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ESCUELA POLITÉCNICA NACIONAL

Facultad de Ingeniería Eléctrica y Electrónica Ingeniería Electrónica y Control Química General I GR2

Consulta Sistemas Dispersos

Bryan Xavier Lopez Camacho 2017 17 de enero

Sistemas Dispersos INTRODUCCIÓN: Generalidades. Están constituidos por dos o más sustancias puras, unidas físicamente, (mezcladas). Pueden separarse por métodos físicos. Sus componentes conservan sus propiedades. Los sistemas dispersos son mezclas de dos o más sustancias simples o compuestas en donde hay una fase dispersa o discontinua, que en la mayoría de casos esta en menor cantidad, y una fase dispersante o continua, que generalmente interviene en mayor proporción. Estas fases interactúan en menor o mayor grado según el tipo de sistema disperso que conformen. Se Clasifican dependiendo del Tamaño de sus partículas: Soluciones: Las partículas disueltas –soluto- tienen tamaño molecular o iónico, lo cual hace prácticamente imposible observarlas a simple vista. Coloides: Las partículas dispersas son de mayor tamaño que las de soluto en una solución y menores que en las suspensiones. Suspensiones: Son dispersiones en las cuales el tamaño de sus partículas es mayor de 100 nm (1 nm = 10-9m) razón por la cual se sedimentan en reposo. Características de las soluciones El soluto disuelto tiene tamaño molecular o iónico. Cuando son líquidas son transparentes y no dispersan la luz. El soluto permanece distribuido uniformemente en la solución y no se sedimenta con el tiempo. Los medios físicos por los cuales se pueden separar sus componentes son generalmente destilación y evaporación. Las soluciones se clasifican dependiendo del estado físico de las sustancias que las van a formar. La solución tiene el estado físico del solvente. Las soluciones más comunes son acuosas. Ejemplo: Aire (O2 en N2) Solución: Gas Solvente: Gas Soluto: Gas Ilustración 1: Sistemas dispersos en soluciones

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Desarrollo: 

Mezclas homogéneas y heterogéneas Una mezcla es una sustancia que está formada por varios componentes (dos o más), que no pierden sus propiedades y características por el hecho de mezclarse ya que no se produce una reacción química entre ellos. Ejemplos de mezclas pueden ser una ensalada, agua salada (agua y sal), azúcar y sal, etc. Ilustración 2: Tipos de Mezclas

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Mezclas homogéneas: Aquellas mezclas que sus componentes no se pueden diferenciar a simple vista. Las mezclas homogéneas de líquidos se conocen con el nombre de disoluciones y están constituidas por un soluto y un disolvente, siendo el primero el que se encuentra en menor proporción y además suele ser el líquido. Por ejemplo, el agua mezclada con sales minerales o con azúcar, el agua sería el disolvente y el azúcar el soluto. En este grupo sobresalen las siguientes características: o Sus componentes están distribuidos de manera uniforme o Cada porción de mezcla posee idénticas propiedades o Son también llamadas disoluciones químicas Ejemplo: El agua potable es una mezcla homogénea de agua (fase dispersante) y varias sales minerales (fase dispersa). Sin embargo, no vemos las sales que están disueltas; sólo observamos la fase líquida. Entre las mezclas homogéneas se distingue una de gran interés: la solución o disolución química.

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Mezclas Heterogéneas: Aquellas mezclas en las que sus componentes se pueden diferenciar a simple vista. En química aquel material en el que se pueden diferenciar las fases o partes que la componen (varias sustancias o componentes) entre ellos sobre salen una características como son: o o o

Sus componentes no están distribuidos uniformemente Los componentes conservan sus propiedades individuales Entre las mezclas heterogéneas se encuentran las suspensiones y coloides.

Ejemplos:    

Agua y diésel. Agua y gasolina. Agua y gravilla. Agua y aceite.

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Solubilidad de sólidos, líquidos y gases: Solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gr. de disolvente a una temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente. Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada. Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada. La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura. Se trata de procesos en los que el sistema absorbe calor para apoyar con una cantidad de energía extra el fenómeno la solvatación. En otros, sin embargo, la disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. Factores de incidencia: La Temperatura Este factor solo modifica la solubilidad de solutos sólidos y gaseosos, los líquidos no sufren ninguna alteración en su solubilidad, solo hasta que sean miscibles entre si (que se mezclen). En el caso de los sólidos: en general un aumento de la temperatura provocara un aumento de la solubilidad aunque existen casos donde la solubilidad sufre una pequeña variación e incluso casos donde al aumentar la temperatura la solubilidad disminuye. En el caso de los gases: un aumento de la temperatura produce siempre una disminución de la solubilidad y vice-versa. Si se coloca en un recipiente una pequeña cantidad de bebida gaseosa, al ser calentada, se observa inmediatamente una efervescencia derivada del escape de gas (dióxido de carbono) de la solución. Si se calienta agua, esta pierde el aire disuelto en ella. La Presión Este factor no produce alteración alguna en las solubilidades de sólidos y líquidos. La presión modifica considerablemente la solubilidad de un gas y actúa de la siguiente forma: “Un aumento de la presión producirá siempre un aumento de la solubilidad del gas y vice-versa, siempre que la temperatura permanezca constante” (la temperatura también modifica la solubilidad de un gas). Esta modificación se conoce con términos matemáticos como “ley

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de Henry” que dice: “La solubilidad de un gas es directamente proporcional a la presión del gas sobre la superficie del líquido a temperatura constante”. Es to se puede comprobar fácilmente con la siguiente experiencia: Las bebidas y el champagne, contienen un gas disuelto (dióxido de carbono) a una alta presión, sobre todo el champagne, de ahí que al abrirlos se produce una disminución de la presión y el gas escapa violentamente de la solución. Esto se puede evitar un cierto grado enfriando, ya que como uno puede darse cuenta fácilmente en el caso de los gases, su solubilidad varia en forma contraria con la presión y la temperatura. Naturaleza Química del Soluto y el Solvente Este factor podemos tomarlo en términos sencillos en el siguiente sentido: “Una sustancia podrá ser muy soluble en un determinado solvente, pero esto no permite asegurar que lo sea en otros solventes”, para ejemplificar lo dicho, hay que observar la solubilidad del azúcar y el yodo (en g/100g de solvente a 20ºC), utilizando como solventes agua y alcohol. Se puede notar claramente que el azúcar es muy soluble en agua pero poco soluble en alcohol, a su vez el yodo es muy poco soluble en agua pero muy soluble en alcohol. En realidad la “Naturaleza Química” tiene que ver con el tipo de “Unión o Enlace Químico” que posee el soluto y el solvente, esto se puede resumir en la siguiente frase: “Lo semejante disuelve a lo semejante” Curvas de solubilidad Las curvas de solubilidad son la representación gráfica del coeficiente de solubilidad es un coeficiente que se asocia a cada elemento o compuesto en relación con otro y que nos muestra un valor que está en unos varemos entre los que podemos observar la solubilidad. Coeficiente de Solubilidad Los resultados se traducen en las llamadas curvas de solubilidad, que son representaciones gráficas de la solubilidad de un soluto en función de la temperatura. En resumen el coeficiente de solubilidad depende principalmente de: En la solubilidad influyen la naturaleza del soluto, la del disolvente y la temperatura. Se llaman curvas de solubilidad a las representaciones gráficas de la solubilidad de un soluto en función de la temperatura.

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Ilustración 3: Curvas de solubilidad 1

Ilustración 4: Curvas de solubilidad 2

Si se enfría una solución saturada, la solubilidad disminuye y el exceso de soluto cristaliza. En tanto, que la solubilidad de los gases en líquido varía en forma inversa con la temperatura y de forma directa con la presión.

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Soluciones diluidas y concentradas; saturadas y sobresaturadas: Soluciones diluidas: Son aquellas en las que hay muy poca cantidad de soluto disuelto, el solvente puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo es la cantidad de minerales en el agua de mesa: tiene una cantidad muy baja que nos permite asimilarlos correctamente. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. Soluciones Concentradas: Son aquellas en las que hay bastante cantidad de soluto disuelto, pero el solvente todavía puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo podría ser el agua de mar: contiene una gran cantidad de sal disuelta, pero todavía sería posible disolver más cantidad de sal. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.

Ilustración 5: Soluciones diluidas y concentradas

Soluciones Saturadas: Son aquellas en las que no se puede seguir admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede disolver. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta. Lo podemos asociar con el aforo de un cine: si una sala tiene capacidad para 100 personas, éste es el máximo número de personas que podrán entrar. De igual forma, una solución saturada es aquella en la que se ha disuelto la máxima cantidad de gramos de soluto que el solvente puede acoger. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C. Soluciones Sobresaturadas: Son aquellas en las que se ha añadido más soluto del que puede ser disuelto en el solvente, por tal motivo, se observa que una parte del soluto va al fondo del recipiente. La solución que observamos está saturada (contiene la máxima cantidad de soluto disuelto), y el exceso se va al fondo del recipiente. La capacidad de disolver el soluto en exceso aumenta con la temperatura: si calentamos la solución, es posible disolver todo el soluto. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Ilustración 6; Soluciones saturadas y sobresaturadas

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Solutos electrolíticos y no electrolíticos: Los electrolitos son sustancias que en solución acuosa o como sales fundidas conducen la corriente eléctrica. Pueden ser ácidos, HCl, H2SO4, CH3COOH, bases NaOH, Ba(OH)2, NH4OH o sales CH3COONa, NaCl (la sal conduce a 802 °C porque se funde) Además, las reacciones de los electrolitos son más rápidas que las de otros Ilustración 7: Solutos electrolíticos y no electrolíticos: reactivos. Según el grado de disociación que presentan, los electrolitos se dividen en fuertes y débiles. Un electrolito es fuerte cuando en solución se encuentra completamente disociado, mientras que un electrolito es débil cuando sólo está parcialmente disociado. Los electrolitos fuertes son los ácidos y bases minerales, con excepción de los ácidos fosfórico y carbónico, y las sales tanto de ácidos minerales como orgánicos. Son electrolitos débiles los ácidos carboxílicos y las bases orgánicas. Solutos electrolíticos: Las disoluciones acuosas de estas sustancias conducen la electricidad. En disolución estos solutos se disocian en iones. (NaCl). Solutos no electrolíticos: Se caracterizan porque sus disoluciones con conducen la electricidad. Se disuelven como moléculas neutras que no pueden moverse en presencia de un campo eléctrico. (Metanol). Los solutos no electrolitos son en general poco solubles, a excepción de los que pueden formar puentes de hidrógeno (metanol, glucosa, FH, NH3). Los electrolitos son muy solubles debido a las interacciones ion-dipolo. En la solubilidad influyen la presión y la temperatura. En general, la solubilidad de un sólido en un líquido aumenta con la temperatura. Esto se puede explicar recurriendo a factores entrópicos. Cuando existe una diferencia de potencial eléctrico, los cationes positivos se mueven hacia el cátodo (electrodo negativo) y los aniones negativos hacia el ánodo (electrodo positivo) Al llegar a los electrodos los iones reaccionan cediendo electrones (los aniones) o ganándolos (los cationes) para de esta manera conducir la electricidad. Cuando existe una diferencia de potencial eléctrico, los cationes positivos se mueven hacia el cátodo (electrodo negativo) y los aniones negativos hacia el ánodo (electrodo positivo) Al llegar a los electrodos los iones reaccionan cediendo electrones (los aniones) o ganándolos (los cationes) para de esta manera conducir la electricidad.

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Efecto de la temperatura y presión en la solubilidad: Efecto de la temperatura en la solubilidad: La temperatura de la solución afecta la solubilidad de la mayoría de las sustancias. La figura 3 muestra la dependencia entre la solubilidad en agua de algunos compuestos iónicos y la temperatura. Generalmente, la solubilidad de la sustancia sólida se incrementa con la temperatura. La solubilidad de los sólidos en medio acuoso se expresa de acuerdo con la masa de sólido, en gramos, disueltos en 100 mL de agua (g/100 mL H2O), o bien la masa de sólido, en gramos, disueltos en 100 g de agua (g/100 g H2O). El siguiente gráfico muestra la solubilidad en agua de compuestos iónicos en función de la temperatura:

Ilustración 8:Dependencia de la solubilidad con compuestos ionicos

La figura muestra la dependencia de la solubilidad con la temperatura de algunos compuestos iónicos. En la mayoría de los compuestos la solubilidad se incrementa, al aumentar la temperatura, pero en el caso del Ce2(SO4)3 disminuye y NaCl varia en un porcentaje menor. En contraste con la solubilidad de los sólidos, la solubilidad de los gases en agua siempre disminuye al incrementarse la temperatura. Cuando se ha calentado agua en un vaso, se puede observar burbujas de aire que se forman en las paredes del vidrio antes de que hierva, esto significa que la concentración de agua en estado gaseoso disminuye al incrementarse la temperatura. Efecto de la presión en la solubilidad: La presión externa tiene algún grado de influencia sobre la solubilidad de líquidos y sólidos, pero afecta sustantivamente la solubilidad de los gases. Existe una relación que permite cuantificar la solubilidad de los gases y la presión. Esta relación la proporciona la ley de Henry, que establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución. Esta ley la podemos entender desde un punto de vista cualitativo, en donde la cantidad de gas que se disolverá en un solvente depende de cuan a menudo choquen las moléculas del gas con la superficie del liquido, y queden atrapadas por la fase condensada. Cuando se aumenta la presión parcial se disuelve una mayor cantidad

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de moléculas en el solvente, debido a que están chocando con la superficie, como se observa en la figura 4:

Ilustración 9:La presión en la solubilidad de un gas

Dos ejemplos de este efecto, son la disolución de oxigeno molecular (O2) gaseoso en la sangre y el CO2 disuelto en las bebidas gaseosas. 

Unidades de concentración: Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes: a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución) b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución) c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V = (cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución) a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución. 𝑃 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 % = ∗ 100 𝑃 𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. 𝑉 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 % = ∗ 100 𝑉 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. 𝑃 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 % = ∗ 100 𝑉 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

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Molalidad: En primer lugar debemos advertir que Molalidad no es lo mismo que mola ri dad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente. En la Molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos. La definición de Molalidad es la siguiente: 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 =

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒(𝑘𝑔)

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m) Fracción Molar (Xi): Se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución. 𝑥𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 =

𝑥𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒

Molaridad: Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución. 𝑀=

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Normalidad: La concentración normal o normalidad (N), se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución: 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑁= 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 Peso equivalente: Se puede decir que el peso equivalente de un ácido o una base es igual a: 𝑝 − 𝑒𝑞á𝑐𝑖𝑑𝑜−𝑏𝑎𝑠𝑒 =

𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑒𝑛 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 # 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑂𝐻 − ó 𝐻− 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑓𝑒𝑟𝑖𝑑𝑜𝑠

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Hidróxidos El peso equivalente de los hidróxidos representa la cantidad que es capaz de producir por disociación 1 mol de ion hidróxido, OH-. Calcule el peso equivalente del NaOH (M =40 uma)

Ácidos El peso equivalente de los ácidos representa la cantidad capaz de producir 1 mol de protones (H+) en una ionización. Calcule el peso equivalente del HNO3 (peso molecular: M = 63), y peso equivalente de H2SO4 (M = 98) al disolver estos ácidos en el agua. Para el HNO3

Óxidos El peso equivalente de un oxido es aquella cantidad que se produce a partir de 8 partes en masa de O2. Calcule el peso equivalente del siguiente oxido: CaO

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Estequiometria en reacciones en una solución: Titulación y Valoración Valoración de soluciones: También llamada titulación, es método volumétrico para medir la cantidad de una disolución se necesita para reaccionar exactamente con otra disolución de concentración y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo gota a gota la disolución desconocida o un problema' a la otra disolución (disolución valorada) desde un recipiente cilíndrico denominado bureta, hasta que la reacción finaliza. Según el trípode reacción que se produzca, la volumetría será, por ejemplo, volumetría ácido-base, de oxidación-reducción o de precipitación. El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador, como papel de tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada indicador universal. Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se puede medir cuánta cantidad de la otra disolución se necesita para completar la reacción de neutralización, y a partir de ello determinarla concentración de dicha disolución. Para determinar cuánto ion cloruro hay en una disolución se emplea una disolución de nitrato de plata de concentración conocida. Cuando la reacción se completa se forma cloruro de plata insoluble, que aparece en el fondo del líquido como un precipitado blanco. Titulación: Es el proceso de análisis en el que intervienen soluciones tipo. En cada titulación de contarse con algún método para determinar el punto final de la titulación ácido-base, se usan los indicadores químicos como el tornasol y la fenolftaleina. A veces se emplea el color de la solución para indicar el punto final de las reacciones en la titulación de oxidantes y reductores. El método que se use para determinar el punto final de cada titulación no afecta a los cálculos. La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el caso de utilizar un indicador interno, y especificada por la siguiente ecuación de la titulación. NA VA = NB VB A este punto se le llama punto de equivalencia (Umland, 2000, p.139). En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes de ácidos y bases se llama neutralización o reacción de neutralización, la característica de una reacción de neutralización es siempre la combinación de hidrogeniones que proceden del ácido, con hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal. En una expresión como la siguiente expresión: Ácido + Base → Sal + Agua

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Igualación de ecuaciones Es la representación gráfica o simbólica de una reacción química que muestra las sustancias, elementos o compuestos que reaccionan (llamados reactantes o reactivos) y los productos que se obtienen. La ecuación química también nos muestra la cantidad de sustancias o elementos que intervienen en la reacción, en sí es la manera de representarlas. Reacción química Es también llamado cambio químico y se define como todo proceso químico en el cual una o más sustancias sufren transformaciones químicas. Las sustancias llamas reactantes se combina para formar productos. En la reacción química intervienen elementos y compuestos. Un ejemplo de ello es el Cloruro de Sodio (NaCl) o comúnmente conocido como "sal de mesa" o "sal común". La diferencia entre una ecuación y una reacción química es simple: En la ecuación es la representación simbólica lo cual utilizamos letras, símbolos y números para representarla, mientras que en la reacción química es la forma "practica" de la misma (Cuando se lleva a cabo). Balanceo de una ecuación química Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el número de los productos en una ecuación. Lo cual, existen distintos métodos, como los que veremos a continuación Para que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las masas de los productos" Veremos 3 tipos de balanceo de ecuaciones químicas: -

BALANCEO POR TANTEO Para balancear por este o todos los demás métodos es necesario conocer la Ley de la conservación de la materia, propuesta por Lavoisier en 1774. Dice lo siguiente "En una reacción química, la masa de los reactantes es igual a la masa de los reactivos" por lo tanto "La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma"

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BALANCEO POR EL MÉTODO DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Es también denominado "Redox" y consiste en que un elemento se oxida y (hablar de oxidación se refiere a que un elemento pierda electrones y su valencia aumente) el otro se reduce (cuando el elemento gana electrones y su valencia disminuye) para éste método se siguen los siguientes pasos o reglas: 1. Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán valencia cero 2. El hidrógeno tendrá valencia de +1 excepto en hidruros con -1

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3. El oxígeno tendrá valencia de 2- excepto en los peróxidos con -1 4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1 5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2 6. Los alógenos tienen en sus compuestos con aluros oxidación -1 7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos 8. Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su número de oxidación disminuye -

BALANCEO POR EL MÉTODO ALGEBRAICO/MATEMATICO Se siguen los siguientes pasos: 1. Escribir sobre cada molécula una literal, siguiendo el orden alfabético. 2. Enlistar verticalmente los átomos que participan en la reacción 3. A la derecha del símbolo de cada elemento que participa se escribe el número de veces que el elemento se encentra en cada molécula identificada por letra. 4. Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en más de una molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula 5. Se cambia la flecha por un signo igual = 6. Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno 7. Los valores de las letras se obtienen por operaciones algebraicas Oxidante: La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación. Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación Reductor: La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultáneamente disminuye su número de oxidación. Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación

Ilustración 10: Oxidante y Reductor

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Conclusiones:

Las soluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación. “La solubilidad es la medida o magnitud que indica la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de solvente y a una temperatura determinada”. La solubilidad de una sustancia en un líquido dado, depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de la temperatura y de la presión. Las variaciones del valor de la presión atmosférica solo producen cambios despreciables en la solubilidad de los líquidos o de los sólidos en líquidos. En cambio la solubilidad de los gases en los líquidos varía en proporción directa de la presión parcial del gas que se solubiliza. En los sólidos y líquidos la mayoría de las solubilidades aumentan con la temperatura. Los sistemas dispersos están muy relacionados con la nutrición, la digestión y las sensaciones de nuestro organismo; por eso es de gran importancia el estudio de ellos, ya que la gran mayoría de las reacciones químicas que ocurren en él se verifican entre sustancias en disolución. Los sistemas dispersos o dispersiones son una mezcla de dos o más sustancias que se produce cuando una sustancia se distribuye en el seno de otra u otras. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Una mezcla o sistema heterogéneo consta de distintas fases mientras que las mezclas homogéneas están constituidas por una sola fase. Una fase se define como cualquier parte homogénea y físicamente distinta de un sistema, separada de las otras partes del mismo por superficies límites definidas. En una fase dada las propiedades que no dependen de la masa como el índice de refracción, calor específico, la densidad, etc, son constantes.

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Bibliografía: 

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Mezclas: Homogéneas y heterogéneas http://iiquimica.blogspot.com/2006/07/mezclas-homogneas-y-heterogneas.html

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Solubilidad https://www.ecured.cu/Solubilidad#Factores_que_condicionan_o_modifican_la_solubilid ad.

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Curva de solubilidad: https://www.ecured.cu/Curva_de_solubilidad

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Tipos de soluciones y solubilidad: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/62-tipos-de-soluciones-ysolubilidad.html

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Soluciones, electrolitos y no electrolitos: http://apuntescientificos.org/soluciones.html

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Soluciones electrolíticas y no electrolíticas: https://prezi.com/4i5mm6q-g6y_/soluciones-electroliticas-y-no-elecroliticas/

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Solubilidad en Disoluciones Químicas: http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?id=216792

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Unidades de concentración: http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Disoluciones_quimicas.html

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Pesos equivalentes: http://www.fullquimica.com/2012/04/peso-equivalente.html

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Titulación y valoración de soluciones: http://es.slideshare.net/mgomezbd1/valoracin-de-soluciones

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Valoración de soluciones.

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https://es.scribd.com/doc/37294623/VALORACION-DE-SOLUCIONES 

Titulación. http://ciencia-basica-experimental.net/titulacion.htm

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Definición de reactivo limitante http://definicion.de/reactivo-limitante/

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Reactivo limitante y rendimiento http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html

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Oxidación y Reducción: http://clasesdequimica.blogspot.com/2009/06/conceptos-de-oxidacion-y-reduccion.html

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