Plan del II bimestre de química para VI añO






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PLAN DEL II BIMESTRE DE QUÍMICA PARA VI AÑO

Profa Ana Luisa Petit

I-       EL AGUA Y SU IMPORTANCIA

A-    PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA

A.1- APARIENCIA

A.2- DENSIDAD

B-    LA ESTRUCTURA DE LA MOLÉCULA DE AGUA

C-    POLARDAD DEL AGUA

D-    ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO

E-    REACCIONES IMPORTANTES EN LAS QUE SE PRODUCE AGUA

E.1- COMBUSTIÓN

E.2- COMBINACIÓN DE HIDRÓGENO Y IXÍGENO

E.3- PRODUCTO DE LA REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

F-     REACCIONES DEL AGUA

F.1-  HIDRÓLISIS

F.2- REACCIONES CON CIETOS METALES

G-   HIDRATOS

G.1- SUSTANCIAS EFLORESCENTES

G.2- SUSTANCIAS HIGROSCÓPICAS

G.3- SUSTANCIAS DELICUESCENTES

H-    PURIFICACIÓN DEL AGUA

I-       PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

I.1- ESTRUCTURA

I.2-PREPARACIÓN

I.3- PROPIEDADES

I.4- USOS

 

II-     DISOLUCIONES Y COLOIDES

A- FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Y LA VELOCIDAD DE DISOLUCIÓN

A.1- LAS PROPIEDADES DEL SOLUTO Y DEL DISOLVENTE

A.2- LA TEMPERATURA

A.3- LA PRESIÓN

A.4- TAMAÑO D PARTÍCULA

A.5- VELOCIDAD DE AGITACIÓN

B-    TIPOS DE DISOLUCIONES DE ACUERDO AL ESTADO FÍSICO DEL SOLUTO

B.1- GAS EN LÍQUIDO

B.2- UN LÍQUIDO EN LÍQUIDO

AB.3- SÓIDO EN LÍQUIDO

 

C-    TIPOS DE DISOLUCIONES DE ACUERDO A LA CANTIDAD  DEL SOLUTO PRESENTE

C.1- DISOLUCIONES SATURADAS

C.2- DISOLUCIONES NO SATURADAS

C.3 DISOLUCIONES  SOBRESATUADAS

D-    CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

D.1- PORCENTAJE REFERIDO A LA MASA

D.2- PARTES POR MILLÓN

D.3- MOLARIDAD

D.4- NORMALIDAD

D.4.1- RELCIÓN DE MOLARIDAD A NORMALIDAD (FACTOR DE CONVERSIÓN)

D.5- MOLALIDAD

E-    PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES

E.1- ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

E.2- ABATIMIENTO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

E.3- DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR Y LA MASA MOLECULAR

 

III-   COLOIDES Y SUSPENSIONES

A-    EFECTO ÓPTICO

B-    EFECTO DE MOVIMIENTO

C-    EFECTO DE CARGA ELÉCTRICA

D-    EFECTO DE ABSORCIÓN

IV-   ÁCIDOS, BASES Y ECUACIONES IÓNICAS

A-    PROPIEDADES Y DEFINICIÓN DE ÁCIDOS Y BASES

A.1- DEFINICIÓN DE ARRHENIUS

A.2- DEFINICIÓNN DE BRONSTED- LOWRY

A.3- DEFINICIÓN DE LEWIS

B-    FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES

B.1- ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES

B.2- FORMACIÓN DE IONES EN DISOLUCIONES ACUOSAS

B.2.1- IONIZACIÓN DEL AGUA

C-    DISOCIACIÓN Y IONIZACIÓN

D-    REACCIONES DE ÁCIDOS Y BASES

D.1- REACCIÓN DE ÁCIDOS CON LOS METALES

D.2- REACCIONES DE BASES PARA FORMAR COMPUESTOS INSOLUBLES

D.3- REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Y TITULACIONES

 

V-    EQUILIBRIO QUÍMICO E IÓNICO

A-    DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO E IÓNICO

B-    DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN EN EQUILIBRIO

C-    PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.

I-       EL AGUA Y SU IMPORTANCIA

A. Propiedades Físicas Del Agua

1) Estado físico: sólida, liquida y gaseosa
2) Color: incolora
3) Sabor: insípida
4) Olor: inodoro
5) Densidad: 1 g./c.c. a 4°C
6) Punto de congelación: 0°C
7) Punto de ebullición: 100°C
8) Presión critica: 217,5 atm.
9) Temperatura critica: 374°C

Sus constantes físicas sirvieron para marcar los puntos de referencia de la escala termométrica Centígrada. A la presión atmosférica de 760 milímetros el agua hierve a temperatura de 100°C y el punto de ebullición se eleva a 374°, que es la temperatura critica a que corresponde la presión de 217,5 atmósferas; en todo caso el calor de vaporización del agua asciende a 539 calorías/gramo a 100°.

Mientras que el hielo funde en cuanto se calienta por encima de su punto de fusión, el agua liquida se mantiene sin solidificarse algunos grados por debajo de la temperatura de cristalización (agua subenfriada) y puede conservarse liquida a –20° en tubos capilares o en condiciones extraordinarias de reposo. La solidificación del agua va acompañada de desprendimiento de 79,4 calorías por cada gramo de agua que se solidifica. Cristaliza en el sistema hexagonal y adopta formas diferentes, según las condiciones de cristalización.

A consecuencia de su elevado calor especifico y de la gran cantidad de calor que pone en juego cuando cambia su estado, el agua obra de excelente regulador de temperatura en la superficie de la Tierra y más en las regiones marinas.

El agua se comporta anormalmente; su presión de vapor crece con rapidez a medida que la temperatura se eleva y su volumen ofrece la particularidad de ser mínimo a la de 4°. A dicha temperatura la densidad del agua es máxima, y se ha tomado por unidad. A partir de 4° no sólo se dilata cuando la temperatura se eleva,. sino también cuando se enfría hasta 0°: a esta temperatura su densidad es 0,99980 y al congelarse desciende bruscamente hacia 0,9168, que es la densidad del hielo a 0°, lo que significa que en la cristalización su volumen aumenta en un 9 por 100.

Las propiedades físicas del agua se atribuyen principalmente a los enlaces por puente de hidrógeno, los cuales se presentan en mayor número en el agua sólida, en la red cristalina cada átomo de la molécula de agua está rodeado tetraédricamente por cuatro átomos de hidrógeno de otras tantas moléculas de agua y así sucesivamente es como se conforma su estructura. Cuando el agua sólida (hielo) se funde la estructura tetraédrica se destruye y la densidad del agua líquida es mayor que la del agua sólida debido a que sus moléculas quedan más cerca entre sí, pero sigue habiendo enlaces por puente de hidrógeno entre las moléculas del agua líquida. Cuando se calienta agua sólida, que se encuentra por debajo de la temperatura de fusión, a medida que se incrementa la temperatura por encima de la temperatura de fusión se debilita el enlace por puente de hidrógeno y la densidad aumenta más hasta llegar a un valor máximo a la temperatura de 3.98ºC y una presión de una atmósfera. A temperaturas mayores de 3.98 ºC la densidad del agua líquida disminuye con el aumento de la temperatura de la misma manera que ocurre con los otros líquidos.

A.1 APARIENCIA DEL AGUA

El agua químicamente pura es un líquido inodoro e insípido; incoloro y transparente en capas de poco espesor, toma color azul cuando se mira a través de espesores de seis y ocho metros, porque absorbe las radiaciones rojas.

A.2 DENSIDAD DEL AGUA.

Densidad


La densidad del agua líquida es muy estable y varía poco con los cambios de temperatura y presión.

A la presión normal (1 atmósfera), el agua líquida tiene una mínima densidad a los 100 °C, donde tiene 0,958 kg/L. Mientras baja la temperatura, aumenta la densidad (por ejemplo, a 90 °C tiene 0,965 kg/L) y ese aumento es constante hasta llegar a los 3,8 °C donde alcanza una densidad de 1 kg/L. A esa temperatura (3,8 °C) alcanza su máxima densidad (a la presión mencionada). A partir de ese punto, al bajar la temperatura, la densidad comienza a disminuir, aunque muy lentamente, hasta que a los 0 °C disminuye hasta 0,9999 kg/L. Cuando pasa al estado sólido (a 0 °C), ocurre una brusca disminución de la densidad pasando de 0,9999 kg/L a 0,917 kg/L.
B ESTRUCTURA DE LA MOLECULA DEL AGUA.

Estructuralmente, la moléculas de agua está constituida por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxigeno. El en lace entre esto átomos es covalente polar (presentan dos polos: + y - ), pues cada átomo de Hidrógeno tiene necesidad de compartir un electrón y el de oxígeno do electrones, formando enlaces covalentes entre los átomos, y siendo polar porque el átomo más electronegativo atrae el par electrónico con más fuerza y queda desplazado hacia él; se produce así una cierta asimetría en la distribución d las cargas.

estado molecular del agua

C. POLARIDAD DEL AGUA.

La polaridad de la molécula de agua no sólo es consecuencia de su geometría tetraédrica irregular, sino que también de la naturaleza de sus átomos: hidrógeno, el átomo más pequeño de la Química,  y oxígeno, un átomo pequeño, pero principalmente de alta electronegatividad.  Este término denota a los átomos que presentan gran capacidad de atraer electrones de enlace hacia sí.  Por  lo tanto, el átomo de oxígeno de la molécula de agua atrae hacia sí los electrones de los enlaces covalentes con los hidrógenos;  hecho que da lugar a una polaridad de enlace. 

Si la polaridad de enlace se representa por la letra  con su correspondiente signo, entonces la molécula de agua podrá representarse como el dibujo.

agua

D. ENLACE POR PUENTE DE HIDROGENO

Un enlace de hidrógeno es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno). La energía de un enlace de hidrógeno (típicamente de 5 a 30 kJ/mol) es comparable a la de los enlaces covalentes débiles (155 kJ/mol), y un enlace covalente típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular. Estos enlaces pueden ocurrir entre moléculas (intermolecularidad), o entre diferentes partes de una misma molécula (intramolecularidad).[2] El enlace de hidrógeno es una fuerza de van der Waals dipolo-dipolo fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. El enlace de hidrógeno está en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una simple atracción electrostática intermolecular. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.

El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del agua (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros hidruros de calcógenos. El enlace de hidrógeno intramolecular es responsable parcialmente de la estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos.
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/6/6d/quadruple_hydrogen_bond_angewcheminted_1998_v37_p75.jpg/300px-quadruple_hydrogen_bond_angewcheminted_1998_v37_p75.jpg http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/3/35/wikipediahdonoracceptor.png/300px-wikipediahdonoracceptor.png

E. REACCIONES IMPORTANTES EN LA QUE SE PRODUCEN AGUA.
REACCIONES ACIDO BASE.

.

Reacciones Ácido Base

Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:

H2SO4 + 2NaOH  2H2O + Na2SO4

HCL + NAOHN

H2SO4+CA(OH)2CASO4+2H2O

H3PO4+FE(OH)3FE3PO4+H2O

2H3PO4+3FE(OH)FE(PO4)2+H2O

E.1 COMBUSTION

La combustión es una reacción química en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de calor y luz.

En toda combustión existe un elemento que arde y se denomina (combustible) y otro que produce la combustión (comburente), generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso. Los explosivos tienen oxígeno ligado quimicamente por lo que no necesitan el oxígeno del aire para realizar la combustión.

Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. En una reacción completa todos los elementos tiene el mayor estado de oxidación. Los productos que se forman son el dióxido de carbono (CO2) y el agua, el dióxido de azufre (SO2) (si el combustible contiene azufre) y puede aparecer óxidos de nitrógeno (NOx), dependiendo de la temperatura de reacción. En la combustión incompleta los productos que se queman pueden no reaccionar con el mayor estado de oxidación, debido a que el comburente y el combustible no están en la proporción adecuada, dando como resultado compuestos como el monóxido de carbono (CO). Además, pueden generarse cenizas.

El proceso de destruir materiales por combustión se conoce como incineración.

Para iniciar la combustión de cualquier combustible, es necesario alcanzar una temperatura mínima, llamada temperatura de ignición, que se define como, en ºC y a 1 atm, temperatura a la que los vapores de un combustible arden espontáneamente.

La temperatura de inflamación, en ºC y a 1 atm es aquella que, una vez encendidos los vapores del combustible, éstos continúan por si mismos el proceso de combustión.

E.3 produccto de la reacciones de neutralización.

Reacciones de neutralización

En las reacciones de neutralización se hace reaccionar un ácido con una base, con objeto de determinar la concentración de una sustancia ácida o básica en la disolución.

Si tenemos una disolución ácida que contiene una cantidad de ácido desconocida, se puede determinar ésta añadiendo poco a poco una base hasta que se neutralice la disolución.

Una vez que la disolución se ha neutralizado, como la cantidad de base adicionada es conocida, se puede determinar la cantidad de ácido que había en la disolución.

Los productos resultantes de la reacción de un ácido y una base son siempre una sal y agua:

ácido + base  sal + agua

Por ejemplo, la reacción del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio da lugar a la sal cloruro de sodio y agua:

HCl + NaOH  NaCl + H2O

F. REACCIONES DEL AGUA

Reacciones químicas peligrosas con el agua

Metales alcalinos - Grupo 1A


Los elementos metálicos alcalinos del grupo 1 de la Tabla Periódica son todos ellos sólidos que en contacto con el agua provocan la rápida descomposición de ésta para combinarse vigorosamente con el anión (OH) -creando los correspondientes hidróxidos estables y liberando hidrógeno.

Dicha reacción es muy exotérmica.

Influye en la celeridad o violencia de la reacción, además de la temperatura del agua, el grado de subdivisión del sólido, ya que si el elemento está troceado o particulado, la superficie de contacto con el agua es mucho mayor, acrecentándose entonces la peligrosidad.

  • Li Litio

  • Na Sodio

  • K Potasio

  • Rb Rubidio

  • Cs Cesio

Reacción típica

2 K + 2 H2O http://www.siafa.com.ar/notas/nota29/flechad.gif2 KOH + H2

Singularidades

  • El calor de reacción en el caso del potasio es suficiente para inflamar el hidrógeno.

  • El potasio en contacto con el oxígeno del aire genera trazas de hiperóxido potásico (KO2), producto también muy reactivo con el agua (ver peróxidos), por lo que una atmósfera rica en oxígeno acrecienta la peligrosidad del potasio en su reacción con el agua.

  • En el caso del Cesio la reacción de descomposición del agua es capaz de iniciarse a muy baja temperatura (-116 ºC), inflamándose fácilmente también el hidrógeno liberado.

Metales alcalino térreos - Grupo 2A


Los elementos alcalino térreos igual como los alcalinos pero con menor vigorosidad reaccionan exotérmicamente con el agua generando los correspondientes hidróxidos y liberando hidrógeno.

Su reactividad se acrecienta al incrementarse su peso atómico aunque el calor liberado por la reacción no es suficiente para iniciar la combustión del gas inflamable.

  • Mg Magnesio

  • Ca Calcio

  • Sr Estroncio

  • Ba Bario

Reacción típica

Mg + 2 H2 O http://www.siafa.com.ar/notas/nota29/flechad.gifMg(OH)2 + H2

Singularidades

  • El magnesio finamente dividido, en contacto con el agua es susceptible de explotar bajo la acción de un impacto.

  • La acción del calcio sobre el agua puede ser vigorosa particularmente en presencia de cloruro férrico, cloruro de oro o cloruro de platino.

Cinc - Grupo 2B


El cinc en estado de subdivisión y en masa humidificada por vapor de agua da lugar a un desprendimiento de hidrógeno susceptible de inflamarse por el calor de reacción.

Reacción típica

Zn + 2 H2 O http://www.siafa.com.ar/notas/nota29/flechad.gifZn(OH)2 + H2

Singularidad

  • En contacto con el aire y una pequeña cantidad de agua el cinc en polvo reacciona desprendiendo calor suficiente para mantener incandescente el polvo del metal.

Boro y aluminio - Grupo 3B


Tales elementos en estado pulverulento descomponen vigorosamente el agua liberando hidrógeno capaz de inflamarse por el calor de la reacción.

Reacción típica

2 Al + 3H2O http://www.siafa.com.ar/notas/nota29/flechad.gifAl2O3 + 3 H2

Silicio, titanio, circonio y hafnio - Grupo 4 A y B


Estos elementos en un alto grado de subdivisión y en condiciones térmicas especiales reaccionan exotérmicamente con el agua liberando hidrógeno capaz de inflamarse en presencia de un foco de ignición.

  • Si Silicio

  • Ti Titanio

  • Zr Circonio

  • Hf Hafnio

Reacción típica

Ti + 2H2O http://www.siafa.com.ar/notas/nota29/flechad.gifTiO2 + 2H2

Singularidades

  • El Titanio a 700 ºC descompone el vapor de agua, autoinflamándose el hidrógeno liberado.

  • El Circonio y el Hafnio en estado pulverulento, conteniendo bajos porcentajes de humedad (5-10%), son más difíciles de inflamar que secos, pero si se inflaman arden explosivamente proyectando partículas en combustión. El polvo debe contener al menos un 25% de humedad para poder ser manipulado con seguridad

Ácido sulfúrico


Esta sustancia reacciona exotérmicamente y de forma muy violenta al adicionarle agua, provocando proyecciones corrosivas.

Reacción típica

H2 SO4 + H2O http://www.siafa.com.ar/notas/nota29/flechad.gifSO4H2·H2O (monohidrato)

Singularidad

  • La afinidad del SO4H2 por el agua es tan elevada que no sólo la elimina de los materiales que la contienen, si no que con frecuencia elimina también el hidrógeno y el oxígeno de los compuestos, y especialmente si contienen estos elementos en igual proporción a la que están en el agua.
    Por ejemplo el papel y la madera constituidos en su mayor parte por celulosa (C6H10O5)x y el azúcar-sacarosa (C12H22O11) se carbonizan.

http://www.siafa.com.ar/notas/nota29/n237_08.jpg

F.1HIDROLISIS.

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La hidrólisis es una reacción química entre agua y otra sustancia, como sales. Al ser disueltas en agua, sus iones constituyentes se combinan con los iones hidronio u oxonio, H3O+ o bien con los iones hidroxilo, OH-, o ambos (puede decirse que el agua reacciona "rompiendo el compuesto"). Dichos iones proceden de la disociación o autoprotólisis del agua. Esto produce un desplazamiento del equilibrio de disociación del agua y como consecuencia se modifica el valor del pH.

Las sales de los ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por acción del agua, dependiendo, el grado de la reacción, de la debilidad del ácido o de la débilidad de la base. Es decir, cuanto más débil sea el ácido o la base, mayor es la hidrólisis.

G. HIDRATOS.

En química orgánica, un hidrato es un compuesto formado por el agregado de agua o sus elementos a una molécula receptora. Por ejemplo, el etanol, C2—H5—OH, puede ser considerado un hidrato de etileno, CH2=CH2, formado por el agregado de H a un C y OH al otro C. Una molécula de agua puede ser eliminada, por ejemplo mediante la acción de ácido sulfúrico. Otro ejemplo es el hidrato de cloral, CCl3—CH(OH)2, que puede ser obtenido mediante la reacción de agua con cloral, CCl3—CH=O.

Otras moléculas son llamadas hidratos por razones históricas. La glucosa, C6H12O6, se pensó originalmente que respondía a la fórmula C6(H2O)6 y fue identificada como un carbohidrato, pero esto es una descripción de su estructura tal como se la conoce hoy en día. Por otra parte el metanol es a menudo ofrecido como “metil hidrato”, lo que implica una fórmula que es incorrecta ( CH3OH2 ), cuando la fórmula correcta es CH3—OH.

G.1 SUSTANCIAS EFLORESCENTES

Química de la Eflorescencia

Diversas sales han sido encontradas en el análisis de la eflorescencia y, generalmente, son sulfatos y carbonatos de iones alcalinos (sodio y potasio) y alcalino-térreos (calcio y magnesio). Otras sales encontradas son cloruros y nitratos de los mismos iones y de otros menos frecuentes como cromo y molibdeno. En ladrillos de arcillas, de preferencia las sales son sulfatos alcalinos y en productos cementicios se producen principalmente carbonatos y sulfatos. En general, casi el 50% del contenido de estas sales dice relación con Sulfato de Sodio.
G.2 SUSTANCIAS HIGROSCOPICAS.

Higroscopia, es la capacidad de algunas sustancias de absorber o ceder humedad al medioambiente. También es sinónimo de higrometría, siendo esta el estudio de la humedad, sus causas y variaciones (en particular de la humedad atmosférica).

Son higroscópicos todos los compuestos que atraen agua en forma de vapor o de líquido de su ambiente, por eso a menudo son utilizados como desecantes.

Algunos de los compuestos higroscópicos reaccionan químicamente con el agua como los hidruros o los metales alcalinos. Otros la atrapan como agua de hidratación en su estructura cristalina como es el caso del sulfato de sodio. El agua también puede adsorberse físicamente. En estos dos últimos casos, la retención es reversible y el agua puede ser desorbida. En el primer caso, al haber reaccionado, no se puede recuperar de forma simple.

Algunos ejemplos de los compuestos higroscópicos más conocidos son:

G.3 SUSTANCIAS DELICUESCENTES.

Los materiales delicuescentes son sustancias (en su mayoría sales) que tienen una fuerte afinidad química por la humedad y que absorben cantidades relativamente altas de agua si son expuestos a la atmósfera, formando una solución líquida.
Ejemplos de sustancias delicuescentes son: cloruro de calcio, cloruro férrico, cloruro de magnesio, cloruro de zinc, carbonato de potasio, hidróxido de potasio y el hidróxido de sodio.

Debido a su gran afinidad por el agua, estas sustancias suelen ser usadas como desecantes.

H. PURIFICACION DEL AGUA.

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Purificación del agua

Las impurezas suspendidas y disueltas en el agua natural impiden que ésta sea adecuada para numerosos fines. Los materiales indeseables, orgánicos e inorgánicos, se extraen por métodos de criba y sedimentación que eliminan los materiales suspendidos. Otro método es el tratamiento con ciertos compuestos, como el carbón activado, que eliminan los sabores y olores desagradables. También se puede purificar el agua por filtración, o por cloración o irradiación que matan los microorganismos infecciosos.

En la ventilación o saturación de agua con aire, se hace entrar el agua en contacto con el aire de forma que se produzca la máxima difusión; esto se lleva a cabo normalmente en fuentes, esparciendo agua en el aire. La ventilación elimina los olores y sabores producidos por la descomposición de la materia orgánica, al igual que los desechos industriales como los fenoles, y gases volátiles como el cloro. También convierte los compuestos de hierro y manganeso disueltos en óxidos hidratados insolubles que luego pueden ser extraídos con facilidad.

La dureza de las aguas naturales es producida sobre todo por las sales de calcio y magnesio, y en menor proporción por el hierro, el aluminioy otros metales. La que se debe a los bicarbonatos y carbonatos de calcio y magnesio se denomina dureza temporal y puede eliminarse por ebullición, que al mismo tiempo esteriliza el agua. La dureza residual se conoce como dureza no carbónica o permanente. Las aguas que poseen esta dureza pueden ablandarse añadiendo carbonato de sodio y cal, o filtrándolas a través de ceolitas naturales o artificiales que absorben los iones metálicos que producen la dureza, y liberan iones sodio en el agua. Los detergentes contienen ciertos agentes separadores que inactivan las sustancias causantes de la dureza del agua.

El hierro, que produce un sabor desagradable en el agua potable, puede extraerse por medio de la ventilación y sedimentación, o pasando el agua a través de filtros de ceolita. También se puede estabilizar el hierro añadiendo ciertas sales, como los polifosfatos. El agua que se utiliza en los laboratorios, se destila o se desmineraliza pasándola a través de compuestos que absorben los iones.

I.PEROXIDO DE HIDROGENO.

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El peróxido de hidrógeno (H2O2), también conocido como agua oxigenada o dioxidano es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuertemente enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un líquido ligeramente más viscoso que éste. Es conocido por ser un poderoso oxidante.

A temperatura ambiente es un líquido incoloro con sabor amargo. Pequeñas cantidades de peróxido de hidrógeno gaseoso se encuentran naturalmente en el aire. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone rápidamente en oxígeno y agua con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos metales, como el cobre, la plata o el bronce.

El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 a 9%) en muchos productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras áreas, como en la investigación, se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas, como la catalasa.

I.1 ESTRUCTURA


I.2PREPARACION
Procedimiento para la preparación de peróxido de hidrógeno (H2O2) según el procedimiento cíclico a base de antraquinona que comprende: - la hidrogenación catalítica de al menos un derivado de la antraquinona disuelto en una solución denominada de trabajo (WS), comprendiendo al menos un disolvente orgánico polar y al menos un disolvente orgánico no polar; - la oxidación, en la referida solución de trabajo (WS) del o de los derivados hidrogenados disueltos obtenidos, por medio de oxígeno, aire, enriquecido o no en oxígeno o cualquier otro gas que comprenda oxígeno; - la extracción, de dicha solución de trabajo (WS), del peróxido de hidrógeno (H2O2) obtenido, preferentemente mediante extracción con agua desmineralizada; - la regeneración de la referida solución de trabajo (WS); comprendiendo esta regeneración el lavado de la indicada solución (WS) por medio de una solución acuosa alcalina salina (L); - el reciclaje de la referida solución de trabajo (WS) regenerada, mediante la hidrogenación catalítica del o de los indicados de la antraquinona disueltos; caracterizado porque la solución acuosa alcalina (L), que interviene para el lavado de la referida solución de trabajo (WS), es una solución acuosa alcalina de nitrato de sodio (NaNO3).

I.3 PROPIEDADES
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