sábado, 17 de octubre de 2009

PROPIEDADES COLIGATIVAS.
La mayor parte de las soluciones dependen de cuál es el soluto. La identidad del soluto, también define muchas de las propiedades físicas.
Hay cuatro propiedades físicas de las soluciones que son iguales para todos los solutos no volátiles: la disminución de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica. Las propiedade coligativas de las soluciones sólo dependen de la cantidad de partículas de soluto.
  • Disminución de la presión de vapor.

La presión de una solución de una sustancia no volátil en un solvente volátil es igual a la fracción mol del solvente en la solución, multiplicada por la presión de vapor del solvente puro. Como la fracción mol del solvente en la solución debe ser menor que 1, la presión de vapor de una solución de soluto no volátil es menor que la del solvente puro.

  • Elevación del punto de ebullición y depresión del punto de congelación.

Como un soluto no volátil hace bajar la presión de vapor del solvente, se debe alcanzar mayores temperaturas para igualar la presión de vapor del solvente con la presión atmosférica. El punto de abullición de una solución de soluto no volátil es mayor que que el del solvente puro.

El sólido que se congela a partir de una solución diluidasuele ser solvente puro. La presión de vapor del solvente sólido no cambia por la presencia del soluto. porque el soluto permanece en la solución que queda. Uno soluto no volátil, como azúcar o urea, producen descenso en el punto de congelación del solvente y también eleva el punto de ebullición. La solución se concentra más a medida que el solvente se congela y se separa.

Como un soluto no volátil baja el putno de congelación de un solvente, los puntos de fusión de mezclas de dos compuestos que tienen puntos de fusión parecidos son más bajos que lo de los compuestos puros.

  • Soluciones de electrólitos.

Si un soluto es un electrólito, cada unidad de fórmula produce más de una partícula en solución acuosa. Por ejemplo, el NaCl es un electrólito fuerte, y se cree que está totalmente ionizado en solución acuosa. Produciendo un total de dos partíclas Na+ y Cl-, Cada unidad de de NaCl debe elevar el punto de ebullición y disminuir el punto de congelación lo doble que una unidad de fórmula de un no electrólito, como el azúcar C12H12011. Sin embargo, aunque los electrólitos fuertes están totalmente discociados en solución acuosa, los iones no son completamente independientes entre si. Los iones hidratados de carga opuesta se ataren entre sí, y se combinana para formar pares iónicos.

  • Presión osmótica.

Si se deja reposar un solvente puro y una solución de un soluto no volátil en el solvente, separados por una membrana semipermeable, hay un movimiento neto de moléculas de solvente a través de la membrana semipermeable hacia la solución. Una membarna semipermeables es una membrana que sólo deja pasar moléculas de solvente.

El movimiento neto esponatáneo de las moléculas de solvente a través de una membrana semipermeable desde una solución diluida (o desde el solvente puro) hacia una solución más concentrada se llama ósmosis.

La presión necesaria para detener el movimiento neto de las moléculas del solvente a través de una membrana se llama presión osmótica de la solución.

  • Origen de las propiedades coligativas.

Todas las soluciones, ideales y no ideales, que tienen el mismo valor para una propieda coligativa, poseen el mismo valor para las cuatro propiedades. Este hecho conduce a dos conclusiones:

a). Las cuatro propiedades coligativas tienen una causa común,

b). La causa es un efecto de entropía porque no efectúa cambio de energía alguno cuando se forma una solución ideal.

La entropía del solvente líquido puro es menor que la de su vapor, porque los gases son más desordenados al hacerlo. El solvente se evapora porque tienede a desordenarse al hacerlo. Como una solución es más desordenada que el solvente puro, cuando un soluto se disuelve en el solvente disminuye la diferencia de entropía entre las fases líquida y gaseosa. Por consiguiente, la tendencia del solvente a evaporarse disminuye y la presión de vapor y eleva el punto de ebullición normal. De igual forma, el mayor desorden de la solución en comparación con el solvente puro se opone a la tendencia del solvente a congelarse, y disminuye el punto de congelación normal.

Bibliografía.

UMLAND, Jean. B. Química General. Ed. 3ª. Edit. Thomson. México. 2000. pp. 502-510.

lunes, 12 de octubre de 2009

AGUA.

Importancia Biomédica.

La homeostasis , conservación de la composición del medio interno incluye la distribución del agua en el cuerpo y la preservación del pH así como concentraciones electrotílicas apropiadas. Las conservaciones del líquido extracelular dentro de un pH entre 7.35 y 7.45 (además del sistema amortiguador de bicarbonato).


El agua es es conocido como el solvente biológico ideal. Esto se debe a que es una molécula en forma de tetraedro irregular. Dada esta estrcutura, el oxígeno tiene riqueza de electrones, formando una región de carga negativa; mientras que los núcleos de hidrógeno están escasos de electrones; formando una región de carga positiva (dipolo). Además, las moléculas de agua se unen unas a otras en estado líquido y sólido, permitiendo formar enlaces por interacciones electrostáticas, gracias a esta dipolaridad (puentes de hidrógeno).


El agua sirve como solvente para iones y numerosas moléculas orgánicas, esto por su dipolaridad y a su formación de puentes de hidrógeno. Las moléculas que pueden formar tales puentes se solvatan con facilidad en este medio; tal es el caso de los grupos: (-OH, -SH, aminas, aldehídos y cetonas).


La molécula puede actuar como un ácido o una base, es posible presentar su ionización como una transferencia protónica intermolecular:

H2O+H2O <-------->H3O + OH

Dada su capacidad de actuar como ácido (donador de protones) y base (aceptor de protones), el agua tiene gran importancia en los sistemas vivos, ya que su pH es muy cercano al 7.



PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS.

Vaporización.

A cualquier temperatura dada, cierto número de moléculas en un líquido tiene la suficiente energía cinética para escapar desde la superficie.

Es necesario energía (comúnmente en forma de calor) para pasar de líquido a gas, lo cual va acompañado por un incremento en el desorden.

Presión de Vapor.

La presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por su vapor cuando el estado líquido y gaseoso están en equilibrio. En ese equilibrio entre líquido-gas, la máxima presión del gas ejercidad a cierta temperatura, dará una costante de presión. Por lo tanto, la presión cambia con la temperatura. Esto se debe a que a que a mayor energía cinética hay mayor número de choques entre las moléculas y por ende un mayor desorden entre éstas. He ahí la razón por la cual, es diferente la presión de cada líquido a distintas temperaturas.

Por ejemplo, el vapor de agua a 20ºC es de 17.5 mm de Hg, pero aumenta a 760 mm de Hg a 100ºC.

Cuanto más débiles son las fuerzas de atracción, mayor cantidad de moléculas podrán escapar a la fase gaseosa, por tanto, mayor será la presión de vapor.

Punto de ebullición.

Es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido, es igual a la presión externa. El punto de ebullición normal es el punto de ebullición cuando la presión externa es de 1atm.

Se formarán burbujas en el seno del líquido. La presión de vapor dentro de la burbuja se debe a la presión de vapor del líquido. Cuando la presión de vapor llega a ser igual a la presión externa, la burbuja sube a la superficie del líquido y se revienta.

El punto de ebullición depende de la presión externa. Si a 1 atm., el agua hierve a 100ºC, a 0.5 atm., hierve a 85ºC.

Solidificación.

La transformación de un líquido a sólido se llama solidificación o congelación, y el proceso inverso se llama fusión. El punto de fusión de un sólido (congelación en el íquido) es la temperatura a la cual las fases sólido-líquido coexisten en equilibrio. El punto de fusión normal (congelaicón normal) de una sustancia es el punto medido a 1 atm., de presión.

El equilibrio sólido-líquido en el agua se da a 0ºC a 1 atm. HIELO <-----> AGUA.

Viscosidad.


Medida de la resistencia de un fluído a fluir. A mayor viscosidad, el líquido fluye de modo más lento. La viscosidad disminuye al aumentar la temperatura.

Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares fuertes, tienen viscosidades más altas que aquellos que tiene fuerzas intermoleculares débiles.

Por ejemplo, la glicerina tiene una viscosida de 1.49 ya que puede formar puentes de hidrógeno y adeás su conformación geométrica, le permiten enlzarse.

Tensión Superficial.

Es la cantidad de energía requerida para estirar o aumentar la superficie por unidad de área. Los líquidos formados por moléculas de fuerzas intermoleculares fuertes, también tienen tensiones superficiales altas.

Miscibilidad.

El grado en el cual una sustancia se disuelve en otra, depende de la naturaleza del soluto y del disolvente. Entre gases, la temperatura también es un factor.

Los líquidos que se mezclan en todas proporciones son miscibles y, los líquidos que no se mezclan se denominan inmiscibles.

Los líquidos polares tienden a disolverse fácilmente con los disolventes polares.

BIBLIOGRAFÍA.

MURRAY, K. Robert. Bioquímica de Harper. 13ªEd. Edit. Manual Moderno. México. 1994. pp. 17-24.

BROWN. Qímica, La ciencia central. 5ªEd. Edit. Prentice-Hall. Estado de México. 1993.

CHANG, Rayman. Química. 4ªEd. Edit. Mc Graw-Hill. México. 1992.














viernes, 9 de octubre de 2009

SOLUCIONES ELECTROLÍLICAS Y NO ELECTROLÍLICAS




SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS.

Las soluciones formadas por iones y que conducen la corriente eléctrica son llamadas SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS. Tal es el caso de las soluciones de NaCl, KCl o Na2SO4. Así se comportan en un medio acuoso, como iones:

NaCl-----------> Na+ + Cl-
KCl------------> K+ + Cl-
Na2SO4---------> Na+ + Na+ + SO4=

Los electrólitos son compuestos que conducen la electricidad cuando están disueltos o fundidos. Una corriente eléctrica es un flujo de cargas. En una solución de un electrólito o en un electrólito fundido, la corriente está formada por iones en movimiento.

La capacidad de conducir la electricidad se llama conductividad; esta propiedad se puede medir cuantitativamente, y observar cualitativamente.

Los electrólitos pueden clasificarse como fuertes o débiles. En una solución de un electrólito fuerte, la mayor parte del soluto está formado por iones, por ejemplo el NaCl; sus soluciones conducen muy bien la electricidad, a menos, que estén muy diluidas. Sin embargo, las soluciones saturadas de electrólitos fuertes insolubles no conducen muy bien la electricidad, porque hay muy poco soluto disuelto. El sulfato de Bario BaSo4, cuya solubilidad es sólo 0.0002 g/100 ml de agua a 25ºC, es un ejemplo de electrólito fuerte insoluble.

En una solución de un electrólito débil, la mayor parte del soluto está en forma de moléculas; hay muy poco soluto en forma de iones. No conducen tan bien la electricidad como los electrólitos fuertes a la misma concentración , por haber pocos iones en solución. El ácido acético y el amoniaco son algunos de los ejemplos.

¿Cómo se disocia el NaCl en agua?.

El sodio y el cloruro forman fácilmente una SAL, la de cloruro de sodio, en la medida en que uno ha "cedido" 1 electrón y el otro lo ha "aceptado", convirtiéndose en los iones correspondientes. El Cl- y el Na+ permanecerán unidos por atracción electroestática, formando un ENLACE lÓNICO o ENLACE ELECTROVALENTE.

En el estado sólido, el NaCl forma un cristal. La estructura cristalina le ha hecho perdermovilidad al ion Na+ y al ion Cl- y, en este estado, a pesar de haber iones positivos y negativos, el cloruro de sodio conduce muy mal la corriente eléctrica. Esto se debe a que no hay CARGAS ELECTRICAS LIBRES. Si, ahora, el NaCl es fundido o, más fácilmente, se DISUELVE en agua,
los iones Na+ y Cl- , con sus CARGAS, quedan libres y la corriente eléctrica es conducida con mayor facilidad.

SOLUCIONES NO ELECTROLÍTICAS.

Si la solución de un compuesto no conducen una cantidad observable de electricidad, a éste se le llama no electrólito. En esta solución, el electrólito está en forma de molécula; no hay iones. El alcohol y el azúcar son ejemplos de no electrólitos.

UMLAND, Jean B. Química General. Ed 3ª . Edit Thomson Learning.México. 2000. pp. 112

http://fundabiomed.fcs.uc.edu.ve/cap12.pdf




lunes, 5 de octubre de 2009

SOLUCIONES.


















SOLUCIONES PORCENTUALES.

Las soluciones porcentuales son aquellas cuya medida es la cantidad de mililitros o gramos referidos a 100 ml de solución Ejemplos: · Una solución al 10% (de lo que sea) contendrá 10 gramos o 10 ml y aforados a 100 ml de solución. · Para preparar una solución al 25%, entonces pesaremos 25 gramos de la sustancia o mediremos 25 ml y se aforan hasta 100 ml.

Tenemos soluciones porcentuales de tres tipos:

· Peso/Peso (p/p)
MASA SOLUTO (gr)
% P / P = -------------------------- --------------X 100
MASA DE SOLVENTE + SOLUTO

· Peso/Volumen (p/v)

MASA SOLUTO (gr)
% P / V = ---------------------------------------- X 100
VOLUMEN DE LA DISOLUCIÓN

· Volumen/Volumen (v/v)

VOLUMEN DEL SULUTO
% P / V = --------------------------------- X 100
VOLUMEN DEL SOLVENTE

Una disolución es una combinación de diferentes componentes, normalmente acuosas, formadas por agua y otra sustancia (disolvente y soluto respectivamente). Éstas se pueden expresar de distinta manera:

· % peso: gramos de soluto en 100 gramos de disolución.

· % volumen: volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la disolución. Ejemplo: 10% en volumen de suero glucosado, son 10 ml de glucosa por cada 100 ml de suero.

· % peso / volumen: unidades en peso del soluto en 100 unidades de volumen de la disolución o son los gramos de soluto que hay en 100ml de solución. Ejemplo: 10 gramos de glucosa por 100 ml de suero glucosado.

· % volumen / volumen: mililitros de soluto que hay en 100 ml de solución.

http://enciclopedia.us.es/index.php/Soluci%C3%B3n_porcentual

MOLARIDAD.

La molaridad se define como el número de moles de soluto por litro de solución.

M = (n)/(V).

En donde M es la molaridad, n es el número de moles de soluto y V es el volumen de solución expresado en litros.

El número de moles se obtiene de la siguiente manera:

n= (w)/(PM).

W= Es el peso del compuesto en cuestión (en gramos) y, PM= Peso molecular de tal compuesto (gramos/mol).

http://www.utim.edu.mx/~navarrof/Docencia/QuimicaAnalitica/Disoluciones/Molaridad.htm

MOLALIDAD.

La concentración molal o molalidad, se abrevia como m y se define como el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. Se expresa como:

m= (n)/(Kg).

http://medicina.usac.edu.gt/quimica/soluciones/Molalidad.htm

FRACCIÓN MOLAR.

La fracción molar es una unidad química para expresar la concentración de soluto en una disolución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de disolución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de disolvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión:

Xi= ((ni)/(nt)) < color="#ff6666">http://es.wikipedia.org/wiki/Fracci%C3%B3n_molar


















Métodos para medir cantidades de materia.

MÉTODOS PARA MEDIR CANTIDADES DE MATERIA.

Instrumentos de medición.

En física, química e ingeniería, un instrumento de medición es un aparato que se usa para comparar magnitudes físicas mediante un proceso de medición. Como unidades de medida se utilizan objetos y sucesos previamente establecidos como estándares o patrones y de la medición resulta un número que es la relación entre el objeto de estudio y la unidad de referencia.
Para medir masa:
• balanza, báscula, espectrómetro de masa y catarómetro.
Para medir tiempo:
• cronómetro, reloj, reloj atómico, datación radiométrica.
Para medir longitud:
• metro y regla, calibre.
Para medir temperatura:
• termómetro, termopar, pirómetro.
Para medir presión:
• barómetro, manómetro.
Para medir volúmenes:
• pipeta, probeta, micro pipeta, matraz aforado y bureta.

http://es.wikipedia.org/wiki/Instrumentos_de_laboratorio

Unidades de Medición.

Dado que la materia es el enfoque del estudio de la química, se hace necesario poder investigarla y medirla. Para que la comunidad científica tenga una medición estándar de la materia, ha adoptado un sistema de unidades, los cuales utiliza para reportar las diferentes magnitudes físicas de la materia. Las unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI) son las siguientes:

Magnitud Física (Medición) Unidad Abreviación o Símbolo
Longitud Metro m
Masa Kilogramo kg
Cantidad de Sustancia Mole Mol
Intensidad de corriente eléctrica Amperio A
Tiempo Segundo s
Temperatura Kelvin K
Intensidad Luminosa Candela Cd

http://www.amschool.edu.sv/Paes/science/materia.htm

Unidades Químicas.

Mol.
El mol es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia.
El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas – existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro y equivale a 6.02214179 × 1023 unidades elementales por mol.

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol

Número de Avogadro.
El Número de Avogadro fue nombrado en honor al físico Amedeo Avogadro y es una constante que indica la cantidad de unidades elementales, existentes en un mol de cualquier sustancia.

El número de Avogadro también es el factor de conversión entre el gramo y la unidad de masa atómica (uma): 1 g = NA uma.

Ejemplos.
• ¿Cuántos átomos hay en 170 gramos de hierro? Masa atómica del hierro: 55,845 g/mol.
Por regla de tres simple calculamos cuántos átomos de hierro hay en 170 gramos:

55.845 GRAMOS DE HIERRO------------> 6.022X10(23)partículas.
170 GRAMOS DE HIEROO---------------> X

X= ((170)(6.022X10(23))% 55.845

da como resultado: x= 1.83318X10 (24) partículas de hierro en 170 gramos de este elemento.

http://es.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_de_Avogadro

Peso atómico.
La suma de cantidad de protones y neutrones en el núcleo de un átomo es el número atómico. Dado que los electrones tienen una masa mucho más pequeña, comparada a los anteriores, se les desprecia para este cálculo.
La cantidad de protones en el núcleo es igual al número atómico. A la cantidad de neutrones en el núcleo se le llama a veces su número neutrónico.

UMLAND, Jean B .Química general. Edit. Thomson. México. Pp. 56-60.