidad.
3.- Cuando los rayos catódicos llegan a impactarse con el vidrio del recipiente producen una fluorescencia y cuando el voltaje es de unos 100,000 Volts se emiten Rayos X.
4.- Los rayos catódicos son desviados por campos eléctricos y magnéticos.
5.- Son independientes de la naturaleza del material que componen el cátodo.
6.- Los rayos pueden producir reacciones químicas.
7.- Los rayos catódicos parecen ejercer una fuerza, es decir, transportan cierto impulso.

Estos resultados no dejaron de crear ciertas divergencias entre los experimentadores ingleses y alemanes. Por un lado los ingleses representados por Crookes, Schuster y Thomson pensaban que los rayos catódicos eran un cuarto estado de la materia y en ultima instancia deberían de considerarse como PARTICULAS; de esta manera se puede explicar la propagación en línea recta de los rayo, su emisión perpendicular a la superficie del electrodo, la desviación en campos magnéticos, la producción de fluorescencia y el transporte de energía e impulso.
Por otro lado los experimentadores alemanes representados por Goldestein, Plucker, Hertz, Hitorff, habían establecido igual que los ingleses el mismo conjunto de propiedades observables de los rayos catódicos, pero propusieron un modelo completamente distinto sugirieron que los rayos catódicos podrían ser alguna forma poco común de ONDAS electromagnéticas.

4.- DETERMINACION DE LA RELACION CARGA/MASA DEL ELECTRÓN
Aunque se conocían varias características de los rayos catódicos (hoy conocidos como electrones) no se conocían ninguna de sus dimensiones como es la masa, carga o velocidad En 1894, el joven físico ingles Joseph John Thomson, conociendo los trabajos de Hertz y Lenard, intento medir la velocidad de los rayos, pues la curvatura que un campo magnético producía en ellos lo había llevado a dudar del modelo ondulatorio. Thomson señalo que si los rayos catódicos fueran ONDAS electromagnéticas, deberían tener una velocidad similar a la de la luz y no debería tener una velocidad similar a la de la luz y no deberían desviarse en presencia de campos magnéticos, de otra manera deberían tener una estructura granular (material) asociada con el campo magnético. Tal idea no le atraía; estaba de acuerdo en que los rayos podían estar asociados con algo fuertemente fosforogénico , ya que los rayos inducían al vidrio y otros materiales, a emitir luz. Al hacer esta observación Thomson estuvo a punto de realizar uno de los descubrimientos mas trascendentales de la historia de la Ciencia, el descubrimiento de los RAYOS X.
Thomson trataba de demostrar que los rayos catódicos no eran algún tipo de luz, por la medición de su velocidad. Sus experimentos mostraron que los rayos viajan a 20,000 Km/seg, es decir, un quinceavo de la velocidad de la luz, lo que sugería algo diferente a las ONDAS electromagnéticas.
Aunque los resultados de Thomson no eran concluyentes, prepararon el camino para una brillante serie de experimentos que vinieron a establecer finalmente el modelo de que los rayos catódicos son PARTICULAS cargadas negativamente (hoy llamados electrones. Para esto Thomson diseño dos métodos para determinar la relación e/m.

a).- El primer método consistía en enviar un haz de rayos catódicos hacia el interior de un colector eléctricamente aislado, el colector debía ser físicamente pequeño. El haz cedía su carga al colector y lo calentaba debido al impacto mecánico. La cantidad de energía calorífica H, cedida al colector en un intervalo de tiempo T podía determinarse conociendo la masa, el calor específico y el incremento de temperatura del colector. La carga total Q cedida al colector podía medirse con un electrómetro muy sensible.
Si n partículas de masa m, velocidad v y carga e, chocan contra el colector en un tiempo T, entonces:

Q = ne (1)

Siempre y cuando todas las partículas se adhieran al colector y, por lo tanto, su carga sea medida.. Se supone también que ninguna de estas partículas causa una emisión secundaria. Así, si todas las partículas son capturadas cederán su energía cinética al colector. Esta energía reaparecerá en forma de calor:

H = n(1/2 mv2 ) (2)

Dividiendo (1) entre (2)

e/m = 2Qv2/H (3)

Esta relación combinada con la ecuación de la desviación debida al campo magnético, ( e/m = v/BR) da valores numéricos, tanto para e/m como para v. Usando este método, Thomson encontró que la velocidad de los rayos catódicos estaba comprendida entre 2.40X107 a 3.20X107 m/s (aproximadamente un décimo de la velocidad de la luz) y valores de la relación e/m para los rayos catódicos de:

Carga/masa = e/m = 1.40X1011 Coulomb/kilogramo

El valor de e/m, así obtenido por Thomson, tiene un acuerdo aceptable con las mejores determinaciones modernas. Cuando una cantidad tal como e/m se determina por primera vez, es importante preguntar si el experimento realizado mide realmente la cantidad deseada y no algún otro resultado experimental insospechado. Una manera de contestar a esta pregunta es repetir la determinación por un segundo método experimental tan diferente del primero como sea posible. La armonía de los dos resultados sugiere aunque no prueba la validez del resultado.

b).- El segundo método de Thomson para la determinación de e/m implicó un nuevo aparato. (Ver el video donde se aplica un campo eléctrico y el campo magnético) En él un haz de rayos catódicos pasaba por una región en la cual se le podía someter a campos eléctricos y magnéticos. Cualquiera de estos campos, aplicados aisladamente podía desviar el rayo de su trayectoria horizontal; pero la dirección de la desviación magnética era opuesta a la producida por el campo eléctrico. De este modo, si se aplicaba el campo eléctrico y se mantenía constante, la magnitud del campo magnético podía ser regulada, de tal modo, que regresara el haz a su trayectoria horizontal original. En estas condiciones, la fuerza que actuaba sobre las partículas, debido al campo eléctrico eE, era igual que la fuerza debida al campo magnético Hev. De modo que:

Hev = eE y por lo tanto v = E/H (1)

Así la velocidad de las partículas se podía calcular con las medidas del campo eléctrico E y del campo magnético, H. El segundo paso del experimento fue eliminar el campo magnético y medir la desviación del rayo producido por el campo eléctrico. Como las partículas pasan entre las placas, la fuerza eléctrica eE produce una desviación d, que puede ser calculada por el método de los triángulos semejantes. Por el desplazamiento de las manchas que se observan al extremo del tubo se puede relacionar la fuerza eléctrica eE con la segunda Ley de Newton.

eE = fuerza = m.a

despejando

a = eE/m (2)

La desviación d puede ser relacionada con aceleración y tiempo, el tiempo que gastan las partículas en cruzar las placas por:

d= ½ a.t2 (3)

Que es el resultado bien conocido de la mecánica elemental. Finalmente, t puede expresarse en función del largo de las placas l y de la velocidad de las partículas v :

t = l/v (4)

Sí ahora combinamos las ecuaciones (2), (3), y (4), obtenemos:

d = eE/2m(l/v)2

Pero v esta dada por la ecuación (1); la introducción de esta relación y el reordenamiento de la expresión nos da:

e/m = 2dE/l2H2

Todo lo que esta en el segundo miembro de la ecuación puede medirse experimentalmente, y de este modo se puede encontrar e/m . Thomson encontró que la relación para los electrones es:

e/m = 1.76X108 coulomb/g
e/m = 5.27X1017 unidades electrostáticas/g

La importancia de e/m de los rayos catódicos (electrones) se hizo evidente cuando se comparo su valor con la relación e/m . de los iones que habían sido obtenidos experimentalmente por electrolisis. Pero mientras que la relación carga/masa para varios iones era diferente, e/m para los electrones era una constante no importando el gas utilizado o el tipo de electrodo.
Estos hechos condujeron a Thomson a deducir que los rayos catódicos no eran átomos electrificados sino fragmentos atómicos. Thomson no fue el único que abordo el problema de los electrones, ni tampoco estos representaban la única manifestación de la existencia de los electrones.
Así, alrededor de 1900 estaba bien establecido que el electrón era un constituyente de los átomos. Y los físicos ya estaban trabajando para tener un mejor conocimiento de sus características inherentes; por ejemplo, su carga, su masa, su tamaño, su velocidad y su papel en un número asombrosamente grande de fenómenos químicos y físicos.

5.- DESCUBRIMIENTO DE LOS PROTONES. (Ver el video de los rayos canales)
La investigación de los rayos catódicos proporcionó otro descubrimiento más. En 1866, Eugen Goldestein, en el curso de sus muchos experimentos con diferentes formas de cátodos, descubrió que de los orificios de un cátodo perforado parecían salir en la dirección opuesta a la del ánodo débiles rayos luminosos. Goldestein bautizó a estos rayos con el nombre de Rayos Canales en consideración a que eran emitidos por los orificios o canales del cátodo. Wien demostró en 1897, por deflexiones eléctricas y magnéticas que los rayos estaban cargados positivamente y que tenían una relación e/m mucho menor que la obtenida para los rayos catódicos.
La idea de que los rayos estaban compuestos por iones positivos fue rápidamente aceptada. Un dato significativo era que si el tubo contenía una cantidad de hidrógeno, entonces los rayos canales parecían tener una relación e/m que concordaba perfectamente con la de los iones hidrógeno en la electrolisis.
En 1913, Joseph John Thomson publicó su ingenioso método para medir la relación carga-masa cuando hubiera mas de una clase de iones en el haz. Se hacia que los rayos canales pasarán a través de una región en la que había fuertes campos magnéticos y eléctricos paralelos entre si y ambos perpendiculares a la dirección original del haz. El campo magnético causaría una deflexión proporcional a la relación e/M e inversamente proporcional a su velocidad. Por otro lado el campo eléctrico produciría una deflexión en sentido contrario a la causada por el campo magnético (esto es similar a lo realizado por Thomson para determinar la relación e/m para los electrones). Las características de las deflexiones dependían de la relación e/M de los iones, de la velocidad, de la geometría del aparato y de la intensidad de los campos aplicados.
En las primeras experiencias, Thomson introdujo hidrógeno en el tubo, y el valor obtenido para e/m = 2.8711X1014 ues/gramo, que es el mismo resultado que se encuentra para el ion hidrógeno en la electrolisis, lo que prueba que los rayos positivos están formados por átomos de hidrógeno que han perdido un electrón. Así, los protones tienen carga positiva numéricamente igual a la del electrón.

6.- CONCLUSIONES
a).- La investigación de los rayos catódicos llevó a descubrimientos completamente inesperados: los electrones, los rayos X, la radiactividad, y los rayos canales (protones). Cada uno de estos descubrimientos ha tenido una profunda influencia científica y tecnológica, y ha contribuido mucho al desarrollo de nuestros conceptos actuales acerca de la estructura interna de los electrones y de los otros constituyentes del átomo.

b).- El éxito de las ecuaciones de Maxwell para describir y predecir los fenómenos electromagnéticos hizo que durante la última década del siglo XIX los científicos no prestarán mucha atención a observar que evidencias había que llevar a pensar que la carga eléctrica era algo diferente a la deformación del éter. Aunque la teoría electromagnética de Maxwell no había encontrado una aceptación general, el punto de vista de que una corriente era solo un flujo de éter, atraía la atención de los científicos y tenía una aceptación casi general.

c).- La idea de que la electricidad era material nunca fue realmente abandonada. La teoría de Weber había sido fundamentada sobre esta hipótesis, y por otra parte, los descubrimientos de Faraday relacionados con la electrólisis proporcionaban evidencias sólidas para tal idea.

d).- Durante los últimos años del siglo diecinueve Thomson y sus colegas del Laboratorio Cavendish buscaron medios mas directos para determinar el tamaño y dimensiones de la unidad básica de la carga eléctrica, hubo varios intentos desde 1894 de medir la carga del electrón, entre los investigadores dedicados a este problema podemos mencionar a Johnstone Stoney, Townsed, el mismo Thomson, Wilson y el físico francés Perrin. Sus métodos requerían del conocimiento del número de Avogadro, N. Por otro lado sus resultados implicaban un gran número de partículas; pero no proporcionaban evidencia directa de cual era la carga del electrón.

7.- DETERMINACION DE LA CARGA DEL ELECTRÓN. (Ver el video del experimento de Millkan)
El físico norteamericano Robert Andrews Millikan invento un método que hizo posible medir cargas electrónicas individuales y demostrar que todas ellas eran iguales. En 1906, en la Universidad de Chicago, repitió el trabajo de Wilson usando una nube de gotitas de agua en un campo eléctrico variable. Los primeros resultados que obtuvo por este método daban para e- = 1.33X10-19 coulomb. Sin embargo Millikan estaba desanimado por la tendencia de las gotas a evaporarse, empezó por usar aceite mineral, en vez de agua, con el fin de lograr que la evaporación fuera despreciable, y entonces fue cuando se le ocurrió la idea maravillosamente simple de observar, no la totalidad de la nube, sino una sucesión de gotas solas. Con esto lograría evitar las ambigüedades del experimento original.
Un atomizador produjo gotitas de aceite encima de las dos placas. Algunas de estas gotas caerían ocasionalmente por el orificio de la placa superior (eléctricamente aislada) hacia la región entre las dos placas donde podría ser fácilmente observadas por medio de un telescopio de distancia focal corta. La gota era iluminada desde el lado izquierdo, y aparecía como un punto brillante en la región obscura de la lente. En el proceso de atomización muchas gotas se cargaban eléctricamente debido a la fricción, y las restantes podían ser cargadas con una fuente de rayos X.
Supongamos que la gota que observamos tiene una masa m y una carga e. Esta gota experimenta una fuerza hacia arriba debido al campo eléctrico entre las placas A y B. El campo E se calcula fácilmente en función de la distancia entre las placas y la diferencia de potencial V(E = V/d).
En ausencia de campo eléctrico, la gota esta sometida a la fuerza de gravedad que tira hacia abajo y una fuerza de fricción que retarda el movimiento, así la velocidad de caída de la gota es una constante cuando:

Fuerza de gravedad = Fuerza de fricción
V = mg = Fuerza de gravitación
6phr Resistencia por viscosidad

donde g es la aceleración de la gravedad, m y r son la masa y el radio de la gota, h es la viscosidad del aire. Esta ecuación junto con la expresión de densidad:
Densidad = Masa/Volumen = Masa/4/3(pr3)

Que relaciona la densidad de la gota de aceite con su masa y el radio, permite el cálculo de m y de r. Como la velocidad de caída de las gotas se mide experimentalmente lo mismo que la densidad y viscosidad, entonces el radio de la gota es:

Radio = {9hv/2dg}1/2
Sí suponemos que las gotas son esféricas entonces:
d=Masa/Volumen ; masa = Volumen.densidad
masa = 4/3 pr3.d

Si la misma gota contiene una cantidad de carga e y es sometida a un campo eléctrico, E entre las placas del condensador entonces la fuerza eléctrica causará un movimiento ascendente de la gota dado por eE. Debido a la acción de la gravedad, la fuerza neta sobre la gota es : eE - mg , de modo que su velocidad en la dirección ascendente es:

Velocidad = eE - mg/6phr

Puesto que velocidad y E son medibles, m, g, h, r son conocidos, se puede calcular e. Millikan encontró que la carga del electrón era un múltiplo entero de:

Carga eléctrica = e = 4.802X10-10 ues o de 1.60X10-19 coulomb

Este resultado muestra que la electricidad esta constituida de partículas con una carga fundamental. Con este resultado podemos deducir cuál es la masa del electrón y la masa del protón, si hacemos uso de la relación carga/masa determinada por Thomson.

Masa del electrón = 9.10X10-28 gramos
Masa del protón = 1.672X10-24 gramos

Los experimentos de Thomson y Millikan han sido estudiados en detalle, porque ellos muestran como se puede determinar cantidades fundamentales y extremadamente importantes por el empleo de aparatos muy simples y por el uso de las Leyes de la Física. Otro hecho significativo a principios de este siglo fue el cálculo experimental del número de Avogadro, con el cual se pudo deducir teóricamente el radio atómico. Si suponemos que los átomos son esféricos y conocemos la densidad del elemento, entonces con el conocimiento del número de Avogadro podemos deducir el radio atómico aproximado, que resulta ser de:

Radio atómico » 1X10-8 cm (1 Agstrom)

Resultado similar encontrado por la teoría cinética de los gases, y por mediciones de los rayos X recién descubiertos. Para 1911, año en que Thomson propone un nuevo modelo del átomo se conocían los siguientes datos experimentales:



8.- MODELO ATOMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON
Thomson sabía que los átomos eran muy pequeños, sin embargo, ellos contenían partículas aún más pequeñas, que eran los electrones y protones, por otro lado si los protones eran 1836 veces mas pesados que los electrones, era entonces razonable que ellos deberían ocupar la mayor parte del volumen atómico. En consecuencia Thomson propuso que el átomo era una esfera positiva de radio 1X10-8 cm dentro del cual se hallaban oscilando los electrones. Esto último lo propuso para tratar de explicar el mecanismo de emisión de la luz por parte de los átomos. De acuerdo con este modelo, los electrones deberían tener una frecuencia de oscilación de 1X10-15 1/seg si suponemos un radio atómico de 1 Agstrom.

COMENTARIOS: Por primera vez desde la era de John Dalton se propone un nuevo modelo del átomo, donde se reconoce la estructura eléctrica y compleja del átomo. Aunque este modelo es incorrecto hay que considerar que ningún contemporáneo de Thomson disponía de la información experimental que señalará la distribución de las cargas positivas o negativas dentro del átomo; por otro lado la presencia de cargas eléctricas dentro del átomo podían explicar mas satisfactoriamente las fuerzas de enlace que unían a los átomos y que desde luego eran mas poderosas que las gravitacionales. Para verificar este modelo del átomo, Geiger y Marsden estimulados por el análisis teórico de Ernest Rutherford , realizaron sus famosos experimentos de bombardear átomos metálicos (laminas metálicas delgadas) con partículas a. Antes de hablar de los experimentos de Rutherford es interesante analizar otros descubrimientos que se realizaron a fines del siglo pasado y que se relacionan con la estructura atómica.

9.- DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X.
El primero de ellos son los rayos X descubiertos por Wilhem Konrad Rontgen en 1895, Rontgen era profesor de Física de la Universidad de Wurzburg cuando estudiaba las propiedades de los rayos catódicos, entre las principales cualidades de los rayos X están:
· Causan fluorescencia en varios minerales.
· Atraviesa con facilidad varios materiales incluyendo el hule, vidrio, agua, piel, etc.
· Penetran fuertemente el aire ionizándolo.
· Son diferentes a los rayos catódicos y a los rayos ultravioletas.
· No son desviados por campos eléctricos ni magnéticos.Son similares a la luz, es decir, son ondas electromagnéticas que sufren refracción y reflexión y sus propiedades son consecuencia de su longitud de onda extremadamente corta (la mitad de un Ángstrom). Observar la emisión de RAYOS X.

11.- La naturaleza de los Acidos y las Bases.

Figura 1

1.- Introducción.

La palabra “ácido” es derivado del sabor agrio con este tipo de sustancias (del latín acidus-agrio o acetum-vinagre).Algunas características que presentan estas sustancias fueron estudiadas por Robert Boyle en 1663 como son: alto poder como solventes, reaccionan con metales, dan color a los vegetales azules, precipitan algunos sulfuros y catalizan un sinnúmero de reacciones químicas.
La antítesis de los ácidos son las llamadas sustancias álcalis (del árabe al-kali que significa ceniza de planta) que entre sus propiedades destacan: su poder detergente, untuosos o jabonosos al tacto, su poder para disolver aceites y azufre, funcionar en algunas reacciones como catalizadores y su propiedad más sobresaliente el de neutralizar o destruir las propiedades de los ácidos.
Cuando se pone en contacto un ácido con un álcali se forma una sal que no presenta propiedades de un ácido ni de un álcali. Así, la formación de una sal hacía pensar que esta se puede derivar de dos constituyentes de naturaleza opuesta. Sin embargo, existían algunos compuestos que no presentaban las propiedades típicas de los álcalis como son los óxidos metálicos y las aminas que eran capaces de neutralizar a los ácidos. Fue así como en 1774 el francés Roulle amplió el concepto de álcali por el de BASE, definiendo una base como una sustancia cualquiera que reacciona con un ácido para formar una sal.
Estos primeros puntos de vista no incluyeron ninguna explicación o interpretación de los fenómenos observados, la primera teoría del comportamiento ácido fue propuesta por el Químico francés Lavoisier en 1780. Sus experimentos demostraron que varios elementos tales como el carbono, nitrógeno, azufre, fósforo etc. dan características ácidas cuando primero se queman con oxígeno y luego se disuelven en agua y en este sentido concluyó que el oxígeno es un elemento común a todos los ácidos. Esta teoría de la acidez del oxígeno dejó su marca en el nombre del elemento (del griego oxus-agrio y gennao-productor). Aunque esto fue mantenido por algunos químicos tan notables como Berzelius y Gay-Lussac años después se encontraron evidencias claras de esta falsedad, puesto que existían también una serie de óxidos como aquellos formados por el sodio, potasio, calcio, magnesio etc., que al ser disueltos en agua dan compuestos básicos y no ácidos, lo que no está de acuerdo con la teoría de Lavoisier. Más aún, con el conocimiento de la composición de las sustancias se hacia más extensiva y certera que muchos ácidos no contenían oxígeno. Primero fue Berthollet quien obtuvo evidencias claras de que el hidrógeno sulfurado (ácido sulfhídrico) no contenía oxígeno; el experimento más concluyente fue aportado por Humpry Davy quién demostró en 1810 que el ácido clorhídrico está constituido exclusivamente de hidrógeno y cloro y no contiene oxígeno.
Davy fue el primero en expresar la opinión de que “un ácido no depende de una sustancia elemental en particular, sino del arreglo peculiar de distintas sustancias”, un punto de vista que tiene mucho en común con las ideas desarrolladas posteriormente sobre ácidos y bases. Sin embargo, se hizo claro que todas las sustancias aceptadas comúnmente como ácidas contenían hidrógeno, pero no presentaban propiedades ácidas, por lo que fue necesaria una rectificación.
En 1838 el alemán Liebing definió un ácido como “un compuesto conteniendo hidrógeno, en el que el hidrógeno puede ser reemplazado por un metal” una definición que ayudó a entender la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius. Las bases fueron consideradas como sustancias que neutralizaban los ácidos con la formación de sales, pero no había una teoría que hablara de su composición. Para mediados de siglo XIX existían más preguntas que respuestas alrededor de las extraordinarias propiedades de los ácidos y las bases, entre ellas podemos citar:

1. - ¿Cómo el hidrógeno de un compuesto puede provocar las propiedades ácidas?

2. - ¿Por qué existen ácidos fuertes, ácidos medios y ácidos muy débiles?

3. - ¿Por qué los ácidos fuertes son los que presentan mayor efecto catalítico?

4. - ¿Mediante qué mecanismos los ácidos son capaces de conducir corriente eléctrica?

5. -¿Qué tienen de especial las bases que pueden neutralizar las propiedades de los ácidos independientemente de su fuerza?

2.- Teoría de Arrhenius.

La respuesta a estas interrogantes se dieron en la década de 1880-1890 con los trabajos del Químico Sueco Svante Arrhenius quién en su trabajo de tesis doctoral propuso la Teoría de Disociación Electrolítica donde tuvo sus éxitos más impactantes en el campo de los ácidos y las bases. Su trabajo consistía en medir la conductividad eléctrica y el efecto catalítico de diferentes ácidos bajo las mismas condiciones de concentración, voltaje, amperaje, temperatura etc., algunos de sus resultados se observan en el cuadro número 1.

En sus estudios Arrhenius encontró que aquellos compuestos de hidrógeno caracterizados como ácidos fuertes eran buenos conductores de la corriente eléctrica y presentaban excelentes efectos catalíticos, propuso entonces que los ácidos eran capaces de disociarse en iones hidrógeno cuando se hallaban en solución. Como el grado de disociación o ionización puede ser medido por la conductividad eléctrica existía un medio para medir la fuerza de un ácido con exactitud. Así, la concentración de los iones hidrógeno en solución ácida es directamente proporcional a la conductividad.
Si el poder catalítico de tales soluciones es también debido a su contenido de iones hidrógeno, entonces debe existir una proporcionalidad entre el efecto catalítico y la conductividad eléctrica. Por otro lado el que no todos los ácidos presenten la misma fuerza debe hallarse la razón en la extensión del grado de disociación y la causa estará gobernada por la fuerza de su enlace químico, así, los ácidos fuertes tendrán alto grado de disociación y un enlace químico débil y por el contrario un ácido débil tendrá un enlace químico muy fuerte que le impide su disociación.
Bajo esta concepción Arrhenius fue capaz de definir lo que debe ser una sustancia ácida y una básica y aclarar muchas confusiones:
ACIDO: Toda sustancia que al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidrógeno.
BASE: Toda sustancia que al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones hidroxilo.
Así, el causante de las propiedades ácidas es el H+ y el causante de las propiedades básicas es el OH-. Con estas sencillas ideas surge la causa del porque una base es capaz de neutralizar un ácido y es porque el contacto entre ellos produce una sustancia neutra que es el agua:

ACIDO (H+) + BASE (OH-) = NEUTRA (H2O)

a).- CONCLUSIONES DE LA TEORIA DE ARRHENIUS:

1. - Ácidos fuertes son buenos conductores de la corriente eléctrica.

2. - Ácidos fuertes son excelentes catalizadores.

3. - Ácidos fuertes se encuentran altamente disociados en iones hidrógeno.

4. - La conductividad eléctrica es proporcional al efecto catalítico y al grado de disociación.

5. - La fuerza de un ácido es proporcional al grado de disociación e inversamente proporcional a la fuerza del enlace químico.

6. - Ácido: Toda sustancia que al disociarse en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno (H+).

7. - Base: Toda sustancia que al disociarse en agua aumenta la concentración de iones hidroxilo (OH).

8. - Una base neutraliza a un ácido porque se forma en la reacción una sustancia neutra como el agua.

9. - Se deduce de su teoría la igualdad: N (ácido) X V (ácido) = N (base) X V (base)


b).- FALLAS QUE PRESENTA LA TEORIA DE ARRHENIUS.
A pesar de los éxitos alcanzados por esta teoría para explicar las propiedades de los ácidos y las bases, había ciertas evidencias experimentales que no podían explicarse bajo esta óptica, entre ellos tenemos:
1. - ¿Cuál es la verdadera naturaleza del ion hidrógeno en solución?

2. -¿Por qué los ácidos 100% puros no conducen la corriente eléctrica, no actúan como catalizadores, no disuelven a los metales, en fin no funcionan como ácidos, pero bastan unas cuantas gotas de agua para que se manifieste su fuerza?

3. - Hay algunos compuestos químicos como los óxidos metálicos y las aminas o amoniaco que sin contener el radical hidroxilo son capaces de neutralizar los ácidos.

3.- TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY
Se acepta generalmente que una de las razones por las cuales el agua es un excelente solvente de los compuestos iónicos, es que en solución acuosa los iones son estabilizados por sus fuertes atracciones hacia las moléculas de agua. Esta atracción es particularmente fuerte debido a la asimetría de la distribución de carga en la molécula de agua. Cada ion está hidratado en solución acuosa, o sea unido fuertemente a un número de moléculas de agua. El protón es singular entre los iones, porque no tiene electrones. En consecuencia, el radio del H+ es sólo el radio nuclear 10-12 cm el cual es considerablemente menor que el radio atómico 10-8 cm. Por tanto, el protón en mayor grado que cualquier otro ion debe ser capaz de aproximarse e incorporarse él mismo al sistema electrónico de una molécula del solvente. En otras palabras si los iones ordinarios son hidratados, el protón debe estar más íntimamente ligado al solvente y no es correcto considerar una disociación ácida como una producción de protones “libres”. El impacto de este raciocinio sobre el problema ácido-base es el siguiente. Si el protón existe como H3O+ hidratado, no es totalmente exacto considerar que la disociación está representada por:

HCl = H+ + Cl-

Una opinión más realista es considerar que la disociación ácida es la TRANSFERENCIA de un protón del ácido al solvente:

HCl + H2O = H3O+ (ac) + Cl- (ac)

Esto sugiere a la vez que un ácido no es necesariamente una sustancia que se disocia para dar un protón, sino más bien que es una molécula capaz de transferir o de donar un protón a otra molécula. Las consideraciones que acabamos de señalar condujeron en 1923 a un concepto más general para los ácidos y las bases, llamado definición de Lowry-Bronsted.

ACIDO: Es una especie que tiene tendencia a perder o donar un protón.

BASE: Es una especie que tiene tendencia a aceptar o incorporar un protón.

De acuerdo con esto, la ionización del ácido clorhídrico se presenta con el HCl (que actúa como ácido), donando un protón al agua (que actúa como base). Con las nuevas definiciones ácido-base podemos explicar rápidamente las fallas que no eran entendidas bajo la teoría de Arrhenius:

1. - El ion hidrógeno NO se halla hidratado dentro de una solución como en el caso de los demás iones, más bien el H+ se incorpora a una molécula de agua para formar el ion hidronio (H3O+)

2. - La razón del porque el ácido 100% puro no presenta ninguna propiedad ácida a menos que se le agregue agua, se debe a la necesidad el ácido de entrar en contacto con una base para que se manifiesten sus propiedades, es decir, un ácido sólo lo es cuando hay una base dispuesta a recibirle sus protones.

3. - La nueva definición amplia el campo de los compuestos que pueden considerarse como bases y serán aquellas sustancias capaces de aceptar un ion hidrógeno (H+) independientemente de la presencia o no del radical hidróxilo. Sustancias como el radical sulfato, fosfato, carbonato, cloruro, etc., son capaces de aceptar un protón de un ácido y por lo tanto se comportan como una base.

4.- TITULACION
La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica para la determinación de las concentraciones de sustancias en solución. El conocimiento de esta técnica es esencial en la química. La neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte es una de las reacciones más simples y convenientes para el estudio de los principios de la titulación. Cuando el ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de sodio, los iones hidrógeno del ácido son neutralizados por completo por los iones oxhidrilo de la base, produciéndose una solución de sulfato de sodio prácticamente neutra:

H2SO4 (ac) + 2NaOH (ac) = Na2SO4 (ac) + 2H2O

Cada H+ reacciona con un OH-, esto es, 1 mol de H+ neutraliza un mol de OH-. Sin embargo 1 mol de H2SO4 reacciona con 2 moles de NaOH, pues cada mol de este ácido produce 2 moles de H+. Cuando en una titulación se consume el mismo número de moles de H+ que de OH- como resultado de una reacción de neutralización, se puede decir que:

No. de moles de H+ = No. de moles de OH-

5.- LEY DE DILUCIÓN
Cuando la concentración se expresa en una escala volumétrica la cantidad de soluto contenido en un volumen determinado de la disolución es igual al producto del volumen por la concentración.

Cantidad de soluto disuelto = Volumen X Concentración

Cuando se diluye una disolución el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la cantidad de soluto es constante por ello dos disoluciones de diferente concentración pero que contienen las mismas cantidades de soluto están relacionadas del modo siguiente:

V1 C1 = V2 C2

Si se conocen 3 cualesquiera de la ecuación anterior, puede calcularse el cuarto. Las magnitudes en ambos miembros de la ecuación deben expresarse en las mismas unidades. Para preparar la solución patrón de NaOH no es recomendable pesar una unidad exacta de NaOH y disolverla en una cantidad predeterminada de agua pues el NaOH absorbe humedad y CO2 del aire por lo que al pesar directamente esta sustancia, se pueden causar errores considerables. Por lo tanto, se procede, a preparar una solución de la concentración aproximada pesando NaOH y disolviéndolo en la cantidad apropiada de agua.

6.- TEORÍA DE LEWIS

La teoría del comportamiento ácido-base desarrollado por Bronsted y Lowry en los trabajos de 1920 fueron para soluciones acuosas. Una teoría más general, sin embargo, fue desarrollada por Gilbert N. Lewis en los años 30. Su teoría esta basada en la compartición de un par de electrones entre un ácido y una base, en lugar de la idea de la transferencia del protón de Bronsted y Lowry.

Acido de Lewis: Es una substancia que puede aceptar un par de electrones de otro átomo para formar un nuevo enlace.

Base de Lewis: Es una sustancia que puede dar un par de electrones a otro átomo para formar un nuevo enlace.

Este medio en el cual una reacción ácido base en el sentido de Lewis, puede ocurrir si hay moléculas o iones con un par de electrones que pueden ser donados y una molécula o ion que puede aceptar un par de electrones:

A + B: = B:A
Acido + Base = Complejo.

El resultado es llamado a menudo Aducto ácido-base, o complejo. Un ejemplo simple de reacción ácido-base de Lewis es la formación del ion hidrónio desde el H+ y el agua. El ion H+ no tiene electrones de valencia, pero la molécula de agua tiene dos pares de electrones libres. Uno de los pares puede ser compartido entre el H+ y el agua, así forman un enlace O-H. Una interacción similar ocurre entre el ion H+ y el amoniaco para formar el ion amonio. Tales reacciones son muy comunes. En general, los ácidos de Lewis incluyen aquelos cationes o moléculas neutras que tienen orbitales de valencia vacíos, y las bases son aniones o moléculas neutras con un par de electrones libre.

7.- CUESTIONARIO
1. - Explicar el experimento que realizó Arrhenius en 1880 que lo llevaron a su teoría de los ácidos y las bases.

2. - ¿Cómo explicó Arrehenius el hecho de que el HCl sea un ácido fuerte y el CH3COOH sea un ácido débil?.

3. - ¿Porqué el HCl tiene la misma fuerza que el CH3COOH cuando se disuelven en alcohol y ninguno presenta carácter ácido cuando se disuelven en benceno?

4. - Si el pH de una solución es de 3.76 calcular el valor de pOH, [H+] y [OH-]

5. - Si el pH de una solución es de 11.42 calcular el valor de pOH, [H+] y [OH-]

6. - Si la concentración del ion hidronio [H+] es de 4.53 X 10-3 mol/litro; calcular cual será la concentración del ion oxidrilo [OH-], el pH y el pOH.

7. - Definir el concepto de Ácido y Base desde el punto de vista de Arrhenius y de Bronsted-Lowry dando ejemplos de compuestos ácidos y bases en cada definición.

8. - ¿Cuál será la concentración de 15 ml de ácido que fue neutralizado con 23 ml de hidróxido de sodio 0.085 Normal?

9. - ¿Cuántos ml de ácido clorhídrico concentrado de composición al 36 % en peso y densidad igual a 1.18 g/cm3, se necesitan para preparar 250 ml de solución 0.350 Normal?

10.- Soluciones, Coloides y Suspensiones

Las sustancias puras que pueden encontrarse en la superficie terrestre son muy pocas. El hombre ha tenido que conocer las propiedades de las mezclas, que es lo que abunda, ya sea para separarlas o para producirlas con ciertas características, muchas mezclas forman parte de nuestra vida diaria, algunas son disoluciones como el refresco o el agua de mar, otras son sistemas coloidales como la leche o la gelatina, y otras más son suspenciones como la atmósfera polvorienta o algunos medicamentos.
En una mezcla homogénea o aparentemente homogénea por lo general existe una sustancia que se presenta en mayor cantidad y otra en menor proporción que se encuentra dispersa en la primera. Así, hablamos de una fase dispersora (solvente) y fase dispersa (soluto). Se acostumbra clasificar las dispersiones en soluciones, coloides y suspensiones, en función del tamaño de las partículas de la fase dispersa.

DISOLUCIONES O SOLUCIONES
Una solución se define como un sistema homogéneo cuyas fases pueden variar su concentración entre ciertos limites. En este caso el tamaño del soluto disuelto tiene dimensiones atómicas o moleculares. El componente que está en exceso se llama disolvente y los componentes que se encuentran en menor proporción soluto.

COLOIDES
Cuando las partículas de una mezcla homogénea tiene aproximadamente un tamaño de 10 a 10,000 veces mayor que los átomos y moléculas, tenemos un sistema coloidal. En lugar de hablar de solvente y soluto, se acostumbra emplear los términos fase dispersora y fase dispersa. Con excepción de los gases, que siempre forman disoluciones, pues se mezclan íntimamente en todas proporciones, podemos tener sistemas coloidales con sustancias en diversos estados de agregación.

SUSPENSIONES
Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es mayor que en el caso de los coloides, hablamos de suspensiones. La fuerza de gravedad domina sobre las interacciones entre partículas, así que las suspensiones acaban por sedimentarse y presentar dos fase, en forma de mezcla heterogénea.
Muchas medicinas se presentan en forma de suspenciones; por eso tiene sentido el letrero que dice: “Agítese antes de usarse”.

ALGUNOS EJEMPLOS:

AEREOSOLES.
Los aerosoles son un tipo de coloide en los que la fase dispersa es un líquido o un sólido y el medio de dispersión un gas. Existe una infinidad de productos caseros empacados en latas que producen aerosoles con sólo apretar la pequeña válvula “atomizadora” se producen partículas tan finas que la sustancia esparcida permanece mucho rato flotando en el aire. Otras veces la partícula es grande, y lo que se ha formado es una suspensión que rápidamente se sedimenta debido a la fuerza de gravedad. Ejemplos son los perfumes, desodorantes, lacas para el pelo, pinturas, etc. El gas propulsor que se acostumbra usar en las latas se conoce como freón, un compuesto de carbono, cloro y flúor, que tiene la ventaja de ser muy estable y no combustible, sin embargo es peligroso porque destruye el ozono de la estratosfera que nos protege de las radiaciones ultravioletas que vienen del Sol. Actualmente se utilizan otros gases propelentes.

ANESTÉSICOS Y ÉTERES.
Anestesia significa insensibilidad al dolor. Las sustancias con propiedades anestésicas inducen generalmente la depresión del sistema nervioso central. Por ello, al aplicarlas, debe tenerse mucho cuidado con su concentración, pero sobre todo con la cantidad que se administra al paciente.
En gran medida, la medicina se dedica al tratamiento de los síntomas y, de éstos, el dolor tal vez es el más importante. Antes de los anestésicos, la cirugía causaba un buen número de muertes no solo por la ausencia de desinfectantes sino que, al ser extraordinariamente dolorosa, causaba también descesos por el trauma resultante.
El éter dietílico es un buen anestésico. Es seguro para el paciente, ya que el pulso cardiaco y respiratorio, así como la presión arterial, permanecen normales durante su aplicación, la cual además es sencilla. Sus desventajas se encuentran en los efectos colaterales que produce como náuseas e irritación de las vías respiratorias. Entre los éteres más utilizados tenemos el divinil éter, el metil propil éter y el enfluorano. Otros compuestos que no son éteres pero que tienen esa propiedad son: el ciclopropano (empleado en las operaciones como anestésico, mezclado con 30% de helio) el haloetano y el dióxido de nitrógeno, N2O, llamado también el gas de la risa.
El primer anestésico local efectivo e inyectable, empleado inicialmente a finales del siglo pasado, fue la cocaína. Después de un tiempo se descubrió que su uso producía dependencia física (se trata de una droga). Del estudio de sus propiedades se sintetizó en 1904 otro poderoso anestésico, la novocaína, y posteriormente la xilocaina, que se usan hasta nuestros días.

Divinil eter CH2 = CH - O - CH = CH2
Enfluorano F2CH - O - CF2 CHFCl
Haloetano HBrClC - CF3

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Una solución se define como aquel sistema homogéneo cuyas fases puede variar su concentración entre ciertos limites. Ahora, un sistema es aquella región del Universo que se aísla de todo lo demás para su estudio; al hablar de sistema homogéneo se entiende que dicho sistema tiene en todo su volumen las mismas propiedades de temperatura, presión, color, concentración, pH, etc. Fase se refiere a la posibilidad de distinguir a simple vista un componente de otro. Finalmente los limites de la concentración están determinados por los instrumentos de medición que nos permiten medir cantidades minúsculas (1X10-9 g) y saber con cierta certidumbre ¿cuanto soluto hay en la solución?. Él limite superior de concentración esta determinado por la solubilidad del compuesto y la temperatura.

CONCENTRACIONES EXPRESADAS EN UNIDADES FÍSICAS
En este tipo de concentración sólo se hace referencia a la cantidad en gramos o volumen que hay en una solución, pero no nos dice nada acerca de la reactividad de la solución o cuantas moléculas hay por cm3.

CONCENTRACIÓN EXPRESADA EN UNIDADES QUÍMICAS
En este tipo de concentración se hace referencia al número de moléculas que hay en una solución lo que permite conocer su grado de reactividad. Se utiliza como medida de concentración el mol o el equivalente gramo que como sabemos un mol contiene un número constante de partículas independientemente del peso molecular.

Concentración molar:
La concentración molar (M) es el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución, sus unidades son mol/lt. Esta concentración es la mas ampliamente utilizada en los laboratorios de química.

Concentración Normal:
La normalidad de una solución (N) es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. El peso equivalente es la fracción del peso molecular que corresponde a una unidad definida de reacción química, y un equivalente gramo es esa misma fracción de un mol. Esto lo podemos entender con el siguiente ejemplo:

NaOH + HCl ® NaCl + H2O
2NaOH + H2SO4 ® Na2SO4 + 2H2O
3NaOH + H3PO4 ® Na3PO4 + 3H2O

Se observa que la capacidad de reacción de un ácido esta en función del número de H+ que contenga, por esta razón una molécula de HCl solo puede reaccionar con una de NaOH, pero una molécula de H3PO4 es capaz de reaccionar con 3 moléculas de NaOH.
Así, el Peso equivalente del HCl es:
HCl = PM/1 = 36.453uma/1 = 36.453
Y el peso equivalente del H3PO4 es:
H3PO4 = PM/3 = 98uma/3 = 32.66
Se representa por las siguientes fórmulas:

Esta concentración se utiliza principalmente en análisis químico o en reacciones de soluciones donde intervienen ácidos y bases; oxidantes y reductores.

Concentración Molal

La molalidad de una solución es el número de moles de soluto por kilogramo del disolvente contenidos en una solución. La concentración molal es útil para los experimentos en los cuales se realizan mediciones físicas (como punto de congelación, punto de ebullición, presión de vapor, etc.). La molalidad de una solución dada, que esta determinada tan sólo por las masas de los componentes de la solución, es independiente de la temperatura.


Fracción molar

La fracción mol (x) de cualquier componente en una solución está definida como el número de moles (n) de ese componente, dividido entre el número total de moles de todos los componentes en la solución. La suma de las fracciones molares de todos los componentes en la solución es 1. La concentración de fracción molar se utiliza en trabajos teóricos puesto que muchas propiedades físicas de las soluciones se expresan más claramente en función del número relativo de moléculas de disolvente y soluto.

PROBLEMAS

1. - ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico concentrado, que contenga 37.9 % en peso de HCl, darán 5.0 g de HCl.
Resp. 13.2 g
2. - ¿Cuánto CrCl3 ·6H2O se necesita para preparar 1 lt de solución que contenga 20 mg de Cr+3 por cm3?.
Resp 102 g.
3. - ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se necesitan para preparar 500 cm3 de una solución que contenga 10 mg de CO32- por cm3? Resp = 8.83 g
4. - ¿Qué volumen de ácido nítrico diluido, de densidad 1.11 g/cm3 y al 19% en peso de HNO3, contiene 10 g de HNO3? Resp = 47 cm3
5. - ¿Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 g de CaCl2 por litro se necesitan para la reacción con 0.642 g de Na2CO3 puro? Se forma CaCO3 en la reacción. Resp =16.8 cm3
6. - Se pasa amoniaco gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 0.93 g/cm3 y que contiene 18.6% en peso de NH3. ¿Cuál es la masa de NH3 por cm3 de solución.
Resp. = 173 mg/cm3
7. - Se satura un volumen de 105 cm3 de agua pura a 4 oC con NH3 gaseoso, obteniéndose una solución de densidad 0.90 g/cm3 y que contiene 30% en peso de NH3. Encuéntrese el volumen resultante de la solución de amoniaco y el volumen del amoniaco gaseoso a 5 oC y 755 torr que se utilizó para saturar el agua.
Resp. = 167 cm3, 59 lt.
8. - Un litro de leche pesa 1032 g. la grasa que contiene es un 4 % en volumen y posee una densidad de 0.865 g/cm3. ¿Cuál es la densidad de la leche “descremada”, libre de grasas?.
Resp. = 1.039 g/cm3.
9. - Cuánto CACl2 · 6H2O y cuánta agua se deben pesar para preparar 100 g de una solución al 5 % de CaCl2?.
Resp. = 9.9 g de CaCl2 6H2O y
90.1 g de agua.
10. - ¿Cuánto BaCl2 se necesitará para preparar 250 cm3 de una solución que tenga la misma concentración de Cl-1 que una que contiene 3.78 g de NaCl en 100 cm3?
Resp. = 16.8 g de BaCl2
11. - ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 lt de solución 1 M de CuSO4?
Resp = 159. 54 g
12. - Se disuelven exactamente 100 g de NaCl en suficiente agua para formar 1500 cm3 de solución. ¿Cuál es su concentración molar?
Resp = 1.14 molar
13. - Calcular la molalidad de las siguientes soluciones que contienen:
a) 0.65 moles de glucosa, C6H12O6, en 250 g de agua Resp = 2.6 molal
b) 45 gramos de glucosa en 1 kg de agua Resp = 0.25 molal
c) 18 g de glucosa en 200 g de agua
Resp = 0.50 molal
14. - Una solución acuosa etiquetada como al 35 % de HClO4 tiene una densidad de 1.251 g/cm3. ¿Cuál es la concentración molar y la molalidad de la solución.
R = 4.36 M, 5.36 molal
15. - Una solución de sacarosa se preparó disolviendo 13.5 g de C12H22O11 en suficiente agua para preparar exactamente 100 cm3 de solución, la cuál se encontró que tenía una densidad de 1.050 g/cm3. Calcúlese la concentración molar y la molalidad de la solución.
Resp = 0.395 M y 0.431 mol/kg.
16. - Calcúlese el volumen de H2SO4 concentrado (densidad 1.835 g/cm3, 93.2 % en peso de H2SO4) que se necesita para preparar 500 cm3 de solución ácida 3.00 N.
Resp = 43.0 cm3
17. - Calcúlese el volumen de HCl concentrado (densidad 1.19 g/cm3, 38% en peso de HCl) que se necesita para preparar 18 lt de solución ácida N/50.
Resp = 29 cm3
18. - Calcular la masa de KMnO4 que se necesita para preparar 80 cm3 de KMnO4 N/8, cuando éste último actúa como agente oxidante en solución ácida y el Mn+2 es uno de los productos de la reacción.
Resp = 0.316 g
19. - Dada la ecuación sin balancear: Cr2O72- + Fe2+ + H+ ® Cr3+ + Fe3+ + H2O
a) ¿Cuál es la normalidad de la solución de K2Cr2O7, en la cual 35 cm3 contienen 3.87 g de compuesto?
Resp = 2.25 N
b) ¿Cuál es la normalidad de una solución de FeSO4, en la cual 750 cm3 contienen 96.3 g de compuesto?
Resp = 0.845 N
20. - Una solución contiene 75 mg de NaCl por cm3. ¿A que grado se debe diluir para obtener una solución de concentración 15 mg de NaCl por cm3?
Resp = Cada cm3 de la solución original se diluye con agua hasta un volumen de 5 cm3.
21. - Calcúlese el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 cm3 de una solución 1.25 N para hacerla 0.500 N. Resp = 375 cm3.
22. - ¿Qué volumen de alcohol al 95% en peso (densidad 0.809 g/cm3) se debe utilizar para preparar 150 cm3 de alcohol al 30 % en peso (densidad = 0.957 g/cm3) Resp = 56 cm3
23. - ¿Qué volúmenes de HCl 12 N y 3 N se deben mezclar para preparar 1 lt de HCl 6 N?
Resp = 1/3 de litro de la solución 12 N y 2/3 de litro de la solución 3 N

9.- OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

1.- Introducción

Muchas oxidaciones generan enormes cantidades de calor, y en ellas aparece la llama como una expresión de las excitaciones electrónicas provocadas por la elevación de la temperatura. El fuego ha sido considerado por muchos como el promotor de la civilización humana, y para todos es clara su importancia, en especial cuando requerimos de luz y calor. La llama es también símbolo de vida, y ésta puede reducirse, al igual que el fuego, a una serie de reacciones químicas, muchas de ellas de oxido-reducción. Hay una enorme cantidad de fenómenos que podras explicarte con un conocimiento más profundo de este tema, que empezaremos con un ejemplo muy conocido.

2.- Los cerillos
Como los conocemos actualmente, los cerillos son una invención del siglo XX. Aunque en el siglo XIX ya se producían en forma comercial, eran sumamente peligrosos, pues podían incendiarse espontáneamente con un poco de sol o de calor. La cabeza del cerillo contiene clorato de potasio, KClO3, que se descompone con el calor:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Esta es la fuente del oxígeno necesario para la combustión; por su parte el sulfuro de antimonio, Sb2S3, y la parafina son los combustibles. La chispa y el calor iniciales se producen por fricción, gracias a la presencia de sustancias abrasivas y de fósforo rojo en la cinta de encendido, "Rasgadera". No hay duda de que las reacciones químicas de óxido-reducción implicadas en el funcionamiento de los cerillos son complejas, pero el concepto central es que proporcionan los elementos del triángulo del fuego (calor, oxígeno y combustible). Ver el Triangulo del fuego.

3.- Antisépticos y desinfectantes, OXIDANTES PARA LA SALUD
Un antiséptico es una sustancia que evita el crecimiento de los microorganismos patógenos, y un desinfectante aquella que destruye las bacterias y microorganismos patógenos. Los primeros se utilizan por lo regular en tejidos vivos, y los segundos en materiales inanimados. A principios del siglo XIX, cualquier intervención quirúrgica era muy peligrosa, ya que la herida podía infectarse fácilmente, y no se contaba con los antibióticos actuales. En 1867, Joseph Lister inventó la cirugía antiséptica al introducir el uso de disoluciones de fenol para limpiar las heridas y descontaminar los instrumentos empleados en las operaciones. Desde entonces, la cirugía ha alcanzado logros notables por la introducción sistemática de productos químicos con estas funciones. Estas sustancias actúan generalmente como agentes oxidantes de algunas sustancias fundamentales para la vida de las bacterias. Por su alto poder oxidante, los antisépticos atacan y llegan a destruir también las células de la piel u otros tejidos, por lo que su aplicación debe ser controlada. Algunos ejemplos sonlos siguientes:

I2 Yodo.
HCHO Formaldehido.
HgCl2 Cloruro de mercurio (II).
Ca(OCl)2 Hipoclorito de calcio.
NaOCl Hipoclorito de sodio.
H2O2 Peróxido de hidrógeno
C2H5OH Etanol
C6H5-OH Fenol
KMnO4 Permanganato de potasio
CH3CHOHCH3 Alcohol isopropílico

La “tintura de iodo”, solución alcohólica de I2, se ha usado desde hace muchos años como antiséptico para el tratamiento de heridas menores, lo mismo que otros productos comerciales más recientes, como el merthiolate y el mercurocromo. Para prepararla, se agrega I2 sólido en etanol con un poco de yoduro de potasio disuelto, cuya función es promover la disolución del I2. Cuando se aplican a una herida, los antisépticos que contienen alcohol producen un ardor desagradable. Para evitar lo anterior, se han desarrollado compuestos como el yodoformo que libera el yodo molecular y es soluble en agua. El resultado es que la solución antiséptica es indolora. Otros dos ejemplos importantes de desinfectantes son el Cl2 y el O3, por sus características oxidantes, ambos se emplean para purificar el agua destinada al consumo humano.

4.- FOTOGRAFÍA BLANCO Y NEGRO: OXIDO REDUCCIÓN CAUSADA POR LA LUZ.
La fotografía es el resultado del esfuerzo de muchas personas durante los últimos doscientos años. Su fundamento reside en la propiedad que tienen diversas sustancias, como los halogenuros de plata, de reaccionar químicamente en presencia de la luz. Estas sustancias se denominan fotosensibles. La película fotográfica consiste en una tira de plástico flexible cubierta por una capa delgada de gelatina, la cual contiene pequeñísimos cristales de bromuro de plata (son gránulos con diámetro menor que un micrómetro, con aproximadamente 1012 iones plata), cuando la película se expone a la luz, resultado de abrir el diafragma de la cámara al dispararla, ocurren dos reacciones, para empezar, el ion bromuro libera un electrón y se produce un átomo de bromo neutro, Br, es decir, el bromo se oxida.

Ag+ Br- + Luz = Ag+ + Br0 + e-

El ion plata puede entonces atrapar al electrón para convertirse en un átomo de plata; o sea, la plata se reduce.

Ag+ + e- = Ago

El resultado es que en las regiones de la película donde ha incidido más la luz (mayor número de fotones) hay más plata metálica y, como es negra, oscurece ligeramente dichas zonas, donde no llega la luz tenemos bromuro de plata incoloro.

5.- PILAS
En la vida moderna, la transformación directa de energía química en eléctrica es cosa de todos los días; sin batería no arrancan los coches, ni funcionan los radios o los relojes “de pilas”. Pero ¿cómo funciona una batería?
Un ejemplo sencillo puede ayudarnos: se trata de reacciones químicas que ocurren espontáneamente y producen un flujo de electrones; una parte del sistema los dona y otra los recibe. La pila más común es la pila seca, inventada en 1867 por el francés G. Leclanché. Su ánodo de Zinc es el recipiente mismo, y el cátodo es una varilla de grafito impregnada de dióxido de manganeso, MnO2. El electrólito es una pasta húmeda de ZnCl2, NH4Cl, agua y polvo de grafito. Las reacciones son:

Cátodo (Oxidación):
2MnO2 + 2NH4+ + 2 e- = Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Ánodo (Reducción):
Zn = Zn+2 + 2 e-

En el interior de la cubierta se forma un poco de hidróxido de Zinc sólido, lo que incrementa la resistencia. Sin embargo el Zn(OH)2 reacciona con el amoniaco NH3 para formar un compuesto de coordinación, [Zn(NH3)4]2+, que migra hacia adentro de ánodo de Zn, lo cual prolonga la acción de la pila. Como se puede observar, la varilla de grafito no participa en las reacciones, funciona únicamente como conductor de la corriente eléctrica. La especie que se reduce es el MnO2. El voltaje generado por esta pila cuando esta nueva es 1.5 V, pero va decreciendo hasta alcanzar un valor de 0.8V, momento en que es inútil.
Cuando se sustituye el NH4Cl por el KOH se tiene la pila seca alcalina. Las reacciones que se presentan son semejantes; sin embargo, esta pila tiene un mejor rendimiento, y puede proporcionar hasta un 50 % más de energía útil que una no alcalina, su mayor precio lo compensa su menor tamaño, cosa que las hace imprescindibles en cámaras fotográficas, calculadoras y relojes.
En fechas recientes, investigaciones intensas han dado lugar a pilas que emplean litio metálico y yodo; tienen una vida de 10 años, y se emplean en los marcapasos cardiacos. Otra manera menos espectacular de aumentar la vida útil de una pila consiste en hacerla recargable. El ejemplo más común es la de niquel-cadmio, y su empleo en herramientas, calculadoras y computadoras es común.

6.- BATERÍAS PARA AUTOMÓVIL
Podemos encender un coche gracias a la energía almacenada en la batería, una batería común esta integrada por seis celdas conectadas en serie; cada una produce una diferencia de potencial de 2 voltios, por lo que el voltaje total que proporciona es de 12 volt.
El cátodo (-) esta hecho de PbO2 inmerso en una malla metálica, y el ánodo (+) es de Pb; ambos están sumergidos en H2SO4 bastante concentrado (aproximadamente 5 M), por lo que es muy corrosivo y se debe manejar con mucho cuidado, las reacciones que se llevan a cabo cuando se enciende el automóvil, y que descargan la batería, son:

Cátodo (Reducción):
PbO2 + 4H+ + SO4-2 + 2 e- = PbSO4 + 2H2O

Ánodo (Oxidación):
Pb + SO4-2 = PbSO4 + 2 e

Reacción completa:
PbO2 + Pb + 2 H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O

De continuar indefinidamente esta reacción, se consumirían los electrodos y el ácido, y la batería dejaría de funcionar. Para evitar lo anterior, una vez que el automóvil está en marcha, el alternador convierte parte de la energía cinética, resultado del movimiento del motor, en energía eléctrica que se regresa a la batería, cargándola de nuevo. Así sucede una reacción inversa no espontánea, producida por la corriente del alternador, que podemos escribir como:

2 PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4

Cuando las baterías se cargan demasiado rápido con fuentes externas, puede ocurrir una hidrólisis del agua, dando lugar a H2 y O2, una mezcla de gases altamente explosiva. En los últimos años se han diseñado y probado automóviles eléctricos, aunque tal vez no en la cantidad que debería hacerse, estos vehículos emplean únicamente baterías como fuente de energía, las cuales se pueden recargar diariamente. Prototipos de estos vehículos funcionan ya en países como Inglaterra, donde se emplean en recorridos cortos y constantes, pronto los veremos circular en nuestras ciudades contaminadas.

7.- REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN
La oxidación es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos pierden electrones, y la reducción es el cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan electrones: Estas definiciones pueden aplicarse en forma muy simple en el caso de elementos o sus iones. Una transformación que convierte un átomo neutro en un ion positivo debe estar acompañada por la pérdida de electrones y debe, por lo tanto, ser una oxidación. Considérese el siguiente ejemplo:

Fe = Fe+2 + 2e

Los electrones (símbolo e-) se escriben explícitamente en el lado derecho y proporcionan la igualdad de carga total en los dos lados de la ecuación. En forma similar, la transformación de un elemento neutro en un anión debe estar acompañada por la ganancia de electrones y se clasifica como reducción, como en el caso siguiente:

Cl2 + 2e = 2Cl-

La oxidación y la reducción siempre ocurren de manera simultánea, y el número total de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.

8.- BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO DEL ION-ELECTRON
1.- Escríbase la ecuación que muestre todos los reactivos y productos de la reacción química.
2.- Escríbase una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante, con el elemento que esta sufriendo una reducción en su estado de oxidación en cada lado de la ecuación. El elemento no debe escribirse como átomo o ion libre a menos que realmente exista como tal. Debe escribirse como una especie molecular o ionica real.
3.- Escríbase otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor, con el elemento que está sufriendo un aumento en el estado de oxidación de cada lado de la ecuación.
4.- Para balancear cada ecuación parcial debemos observar si esta se realiza en:

a) Medio ácido o neutro, esto se sabe porque entre los reactivos aparece algún ácido o
bien el agua. Los átomos de oxígeno se balancean primero. Para cada átomo de
oxígeno en exceso de un lado de la ecuación, el balanceo se asegura agregando una
molécula de H2O del otro lado. Entonces, se utiliza H+ para balancear hidrógenos.

b) Medio alcalino, esto se sabe porque entre los reactivos debe aparecer algún
compuesto alcalino (hidróxido). Primero se balancea el oxígeno, por cada oxígeno
en exceso de un lado de la ecuación, el balanceo se asegura agregando moléculas de
H2O del MISMO lado y 2OH- por cada molécula de agua del otro lado.

5.- Balancéese cada ecuación parcial con respecto al número de cargas agregando electrones, ya sea en el lado izquierdo o derecho de la ecuación. Si se siguieron cuidadosamente los pasos anteriores, se encontrara que los electrones deben agregarse a la izquierda en la ecuación parcial para el agente oxidante y a la derecha en la ecuación parcial para el agente reductor.
6.- Multiplíquese cada ecuación parcial por un número determinado, de tal manera que el número total de electrones perdidos por el agente reductor sea igual al número de electrones ganados por el agente oxidante.
7.- Súmense las dos ecuaciones parciales que resultan de la multiplicación. En la ecuación sumada, cancélense los términos comunes de los dos lados. Todos los electrones se deben cancelar.
8.- Verifíquese la ecuación final contando el número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación, que obviamente debe ser igual.

Tarea Número Tres

VOLUMEN, MASA MOLAR Y REACCIONES DE GASES

1.- Si 200 mililitros de un gas pesan 0.268 g a T.P.E. ¿Cuál es su Masa Molar?

Respuesta: 30 uma

2.- Calcúlese el volumen de 11 g de monóxido de dinitrógeno, N2O, a T. P.E.

Respuesta: 5.59 L

3.- ¿Qué volumen ocuparán 1.216 g de SO2 gaseoso a 18 °C y 755 torr?

Respuesta: 0.456 L

4.- Una masa de 1.225 g de un líquido volátil se vaporiza, dando 400 ml de vapor cuando se mide sobre agua a 30 °C y 770 torr. La presión de vapor del agua a 30 °C es de 32 torr. ¿Cuál es la masa molar de la sustancia?

Respuesta: 78.36 uma

5.- Calcúlese el peso de un litro de amoniaco, NH3, a T. P. E.

Respuesta: 0.759 g/L

6.- Encontrar la Masa Molar de un gas cuya densidad a 40 °C y 758 torr es de 1.286 g/L.

Respuesta: 33.10 uma

7.- Uno de los métodos para calcular la temperatura del centro del Sol se basa en la ley de los gases ideales. Si se supone que el centro consta de gases cuya masa molar promedio es 2.0, la densidad es 1400 Kg/metro cúbico y la presión es de 1.3 X 109 Atm. Calcular la temperatura absoluta.

Respuesta: 2.26 X 107 K

8.- Un tubo electrónico al vacío se selló durante la fabricación a una presión de 1.2 X 10-5 torr a 27 °C. Su volumen es de 100 cm3. Calcular el número de moléculas de gas que permanecieron en el tubo.

Respuesta: 3.87 X 1013 moléculas

9.- Se analizó un meteorito de hierro en función de su contenido en argón isotópico. La cantidad de 36Ar fue de 0.200 milimetro cúbico a (T.P.E) por kg de meteorito. Si cada átomo de 36Ar se formó mediante un fenómeno cósmico único. ¿Cuántos de estos fenómenos deben haber ocurrido por kg de meteorito?

Respuesta: 5.381 X 1015 partículas/kg de meteorito