Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Equilibrio iónico en soluciones


En química, el concepto de equilibrio es importante para entender las reacciones que ocurren en soluciones. Cuando hablamos de equilibrio iónico, nos referimos específicamente a las reacciones que involucran iones en agua. Muchas sustancias químicas, cuando se disuelven en agua, se disocian en iones. El equilibrio iónico ocurre cuando la tasa de formación de iones es igual a la tasa de recombinación de los iones en su forma no combinada. Este punto de equilibrio es donde las propiedades de la solución, como el pH, alcanzan un valor estable.

Conceptos básicos de equilibrio iónico

¿Qué son los iones?

Los iones son partículas cargadas que se forman cuando los átomos ganan o pierden electrones. Hay dos tipos de iones:

  • Cationes: Iones con carga positiva formados por la pérdida de electrones. Por ejemplo, N a^+ y C a^{2+}.
  • Aniones: Iones con carga negativa formados por la ganancia de electrones. Por ejemplo, C l^− y S O_4^{2−}.

Electrolitos

Los electrolitos son sustancias que se convierten en iones cuando se disuelven en agua. Pueden clasificarse ampliamente en dos categorías:

  • Electrolitos fuertes: se disocian completamente en iones. Ejemplos incluyen ácidos fuertes como HC l, bases fuertes como N a OH, y sales como N aC l.
  • Electrolitos débiles: se disocian parcialmente en iones. Ejemplos incluyen ácidos débiles como C H_3 COOH (ácido acético) y bases débiles como NH_3 (amoníaco).

Comprender el equilibrio en soluciones iónicas

El concepto de equilibrio

El equilibrio en el sentido químico involucra una situación en la que las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes a lo largo del tiempo. Esto ocurre porque las tasas de reacción directa e inversa son iguales. En el caso del equilibrio iónico, principalmente estamos tratando con la disociación y recombinación de iones.

Naturaleza dinámica del equilibrio

Es importante recordar que el equilibrio es un estado dinámico. Aunque las propiedades macroscópicas de un sistema no cambian en equilibrio, los procesos de disociación y recombinación continúan ocurriendo a nivel microscópico.

Constante de equilibrio

Para una reacción general en equilibrio:

    AA + BB ⇌ CC + DD

La expresión para la constante de equilibrio se escribe de la siguiente manera:

    Ke = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

Aquí, [C], [D], [A], y [B] representan las concentraciones molares de las respectivas especies. Los exponentes corresponden a sus coeficientes en la ecuación química balanceada. Esta constante ayuda a los químicos a comprender el alcance de la reacción en equilibrio.

Disociación de electrolitos débiles

Ácidos y bases

Los ácidos y bases débiles no se ionizan completamente en solución. El grado de ionización es un aspecto importante del equilibrio iónico. Considere el ácido acético C H_3 COOH disociándose en agua:

    CH_3 COOH (aq) ⇌ H^+ (aq) + CH_3 COO^- (aq)

La constante de equilibrio para esta reacción, conocida como constante de disociación ácida, se representa por K_a.

De manera similar, para una base débil como el amoníaco en agua:

    N H_3 (aq) + H_2 O (l) ⇌ N H_4^+ (aq) + OH^- (aq)

La constante de equilibrio para esta reacción se conoce como constante de disociación básica, K_b.

Calcular el pH en equilibrio iónico

Escala de pH

El pH es una medida de la concentración de iones de hidrógeno [H^+] en una solución. La escala de pH varía de 0 a 14, con valores más bajos siendo más ácidos, valores más altos siendo más alcalinos, y 7 siendo neutral.

El pH se calcula usando la siguiente fórmula:

    pH = -log[H^+]

Ejemplo de cálculo del pH

Considere un ácido débil, como el ácido acético, cuya concentración y valor de K_a se conocen. Para encontrar el pH de una solución que contiene 0.1 M de ácido acético:

Paso:

  1. Establezca la expresión del equilibrio usando el valor de K_a.
  2. Suponga que [H^+] es igual a [C H_3 COO^-]. Además, [C H_3 COOH] es aproximadamente 0.1 - x, donde x es el grado de ionización.
  3. Resuelva para [H^+] usando la expresión de K_a.
  4. Calcule el pH usando la fórmula pH = -log[H^+].

Efecto del ion común

El efecto del ion común se refiere a la disminución de la solubilidad de una sustancia debido a la presencia de un ion común. Este fenómeno puede alterar la posición del equilibrio, afectando el grado de ionización.

Ejemplo:

Considere una solución de ácido acético con una sal como el acetato de sodio. Según el principio de Le Chatelier, la presencia de C H_3 COO^- del acetato de sodio suprime la ionización del ácido acético.

De hecho, la expresión del equilibrio es:

    CH_3 COOH (aq) ⇌ H^+ (aq) + CH_3 COO^- (aq)

Solución amortiguadora

Las soluciones amortiguadoras son una aplicación esencial del equilibrio iónico. Son capaces de mantener un pH relativamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base.

Componentes del amortiguador

  • Un ácido débil y su base conjugada, como el ácido acético y el acetato de sodio.
  • Una base débil y su ácido conjugado, como el amoníaco y el cloruro de amonio.

Función de la solución amortiguadora

Considere un amortiguador compuesto de ácido acético C H_3 COOH y acetato de sodio C H_3 COON a:

  • Si se agregan iones de hidrógeno (H^+), reaccionan con los iones de acetato (C H_3 COO^-) para formar ácido acético, minimizando el cambio de pH.
  • Si se agregan iones de hidróxido (OH^-), reaccionan con el ácido acético (C H_3 COOH) para formar acetato y agua, minimizando el cambio de pH.

Hidrólisis de sales

La hidrólisis significa la reacción de un ion con agua para formar una solución cuyo pH es diferente del pH esperado basado en el ácido y base originales. Este proceso es necesario en el equilibrio iónico para las soluciones de sales.

Tipos de sales

  • Sales de ácidos fuertes y bases fuertes: Estas no se hidrolizan y la solución permanece neutral. Ejemplo: N a C l.
  • Sales de ácidos fuertes y bases débiles: Estas forman soluciones ácidas. Ejemplo: N H_4 C l.
  • Sales de ácidos débiles y bases fuertes: Estas forman soluciones alcalinas. Ejemplo: C H_3 COON a.
  • Sales de ácidos débiles y bases débiles: El pH depende de las fuerzas relativas del ácido y la base. Ejemplo: (N H_4)(C H_3 COO).

Constante de hidrólisis

La constante de equilibrio para la hidrólisis se conoce como la constante de hidrólisis K_h. Considere la hidrólisis de N H_4^+:

    N H_4^+ (aq) + H_2 O (l) ⇌ N H_3 (aq) + H_3 O^+ (aq)

Las constantes de hidrólisis K_h de los ácidos y bases conjugados se pueden expresar en términos de K_w (producto iónico del agua), K_a, y K_b.

Producto de solubilidad

Definición

El producto de solubilidad, denotado como K_{sp}, es un tipo de constante de equilibrio aplicada a la solubilidad de compuestos iónicos. Se define para sales poco solubles.

Ejemplo de producto de solubilidad

Considere la disolución del cloruro de plata, AgCl, en agua:

    AgCl (s) ⇌ Ag^+ (aq) + Cl^- (aq)

La expresión K_{sp} para el cloruro de plata es:

    K_{sp} = [Ag^+][Cl^-]

Esta expresión ayuda a predecir si se formará un precipitado cuando se mezclan dos soluciones que contienen iones.

Ejemplo visual

Equilibrio dinámico de soluciones acuosas

H2O H + + OH - (equilibrio)

Visualización de la acción del amortiguador

CH 3 COO - H + Oh -

Aplicaciones en la vida cotidiana

El equilibrio iónico tiene muchas aplicaciones en la vida diaria. Juegan un papel importante en el mantenimiento del pH del cuerpo humano, en industrias y en la química ambiental.

Importancia biológica

Amortiguadores en la sangre, como el ácido carbónico y el bicarbonato, ayudan a mantener el pH de la sangre alrededor de 7.4. Esta regulación es importante para los procesos corporales.

Aplicaciones industriales

Muchos procesos industriales requieren un control preciso del pH. Por ejemplo, en la fabricación de productos farmacéuticos, el procesamiento de alimentos y las instalaciones de tratamiento de agua.

Química ambiental

Comprender el equilibrio iónico es esencial para analizar aguas naturales y predecir los efectos de los contaminantes. Los esfuerzos para reducir la lluvia ácida o tratar aguas residuales dependen en gran medida de los principios del equilibrio iónico.

Resumen

El equilibrio iónico en soluciones es un concepto fundamental en química que explica el balance de iones en soluciones acuosas. Al comprender la constante de equilibrio, los principios de la química ácido-base y el comportamiento de los amortiguadores, se puede predecir y manipular las propiedades químicas de las soluciones en una variedad de contextos científicos e industriales.


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