UNIDAD 3

Elementos Químicos En la actualidad se conocen cerca de tres millones de sustancias químicas diferentes. De ellas, sólo un centenar son sustancias simples; las restantes, son compuestas. Tanto las sustancias compuestas como las simples se forman a partir de unidades químicas fundamentales que se denominan elementos químicos. Así, el agua está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, el óxido de hierro por oxígeno y hierro, la sal común por cloro y sodio, el oxígeno por oxígeno, el hidrógeno por hidrógeno, etcétera. Como podemos observar, las sustancias simples se designan generalmente con el mismo nombre del elemento que las origina.

¿Cómo se nombran? ¿Cómo se representan? ¿Cómo se clasifican? Al examinar las propiedades de los distintos elementos químicos, se ha observado que pueden clasificarse en tres grandes grupos, a saber: metales, no metales y gases inertes. Entre los metales se pueden mencionar: sodio (Na), potasio (K), calcio (Ca), hierro (Fe), aluminio (Al), oro (Au), plata (Ag), cinc (Zn), cobalto (Co)* cromo (Cr), níquel (Ni), mercurio (Hg), magnesio (Mg), manganeso (Mn), platino (Pt), plomo (Pb), estaño (Sn), litio (Li), etc.

Los principales no metales son: carbono (C), nitrógeno (N), oxígeno (O), hidrógeno (H), flúor (F), silicio (Si), fósforo (P), azufre (S), cloro (Cl), arsénico (As), bromo (Br), yodo (I), etc. Los gases inertes son: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). También se los denomina gases raros o gases nobles.

PROP.

FÍSICAS

QUÍMICAS

METALES

NO METALES

GASES INERTES

Son buenos conductores del calor y la electricidad

Son malos conductores del calor y la electricidad.

Son malos conductores del calor y la electricidad.

Son sólidos a temperatura ambiente (20 ºC), a excepción del mercurio que es líquido.

Algunos son sólidos a 20 ºC, como C, S, I, etc.; el bromo es líquido y otros son gases como O., H, N, F, y Cl.

Son gases a temperatura ambiente.

Poseen brillo característico.

No presentan brillo.

Moléculas monoatómicas.

Moléculas bi o poliatómicas.

Son dúctiles y maleables.

Son quebradizos en estado sólido.

Forman iones positivos (cationes)

Forman iones negativos (aniones).

Se combinan fácilmente con el oxígeno para formar óxidos básicos.

Se Combinan con el oxígeno para formar óxidos ácidos.

Se combinan dificultosamente con el hidrógeno formando hidruros metálicos.

Se combinan fácilmente con el hidrógeno para formar hidruros no metálicos.

Moléculas monoatómicas.

No se ionizan.

Se caracterizan por su casi total inactividad química. Prácticamente no se combinan con otros elementos.

Número Atómico y Másico Como ya sabemos un elemento químico tiene un nombre propio y un símbolo que lo representa, pero además tiene dos números que permiten su identificación. El número atómico, que se representa con Z, cantidad de protones que tiene un átomo. Todos de un elemento químico tienen igual Z. Además átomo es eléctricamente neutro Z también indica en electrones que debe ser igual al de protones.

indica la los átomos como todo número de

Por ejemplo: cloro; símbolo: Cl; Z=17. Es decir que todos los átomos de cloro estén donde estén tiene 17 protones en el núcleo, por lo tanto 17 electrones girando a su alrededor. Ahora bien, si consideramos la suma del número de protones y neutrones que un átomo tiene en su núcleo obtenemos el número másico, que se representa con A. Por ejemplo: cloro; símbolo: Cl; Z=17; A=35. Es decir que todos los átomos de cloro en el núcleo tienen 17 protones (según Z) y 18 neutrones (A – Z = Nº de neutrones; 35 – 17 = 18). El número de neutrones de un átomo puede variar originando así los denominados isótopos.

Tabla Periódica La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. Desde sus inicios hasta la actualidad, la tabla periódica ha estado en constante cambio y evolución. A mediados del siglo XIX ya se conocían 55 elementos sin ninguna relación aparente; Johann Döbereiner (1789 - 1849) fue el primer científico que comenzó a ordenarlos y logró agruparlos en tríadas (3 elementos), en las que el peso atómico del elemento central era casi el promedio de los otros dos.

Posteriormente, Alexander Newlands (1838 - 1889) ordenó los elementos conocidos por sus masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos el octavo repetía las propiedades químicas del primero, lo que llamó Ley de las Octavas.

En 1871 el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834 - 1907) diseño una tabla para ordenar los elementos químicos que aún hoy se mantiene vigente con algunas modificaciones. La tabla periódica se basa en que las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varían en función del número atómico. Por esta razón, los elementos se organizan según el orden creciente de sus números atómicos. Así, basados en los antecedentes de Döbereiner y Newlands: Las filas horizontales reciben el nombre de períodos. Los elementos de un mismo período poseen el mismo número de capas de electrones, es decir, el mismo número de niveles de energía. Por ejemplo: el fósforo, el azufre y el cloro pertenecen al mismo período. La tabla periódica de los elementos actual presenta siete períodos. Las columnas verticales se denominan grupos o familias. Reúnen elementos que tienen en su último nivel de energía la misma cantidad de electrones y este número generalmente coincide con el número romano de identificación que se le asigna al grupo. Por ejemplo: El cloro, el bromo y el yodo pertenecen al mismo grupo. La tabla periódica actual presenta 18 grupos.

En la tabla periódica se pueden distinguir tres grandes regiones: Elementos o gases inertes, raros o nobles: aquellos que tienen sus orbitales completos. Se ubican en el grupo VIII A ó 18.

Elementos representativos: el último nivel de energía presenta orbitales incompletos y se los

identifica en la tabla periódica con la letra A a continuación del número del grupo. Entre ellos se encuentran los elementos metálicos o dadores de electrones en los grupos IA y IIA y los no metálicos o aceptores de electrones en los grupos IIIA a VIIA.

Elementos de transición: sus átomos muestran configuraciones complejas, ya que encuentran

orbitales incompletos que pueden pertenecer a distintos niveles de energía. Son todos metales y los grupos en los que se encuentran se identifican con B. También existe en subgrupo de los mismos denominados elementos de transición interna que se indican separados en la parte inferior de la tabla.

Los Metaloides Junto con los metales y los no metales, los semimetales (también conocidos como metaloides) comprenden una de las tres categorías de elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades de enlace e ionización. Sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales. Se caracterizan por presentar un comportamiento intermedio entre los metales y los no metales. Pueden ser tanto brillantes como opacos, y su forma puede cambiar fácilmente.

Propiedades Periódicas Son todas aquellas propiedades físicas que poseen los elementos químicos que muestran variaciones periódicas. Entre ellas se encuentra: el radio atómico, el radio iónico, el potencial de ionización y la afinidad electrónica (átomos aislados) ó electronegatividad (átomos combinados). La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia él los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula. La electronegatividad de un átomo determinado, esta afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia.

El flúor es el elemento con más electronegatividad, el francio es el elemento con menos electronegatividad.

Uniones entre Átomos Cuando el último nivel está incompleto, el átomo es inestable y tiende a completarlo. Para ello puede ceder, ganar o compartir electrones con otros átomos. Así se unen y forman agrupaciones de dos o más átomos que se denominan uniones químicas o enlace químico. Símbolos de Lewis Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia los que residen en la capa exterior incompleta de los átomos. El químico estadounidense G. N. Lewis (1875-1946) sugirió una forma sencilla de representar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de Lewis. El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha.

Regla del Octeto Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y su falta general de reactividad química.

Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He) tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones, también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a una pauta conocida como regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.

Enlace Iónico Un átomo cede a otro uno o varios electrones, ambos adquieren carga eléctrica y pierden su electroneutralidad formando iones. 

El que gana electrones queda cargado negativamente y se denomina anión.



El que pierde electrones queda con carga positiva y recibe el nombre de catión.



Como las cargas eléctricas se atraen el catión se une al anión y forma un compuesto iónico.



Este tipo de enlace suele darse entre elementos que están a un extremo y otro de la tabla periódica. O sea, el enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales) y elementos poco electronegativos (metales).



A temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos y forman redes cristalinas de millones de aniones y cationes.

Na 11p 12n



Cl 17p 18n

El átomo de sodio cede un El átomo de cloro acepta electrón. un electrón. Catión sodio (Na+) Anión cloruro (Cl-) Cloruro de sodio (sal de mesa)

Enlace covalente Cuando el átomo no cede ni gana electrones, sino que los comparte con otro u otros átomos el tipo de unión que se produce se denomina covalente. La estructura resultante es una molécula. Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades altas y muy parecidas.

Cl

Cl

17p 18n

17p 18n

Los átomos de cloro comparten un electrón. Formación de una molécula de cloro

Cl2

Enlace Metálico Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos (metales). Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten.

Las Ecuaciones Químicas En las reacciones químicas la(s) sustancia(s) que interviene(n) se convierte(n) en otra(s). En todas ellas existen dos tipos de sustancias: Los reactivos, sustancia(s) con que se inicia una reacción química. Los productos, sustancia(s) que se obtienen luego de la reacción. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas donde los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha que representa la reacción. En caso de haber más de un reactivo o producto se indica con un signo “+” la presencia de éstos. El signo “+” entre los reactivos significa “se combina con”

La flecha significa “para dar” o “produce”

Na2O + H2CO3  Na2CO3 + H2O óxido de sodio y ácido carbónico son los reactivos

carbonato de sodio y agua son los productos

Las reacciones químicas son transformaciones o cambios que experimentan las sustancias, de los cuales resultan sustancias diferentes.

Clases de reacciones químicas Entre los diversos cambios químicos se pueden diferenciar:

a) Aquellos casos en que dos sustancias se unen para formar una nueva sustancia, como sucede en la formación del agua a partir del hidrógeno y del oxígeno: Transformaciones similares se observan en la combustión del carbón, la oxidación de los metales, la reacción de la "cal viva" (óxido de calcio) con el agua, formando "cal apagada" (hidróxido de calcio), la unión del azufre con el hierro, originando sulfuro de hierro, etcétera. Todas estas reacciones se denominan combinaciones químicas. Combinación química es aquella reacción en que dos sustancias se unen para formar una nueva sustancia.

b) Las reacciones químicas en que a partir de una sustancia se obtienen otras diferentes, como ocurre en la descomposición del agua: Dentro de esta clase de reacciones se puede mencionar la fermentación de la glucosa que origina alcohol y dióxido de carbono; la descomposición del clorato de potasio, para formar cloruro de potasio y oxígeno, y muchos casos más.

Descomposición química es aquella reacción en que a partir de una sustancia se obtienen dos o más sustancias diferentes.

Los Compuestos Químicos Por ejemplo para el carbonato de sodio:

La C indica que el compuesto tiene carbono. Al no tener subíndice tiene un solo átomo de éste.

La O indica que el compuesto tiene oxígeno.

Na2CO3 Na indica que el compuesto tiene sodio. El 2 indica que hay dos átomos de sodio.

El 3 indica que hay tres átomos de oxígeno.

Valencia, estado o número de oxidación

Tabla de valencia química de los elementos

Clasificación de los compuestos químicos La primera y gran clasificación consiste en distinguir compuestos inorgánicos de los orgánicos. A su vez, los inorgánicos en binarios, los formados por dos elementos, ternarios, formados por tres elementos y cuaternarios, aquellos que tienen cuatro átomos en su estructura. Según su formación, se clasifican en:

¿Cómo se nombran los compuestos químicos inorgánicos? Desde comienzos de la química moderna se establecieron diferentes sistemas para nombrar los compuestos, denominados sistemas de nomenclatura:  el tradicional con los sufijos “uro”, “hidríco”, “oso”, “ico”, “ito” y “ato” y algunos prefijos. Por ejemplo: FeCl3 cloruro férrico.  el numeral de stock, indica el número de oxidación del elemento principal entre paréntesis, a continuación del nombre del compuesto. Por ejemplo: cloruro de hierro (III).  IUPAC, sistemática o por atomicidad: establecida por la Unión Internacional para la Química Pura y Aplicada (de allí sus siglas en inglés) que unificó los criterios en un sistema de prefijos griegos “mono”, “di”, “tri”, “tetra”, basado en las fórmulas de los compuestos. Por ejemplo: tricloruro de monohierro. Algunas consideraciones importantes  Se escribe primero los elementos menos electronegativos seguidos de los más electronegativos cada uno con su subíndice que indica el número de átomos que cada uno aporta para formar el compuesto.  Primero se nombra el anión y luego el catión.  El principio de electroneutralidad establece que todo compuesto (molécula o estructura cristalina) es eléctricamente neutro.

Nros. Valencia 1 2 3

4

Valencia 1, 2 ó 3 Menor Mayor Menor de menor Menor Mayor Menor de menor Menor Mayor Mayor de mayor

1

1

1

1

Prefijo -----

Sufijo -oso ico --

hipo --per

oso oso ico ico

… … … … … … … … … …

Ejemplo de calcio ferroso férrico de manganeso manganoso mangánico hipocloroso cloroso clórico perclórico

raíz del nombre del elemento + “uro” Por ejemplo: cloruro de … raíz del nombre del elemento + “hídrico” Por ejemplo: … clorhídrico Tabla Nº 1

MATERIA

SISTEMAS HETEROGÉNEOS

CAMBIOS FÍSICOS

SUSTANCIAS PURAS

COMPUESTOS

CAMBIOS FÍSICOS

CAMBIOS QUÍMICOS

SISTEMAS HOMOGÉNEOS

SOLUCIONES

ELEMENTOS

En una mezcla homogénea –o aparentemente homogénea– por lo general existe una sustancia que se presenta en mayor cantidad y otra en menor proporción que se encuentra dispersa en la primera. Hablamos así de una fase dispersora y una fase dispersa. Se acostumbra clasificar las dispersiones en soluciones, coloides y suspensiones, en función del tamaño de las partículas de la fase dispersa, siendo las soluciones mezclas completamente homogéneas; los coloides, dispersiones que se encuentran en el límite entre las mezclas homogéneas y las heterogéneas y las suspensiones, mezclas completamente heterogéneas.

Las Suspensiones Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es mayor que en el caso de los coloides y son perfectamente distinguibles a simple vista, hablamos de suspensiones. La fuerza de la gravedad domina sobre las interacciones entre partículas, así que las suspensiones acaban por sedimentar y presentar dos fases en forma de mezcla heterogénea. Muchos medicamentos se presentan forma de suspensiones, por eso tiene sentido el letrero que dice: “agítese antes de usar”.

Coloides Cuando las partículas de una mezcla homogénea tienen aproximadamente un tamaño de 10 a 10.000 veces mayor a los átomos y moléculas, tenemos un sistema coloidal. Se acostumbra emplear los términos fase dispersa y fase dispersora. Con excepción de los gases, que siempre forman disoluciones, pues se mezclan íntimamente en todas proporciones, podemos tener sistemas coloidales con sustancias en los diversos estados de agregación.

Fase Dispersa: líquido Medio Dispersor: gaseoso AEROSOL LÍQUIDO

Fase Dispersa: líquido Medio Dispersor: líquido EMULSIÓN

Fase Dispersa: sólido Medio Dispersor: líquido SOL

Fase Dispersa: sólido Medio Dispersor: sólido SOL SÓLIDO

Medio Dispersor Gas

Líquido

Sólido

Fase Dispersa

Nombre Común

Ejemplo

Líquido

Aerosol líquido

Nubes, spray

Sólido

Aerosol sólido

Humo

Gas

Espuma

Merengue

Líquido

Emulsión

Leche, mayonesa

Sólido

Sol

Gelatinas, pinturas

Gas

Espuma sólida

Piedra pómez

Líquido

Emulsión sólida

Queso, manteca

Sólido

Sol sólido

Perlas

El efecto Tyndall es una característica de las dispersiones coloidales. Es un fenómeno físico que hace que las partículas coloidales en una dispersión sean visibles al dispersar la luz. Por el contrario, las disoluciones verdaderas y los gases sin partículas en suspensión son transparentes, pues prácticamente no dispersan la luz. Esta diferencia permite distinguir a aquellas mezclas heterogéneas o coloidales de las soluciones.

Otro comportamiento que permite identificar y distinguir las dispersiones coloidales de las soluciones verdaderas es el llamado movimiento browniano de sus partículas. El movimiento browniano es el movimiento aleatorio que se observa en algunas partículas microscópicas que se hallan en un medio fluido (por ejemplo, polen en una gota de agua). Recibe su nombre en honor al escocés Robert Brown, biólogo y botánico que descubrió este fenómeno en 1827 y observó que pequeñas partículas de polen se desplazaban en movimientos aleatorios sin razón aparente.

Soluciones Cuando en una mezcla homogénea las partículas de la fase dispersa tienen el tamaño de átomos o moléculas se habla de una disolución. El componente que está en exceso se denomina solvente o disolvente. El (los) componente(s) que está(n) en menor proporción se llama soluto. De acuerdo a su estado de agregación las disoluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.

Fase

Fase original del soluto Gaseosa

Gaseosa

Aire húmedo

Sólida

Algunos humos finos Soda

Líquida

Vinagre

Sólida

Agua de mar

Gaseosa Sólida

Aire

Líquida Gaseosa

Líquida

Ejemplo

Hidrógeno absorbido en metales

Líquida

Amalgama de mercurio

Sólida

Aleaciones

Solubilidad y concentración en términos cualitativos La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en un volumen de solvente a determinada temperatura. En general la solubilidad aumenta a medida que se produce un incremento de la temperatura de la solución. La concentración de una disolución se refiere al peso, volumen o número de partículas de soluto presentes en una determinada cantidad de solución. Cuando los términos de concentración no son empíricos, sino cualitativos, tendremos: a. Dependiendo de la proporción de soluto con respecto al disolvente, una disolución puede estar diluida o concentrada: 

Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto está en una pequeña proporción en un volumen determinado.



Disolución concentrada: Es la que tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado. Las soluciones saturadas y sobresaturadas son altamente concentradas.

b.

En términos de la solubilidad, dependiendo de si el soluto está disuelto en el disolvente en la máxima cantidad posible, o menor, o mayor a esta cantidad, para una temperatura y presión dados:



Disolución insaturada: Es la disolución que tiene una menor cantidad de soluto que el máximo que pudiera contener a una temperatura y presión determinadas. Por ejemplo: una pizca de azúcar en una taza de matecocido.



Disolución saturada: Es la que tiene la máxima cantidad de soluto que puede contener a una temperatura y presión determinadas. Una vez que la disolución está saturada ésta no disuelve más soluto. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente. Por ejemplo: dos cucharadas de azúcar en una taza de matecocido.



Disolución sobresaturada: Es la que contiene un exceso de soluto a una temperatura y presión determinadas, tiene más soluto que el máximo permitido en una disolución saturada. Por ejemplo: diez cucharadas de azúcar en una taza de matecocido, note que pese a revolver y disolver continuamente queda depositada en el fondo azúcar sin disolver.

Unidades de concentración Son expresiones cuantitativas de una solución. Hay varias maneras de expresar la concentración cuantitativamente, basándose en la masa, el volumen, o ambos. Según cómo se exprese, puede no ser trivial convertir de una medida a la otra, pudiendo ser necesario conocer la densidad. Por tanto, la concentración de la disolución puede expresarse mediante unidades físicas:  Porcentaje masa-masa (% m/m)  Porcentaje volumen-volumen (% V/V)  Porcentaje masa-volumen (% m/V)  En concentraciones muy pequeñas: Partes por millón (PPM)

 

  

O bien mediante unidades químicas de concentración: Molaridad ( la única que estudiaremos a los fines de este curso) Molalidad Formalidad Normalidad Fracción molar

Porcentaje masa-masa (% m/m) Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución:

Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 g de agua, el porcentaje en masa será: [20/(80+20)]x 100=20% m/m.

Porcentaje volumen-volumen (% v/v) Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse simplificadamente como “% v/v”.

Por ejemplo, si se tiene una disolución del 20% en volumen (20% v/v) de alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL de alcohol por cada 100 mL de disolución. La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de 12 grados (12°) tiene un 12% (v/v) de alcohol.

Concentración en masa-volumen (% m/V) Es la masa de soluto presente en 100 mL de disolución. Se suelen usar gramos por mililitro (g/mL) y a veces se expresa como “% m/V”.

Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 mL de agua, el porcentaje en masa será: [20/(80+20)] x 100=20% m/V.

Partes por millón (ppm) es la unidad de medida con la que se evalúa la concentración.

Se refiere a la cantidad de unidades de la sustancia (agente, etc) que hay por cada millón de unidades del conjunto. Por ejemplo en un millón de granos de arroz, si se pintara uno de negro, este grano representaría una (1) parte por millón. Se abrevia como "ppm". Es un concepto análogo al de porcentaje, sólo que en este caso no es partes por ciento sino por millón (tanto por mil). De hecho, se podría tomar la siguiente equivalencia:10.000 ppm = 1%. Es decir que 10.000 ppm equivalen al uno por ciento. De lo anterior, se puede deducir que esta unidad es usada de manera análoga al porcentaje pero para concentraciones o valores mucho más bajos. Por ejemplo cuando se habla de concentraciones de contaminantes en agua o en aire, disoluciones con muy bajas concentraciones o cantidad de partículas de polvo en un ambiente, entre otros.

Molaridad La molaridad (M), o concentración molar, es la cantidad de sustancia (n) de soluto por cada litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 300 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.

Se representa también como: M = n / V, en donde "n" es la cantidad de sustancia (n=gr soluto/PM) y "V" es el volumen de la disolución expresado en litros.

TEORÍAS ÁCIDO - BASE

TEORÍA

Arrhenius (teoría iones en agua)

Brönsted-Lowry (teoría protónica)

Lewis (teoría electrónica)

Definición de ácido

Da iones H+ en agua.

Dador de protones.

Aceptor par de electrones.

Definición de base

Da iones OH− en agua.

Aceptor de protones.

Dador par de electrones.

Reacciones ácido base

Formación de agua.

Transferencia protónica.

Formación de enlace covalente coordinado.

Ecuación

H+ + OH-  H2O

HA + B  A- + BH+

A + :B  A:B

Limitaciones

Aplicable únicamente a disoluciones acuosas.

Aplicable únicamente a reacciones de transferencia protónica.

Teoría general.