Presión osmótica

La presión osmótica puede definirse como la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable. La presión osmótica es una de las cuatropropiedades coligativas de las soluciones (dependen del número de partículas en disolución, sin importar su naturaleza). Se trata de una de las características principales a tener en cuenta en las relaciones de los líquidosque constituyen el medio interno de los seres vivos, ya que la membrana plasmática regula la entrada y salida de soluto al medio extracelular que la rodea, ejerciendo de barrera de control.

Cuando dos soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable (membrana que deja pasar las moléculas de disolvente pero no las de los solutos), las moléculas de disolvente se difunden, pasando habitualmente desde la solución con menor concentración de solutos a la de mayor concentración. Este fenómeno recibe el nombre de ósmosis, palabra que deriva del griego osmos, que significa "impulso". Al suceder la ósmosis, se crea una diferencia de presión en ambos lados de la membrana semipermeable: la presión osmótica.

Aumento del punto de ebullición

El aumento o ascenso ebulloscópico es el aumento del punto de ebullición que experimenta un disolvente puro, al formar una disolución con un solutodeterminado.

La magnitud del ascenso ebulloscópico, ATb se obtiene al calcular la diferencia entre la temperatura de ebullición de la disolución y del disolvente puro, ATb y ATb* respectivamente:


ATb = ATb-ATb* 

Es directamente proporcional a la molaridad del soluto, o más precisamente, a la actividad del soluto, según la siguiente ecuación:

aumento ebulloscópico= i x K_b x actividad

§                la actividad se expresa en mol/kg y se obtiene multiplicando la molalidad por el coeficiente de actividad.

§                K_b, constante de aumento ebulloscópico, característica de cada sustancia.

§                i es el factor de van't Hoff (ver Jacobus Henricus van't Hoff), tiene en cuenta la formación de iones en la solución, indica el número de partículas formadas por cada partícula de soluto que pasa a la solución.

(A= Delta) 

Aromáticos.

Se representan con la forma de un hexágono para representar en cada vértice un carbono que juntos hacen una especie de anillo, cada línea doble representa un enlace doble. A este hexágono se le llama Benceno, y una forma de llamar a los aromáticos es diciendo en nombre del radical + Benceno. 

El tolueno es un Benceno con un radical Metil en uno de sus extremos. Para nombrara aromáticos con un radical Metil y otros radicales se toman en cuenta los siguientes criterios:

El punto más cercano al radical se llama Orto y se representa con la letra O, el segundo punto se llama Meta y se representa con letra M, el punto más lejano del radical se llama Para y se representa con la letra P. A continuación de la letra se dice el nombre del radical y finalmente se dice el nombre Tolueno. 

Estireno

Fenilo

Anilina 

Antraceno

Ácidos Carboxílicos.

Son cadenas de carbonos e hidrógenos unidas a través de un carbono a un oxígeno con doble ligadura y a un oxígeno con un hidrógeno con ligadura sencilla. Para nombrarlos se dice primero ácido+ el nombre de la cadena principal + terminación “OICO”.

Amidas.

Son cadenas de carbonos e hidrógenos que están unidas en uno de sus carbonos a un oxígeno con un doble enlace y a un nitrógeno con dos hidrógenos en un enlace sencillo. Se nombra diciendo primero N + nombre del radical + el nombre de la cadena principal con terminación “AMIDA”. 

Aminas.

Son cadenas de carbono y oxígenos que están unidas a un nitrógeno con dos hidrógenos. Para el nombre se dice el nombre de la cadena principal + amina.

Ésteres.

Son cadenas de carbonos unidas a un oxígeno por medio de un enlace doble y con un enlace sencillo a otro oxígeno el cual está unido a otro radical, el cual en ésta ocasión si presenta la terminación “ILO” mientras que el otro radical se nombra con el nombre de la raíz de la cadena + la terminación “OATO” se dice primero el radical con la terminación “oato” y luego el radical “ilo”.

Éteres.

Son dos radicales unidos por un oxígeno con enlace sencillo. Se pueden nombrar diciendo el nombre de los dos radicales + éter o diciendo el nombre de la raíz de la cadena más pequeña+ la terminación “OXI” + el nombre de la cadena que está unida del otro lado.

Cetonas

Son cadenas unidas por medio de un doble enlace en un carbono secundario a un átomo de oxígeno.

Se pueden nombrar con el número de carbono donde se encuentra la cetona + el nombre de la cadena principal + la terminación “NONA” o diciendo los nombres de los dos radicales que parten del carbono que forma parte de la cetona + cetona. 

Aldehídos.

Son cadenas de carbonos e hidrógenos unidas a un radical de carbono con ligadura sencilla a un hidrógenos y doble ligadura a un oxígeno. Tienen terminación “AL”

Alcoholes.

Son cadenas de carbonos e hidrógenos con un radical oxidrilo (OH)

Tiene dos posibles nomenclaturas, la primera es la raíz del nombre de la cadena principal con el sufijo “NOL” , el otro es: Alcohol + raíz del nombre de la cadena + terminación “ílico” 

Alquinos

Son cadenas con enlaces triples y cuya terminación es “ino” para la nomenclatura tiene las mismas reglas que los demás sólo que aquí se le da preferencia a la triple ligadura y por lo tanto se nombran primero las ramificaciones.

Alquenos.

Son compuestos de hidrógeno y carbono que tiene doble ligadura, para la nomenclatura se cuenta a partir del extremo de la cadena principal que esté más cercano a una doble ligadura y se dice el número de la ligadura que sea doble y luego la raíz con la terminación “ENO” 

Radicales Alquilo

Los radicales alquilo son las ramificaciones que se desprenden de una cadena principal. Tiene las mismas raíces que los alcanos, las cuales serán las mismas siempre, con la terminación “il” o “ilo” dependiendo del caso.  Para nombrar una cadena con una ramificación se empieza a contar desde el extremo de la cadena más cercano a la ramificación y se dice el número de carbono en el que está la cadena, seguido de un guión se dice el nombre del radical alquilo y finalmente de dice el nombre de la cadena principal. 

En este caso el A sería 2,3-Dimetil-Pentano. El B sería Hexano. El C sería 2,3-Dimetil-Pentano. El D sería 2-Etil-Pentano.

Química Orgánica

Alcanos

Los Alcanos son cadenas de carbono y de hidrógenos con enlaces covalentes sencillos entre ellas, pueden tener ramificaciones. La nomenclatura se hace poniendo primero el numero de átomos de carbono que tiene la cadena principal, seguido de la terminación “ANO” en el caso de los alcanos.  Las raíces de las 4 primeras cadenas son meta para uno, eta para dos, propa para tres y buta para cuatro. A partir de la quinta cadena se dice penta, hexa, repta, octa etc.

Soluciones

En una solución hay un solvente en mayor abundancia, que es el que disuelve, y un soluto en menor cantidad que es el que se disuelve o es disuelto por el solvente. Pueden darse entre todos los estados de la materia.


La solución puede ser:

• Insaturada, cuando el solvente no ha disuelto la mayor cantidad de soluto que puede.
• Saturada, cuando el solvente llega a su máxima capacidad a TPN de disolver el soluto.
• Sobresaturada, cuando el solvente ha disuelto más soluto del que su capacidad le permite. 

Fórmulas a utilizar: 

%V= Vsoluto/V solución (100) 

Normalidad= #eq-gr soluto/ lts solución.


1 eq-gr ácido= MM ácido/ #de hidrógenos


1 eq-gr sales= MM/ carga positiva


1 eq-gr bases= MM/#OH


P(densidad) = m/V


n= m/MM


Molalidad= n soluto/ kg sovente


Molaridad= n soluto/ lts solución


Fracción mol Xna= na/ na+nb


Delta Tf= Tf0 - Tf     Delta Tf= Kf (molalidad)


Delta Tf= disminución del punto de congelación.


Tf0 = punto de congelación del solvente puro.


Tf= punto de congelación de la solución.


Kf= constante molal del punto de congelación. 

Balanceo de reacciones químicas por método Redox

1.- Determinar los número de oxidación de cada elemento de la reación. 


KMnO4+KCl+H2SO4 - MnSO4+K2SO4+H2O+Cl2
+1+7-2    +1-1 +1+6-2    +2+6-2   +1+6-2  +1-2   0


2.- Se determina cual es el elemento que se reduce y cual se oxida y se hace la semireacción (los que están iguales permanecen iguales).


Mn - Mn
+7    +2
Cl - Cl2
-1      0


3.- Predeterminar quien se reduce y quien se oxida.


Mn - se reduce
Cl -  se oxida 


4.- Se hace un balanceo de cada semireacción, primero respecto a la masa y luego a la carga.


2Cl - Cl2  Mn - Mn


Mn+5é = Mn+7
Cl2+2é = 2Cl+2


5.- Se multiplican cruzados los electrones ganados o perdidos. 


2Mn + 10é - 2Mn
10 Cl - 5Cl2 + 10é


6.- Sumar las dos semireacciones.


2Mn+10Cl+10é - 2Mn+5Cl2+10é


7.- Sustituir los valores encontrados y balancear por tanteo.


2KMnO4+10KCl+8H2SO4 - 2MnSO4+6K2SO4+8H2O+5Cl2

Balanceo de Reacciones por método algebráico

1) Escribir una letra minúscula al lado de cada elemento o compuesto para que represente su coeficiente.


2) Se hace un balanceo atómico por cada elemento de la reacción


3) Se le asigna un valor de 1 a la literal que aparezca en más ecuaciones o que resuelva más ecuaciones.


4) Con el valor encontrado, encontrar el valor de las demás literales. 

Balanceo de Reacciones

Balanceo de Reacciones por Tanteo
En el Balanceo de reacciones la flecha -> significa igual a. Cuando se usa el signo de + no se puede quitar. En la flecha se colocan los catalizadores, estos sirven para modificar la reacción, hacerla más rápida o más lenta, producir la reacción o aumentar producción etc. 


El balanceo consiste en que exista el mismo número de átomos de cada elemento en cada lado de la reacción. ej:


2H2+O2 -> 2H2O
       4H=4H
       2O=2O


Existen 6 tipos de reacciones químicas:


De Síntesis en las que elementos o compuestos sencillos se unen y forman un compuesto más sencillo


De Análisis que son el contrario de las de Síntesis, es decir se descomponen en 2 más compuestos


De Sustitución simple en las que un átomo reemplaza a otro de cualidades similares.


De Óxido-reducción en las se ceden electrones de un reductor a un oxidante


Exotérmicas todas aquellas que desprenden energía.


Endotérmicas todas aquellas que absorbe energía

Fórmula Real

Para obtener la fórmula real simplemente se debe dividir la masa molecular real del compuesto entre la masa molecular obtenida a través de la fórmula empírica. 


En el caso de los gases para obtener su masa molecular real se usa la siguiente fórmula:


MM= mRT/ PV 


donde:
MM= masa molecular     m= masa del compuesto    R es una constante equivalente a: 0.0821atm lts/mol ºK
T= temperatura  P= presión en atmósferas, 1 atm= 760 ml de mercurio     y  V= volumen del gas

Fórmula empírica

Es la mínima relación de elementos que tiene un compuesto y muchas veces la verdadera.

Para: 78.8%Sn con 21.2%O

Paso 1 Se supone un peso de muestra de 100gr con lo que los porcentajes se convierten en masas.

Sn- 78.8%- 78.8gr
O- 21.2%- 21.2gr

Paso2 Se calcula el número de moles de cada elemento dividiendo su masa entre el peso atómico.

78.8gr/118.7 = 0.66 mol
21.2/ 16= 1.32 mol

Paso3 Se determina la relación molar de cada elemento dividiendo el número de moles entre el número de moles menor encontrado.

0.66/0.66= 1
1.32/0.66= 2

Paso4 Se redondean las relaciones molares hasta una décima y si no es posible hacerlo todas las relaciones se multiplican por un valor entero positivo para hacerlas enteras.

Paso5 Se escribe la fórmula empírica con las relaciones encontradas enteras.

SnO2

Composición porcentual

Cálculo de masa, número de moles, número de átomos y moléculas en las fórmulas químicas.
ej: H2O


m= 50gr                               n=m/mm   1mol= 6.023(10@23) moléculas.
mm=18gr/mol
n de moles: ?                        n= 50gr/18= 2.77     2.77(6.023(10@23))= 1.66(10@24) moléculas de H2O
                                                                              (3) 1.66(10@24)= 4.98(10@24) átomos


El porcentaje en peso de un elemento respecto al compuesto se calcula de la siguiente manera: 


%W= (W elemento/W compuesto)(100) 

Masa Molecular

Es un número que indica cuantas veces mayor es la masa de una molécula de un sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Su unidad es la UMA o bien gr/mol. Se determina sumando las masas atómicas relativas es decir la que sale en la tabla, multiplicada por el número de átomos en la molécula. 


ej: masa molecular del CO2 =  C-12 y O-16  entonces 12+16(2) ya que tenemos 2 átomos de oxígeno y el resultado será= 44.


Calcular la masa atómica promedio no es necesario por que la encontramos en la tabla periódica pero en caso de ser necesario de obtiene sacando el promedio de las masas de los alótropos del elemento. Esto se obtiene con la suma de la multiplicación de las masas de los alótropos por su abundancia en la naturaleza. 

¿Cómo calcular el número de Avogadro? 16/08/10

Para determinar el Número de Avogadro se utiliza una reacción de óxido-redución que se realiza en una celda electroquímica. Dicha celda consta de un electrodo de cobre metálico (Cu) que actúa como ánodo (-), donde el cobre (Cu) se oxida y lentamente pasa a solución. La pérdida de peso del electrodo de cobre se relaciona a la cantidad de electrones que dicho metal entrega o cede. La cantidad de electrones cedidos se calcula mediante la cantidad de corriente y el tiempo de circulación de ésta en la celda. Así, relacionando la masa de cobre que pasa a solución y los electrones asociados a dicho proceso, se determina el número de átomos de cobre que se oxidan. Posteriormente se extrapolan esos valores al número de átomos de cobre que tiene 1 mol, que es el Número de Avogadro.
También puede determinarse de manera similar el Número de Avogrado, midiendo el gas hidrógeno (H2) que se desprende desde el cátodo de la celda electroquímica y relacionándolo con el número de moléculas de dicho gas y el volumen que éstas ocupan.


Fórmula de la ecuación del gas ideal:


p V = n R T -------------(1)

su forma equivalente es:

p v = N k T -------------- (2)

Al comparar las dos expresiones anteriores, verás que:

N k = n R -------------- (3)

donde:

n, número de moles del gas en cuestión

R, constante universal de los gases (8.3145 J/gmolK)

N, número de átomos del gas

k, constante de Boltzmann (1.3807 x 10^-23 J/K)


Reordenando la ecuación (3):

N / n = R / k = 8.3145 [J/gmolK] / .3807 x 10^-23 [J/K]

NA = 6.0221 x 10^23 gmol^-1

N / n = NA, Numero de Avogadro.