Grado 10
  1. Materia y sus propiedades  1.1. Estados de la materia  1.2. Propiedades físicas y químicas de la materia  1.3. Clasificación de sustancias (elementos, compuestos, mezclas)  1.4. Cambios en la Materia (Cambios Físicos y Químicos)  1.5. Ley de conservación de la masa y ley de proporciones definidas
  2. Estructura Atómica  2.1. Desarrollo histórico del modelo atómico  2.2. Partículas subatómicas (protones, neutrones, electrones)  2.3. Número atómico, número de masa e isótopos  2.4. Configuración Electrónica y Niveles de Energía  2.5. Valencia, formación de iones y estado de oxidación
  3. Tabla periódica  3.1. Historia y desarrollo de la tabla periódica  3.2. Ley periódica moderna y tendencias periódicas  3.3. Grupos y períodos en la tabla periódica  3.4. Tendencias en la Tabla Periódica  3.5. Metales, no metales, metaloides y sus propiedades  3.6. Gases nobles y su inercia química
  4. Enlace químico  4.1. Formación de Enlaces Químicos (Regla del Octeto)  4.2. Enlace iónico y propiedades de los compuestos iónicos  4.3. Enlace covalente y propiedades de los compuestos covalentes  4.4. Enlace metálico y sus propiedades  4.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  4.6. Polaridad y momento dipolar de las moléculas  4.7. Fuerzas intermoleculares
  5. Reacciones y Ecuaciones Químicas  5.1. Tipos de Reacciones Químicas  5.2. Escribir y balancear ecuaciones químicas  5.3. Ley de conservación de la masa en reacciones químicas  5.4. Factores que afectan las reacciones químicas  5.5. Catalizadores y su papel en las reacciones químicas  5.6. Reacciones exotérmicas y endotérmicas
  6. Estequiometría y Cálculos Químicos  6.1. Concepto del mol y número de Avogadro  6.2. Masa molar y conversiones gramo-mol  6.3. Fórmula empírica y molecular  6.4. Cálculos estequiométricos y rendimiento químico  6.5. Reactivos Limitantes y en Exceso
  7. Ácidos, Bases y Sales  7.1. Propiedades y Definiciones de Ácidos y Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)  7.2. Escala de pH, pOH e Indicadores  7.3. Reacciones de neutralización y formación de sales  7.4. Fuerza de Ácidos y Bases (Ácidos y Bases Fuertes vs. Débiles)  7.5. Ácidos y Bases Comunes en la Vida Diaria  7.6. Sales, su solubilidad y aplicaciones
  8. Metales y No Metales  8.1. Propiedades físicas y químicas de los metales  8.2. Propiedades físicas y químicas de los no metales  8.3. Serie de Reactividad de Metales y Reacciones de Desplazamiento  8.4. Extracción de metales de los minerales  8.5. Corrosión, sus causas y prevención  8.6. Aleaciones, su composición y usos
  9. El carbono y sus compuestos  9.1. Alótropos del Carbono  9.2. Hidrocarburos y su clasificación (alcanos, alquenos, alquinos)  9.3. Grupos funcionales en compuestos orgánicos  9.4. Nomenclatura de compuestos orgánicos (sistema IUPAC)  9.5. Isomería en química orgánica (estructural y geométrica)  9.6. Reacciones orgánicas importantes (combustión, adición, sustitución, polimerización)  9.7. Aplicaciones de compuestos orgánicos en la industria y la vida diaria
  10. Química Ambiental  10.1. Contaminación del Aire (Fuentes, Efectos y Control)  10.2. Contaminación del agua (causas, efectos y remedios)  10.3. Efecto invernadero y calentamiento global  10.4. Agotamiento de la capa de ozono y sus efectos  10.5. La química verde y sus aplicaciones  10.6. práctica de química sostenible
  11. Termoquímica  11.1. Cambios de Calor y Energía en Reacciones Químicas  11.2. Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas  11.3. Entalpía, cambio de entalpía y calor de reacción  11.4. Capacidad calorífica específica y calorimetría  11.5. Cambios de Energía en Reacciones de Combustión
  12. Electroquímica  12.1. Electrolitos y no electrolitos  12.2. Electrólisis y sus aplicaciones (galvanoplastia, extracción de metales)  12.3. Reacciones Redox (oxidación y reducción)  12.4. Celda galvánica y serie electroquímica  12.5. Corrosión y métodos de prevención electroquímica
  13. Cinética química y equilibrio  13.1. Tasa de reacciones químicas y su medición  13.2. Factores que afectan la velocidad de reacción (catalizador, temperatura, concentración)  13.3. Reversible and irreversible reactions  13.4. Equilibrio dinámico y constante de equilibrio  13.5. El principio de Le Chatelier y sus aplicaciones
  14. Gases y Leyes de los Gases  14.1. Propiedades de los gases y teoría cinético-molecular  14.2. Ley de Boyle (Relación Presión-Volumen)  14.3. La Ley de Charles  14.4. Ley de Gay-Lussac  14.5. Ley combinada de los gases y ley de los gases ideales  14.6. Gases reales vs gases ideales
  15. Química Nuclear  15.1. Introducción a la radiactividad y las reacciones nucleares  15.2. Tipos de desintegración radiactiva (alfa, beta, gamma)  15.3. Vida media y aplicaciones de los isótopos radiactivos  15.4. Reacciones de fisión y fusión nuclear  15.5. Generación de energía nuclear y su impacto ambiental

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Escala de pH, pOH e Indicadores


El concepto de pH es importante para entender cómo funcionan los ácidos y las bases. La escala de pH es una medida de cuán ácido o alcalino es una sustancia, basada en la concentración de iones de hidrógeno (H +) en la solución. Junto con la escala de pH, se utiliza el concepto de pOH, que representa la concentración de iones hidróxidos (OH -). Los indicadores son compuestos que cambian de color cuando se añaden a una solución ácida o alcalina.

Escala de pH

La escala de pH va de 0 a 14 y es una escala logarítmica, lo que significa que cada número entero en la escala representa un aumento o disminución de diez veces en la concentración de iones de hidrógeno. Esto se expresa a través de la ecuación:

pH = -log[H + ]

Aquí hay una manera sencilla de ver la escala de pH:

0714

en esta escala:

  • pH 0-6 indica solución ácida.
  • pH 7 es neutro, que es el pH del agua pura.
  • pH 8-14 indica solución alcalina o básica.

Por ejemplo:

  • El jugo de limón tiene un valor de pH de aproximadamente 2, lo que significa que es altamente ácido.
  • El amoníaco doméstico puede tener un valor de pH de alrededor de 11, lo que indica que es alcalino.

Escala de pOH

La escala de pOH es similar a la escala de pH, pero mide la concentración de iones hidróxidos (OH -). La relación entre pH y pOH es la siguiente:

pH + pOH = 14

Entonces, si conoces el pH, puedes calcular el pOH, y viceversa.

Cálculo de ejemplo:

1. Si el valor de pH de una solución es 3, ¿cuál es su pOH?

pOH = 14 - 3 = 11

2. Si el pOH de una solución es 4, ¿cuál es su pH?

pH = 14 - 4 = 10

Fuerza de ácidos y bases

La fuerza de los ácidos y las bases está determinada por su disociación en agua. Ácidos fuertes como el ácido clorhídrico (HCl) se disocian completamente en agua:

HCl → H + + Cl -

Ácidos débiles como el ácido acético (CH 3 COOH) no se disocian completamente:

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

De manera similar, bases fuertes como el hidróxido de sodio (NaOH) se disocian completamente:

NaOH → Na + + OH -

Las bases débiles como el hidróxido de amonio (NH 4 OH) se disocian parcialmente:

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -

Indicador

Los indicadores son sustancias que cambian de color en respuesta al pH de una solución, ayudándonos a determinar visualmente si una solución es ácida o básica.

Indicadores generales:

  • Papel tornasol: Se vuelve rojo en solución ácida y azul en solución alcalina.
  • Fenolftaleína: Incolora en solución ácida, pero se vuelve rosa en solución alcalina.
  • Indicador universal: Muestra una gama de colores en diferentes niveles de pH, desde rojo en ácidos fuertes hasta púrpura en bases fuertes.
ÁcidoNeutroBásico

Aplicaciones prácticas del pH

Comprender el pH es importante en muchas áreas de la química y la vida diaria. Aquí algunos ejemplos:

Agricultura:

El pH del suelo afecta el crecimiento de las plantas; algunas plantas prefieren suelo ácido, mientras que otras prefieren suelo alcalino.

Medicina:

El cuerpo humano mantiene un equilibrio de pH en la sangre, que suele ser alrededor de 7.4. Cualquier desviación de este nivel puede ser perjudicial.

Industria alimentaria:

El pH es importante en los procesos de conservación de alimentos, como la fermentación, que requieren rangos específicos de pH para producir sabores deseados y prevenir el deterioro.

Ciencias ambientales:

El monitoreo de pH es importante para la vida acuática, ya que muchos organismos acuáticos son sensibles a los cambios en el nivel de pH de su entorno.

Cambios naturales de pH

El agua de lluvia es naturalmente ligeramente ácida, debido a la presencia de dióxido de carbono, que forma ácido carbónico:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Las actividades humanas pueden causar lluvia ácida, donde los óxidos de azufre y nitrógeno en el aire se combinan con el agua de lluvia para formar ácidos sulfúrico y nítrico. La lluvia ácida puede dañar ecosistemas, suelos y estructuras hechas por el hombre.

Conclusión

La escala de pH y sus conceptos relacionados son herramientas importantes en la química. Nos ayudan a entender la naturaleza ácida o alcalina de las sustancias, lo cual es fundamental para muchas reacciones y procesos químicos. El uso de indicadores simplifica la determinación del pH en varias soluciones, proporcionando una valiosa codificación de colores que ayuda en aplicaciones prácticas en una variedad de campos. Al obtener un conocimiento más profundo de estos temas, podemos entender mejor la base química de muchos procesos naturales e industriales.


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Escala de pH, pOH e Indicadores

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