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PH

En 1909 el químico danés Sørensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logarítmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

\mbox = -\log_ \left[ \mbox_ \right]

Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ión hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ión hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H⁺] = 1×10^-7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que : pH = -log[10^-7] = 7 El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo las disoluciones con pH menores a 7 ácidas, y las tiene pH mayores a 7, básicos. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = -log(...) También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH^-. Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH^- y H⁺, tenemos que: :K_w = [H⁺][OH^-]=10^-14 en donde [H⁺] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH^-] la de iones hidróxido, y K_w es una constante conocida como producto iónico del agua. Por lo tanto, :log K_w = log [H⁺] + log [OH^-] :-14 = log [H⁺] + log [OH^-] :pOH = -log [OH^-] = 14 + log [H⁺] Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH. En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medida del pH

iones El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno. También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.

Cálculo del pH de algunas soluciones acuosas

El valor de PH de una solución puede ser estimado si se sabe la concentración de iones H+. Algunos ejemplos:
- Solución acuosa de Ácido clorhídrico (HCl) 0,1M: Este es un ácido fuerte, por eso se encuentra completamente disociado y se encuentra lo suficientemente diluido para que la actividad sea próxima de la concentración. Así [H⁺]=0,1 M y PH=-log[0,1]=1.
- Solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) 0,1M: Esta es una base fuerte, por eso se encuentra completamente disociada y se encuentra suficientemente diluida para que la actividad sea próxima de la concentración. Así [OH^-]=0,1 M y pOH=-log[0,1]=1. Luego PH=14-1=13.
- Solución acuosa de ácido fórmico (HCOOH) 0,1M: Este es un ácido débil, que no está completamente disociado. Por ello se debe determinar primero la concentración de H⁺. Para ácidos débiles se debe tener en cuenta la constante de disociación del ácido: Ka = [H⁺][A^-] / [HA] La constante de disociación del ácido fórmico tiene un valor de Ka = 1,6 × 10⁻⁴. Así, considerando que [A^-]es igual a x, [HA] ha de ser la parte que no se disoció, o sea 0,1-x. Si despreciáramos la ionización del agua, concluimos que la única fuente de H⁺ es el ácido, así [H⁺]=[A^-]. Sustituyendo las variables se obtiene:

1.6\times 10^ = \frac

La solución es [H⁺]=x=3,9×10⁻³. A través de la definición del PH, se obtiene PH=-log[3,9×10⁻³]=2,4.

Véase también

- Acidemia
- Equilibrio ácido-base
- Alcalosis

Enlaces externos

- [http://www.chembuddy.com/?left=pH-calculation&right=toc Cálculo del pH] PH ja:水素イオン指数 ko:수소 이온 농도 simple:PH

1909

Siglo: Tabla anual siglo XX (siglo XIX - siglo XX - siglo XXI) Década: Años 1870 - Años 1880 - Años 1890 - Años 1900 - Años 1910 - Años 1920 - Años 1930 Años: 1904 1905 1906 1907 1908 - 1909 - 1910 1911 1912 1913 1914 ----

Acontecimientos:

- 20 de diciembre - La reivindicación del descubrimiento del Polo Norte por Frederick Cook es rechazada por una comisión de expertos.
- España - Semana Trágica, en Barcelona.

Arte y literatura

- Jacinto Benavente - Los intereses creados.

Ciencia y tecnología

- Geiger - Contador de partículas.
- Hendrik Lorentz - Teoría de los electrones.
- Lenin - Matearialismo y empiriocriticismo.

Música

- Enrique Granados - Goyescas.

Nacimientos:

- 1 de enero - Dana Andrews, actor
- 15 de mayo - James Mason, actor británico.
- 22 de enero - Sithu U Thant, diplomático birmano y Secretario General de las Naciones Unidas.
- 1 de julio - Juan Carlos Onetti, escritor uruguayo.
- 30 de junio - Juan Bosch, presidente de la República Dominicana.
- 7 de septiembre - Elia Kazan, director de cine y novelista estadounidense.
- 18 de octubre - Norberto Bobbio, filósofo, escritor y teórico político italiano
- 28 de octubre - Francis Bacon, pintor británico.
- Isaiah Berlin, filósofo anglo-letón.
- Héctor José Campora, político y presidente de Argentina.
- Benny Goodman, músico estadounidense.
- Andrei Gromyko, diplomático soviético.
- Gene Krupa, músico estadounidense.
- Malcolm Lowry, novelista británico.
- Golo Mann, historiador alemán.
- Kwame Nkrumah, presidente de Ghana.
- Guillermo León Valencia, político colombiano.
- Simone Weil, escritora francesa.
- Eudora Welty, escritora estadounidense.
- Lester Young, músico estadounidense.

Fallecimientos:

- 22 de enero - Richard August Carl Emil Erlenmeyer, químico alemán.
- 18 de mayo - Isaac Albéniz, compositor español.
- 16 de octubre - Jakub Bart-Ćišinski poeta sorabo.
- 25 de octubre - Clorinda Matto de Turner escritora, poetisa y periodista peruana.
- Miguel Juárez Celman, presidente de Argentina.
- Ruperto Chapi, compositor español.
- Peter Collier, editor estadounidense.
- Cesare Lombruso, médico italiano.
- Charles McKim, arquitecto estadounidense.
- George Meredith, escritor estadounidense.
- Caran d'Ache, dibujante francés.
- Frederic Remington, artista estadounidense.

Premios Nobel

- Física - Guglielmo Marconi, Carl Ferdinand Braun
- Química - Wilhelm Ostwald
- Medicina - Emil Theodor Kocher
- Literatura - Selma Lagerlöf
- Paz - Auguste Marie François Beernaert, Paul Henri Benjamin Balluet d'Estournelles, baron de Constant de Rébecque ---- Si realiza alguna aportación en este sentido, le rogamos que consulte previamente la sección de plantillas de cronología, para así lograr una coherencia entre todos los autores. Categoría: Siglo XX ja:1909年 ko:1909년 ms:1909 simple:1909 th:พ.ศ. 2452

Dinamarca

El Reino de Dinamarca, o Dinamarca es un país en la península de Jutlandia al norte de Europa, que forma parte de la Unión Europea (UE). El territorio del país bordea el Mar Báltico y el Mar del Norte, en una península y varias islas al norte de Alemania y al sudeste de Suecia.

Historia

Artículo principal: Historia de Dinamarca El origen de Dinamarca está perdido en la prehistoria. Pero la Dannevirke (muralla) más antigua data del siglo VII, al igual que el nuevo alfabeto rúnico. Dinamarca fue unificada por Haroldo Dienteazul (Harald Blåtand) alrededor de 980. En el siglo XI los vikingos daneses atacaron en la mayor parte de Europa Occidental, llegando a controlar parte de Inglaterra (el Danelaw), y fundando otros estados, como el Ducado de Normandía. Posteriormente, Dinamarca ha controlado ocasionalmente Noruega, Suecia, Islandia, parte de las Islas Vírgenes, parte de la costa del Báltico y lo que es ahora el norte de Alemania. Escania, la región meridional de la actual Suecia, fue parte de Dinamarca durante la mayor parte de su historia temprana, pero fue perdida y cedida a Suecia en 1658. La unión con Noruega fue disuelta en 1814, cuando Noruega ingresó en una nueva unión con Suecia (hasta 1905). También ha controlado las Islas Feroe y Groenlandia, dominio que continúa en la actualidad, ambas en régimen de autonomía. En movimiento liberal y nacional danés llego a su cumbre en la década de 1830, y después de de las revoluciones europeas de 1848 Dinamarca se convirtio en una monarquía constitucional el 5 de junio de 1849. Después de la Guerra de los Ducados en 1864 Dinamarca fue forzada a ceder Schleswig-Holstein a Prusia, en una derrota que dejo hondas marcas en la identidad nacional danesa, por lo que el país adoptó una política de neutralidad, que mantuvo durante la Primera Guerra Mundial. El 9 de abril de 1940, Dinamarca fue invadida por la Alemania Nazi (Operación Weserübung) y permaneció ocupada durante la Segunda Guerra Mundial, a pesar de alguna resistencia interna. Tras la guerra, Dinamarca se convirtió en miembro de la OTAN, y en 1973 miembro de la Comunidad Económica Europea, que años después se transformó en la Unión Europea.

Gobierno y Política

Artículo principal: Gobierno y política de Dinamarca En 1849 Dinamarca se convirtió en una monarquía constitucional con la adopción de una nueva constitución. La monarquía es, formalmente, la cabeza del estado, un papel que es más ceremonial que real, ya que el poder ejecutivo está en manos del consejo de ministros, con el Primer Ministro actuando como “primero entre iguales” (primus inter pares). El poder legislativo lo comparten el Gobierno y el Parlamento danés, conocido con el nombre de Folketing, compuesto por no más de 179 miembros. Las Cortes de Dinamarca son funcional y administrativamente independientes del ejecutivo y la legislatura. Las elecciones al parlamento se deben celebrar cada cuatro años como mínimo; pero el primer ministro puede convocar elecciones anticipadas si así lo decide. El parlamento puede también realizar una moción de censura contra el primer ministro; si la moción de censura prospera, el gobierno en pleno presenta la dimisión.

Organización político-administrativa

moción de censura Artículo principal: Organización político-administrativa de Dinamarca

Geografía

Artículo principal: Geografía de Dinamarca Situación geográfica: 8 Grados O hasta 15 Grad O / 54 Grados N hasta 58 Grados N Montaña más alta: Møllehøj 170,86 m Punto más bajo: Lammefjord -7 m Isla más grande: Seeland (7104 km²) Las ciudades más grandes: Copenhague, Århus, Odense, Aalborg, Frederiksberg y Esbjerg La península Jutlandia forma la parte de terra firme de Dinamarca. Se extiende unos 300 km desde la frontera alemana con Schleswig-Holstein hacia el norte. Su costa oeste está protegida por dunas y bancos de arena de las tempestades en el mar del norte. Las 406 islas se encuentran en el mar Báltico que forma también la frontera este de Jutlandia. Sólo 80 de estas islas están habitadas. La altura media de Dinamarca es de tan sólo 7 m por encima del nivel del mar. El paisaje danés fue formado en gran parte por los glaciares que cubrían por completo esta zona. En las idas y venidas de las masas de hielo se acumularon colinas de material arenoso Hoy en día un cinturón de estas colinas separa el este del oeste de Jutlandia. Al este de Jutlandia, separado por el estrecho del "pequeño Belt", se encuentra la isla Fionia y en su lado sureste sigue la isla de Langeland ("tierra larga"), algo más pequeña. Más allá del "gran Belt" está la isla de Selanda con la capital Copenhague. Más al este está la isla granítica Bornholm. Además se encuentran bajo mandato de Dinamarca Groenlandia y las islas Feroe. Las últimas fueron gobernadas por Noruega desde 1035 hasta 1814. El clima de Dinamarca está marcado por la situación norteña y la corriente del golfo. A menudo soplan vientos moderados a fuerte del oeste. Para la zona los veranosson frezcos y los inviernos cálidos. Hay suficientes precipitaciones durante todo el año. La vegetación autóctona está formada por bosques de árboles con hoja caduca. En las reforestaciones estos están desplazados cada vez más por coníferas y abetos. La mayor parte de los bosques se utiliza como protección contra los vientos y para evitar la pérdida de tierra y arena por el lado del mar del norte. A parte de ciervos y venado no se han conservado animales mayores en los bosques de Dinamarca. Sin embargo hay una fauna importante y variada de aves. La contaminación ambiental es la principal amenaza para la fauna danesa en las zonas acuáticas cerca de las costas y en los lagos y ríos del interior. Como recursos naturales se encuentran en Dinamarca petróleo, gas natural, pescado, sal y roca caliza. En Dinamarca se hallan tres sitios declarados patrimonio de la humanidad: Las colinas de tumbas, las runas y la iglesia de Jelling, la catedral de Roskilde y el castillo de Kronborg cercano a Helsingør.

Economía

Artículo principal: Economía de Dinamarca La moderna economía de mercado de Dinamarca permite que exista una agricultura de alta tecnología, unos altos niveles de bienestar, una moneda estable y una alta dependencia de los mercados exteriores. Dinamarca es un exportador nato de productos alimenticios y energía y tienen una balanza de pagos positiva. Un 75% de los trabajadores daneses pertenece a algún sindicato dentro de la Confederación Danesa de Sindicatos. Las relaciones entre los sindicatos y la patronal son de cooperación. Los convenios laborales que fijan los horarios de trabajo y los salarios se negocian entre la patronal y los sindicatos, con una mínima implicación del gobierno (por ejemplo, no existe un salario mínimo). El gobierno ha sido capaz de igual o superar los criterios económicos de convergencia necesarios para entrar en la unión económica y monetaria de la Unión Europea. Sin embargo, Dinamarca, en un referéndum realizado en septiembre de 2000, decidió no adoptar el euro como moneda.

Demografía

Artículo principal: Demografía de Dinamarca La mayoría de la población de Escandinavia desciende de pequeños grupos de inuit de Groenlandia, habitantes de las islas Feroe e inmigrantes. De acuerdo con las estadísticas oficiales, en 2003 los inmigrantes eran un 6,2% del total de la población. El danés se habla en todo el país aunque un pequeño grupo cercano a la frontera alemana habla también el alemán. De acuerdo con las estadísticas oficiales de enero del 2002, un 84,3% de los daneses son miembros de la iglesia del estado, la Iglesia del Pueblo Danés (Den Danske Folkekirke), conocida también como Iglesia de Dinamarca, una forma de Luteranismo; el resto son principalmente cristianos. Un 3% de la población es musulmana.

Cultura

Artículo principal: Cultura de Dinamarca El danés más conocido es probablemente Hans Christian Andersen, un escritor famoso principalmente por sus cuentos de hadas, como por ejemplo El patito feo y El traje nuevo del emperador. Otros daneses famosos son:
- Niels Bohr, físico.
- Tycho Brahe, astrónomo.
- Karen Blixen, también conocida como Isak Dinesen, autora.
- Søren Kierkegaard, filósofo existencialista.
- K E Løgstrup, filósofo cristiano
- Bertel Thorvaldsen, escultor.
- Lars von Trier, director de cine.
- Safri Duo, dúo de música electrónica, formada por Uffe Savery y Morten Friis

Deportes

50px en los Juegos Olímpicos

Enlaces externos

- [http://www.denmark.dk Gobierno de Dinamarca]
- Categoría:ONU Categoría:OTAN Categoría:Países Categoría:Unión Europea fiu-vro:Taani als:Dänemark ja:デンマーク ko:덴마크 ms:Denmark simple:Denmark th:ประเทศเดนมาร์ก zh-min-nan:Dan-kok

Hidrógeno

El hidrógeno es un elemento químico de número atómico 1. A temperatura ambiente es un gas diatómico inflamable, incoloro e inodoro y es el elemento químico más ligero y más abundante del Universo, estando las estrellas durante la mayor parte de su vida formadas mayormente por este elemento en estado de plasma. Aparece además en multitud de substancias, como por ejemplo el agua y los compuestos orgánicos y es capaz de reaccionar con la mayoría de los elementos. El núcleo del isótopo más abundante está formado por un solo protón. Además existen otros dos isótopos: el deuterio, que tiene un neutrón y el tritio que tiene dos. En laboratorio se obtiene mediante la reacción de ácidos con metales como el zinc e industrialmente mediante la electrólisis del agua, aunque se están investigando otros métodos en los que intervienen las algas verdes. El hidrógeno se emplea en la producción de amoniaco, como combustible alternativo y recientemente para el suministro de energía en las pilas de combustible.

Características principales

El hidrógeno es el elemento químico más ligero, estando su isótopo más abundante constituido por un único par protón-electrón. En condiciones normales de presión y temperatura forma un gas diatómico, H₂ con un punto de ebullición de tan sólo 20,27 K (-252,88 ºC) y un punto de fusión de 14,02 K (-259,13 ºC). A muy alta presión, tal como la que se produce en el núcleo de las estrellas gigantes de gas, las moléculas mudan su naturaleza y el hidrógeno se convierte en un líquido metálico (ver hidrógeno metálico). A muy baja presión, como la del espacio, el hidrógeno tiende a existir en átomos individuales, simplemente porque es muy baja la probabilidad de que se combinen, sin embargo, cuando esto sucede pueden llegar a formarse nubes de H₂ que se asocian a la génesis de las estrellas. Este elemento tiene una función fundamental en el universo, ya que mediante la fusión estelar (combinación de átomos de hidrógeno del que resulta un átomo de helio) proporciona ingentes cantidades de energía.

Aplicaciones

Industrialmente se precisan grandes cantidades de hidrógeno, principalmente en el proceso de Haber para la obtención de amoniaco, en la hidrogenación de grasas y aceites y en la obtendión de metanol. Otros usos que pueden citarse son:
- Producción de ácido clorhídrico, combustible para cohetes, y reducción de minerales metálicos.
- El hidrógeno líquido se emplea en aplicaciones criogénicas, incluyendo la investigación de la superconductividad.
- Empleado antaño por su ligereza como gas de relleno en globos y zepelines, tras el desastre del Hindenburg se abandonó su uso por su gran inflamabilidad.
- El tritio se produce en las reacciones nucleares y se emplea en la construcción de bombas de hidrógeno. También se emplea como fuente de radiación en pinturas luminosas y como marcador en las ciencias biológicas.
- El deuterio se emplea en aplicaciones nucleares como moderador, como constituyente del agua pesada. El hidrógeno puede emplearse en motores de combustión interna. Una flota de automóviles con motores de este tipo es mantenida en la actualidad por Chrysler-BMW. Además, las pilas de combustible en desarrollo parece que serán capaces de ofrecer una alternativa limpia y económica a los motores de combustión interna. Ver: Energías renovables en Alemania

Historia

El hidrógeno (del francés Hydrogène, a su vez del griego hydor, agua y gennasin, generar) fue reconocido como un elemento químico en 1776 por Henry Cavendish; más tarde Antoine Lavoisier le daría el nombre por el que lo conocemos.

Abundancia y obtención

El hidrógeno es el elemento más abundante, constituyendo el 75% de la masa y el 90% de los átomos del universo. Se encuentra en abundancia en las estrellas y en los planetas gigantes gaseosos, sin embargo, en la atmósfera terrestre se encuentra tan sólo una fracción de 1 ppm en volumen. La fuente más común de hidrógeno es el agua, compuesta por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H₂O). Otras fuentes son la mayor parte de los compuestos orgánicos, incluyendo todas las formas de vida conocidas, los combustibles fósiles y el gas natural. El metano, producto de la descomposición orgánica, está adquiriendo una creciente importancia como fuente de hidrógeno. El hidrógeno se obtiene de distintas formas:
- Electrólisis del agua; actualmente se investiga la fotólisis del agua.
- Reformado de hidrocarburos con vapor de agua.
- Ataque de metales con hidróxido sódico, potásico.
- Ataque de metales (Zn y Al) con ácidos sulfúrico o clorhídrico.

Compuestos

El hidrógeno tiene una electronegatividad intermedia (2,2) por lo que puede formar compuestos en los que sea el elemento con mayor o menor carácter metálico. Tanto con los elementos metálicos de los grupos 1 y 2 como con los no metales de los grupos 15, 16 y 17 forma hidruros. Con los primeros está presente en forma de H^- mientras que en los segundos está presente como ión H⁺, por lo que éstos últimos tienen carácter ácido. Algunos compuestos binarios son amoniaco (NH₃), hidracina (N₂H₄), agua (H₂O), agua oxigenada (H₂O₂), sulfuro de hidrógeno (H₂S), etc. Con el carbono (elemento del grupo 14) forma una inmensa cantidad de compuestos, los hidrocarburos y derivados que son el objeto de estudio de la química orgánica.

Formas

En condiciones normales, el gas hidrógeno es una mezcla de dos tipos de hidrógeno diferentes en función de la dirección del espín de sus electrones y núcleos. Estas formas se conocen como orto- y para-hidrógeno. El hidrógeno normal está compuesto por un 25% de la forma para- y un 75% de la forma orto-, la considerada "normal", aunque no pueda obtenerse en estado puro. Ambas formas tienen energías ligeramente diferentes, lo que provoca que sus propiedades físicas no sean idénticas; así por ejemplo, la forma para- tiene puntos de fusión y ebullicicón 0,1 K más bajos que la forma orto-.

Isótopos

El isótopo más común del hidrógeno, también llamado protio, no posee neutrones, existiendo otros dos, el deuterio (D) con uno y el tritio (T), radiactivo con dos. El deuterio tiene una abundancia natural comprendida entre 0,0184 y el 0,0082% (IUPAC). El hidrógeno es el único elemento químico que tiene nombres, y símbolos químicos, distintos para sus diferentes isótopos.

Precauciones

El hidrógeno es un gas extremadamente inflamable. Reacciona violentamente con el flúor y el cloro, especialmente con el primero, con el que la reacción es tan rápida e imprevisible que no se puede controlar. También es peligrosa su despresurización rápida, ya que a diferencia del resto de gases, al expandirse por encima de -40ºC se calienta, puediendo inflamarse. El agua pesada es tóxica para la mayoría de las especies, aunque la dosis mortal es muy grande.

Enlaces externos

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/H/index.html WebElements.com]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/H.html EnvironmentalChemistry.com]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele001.html Es Elemental]
- [http://www.hforo.org/ El hidrógeno como combustible] Categoría:Elementos químicos ja:水素 ko:수소 ms:Hidrogen simple:Hydrogen th:ไฮโดรเจน

Ión

En química, se conoce como ion a un átomo o una molécula cargados eléctricamente, debido a que ha ganado o perdido electrones de su dotación normal, lo que se conoce como ionización. También suele llamársele molécula libre. Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo). La palabra "ion" proviene del griego ion, participio presente de ienai "ir", de ahí "el que va". "Anión" y "catión" significan: Anión:"El que va hacia arriba". Catión:"El que va hacia abajo". "Ánodo" y "cátodo" son: Ánodo:"El camino hacia arriba". Cátodo:"El camino hacia abajo". (hodos=camino, vía). Para simples electrones en el vacío, existen constantes físicas asociadas con el proceso de ionización. La energía necesaria para quitarle electrones a un átomo se denomina energía de ionización y el potencial eléctrico equivalente (es decir, la energía dividida por la carga de un único electrón) se conoce como el potencial de ionización. Estos términos también se emplean para describir la ionización de las moléculas y los sólidos, pero los valores no son constantes debido a que la ionización puede resultar afectada por la temperatura, la química y la geometría local. Categoría:Química ja:イオン ko:이온 ms:Ion simple:Ion

PHmetro

: Indicador de pH

Indicador de pH

Sustancia química que cambia su color al cambiar el pH de la disolución donde está disuelto. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación / desprotonación de la especie. Los indicadores ácido / base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Su uso es amplio: Se utiliza sobre todo para valoraciones ácido / base en química analítica, y para medir el pH de una disolución, aunque de forma cualitativa, ya que es impreciso. Los mas conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de 3,1 - 4,4, de un color rojo a uno naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Los indicadores de pH tienen una constante de protonación,

K

, que informa sobre el desplazamiento de la reacción de protonación de la forma básica del indicador.

K=\frac

Se dice que el cambio de color de un indicador es apreciable cuando la concentración de la forma ácida o de la forma básica es superior o igual a 10 veces la concentración de la forma básica o la forma ácida respectivamente.

\frac

≥10,

\frac

≥10 Cuando la concentración de la especie ácida del indicador es igual a la concentración de la forma básica del indicador, la constante de protonación es igual a la inversa de la concentración de protones.

K=\frac \Rightarrow [HI]=[I^-] \Rightarrow K=\frac=\frac

En este punto del pH, el color del indicador es una mezcla entre el color de la forma ácida y el color de la forma básica. Para obtener solamente el color de la forma básica, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma básica respecto a la de la ácida, según lo dicho antes, y para obtener el color de la forma ácida, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma ácida respecto a la de la básica. Con esto se tiene que el cambio de color de una forma a otra equivale a un factor de 100. Hablando en términos logarítmicos, equivale a 2 unidades de pH. Por tanto, la zona de viraje de un indicador suele estar entre una unidad por arriba y una por abajo de su

log K

Categoría: Instrumentos de medición Categoría: Química ja:酸塩基指示薬

Ion

Ácido clorhídrico

Propiedades
General
Nombre	Ácido clorhídrico
Fórmula química	H Cl
Apariencia	gas incoloro
Físicas
Peso molecular	36,5 uma
Punto de fusión	203,15 K (-70 °C)
Punto de ebullición	326,15 K (53 °C)
Densidad	1,2 ×10³ kg/m³ (líquido)
Solubilidad	70 g en 100g de agua
Termoquímica
Δ_fH⁰_gas	-92.31 kJ/mol
Δ_fH⁰_líquido	? kJ/mol
Δ_fH⁰_sólido	? kJ/mol
S⁰_{gas, 1 bar}	186.9 J·mol^-1·K^-1
S⁰_{líquido, 1 bar}	? J·mol^-1·K^-1
S⁰_sólido	? J·mol^-1·K^-1
Riesgos
Ingestión	Tóxico, puede ser fatal.
Inhalación	Las emanaciones pueden ser fatales.
Piel	Puede causar quemaduras severas.
Ojos	Extremadamente peligroso.
Más información	[http://ull.chemistry.uakron.edu/erd/chemicals/2/1160.html Hazardous Chemical Database (En inglés)]
Exenciones y referencias

El ácido clorhídrico es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa. Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH de menos de 1; una disolución de HCl 1 M da un pH de 0. Antes se conocía como ácido muriático. A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas incoloro a ligeramente amarillento, corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color blanco. El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes. El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto el cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.

Síntesis

El clorhídrico (HCl) se obtiene en el laboratorio por adición de ácido sulfúrico (H_{2_{SO_{4_{) a sal (NaCl):

2 NaCl + H_{2_{SO_{4_{-> Na_{2_{SO_{4_{+ 2 HCl

En la indústria química se forman grandes cantidades de clorhídrico en las reacciones orgánicas de cloración de las sustancias orgánicas con cloro elemental:

R-H + Cl₂ -> R-Cl + HCl

También es posible su síntesis directamente a partir de los elementos pero este proceso no suele ser económicamente viable.

En agua se disuelven hasta 38 g/100 ml aunque a baja temperatura se pueden formar cristales de HCl x H₂O con un contenido del 68 % de HCl. La disolución forma un aceotropo con un contenido del 20,2 % de HCl y un punto de ebullición de 108,6 ºC.

El ácido clorhídrico que se encuentra en el mercado suele tener una concentración del 38 % o del 25 %.

Propiedades fisicoquímicas del clorhídrico (gas)

Peso molecular: 36,45 g/mol

Punto de fusión: -114 ºC

Punto de ebullición: -85 ºC

Número CAS: 7647-01-0

Aplicaciones

El clorhídrico se utiliza sobre todo como ácido barato fuerte y volátil. El uso más conocido es el de desincrustante para eliminar residuos de cal. En este aplicación se transforma el carbonato cálcico en cloruro cálcico más soluble y se liberan dióxido de carbono (CO₂ y agua:

CaCO₃ + 2 HCl -> CaCl₂ + CO₂ + H₂O

En química orgánica se aprovecha el clorhídrico a veces en la síntesis de cloruros orgánicos - bien por sustitución de un grupo hidróxi de un alcohol o por adición del clorhídrico a un alqueno aunque a menudo estas reacciones no transcurren de una manera muy selctiva.

En la industria alimentaria se utiliza por ejemplo en la producción de la gelatina disolviendo con ella la parte mineral de los huesos.

En metalúrgia a veces se utiliza para disolver la capa de óxido que recubre un metal.

También es un producto de partida en la síntesis de cloruro férrico (FeCl₃) o de policloruro de aluminio.

Efectos nocivos

El cloruro de hidrógeno es irritante y corrosivo para cualquier tejido con el que tenga contacto. La exposición breve a bajos niveles produce irritación de la garganta. La exposición a niveles más altos puede producir respiración jadeante, estrechamiento de los bronquiolos, coloración azul de la piel, acumulación de líquido en los pulmones y aun la muerte. La exposición a niveles aun más altos puede producir hinchazón y espasmos de la garganta y asfixia. Alguna gente puede sufrir una reacción inflamatoria al cloruro de hidrógeno. Esta condición es conocida como síndrome de malfuncionamiento reactivo de las vías respiratorias (RADS, por las siglas en inglés), que es un tipo de asma causado por ciertas sustancias irritantes o corrosivas.

Dependiendo de la concentración, el cloruro de hidrógeno puede producir desde leve irritación hasta quemaduras graves de los ojos y la piel. La exposición prolongada a bajos niveles puede causar problemas respiratorios, irritación de los ojos y la piel y descoloramiento de los dientes.

A pesar de estas características los jugos gástricos en el estómago humano contienen aproximadamente el 3 % de ácido clorhídrico. Allí ayuda a coagular las proteinas y juega un papel importante como coenzima de la pepsina en su digestión. También ayuda en la hirdólisis de los polisacáridos presentes en la comida.

Referencias

Acido clorhídrico

ja:塩酸
ko:염산

Equilibrio ácido-base
El equilibrio químico es un sistema dinámico en el que las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes y donde la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa.

Equilibrio químico

Una vez iniciada una reacción química puede evolucionar de dos maneras diferentes: la reacción puede desarrollarse hasta que se agote uno de los reactivos o bien transcurrir hasta un cierto punto en el que, aunque existan reactivos en cantidad suficiente, la reacción, aparentemente, se detiene. En el segundo caso se dice que el sistema formado por los reactivos, los productos y el medio de reacción ha alcanzado un estado de equilibrio.
A pesar de que un sistema químico en equilibrio parece que no se modifica con el tiempo, esto no significa que no está ocurriendo ningún cambio. Inicialmente, los reactivos se combinan para formar los productos, pero llega un momento en que la cantidad de producto es los suficientemente grande como para que estos productos reaccionen entre sí volviendo a formar los reactivos iniciales. De esta manera transcurren simultáneamente dos reacciones, directa e inversa.

El equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos.

Un sistema en equilibrio debe cumplir los siguientes requisitos:

- Sólo puede existir equilibrio en un sistema cerrado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o salgan continuamente.

- Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar, temperatura, etc.), no varían con el tiempo.

- Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original.

Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante. Experimentalmente se comprueba que las concentraciones de las sustancias implicadas en un sistema en equilibrio se encuentran relacionadas por la siguiente expresión matemática:

aA + bB -> cC + dD

$K = [C]^[D]^ / [A]^[B]^$

En esta expresión el numerador es el producto de las concentraciones de equilibrio de los productos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número de moles de cada producto que aparece en la ecuación química.

El denominador es el producto de las concentraciones de equilibrio de los reactivos, elevada cada una de ellas a un exponente que es igual al número de moles de cada reactivo que aparece en la ecuación química.

La razón, K, entre el numerador y el denominador es la constante de equilibrio de la reacción. Si el valor de K es muy pequeño, mucho menor que 1, la reacción directa sólo ocurre en una pequeña extensión antes de alcanzar el equilibrio. Es decir, los reactivos no reaccionan del todo. En cambio, si el valor de K es grande, mucho mayor que 1, la reacción directa está ampliamente favorecida; esto es, los reactivos originales se transforman en productos en una gran amplitud.

Podemos concluir:

- Si K < 1, se favorece la formación de reactivos.

- Si K > 1, se favorece la formación de productos.

El rendimiento de una reacción química se ve disminuido por la tendencia a alcanzar el estado de equilibrio, ya que los reactivos no se transforman al cien por cien en productos. Para conseguir que le equilibrio se rompa desplazándose en el sentido que nos interesa, es necesario saber qué factores se pueden modificar.

Los cambios de cualquiera de los factores: presión, temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o resultantes, pueden hacer que una reacción química evolucione en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. Todos los cambios que afectan el estado de equilibrio son predecibles según el principio de Le Châtelier.

A fines del siglo XIX, el químico francés Henry Le Châtelier (1850-1936) postuló que si sobre un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química, dicho sistema evolucionará en la dirección que contrarreste el efecto del cambio.

Cuando un sistema que se encuentra en equilibrio, es sometido a una acción externa que lo perturbe, el equilibrio se desplaza hasta alcanzar nuevamente el equilibrio. Los principales factores que afectan el equilibrio son:

- Cambio de concentración. Supongamos el siguiente sistema en equilibrio: A + B ó C + D. Si se agrega alguna de las sustancias reaccionantes, por ejemplo A, se favorece la reacción que tiende a consumir el reactivo añadido. Al haber más reactivo A, la velocidad de reacción hacia los productos aumenta, y como en el estado de equilibrio las velocidades de reacción son iguales en ambos sentidos, se producirá un desplazamiento de la reacción hacia los productos. Es decir, se formará una mayor cantidad de C y D, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. De igual modo podemos predecir qué efectos tendría un aumento en la concentración de cualquiera de los productos C o D. Al aumentar C, por ejemplo, el equilibrio se desplazaría hacia los reactivos, ya que la velocidad de reacción aumentaría en ese sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Al disminuir la concentración de alguno de los reactivos, retirando parte de A o B, también podemos alterar el equilibrio químico. Según el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplazaría en el sentido de compensar dicha falta, es decir, hacia la formación de reactivos. De igual manera, si disminuimos la concentración de uno de los productos, el sistema reacciona desplazándose hacia los productos. Sin embargo, aunque la variación de la concentración de cualquiera de las sustancias que interviene en el equilibrio no afecta en absoluto el valor de la constante, si se modifican las concentraciones de las restantes sustancias en equilibrio.

- Cambio de la temperatura. Si en un equilibrio químico se afecta la temperatura, el sistema se opone al cambio desplazándose en el sentido que absorba calor, esto es, favoreciendo la reacción endotérmica. Por el contrario, al disminuir la temperatura se favorece el proceso que genera calor; es decir, la reacción exotérmica.

- Cambio de la presión. La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Un aumento de presión favorecerá la reacción que implique una disminución de volumen. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos.

Esta formulación del concepto de equilibrio químico, planteado como dos procesos cinéticos en direcciones opuestas, es sin lugar a dudas la forma más sencilla e intuitiva de aproximarse al concepto de equilibrio químico. Sin embargo, la condición de equilibro, de una forma rigurosa debe ser establecida no en función de una aproximación cinética, sinó termodinámica.

Categoría:Química Paradise (Not for Me)
"Paradise (Not for Me)" is a song by American singer Madonna from her 2000 album Music and Mirwais Ahmadzaï's album Production.

"Paradise (Not for Me)" was the first track from Music that fans had the opportunity to hear, as it was released internationally in April 2000 on Ahmadzaï's Production. The song combines lush strings, a slow techno beat, and occasional electronic baubles with Madonna's half-sung, half-spoken vocals. She also sings a verse in French. Interpretations of the lyrics vary, many assuming that "Paradise" is directed at her fans, while others believe that it is about her mother.

"Paradise" was used as a centerpiece for Madonna's 2001 Drowned World Tour. She even went so far as to film a music video for the song, which was used as a segue point in the tour while Madonna changed outfits backstage. The video continues her fascination with Japanese geisha culture. The end of the clip has confused some fans, as it depicts a geisha Madonna bruised and battered, flailing about as if being attacked, before ending with a grim smile of determination.

"Paradise" was never released as a single in any country, although shortly after Music was released, Icon claimed that "Paradise" would be released as the second single from Ahmadzaï's Production, following in the footsteps of the similarly geisha-themed video for "Disco Science." Such plans never materialized.

"Paradise" was not seen anywhere except on the Drowned World Tour. The full video was not included as an extra on the Drowned World Tour DVD, so it can now only be viewed interspersed with live concert footage from Madonna's Detroit concert.

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Ingredients

- 3 Strawberries
- 3/4 oz Butterscotch Schnapps
- 3/4 oz Bacardi Light Rum
- 3/4 oz Baileys Irish Cream
- 3/4 oz Cream
- 1 1/2 oz milk
- 4 Ice Cubes For garnishing and presentation:
- Thimble full of Strawberry Syrup.
- 1 Strawberry.

Directions

# Blend ingredients until smooth. # Coat the glass with the thimble full of strawberry syrup. # Pour blended drink gently into glass. # Garnish glass with the extra strawberry (of course!) # Serve immediately (if possible in a tall cocktail glass / adventure race held annually in early February. As the name implies, the race traverses the South Island of New Zealand, from the West Coast (Tasman Sea), to the East Coast (Pacific Ocean). The coast-to-coast has three divisions: two-day (indivi

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