lleis de Kohlrausch
lleis de Kohlrausch
Electroquímica
- ca lleis de Kohlrausch, n f pl
- es leyes de Kohlrausch
- en Kohlrausch's laws
Electroquímica
Definición
Relacions fonamentals de la conductivitat molar d'un electròlit fort establertes per Friedrich Kohlrausch entre el 1869 i el 1887. La primera llei de Kohlrausch diu que la conductivitat molar m (en S cm2 mol1) d'un electròlit fort decreix de forma directament proporcional a l'arrel quadrada de la seva concentració c (en mol dm3). Matemàticament, es formula com m = m k c1/2, on m és la conductivitat molar límit de l'electròlit, calculada en extrapolar a c = 0, i k és el pendent de la relació lineal. Això només s'acompleix fins a c 0,1 mol dm3, perquè a concentracions més elevades la conductivitat molar pateix una notable davallada a causa de l'associació iònica. La segona llei de Kohlrausch (o llei de la migració independent dels ions) estableix que la conductivitat molar límit d'un electròlit fort és igual a la suma de les contribucions dels seus ions constituents, o sigui, m = i i m,i, on i és el nombre d'ions i en què s'ha dissociat i m,i és la corresponent conductivitat molar iònica límit (en S cm2 mol1). Per exemple, per a un electròlit binari del tipus M+X dissociat completament en + cations Mz+ i anions Xz, es pot escriure la segona llei de Kohlrausch com m = + m,+ + m,. Els electròlits febles, però, no segueixen la primera llei de Kohlrausch, perquè m roman aproximadament constant per a concentracions superiors a 0,01 mol dm3 en establir-se un equilibri entre l'electròlit i els seus ions constituents, el qual és quantificat mitjançant el grau de dissociació . En anar disminuint la seva concentració en dissolució, els electròlits febles es van dissociant cada cop més, de manera que a dilució infinita alguns d'ells, com ara l'àcid acètic, assoleixen un = 1. El valor de m per a aquests electròlits febles no es pot determinar experimentalment de la variació de m amb c1/2, perquè es fa molt error en extrapolar a c = 0, sinó que es calcula tot combinant els valors de m d'electròlits forts adients i fent ús de la llei de la migració independent dels ions. Així, per exemple, la conductivitat molar límit de l'àcid acètic s'obté a partir de la de l'àcid clorhídric, l'acetat de sodi i el clorur de sodi, tots ells electròlits forts, segons m(CH3COOH) = m(NaCH3COO) + m(HCl) m(NaCl) = [m(Na+) + m(CH3COO)] + [m(H+) + m(Cl)] [m(Na+) + m(Cl)] = m(H+) + m(CH3COO).
lleixiu
lleixiu
Química industrial
- ca lleixiu, n m
- es lejía
- en lye
Química industrial
Definición
Dissolució aquosa d'àlcalis o sals alcalines procedent d'una ^lixiviació^ o de qualsevol altre origen. En particular, el lleixiu de sosa és la dissolució aquosa d'hipoclorit de sodi i clorur de sodi obtinguda mitjançant la reacció entre l'hidròxid de sodi i el clor, o directament per l'^electròlisi de clorur de sodi^. Es caracteritza pel seu contingut en ^clor actiu^, que és típicament de 50 g per litre. Per la seva capacitat oxidant, es fa servir com a sistema de desinfecció, neteja i desodorització; com a agent blanquejant; en la indústria alimentària, tèxtil o del paper; en la desinfecció d'aigües, i a escala domèstica.
lletada de calç
lletada de calç
Química industrial
- ca lletada de calç, n f
- es lechada de cal
- en milk of lime
Química industrial
Definición
Suspensió d'hidròxid de calci o de ^calç apagada^ en aigua saturada d'hidròxid de calci.
llevat
llevat
Bioquímica
- ca llevat, n m
- es levadura
- en yeast
Bioquímica
Definición
Fong eucariota unicel·lular que pertany a la classe dels ascomicets o bé a la dels basidiomicets. Els llevats són organismes de gran interès per a la indústria (sobretot l'alimentària) per la seva capacitat de producció d'enzims capaços de provocar canvis bioquímics en productes orgànics naturals. En aquest sentit, és especialment destacable el gènere <i>Saccharomyces</i>, i més concretament l'espècie <i>Saccharomyces cerevisiae</i>, pel seu paper fonamental en els processos fermentatius que donen lloc a l'elaboració de pa, vins i cerveses, entre d'altres.
lligam extern
lligam extern
Química física
- ca lligam extern, n m
- es ligadura externa
- en external constrain
Química física
Definición
Variable associada a un camp conservatiu extern on està immers un sistema termodinàmic, que no provoca bescanvi d'energia entre el sistema i el medi. Per exemple, per a sistemes que es troben dins d'un camp elèctric, el lligam extern és el potencial elèctric; per a sistemes centrífugs, el lligam extern és la velocitat de rotació, i si el sistema es troba dins d'un camp gravitatori, el lligam extern és el potencial gravitatori, ja que per a sistemes propers a la superfície de la Terra, normalment s'agafa l'acceleració de la gravetat.
lligam intern
lligam intern
Química física
- ca lligam intern, n m
- es ligadura interna
- en internal constrain
Química física
Definición
Cadascuna de les parets internes, adiabàtiques, rígides i impermeables, en què es pot subdividir un sistema termodinàmic, de forma que cada subsistema estigui en equilibri termodinàmic encara que el sistema global no ho estigui. Això permet estudiar l'evolució espontània dels estats que no es troben en equilibri cap al seu estat d'equilibri, compatible amb els ^lligams externs^ del sistema, segons el segon principi de la termodinàmica.
lligand
lligand
Química inorgànica
- ca lligand, n m
- es ligando
- en ligand
Química inorgànica
Definición
Espècie aniònica, catiònica o neutra que s'uneix a un ió metàl•lic central mitjançant un enllaç coordinat i que forma un ^complex^.
Nota
- Es caracteritza per tenir parells d'electrons no enllaçants i pot ser classificat com a donador σ o donador π. Un lligand donador σ pot cedir densitat electrònica només a través d'orbitals σ, per exemple H<sup><signe menys></sup> o NH<sub>3</sub>. Un lligand donador π pot cedir densitat electrònica a través d'orbitals π en addició a la donació a través d'orbitals σ. La capacitat d'actuar com a donador π augmenta amb la càrrega negativa, F<sup><signe menys></sup> < O<sup>2<signe menys></sup> < N<sup>3<signe menys></sup>. A més, pot tenir la capacitat de cedir densitat electrònica a través d'orbitals σ i d'acceptar-ne del centre metàl•lic a través d'orbitals π, la qual cosa afavoreix que en determinats casos el centre metàl•lic pugui presentar un estat d'oxidació 0 o, fins i tot, negatiu, per exemple CO, CN<sup><signe menys></sup>, N<sub>2</sub> o NO<sup>+</sup>. Els diferents tipus de lligands s'agrupen en dos grups, els ^lligands monodentats^ i els ^lligands multidentats^. Vegeu també ^lligand ambidentat^.
lligand ambidentat
lligand ambidentat
Química inorgànica
- ca lligand ambidentat, n m
- es ligando ambidentado
- en ambidentate ligand
Química inorgànica
Definición
^Lligand^ que pot coordinar-se per més d'un àtom diferent, però només per un àtom a la vegada.
Nota
- Per exemple, quan l'ió nitrit, NO<sub>2</sub><sup><signe menys></sup>, actua com a lligand es pot enllaçar per un àtom de nitrogen, M-NO<sub>2</sub>, o per un àtom d'oxigen, M-ONO.
lligand monodentat
lligand monodentat
Química inorgànica
- ca lligand monodentat, n m
- es ligando monodentado
- en monodentate ligand
Química inorgànica
Definición
^Lligand^ que només té un àtom capaç de cedir densitat electrònica al centre metàl•lic i només ocupa una posició de coordinació.
Nota
- Per exemple, el lligand NH<sub>3</sub>, per això en el complex [Co(NH<sub>3</sub>)<sub>6</sub>]<sup>3+</sup>, amb ^nombre de coordinació^ 6, hi ha sis lligands monodentats ocupant les sis posicions de coordinació.
lligand multidentat
lligand multidentat
Química inorgànica
- ca lligand multidentat, n m
- ca lligand polidentat, n m
- ca lligand quelat, n m sin. compl.
- es ligando multidentado
- es ligando polidentado
- es ligando quelato
- en chelate ligand
- en multidentate ligand
- en polydentate ligand
Química inorgànica
Definición
^Lligand^ que té dos o més àtoms capaços de cedir densitat electrònica al centre metàl•lic.
Nota
- Pot ser bidentat, tridentat, etc., i ocupa més d'una posició de coordinació. Per exemple, l'etilendiamina (H<sub>2</sub>N-CH<sub>2</sub>-CH<sub>2</sub>-NH<sub>2</sub>, sovint representat per en) és un lligand bidentat. El complex [Co(en)<sub>6</sub>]<sup>3+</sup> té nombre de coordinació 6, però només té tres lligands, cadascun dels quals ocupa dues posicions de coordinació. En general, els lligands multidentats donen major estabilitat als ^complexos^.
