Aula de Química

Todo lo relacionado con la química del agua dulce.
Avatar de Usuario
vaporitto
Mensajes: 1015
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Madrid (España)
CONTACT:

Notapor vaporitto » Mar Nov 18, 2008 11:38 pm

AlbertoSosa escribió:
H2O < > H+ + HO-.

Para hacernos una idea, de cada 555.555.555 moléculas de agua sólo una se disocia.

[.....]

Kw = [H+] * [HO-] = 10^-14; 10^-7 * 10^-7 = 10^-14

Como por cada molécula disociada hay siempre el mismo número de protones e hidroxilos, la concentración de cada uno de los iones será de 10^-7.


Creo que hay una pequeña incongruencia. El producto iónico del agua es Kw=10^-14, por lo que el agua neutra tiene 10^-7, tanto de [H+] como de [OH-], hasta ahí,de acuerdo. Pero eso significa que está disociada una de cada 10.000.000 moléculas ¿no?

Por cierto, nunca lo había pensado hasta ahora, pero sí que es una cantidad enormemente baja. Me tengo que replantear el mecanismo de disolución de las sales. En el mensaje anterior dices que las moléculas de agua (polares) son las que apantallan los iones de las sales disueltas. Yo siempre había pensado que una parte importante de la solubilidad era responsabilidad del los protones e hidroxilos, pero ya veo que no. :salut:

Empezamos a acercarnos a cuestiones interesantes :study:. Espero que no se haya quedado mucha gente por el camino.

Avatar de Usuario
AlbertoSosa
Mensajes: 5750
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Sevilla
CONTACT:

Notapor AlbertoSosa » Mié Nov 19, 2008 9:51 am

vaporitto escribió:Creo que hay una pequeña incongruencia. El producto iónico del agua es Kw=10^-14, por lo que el agua neutra tiene 10^-7, tanto de [H+] como de [OH-], hasta ahí,de acuerdo. Pero eso significa que está disociada una de cada 10.000.000 moléculas ¿no?

Vapo, ¿por qué 10.000.000.?

Cuando tenga un hueco explicaré por qué son 555.555.555 sin ionizar y una ionizada.
Imagen

Saludos. Alberto.

Avatar de Usuario
AlbertoSosa
Mensajes: 5750
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Sevilla
CONTACT:

Notapor AlbertoSosa » Mié Nov 19, 2008 10:58 am

Vapo, pienso que tú estás suponiendo que la concentración molar del agua es 1, y de ahí tu confusión. Efectivamente, si [H2O] fuese 1, habrían 10.000.000 moléculas de agua por cada protón.

Te explico de dónde sale el valor que pongo en el post anterior.

En el agua pura existe una concentración molar de H+ = 10^-7, que se expresa químicamente como [H+] = 10^-7.

Debemos relacionar la concentración molar del agua con la de protones.

El agua es soluto y disolvente en su “disolución”. Para calcular la concentración molar del agua relacionamos los moles que hay en un litro.

El peso molecular del agua es 18 (16 + 1 +1). Un mol de agua pesa 18 gramos. Un litro de agua pura a 25ºC pesa 1000 gramos. Si dividimos el peso de un litro entre el peso de un mol sabremos la cantidad de moles que contiene. 1000/18 = 55,55 moles.

Si conocemos la concentración molar del agua y la concentración molar de protones, lo único que debemos hacer es calcular la relación.

Por cada 55,55 moles de agua en un litro hay 10^-7 moles de H+, también en un litro de agua.

Regla de tres: Si en 55,55 hay 10^-7, ¿cuántos moles de agua habrá por cada mol de protones?. 55,55/10^-7 = x/1; x = 55,55 (periódico)/10^-7; x= 555.555.555. Hay pues 555.555.555 moles de agua por cada mol de H+.

Según Avogadro, un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de moléculas; por tanto el resultado anterior se aplica a moléculas directamente.

¿Aclarado
?.
Imagen


Saludos. Alberto.

Avatar de Usuario
vaporitto
Mensajes: 1015
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Madrid (España)
CONTACT:

Notapor vaporitto » Mié Nov 19, 2008 8:08 pm

Muchas gracias por la explicación. Mi error había sido más sencillo todavía. Había supuesto simplemente que las concentraciones [H+] y [OH-] eran concentraciones en tanto por uno. Ya me parecían suficientemente bajas :mrgreen: .

Pero lo has explicado perfectamente: en un litro de agua hay 55,5555555 moles de H2O y 0,0000001 moles de H+ y OH- y eso es un H+ y un OH- por cada 555.555.555 H2O. (ya es casualidad el numerito).

La molaridad, molalidad y todos sus primos (que son unos cuantos) deben de ser utilísimos para hacer quimica de cocinilla (que es la que nos interesa, en el fondo, si queremos trastear) pero para entender las cosas... Uff :roll:

Espero no estar entreteniendo a la clase con mis dudas. Dicen que por cadad uno que pregunta, hay lo menos diez que tampoco lo han entendido... Gracias por tu paciencia :salut:

Avatar de Usuario
AlbertoSosa
Mensajes: 5750
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Sevilla
CONTACT:

Notapor AlbertoSosa » Mié Nov 19, 2008 8:43 pm

Vapo, a partir de ahora vienen los conceptos más bonitos y más aplicables a nuestra afición.

En la próxima hablaremos de ácidos fuertes, ácidos débiles y sus bases conjugadas y de los tampones ácido/base y de ahí pasaremos, posiblemente en otró tema, al equlibrio carbónico.

¿Hace?.
Imagen


Saludos. Alberto.

Avatar de Usuario
vaporitto
Mensajes: 1015
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Madrid (España)
CONTACT:

Notapor vaporitto » Mié Nov 19, 2008 9:04 pm

AlbertoSosa escribió:Vapo, a partir de ahora vienen los conceptos más bonitos y más aplicables a nuestra afición.

En la próxima hablaremos de ácidos fuertes, ácidos débiles y sus bases conjugadas y de los tampones ácido/base y de ahí pasaremos, posiblemente en otró tema, al equlibrio carbónico.

¿Hace?.


¡Hace! :ditr:

Avatar de Usuario
AbderramanIII
Mensajes: 768
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Sevilla
CONTACT:

Notapor AbderramanIII » Jue Abr 23, 2009 10:05 am

Hola,

lástima que este post no este en un formato imprimible, sería fantástico como libro de consulta para tener a mano. El contenido y el señor ponente lo merecen. No he visto un post como este en ningún foro.

saludos

Avatar de Usuario
Jcsam
Mensajes: 1611
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Elche (ALICANTE)
CONTACT:

Notapor Jcsam » Jue Abr 23, 2009 10:09 am

Hola Abde, si t fijas al principio y final de cada pagina antes y despues de los post d cada una hay un boton con una impresora, esta opcion t muestra el contenido del foro en otra version mas apta para imprimir, otra cosa es q aparte t dediques a copiar y pegar los trozos en un editor de texto para darle el formato q tu quieras, quitar lo q no t guste etc etc

Avatar de Usuario
AbderramanIII
Mensajes: 768
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Sevilla
CONTACT:

Notapor AbderramanIII » Jue Abr 23, 2009 10:21 am

Ah, sí que es verdad.
Gracias hombre, no lo había visto.

saludos

Avatar de Usuario
AlbertoSosa
Mensajes: 5750
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Sevilla
CONTACT:

Notapor AlbertoSosa » Jue Abr 23, 2009 10:30 am

AbderramanIII escribió:Hola,

lástima que este post no este en un formato imprimible, sería fantástico como libro de consulta para tener a mano. El contenido y el señor ponente lo merecen. No he visto un post como este en ningún foro.

saludos

Muchas gracias Abde.

Queda el apartado más interesante para nosotros los acuariófilos. Está hecho y voy a ver si lo coloco en cuanto pueda.

De todas formas tengo todo lo comentado agrupado en un artículo que se está publicando en CAE. Para acceder a la página puedes pinchar en mi firma y una vez dentro de CAE te vas a la sección "Artículos" y allí estan las dos primeras partes. Aún te lo puedo poner más fácil dejándotelo íntegro en formato Word. Para ello necesito tu emilio y de todo aquel que se sienta interesado.
Imagen


Saludos. Alberto.

Avatar de Usuario
AlbertoSosa
Mensajes: 5750
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Sevilla
CONTACT:

Notapor AlbertoSosa » Jue Abr 23, 2009 10:44 am

Ácidos fuertes y ácidos débiles:
Los ácidos fuertes tienen la propiedad de disociarse completamente en disolución acuosa. Tienen el mismo comportamiento que las sales respecto a la ionización. Un ácido fuerte cede al medio acuoso todos sus protones (H+) y todos sus aniones. Los aniones que acompañan a los protones reciben el nombre de “Base Conjugada”.

Los ácidos débiles no se disocian totalmente en disolución acuosa, quedando en ella protones disociados, bases conjugadas disociadas del ácido y moléculas del ácido sin disociar. Cada ácido débil tiene una mayor o menor capacidad de disociación en disolución acuosa. Dicha capacidad está indicada según su constante de acidez o constante de disociación.

Constante de acidez:
La constante de acidez es igual a la concentración molar de protones [H+] en la que las formas ácidas y básicas de un mismo compuesto son idénticas.

Dicha constante se puede expresar según la siguiente ecuación. Ka =[H+]*[A-]/[AH], en donde [A-] es la concentración molar de la base conjugada y [AH] es la concentración molar del ácido sin disociar.

Concepto de pKa:
El pKa se define como el logaritmo decimal de la constante de acidez, con signo cambiado. El pKa es al Ka como el pH es a la concentración molar de protones [H+]. Cuando el pH de una disolución de ácido carbónico y bicarbonato es igual al pKa, las concentraciones son idénticas.

El Ácido Carbónico, responsable del equilibrio que nos ocupa, es un ácido débil. Para todos los ejemplos nos apoyaremos en él y en sus dos bases conjugadas; bicarbonato y carbonato. Para simplificar la exposición se hablará de ácido carbónico (H2CO3) en vez de CO2 + H2O.

El ácido carbónico, al contar con dos protones, disocia el primero dejando libre su primera base conjugada: el bicarbonato. El bicarbonato disocia el protón que le queda dejando libre a la segunda base conjugada del ácido carbónico: el carbonato.

El pKa del ácido carbónico – bicarbonato es igual a 6,35. A pH = 6,35 la concentración molar de H2CO3 es idéntica a la de HCO3-.
El pKa del bicarbonato – carbonato es igual a 10,33. A pH = 10,33 la concentración molar de HCO3- es idéntica a la de CO32-.
Se puede representar dicho equilibrio mediante la siguiente cadena gráfica:

H2CO3 < pK=6,35> HCO3- < pK=10,33> CO32-

Ecuación de Henderson-Hasselbalch:
La ecuación de Henderson-Hasselbalch relaciona la concentración molar de la forma básica de un ácido debil con su forma ácida, respecto al valor de su pKa, en función del valor del pH de la disolución. Con esta ecuación se puede conocer en cada momento la concentración de ácido carbónico y sus dos bases conjugadas. Jugando un poco con ella se aprecia claramente qué le sucede a cada forma cuando modificamos el valor del pH de la disolución.

Imagen

[A-] es la concentración molar de la forma básica y [AH] de la forma ácida.

Con la ecuación por delante se aprecia bastante bien algo que comenté más arriba sobre la definición del pKa. Decía que el pH es igual al pKa cuando las concentraciones de las formas básica y ácida son idénticas. Para que se cumpla en la ecuación, lo que queda detrás del signo + debe tener valor cero (0). El número cuyo logaritmo es igual a 0 es el 1. Para que la fracción tenga valor 1, numerador y denominador han de ser iguales.

Todo el comportamiento del equilibrio carbónico esta apoyado en esta ecuación: Las tablas de relación pH/kH/CO2; las calculadoras de CO2, etc.

Tampones ácido/base:
Los tampones químicos tiene la facultad de evitar oscilaciones bruscas de pH. Están compuestos de un ácido débil y su base conjugada. El tampón será más eficaz cuanto más parecidas sean las concentraciones molares del ácido y de su base conjugada, así como cuanto más altas sean sus concentraciones.

En acuariofilia, el tampón más importante es el carbónico/bicarbonato y cuanto más cerca de 6,35 sea el valor del pH (pH = pKa) del agua, más estable se mantendrá.

Si en el agua no hay presencia de ningún tampón, todos los protones (H+) que se añadan repercutirán directamente en la bajada del pH, sumándose directamente a la concentración inicial.

Ejemplo:
1 litro de Agua no tamponada a pH =6,35.
Adición de 0,01 milimol de CLH (0,01 milimol de H+).
Resultado: 10-6.35 + 10-5 = 10-4; pH = 4.
Con la adición del ácido el pH ha descendido 2,35 unidades de pH.
Hagamos el mismo ejemplo contando con un tampón H2CO3/HCO3- 0,6 milimolar en concentraciones idénticas.

Se aplica la ecuación de Henderson-Hasselbalch; el pH es igual al pKa = 6,35.

Al añadir 0,01 milimol de H+ debemos de operar de la siguiente forma a partir de la misma ecuación. pH = pKa + log [HCO3-]/[H2CO3].
Sustituimos valores conocidos; pH = 6,35 + log 0,6/0,6 (antes de la adición del ácido).

La concentración de H+ se resta al numerador y se suma al denominador: pH = 6,35 + log (0,6 - 10-2/0,6 + 10-2) = 6,35 + log 0,59/0,61 = 6,35 + log 0,9672 = 6,35 + (-0,01448) = 6,3355.
Con la adición del ácido, la disolución ha descendido 0,0145 unidades de pH.

Con los ejemplos aplicados se ve gráficamente la influencia de un tampón en las variaciones de pH de una solución acuosa. Para un mismo agua la diferencia de contar con un tampón o no es muy significativa; concretamente en relación 2,35/0,0145. Exactamente, el agua tamponada es 162 veces más estable que la no tamponada.

Con el ejemplo se aprecia claramente la necesidad de tener en nuestros acuarios, al menos 2º KH; igual al KH empleado en el ejemplo.

Principio de Le Châtelier:
En 1884 el químico francés Henri-Louis Le Châtelier enunció el siguiente principio:

“Si un sistema en equilibrio es perturbado, el sistema evoluciona para contrarrestar dicha perturbación, llegando a un nuevo estado de equilibrio”.

Si se disminuye la concentración de un sistema en equilibrio químico, éste se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición.

El equilibrio carbónico está completamente sujeto al principio de Le Châtelier, de forma que si se aumenta la concentración de la forma ácida, automáticamente el equilibrio se desplaza hacia el lado de las formas alcalinas, por tanto un aumento de la concentración de CO2 hace que aumente, tanto la concentración de bicarbonato como la concentración de carbonato. Para conocer el valor cuantitativo de cada forma tras la modificación de la concentración de una de las partes, basta conocer el pH resultante y aplicar la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

KH (Karbonate Hardness), Dureza Temporal o Dureza de Carbonatos:
Las siglas KH hacen alusión a las palabras alemanas “Karbonate Hardness” o Dureza de Carbonatos. El KH expresa la concentración de bicarbonato/carbonato que hay disuelto en agua. Para un valor del pKa del ácido carbónico/bicarbonato igual a 6,35, cada grado KH contiene 18,578 mg/l de HCO3-, equivalente a una concentración 0,3046 milimolar del anión.

La dureza de carbonatos recibe el nombre de dureza temporal debido a la inestabilidad que presenta ante algunos fenómenos físicos, como la temperatura o la agitación. Un claro ejemplo de la temporalidad de dicha dureza se hace patente con el fenómeno de la “Precipitación Biogénica”, mediante la cual 1 molécula de bicarbonato cálcico se transforma en una molécula de carbonato cálcico (insoluble) más una molécula de CO2 + H2O. El CO2 se pierde y el CaCO3 precipita, con lo cual se retiran del agua dos moléculas de bicarbonato:

Ca(HCO3)2 > CaCO3 + CO2 + H2O

El KH en nuestros acuarios es el responsable de amortiguar oscilaciones de pH ante la llegada de algún agente ácido o alcalino.
Comportamiento del valor del KH en presencia de una sustancia ácida:
Los protones disociados en agua, procedentes de cualquier ácido excepto el carbónico, hacen descender el valor del KH, según la reacción:

HCO3- + H+ = H2CO3 = CO2 + H2O

Cada protón introducido transforma una molécula de bicarbonato en ácido carbónico que se pierde en forma de CO2, bien por evaporación o por el consumo de la vegetación.
Si el ácido añadido es ácido carbónico, no sólo disminuye el KH sino que aumenta en cantidades insignificantes. Este fenómeno se interpreta correctamente haciendo uso del principio de Le Chàtelier y se comprueba con el empleo de la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
Imagen


Saludos. Alberto.

Avatar de Usuario
AbderramanIII
Mensajes: 768
Registrado: Jue Ene 01, 1970 2:00 am
Ubicación: Sevilla
CONTACT:

Notapor AbderramanIII » Jue Abr 23, 2009 10:44 am

Se agradece.

saludos


Volver a

¿Quién está conectado?

Usuarios navegando por este Foro: 1 y 0 invitados