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• Karol Moris Lopez

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ÍNDICE

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QUÍMICA DE SOLUCIONES

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PARTES DE UNA SOLUCIÓN

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PROPIEDADES

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SOLUBILIDAD

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TIPOS DE SOLUCIONES

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TEORÍA DE DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS

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BASES PRINCIPALES

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IONES

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TEORÍA DE ARRHENIUS

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ÁCIDOS

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BASES

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PH

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REACCIONES ELECTROQUÍMICAS

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BIBLIOGRAFÍAS

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QUIMICA DE SOLUCIONES A la unión de dos o más sustancias se le conoce como combinación; estas combinaciones pueden ser de dos tipos: combinaciones físicas y combinaciones químicas. Las combinaciones químicas se conocen como enlaces químicos; estas combinaciones consisten en la unión de dos o más sustancias, cuyos átomos o moléculas se unen entre sí mediante fuerzas llamadas enlaces químicos, y sólo mediante procedimientos químicos es posible separar tales sustancias combinadas; por ejemplo, al combinar agua (H2O) con cal viva (CaO), entonces se forma el Hidróxido de Calcio. Las combinaciones físicas se conocen como mezclas, las que son de dos tipos: heterogéneas y homogéneas. En las mezclas heterogéneas, las sustancias que se mezclan no se distribuyen uniformemente, por lo que se pueden distinguir ambas sustancias mezcladas; en las mezclas homogéneas, las sustancias mezcladas si se distribuyen uniformemente, y toda la mezcla se observa como si fuese una sola sustancia, es decir, las sustancias no se pueden distinguir una de la otra, pues han formado una sola fase (homogénea).Un ejemplo lo constituyen los perfumes, que contienen agua, alcohol y esencia, y sin embargo ninguna de las tres sustancias puede distinguirse ;a este tipo de mezclas se les denomina disoluciones o simplemente soluciones.

SOLUCIÓN Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Estas sustancias pueden ser sólidas, líquidas y gaseosas. Las soluciones, también llamadas disoluciones, son uniones físicas entre dos o más sustancias que originan una mezcla de tipo homogénea, la que presenta uniformidad en todas sus partes.

PARTES DE UNA SOLUCIÓN (COMPONENTES):  Solvente: sustancia que esta en mayor cantidad en una solución ,y es que disuelve al soluto  Soluto: sustancia que esta en menor cantidad en una solucion , y que es disuelta por el solvente Toda solución está formada por dos partes: el soluto y el solvente. El soluto es la sustancia que se disuelve y que está en menor cantidad en una solución; el solvente es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad y es la que disuelve al soluto. La solución resulta de mezclar el soluto con el solvente, y estas sustancias mezcladas tan solo experimentan un cambio físico, específicamente el solvente. En ocasiones, existe un solvente y varios solutos, y a veces varios solventes y solutos; las partículas del soluto son moléculas o iones y se encuentran dispersas y atrapadas por las moléculas del solvente, que son más abundantes y de mayor tamaño molecular.

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Con respecto al solvente, se reconoce al agua como el solvente universal o más popular; cuando el agua actúa como solvente en las soluciones, entonces estas se denominan "soluciones acuosas”. Sin embargo, no todas las sustancias se disuelven en el agua, sino que lo hacen en otros tipos de solventes (alcohol, etc.), por lo que las soluciones pueden ser acuosas y no-acuosas.

PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES Las soluciones son materia y por lo tanto tienen propiedades, las cuales dependen principalmente de la cantidad de soluto presente en la solución. Estas propiedades reciben el nombre de "propiedades coligativas", entre las cuales están:   

La composición química de la solución es variable. Las propiedades químicas del soluto y del solvente no se alteran cuando se mezclan para formar la solución. Las propiedades físicas de la solución si se alteran, principalmente las del solvente, como por ejemplo el punto de ebullición (aumenta) y el punto de congelación (disminuye).

El agua de mar y el agua azucarada logran hervir a temperaturas mayores que la del agua, ósea a más de 100 oC; y estas mismas soluciones logran congelarse a temperaturas más bajas que la del agua, es decir, menores que O oC.

SOLUBILIDAD La solubilidad es un término que relaciona a las partes de una solución, y se refiere a la capacidad que tiene una sustancia (soluto) para disolverse en otra (solvente). El grado de solubilidad mide la capacidad de un soluto para disolverse en un solvente. Existen solutos que se disuelven muy bien en el agua (sal de mesa, azúcar, etc.), por lo que su solubilidad es alta; sin embargo, sucede lo contrario con otros, que casi no se disuelven en agua (soda, etc.), siendo su solubilidad baja. Un soluto se disuelve mucho mejor cuando:   

La temperatura aumenta. La cantidad de soluto a disolver es adecuada. El tamaño de las partículas es fino.

Respecto a la cantidad del soluto, algunos líquidos, como el agua y el alcohol, tienen la capacidad de disolverse entre ellos mismos y en cualquier proporción. En una solución de sal y agua, puede suceder que, si se sigue agregando sal, se llegue a un punto en el que el agua ya no disolverá más sal, pues la solución estará saturada; esto es, se llega a un punto en que el soluto ya no se disuelve en el solvente, dicho a la inversa, el solvente llega al punto en el que no tiene más capacidad para disolver más soluto. Si a un vaso con agua se le agrega y se le agrega azúcar, el solvente (agua) llegara a un punto en que admitirá más azúcar pero no la disolverá; el exceso de soluto (azúcar) buscara el fondo del recipiente, y cuando esto sucede indica que la solución está saturada. Un mismo soluto muestra varios grados de solubilidad, según sea el tipo de solvente, temperatura y presión; también se afirma que las sustancias que actúan como solutos no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura, y en otros, la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura; también la solubilidad aumenta o disminuye según sea

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la clase de soluto, por ejemplo, la sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero no así el bicarbonato de sodio.

TIPOS DE SOLUCIONES (CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES) Las soluciones se pueden clasificar de dos maneras: según la cantidad de soluto presente en la solución (concentración), y según el tamaño o diámetro de las partículas del soluto (suspensiones, soluciones coloidales y soluciones verdaderas). Las soluciones varían entre sí por su concentración, y una misma clase de solución puede pre sentar diferentes tipos de concentraciones; por ejemplo, si se tienen tres vasos llenos de agua y al primero se le agrega una cucharada de azúcar, al segundo tres cucharadas y al último seis, entonces se está ante una misma clase de solución (agua azucarada) y tres diferentes tipos de concentración. En base a la cantidad de soluto presente en las soluciones, estas se clasifican en: a) Solución diluida o insaturada. Es aquella en la que existe mucho menos soluto y mucho más solvente. b) Solución saturada. Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto que el solvente puede diluir o deshacer, por lo tanto, cualquier cantidad de soluto que se añada no se disolverá; la solución sigue teniendo menos soluto y más solvente. c) Solución sobre-saturada. Las cantidades extras de soluto agregadas a la solución saturada ya no se disuelven, por lo que se dirigen hacia el fondo del recipiente (precipitado). Hay exceso de soluto, pero siempre hay más solvente. d) Solución concentrada. Es aquella cuya cantidad de soluto es mayor que la del solvente.

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN La concentración de una solución es la cantidad de soluto que hay en una solución. Las cantidades del soluto y del solvente se pueden relacionar entre sí, con el propósito de establecer la proporción en que se encuentran ambos dentro de una solución; en otras palabras, en una solución habrá una cierta cantidad de soluto disuelta por una cierta cantidad de solvente, lo que se puede calcular mediante el empleo de ciertas formulas sencillas. La cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de solvente o solución puede indicarse o expresarse de diferentes modos:     

En partes por millón (ppm). mg/l ;mg/kg En porcentaje (porcentaje de soluto presente por cada 100 partes de solución) En molar (moles de soluto por litro de solución, o sea molaridad). En molal (moles de soluto por kilogramo de solvente, o sea molalidad). En equivalente-gramo por litro (Normalidad).

La concentración se puede expresar en dos formas diferentes: a) usando cantidades físicas: porcentaje en masa (%m/m),porcentaje masa en volumen (% m/v), partes por millón p.p.m. b) usando cantidades químicas: molaridad, molalidad, normalidad

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TEORÍA DE DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA Se refiere a la separación de la molécula de un electrolito en sus átomos constituyentes. La disociación de electrones es la separación de un compuesto en sus iones en la solución entrante. La disociación electrolítica ocurre como resultado de la interacción del soluto y del solvente.

Resultados realizados en espectroscopios indican que esta interacción es principalmente química en naturaleza. Adicionalmente a la capacidad de solvatación de las moléculas solventes y la constante dieléctrica del solvente, una propiedad macroscópica, también juega un rol importante en la disociación electrolítica. La teoría clásica de la disociación electrolítica fue desarrollada por S. Arrhenius y W. Ostwald durante la década de 1880.Está basada en la presunción de la disociación incompleta del soluto, caracterizado por el grado de disociación, que es la fracción de las moléculas del electrolito que se disocian. El equilibrio dinámico entre las moléculas disociadas y los iones es descrito por la ley de acción de masa. Existen varias observaciones experimentales que apoyan esta teoría, incluyendo: los iones presentes en los electrolitos sólidos, la aplicación de la Ley de Ohm, la reacción iónica, el calor de la neutralización, las propiedades anormales coligativas, y el color de la solución, entre otros.

TEORÍA DE DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA Esta teoría describe las soluciones acuosas en términos de ácidos, los cuales se disocian para ofrecer iones de hidrógeno, y bases, que se disocian para ofrecer iones de hidroxilo. El producto de un ácido y una base es sal y agua. Esta teoría fue expuesta en 1884 para explicar las propiedades de las soluciones electrolíticas. También es conocida como teoría iónica.

BASES PRINCIPALES DE LA TEORÍA Cuando se disuelve un electrolito en agua, se separa en dos tipos de partículas cargadas: una cargando una carga positiva y la otra con una carga negativa. Estas partículas cargadas son llamadas iones. Los iones cargados positivamente son llamados cationes y los que están cargados negativamente son referidos como aniones. En su forma moderna, la teoría asume que los electrolitos sólidos están compuestos por iones que se mantienen unidos por las fuerzas electroestáticas de la atracción.

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Cuando un electrolito es disuelto en un solvente, estas fuerzas son debilitadas y luego el electrolito pasa por una disociación en iones; los iones son disueltos. El proceso de separar las moléculas en iones de un electrolito es llamado ionización. La fracción del número total de moléculas presentes en la solución como iones es conocido como el grado de ionización o grado de disociación. Este grado puede ser representado por el símbolo α. Se ha observado que todos los electrolitos no se ionizan al mismo nivel. Algunos son casi ionizados por completo, mientras que otros son ionizados débilmente. El grado de ionización depende de varios factores.Los iones presentes en la solución constantemente se re-unen para formar moléculas neutrales, creando así un estado de equilibrio dinámico entre las moléculas ionizadas y las no ionizadas. Cuando una corriente eléctrica es transmitida a través de la solución electrolítica, los iones positivos (cationes) se mueven hacia el cátodo, y los iones negativos (aniones) se mueven hacia el ánodo para descargarse. Esto quiere decir que la electrólisis ocurre.

SOLUCIONES ELECTROLÍTICAS Las soluciones electrolíticas siempre son neutrales por naturaleza ya que la carga total de un conjunto de iones siempre es igual a la carga total del otro conjunto de iones. Sin embargo, no es necesario que el número de los dos conjuntos de iones siempre deban ser iguales. Las propiedades de los electrolitos en la solución son las propiedades de los iones presentes en la solución. Por ejemplo, una solución ácida siempre contiene iones H+ mientras que la solución básica contiene iones OH- y las propiedades características de las soluciones son aquellas con iones H- y OH- respectivamente. Los iones actúan como moléculas hacia la depresión del punto de congelación, elevando el punto de ebullición, bajando la presión de vapor y estableciendo la presión osmótica. La conductividad de la solución electrolítica depende en la naturaleza y el numero de iones cuando la corriente es cargada a través de la solución por el movimiento de iones.

LOS IONES La teoría clásica de disociación electrolítica es aplicable solo a soluciones diluidas de electrolitos débiles. Los electrolitos fuertes en las soluciones diluidas virtualmente están completamente disociados; consecuentemente la idea de un equilibrio entre iones y moléculas disociadas no tiene importancia. De acuerdo a los conceptos químicos, los pares de iones y los agregados mas complejos son formados en soluciones de electrolitos fuertes en concentraciones medias y altas. Los datos modernos indican que los pares de iones consisten de dos iones de carga opuesta en contacto o separados por una o mas moléculas solventes. Los pares de iones son eléctricamente neutrales y no participan en la transmisión de electricidad.

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En las soluciones relativamente diluidas de electrolitos fuertes, el equilibrio entre iones individualmente disueltos y pares de iones pueden ser descritos aproximadamente en una manera similar a la teoría clásica de disociación electrolítica por la disociación constante.

FACTORES RELACIONADOS CON EL GRADO DE IONIZACIÓN El grado de ionización de una solución electrolítica depende de los siguientes factores:  Naturaleza del soluto: cuando las partes ionizables de la molécula de una sustancia son unidas por lazos covalentes en vez de lazos electrovalentes, menos iones son suministrados en la solución. Estas sustancias son determinadas electrolitos débiles. Por su lado, los electrolitos fuertes son casi completamente ionizados en la solución.  Naturaleza del solvente: la función principal del solvente es debilitar las fuerzas electrostáticas de atracción entre dos iones para separarlos. Se considera al agua como el mejor solvente.  Dilución: la capacidad de ionización de un electrolito es inversamente proporcional a la concentración de su solución. Por lo tanto, el grado de ionización aumenta con el incremento de dilución de la solución.  Temperatura: el grado de ionización aumenta con el incremento de la temperatura. Esto se debe a que a temperaturas mas altas, la velocidad molecular aumenta, sobrepasando las fuerzas de atracción entre los iones.

TEORÍA DE ARRHENIUS La teoría de la disociación electrolítica fue enunciada en el año de 1884 por S. Arrhenius (investigador sueco) y desarrollada posteriormente por Ostwald. Arrhenius estableció que las moléculas de ciertas sustancias llamadas electrolitos se disocian en disolución, en partículas con carga eléctrica llamadas iones. La disociación no es completa por lo tanto se produce un equilibrio entre las moléculas no disociadas y los iones formados en la disociación. Por ejemplo, al disolverse en agua, ácido acético, se produce el equilibrio: CH3 COOH = CH3 COO-+H+ Entre las moléculas de CH3 COOH sin disociar, los iones acetato e hidrógeno, producidos por las moléculas disociadas. De este modo, aparecen en la disolución iones, que conducen la corriente al moverse en la disolución, atraídos por los electrodos. La carga de los iones, de un átomo que forman los radicales de los electrolitos, es igual a su valencia. Es negativa para los no metales, y positiva para los metales. Los iones actúan independientemente unos a otros así como de las moléculas no disociadas y constituyen partículas distintas con propiedades químicas y físicas características. La disociación de un electrolito es un proceso reversible, ya que en los iones originados se unen a su vez para formar de nuevo las moléculas del correspondiente compuesto. Ácido es toda sustancia que conteniendo hidrógeno cede hidrogeniones (H+) cuando está en disolución acuosa. Base es toda sustancia que conteniendo grupos OH sede iones hidróxido (HO-) cuando se encuentra en disolución acuosa

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ÁCIDOS Los ácidos son sustancias puras que, en disolución acuosa, poseen un sabor característico. Este sabor nos es familiar por tres ácidos orgánicos que nos son bien conocidos: el ácido acético, presente en el vinagre; el ácido cítrico, presente en los frutos cítricos (limón, naranja, pomelo), y el ácido málico, presente en las manzanas. En química inorgánica existen dos tipos de ácidos: a) Ácidos binarios o hidrácidos, constituidos por un no metal (aunque no todos los no metales forman hidrácido) e hidrógeno. b) Ácidos ternarios u oxácidos, constituidos por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Todos los ácidos contienen hidrógeno, pero el hecho de que una sustancia contenga hidrógeno no significa que deba tratarse necesariamente de un ácido. La reacción de síntesis de los hidrácidos se ajusta al siguiente esquema: No metal + hidrógeno------ hidrácido Mientras que los de los oxácidos se forman según la reacción Óxido ácido + agua-----oxácido El más conocido de los hidrácidos es el ácido clorhídrico que es el responsable de la acidez del jugo gástrico, mientras que entre los oxácidos es muy conocido el ácido sulfúrico que es el principal responsable de la lluvia ácida, tan perjudicial para los bosques. Características de los ácidos:   

  

El ión hidrogeno (H+) es constituyente especial de todos ellos. Poseen un sabor agrio.-ácido. Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno (como en el Zn) anaranjado de metilo se torna a color rojo; en unaa solución de azul de tornasol colorean de rojo y con la fenolftaleína no produce coloración alguna. Algunas otras conducen la electricidad en disolución acuosa. Generalmente son corrosivos. Reaccionan con las bases produciendo sales.

Bases Una base es, en primera aproximación (según Arrehenius), cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio. La teoría de Bronsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923, dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Según la Teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones. El ion OH−, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. 

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PROPIEDADES QUÍMICAS DE LAS BASES: 

     

Las bases fueron caracterizadas, en un principio, por oposición a los ácidos. Eran sustancias que intervenían en aquellas reacciones en las que se conseguía neutralizar la acción de los ácidos. Cuando una base se añade a una disolución ácida elimina o reduce sus propiedades características. Otras propiedades observables de las bases son las siguientes: Tienen un sabor amargo característico. Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen la electricidad. Colorean de azul el papel de tornasol. Reaccionan con los ácidos para formar una sal más agua Cambian de color a los indicadores tratados previamente con ácidos. Anulan ("neutralizan") el efecto de los ácidos.

TIPOS DE BASES: Según las teorías, las bases se clasifican en:  

Bases de Bronsted: Son compuestos capaces de captar un protón. Ejemplo, OH-. Bases de Lewis: Son compuestos con pares de electrones sin compartir, que pueden captar un par de electrones para formar un enlace.

Con respecto al equilibrio ácido-base, se clasifican en:  

Fuertes, que son aquéllas que en solución se disocian completamente. Como NaOH. Las bases fuertes tienen una reacción mucho menos potente, pero el grado de destrucción es visible Débiles, en solución se ionizan parcialmente. como NH3.

PH Una explicación del PH es que es la efectividad del hidrógeno. La p viene de la palabra poder. La H por supuesto es el símbolo de el elemento hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión exponente iónico o mejor conocido como “Potencial de Hidrógeno”. A medida que el potencial de liberar iones de hidrógeno incrementa en una sustancia el valor del pH será menor. Es así como a mayor grado de acidez la lectura del pH será más baja. El PH se mide en soluciones acuosas, extractos, en productos con consistencia sólida o también en el cuerpo humano. También es importante que para hacer una medición correcta debe darse una humedad suficiente del objeto medido. Las soluciones con un PH inferior a 7 reaccionan de manera ÁCIDA, con un valor de PH 7 son neutras. En soluciones con PH SUPERIOR A 7 reaccionan de manera BÁSICA. El valor de PH se determina por medio de indicadores o aparatos de medición digitales.

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ESCALA DE PH La escala del pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución sería neutral. La escala del pH es logarísmica, significando que los valores separando cada unidad no son iguales en la escala por el contrario incrementan de manera proporcional a la distancia a la que se encuentren de la mitad de la escala el punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad. Indicadores Los indicadores son sustancias colorantes que cambian su color en un rango de PH determinado. El uso de tiras de pruebas o papeles indicadores han constituido las variantes de menor precisión al respecto. Con los aparatos de medición digitales se obtiene una determinación rápida y correcta.

Un indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al añadirse a una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio químico que es apreciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse. Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varía mucho según el tipo de valoración y el indicador.

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TIPOS DE INDICADORES a) Indicadores ácido-base. Son ácidos orgánicos débiles (i. ácidos) o bases orgánicas débiles (i. básicos) que presentan un marcado cambio de color dentro de un intervalo de pH (v.) definido y relativamente estrecho, atribuido a una disociación del i. Si consideramos un i. básico (IOH) y un i. ácido (IH). b) Indicadores de oxidación-reducción. Cuando en las reacciones de oxidaciónreducción (v.) el agente oxidante o reductor no presenta diferencias de color entre ninguna de sus formas, es necesaria la utilización de un i. de naturaleza orgánica o inorgánica que cambie de color en un determinado intervalo de potencial de oxidación reducción, siempre que se opere en ciertas condiciones de acidez. También se utilizan i. que actúan oxidándose o reduciéndose por la acción de un ligero exceso del agente oxidante o reductor, observándose así un cambio de coloración en el punto final de la reacción. c) Indicadores de precipitación. Este tipo de i. es utilizado en las valoraciones volumétricas de precipitación, en las que es necesario determinar con precisión el punto de equivalencia, es decir, el instante en que el reactivo y la sustancia que se valora se hallen en proporción estequiométrica. Aunque la determinación del punto final de la valoración puede hacerse por medios electrométricos, en la práctica son preferidos los métodos visuales, entre los cuales cabe distinguir aquellos en que se forma un compuesto soluble de color característico en el punto de equivalencia, o bien un segundo precipitado de color característico. También son de destacar los i. que son absorbidos superficialmente por el precipitado, una vez alcanzado el punto de equivalencia, presentando distinto color antes y después de ser absorbidos. Tal es el caso de ciertos colorantes de la serie de la fluoresceína y de la rodamina. (V. ABSORCIÓN Y ADSORCIÓN).

REACCIONES ELECTROQUÍMICA Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

ELECTROQUÍMICA Parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas

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reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica. Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

REACCIONES REDOX Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella. En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potencio métrico. En dichas reacciones la energía liberada de una reacción espontánea se convierte en electricidad o bien se puede aprovechar para inducir una reacción química no espontánea. AJUSTE DE ECUACIONES REDOX Las reacciones electroquímicas se pueden ajustar por el método ión-electrón donde la reacción global se divide en dos semirreacciones (una de oxidación y otra de reducción), se efectúa el ajuste de carga y elemento, agregando H+, OH−, H2O y/o electrones para compensar los cambios de oxidación. Antes de empezar a balancear se tiene que determinar en que medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.

CELDA ELECTROQUÍMICA Es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. XVIII.

Esquema de la Pila de Daniell. El puente salino (representado por el tubo en forma de U invertida) contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl contamine los otros contenedores. Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se

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efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda.1 En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:   

Reacción anódica Zn(s)= Zn 2+ (ac) + 2 eReacción Catódica Cu2+ (ac) + 2e- = Cu(s) Reacción total Zn (s) + Cu2+ (ac) = Zn2+ (ac)+ Cu (s)

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería: Zn(s)/Zn2+ (ac)//Cu2+(ac)/Cu(s) Este diagrama está definido por: ánodo --> cátodo Electrodo negativo/electrolito // Electrolito/electrodo positivo (el / indica flujo de electrones y el // significa puente salino) La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble línea vertical representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo.

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%. El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas (micropilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve totalmente.

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BIBLIOGRAFÍA :

https://www.monografias.com/trabajos97/soluciones-quimicas/solucionesquimicas.shtml#formasdeea https://www.lifeder.com/teoria-disociacion-electrolitica/ http://brckquimica104a.blogspot.com/2010/11/teoria-de-arrhenius-la-teoria-de-la.html https://www.ecured.cu/Electroqu%C3%ADmica https://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/acidosbases/arrhenius.ht ml

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