Se explica cómo calcular la solubilidad de una sal en función de su producto de solubilidad. Se da una tabla de solubilidad de sales y se indica en qué condiciones está aumenta (efecto salino, reacciones químicas...) o disminuye (efecto de ion común...). Se explica cuáles son las condiciones que han de cumplirse para que se forma precipitado cuando se mezclan dos disoluciones que contienen iones que pueden formar sales insolubles. Finalmente, se habla de los métodos para separar iones por precipitación fraccionada y en qué consisten las volumetrías de precipitación.
Reacción química 8.Solubilidad - Ejercicio 03 Solubilidad de una sal conoci...Triplenlace Química
Este documento presenta un problema químico sobre la solubilidad de la sal de plata cloruro de plata (AgCl). Se da el producto de solubilidad de AgCl a 20°C y se pide calcular su solubilidad en una disolución con una concentración dada de iones cloruro. El documento explica el concepto de equilibrio químico y cómo aplicar la constante de equilibrio (producto de solubilidad) para resolver el problema.
Este documento trata sobre reacciones redox y estados de oxidación. Explica las diferencias entre oxidantes y reductores, y cómo se determina el estado de oxidación de los elementos y compuestos siguiendo reglas específicas. También cubre cómo ajustar ecuaciones redox usando los estados de oxidación, y cómo las reacciones redox siempre involucran la reducción de una especie y la oxidación de otra.
Curso basico de reactividad quimica 12 - vision general de las reacciones q...Triplenlace Química
Este documento proporciona un resumen de los temas cubiertos en un curso de reactividad química, incluyendo tipos de reacciones químicas como reacciones ácido-base, neutralización, hidrólisis y reacciones redox. Presenta ejemplos clave de cada tipo de reacción y explica conceptos fundamentales como las constantes de equilibrio Ka y Kb.
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 04 - tecnicas electroanaliticasTriplenlace Química
El potencial de una pila depende de la naturaleza química de las especies que la forman y de su concentración. En esto reside precisamente la capacidad analítica de la técnica potenciométrica, cuyas aplicaciones, en general, son cuantitativas más que cualitativas. Es decir, no se suele emplear para identificar especies, pero sí para medir la concentración de especies cuya naturaleza ya se conoce.
Los equipos para llevar a cabo la potenciometría son muy sencillos y baratos. Básicamente consisten en dos recipientes, un puente salino y dos electrodos, que normalmente son piezas de un metal u otra especie conductora adecuada (a menudo, grafito). Estos se introducen en las disoluciones de ambas semipilas. Ambas semipilas se suelen integrar en un solo módulo para hacer el sistema más manejable. Dentro del módulo, el punte salino se suele reemplazar por una membrana permeable a algunos iones.
Por otro lado, las reacciones químicas llamadas de oxidación- reducción (redox) producen corriente eléctrica. Pues bien, a la inversa, la corriente eléctrica también puede propiciar que se produzcan reacciones químicas. Cuando se hace pasar electricidad por una celda electroquímica como las estudiadas en el tema anterior, se suele producir una ruptura en las especies en disolución (electrolisis), formándose nuevas especies. Para que se produzca la electrolisis, la fuente de corriente tiene que tener un potencial mayor y de sentido contrario al de la pila correspondiente.
En este fenómeno se basan distintas técnicas eléctricas como la electrogravimetría, la culombimetría, la conductimetría y la voltamperometría (hay autores que prefieren distinguir entre voltametría y amperometría). La diferencia sustancial de estas técnicas con la potenciometría es que en esta última se actúa procurando que apenas pase corriente por el sistema, mientras que en aquellas el paso de corriente es precisamente lo que permite estudiar el sistema.
Este documento trata sobre reacciones químicas en disolución acuosa. Explica cómo clasificar compuestos como solubles o insolubles en agua basándose en su composición iónica. También cubre cómo escribir ecuaciones químicas a nivel molecular, iónico e iónico neto. Por último, presenta ejemplos de reacciones químicas en disolución acuosa y cómo balancear sus ecuaciones.
Curso basico de reactividad quimica 10 - pilas galvanicasTriplenlace Química
Las pilas galvánicas son un medio de producir electricidad por vía química que fue descubierto a principios del siglo XIX. En la pila se produce una reacción de oxidación-reducción. La pila se divide en dos partes o semipilas o electrodos. El electrodo en el que se produce la oxidación se llama ánodo; aquel en que se produce la reducción se llama cátodo. Con un voltímetro se puede medir el potencial de una pila. Este se puede calcular teóricamente restando el potencial de reducción del cátodo menos el del ánodo. Estos potenciales se denominan "normales" cuando las especies electroactivas están en concentración 1 molar. Si las concentraciones son diferentes los potenciales se calculan mediante la ecuación de Nernst a partir de los potenciales normales. Estos potenciales se miden creando pilas en las que un electrodo es el llamado "normal de hidrógeno", al que se le asigna un potencial de 0,0 voltios.
Es posible la construcción de una pila en la que en ambos electrodos se dé la misma reacción, pero las especies electroactivas tienen que estar en distinta concentración en ambas; se llaman pilas de concentración. La medida de la concentración de protones se basa en las pilas de concentración. La medida se hace con un electrodo especial "de membrana". La teoría de las pilas también permite medir las concentraciones de muchas especies en disolución implicadas en reacciones rédox. La técnica se llama potenciometría y se basa en la construcción de una pila en la que uno de los electrodos, llamado de referencia, tiene un potencial fijo y el otro (electrodo indicador) tiene un potencial relacionado con la concentración de la especie que se quiere medir.
El fenómeno de la corrosión de los metales se basa también en las pilas. De hecho, una superficie que se corroe es en realidad una pila, con una zona anódica en la que el metal se está oxidando y una zona catódica en la que se reduce el oxígeno del aire. Para evitar la corrosión del metal de interés se pueden usar "ánodos de sacrificio".
Reacción química 8.Solubilidad - Ejercicio 06 Ver si se forma precipitado a...Triplenlace Química
Se dispone de dos tubos de ensayo que contienen 2 mL de una disolución 10^(-5) M de nitrato de plata cada uno y que se encuentra a 25 ºC. Al primero de ellos se le añade 2 mL de ácido clorhídrico de concentración 10^(-4) M, y al segundo, 4 mL de ácido clorhídrico 10^(-5) M. ¿Se formará un precipitado de cloruro de plata en alguno? (Kps(AgCl) a 25ºC = 1,56·10^(-10))
1. El germanio es un semiconductor importante que se utiliza como transistor cuando se dopado con arsénico o galio.
2. La teoría de orbitales moleculares indica que O2+ y O2= son paramagnéticos mientras que HHe es diamagnético.
3. La relación de las velocidades de efusión del neón-20 y neón-22 a la misma temperatura es de 1,05.
Reacción química 8.Solubilidad - Ejercicio 03 Solubilidad de una sal conoci...Triplenlace Química
Este documento presenta un problema químico sobre la solubilidad de la sal de plata cloruro de plata (AgCl). Se da el producto de solubilidad de AgCl a 20°C y se pide calcular su solubilidad en una disolución con una concentración dada de iones cloruro. El documento explica el concepto de equilibrio químico y cómo aplicar la constante de equilibrio (producto de solubilidad) para resolver el problema.
Este documento trata sobre reacciones redox y estados de oxidación. Explica las diferencias entre oxidantes y reductores, y cómo se determina el estado de oxidación de los elementos y compuestos siguiendo reglas específicas. También cubre cómo ajustar ecuaciones redox usando los estados de oxidación, y cómo las reacciones redox siempre involucran la reducción de una especie y la oxidación de otra.
Curso basico de reactividad quimica 12 - vision general de las reacciones q...Triplenlace Química
Este documento proporciona un resumen de los temas cubiertos en un curso de reactividad química, incluyendo tipos de reacciones químicas como reacciones ácido-base, neutralización, hidrólisis y reacciones redox. Presenta ejemplos clave de cada tipo de reacción y explica conceptos fundamentales como las constantes de equilibrio Ka y Kb.
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 04 - tecnicas electroanaliticasTriplenlace Química
El potencial de una pila depende de la naturaleza química de las especies que la forman y de su concentración. En esto reside precisamente la capacidad analítica de la técnica potenciométrica, cuyas aplicaciones, en general, son cuantitativas más que cualitativas. Es decir, no se suele emplear para identificar especies, pero sí para medir la concentración de especies cuya naturaleza ya se conoce.
Los equipos para llevar a cabo la potenciometría son muy sencillos y baratos. Básicamente consisten en dos recipientes, un puente salino y dos electrodos, que normalmente son piezas de un metal u otra especie conductora adecuada (a menudo, grafito). Estos se introducen en las disoluciones de ambas semipilas. Ambas semipilas se suelen integrar en un solo módulo para hacer el sistema más manejable. Dentro del módulo, el punte salino se suele reemplazar por una membrana permeable a algunos iones.
Por otro lado, las reacciones químicas llamadas de oxidación- reducción (redox) producen corriente eléctrica. Pues bien, a la inversa, la corriente eléctrica también puede propiciar que se produzcan reacciones químicas. Cuando se hace pasar electricidad por una celda electroquímica como las estudiadas en el tema anterior, se suele producir una ruptura en las especies en disolución (electrolisis), formándose nuevas especies. Para que se produzca la electrolisis, la fuente de corriente tiene que tener un potencial mayor y de sentido contrario al de la pila correspondiente.
En este fenómeno se basan distintas técnicas eléctricas como la electrogravimetría, la culombimetría, la conductimetría y la voltamperometría (hay autores que prefieren distinguir entre voltametría y amperometría). La diferencia sustancial de estas técnicas con la potenciometría es que en esta última se actúa procurando que apenas pase corriente por el sistema, mientras que en aquellas el paso de corriente es precisamente lo que permite estudiar el sistema.
Este documento trata sobre reacciones químicas en disolución acuosa. Explica cómo clasificar compuestos como solubles o insolubles en agua basándose en su composición iónica. También cubre cómo escribir ecuaciones químicas a nivel molecular, iónico e iónico neto. Por último, presenta ejemplos de reacciones químicas en disolución acuosa y cómo balancear sus ecuaciones.
Curso basico de reactividad quimica 10 - pilas galvanicasTriplenlace Química
Las pilas galvánicas son un medio de producir electricidad por vía química que fue descubierto a principios del siglo XIX. En la pila se produce una reacción de oxidación-reducción. La pila se divide en dos partes o semipilas o electrodos. El electrodo en el que se produce la oxidación se llama ánodo; aquel en que se produce la reducción se llama cátodo. Con un voltímetro se puede medir el potencial de una pila. Este se puede calcular teóricamente restando el potencial de reducción del cátodo menos el del ánodo. Estos potenciales se denominan "normales" cuando las especies electroactivas están en concentración 1 molar. Si las concentraciones son diferentes los potenciales se calculan mediante la ecuación de Nernst a partir de los potenciales normales. Estos potenciales se miden creando pilas en las que un electrodo es el llamado "normal de hidrógeno", al que se le asigna un potencial de 0,0 voltios.
Es posible la construcción de una pila en la que en ambos electrodos se dé la misma reacción, pero las especies electroactivas tienen que estar en distinta concentración en ambas; se llaman pilas de concentración. La medida de la concentración de protones se basa en las pilas de concentración. La medida se hace con un electrodo especial "de membrana". La teoría de las pilas también permite medir las concentraciones de muchas especies en disolución implicadas en reacciones rédox. La técnica se llama potenciometría y se basa en la construcción de una pila en la que uno de los electrodos, llamado de referencia, tiene un potencial fijo y el otro (electrodo indicador) tiene un potencial relacionado con la concentración de la especie que se quiere medir.
El fenómeno de la corrosión de los metales se basa también en las pilas. De hecho, una superficie que se corroe es en realidad una pila, con una zona anódica en la que el metal se está oxidando y una zona catódica en la que se reduce el oxígeno del aire. Para evitar la corrosión del metal de interés se pueden usar "ánodos de sacrificio".
Reacción química 8.Solubilidad - Ejercicio 06 Ver si se forma precipitado a...Triplenlace Química
Se dispone de dos tubos de ensayo que contienen 2 mL de una disolución 10^(-5) M de nitrato de plata cada uno y que se encuentra a 25 ºC. Al primero de ellos se le añade 2 mL de ácido clorhídrico de concentración 10^(-4) M, y al segundo, 4 mL de ácido clorhídrico 10^(-5) M. ¿Se formará un precipitado de cloruro de plata en alguno? (Kps(AgCl) a 25ºC = 1,56·10^(-10))
1. El germanio es un semiconductor importante que se utiliza como transistor cuando se dopado con arsénico o galio.
2. La teoría de orbitales moleculares indica que O2+ y O2= son paramagnéticos mientras que HHe es diamagnético.
3. La relación de las velocidades de efusión del neón-20 y neón-22 a la misma temperatura es de 1,05.
Este documento presenta la solución a varios ejercicios relacionados con el cálculo de números de oxidación de elementos en diferentes compuestos químicos y la clasificación de reacciones como redox o no redox. En la primera sección, se calculan los números de oxidación de carbono, hidrógeno, calcio, nitrógeno, cromo y manganeso en compuestos como el metano, formaldehído, bicarbonato de calcio y otros. En la segunda sección, se identifican cuáles de varias reacciones químicas
1) El documento describe diferentes tipos de reacciones redox como combustión, corrosión, fotosíntesis y respiración. 2) Explica conceptos como oxidación, reducción, estado de oxidación y agentes oxidantes y reductores. 3) Detalla tipos de reacciones redox como combinación, descomposición y desplazamiento.
El documento describe las propiedades y balanceo de reacciones redox. Se observó la formación de un precipitado marrón de MnO2 en la reacción de MnSO4 con NaOH y Br2. El balanceo por el método de ión electrón se muestra para esta reacción en medio básico. Además, se explican los conceptos de oxidación, reducción y balanceo de reacciones redox en medios ácidos y básicos usando varios ejemplos.
El documento proporciona información sobre reacciones químicas. Define qué son las reacciones químicas y cómo se representan a través de ecuaciones químicas. Explica cómo balancear ecuaciones químicas y clasifica diferentes tipos de reacciones como reacciones de adición, sustitución, descomposición, redox, etc. También cubre reacciones nucleares. Incluye ejemplos resueltos de problemas relacionados con el balanceo de ecuaciones químicas y la clasificación de reacciones.
1) El documento presenta una serie de problemas resueltos relacionados con equilibrios de solubilidad. 2) Los problemas involucran calcular productos de solubilidad a partir de concentraciones iónicas en disoluciones saturadas, y predecir si ocurrirá precipitación al mezclar disoluciones. 3) La solución a cada problema aplica conceptos como producto de solubilidad, principio de Le Chatelier y equilibrio químico para determinar la viabilidad de formación de precipitados en diferentes condiciones.
Este documento describe las evidencias de las reacciones químicas como cambios de color, liberación o absorción de energía, y cambios de olor o aparición de burbujas o sólidos. También explica cómo representar reacciones químicas a través de ecuaciones, incluyendo los tipos de ecuaciones y cómo balancearlas para conservar la masa.
Este documento presenta el método del ion-electrón para balancear ecuaciones redox. Explica que este método involucra iones, electrones y especies acuosas como H+ y H2O. Describe cómo escribir semirreacciones de oxidación y reducción de manera individual y cómo combinarlas para balancear ecuaciones redox completas. Incluye ejemplos detallados del proceso de balanceo paso a paso.
Este documento presenta las instrucciones para cuatro experimentos de laboratorio sobre reacciones redox. En el primer experimento, se combina permanganato de potasio con nitrito de potasio en tres tubos, observándose variaciones de color. En el segundo, se estudia la influencia del grado de oxidación del azufre al combinarse con permanganato de potasio. El tercer experimento combina ácido sulfúrico con yoduro de potasio. El cuarto reduce dióxido de manganeso con ácido clorhídrico. En cada caso se ident
Este documento trata sobre reacciones de precipitación de sales insolubles al mezclar soluciones de iones metálicos e iones cloruro. Explica conceptos como solubilidad, saturación y constante de solubilidad (Kps) para diferentes sales como AgCl, PbCl2 y Hg2Cl2. También cubre temas como el efecto del ión común en la solubilidad y separación de sales mediante diferencias en sus Kps.
Este documento presenta cuatro reacciones químicas redox y de precipitación y proporciona instrucciones para completarlas. Explica cada reacción de manera detallada, identificando los oxidantes y reductores, los iones que intercambian y los productos que precipitan. El objetivo es ayudar a los estudiantes a comprender y resolver reacciones químicas comunes.
Este documento trata sobre el balanceo de ecuaciones de óxido-reducción. Explica que estas reacciones ocurren en procesos como la combustión y la corrosión metálica. Luego describe el método de balanceo por cambio de número de oxidación, el cual involucra identificar los átomos que se oxidan y reducen, y equilibrar la ganancia y pérdida de electrones entre ellos. Finalmente, presenta algunos ejemplos resueltos usando este método.
Este documento presenta un resumen de las reacciones de oxidación y reducción. Explica conceptos clave como oxidación, reducción, agentes oxidantes y reductores. También cubre temas como estados de oxidación, reglas para determinarlos y el método para balancear ecuaciones redox mediante iones y electrones.
El documento resume conceptos básicos sobre reacciones de oxidación-reducción. Explica que la oxidación implica una pérdida de electrones o un aumento en el número de oxidación, mientras que la reducción implica una ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación. También describe métodos para ajustar ecuaciones redox como el método del número de oxidación y el método del ión-electrón.
1) Las reacciones de oxidación-reducción (redox) implican la transferencia de electrones entre átomos u iones.
2) El número de oxidación representa la pérdida o ganancia neta de electrones de un átomo en un compuesto químico.
3) Las reacciones redox consisten en semirreacciones acopladas de oxidación, donde se pierden electrones, y reducción, donde se ganan electrones.
Reacciones de Redox (Oxidación - Reducción)Iskra Santana
El documento describe diferentes tipos de reacciones químicas como la síntesis, descomposición, sustitución y combustión. También explica reacciones redox, cómo determinar los números de oxidación y los pasos para balancear ecuaciones redox como igualar electrones ganados y perdidos y usar coeficientes para balancear la ecuación redox dada como ejemplo.
Reacciones de oxidacion-reduccion (redox)Luis Seijo
Reacciones de oxidación-reducción.
Conceptos básicos. Ajuste de reacciones redox. Electroquímica. Serie electromotriz: semirreacciones y potenciales de electrodo. Tipos de electrodos. Aplicaciones. Reacciones espontáneas: pilas. Fuerza electromotriz y energía libre. Efecto de la concentración sobre el voltaje: Ecuación de Nernst.
El documento resume conceptos clave sobre reacciones redox. Explica que en estas reacciones los átomos experimentan cambios en su número de oxidación al ganar o perder electrones. Define oxidación como un incremento en el número de oxidación al perder electrones, y reducción como una disminución al ganar electrones. También describe el método del ión-electrón para balancear ecuaciones redox, identificando los elementos oxidados y reducidos y multiplicando las semirreacciones.
Bloque i sesion i reacciones quimicas parte i ad 2016clauciencias
Este documento describe los conceptos básicos de las reacciones químicas, incluyendo:
1) La definición de una ecuación química y sus componentes (reactivos y productos).
2) Los métodos para determinar el número de oxidación de los elementos en una reacción.
3) Los diferentes tipos de reacciones químicas como la síntesis, descomposición, sustitución y neutralización.
Este documento presenta una introducción a los conceptos fundamentales de las reacciones químicas, incluyendo la definición de reacción química, tipos de reacciones, reacciones en disolución acuosa, y la competencia entre la termodinámica y la cinética en determinar si una reacción ocurrirá y a qué velocidad. También explica conceptos como electrolitos, fuerzas impulsoras, oxidación-reducción, y cómo la energía libre de Gibbs puede predecir la espontaneidad de una reacción.
Este documento presenta una introducción a los conceptos fundamentales de las reacciones químicas, incluyendo la definición de reacción química, tipos de reacciones, reacciones en disolución acuosa, y la competencia entre la termodinámica y la cinética en determinar si una reacción ocurrirá y a qué velocidad. También explica conceptos como electrolitos, fuerzas impulsoras, oxidación-reducción, y cómo la energía libre de Gibbs puede predecir la espontaneidad de una reacción.
Este documento describe las aplicaciones de las valoraciones de oxidación-reducción. Estas valoraciones se basan en reacciones redox entre un analito de concentración desconocida y un valorante conocido. También define oxidación, reducción y estados de oxidación, y explica cómo calcularlos. Además, detalla agentes oxidantes y reductores comúnmente usados como el permanganato de potasio y el hierro (II).
Este documento presenta la solución a varios ejercicios relacionados con el cálculo de números de oxidación de elementos en diferentes compuestos químicos y la clasificación de reacciones como redox o no redox. En la primera sección, se calculan los números de oxidación de carbono, hidrógeno, calcio, nitrógeno, cromo y manganeso en compuestos como el metano, formaldehído, bicarbonato de calcio y otros. En la segunda sección, se identifican cuáles de varias reacciones químicas
1) El documento describe diferentes tipos de reacciones redox como combustión, corrosión, fotosíntesis y respiración. 2) Explica conceptos como oxidación, reducción, estado de oxidación y agentes oxidantes y reductores. 3) Detalla tipos de reacciones redox como combinación, descomposición y desplazamiento.
El documento describe las propiedades y balanceo de reacciones redox. Se observó la formación de un precipitado marrón de MnO2 en la reacción de MnSO4 con NaOH y Br2. El balanceo por el método de ión electrón se muestra para esta reacción en medio básico. Además, se explican los conceptos de oxidación, reducción y balanceo de reacciones redox en medios ácidos y básicos usando varios ejemplos.
El documento proporciona información sobre reacciones químicas. Define qué son las reacciones químicas y cómo se representan a través de ecuaciones químicas. Explica cómo balancear ecuaciones químicas y clasifica diferentes tipos de reacciones como reacciones de adición, sustitución, descomposición, redox, etc. También cubre reacciones nucleares. Incluye ejemplos resueltos de problemas relacionados con el balanceo de ecuaciones químicas y la clasificación de reacciones.
1) El documento presenta una serie de problemas resueltos relacionados con equilibrios de solubilidad. 2) Los problemas involucran calcular productos de solubilidad a partir de concentraciones iónicas en disoluciones saturadas, y predecir si ocurrirá precipitación al mezclar disoluciones. 3) La solución a cada problema aplica conceptos como producto de solubilidad, principio de Le Chatelier y equilibrio químico para determinar la viabilidad de formación de precipitados en diferentes condiciones.
Este documento describe las evidencias de las reacciones químicas como cambios de color, liberación o absorción de energía, y cambios de olor o aparición de burbujas o sólidos. También explica cómo representar reacciones químicas a través de ecuaciones, incluyendo los tipos de ecuaciones y cómo balancearlas para conservar la masa.
Este documento presenta el método del ion-electrón para balancear ecuaciones redox. Explica que este método involucra iones, electrones y especies acuosas como H+ y H2O. Describe cómo escribir semirreacciones de oxidación y reducción de manera individual y cómo combinarlas para balancear ecuaciones redox completas. Incluye ejemplos detallados del proceso de balanceo paso a paso.
Este documento presenta las instrucciones para cuatro experimentos de laboratorio sobre reacciones redox. En el primer experimento, se combina permanganato de potasio con nitrito de potasio en tres tubos, observándose variaciones de color. En el segundo, se estudia la influencia del grado de oxidación del azufre al combinarse con permanganato de potasio. El tercer experimento combina ácido sulfúrico con yoduro de potasio. El cuarto reduce dióxido de manganeso con ácido clorhídrico. En cada caso se ident
Este documento trata sobre reacciones de precipitación de sales insolubles al mezclar soluciones de iones metálicos e iones cloruro. Explica conceptos como solubilidad, saturación y constante de solubilidad (Kps) para diferentes sales como AgCl, PbCl2 y Hg2Cl2. También cubre temas como el efecto del ión común en la solubilidad y separación de sales mediante diferencias en sus Kps.
Este documento presenta cuatro reacciones químicas redox y de precipitación y proporciona instrucciones para completarlas. Explica cada reacción de manera detallada, identificando los oxidantes y reductores, los iones que intercambian y los productos que precipitan. El objetivo es ayudar a los estudiantes a comprender y resolver reacciones químicas comunes.
Este documento trata sobre el balanceo de ecuaciones de óxido-reducción. Explica que estas reacciones ocurren en procesos como la combustión y la corrosión metálica. Luego describe el método de balanceo por cambio de número de oxidación, el cual involucra identificar los átomos que se oxidan y reducen, y equilibrar la ganancia y pérdida de electrones entre ellos. Finalmente, presenta algunos ejemplos resueltos usando este método.
Este documento presenta un resumen de las reacciones de oxidación y reducción. Explica conceptos clave como oxidación, reducción, agentes oxidantes y reductores. También cubre temas como estados de oxidación, reglas para determinarlos y el método para balancear ecuaciones redox mediante iones y electrones.
El documento resume conceptos básicos sobre reacciones de oxidación-reducción. Explica que la oxidación implica una pérdida de electrones o un aumento en el número de oxidación, mientras que la reducción implica una ganancia de electrones o una disminución en el número de oxidación. También describe métodos para ajustar ecuaciones redox como el método del número de oxidación y el método del ión-electrón.
1) Las reacciones de oxidación-reducción (redox) implican la transferencia de electrones entre átomos u iones.
2) El número de oxidación representa la pérdida o ganancia neta de electrones de un átomo en un compuesto químico.
3) Las reacciones redox consisten en semirreacciones acopladas de oxidación, donde se pierden electrones, y reducción, donde se ganan electrones.
Reacciones de Redox (Oxidación - Reducción)Iskra Santana
El documento describe diferentes tipos de reacciones químicas como la síntesis, descomposición, sustitución y combustión. También explica reacciones redox, cómo determinar los números de oxidación y los pasos para balancear ecuaciones redox como igualar electrones ganados y perdidos y usar coeficientes para balancear la ecuación redox dada como ejemplo.
Reacciones de oxidacion-reduccion (redox)Luis Seijo
Reacciones de oxidación-reducción.
Conceptos básicos. Ajuste de reacciones redox. Electroquímica. Serie electromotriz: semirreacciones y potenciales de electrodo. Tipos de electrodos. Aplicaciones. Reacciones espontáneas: pilas. Fuerza electromotriz y energía libre. Efecto de la concentración sobre el voltaje: Ecuación de Nernst.
El documento resume conceptos clave sobre reacciones redox. Explica que en estas reacciones los átomos experimentan cambios en su número de oxidación al ganar o perder electrones. Define oxidación como un incremento en el número de oxidación al perder electrones, y reducción como una disminución al ganar electrones. También describe el método del ión-electrón para balancear ecuaciones redox, identificando los elementos oxidados y reducidos y multiplicando las semirreacciones.
Bloque i sesion i reacciones quimicas parte i ad 2016clauciencias
Este documento describe los conceptos básicos de las reacciones químicas, incluyendo:
1) La definición de una ecuación química y sus componentes (reactivos y productos).
2) Los métodos para determinar el número de oxidación de los elementos en una reacción.
3) Los diferentes tipos de reacciones químicas como la síntesis, descomposición, sustitución y neutralización.
Este documento presenta una introducción a los conceptos fundamentales de las reacciones químicas, incluyendo la definición de reacción química, tipos de reacciones, reacciones en disolución acuosa, y la competencia entre la termodinámica y la cinética en determinar si una reacción ocurrirá y a qué velocidad. También explica conceptos como electrolitos, fuerzas impulsoras, oxidación-reducción, y cómo la energía libre de Gibbs puede predecir la espontaneidad de una reacción.
Este documento presenta una introducción a los conceptos fundamentales de las reacciones químicas, incluyendo la definición de reacción química, tipos de reacciones, reacciones en disolución acuosa, y la competencia entre la termodinámica y la cinética en determinar si una reacción ocurrirá y a qué velocidad. También explica conceptos como electrolitos, fuerzas impulsoras, oxidación-reducción, y cómo la energía libre de Gibbs puede predecir la espontaneidad de una reacción.
Este documento describe las aplicaciones de las valoraciones de oxidación-reducción. Estas valoraciones se basan en reacciones redox entre un analito de concentración desconocida y un valorante conocido. También define oxidación, reducción y estados de oxidación, y explica cómo calcularlos. Además, detalla agentes oxidantes y reductores comúnmente usados como el permanganato de potasio y el hierro (II).
Este documento trata sobre la estequiometría y las reacciones químicas. Define la estequiometría como las relaciones cuantitativas en las combinaciones químicas determinadas a partir de fórmulas o ecuaciones balanceadas. Explica conceptos como peso atómico, peso molecular, porcentaje de composición, y mol. También clasifica los tipos de reacciones químicas como combinación, descomposición, desplazamiento y neutralización. Finalmente, cubre métodos para igualar ecuaciones redox.
Este documento trata sobre los conceptos básicos de la catálisis, incluyendo definiciones de catalizador, tipos de catalizadores (homogéneos y heterogéneos), propiedades de los catalizadores, mecanismos de reacción catalítica, y tipos de catálisis como la catálisis ácida, básica, enzimática y heterogénea. También discute conceptos como la energía de activación, ecuación de Arrhenius, y ejemplos de reacciones catalizadas como la descomposición del per
Este documento trata sobre reacciones de precipitación. Explica conceptos como disolución saturada y sobresaturada, solubilidad, producto de solubilidad y factores que afectan a la precipitación y redisolución de precipitados. Incluye ejemplos de precipitación fraccionada y su interés en análisis químico. Resume reglas empíricas de solubilidad de diferentes sales y cómo afectan factores como la presencia de iones comunes o sales extrañas a la solubilidad de un precipitado.
El documento proporciona información sobre diferentes tipos de reacciones químicas, incluidas las evidencias de cambios químicos, reacciones en disolución, ecuaciones químicas, tipos de reacciones como ácido-base, oxidación-reducción y precipitación, y conceptos como disociación iónica, iones espectadores, ecuaciones iónicas netas, y reacciones de doble desplazamiento. También cubre moléculas diatómicas, reglas de solubilidad y otros temas fundamentales relacionados con
Este documento proporciona información sobre cómo balancear reacciones redox mediante los métodos del número de oxidación y del ion electrón. Explica conceptos clave como números de oxidación, agentes oxidantes y reductores. También describe los pasos para balancear reacciones redox utilizando el método del número de oxidación, que incluye calcular números de oxidación, identificar especies que cambian su estado de oxidación, y balancear masa y carga a través de electrones.
Este documento explica los conceptos básicos de balanceo de ecuaciones químicas y clasificación de reacciones químicas. Proporciona ejemplos de cómo balancear ecuaciones químicas siguiendo las reglas de contar y equilibrar los átomos de cada elemento en ambos lados de la flecha de reacción. También define y da ejemplos de cinco tipos comunes de reacciones químicas: síntesis, descomposición, desplazamiento simple, desplazamiento doble y combustión.
El documento describe el ciclo del cobre, que consiste en una serie de reacciones químicas redox para oxidar el cobre con ácido nítrico, disolverlo, y luego recuperarlo mediante la reducción del cobre con zinc, resultando en cobre metálico. El proceso involucra el uso de ácidos, bases y metales para lograr las oxidaciones y reducciones necesarias a través de las reacciones químicas.
1) El documento habla sobre balanceo de ecuaciones y reacciones químicas. 2) Explica conceptos como reacción química, ecuación química, reactivos y productos. 3) Detalla métodos para balancear ecuaciones como balanceo por tanteo y balanceo redox.
Este documento describe dos tipos de reacciones químicas: reacciones de doble desplazamiento y reacciones de simple desplazamiento. En las reacciones de doble desplazamiento, dos compuestos intercambian parejas iónicas para formar compuestos nuevos, a menudo con uno de los productos como un precipitado insoluble. Las reacciones de simple desplazamiento ocurren cuando un elemento reemplaza a otro en un compuesto, formando un nuevo compuesto y liberando el elemento desplazado. El documento proporciona ejemplos de amb
Este documento presenta información sobre reacciones químicas y balanceo de ecuaciones. Define una reacción química como un cambio que modifica la composición de las sustancias para formar nuevas sustancias. Explica cómo las ecuaciones químicas representan las reacciones mediante símbolos y cómo se balancean para cumplir con la ley de conservación de la masa. Además, clasifica las reacciones en diferentes tipos como síntesis, descomposición y redox.
Este documento proporciona una introducción a las reacciones y ecuaciones químicas. Explica que una reacción química implica la transformación de sustancias originales (reactivos) en nuevas sustancias (productos) a través de la reorganización de átomos. También describe cómo las ecuaciones químicas representan reacciones mediante la escritura de fórmulas químicas para los reactivos y productos separados por una flecha. Además, cubre conceptos como los coeficientes, estados de agregación y
Este documento define una reacción química y describe las ecuaciones químicas, la ley de conservación de la masa, los métodos para balancear ecuaciones, las reacciones redox, los números de oxidación, y otros conceptos clave relacionados con reacciones químicas.
Este documento define y explica conceptos básicos sobre reacciones y ecuaciones químicas. Explica que una reacción química es un proceso en el que las sustancias originales (reactivos) se transforman en otras sustancias (productos) a través de la reorganización de los átomos. También describe los tipos de reacciones químicas como combinación, descomposición, desplazamiento simple y doble, y neutralización. Finalmente, explica cómo se escriben y balancean las ecuaciones químicas para representar
El documento presenta un resumen de las reacciones de transferencia de electrones (redox). Explica conceptos clave como estado de oxidación, oxidación, reducción, oxidantes y reductores. Detalla el método para ajustar ecuaciones redox y aplicarlo a reacciones en medio ácido y básico. Finalmente, introduce aplicaciones como pilas electroquímicas, potenciales estándar y electrólisis.
Este documento describe un método volumétrico para determinar analitos como cloruros o bromuros mediante titulación con una solución de nitrato de plata usando cromato de potasio como indicador. El indicador cambia de color a rojo ladrillo cuando se forma el precipitado insoluble de cromato de plata. El método puede usarse para determinar la pureza de cloruro de sodio u otros analitos en aguas.
Este documento describe las evidencias de reacciones químicas, la representación de reacciones mediante ecuaciones químicas y los tipos de ecuaciones químicas. Explica cómo las ecuaciones químicas muestran los reactivos, productos y la dirección de la reacción, así como la importancia de conservar la masa a través de los coeficientes. También cubre los pasos para balancear ecuaciones químicas y clasificar diferentes tipos de reacciones como síntesis, combustión y desplazamiento.
Los hidrocarburos son compuestos formados por carbono e hidrógeno. Los alcanos son hidrocarburos saturados cuya fórmula general es CnH2n+2. Los alcanos se pueden obtener por destilación fraccionada del petróleo, hidrogenación catalítica de alquenos, y reducción de haluros de alquilo o hidrólisis del reactivo de Grignard. Las principales reacciones de los alcanos son la combustión, halogenación, y nitración.
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Selección de preguntas del bloque 5 ( química orgánica) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Algunos contenidos:
Estudio de funciones orgánicas.
Nomenclatura y formulación orgánica según las normas de la IUPAC.
Funciones orgánicas de interés: oxigenadas y nitrogenadas, derivados halogenados, tioles, perácidos. Compuestos orgánicos polifuncionales.
Tipos de isomería.
Tipos de reacciones orgánicas.
Principales compuestos orgánicos de interés biológico e industrial: materiales polímeros y medicamentos Macromoléculas y materiales polímeros.
Polímeros de origen natural y sintético: propiedades. Reacciones de polimerización.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 4. Microorganismos y su...Triplenlace Química
1) El documento presenta los principales temas sobre microbiología y biotecnología que pueden aparecer en exámenes de acceso a la universidad, incluyendo conceptos sobre microorganismos, bacterias, virus, y relaciones entre microorganismos y seres humanos. 2) También incluye secciones sobre biotecnología, con detalles sobre aplicaciones e importancia de los microorganismos en investigación e industria. 3) Por último, proporciona observaciones y sugerencias para estudiar estos temas.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 5. Autodefensa de los o...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 5 ( inmunología) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. Concepto de infección.
2. Mecanismos de defensa orgánica.
2.1. Inespecíficos. Barreras naturales y respuesta inflamatoria.
2.2. Específicos. Concepto de respuesta inmunitaria.
3. Concepto de inmunidad y de sistema inmunitario.
3.1. Componentes del sistema inmunitario: moléculas, células y órganos.
3.2. Concepto y naturaleza de los antígenos.
3.3. Tipos de respuesta inmunitaria: humoral y celular.
4. Respuesta humoral.
4.1. Concepto, estructura y tipos de anticuerpos.
4.2. Células productoras de anticuerpos: linfocitos B.
4.3. Reacción antígeno-anticuerpo.
5. Respuesta celular.
5.1. Concepto.
5.2. Tipos de células implicadas: linfocitos T, macrófagos.
6. Respuestas primaria y secundaria. Memoria inmunológica.
7. Tipos de inmunidad.
7.1. Congénita y adquirida.
7.2. Natural y artificial.
7.3. Pasiva y activa.
7.4. Sueros y vacunas. Importancia en la lucha contra las enfermedades infecciosas.
8. Disfunciones y deficiencias del sistema inmunitario.
8.1. Hipersensibilidad (alergia).
8.2. Autoinmunidad.
8.3. Inmunodeficiencias. El SIDA y sus efectos en el sistema inmunitario.
9. El trasplante de órganos y los problemas de rechazo: células que actúan.
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Este documento presenta un examen de Química sobre reacciones de oxidación-reducción. Incluye cuatro problemas relacionados con el cálculo de masas y volúmenes involucrados en una reacción redox entre dióxido de manganeso y ácido clorhídrico, obteniéndose cloro gaseoso, cloruro de manganeso y agua. Explica los conceptos clave de estados de oxidación, semirreacciones de oxidación y reducción, y el método del ion-electrón para ajustar ecuaciones
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 3. Genética y evolución...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 3 ( Genética y evolución) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. La genética molecular o química de la herencia.
1.1. Identificación del ADN como portador de la información genética.
1.1.1. ADN y cromosomas.
1.1.2. Concepto de gen.
1.1.3. Conservación de la información: la replicación del ADN. Etapas de la replicación.
1.1.4. Diferencias entre el proceso replicativo de eucariotas y procariotas.
1.2. El ARN.
1.2.1. Tipos y funciones.
1.2.2. La expresión de los genes.
1.2.3. Transcripción y traducción genética en procariotas y eucariotas.
1.3. El código genético en la información genética.
1.4. Alteraciones de la información genética.
1.4.1. Concepto de mutación y tipos.
1.4.2. Los agentes mutagénicos.
1.4.3. Consecuencias de las mutaciones.
1.4.3.1. Consecuencias evolutivas y aparición de especies.
1.4.3.2. Efectos perjudiciales: mutaciones y cáncer.
2. Genética mendeliana.
2.1. Conceptos básicos de herencia biológica.
2.1.1. Genotipo y fenotipo.
2.2. Aportaciones de Mendel al estudio de la herencia.
2.2.1. Leyes de Mendel.
2.2.2. Cruzamiento prueba y retrocruzamiento.
2.2.3. Ejemplos de herencia mendeliana en animales y plantas.
2.3. Teoría cromosómica de la herencia.
2.3.1. Los genes y los cromosomas.
2.3.2. Relación del proceso meiótico con las leyes de Mendel.
2.3.3. Determinismo del sexo y herencia ligada al sexo e influida por el sexo.
3. Evolución.
3.1. Pruebas de la evolución.
3.2. Darwinismo.
3.3. Neodarwinismo o teoría sintética de la evolución.
3.4. La selección natural.
3.5. La variabilidad intraespecífica. La mutación y la reproducción sexual como fuente de variabilidad.
3.6. Evolución y biodiversidad.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 2 ( La célula viva, morfología, estructura y fisiología celular) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. La célula: unidad de estructura y función.
2. Esquematización de diferentes estructuras y orgánulos celulares
3. Célula procariótica y eucariótica.
4. Células animales y vegetales.
5. Célula eucariótica: componentes estructurales y funciones. Importancia de la compartimentación celular.
5.1. Membranas celulares: composición, estructura y funciones.
5.2. Pared celular en células vegetales.
5.3. Citosol y ribosomas. Citoesqueleto. Centrosoma. Cilios y flagelos.
5.4. Orgánulos celulares: mitocondrias, peroxisomas, cloroplastos, retículo endoplasmático, complejo de Golgi, lisosomas y vacuolas.
5.5. Núcleo: envoltura nuclear, nucleoplasma, cromatina y nucleolo. Niveles de organización y compactación del ADN.
6. Célula eucariótica: función de reproducción.
6.1. El ciclo celular: interfase y división celular.
6.2. Mitosis: etapas e importancia biológica.
6.3. Citocinesis en células animales y vegetales.
6.4. La meiosis: etapas e importancia biológica.
7. Célula eucariótica: función de nutrición.
7.1. Concepto de nutrición. Nutrición autótrofa y heterótrofa.
7.2. Ingestión.
7.2.1. Permeabilidad celular: difusión y transporte.
7.2.2. Endocitosis: pinocitosis y fagocitosis.
7.3. Digestión celular
7.4. Exocitosis y secreción celular.
7.5. Metabolismo.
7.5.1. Conceptos de metabolismo, catabolismo y anabolismo.
7.5.2. Aspectos generales del metabolismo: reacciones de oxidorreducción y ATP.
7.5.3. Estrategias de obtención de energía: energía química y energía lumínica.
7.5.4. Características generales del catabolismo celular: convergencia metabólica y obtención de energía.
7.5.4.1. Glucólisis.
7.5.4.2. Fermentación.
7.5.4.3. ß-oxidación de los ácidos grasos.
7.5.4.4. Respiración aeróbica: ciclo de Krebs, cadena respiratoria y fosforilación oxidativa.
7.5.5. Características generales del anabolismo celular: divergencia metabólica y necesidades energéticas.
7.5.5.1. Concepto e importancia biológica de la fotosíntesis para el mantenimiento de la vida sobre la Tierra.
7.5.5.2. Etapas de la fotosíntesis y su localización en células procariotas y eucariotas.
7.5.6. Quimiosíntesis.
7.5.7. Integración del catabolismo y del anabolismo.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 1 (Base molecular y fisicoquímica de la vida) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. Composición de los seres vivos: bioelementos y biomoléculas.
1.1. Concepto.
1.1. Clasificación, teniendo en cuenta la proporción en la que entran a formar parte de los seres vivos.
1.1. Bioelementos más característicos de cada grupo anterior y su función.
2. El agua y las sales minerales.
2.1. El agua.
2.1.1. Estructura.
2.1.2. Propiedades físico-químicas.
2.1.3. Funciones biológicas.
2.1.4. Disoluciones acuosas. Difusión, ósmosis y diálisis.
2.2. Sales minerales.
2.2.1. Clasificación.
2.2.2. Funciones generales en los organismos.
3. Glúcidos.
3.1. Concepto y clasificación.
3.2. Monosacáridos: estructura y funciones.
3.3. Enlace glucosídico. Disacáridos y polisacáridos.
4. Lípidos.
4.1. Concepto y clasificación.
4.2. Ácidos grasos: estructura y propiedades.
4.3. Triacilglicéridos y fosfolípidos: estructura, propiedades y funciones.
4.4. Carotenoides y esteroides: propiedades y funciones.
5. Proteínas.
5.1. Concepto e importancia biológica.
5.2. Aminoácidos. Enlace peptídico.
5.3. Estructura de las proteínas.
5.4. Funciones de las proteínas.
6. Enzimas.
6.1. Concepto y estructura.
6.2. Mecanismo de acción y cinética enzimática.
6.3. Regulación de la actividad enzimática: temperatura, pH, inhibidores.
7. Vitaminas: concepto, clasificación y carencias.
8. Ácidos nucleicos.
8.1. Concepto e importancia biológica.
8.2. Nucleótidos. Enlace fosfodiéster. Funciones de los nucleótidos.
8.3. Tipos de ácidos nucleicos. Estructura, localización y funciones.
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Nomenclatura de Química Inorgánica según las reglas de la IUPAC para estudiantes de Bachillerato, Acceso a la Universidad y Química de primer curso universitario.
Resumenes de Quimica Inorganica Descriptiva - 05 - Metales de transicion y co...Triplenlace Química
Metales de transición y metalurgia
Los metales de transición son los elementos químios que comúnmente conocemos propiamente como “metales”: hierro, plata, mercurio, wolframio… Tienen muchas propiedades en común. Sus números de oxidación más típicos son 2+ y 3+. Muchos son coloreados, lo que deben a su particular configuración electrónica (especialmente a los orbitales d). Forman aleaciones unos con otros. Entre ellos se encuentran los elementos químicos de puntos de fusión más elevados. Se obtienen por reducción (con C en muchos casos) o electrolíticamente.
Introducción a los compuestos de coordinación
Los compuestos de coordinación o complejos están formados generalmente por un átomo central (normalmente un catión metálico) y, unido a él por enlaces coordinados, átomos o grupos de átomos llamados ligandos. El número de ligandos es el número de coordinación. Los complejos suelen ser coloreados y para un mismo átomo central su color depende de la naturaleza de los ligandos y del número de ellos y se explica por la llamada teoría del campo cristalino.
3.4. Enlace covalente - Teoria de orbitales moleculares.pptxTriplenlace Química
A diferencia de la teoría del enlace de valencia, basada en el concepto de orbitales localizados entre dos átomos, la teoría de orbitales moleculares considera que los electrones de enlace se encuentran en orbitales formados entre varios (2, 3, 4…) átomos de la molécula. Por ejemplo, en el benceno los 6 orbitales 2p de los 6 C pueden formar varios orbitales moleculares que unen al mismo tiempo a los 6 átomos de C. Un orbital molecular sería como uno atómico pero en vez de tener un solo núcleo acoge a varios (en el ejemplo citado del benceno los orbitales moleculares aludidos tendrían 6 núcleos).
Principios de Quimica y Estructura - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...Triplenlace Química
Fórmula empírica de un compuesto a partir de datos de combustión del mismo] Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en una corriente de aire para obtener 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O. Si el compuesto original contenía solo C, H y O, ¿cuál su fórmula empírica? (Datos: Ar(C) = 12,011; Ar(H) = 1,008; Ar(O) = 15,999)
Principios de Quimica y Estructura - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...Triplenlace Química
La longitud de onda del fotón que emite un átomo al pasar de un estado de número cuántico principal n2 a un estado inferior n1 viene dada por: (1/λ) = RZ2[(1/n1)2 – (1/n2)2], siendo R la constante de Rydberg, que para el deuterio (2H) vale 109707 cm-1. Calcular la energía mínima necesaria en eV para separar el electrón del núcleo de deuterio cuando el átomo se halla en su estado fundamental. (Datos: constante de Planck: 6,63·10^-34 Js; velocidad de la luz: 3·10^8 ms-1; 1 J = 6,242·10^18 eV).
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 06 - tecnicas cromatograficasTriplenlace Química
La mayor dificultad con que el analista se encuentra cuando se ha de estudiar muestras ambientales suele ser su tremenda complejidad. Aunque existen tratamientos químicos que pueden aislar los analitos de interés, lo mejor es llevar a cabo un tratamiento fisicoquímico: la cromatografía. Hay muchas y variadas técnicas cromatográficas, pero el objetivo de todas es separar las sustancias que forman una mezcla y enviarlas secuencialmente a un detector para que las determine y cuantifique. En general, estas técnicas se pueden clasificar en varias familias: cromatografía de gases, de líquidos, mediante fluidos supercríticos y en capa fina.
Todas se basan en el mismo fenómeno: permitir que las sustancias que forman una mezcla entren en contacto con dos fases (un líquido y un gas, un sólido y un líquido, etc.). Una de las fases es estática (no se mueve) y tenderá a retener las sustancias en mayor o menor grado; la otra, móvil, tenderá a arrastrarlas. Cada sustancia química tiene distinta tendencia a ser retenida y a ser arrastrada. Dicho más correctamente, cada sustancia tiene distinto coeficiente de distribución entre las dos fases. El coeficiente de distribución es una medida de la tendencia relativa a quedar en una fase u otra.
Se opera de modo que en una primera etapa se deja que las sustancias que forman la mezcla entren en contacto con la fase estática. Cada sustancia de la mezcla tendrá una mayor o menor afinidad por esta fase. Después se hace pasar la otra fase, que arrastrará en mayor grado las sustancias menos afines por la primera. Típicamente, el proceso se lleva a cabo en una columna. Dentro de ella está fijada la fase estática y a través de ella se hace pasar la fase móvil, que se llama eluyente.
En cromatografía de gases la fase móvil es un gas llamado portador. La otra suele ser un líquido adsorbido sobre un sólido (cromatografía de gases gas-líquido) o, bastante menos comúnmente, un sólido (cromatografía de gases gas-sólido).
La técnica ofrece unos excelentes resultados cuando se acopla con un espectrómetro de masas porque cada sustancia que va eluyendo puede ser fácilmente identificada. También se obtiene mucha información cuando se acopla al cromatógrafo un espectrómetro IR o uno de RMN.
La cromatografía de gases se aplica sobre todo a muestras orgánicas volátiles o volatilizables por derivatización. Pueden estar en estado sólido, líquido o, por supuesto, gas, pero muestras líquidas y sólidas deben vaporizarse previamente. La modalidad de gas-sólido permite detectar y cuantificar gases atmosféricos, por ejemplo.
En cromatografía de líquidos la fase móvil es líquida. Las columnas son mucho más cortas que en gases. El control de la temperatura no es tan crítico, pero sí ha de serlo el de la presión. Se ejercen presiones muy altas para hacer pasar la fase móvil (un líquido) a través de la estática (un sólido). Se aplica a especies no volátiles o térmicamente inestables.
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 05 - espectrometria de masasTriplenlace Química
La espectrometría de masas puede ser atómica o molecular. La espectrometría atómica analiza los elementos químicos de una muestra, mientras que la molecular identifica y cuantifica las moléculas presentes. Existen diversos métodos de ionización que determinan el tipo de espectro obtenido.
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 01 - hidrogeno, alcalinos y alc...Triplenlace Química
El hidrógeno: propiedades, reactividad, obtención, usos
En esta presentación se explican las propiedades del hidrógeno y se da cuenta de su importancia industrial, por ejemplo para la fabricación de dos compuestos muy utilizados como el amoniaco y el ácido clorhídrico. Se resumen los métodos de obtención de este gas (electrolisis, gas de síntesis…) y sus usos (además de los mencionados, el refinado del petróleo, la obtención de grasas saturadas y de metanol…). También se habla de su reactividad (formación de hidruros y reducción de óxidos).
Los metales alcalinos; sus propiedades y reactividad
En esta presentación se explican las propiedades de los metales alcalinos. Dentro de ella, un vídeo muestra su alta reactividad con el agua. Se mencionan sus métodos de obtención (particularmente de sus sales fundidas) y sus compuestos más importantes (óxidos, peróxidos, superóxidos, hidróxidos y carbonatos. Se resumen los dos procesos clásicos más importantes para la obtención del carbonato sódico: el Solvay y el Leblanc.
Los metales alcalinotérreos: propiedades y reactividad
En esta preparación se hace un somero repaso a las propiedades de los metales alcalinotérreos, así como a su obtención, reactividad y usos. Se resaltan las características más peculiares del berilio, el magnesio, el calcio, el estroncio, el bario y el radio. Se destacan entre sus compuestos importantes sus óxidos, sus carbonatos y sus sulfatos. Como curiosidad, se explica la formación natural de estalactitas y estalagmitas.
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2. AgCl
Este mineral es la
clorargirita, cuya
composición química
es cloruro de plata
3. Si ampliáramos mucho
un punto microscópico
del mineral veríamos
una red cristalina
isométrica (cúbica), con
iones de Ag+ y de Cl–
4. El AgCl es muy insoluble en
agua. Supongamos que
echamos al agua un pequeño
cristal de AgCl. La red
cristalina de AgCl (verde y
violeta) quedará rodeada de
moléculas de agua (de colores
rojo y blanco)
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5. No obstante, a pesar de la baja
solubilidad del AgCl, algunos
iones de Ag+ y Cl– serán
arrancados de la red cristalina;
es decir pasarán a disolución
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6. AgCl(s)
Ag+(ac) + Cl–(ac)
De manera que
se establecerá
un equilibrio
entre la red
sólida de AgCl y
los iones en
disolución
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7. AgCl(s)
Ag+(ac) + Cl–(ac)
s moles/L
de AgCl
disueltos
Llamemos s (solubilidad)
a la cantidad de unidades
AgCl disueltas por litro
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8. AgCl(s)
Ag+(ac) + Cl–(ac)
s moles/L
de AgCl
disueltos
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s mol/L s mol/L
Ag+ Cl–
Lógicamente si se disuelven s moles de AgCl por litro, dada la
estequiometría de la disociación de esta sustancia en
disolución (AgCl Ag+ + Cl–) tendremos disueltos s mol/L de
Ag+ y s mol/L de Cl–
9. AgCl(s)
Ag+(ac) + Cl–(ac)
s moles/L
de AgCl
disueltos
s mol/L s mol/L
Kps = [Ag+(ac)] [Cl–(ac)]
Ag+ Cl–
Para el equilibrio AgCl Ag+ + Cl– se puede definir una
constante denominada producto de solubilidad, Kps, así:
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10. AgCl(s)
Ag+(ac) + Cl–(ac)
= × = s2 (mol/L)2
s moles/L
de AgCl
disueltos
s mol/L s mol/L
Kps = [Ag+(ac)] [Cl–(ac)]
Ag+ Cl–
Como hemos llamado s (solubilidad) a las concentraciones de Ag+ y Cl– disueltas, el producto
de solubilidad lo podemos relacionar con s, en este caso, así: Kps = s2 (no se incluye un
denominador con la concentración de AgCl porque esta se puede considerar constante o,
más exactamente, porque su actividad termodinámica es 1 al ser un sólido puro)
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11. AgCl(s)
Ag+(ac) + Cl–(ac)
= × = s2 (mol/L)2
s moles/L
de AgCl
disueltos
s mol/L s mol/L
Kps = [Ag+(ac)] [Cl–(ac)]
Ag+ Cl–
𝑠 = 𝐾𝑝𝑠
Por lo tanto, la solubilidad del AgCl estará relacionada
con el producto de solubilidad de la sal (cantidad que
es una constante, aunque depende de T) así
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12. Así es, en la
realidad, el
sistema descrito
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13. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Supongamos ahora un sistema más complejo: una
sal poco soluble CnAm (C es el catión, A el anión) de
la que se disuelve una parte, disociándose esta
parte solubilizada de la forma genérica que se
indica en el correspondiente equilibrio
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14. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
INICIO {sólido}
Hagamos cálculos sobre este equilibrio. Cuando
añadimos la sal al agua, antes de que se empiece
a solubilizar, toda ella estará en estado sólido
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15. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
CAMBIO s mol/L
INICIO
n s mol/L m s mol/L
– + +
{sólido}
Parte de ese sólido se solubilizará. Digamos que lo hacen s moles
del sólido por cada litro de disolución. Al valor s lo llamamos, como
hemos dicho, solubilidad. El sólido solubilizado estará disociado en
el catión y el anión correspondientes, cuyas concentraciones serán
las que se indican (se tiene en cuenta la estequiometría del
proceso, de ahí los factores n y m)
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16. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
EQUILIBRIO {menos sólido} n s mol/L m s mol/L
CAMBIO s mol/L
INICIO
n s mol/L m s mol/L
– + +
{sólido}
Como una fracción del sólido se ha solubilizado, en el
equilibrio quedará menos cantidad de él, pero no hace
falta contabilizarla exactamente porque el sólido no
intervenir en la expresión del producto de solubilidad
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17. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Kps = [Cm+(ac)]n [An–(ac)]m
EQUILIBRIO {menos sólido} n s mol/L m s mol/L
CAMBIO s mol/L
INICIO
n s mol/L m s mol/L
– + +
{sólido}
Esta es la expresión del
producto de solubilidad,
Kps , para este caso general
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18. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Kps = [Cm+(ac)]n [An–(ac)]m
Kps = [ns]n [ms]m = nnmmsn+m
EQUILIBRIO {menos sólido} n s mol/L m s mol/L
CAMBIO s mol/L
INICIO
n s mol/L m s mol/L
– + +
{sólido}
Kps se puede expresar
así en función de la
solubilidad
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19. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Kps = [Cm+(ac)]n [An–(ac)]m
Kps = [ns]n [ms]m = nnmmsn+m
𝑠 =
n+m
𝑲𝐩𝐬
nnmm
EQUILIBRIO {menos sólido} n s mol/L m s mol/L
CAMBIO s mol/L
INICIO
n s mol/L m s mol/L
– + +
{sólido}
Despejando s
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20. Algunas expresiones del producto de solubilidad
La forma concreta de la relación entre
el producto de solubilidad de una sal,
Kps , y su solubilidad, s, depende en
cada caso de la estequiometría de la
sal. Veamos algunos ejemplos
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21. Sal Disociación Kps s
AgCl Ag+ + Cl– s2
𝐾ps
Algunas expresiones del producto de solubilidad
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22. Sal Disociación Kps s
AgCl Ag+ + Cl– s2
𝐾ps
Ag2S 2Ag+ + S2– 4 s3
3
𝐾ps
4
Algunas expresiones del producto de solubilidad
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23. Sal Disociación Kps s
AgCl Ag+ + Cl– s2
𝐾ps
Ag2S 2Ag+ + S2– 4 s3
3
𝐾ps
4
Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH– 27 s4
4
𝐾ps
27
Algunas expresiones del producto de solubilidad
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24. Sal Disociación Kps s
AgCl Ag+ + Cl– s2
𝐾ps
Ag2S 2Ag+ + S2– 4 s3
3
𝐾ps
4
Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH– 27 s4
4
𝐾ps
27
Zn3(AsO4)2 3Zn2+ + 2AsO4
3– 108 s5
5
𝐾ps
108
Algunas expresiones del producto de solubilidad
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26. Solubles
Sales de Na+, K+ (alcalinos y alcali-
notérreos, en general) y NH4
+
Nitratos
Cloratos
Percloratos (excepto de K)
Acetatos (excepto de Ag)
Cloruros, bromuros, yoduros
(excepto de Ag+, Hg2
2+, Pb2+)
Estas son algunas
sales muy solubles
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27. Solubles
Sales de Na+, K+ (alcalinos y alcali-
notérreos, en general) y NH4
+
Nitratos
Cloratos
Percloratos (excepto de K)
Acetatos (excepto de Ag)
Cloruros, bromuros, yoduros
(excepto de Ag+, Hg2
2+, Pb2+)
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Insolubles
Carbonatos (excepto alcalinos y de NH4
+)
Fosfatos (excepto alcalinos y de NH4
+)
Oxalatos (excepto alcalinos y de NH4
+)
Cromatos (excepto alcalinos y de NH4
+)
Arseniatos (excepto alcalinos y de NH4
+)
Fluoruros de Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+
Sulfatos de Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+, Hg+, Ag+
Sulfitos (excepto alcalinos y de NH4
+)
Sulfuros (excepto alcalinos y de NH4
+)
Hidróxidos (excep. alcalinos, NH4
+ y Ba2+)
Óxidos (excepto alcalinos, Sr2+, Ba2+)
Y estas son
algunas muy
insolubles
29. Aumenta
Veamos en qué condiciones
aumenta la solubilidad de
algunas sustancias poco solubles
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30. Aumenta
• Efecto salino: agregando una sal soluble sin
ion común y que no precipite con ninguno de
los iones
• Ej.: NaNO3 al AgCl
El AgCl no tiene ningún ion común con el NaNO3.
Cuando se añade NaNO3, que es una sal muy
soluble, a una disolución de AgCl se comprueba
que se disuelve más AgCl de lo normal. Esto se
llama efecto salino, que consiste en un cambio
de la actividad de los iones Ag+ y Cl– debido a la
presencia de los iones Na+ y NO3
–
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31. Aumenta
• Efecto salino: agregando una sal soluble sin
ion común y que no precipite con ninguno de
los iones
• Ej.: NaNO3 al AgCl
• Si el proceso es endotérmico, aumentando T
Si el proceso de disolución de la sustancia
poco soluble requiere calor, aumentando la
temperatura se disolverá más sustancia
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32. Aumenta
• Efecto salino: agregando una sal soluble sin
ion común y que no precipite con ninguno de
los iones
• Ej.: NaNO3 al AgCl
• Si el proceso es endotérmico, aumentando T
• Por reacciones químicas:
• A los hidróxidos se les puede añadir un
ácido (ej.: HCl al Fe(OH)3)
Un hidróxido poco soluble puede
solubilizarse añadiéndole un ácido porque
el ácido “arrancará” OH– del hidróxido:
Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
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33. Aumenta
• Efecto salino: agregando una sal soluble sin
ion común y que no precipite con ninguno de
los iones
• Ej.: NaNO3 al AgCl
• Si el proceso es endotérmico, aumentando T
• Por reacciones químicas:
• A los hidróxidos se les puede añadir un
ácido (ej.: HCl al Fe(OH)3)
• A las sales se les puede añadir un ácido o
una base para formar una base o un ácido
débil (ej.: HCl al CaCO3 (reac. ácido-base)
o HNO3 al Ag2S (reacción rédox))
CaCO3 + 2HCl H2CO3 + CaCl2
3 Ag2S + 8 HNO3 6 AgNO3 + 2 NO + 3 S + 4 H2O
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34. Aumenta Disminuye
• Efecto salino: agregando una sal soluble sin
ion común y que no precipite con ninguno de
los iones
• Ej.: NaNO3 al AgCl
• Si el proceso es endotérmico, aumentando T
• Por reacciones químicas:
• A los hidróxidos se les puede añadir un
ácido (ej.: HCl al Fe(OH)3)
• A las sales se les puede añadir un ácido o
una base para formar una base o un ácido
débil (ej.: HCl al CaCO3 (reac. ácido-base)
o HNO3 al Ag2S (reacción rédox))
• Se puede añadir un compuesto que
forme un complejo soluble con uno de los
iones (ej.: 2NH3 + AgCl [Ag(NH3)2]Cl)
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35. Aumenta Disminuye
• Efecto de ion común:
agregando una
sustancia con ion
común
• Ej.: NaCl al AgCl
• Efecto salino: agregando una sal soluble sin
ion común y que no precipite con ninguno de
los iones
• Ej.: NaNO3 al AgCl
• Si el proceso es endotérmico, aumentando T
• Por reacciones químicas:
• A los hidróxidos se les puede añadir un
ácido (ej.: HCl al Fe(OH)3)
• A las sales se les puede añadir un ácido o
una base para formar una base o un ácido
débil (ej.: HCl al CaCO3 (reac. ácido-base)
o HNO3 al Ag2S (reacción rédox))
• Se puede añadir un compuesto que
forme un complejo soluble con uno de los
iones (ej.: 2NH3 + AgCl [Ag(NH3)2]Cl)
Dado el equilibrio de
solubilidad AgCl Ag+ + Cl–,
si añadimos una especie que
contenga Cl–, por el principio
de Le Châtelier el equilibrio
se desplazará hacia la
izquierda aumentando la
cantidad de precipitado
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36. Aumenta Disminuye
• Efecto de ion común:
agregando una
sustancia con ion
común
• Ej.: NaCl al AgCl
• Si el proceso es
exotérmico,
aumentando T
• Efecto salino: agregando una sal soluble sin
ion común y que no precipite con ninguno de
los iones
• Ej.: NaNO3 al AgCl
• Si el proceso es endotérmico, aumentando T
• Por reacciones químicas:
• A los hidróxidos se les puede añadir un
ácido (ej.: HCl al Fe(OH)3)
• A las sales se les puede añadir un ácido o
una base para formar una base o un ácido
débil (ej.: HCl al CaCO3 (reac. ácido-base)
o HNO3 al Ag2S (reacción rédox))
• Se puede añadir un compuesto que
forme un complejo soluble con uno de los
iones (ej.: 2NH3 + AgCl [Ag(NH3)2]Cl)
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37. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
Ion común Veamos con más detalle en qué consiste el
efecto de ion común; emplearemos el
ejemplo del AgCl cuando se le añade NaCl
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38. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
INICIO
Ion común
Si añadimos una masa m de AgCl a un
vaso de agua, inicialmente toda esta sal
tan insoluble estará en estado sólido
{m}
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39. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO s mol/L
INICIO
s mol/L s mol/L
– + +
Ion común
Se solubilizará una pequeñísima fracción de ella,
concretamente la equivalente a s mol/L. Como la
parte solubilizada estará disociada, tendremos en
disolución s mol/L de Ag+ y lo mismo de Cl–
{m}
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40. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO s mol/L
INICIO
s mol/L s mol/L
– + +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
Ion común
{m}
{m – x}
En el equilibrio quedará un poco menos de
AgCl sólido que el que se agregó
inicialmente. Digamos que se solubilizan x
gramos, siendo x una cantidad muy pequeña
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41. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
Kps = [Ag+(ac)] [Cl–(ac)]
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Esta es la expresión del
producto de solubilidad del AgCl
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42. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
Kps = [Ag+(ac)] [Cl–(ac)]
Kps = s2 𝑠 = 𝐾ps
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
A partir de ella podremos conocer cuántos
moles por litro de la sal se solubilizan
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43. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Supongamos ahora que añadimos NaCl
(sal muy soluble) a la disolución
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44. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
El NaCl estará completamente disociado en sus iones…
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45. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Notemos que uno de esos iones es común
con un de los producidos por el AgCl
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46. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
INICIO c mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Supongamos que de NaCl añadimos
una cantidad tal que suponga una
concentración de c moles por litro
una vez disuelta (elegiremos un
valor de c mucho mayor que el de s)
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47. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
c mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Como el NaCl es muy soluble, “desaparecerá” todo el sólido añadido (c mol/L) por
quedar solubilizado y disociado, siendo las concentraciones de sus iones c mol/L
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48. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
FINAL – c mol/L c mol/L
c mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Así que la solubilización
producirá c mol/L de Cl–
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49. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
FINAL – c mol/L c mol/L
c mol/L
c mol/L
+
AGREGACIÓN DE NaCl
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Esta cantidad vendrá a sumarse
a la que ya existía de Cl–
producida por el AgCl (s mol/L)
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50. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO ‘
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
c mol/L
+
–δ mol/L
AGREGACIÓN DE NaCl
–δ mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Pero el hecho de haber añadido más cantidad de uno de los productos del equilibrio
del AgCl supondrá, por el principio de Le Châtelier, que dicho equilibrio se
desplazará ligeramente a la izquierda (es decir, desaparecerá una cantidad δ de Cl–.
Esta cantidad será necesariamente muy pequeña. La razón es que el Cl– desaparece
por reacción con el Ag+ (mol a mol), pero de Ag+ hay muy poca cantidad disponible,
ya que el AgCl genera muy poco Ag+ debido a su baja solubilidad
FINAL
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51. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO ‘
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
c mol/L
+
–δ mol/L
AGREGACIÓN DE NaCl
–δ mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
+ { y }
Por otra parte, la cantidad de AgCl precipitado
se verá incrementada en y gramos, siendo y un
valor también muy pequeño
FINAL
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52. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO ‘
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
c mol/L
+
–δ mol/L
c mol/L
≈
AGREGACIÓN DE NaCl
–δ mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Como tanto s como δ son cantidades muy pequeñas y
mucho menores que c, el valor de c prácticamente va
a mantenerse constante (es decir: c + s – δ c)
+ { y }
FINAL
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53. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO ‘
EQUILIBRIO ‘ s’ mol/L
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
c mol/L
+
–δ mol/L
c mol/L
≈
{m + z }
AGREGACIÓN DE NaCl
–δ mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
s mol/L
–
{m}
{m – x}
En cuanto a la diferencia s – δ, será la solubilidad en
las nuevas condiciones; la llamaremos s’. (Respecto
al AgCl sólido, su nueva masa será la inicial más
cierta cantidad z (z es el resultado de restar y – x))
+ { y }
FINAL
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54. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO ‘
EQUILIBRIO ‘ s’ mol/L
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
c mol/L
+
–δ mol/L
c mol/L
≈
Kps = s’c
Kps = [Ag+(ac)] [Cl–(ac)]
AGREGACIÓN DE NaCl
–δ mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
{m + z }
s mol/L
–
{m}
{m – x}
+ { y }
Al aplicar de nuevo la
expresión del producto de
solubilidad obtenemos
FINAL
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55. AgCl(s) Ag+(ac) + Cl–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
EQUILIBRIO s mol/L s mol/L
CAMBIO ‘
EQUILIBRIO ‘ s’ mol/L
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
c mol/L
+
–δ mol/L
c mol/L
≈
Kps = s’c
Kps = [Ag+(ac)] [Cl–(ac)]
𝑠′
=
𝐾ps
𝑐
AGREGACIÓN DE NaCl
–δ mol/L
NaCl(s) Na+(ac) + Cl–(ac)
Ion común
{m + z }
s mol/L
–
{m}
{m – x}
+ { y }
Esa expresión nos va a permitir calcular
la solubilidad s’ del AgCl en las nuevas
condiciones (es decir, en presencia de
un ion común). Hay que tener en
cuenta que Kps permanece constante;
lo que cambia es la solubilidad (s s’)
FINAL
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56. Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua
pura es 4,84 × 10 –17 mol5L-5, ¿cuál será su solubilidad? ¿Y su
solubilidad en una disolución acuosa de NaIO3 0,1M?
PROBLEMA
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57. Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
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58. Ce(IO3)4 Ce4+ 4 IO3
–
+
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
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59. Ce(IO3)4
{ m }
Ce4+ 4 IO3
–
+
{ m }
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Si añadimos una masa m
de Ce(IO3)4 al agua,
inicialmente toda ella
estará en estado sólido
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60. Ce(IO3)4
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
DISOLUCIÓN
s
{ m }
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Pero poco a poco una pequeña masa (δm) se
irá disolviendo. Cuando se llegue al equilibrio
se habrán disuelto s mol/L de esta sal, ya que
esa es su solubilidad. La cantidad de sal que se
disuelve se disocia en sus iones. Por la
estequiometría, en disolución tendremos s
mol/L de Ce4+ y 4s mol/L de IO3
–
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61. Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
DISOLUCIÓN
{ m’ }
s
{ m }
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Estas son las cantidades en el equilibrio. A
la cantidad (en masa) de la sal que queda
sin disolver la llamaremos m’; su valor no
es importante porque no aparecerá en la
constante de equilibrio de solubilidad
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62. Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
= [IO3
–]4
[Ce4+]
Kps
DISOLUCIÓN
{ m’ }
s
{ m }
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Aplicamos la expresión
de la constante del
equilibrio de solubilidad
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63. Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
= [IO3
–]4
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= ×
DISOLUCIÓN
{ m’ }
s
{ m }
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
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64. Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= × = 4,84 10–17
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
s
{ m }
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
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Recordemos que las
unidades son mol5L-5
65. Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
s
{ m }
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
4,84 10–17
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66. Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,0×10–3 M
× = 3,36 10–13
DISOLUCIÓN
NaIO3 0,1 M
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 3,26 × 10–13,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
×
{ m’ }
s'
{ m’ }
IO3
–
La segunda parte del problema consiste
en calcular el nuevo valor de solubilidad
del Ce(IO3)4 (s’) tras añadir a la disolución
más cantidad de uno de sus iones,
concretamente el IO3
– (procedente del
NaIO3, que es una sal soluble)
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67. NaIO3 IO3
– + Na+
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
El NaIO3 se disocia completamente…
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68. 0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
NaIO3 IO3
– + Na+
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
…por lo que 0,1 M de NaIO3 generan
0,1 M de IO3
–
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69. SE AÑADE IO3
–
+ 0,1 M
INICIO
0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
Ce(IO3)4 Ce4+ 4 IO3
–
+
{ m’ }
NaIO3 IO3
– + Na+
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
1,8×10–4 M 7,2×10–4 M
Volvemos al equilibrio del Ce(IO3)4 para valorar
qué consecuencia tiene haber añadido más IO3
–
triplenlace.com
70. CAMBIO
INICIO
0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
Ce(IO3)4 Ce4+ 4 IO3
–
+
– x M
{ m’ }
– (x/4) M
NaIO3 IO3
– + Na+
+ 0,1 M
SE AÑADE IO3
–
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
1,8×10–4 M 7,2×10–4 M
Por el principio de Le Châtelier, debe desaparecer parte del producto IO3
–
añadido (digamos que desaparecen x molL-1) para dar más reactivo Ce(IO3)4.
Lógicamente, al desaparecer IO3
– también desaparece Ce4+, pues reaccionan
en la proporción de 1 mol de Ce4+ por cada 4 moles de IO3
–
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71. CAMBIO
INICIO
0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
Ce(IO3)4
{ m’ }
{+ δm}
NaIO3 IO3
– + Na+
SE AÑADE IO3
–
Ce4+ 4 IO3
–
+
– x M
– (x/4) M
+ 0,1 M
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
1,8×10–4 M 7,2×10–4 M
Como hemos dicho, se formará más Ce(IO3)4, pero la
cantidad exacta no importa en este problema, pues esta
especie no interviene en la constante de equilibrio. Por
eso, escribimos simple y simbólicamente {+ δm}
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72. CAMBIO
s’
EQUILIBRIO 0,1 M
INICIO
0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
Ce(IO3)4
{ m’ }
{+ δm}
{m”}
NaIO3 IO3
– + Na+
SE AÑADE IO3
–
Ce4+ 4 IO3
–
+
– x M
– (x/4) M
+ 0,1 M
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
1,8×10–4 M 7,2×10–4 M
x ha de ser una cantidad muy pequeña, pues existe muy poco Ce4+ para reaccionar con el IO3
–.
Por ello, 0,1 – x lo podemos igualar a 0,1 sin riesgo de mucho error. En cuanto a Ce4+ , su
concentración es simplemente la solubilidad de la sal en esas condiciones, que llamaremos s’
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73. CAMBIO
EQUILIBRIO
INICIO
0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
Ce(IO3)4
{ m’ }
{+ δm}
{m”}
= [IO3
–]4
[Ce4+]
Kps
NaIO3 IO3
– + Na+
SE AÑADE IO3
–
s’ 0,1 M
Ce4+ 4 IO3
–
+
– x M
– (x/4) M
+ 0,1 M
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
1,8×10–4 M 7,2×10–4 M
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74. CAMBIO
EQUILIBRIO
INICIO
0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
Ce(IO3)4
{ m’ }
{+ δm}
{m”}
= [IO3
–]4
[Ce4+]
Kps (0,1)4
s'
= ×
NaIO3 IO3
– + Na+
SE AÑADE IO3
–
s’ 0,1 M
Ce4+ 4 IO3
–
+
– x M
– (x/4) M
+ 0,1 M
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
1,8×10–4 M 7,2×10–4 M
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75. CAMBIO
EQUILIBRIO
INICIO
0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
Ce(IO3)4
{ m’ }
{+ δm}
{m”}
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (0,1)4
s'
= × 4,84 × 10–17
NaIO3 IO3
– + Na+
SE AÑADE IO3
–
s’ 0,1 M
Ce4+ 4 IO3
–
+
– x M
– (x/4) M
+ 0,1 M
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
1,8×10–4 M 7,2×10–4 M
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76. CAMBIO
EQUILIBRIO
INICIO
0,1 M
– 0,1 M
–
INI. –
0,1 M
FIN
Ce(IO3)4
{ m’ }
{+ δm}
{m”}
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (0,1)4
s'
= s’ = 4,84×10–13 M
×
NaIO3 IO3
– + Na+
SE AÑADE IO3
–
s’ 0,1 M
Ce4+ 4 IO3
–
+
– x M
– (x/4) M
+ 0,1 M
Sabiendo que el producto de solubilidad del Ce(IO3)4 en agua pura es de 4,84 × 10–17,
¿cuál será su solubilidad? ¿Y su solubilidad en una disolución de NaIO3 0,1M?
Ce(IO3)4
s 4s
{ –δm } + s + 4s
Ce4+ 4 IO3
–
+
EQUILIBRIO
256s5
= [IO3
–]4
=
[Ce4+]
Kps (4s)4
s
= s = 1,8×10–4 M
× =
DISOLUCIÓN
×
{ m’ }
4,84 10–17
IO3
–
s'
{ m’ }
NaIO3 0,1 M
1,8×10–4 M 7,2×10–4 M
4,84 × 10–17
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77. Solubilización por reacción
Ahora veremos con detalle y con el ejemplo
del hidróxido insoluble AgOH cómo se puede
disolver un precipitado por reacción química
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78. AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
Solubilización por reacción
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79. AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
s mol/L
–
{m}
EQUILIBRIO {m – x} s mol/L s mol/L
+ +
Este es el balance de materia
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80. Kps = s2
Kps = [Ag+(ac)] [OH–(ac)]
AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
s mol/L
–
{m}
EQUILIBRIO {m – x} s mol/L s mol/L
+ +
𝑠 = 𝐾ps
La solubilidad del AgOH
se puede calcular así
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81. CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
HNO3(g) NO3
–(ac) + H+(ac)
c mol/L
AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
EQUILIBRIO
Reacción
s mol/L s mol/L
+ +
s mol/L
–
{m}
{m – x}
Como AgOH es
una base, para
solubilizarla
añadiremos al
sistema un ácido
como el HNO3 (en
concentración c
mol/L)
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82. CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
EQUILIBRIO
Reacción
s mol/L s mol/L
+ +
s mol/L
–
{m}
{m – x}
FINAL
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HNO3(g) NO3
–(ac) + H+(ac)
Podemos plantear este
balance de materia para el
ácido, que al ser fuerte
consideraremos que se
disocia completamente
83. CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
EQUILIBRIO
Reacción
s mol/L s mol/L
+ +
H2O
s mol/L
–
{m}
{m – x}
FINAL
Los protones tenderán a reaccionar
fuertemente con los OH– del AgOH
(reacción de neutralización, siendo
el producto H2O)
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HNO3(g) NO3
–(ac) + H+(ac)
84. CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
EQUILIBRIO
Reacción
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO ‘ + δ mol/L
– {y}
s mol/L
–
{m}
{m – x}
FINAL
{H+ ↓OH– ; AgOH ↑OH–}
Así pues, la presencia de H+ tiende a provocar que disminuya [OH–] (hemos
simbolizado este efecto así: H+ ↓[OH–]), pero el AgOH tenderá a generar más
OH– por el principio de Le Châtelier (AgOH ↑ [OH–]) y al mismo tiempo
generará más Ag+ (llamaremos δ a la cantidad de Ag+ extra producida)
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HNO3(g) NO3
–(ac) + H+(ac)
85. CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
EQUILIBRIO
EQUILIBRIO ‘ s’ mol/L [OH–]
Reacción
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO ‘ + δ mol/L
– {y}
s mol/L
–
{m}
{m – x}
{m – z }
FINAL
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HNO3(g) NO3
–(ac) + H+(ac)
Como la Ag+ solo puede proceder del AgOH y cada mol
de AgOH genera 1 mol de Ag+, la concentración de Ag+
en el medio será la solubilidad del AgOH. Llamaremos
s’ (= s + δ) a dicha solubilidad en estas nuevas
condiciones. En cuanto al OH–, su concentración es
difícil de evaluar porque depende de dos factores que
operan en sentidos opuestos, como se ha visto. La
llamaremos simplemente [OH–]
{H+ ↓OH– ; AgOH ↑OH–}
86. CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
Kps = s’ [OH–]
Kps = [Ag+(ac)] [OH–(ac)]
AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
EQUILIBRIO
EQUILIBRIO ‘ s’ mol/L [OH–]
Reacción
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO ‘ + δ mol/L
– {y}
s mol/L
–
{m}
{m – x}
{m – z }
FINAL
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HNO3(g) NO3
–(ac) + H+(ac)
87. CAMBIO
INICIO
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO c mol/L
INICIO
c mol/L c mol/L
– + +
– c mol/L c mol/L
c mol/L
Kps = s’ [OH–]
Kps = [Ag+(ac)] [OH–(ac)]
𝑠′
=
𝐾ps
[OH–]
AgOH(s) Ag+(ac) + OH–(ac)
EQUILIBRIO
EQUILIBRIO ‘ s’ mol/L [OH–]
Reacción
s mol/L s mol/L
+ +
CAMBIO ‘ + δ mol/L {H+: ↓OH– ; AgOH: ↑OH–}
– {y}
s mol/L
–
{m}
{m – x}
{m – z }
FINAL
Así se puede calcular la concentración de
AgOH en las nuevas condiciones.
Lógicamente, habría que conocer [OH–], pero
ese valor se puede determinar fácilmente de
forma experimental empleando un pH-metro
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HNO3(g) NO3
–(ac) + H+(ac)
89. Cl–
(ac) + Ag+
(ac) AgCl(s)
Por todo lo dicho anteriormente se puede comprender que
cuando se ponen en contacto los iones correspondientes a una sal
insoluble se puede formar un precipitado. Por ejemplo, si se
mezclan disoluciones de las sales solubles NaCl (que contiene Cl–)
y AgNO3 (que contiene Ag+) puede precipitar AgCl
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92. 2I–
(ac) + Pb2+
(ac) PbI2(s)
Uno de los más espectaculares es el de la lluvia de
oro. Cuando se mezcla una disolución que contiene
I– con otra en la que hay Pb2+ precipita PbI2, de color
amarillo intenso: 2 KI +Pb(NO3)2 2 KNO3 +PbI2
El PbI2 se puede solubilizar calentando. Al enfriarse
la disolución se forma un precipitado en forma de
escamas brillantes
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93. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Pero no siempre que se mezclan los iones de una
sustancia insoluble se forma precipitado. Eso
dependerá de la insolubilidad de la sustancia y de que
las concentraciones de los iones que se mezclan sean
suficientemente altas. Vamos a establecer esto en
términos cuantitativos basándonos en un equilibrio
general de solubilidad como el escrito
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94. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Kps = [C]eq
n [A]eq
m
El producto de solubilidad, Kps, tendría esta
expresión (nótese que las concentraciones
del catión y del anión son las del equilibrio)
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95. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Qps = [C]n [A]m Kps = [C]eq
n [A]eq
m
Pero también podemos definir un producto
iónico de solubilidad, Qps, que tiene la misma
expresión que la constante de solubilidad
pero que se refiere a cualesquiera
condiciones, sean las del equilibrio o no
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96. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Kps > Qps
No hay precipitado
Qps = [C]n [A]m Kps = [C]eq
n [A]eq
m
Pues bien, si en determinadas
condiciones de concentraciones
iónicas calculamos Qps y el valor
resulta ser menor que Kps no
precipitará nada de la sustancia
insoluble
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97. CnAm(s) nCm+(ac) + mAn–(ac)
Kps < Qps
No hay precipitado Hay precipitado
Qps = [C]n [A]m Kps = [C]eq
n [A]eq
m
Pero si Qps es mayor que
Kps habrá precipitado
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Kps > Qps
98. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de
yoduro potásico 0,3 M. Si se vierte 1 mL de la primera sobre
1 L de la segunda, ¿se formará precipitado? En ese caso,
¿cuántos gramos de precipitado?
(Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
PROBLEMA
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99. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
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100. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
Tanto el Pb(NO3)2 como el KI son sales muy
solubles, por lo que están completamente
disociadas en sus iones. Al mezclar una
con otra se encontrarán los iones Pb2+ e I–
y podrán dar lugar a un precipitado de
PbI2. Que se forme o no ese precipitado
dependerá del valor de Qps en relación al
de Kps. El valor de Qps es función de las
concentraciones de Pb2+ e I–.
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101. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
Hay que tener en cuenta que las
concentraciones de Pb2+ e I– que hay que
considerar no son las que figuran en el
enunciado sino las que tendrán estos iones
una vez mezclados, concentraciones que serán
menores que las del enunciado debido a la
dilución debida a la mezcla. Para calcular las
nuevas concentraciones tras la dilución se
puede aplicar esta expresión (V y M se refieren
a volumen y molaridad iniciales; V’ y M’ son
los valores tras mezclar)
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102. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
La concentración final teórica que tendría
el I– (si no ocurriese precipitación alguna)
puede considerarse muy
aproximadamente igual a la inicial porque
solo añadimos 1 mL a 1 L de disolución de
I–, lo que supone que el volumen
prácticamente no varía
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103. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I– Sin embargo, la concentración teórica
final del Pb2+ variará mucho respecto a la
inicial porque tomamos 1 mL de ella y lo
añadimos a 1 L. Es decir, diluimos en un
factor de aproximadamente 1000
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104. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
Planteamos el equilibrio de
disolución-disociación del PbI2
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105. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = [Pb2+] [I–]2
Kps = [Pb2+]eq [I–]eq
2
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
Recordemos las definiciones de Qps
y Kps, que son análogas, aunque Kps
se calcula siempre con las
concentraciones en el equilibrio
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106. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = [Pb2+] [I–]2
Kps = [Pb2+]eq [I–]eq
2
Si Kps < Qps
habrá precipitado
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
Y recordemos también la
condición para que se
produzca un precipitado
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107. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = [Pb2+] [I–]2
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
El valor de Kps
lo conocemos
triplenlace.com
Si Kps < Qps
habrá precipitado
108. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = [Pb2+] [I–]2
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
Al mezclar, estas serían
las concentraciones
teóricas de Pb2+ e I–
que tendríamos
triplenlace.com
Si Kps < Qps
habrá precipitado
109. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = [Pb2+] [I–]2
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
Qps ≈ 1×10–4 × 0,32 = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
Con esas concentraciones
obtenemos un valor de Qps = 910-6,
valor que supera al de Kps (7,110-9)
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
110. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = 9 × 10–6
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
Si Kps < Qps
habrá precipitado
Qps ≈ 1×10–4 × 0,32 = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
Por lo tanto, habrá
precipitado. Ahora bien,
¿cuánta masa de
precipitado se formará?
Por lo tanto, habrá
precipitado. Ahora bien,
¿cuánta masa de
precipitado se formará?
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111. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO – x M
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
Supongamos que desaparecen de la
disolución x mol/L de Pb2+ al reaccionar
con el I– para dar PbI2 (s). Lógicamente, x
tiene que ser menor de 1×10–4 mol/L, ya
que no pueden reaccionar más moles
de los que hay.
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
112. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO – 2x M
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
– x M
Por la estequiometría de la
disolución desaparecerán 2x
mol/L de I– (pues 1 mol de Pb2+
reacciona con 2 mol de I–)
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
113. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
– 2x M
– x M
+ { m }
Y precipitará una cierta cantidad
de PbI2 (llamémosla m)
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
114. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO + { m }
EQUILIBRIO { m } (0,3 –2x) M
(1×10–4–x) M
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
– 2x M
– x M
En el equilibrio quedarán
las cantidades señaladas
de las tres especies
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
115. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO + { m }
EQUILIBRIO { m } (0,3 –2x) M
(1×10–4–x) M
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
– 2x M
– x M
Como hemos dicho, x tiene que ser menor
de 1×10–4 mol/L. Por lo tanto, podremos
despreciar 2x en la expresión (0,3 – 2x) y
hacerla aproximadamente igual a 0,3
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
116. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO
EQUILIBRIO
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
+ { m }
{ m } (1×10–4–x) M
– 2x M
– x M
≈ 0,3 M
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
117. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO
EQUILIBRIO
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
+ { m }
{ m } (1×10–4–x) M
– 2x M
– x M
≈ 0,3 M
Kps ≈ ( 1×10–4 – x )M × 0,32 M2 = 7,1×10–9 M3
Aplicamos la expresión de Kps a
las concentraciones de Pb2+ e I–
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
118. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO
EQUILIBRIO
x ≈ 10–4
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
+ { m }
{ m } (1×10–4–x) M
– 2x M
– x M
≈ 0,3 M
Kps ≈ ( 1×10–4 – x )M × 0,32 M2 = 7,1×10–9 M3
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
119. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO
EQUILIBRIO
Pb2+ que “desaparece” de 1 L de disolución: 10–4 moles
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
+ { m }
{ m } (1×10–4–x) M
– 2x M
– x M
≈ 0,3 M
x ≈ 10–4
Kps ≈ ( 1×10–4 – x )M × 0,32 M2 = 7,1×10–9 M3
La cantidad de Pb2+ que se
perderá de la disolución
(expresada en concentración) es
10-4 mol/L, pero como la
disolución tiene un volumen
precisamente de 1 L, se
perderán 10-4 mol de Pb2+
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
120. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO
EQUILIBRIO
m de PbI2 que precipita: 10–4 moles = 0,046 g
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
+ { m }
{ m } (1×10–4–x) M
– 2x M
– x M
≈ 0,3 M
x ≈ 10–4
Kps ≈ ( 1×10–4 – x )M × 0,32 M2 = 7,1×10–9 M3
Pb2+ que “desaparece” de 1 L de disolución: 10–4 moles
Como la relación estequiométrica
entre Pb2+ y PbI2 es 1:1,
precipitarán 10-4 mol de PbI2
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
121. Se tiene una disolución de nitrato de plomo 0,1 M y otra de yoduro potásico 0,3 M. Si
se vierte 1 mL de la primera sobre 1 L de la segunda, ¿se formará precipitado?
¿Cuántos gramos? (Kps PbI2 = 7,1×10–9 mol3L-3; pesos atómicos: Pb = 207,2; I = 126,9)
Qps = 9 × 10–6
Kps = 7,1 × 10–9
M’Pb2+ ≈ 1 10-4 M
M’I– ≈ 0,3 M
V M = V’ M’
Pb(NO3)2Pb2++2NO3
–
KI K+ + I–
1×10–4 M
AL MEZCLAR 0,3 M
CAMBIO
EQUILIBRIO
m de PbI2 que precipita: 10–4 moles = 0,046 g
PbI2 (s) Pb2+
(ac) 2 I–
(ac)
+
+ { m }
{ m } (1×10–4–x) M
– 2x M
– x M
≈ 0,3 M
x ≈ 10–4
Kps ≈ ( 1×10–4 – x )M × 0,32 M2 = 7,1×10–9 M3
Pb2+ que “desaparece” de 1 L de disolución: 10–4 moles
Como el peso molecular
del PbI2 es 461 g/mol, 10–4
moles equivalen a 0,046 g
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Si Kps < Qps
habrá precipitado
123. Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
CATIONES
Cuando se quieren identificar los iones existentes en una
muestra en disolución se hace lo que se llama una marcha
analítica. Hay varios tipos de marchas analíticas, siendo la
más clásica la “marcha del sulfhídrico”, aunque la que más
se usa actualmente es la del carbonato. Las marchas se
basan en clasificar los distintos iones que pueda haber
disueltos en varios grupos. Unos grupos se pueden separar
de otros añadiendo determinados reactivos
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124. Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
HCl
Grupos 2, 3, 4, 5
CATIONES
Si se añade HCl y en la disolución existen Ag+, Pb2+ y Hg2
2+
precipitarán tres cloruros insolubles de estos iones, que
constituyen el llamado grupo 1. Los demás cationes que
pueda haber en disolución (grupos 2 a 5) quedarían en
disolución. Si se centrifuga se puede separar el
precipitado (grupo 1) del sobrenadante (grupos 2 a 5)
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125. Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
HCl
Grupos 2, 3, 4, 5
H2S
Grupos 3, 4, 5
CATIONES
As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Así sucesivamente se pueden separar los
demás grupos añadiendo distintos reactivos
para que precipiten selectivamente algunos
cationes y queden en disolución los demás
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126. Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
HCl
Grupos 2, 3, 4, 5
H2S
As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Grupos 3, 4, 5
NaOH + (NH4)2S
CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS, Al(OH)3, Cr(OH)3
Grupos 4, 5
CATIONES
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127. Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
HCl
Grupos 2, 3, 4, 5
H2S
As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Grupos 3, 4, 5
NaOH + (NH4)2S
CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS, Al(OH)3, Cr(OH)3
Grupos 4, 5
Na2CO3
MgCO3, CaCO3, SrCO3, BaCO3
Grupo 5
CATIONES
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128. Na2CO3
Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
HCl
Grupos 2, 3, 4, 5
H2S
As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Grupos 3, 4, 5
NaOH + (NH4)2S
CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS, Al(OH)3, Cr(OH)3
Grupos 4, 5
MgCO3, CaCO3, SrCO3, BaCO3
Grupo 5
CATIONES
Agua caliente disolvería plomo
del precipitado del grupo 1,
pero añadiendo Na2CrO4
precipitaría como PbCrO4
Ahora queda identificar los cationes existentes en cada uno de
los 5 grupos aislados. Por ejemplo, supongamos que se formó
precipitado al añadir HCl al principio. Eso indicaría que la
muestra contenía al menos un catión del grupo 1 (Ag+, Pb2+,
Hg2
2+). Para identificarlo(s) se recurre a métodos específicos
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129. Na2CO3
Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
HCl
Grupos 2, 3, 4, 5
H2S
As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Grupos 3, 4, 5
NaOH + (NH4)2S
CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS, Al(OH)3, Cr(OH)3
Grupos 4, 5
MgCO3, CaCO3, SrCO3, BaCO3
Grupo 5
CATIONES
Añadiendo NH4
+ al precipitado del grupo 1,
si hay Hg2
2+ se produciría Hg (negro)
junto a [Hg(NH2)Cl], pero la plata
(de existir) formaría [Ag(NH3)2]+, soluble
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130. Na2CO3
Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
HCl
Grupos 2, 3, 4, 5
H2S
As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Grupos 3, 4, 5
NaOH + (NH4)2S
CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS, Al(OH)3, Cr(OH)3
Grupos 4, 5
MgCO3, CaCO3, SrCO3, BaCO3
Grupo 5
CATIONES
Si existiera plata solubilizada en el
sobrenadante anterior, añadiendo
HCl al líquido se formaría un
precipitado blanco de AgCl
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131. Na2CO3
Grupo 1: Ag+, Pb2+, Hg2
2+
Grupo 2: As3+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, Sb3+, Sn2+
Grupo 3: Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Zn2+, Al3+, Cr3+
Grupo 4: Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Grupo 5: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4
+
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
HCl
Grupos 2, 3, 4, 5
H2S
Grupos 3, 4, 5
NaOH + (NH4)2S
CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS, Al(OH)3, Cr(OH)3
Grupos 4, 5
MgCO3, CaCO3, SrCO3, BaCO3
Grupo 5
CATIONES
As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Precipitación fraccionada
Por otra parte, algunos iones se pueden separar unos de otros
por el método llamado de precipitación fraccionada,
consistente en ir añadiendo poco a poco el reactivo
precipitante. Si la diferencia de solubilidad entre los iones que
se quieren separar es muy grande, la separación podrá hacerse
de forma muy efectiva por este procedimiento
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132. As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Kps = 2×10–53
Kps = 1×10–26
Kps = 6×10–37
Kps = 8×10–28
Por ejemplo, consideremos estos
cuatro sulfuros que, por tener la
misma fórmula tipo MS, tendrán
expresiones de Kps idénticas (Kps = s2)
y eso permitirá comparar sus
solubilidades. Observando los valores
de Kps de los cuatro, deducimos que
añadiendo muy pequeña cantidad de
iones S2– a una disolución que
contenga los iones Hg2+, Cu2+, Cd2+ y
Sn2+, debería ser el HgS el primero en
precipitar, pues Qps superará
rápidamente a su Kps. Después
precipitará el CuS. En cambio, el Cd y
el Sn serán difíciles de separar
completamente por este método
porque tienen valores de Kps muy
próximos
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133. As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Kps = 2×10–53
Kps = 1×10–26
Kps = 6×10–37
Kps = 8×10–28
En el proceso de separación, la
disolución de los cuatro iones se
verá inicialmente transparente
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134. As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Kps = 2×10–53
El primero que se verá
precipitar será el HgS por
su bajísimo valor de Kps…
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135. As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Kps = 2×10–53
El precipitado de HgS se podrá enviar
al fondo del tubo por centrifugación,
quedando sobre el sólido un
sobrenadante líquido que se decanta
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136. As2S3, Bi2S3, Sb2S3, HgS, CuS, CdS, SnS
Kps = 2×10–53
Kps = 6×10–37
Al sobrenadante decantado
se le añade más S2– para
que precipite el CuS…
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139. Ag+
Cl–
Las precipitaciones no solo
pueden usarse para
identificar iones que
precipitan son un reactivo,
sino también para
cuantificarlos. Por ejemplo,
se puede saber cuánto Cl–
contiene una muestra
añadiéndole Ag+ para que
precipite AgCl
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140. Ag+
K2CrO4
Cl–
Lógicamente, tenemos que saber cuándo
hemos de dejar de añadir Ag+, o, dicho
de otro modo, cuándo hemos añadido la
Ag+ necesaria para que precipite todo el
Cl–. El dato permitirá saber cuánto
cloruro había, ya que conocemos la
estequiometría del proceso: 1 mol de Ag+
reacciona con 1 mol de Cl– (Ag+ + Cl–
AgCl). Pues bien, podremos saber
cuándo ha terminado esta reacción
añadiendo una gotas de K2CrO4 antes de
empezar a valorar
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141. Ag+
K2CrO4
Cl–
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…para que, cuando la Ag+ ya no encuentre
Cl– con el que reaccionar, una sola gota
adicional de disolución de Ag+ reaccione
con los iones CrO4
2– formando Ag2CrO4, de
color marrón rojizo. Eso indicará que ha
terminado la volumetría. Solo queda medir
la cantidad de Ag+ que se ha añadido y
deducir la cantidad de Cl– que existía en el
vaso, ya que esta Ag+ ha reaccionado con el
Cl– para formar AgCl. (Una alternativa es
centrifugar el precipitado de AgCl, lavarlo,
secarlo y pesarlo. Del peso se calcula
cuánto corresponde a Cl–)
142. La teoría explicada aquí se puede afianzar resolviendo los ejercicios
correspondientes a este tema que figuran en:
Ejercicios de Reactividad Química Básica
143. Curso Básico de Reactividad Química
01 – Unidades y estequiometría
02 – Termodinámica química
03 – Equilibrio químico y ley de acción de masas
04 – Cinética química
05 – Equilibrios físicos
06 – Disoluciones y sus propiedades coligativas
07 – Equilibrios de ácidos y bases
08 – Equilibrios de solubilidad
09 – Reacciones de oxidación-reducción
10 – Electroquímica: pilas galvánicas y electrolisis
11 – Reacciones de polimerización y nucleares
12 – Visión general de la reactividad química
144. Para afianzar estos conocimientos conviene realizar los
Ejercicios de Reactividad Química Básica
145. Más teoría, ejercicios y prácticas de
Química General, Química Inorgánica Básica,
Química Orgánica Básica, Química Física,
Técnicas Instrumentales…
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