miércoles, 29 de febrero de 2012
domingo, 19 de febrero de 2012
miércoles, 15 de febrero de 2012
lunes, 13 de febrero de 2012
sábado, 4 de febrero de 2012
La sal
Un compuesto iónico y como talconductor de la electricidad cuando están en estado líquido -es decir cuando se funde o está disuelto en algún disolvente como el agua-. Perono así en estado sólido.
Un comportamiento fácilmente explicable debido a la estructura delenlace iónico, que mantiene unidos a sus cationes sodio y aniones cloruro formando el cristal salino.
Un enlace iónico de naturaleza eléctrica y por tanto bastante fuerte, para según qué interacciones.
Un enlace iónico de naturaleza eléctrica y por tanto bastante fuerte, para según qué interacciones.
La interpretación de esta propiedad de los compuestos iónicos se realiza a través de lo que en ciencia se conoce como modelo de enlace iónico.
De modo que los compuestos iónicos tienen una estructura ordenada, y los iones que lo forman no gozan de libertad de movimiento. Por lo que no conducen la corriente eléctrica.
Sin embargo, si lo disolvemos o fundimos, los iones quedan libres y con su movimiento conducirán su carga eléctrica de igual forma a como lo hacen los electrones en losmetales. Se habrán convertido así en conductores como ellos.
El azúcar
Algo que no puede suceder con el azúcar de la respuesta equivocada. También llamado azúcar común o azúcar de mesa, se trata de uncompuesto químico conocido como sacarosa de fórmulaC12H22O11.
Un compuesto covalente que, como tal, no manifiestaconductividad eléctrica en estado sólido, ni líquido, ni sus disoluciones.
De esta manera cada par de electrones compartido supone un nexo de unión entre ellos o enlace covalente, y a las sustancias se las denomina sustancias covalentes.
La interpretación de esta propiedad de los compuestos covalentes se realiza a través de lo que en ciencia se conoce como modelo de enlace covalente.
Motivo por el que no conducen la electricidad ni en estado sólido, ni líquido (fundido o disuelto).
Electrolitos
Un electrólito o electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrólitos fundidos y electrólitos sólidos.
Comúnmente, los electrólitos existen como soluciones de ácidos, bases o sales. Más aún, algunos gases puede comportarse como electrólitos bajo condiciones de alta temperatura o baja presión.Las soluciones de electrólitos se forman normalmente cuando una sal se coloca en un solvente tal como el agua, y los componentes individuales se disocian debido a las interacciones entre las moléculas del solvente y el soluto, en un proceso denominado solvatación. Por ejemplo, cuando la sal común, NaCl se coloca en agua, sucede la siguiente reacción:
NaCl(s) → Na+ + Cl−
En términos simples, el electrólito es un material que se disuelve en agua para producir una solución que conduce una corriente eléctrica.
Importancia Fisiológica
En fisiología, los iones primarios de los electrólitos son sodio (Na+), potasio (K+), calcio (Ca2+), magnesio (Mg2+), cloruro (Cl−), hidrógeno fosfato (HPO42−) y bicarbonato (HCO3−)
Pero, para qué sirve cada uno de los electrolitos?:
-Potasio, ayuda en la función muscular, en la conducción de los impulsos nerviosos, la acción enzimática, el funcionamiento de la membrana celular, la conducción del ritmo cardiaco, el funcionamiento del riñón, el almacenamiento de glucógeno y el equilibrio de hidatación.
- Sodio, ayuda a la regulación de la hidratación, disminuye la pérdida de fluidos por la orina y participa en la transmisión de impulsos electroquímicos a través de los nervios y músculos. La transpiración excesiva provoca pérdida de sodio.
- Calcio, participa en la activación de nervios y músculos y en la contracción muscular. Es el principal componente de huesos y dientes. Actúa como un ión esencial para muchas enzimas y es un elemento de proteínas y sangre, que fortalece las funciones nerviosas.
- Magnesio, participa en la activación enzimática, en el metabolismo de proteínas en la función muscular. Las principales fuentes dietéticas incluyen cereales, nueces, productos lácteos y vegetales de hoja verde. El magnesio ejerce sus efectos fisiológicos en el sistema nervioso, en forma semejante al calcio. Una elevación en su concentración sanguínea produce sedación y depresión del sistema nerviosos central y periférico, una concentración baja determina desorientación y convulsiones.
La pérdida de electrolitos sucede por varias razones:
- Deshidratación por vómitos y diarrea constante.
- Insolación.
- Fiebre intensa.
- Enfermedades como la bulimia y anorexia.
- Enfermedades infecciosas diversas.
Todas las formas de vida superiores requieren un sutil y complejo balance de electrólitos entre el medio intracelular y el extracelular. En particular, el mantenimiento de un gradiente osmótico preciso de electrólitos es importante. Tales gradientes afectan y regulan la hidratación del cuerpo, pH de la sangre y son críticos para las funciones de los nervios y los músculos. Existen varios mecanismos en las especies vivientes para mantener las concentraciones de los diferentes electrólitos bajo un control riguroso.
Tanto el tejido muscular y las neuronas son considerados tejidos eléctricos del cuerpo. Los músculos y las neuronas son activadas por la actividad de electrólitos entre el fluido extracelular o fluido intersticial y el fluido intracelular. Los electrólitos pueden entrar o salir a través de la membrana celular por medio de estructuras proteicas especializadas, incorporadas en la membrana, denominadas canales iónicos. Por ejemplo, las contracciones musculares dependen de la presencia de calcio (Ca2+), sodio (Na+), y potasio (K+). Sin suficientes niveles de estos electrólitos clave, puede suceder debilidad muscular o severas contracciones musculares.
El balance de electrólitos se mantiene por vía oral o, en emergencias, por administración vía intravenosa (IV) de sustancias conteniendo electrólitos, y se regula mediante hormona, generalmente con los riñones eliminando los niveles excesivos.
En humanos, la homeostasis de electrólitos está regulada por hormonas como la hormona antidiurética, aldosterona y la paratohormona. Los desequilibrios electrolíticos serios, como la deshidratación y la sobrehidratación pueden conducir a complicaciones cardíacas y neurológicas y, a menos que sean resueltas rápidamente, pueden resultar en una emergencia médica.
LECTURA
PROPIEDADES
DE LAS SALES
Podemos decir que las sales son compuestos
que se forman cuando un catión (ion metálico o un ion poliatómico positivo)
remplaza a uno o más de los iones hidrógeno de un ácido, o cuando un anión (ion no metálico o un ion poliatómico
negativo) reemplaza a uno de los iones hidróxido de una base. Por consiguiente
una sal es un compuesto iónico formado por un ion con carga positiva (catión) y
un ion con carga negativa (anión). Son ejemplos de sales los compuestos binarios
de cationes metálicos con aniones no metálicos y los compuestos ternarios
formados por cationes metálicos o iones amonio con iones poliatómicos
negativos. En el cuadro N° 1 se presentan ejemplos de sales importantes por su
utilidad.
Cuadro N° 1 Ejemplos
de sales y sus usos
|
SAL
|
USO
|
|
CaSO4●
2H2O (yeso)
|
Material
de construcción
|
|
NaHCO3
(bicarbonato de sodio)
|
Polvo
de hornear, extintores de fuego, antiácido y desodorizante
|
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MgSO4●7H2O
(sales de Epson)
|
Laxante,
lavado de tejidos infectados
|
|
CaCO3
(mármol, piedra caliza)
|
Materia
prima para el cemento, antiácido, para prevenir la diarrea
|
|
NaCl (sal de mesa)
|
Sazonador,
usos industriales
|
|
Na2CO3
|
Usos
industriales
|
|
NaNO3
|
Fertilizantes
y explosivos
|
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Na2S2O3
(tiosulfato de sodio)
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Fotografía
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KCl (Silvita)
|
Fertilizantes
|
|
KBr
|
Medicina
y fotografía
|
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KNO3
|
Fertilizantes
y explosivos
|
En los cuadros N°2 y N°3 se resumen las
propiedades de las sales iónicas.
Cuadro
N°2 Propiedades de los compuestos iónicos
|
Muchos se forman por la combinación de
metales reactivos con no metales reactivos.
|
|
Son sólidos cristalinos.
|
|
Tienen elevadas temperaturas de fusión y
ebullición, ya que las fuerzas actuantes son suficientemente intensas como
para conferir al cristal iónico una elevada estabilidad térmica, por lo que la
destrucción de su estructura requiere el suministro de cantidades apreciables
de energía.
|
|
En estado sólido, los compuestos iónicos no
conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y no
pueden moverse en la red iónica. Al fundirse o al disolverse, se rompe la
estructura cristalina, los iones (cargas eléctricas) quedan libres y pueden
conducir la electricidad.
|
|
En general son solubles, lo son en disolventes como el
agua, pero no en otros disolventes como la gasolina, el benceno o el tetracloruro
de carbono.
|
Cuadro N°3
Temperaturas de fusión de diversos compuestos iónicos
|
Compuesto
|
Temperatura de
Fusión (°C)
|
|
KCl
|
776
|
|
NaCl
|
801
|
|
BaSO4
|
1600
|
Reglas
de solubilidad
Muchos de los compuestos iónicos que
encontramos casi a diario, como la sal de mesa, el bicarbonato para hornear y
los fertilizantes para las plantas caseras, son solubles en agua. Por ello,
resulta tentador concluir que todos los compuestos iónicos son solubles en
agua, cosa que no es verdad. Aunque muchos compuestos iónicos son solubles en
agua, algunos son pocos solubles y otros parcialmente no se disuelven. Esto
último sucede no porque sus iones carezcan de afinidad por las moléculas de
agua, sino por que las fuerzas que mantienen a los iones en la red cristalina
son tan fuertes que las moléculas del agua
no pueden llevarse los iones.
Cuadro N° 4 Reglas de
solubilidad de compuestos iónicos.
|
IONES
|
SOLUBILIDAD EN AGUA
|
|
Amonio NH4+,
sodio Na+ y potasio K+
|
Todas
las sales de amonio, sodio y potasio son solubles
|
|
Nitratos NO3-
|
Todos
los nitratos son solubles
|
|
Cloruros Cl-
|
Todos
los cloruros son solubles excepto AgCl, AgCl2 y PbCl2
|
|
Sulfatos SO42-
|
La
mayor parte de los sulfatos son solubles; las excepciones incluyen SrSO4,
BaSO4 y PbSO4
|
|
Cloratos ClO3-
|
Todos
los cloratos son solubles
|
|
Percloratos ClO4-
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Todos
los percloratos son solubles
|
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Acetatos CH3CO2-
|
Todos
los acetatos son solubles
|
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Fosfatos PO43-
|
Todos
los fosfatos son insolubles, excepto los de NH4+ y los
elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos)
|
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Carbonatos CO32-
|
Todos
los carbonatos son insolubles, excepto los de NH4+ y
los elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos)
|
|
Hidróxidos OH-
|
Todos
los hidróxidos son insolubles, excepto los de NH4+ y
los elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos), Sr(OH)2
y Ba(OH)2, Ca(OH)2 es ligeramente soluble
|
|
Óxidos O2-
|
Todos
los óxidos son insolubles, excepto los de los elementos del grupo IA
(cationes de metales alcalinos)
|
|
Oxalatos C2O42-
|
Todos
los oxalatos son insolubles, excepto los de NH4+ y los
elementos del grupo IA (cationes de metales alcalinos)
|
|
Sulfuros S2-
|
Todos
los sulfuros son insolubles, excepto los de NH4+ y los
elementos del grupo 1A (Cationes de metales alcalinos) y del grupo IIA
(MgS,CaS y BaS son poco solubles)
|
Las reglas de solubilidad del cuadro N°4 son
pautas generales que nos permiten predecir la solubilidad en agua de los
compuestos iónicos con base en los iones que contienen. Si un compuesto contiene
al menos uno de los iones indicados para compuestos solubles en el cuadro
entonces el compuesto es al menos moderadamente soluble. El cuadro muestra
ejemplos que ilustran las reglas de solubilidad, sobre todo la comparación
entre los nitratos, cloruros e hidróxidos de diversos iones metálicos. Por
ejemplo, supongamos que aplicamos las reglas de solubilidad para averiguar si
el NiSO4es soluble en agua. El NiSO4 contiene iones Ni2+
y SO42-. Aunque el Ni2+ no se menciona en la
tabla las sustancias que contienen SO42- se describen
como solubles (con excepción de SrSO4, BaSO4 y PbSO4.
Puesto que el NiSO4 contiene un ion SO42-
que indica solubilidad, predecimos que es soluble. Otros ejemplos son el AgNO3
y el Cu(NO3)2, no todos los nitratos son solubles.
El Cu(OH)2 y el AgOH, como la mayor parte de los hidróxidos, son
insoluble. El CdS el Sb2S3 y el PbS como casi todos los sulfuros, son insolubles;
pero el (NH4)2S es la excepción a la regla ya que es
soluble.
Electrolitos y no electrolitos
“Agua dulce y “agua salada” son ejemplos de
dos soluciones. Una diferencia significativa entre las dos se puede demostrar
con un conductímetro. Que consiste en una fuente de electricidad que puede ser
una batería o un contacto doméstico conectado a un foco. Uno de los cables se
corta y a las dos puntas se les retira el aislamiento. Esto rompe el circuito.
Si no juntamos las dos puntas, el foco no se prende. Si estas puntas separadas
se colocan en agua destilada o en una solución de azúcar en agua, el foco no se
enciende. No obstante, si son colocadas en una solución de sal, el foco se
ilumina. El agua pura y una solución de azúcar en agua no conducen la
electricidad y entonces no completan o cierran el circuito. El azúcar y otros
solutos no conductores se llaman no electrolitos. Una solución acuosa de
cloruro de sodio es un conductor eléctrico, y la sal es clasificada como un
electrolito. ¿Pero como explicamos esta diferencia?
En la figura Nº 1 si se introduce en un vaso con
agua destilada dos electrodos y los conectamos a una fuente de energía como se puede observar:
Figura
N° 1. Electrolitos y no electrolitos
El flujo de corriente eléctrica involucra el
transporte de cargas eléctricas, por consiguiente el hecho de que las
soluciones de cloruro de sodio conduzcan la electricidad nos sugiere que ellas
contienen especies cargadas eléctricamente. Estas especies se llaman iones, del
griego “viajero”. Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua, se rompe en
cationes cargados positivamente Na+
y aniones cargados negativamente Cl-, que se mezclan
uniformemente con las moléculas y se
dispersan por toda la solución. Como los aniones y los cationes están en
libertad de moverse dentro de la solución, ellos son los responsables de
conducir la electricidad, es decir, llevan consigo cargas eléctricas. Te
sorprendería si te decimos que los iones Na+ y Cl- existen tanto en el salero como en la sopa.
Veamos la razón, el cloruro de sodio es un arreglo cúbico tridimensional de
iones sodio y cloruro ocupando posiciones alternas (fig.2.) Estos iones de
carga opuesta se atraen una a otro por medio de enlaces iónicos que mantienen
unido el cristal. En un compuesto iónico tal como el NaCl no existen moléculas
unidas por enlaces covalentes, solo aniones y cationes.
Pero, ¿Por qué ciertos átomos pierden y ganan
electrones para formar iones?
La respuesta involucra a la estructura
electrónica. Un átomo de sodio tiene un solo electrón en su último nivel de
energía. Un átomo de cloro, tiene siete, para ambos, la estabilidad se asocia
con tener ocho electrones en su último nivel “Regla de octeto”.
FIGURA Nº 2 Enlaces
iónicos que mantienen unido el cristal de NaCl
Los compuestos iónicos que se disocian
totalmente (100%) en solución acuosa se conocen como electrolitos fuertes,
mientras que aquellas que se convierten parcialmente en iones en solución, se
conocen como electrolitos débiles.
Los términos catión y anión se derivan de las
palabras griegas ion (viajero), kata (hacia abajo) y ana (hacia arriba).
Solubilidad de los compuestos iónicos
Muchos compuestos iónicos son completamente
solubles en agua. Cuando una muestra sólida es colocada en agua, las moléculas
polares de H2O son atraídas hacia los iones individuales. El átomo
de oxigeno de la molécula de agua tienen una carga neta negativa y es atraído
hacia los cationes. Debido a su carga positiva, los átomos de hidrógeno del
agua son atraídos hacia los aniones del soluto. Los iones son entonces rodeados
por moléculas de agua, los cuales forman una pantalla impidiendo la atracción
de los iones de cargas opuestas. La atracción anión-catión disminuye, mientras
la atracción entre los iones y las moléculas de H2O es considerable.
El resultado es que los iones son jalados fuera del sólido y hacia la solución.
En disolución, los compuestos iónicos se ionizan en sus cationes y aniones. La
siguiente ecuación y la figura Nº 3 representan este proceso para el cloruro de
sodio y agua:
NaCl(s) + H2O (l) Na+ (ac) + Cl-(ac).
FIGURA Nº 3.
Ionización del cloruro de sodio en disolución acuosa
La (ac) en la ecuación indica que los iones
están presentes en solución acuosa. Esto significa que cada ion está rodeado de
una capa envolvente de molécula de agua que conserva separados a los iones de
carga opuesta como se representa en la figura Nº 4
FIGURA Nº 4. Iones en
solución
En la figura se observa la organización de
las moléculas de agua alrededor de los iones con los átomos de oxigeno más
próximos a los cationes y los átomos de hidrogeno más próximos a los aniones.
De esta forma existen los iones en solución.
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL
IDENTIFICACIÓN DE IONES EN EL SUELO
Objetivo: Determinar experimentalmente la presencia de
algunos cationes y aniones en la disolución del suelo.
Materiales: muestra de suelo tamizado, 2 vasos de
precipitados de 250 mL, un embudo, papel filtro, una cuchara cafetera, pizeta
con agua destilada, espátula, varilla de vidrio, tiras de papel pH, 3 tubos de
ensaye rotulados del 1 al 3, ácido nítrico (HNO3) 0.1 M en gotero,
nitrato de plata 0.1 M (AgNO3) en gotero, cloruro de bario 0.1 M (BaCl2)
en gotero, sulfocianuro de potasio 0.1 M (KSCN)en gotero .
Previo a la actividad
se sugiere realizar ensayos empleando disoluciones acuosas de iones: cloruro
(Cl-), sulfato (SO42-) y hierro III (Fe3+)
y la reacción de identificación de carbonatos (CO32-).
|
ion cloruro(ac)
+ ion plata(ac) → cloruro de plata(s)↓ (precipitado)
ion sulfato(ac)
+ ion bario(ac) → sulfato de bario(s)↓ (precipitado)
ion hierro III(ac)
+ sulfocianuro de potasio(ac) →
(rojizo)
carbonatos(s)
+ ácido(ac) → CO2(g)↑
(efervescencia)
|
Al hacer estos
testigos las observaciones serán las esperadas durante el análisis del suelo.
Cabe destacar que, si se presentan diferencias de intensidad del color, estas
se deberán a variaciones en las concentraciones entre el testigo y la muestra a
analizar.
Procedimiento
1. Preparación de la
muestra: coloca 50 mL de agua destilada en un vaso, determina su pH utilizando
una tira de papel pH y anota el resultado. Agrega al vaso una cucharada de
suelo tamizado, agita con la varilla de vidrio durante 3 minutos. Agrega
suficiente ácido nítrico 0.1M hasta que el pH de la disolución sea 1-2. Filtra
la mezcla utilizando el papel filtro y el embudo. Obtendrás una disolución A y
un residuo sólido B.
I. Análisis de la disolución A
2. Identificación
de cloruros (Cl-)
Coloca 2 mL de la
disolución A acidificada en el tubo de ensayo N° 1. Agrega de 4 a 5 gotas de
nitrato de plata 0.1 M y agita, ¿qué observas?
3. Identificación
de sulfatos (SO42-)
Coloca 2 mL de la
disolución A acidificada en el tubo de ensayo N° 2, añade unas 10 gotas de
cloruro de bario 0.1 M, ¿qué observas?
4. Identificación
de ion hierro (III) (Fe3+)
Coloca 2 mL de la
disolución A acidificada en el tubo de ensayo N° 3. Agrega de 3 a 4 gotas de
sulfocianuro de potasio 0.1 M, ¿qué observas’
II. Análisis del residuo sólido B
5. Identificación
de carbonatos (CO32-)
Pasa el residuo
sólido B que quedó en el papel filtro a un vaso de precipitados. Agrega
aproximadamente de 2 a 3 mL de ácido nítrico 0.1
M y observa ¿se forman burbujas?
Anota los datos y
observaciones en una tabla como la siguiente:
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Prueba para iones:
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reacciones testigo
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análisis de muestra
|
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cloruros Cl-
|
|
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sulfatos SO42-
|
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hierro (III) Fe3+
|
||
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carbonatos CO32-
|
|
|
Análisis y conclusiones
1. ¿Hay sales solubles en la muestra de suelo?
2. ¿Qué iones están presentes en la disolución elaborada con la muestra del
suelo? ¿en qué evidencias te basas?
3. ¿Es posible determinar la presencia de iones en la muestra seca de
suelo? Explica tu respuesta.
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