Ley de Conservación de la Masa o Ley de Conservación de la Materia o Ley Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales Fue elaborada por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Establece un punto muy importante: “En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos”.
Enunciado
"En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Esto tiene una importancia fundamental ya que permite extraer componentes específicos de alguna materia prima sin tener que desechar el resto; también es importante debido a que nos permite obtener elementos puros, cosa que sería imposible si la materia se destruyera". Para resumirlo en pocas palabras, la materia no se crea ni se destruye.
Historia
La combustión, uno de los grandes problemas de la química del siglo XVIII, despertó el interés de Antoine Lavoisier porque éste trabajaba en un ensayo sobre la mejora de las técnicas del alumbrado público de París Comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado del calentamiento, el resultado era igual a la masa antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado masa al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del misterioso flogisto, sino la ganancia de algo muy material: una parte de aire La experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto que si se tiene en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacción química y todos los productos formados, nunca varía la masa.
Para Lavoisier los cambios en las sustancias no producían la creación o destrucción de materia Experimentalmente (utilizó y perfeccionó la balanza) demostró que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. "Durante un cambio químico no existe cambio en la masa de los reactivos al convertirse en productos".
¿El hierro al oxidarse gana masa? ¿La madera al quemarse pierde masa?
En un sistema cerrado (sin intercambiar materiales con el exterior) la masa total de las sustancias existentes no varía aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas.
En las reacciones nucleares (no en las reacciones químicas habituales) hay una relación entre masa y energía:
La masa se puede transformar en energía y la energía se puede transformar en masa, en una relación de:
Por lo tanto de esto se deduce que en reacciones químicas, la masa se conserva, y la manera más fácil de saber esto es pesándolo con una balanza.
T = M / T
lunes, 28 de junio de 2010
balanceo de ecuaciones por el metodo de tanteo
Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies.
Ejemplo :
CaF2 + H2SO4 ® CaSO4 + HF
Ecuación no balanceada
El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.
CaF2 + H2SO4 ® CaSO4 + 2 HF
Ecuación balanceada
Ejemplo :
K + H2O ® KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.
K + 2 H2O ® KOH + H2
Ecuación no balanceada
Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.
K + 2 H2O ® 2 KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.
2 K + 2 H2O ® 2 KOH + H2
Ejemplo :
CaF2 + H2SO4 ® CaSO4 + HF
Ecuación no balanceada
El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.
CaF2 + H2SO4 ® CaSO4 + 2 HF
Ecuación balanceada
Ejemplo :
K + H2O ® KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.
K + 2 H2O ® KOH + H2
Ecuación no balanceada
Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.
K + 2 H2O ® 2 KOH + H2
Ecuación no balanceada
El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.
2 K + 2 H2O ® 2 KOH + H2
balanceo de ecuaciones por el metodo oxido reduccion
http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/Oxido_reduccion.htm
Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.
Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.
Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:
Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.
Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.
Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE OXIDA
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE REDUCE.Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.
Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen
a otras sustancias
Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.
Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.
Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:
Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.
Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.
Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE OXIDA
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE REDUCE.Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.
Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen
a otras sustancias
teoria de la disociacion
La teoría de la disociación electrolítica fue planteada por Svante Arrhenius, en 1887. Pero antes de exponer sus ideas es interesante revisar cómo se pensaba antes que él la expusiera.En teorías anteriores a Arrhenius, para explicar el paso de la corriente por las disoluciones se suponía que las moléculas de una sustancia disuelta, se encontraban en estado eléctricamente neutro, sin carga, y dispuestas en cadenas, que bajo la influencia de la corriente se orientaban, dejando los extremos cargados eléctricamente, que eran los que se iban desplazando por efecto de la corriente misma.Posteriormente, Clausius, en 1857, planteó dudas respecto de estas teorías y supuso que los iones no se formaban por el paso de la corriente eléctrica, sino que ya existían en disolución.Arrhenius proponía que los electrolitos, sustancias que en disolución pemiten el paso de la corriente eléctrica, se disociaban al entrar en disolución, formando iones, en tal proporción que el número de cargas totales de los aniones (iones con carga negativa) era igual que el número de cargas totales de los cationes (iones con carga positiva), es decir, formaban disoluciones eléctricamente neutras.*
Descripción de la teoría: Postula que los electrolitos al entrar en disolución se disocian formando iones en proporción tal que el número de cargas totales de los aniones es igual que el de los cationes, formando disoluciones eléctricamente neutras.Inventor: Svante Arrhenius, en 1887.Consecuencias: Aclaró el paso de la corriente eléctrica por disoluciones y ello permitió sentar las bases para otros conocimientos y también para su aplicación en la vida cotidiana.Evidencia: Existen varios ejemplos, como el caso de la disolución de NaF (fluoruro de sodio). Al disolverse el fluoruro de sodio en agua se disocia en un catión sodio (Na+) y en un anión fluoruro (F-). Se tiene una carga positiva y una negativa.Otras teorías: Existen teorías antecedentes pero fueron superadas por la de Arrhenius
Descripción de la teoría: Postula que los electrolitos al entrar en disolución se disocian formando iones en proporción tal que el número de cargas totales de los aniones es igual que el de los cationes, formando disoluciones eléctricamente neutras.Inventor: Svante Arrhenius, en 1887.Consecuencias: Aclaró el paso de la corriente eléctrica por disoluciones y ello permitió sentar las bases para otros conocimientos y también para su aplicación en la vida cotidiana.Evidencia: Existen varios ejemplos, como el caso de la disolución de NaF (fluoruro de sodio). Al disolverse el fluoruro de sodio en agua se disocia en un catión sodio (Na+) y en un anión fluoruro (F-). Se tiene una carga positiva y una negativa.Otras teorías: Existen teorías antecedentes pero fueron superadas por la de Arrhenius
electrosis
La electrólisis o electrolisis es un proceso para separar un compuesto en los elementos que lo conforman, usando para ello la electricidad.La palabra electrólisis viene de las raíces electro, electricidad y lisis, separación
El proceso consiste en:
Se aplica una corriente eléctrica contínua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo negativo se conoce como cátodo, y el conectado al positivo como ánodo
Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta Así, los iones negativos, o aniones son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo), mientras que los iones positivos, o cationes son atraídos y se desplazan hacia el cátodo (electrodo negativo).
Animación sobre la Electrolísis del Agua.
La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.
En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre éstos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo(-).
En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria
El proceso consiste en:
Se aplica una corriente eléctrica contínua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo negativo se conoce como cátodo, y el conectado al positivo como ánodo
Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta Así, los iones negativos, o aniones son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo), mientras que los iones positivos, o cationes son atraídos y se desplazan hacia el cátodo (electrodo negativo).
Animación sobre la Electrolísis del Agua.
La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.
En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre éstos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo(-).
En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria
sustancias electroliticas Y no electroliticas
sustancia electrolito
limpiador no
cajeta si
capsup si
refresco no
naranja si
chile si
aceite de oliva no
shampoo si
harina no
cloro si
jabon en barra si
mantequilla no
limpiador no
cajeta si
capsup si
refresco no
naranja si
chile si
aceite de oliva no
shampoo si
harina no
cloro si
jabon en barra si
mantequilla no
actividad
¿Que nombre recibe el electrodo positivo?
¿Que nombre recibe el negativo?
a que se le llama electrolito?
a que se le llama no electrolito?
que es un electrolito fuerte?
que es un electrolito debil?
que nombre recibe la particula positiva del electrolito?
que nombre recibe la particula negativo del electrolito?
ionizacion
La ionización es el proceso químico o físico mediante el cual se producen iones, éstos son átomos o moléculas cargadas eléctricamente debido al exceso o falta de electrones respecto a un átomo o molécula neutro. A la especie química con más electrones que el átomo o molécula neutros se le llama anión, y posee una carga neta negativa, y a la que tiene menos electrones catión, teniendo una carga neta positiva. Hay varias maneras por las que se pueden formar iones de átomos o moléculas En ciertas reacciones químicas la ionización ocurre por transferencia de electrones; por ejemplo, el cloro reacciona con el sodio para formar cloruro de sodio, que consiste en iones de sodio (Na+) e iones de cloruro (Cl-). La condición para que se formen iones en reacciones químicas suele ser una fuerte diferencia de electronegatividad entre los elementos que reaccionan o por efectos de resonancia que estabilizan la carga. Además la ionización es favorecida por medios polares que consiguen estabilizar los iones Así el pentacloruro de fósforo (PCl5) tiene forma molecular no iónica en medios poco polares como el tolueno y disocia en iones en disolventes polares como el nitrobenceno (O2NC6H5). La presencia de ácidos de Lewis como en los haluros de aluminio o el trifluoruro de boro (BF3) también puede favorecer la ionización debido a la formación de complejos estables como el [AlCl4-]. Así la adición de tricloruro de aluminio a una disolución del cloruro de tritl (Cl-CPh3), un compuesto orgánico, resulta en la formación del tetracloroaluminato de tritilio ([AlCl4]-[CPh3]+, una sustancia iónica y la adición de cloruro de alumino a tetraclorociclopropeno (C3Cl4, un líquido orgánico volátil) proporciona el tetracloroaluminato de triclorociclopropenilio ([AlCl4]-[C3Cl3]+ como sólido incoloro
modelos de acidos Y bases el modelo de arrhenius
Los ácidos y las bases son compuestos químicos importantes. En la cocina se utilizan para preparar diversos platillos y bebidas y para liberar burbujas de CO2 durante el horneado de pan. La vitamina C por ejemplo es un ácido que es un nutriente esencial en nuestra dieta. El ácido liberado por el estómago facilita la digestión, sin embargo el proceso produce acidez e indigestión. Las bacterias de la boca producen ácidos que pueden disolver el esmalte dental, favoreciendo la producción de caries. En las actividades recreativas nos interesa el grado de acidez en las albercas. Los ácidos son indispensables en la fabricación de detergentes, plásticos y acumuladores para automóviles. Las propiedades ácido-base de las sustancias se encuentran en todas las áreas de nuestra vida. Por ello es importante conocer las propiedades de los ácidos, las bases y las sales.Muchos químicos intentaron responder a una pregunta: ¿Qué es un ácido? Hasta 100 años más tarde se tuvo una buena respuesta y esto fue gracias a cuatro químicos que se dedicaron a la búsqueda de una mejor explicación de los conocimientos propios de la ciencia. Científicos como Svante Arrhenius, Johannes Niclaus Bronsted, Thomas M. Lowry y Gilbert N. Lewis contribuyeron enormemente en lo que es la teoría de los ácidos y bases en las cuales a lo largo del tiempo se han propuesto diferentes modelos de explicación con base en los experimentos de laboratorios que realizaron utilizando un papel indicador de pH llamado papel tornasol.Svante August Arrhenius (1859−1927) fue un químico sueco que nació cerca de Uppsala, que realizó muchas investigaciones que aportaron conocimientos importantes para la química, por ejemplo en temas como la velocidad de las reacciones y su relación con la temperatura y la concentración de las moléculas. Escribió también varias obras sobre física, biología y astronomía.Estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró en el año de 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones de algunas sustancias.La reacción completa sería: HBr + KOH → H2O + KBrEl modelo de Arrhenius fue objeto de críticas. La primera: que el concepto de ácidos se limita a sustancias químicas que contienen hidrógeno y el de base a las sustancias que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica: que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen algunas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua
propiedades Y caracteristicas de los acidos
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base) Algunos ejemplos comunes incluyen al ácido acético (en el vinagre y el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil)Los sistemas ácido/base son diferentes de las reacciones redox en que no hay un cambio en el estado de oxidación Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.
Las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas
Nomenclatura
En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguient.
Sistema de nomenclatura clásico:
Prefijo Anión
Sufijo Anión
Prefijo Ácido
Sufijo Ácido
Ejemplo
per
ato
per
ácido ico
ácido perclórico (HClO4)
ato
ácido ico
ácido clórico (HClO3)
ito
ácido oso
ácido cloroso (HClO2)
hipo
ito
hipo
ácido oso
ácido hipocloroso (HClO)
uro
hidro
ácido ico
ácido clorhídrico (HCl)
Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico En las recomendaciones de nomenclatura IUPAC, simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado sólo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento
Las sustancias químicas que tienen la propiedad de un ácido se les denomina ácidas
Nomenclatura
En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a sus aniones El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguient.
Sistema de nomenclatura clásico:
Prefijo Anión
Sufijo Anión
Prefijo Ácido
Sufijo Ácido
Ejemplo
per
ato
per
ácido ico
ácido perclórico (HClO4)
ato
ácido ico
ácido clórico (HClO3)
ito
ácido oso
ácido cloroso (HClO2)
hipo
ito
hipo
ácido oso
ácido hipocloroso (HClO)
uro
hidro
ácido ico
ácido clorhídrico (HCl)
Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que tome la forma de ácido clorhídrico En las recomendaciones de nomenclatura IUPAC, simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado sólo si el ácido está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento
propiedades Y caracteristicas de las bases
Una base es, en primera aproximación (según Arrhenius), cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH:
KOH → OH− + K+ (en disolución acuosa)
Los conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que pH + pOH = pKw, (Kw en CNPT es igual a 10−14). Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases
La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Svante August Arrhenius
La teoría de Brønsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923 dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH−, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos.
Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. 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. Todas las bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su vez bases de Lewis.
Ejemplos de bases de Arrehnius: NaOH, KOH, Al(OH)3.
Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry: NH3, S2−, HS−.
Finalmente, según Boyle bases son aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades Poseen un sabor amargo característico
No reaccionan con los metales
Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
Azulean el papel de tornasol.
Reaccionan con los ácidos (neutralizandolos)
La mayoría son irritantes para la piel.
Tienen un tacto jabonoso.
Se pueden disolver
Sus atomos se rompen con facilidad
KOH → OH− + K+ (en disolución acuosa)
Los conceptos de base y ácido son contrapuestos. Para medir la basicidad de un medio acuoso se utiliza el concepto de pOH, que se complementa con el de pH, de forma tal que pH + pOH = pKw, (Kw en CNPT es igual a 10−14). Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases
La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Svante August Arrhenius
La teoría de Brønsted y Lowry de ácidos y bases, formulada en 1923 dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH−, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos.
Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. 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. Todas las bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su vez bases de Lewis.
Ejemplos de bases de Arrehnius: NaOH, KOH, Al(OH)3.
Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry: NH3, S2−, HS−.
Finalmente, según Boyle bases son aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades Poseen un sabor amargo característico
No reaccionan con los metales
Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
Azulean el papel de tornasol.
Reaccionan con los ácidos (neutralizandolos)
La mayoría son irritantes para la piel.
Tienen un tacto jabonoso.
Se pueden disolver
Sus atomos se rompen con facilidad
neutralizacion
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene una sal y agua Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua Durante este proceso se forma una sal.
Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas lo que significa que desprenden energía en forma de calor
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido + base → sal + agua
Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pHmetro o la conductimétria.
Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas lo que significa que desprenden energía en forma de calor
Generalmente la siguiente reacción ocurre:
ácido + base → sal + agua
Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar son ácido clorhídrico e hidróxido de sodio), azul de safranina, el azul de metileno, etc. Existen también métodos electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pHmetro o la conductimétria.
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