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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Escala de pH y pOH


Los conceptos de pH y pOH son importantes para comprender el equilibrio químico, especialmente en soluciones acuosas. La escala de pH es una medida de la concentración de iones de hidrógeno en una solución, mientras que la escala de pOH es una medida de la concentración de iones de hidróxido. Ambas escalas son logarítmicas, lo que significa que cada cambio de un número entero representa un cambio de diez veces en la concentración.

Escala de pH

La escala de pH va de 0 a 14. Un pH de 7 se considera neutro, lo que significa que hay concentraciones iguales de iones de hidrógeno y iones de hidróxido. Un pH menor de 7 indica una solución ácida, donde hay más iones de hidrógeno que iones de hidróxido. Un pH mayor de 7 indica una solución alcalina, donde hay menos iones de hidrógeno que iones de hidróxido. La fórmula para calcular el pH es la siguiente:

pH = -log[H + ]

Aquí, [H + ] representa la concentración de iones de hidrógeno en moles por litro.

Por ejemplo, si la concentración de iones de hidrógeno en una solución es de 0.001 moles por litro, el pH se calcula de la siguiente manera:

pH = -log(0.001) = 3

Esto muestra que la solución es ácida.

Ejemplo visual:

|--------|---------|---------|--------|---------|--------|---------|--------|
0        3         7         10       14
Ácido                            Neutro                           Básico
|--------|---------|---------|--------|---------|--------|---------|--------|

Escala de pOH

La escala de pOH es similar a la escala de pH, pero mide la concentración de iones de hidróxido. La relación entre pH y pOH en agua a 25°C viene dada por la fórmula:

pH + pOH = 14

Esto significa que si conoces el pH de una solución, puedes encontrar fácilmente su pOH y viceversa. La fórmula para calcular el pOH es:

pOH = -log[OH - ]

Aquí, [OH - ] representa la concentración de iones de hidróxido en moles por litro.

Por ejemplo, si la concentración de iones de hidróxido en una solución es de 0.01 moles por litro, el pOH se calcula como:

pOH = -log(0.01) = 2

Si el pOH es 2, el pH se puede determinar de la siguiente manera:

pH = 14 - pOH = 14 - 2 = 12

Esto indica una solución alcalina ya que el pH es mayor que 7.

Ejemplo visual:

|--------|---------|---------|--------|---------|--------|---------|--------|
0        2         7         12       14
Básico                            Neutro                            Ácido
|--------|---------|---------|--------|---------|--------|---------|--------|

Neutralización y equilibrio del agua

Cuando un ácido se mezcla con una base, se neutralizan entre sí. En la reacción de neutralización entre ácidos y bases fuertes, los productos suelen ser agua y sal. La ecuación para la reacción de neutralización es la siguiente:

H + (aq) + OH - (aq) → H 2 O(l)

Esta reacción demuestra el concepto de equilibrio en el agua. En agua pura a 25°C, las concentraciones de iones de hidrógeno y iones de hidróxido son iguales a 1.0 x 10 -7 M. La constante de equilibrio para el agua, K w, está dada por:

K w = [H + ][OH - ] = 1.0 x 10 -14 a 25°C

De esto podemos concluir que:

pH = -log[H + ]
pOH = -log[OH - ]
pH + pOH = 14

Exploración adicional de la escala de pH

La escala de pH, al ser logarítmica, proporciona un amplio rango de valores sobre los cuales puede variar la concentración de iones de hidrógeno. Por ejemplo, un cambio de pH de 3 a 2 representa un aumento de diez veces en acidez. Comprender esta escala nos ayuda a clasificar las sustancias con precisión:

  • Ácidos fuertes: Soluciones como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido sulfúrico ( H2SO4 ) suelen tener valores de pH muy bajos, generalmente entre 1 y 3.
  • Ácido débil: El ácido acético ( CH3COOH ) tiene un pH alto cercano al punto neutro, generalmente entre 4 y 6.
  • Bases fuertes: Las soluciones de hidróxido de sodio (NaOH) tienen un valor de pH alto, generalmente por encima de 11.
  • Base débil: El valor de pH de una solución de amoníaco ( NH3 ) varía entre 8 y 10.

Un análisis más detallado de los ejemplos ayuda a aclarar esto:

Ejemplo 1: Encuentra el valor de pH de una solución de 0.1 M de HCl.

[H + ] = 0.1 M
pH = -log(0.1) = 1

Ejemplo 2: Encuentra el pH de una solución de ácido acético de 1.0 x 10 -4 M, sabiendo que tiene un bajo grado de ionización.

La disociación del ácido acético es:

CH 3 COOH ⇌ H + + CH 3 COO -

[H + ] y luego uso de la constante de ionización del ácido ( K a ) para encontrar el pH.

Comprensión del equilibrio entre ácido débil y base débil

Los ácidos y las bases débiles no se disocian completamente en agua, manteniendo un equilibrio entre las moléculas no combinadas y los iones:

HA ⇌ H + + A -
BOH ⇌ B + + OH -

Las constantes de equilibrio para estas reacciones se llaman K a para ácidos y K b para bases:

K a = [H + ][A -] / [HA]
K b = [B + ][OH -] / [BOH]

Ejemplo: Calcula el pH de una solución de ácido acético si K a = 1.8 x 10 -5 y [HA] = 0.1 M.

La expresión para la constante de ionización es:

K a = [H + ][CH 3 COO -] / [CH 3 COOH]

Sea [H + ] = [CH 3 COO - ] = x:

1.8 x 10 -5 = x² / 0.1-x
≈ x² / 0.1
x ≈ √(1.8 x 10 -5 * 0.1) = 1.34 x 10 -3
pH = -log(x) ≈ 2.87

Relación entre pH y pOH

Como se comentó anteriormente, la relación entre pH y pOH es directa:

pH + pOH = 14

Esta relación permite determinar un valor cuando se conoce otro, simplificando los cálculos en una variedad de contextos químicos:

Ejemplo: Si el valor del pH de una solución es 5, encuentra su pOH.

pOH = 14 - pH = 14 - 5 = 9

Papel en el equilibrio químico

Comprender el pH y el pOH es importante para predecir el comportamiento de las sustancias en equilibrio, particularmente en el contexto del principio de Le Chatelier. El principio establece que si las condiciones cambiantes perturban el equilibrio dinámico, la posición de equilibrio se desplaza para contrarrestar el cambio. Los cambios en el pH pueden afectar significativamente las condiciones de equilibrio:

  • En las reacciones ácido-base, un cambio en la concentración de cualquiera de las especies reactantes causa un desplazamiento para restaurar el equilibrio.
  • El control del pH es importante en procesos industriales y biológicos donde ocurren reacciones sensibles. Los cambios en el pH pueden alterar las tasas y rendimientos de las reacciones.

Aplicaciones prácticas

Comprender las escalas de pH y pOH es útil en una variedad de aplicaciones prácticas e industriales:

  • Ciencia ambiental: Los niveles de pH son importantes para evaluar la calidad del agua, la fertilidad del suelo y los niveles de contaminación. Comprender el pH puede ayudar a predecir y mitigar los efectos de la lluvia ácida sobre los ecosistemas.
  • Medicina: El pH de la sangre es muy importante para las funciones corporales. Mantener el equilibrio adecuado del pH es vital para la salud y las desviaciones en él pueden ser signo de problemas médicos.
  • Agricultura: El pH del suelo afecta la disponibilidad de nutrientes y la actividad microbiana. Ajustar el pH del suelo a través de aditivos crea condiciones favorables para el crecimiento de las plantas.
  • Ciencia de los alimentos: Los procesos de fermentación, preservación y prevención del deterioro dependen de la gestión del pH. Controlar el pH asegura la seguridad y calidad en la industria alimentaria.

Conclusión

Las escalas de pH y pOH juegan un papel esencial en la química, especialmente en el estudio del equilibrio. Su naturaleza logarítmica permite una fácil comparación y clasificación de soluciones como ácidas o alcalinas, facilitando la predicción y el control precisos del comportamiento químico en sistemas tanto naturales como artificiales.

La comprensión precisa y la manipulación de estas escalas nos permite utilizar eficientemente las reacciones químicas en una variedad de campos científicos, médicos e industriales, destacando la relevancia de estos conceptos en nuestra vida diaria.


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Escala de pH y pOH

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