Este documento trata sobre equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad. Explica el efecto del ion común y cómo esto afecta la ionización de ácidos y bases débiles. También cubre los sistemas buffer, titulaciones ácido-base y el producto de solubilidad.
Estudio de los equilibrios heterogéneos, llamados también equilibrios de solubilidad. Se estudia el efecto de la acidez, del ión común, el efecto redox, y el efecto de la formación de un complejo estable.
Estudio de los equilibrios heterogéneos, llamados también equilibrios de solubilidad. Se estudia el efecto de la acidez, del ión común, el efecto redox, y el efecto de la formación de un complejo estable.
El 24 de noviembre de 2014, la Fundación Ramón Areces organizó el Simposio 'Cooperación Internacional en la exploración espacial' en colaboración con la Comunidad de Científicos Españoles en la República Federal de Alemania (CERFA). Ponentes de primer nivel hablaron de la importancia de las colaboraciones internacionales entre agencias, laboratorios y universidades y el necesario intercambio entre científicos, primordial para lograr avances en la exploración espacial. El éxito de la misión Rosetta de la Agencia Espacial Europea es el último ejemplo de esa cooperación.
ROMPECABEZAS DE ECUACIONES DE PRIMER GRADO OLIMPIADA DE PARÍS 2024. Por JAVIE...JAVIER SOLIS NOYOLA
El Mtro. JAVIER SOLIS NOYOLA crea y desarrolla el “ROMPECABEZAS DE ECUACIONES DE 1ER. GRADO OLIMPIADA DE PARÍS 2024”. Esta actividad de aprendizaje propone retos de cálculo algebraico mediante ecuaciones de 1er. grado, y viso-espacialidad, lo cual dará la oportunidad de formar un rompecabezas. La intención didáctica de esta actividad de aprendizaje es, promover los pensamientos lógicos (convergente) y creativo (divergente o lateral), mediante modelos mentales de: atención, memoria, imaginación, percepción (Geométrica y conceptual), perspicacia, inferencia, viso-espacialidad. Esta actividad de aprendizaje es de enfoques lúdico y transversal, ya que integra diversas áreas del conocimiento, entre ellas: matemático, artístico, lenguaje, historia, y las neurociencias.
2. El efecto del ion común es el cambio en el equilibrio causado por la suma de un compuesto teniendo un ion en común con la sustancia disuelta. Considere la mezcla de CH 3 COONa (electrolito fuerte) y CH 3 COOH (ácido débil). 16.2 La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido débil o de una base débil. CH 3 COONa ( s ) Na + (ac) + CH 3 COO - (ac) CH 3 COOH (ac) H + (ac) + CH 3 COO - (ac) Ion común
3. Considere la mezcla de sal NaA y un ácido débil HA. p K a = -log K a Ecuación de Henderson-Hasselbalch 16.2 HA (ac) H + (ac) + A - (ac) NaA ( s ) Na + (ac) + A - (ac) K a = [H + ][A - ] [HA] [H + ] = K a [HA] [A - ] -log [H + ] = -log K a - log [HA] [A - ] -log [H + ] = -log K a + log [A - ] [HA] pH = p K a + log [A - ] [HA] pH = p K a + log [base conjugada] [ácido]
4. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 0.30 M HCOOH y 0.52 M HCOOK? 0.30 0.00 - x + x 0.30 - x 0.52 + x x 0.52 + x Efecto del ion común 0.30 – x 0.30 0.52 + x 0.52 HCOOH p K a = 3.77 = 4.01 16.2 ¡Mezcla de ácido débil y base conjugada! HCOOH (ac) H + (ac) + HCOO - (ac) Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) pH = p K a + log [HCOO - ] [HCOOH] pH = 3.77 + log [0.52] [0.30]
7. ¿ Cuáles de los siguientes son sistemas Buffer? (a) KF/HF (b) KBr/HBr, (c) Na 2 CO 3 /NaHCO 3 (a) KF es un ácido débil y F - es su base conjugada solución Buffer (b) HBr es un ácido fuerte No es una solución Buffer (c) CO 3 2- es una base débil y HCO 3 - es su ácido conjugado solución Buffer 16.3
8. = 9.20 Calcula el pH de un sistema Buffer con 0.30 M NH 3 /0.36 M NH 4 Cl. ¿Cuál es el pH después que se agregan 20.0 mL de 0.050 M NaOH a 80.0 mL de la solución Buffer? p K a = 9.25 = 9.17 empieza (moles) termina (moles) 0.029 0.001 0.024 0.028 0.0 0.025 Volumen final = 80.0 mL + 20.0 mL = 100 mL 16.3 NH 4 + (ac) H + (ac) + NH 3 (ac) pH = p K a + log [NH 3 ] [NH 4 + ] pH = 9.25 + log [0.30] [0.36] NH 4 + (ac) + OH - (ac) H 2 O ( l ) + NH 3 (ac) pH = 9.25 + log [0.25] [0.28] [NH 4 + ] = 0.028 0.10 [NH 3 ] = 0.025 0.10
10. Titulaciones En una titulación una solución con una concentración conocida es agregada gradualmente a otra solución con concentración desconocida, hasta que la reacción química entre las dos soluciones se completa. Punto de equivalencia – el punto en el que una reacción es completa Indicador – sustancia que cambia de color en (cerca de) el punto de equivalencia Agregar lentamente una base a un ácido desconocido HASTA que cambie de color a ( rosa ) 4.7
11. Titulaciones de un ácido fuerte con una base fuerte 16.4 NaOH (ac) + HCl (ac) H 2 O ( l ) + NaCl (ac) OH - (ac) + H + (ac) H 2 O ( l )
12. Titulación de un ácido débil con una base fuerte En el punto de equivalencia (pH > 7): 16.4 CH 3 COOH (ac) + NaOH (ac) CH 3 COONa (ac) + H 2 O ( l ) CH 3 COOH (ac) + OH - (ac) CH 3 COO - (ac) + H 2 O ( l ) CH 3 COO - (ac) + H 2 O ( l ) OH - (ac) + CH 3 COOH (ac)
13. Titulación de un ácido fuerte con una base débil En el punto de equivalencia (pH < 7): 16.4 HCl (ac) + NH 3 (ac) NH 4 Cl (ac) NH 4 + (ac) + H 2 O ( l ) NH 3 (ac) + H + (ac) H + (ac) + NH 3 (ac) NH 4 Cl (ac)
14. Una muestra de 100 mL de 0.10 M HNO 2 son titulados con una solución 0.10 M NaOH. ¿Qué pH hay en el punto de equivalencia? empieza (moles) finaliza (moles) 0.01 0.01 0.0 0.0 0.01 0.05 0.00 - x + x 0.05 - x 0.00 + x x x Volumen Final = 200 mL = 2.2 x 10 -11 0.05 – x 0.05 x 1.05 x 10 -6 = [OH - ] pOH = 5.98 pH = 14 – pOH = 8.02 HNO 2 (ac) + OH - (ac) NO 2 - (ac) + H 2 O ( l ) NO 2 - (ac) + H 2 O ( l ) OH - (ac) + HNO 2 (ac) Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) [NO 2 - ] = 0.01 0.200 = 0.05 M K b = [OH - ][HNO 2 ] [NO 2 - ] = x 2 0.05- x
15. Indicadores ácido-base Color del ácido (HIn) predomina Color de la base conjugada (In - ) predomina 16.5 HIn (ac) H + (ac) + In - (ac) 10 [HIn] [In - ] 10 [HIn] [In - ]
18. ¿Qué indicador se usaría para una titulación de HNO 2 con KOH ? Ácido débil titulado con una base fuerte. En el punto de equivalencia, tendrá una base conjugada del ácido débil. En el punto de equivalencia, pH > 7 Se usaría rojo crisol o fenoftaleina 16.5
19. El producto de solubilidad 16.6 K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps es la constante del producto de solubilidad del producto K sp = [Mg 2+ ][F - ] 2 K sp = [Ag + ] 2 [CO 3 2 - ] K sp = [Ca 2+ ] 3 [PO 4 3 - ] 2 Disolución de un sólido iónico en una solución acuosa: Q = K ps Solución saturada Q < K ps Solución no saturada No hay precipitado Q > K ps Solución supersaturada Se formará precipitado AgCl ( s ) Ag + (ac) + Cl - (ac) MgF 2 ( s ) Mg 2+ (ac) + 2F - (ac) Ag 2 CO 3 ( s ) 2Ag + (ac) + CO 3 2 - (ac) Ca 3 (PO 4 ) 2 ( s ) 3Ca 2+ (ac) + 2PO 4 3 - (ac)
21. Solubilidad molar (mol/L) es el numero de moles de soluto disueltos en 1 L de una solución saturada. Solubilidad (g/L) es el número de gramos de soluto disueltos en 1L de solución saturada. 16.6
22. ¿Cuál es la solubilidad del cloruro de plata en g/L ? K sp = [Ag + ][Cl - ] 0.00 + s 0.00 + s s s K sp = s 2 s = 1.3 x 10 -5 [Ag + ] = 1.3 x 10 -5 M [Cl - ] = 1.3 x 10 -5 M Solubilidad = de AgCl = 1.9 x 10 -3 g/L K sp = 1.6 x 10 -10 16.6 AgCl ( s ) Ag + (ac) + Cl - (ac) Inicial ( M ) Cambio ( M ) Equilibrio ( M ) s = K sp 1.3 x 10 -5 mol AgCl 1 L soln 143.35 g AgCl 1 mol AgCl x
24. ¿Si 2.00 mL de NaOH 0.200 M son agregados a 1.00 L de CaCl2 0.100 M , se formará un precipitado? 16.6 Los iones presentes en la solución son: Na + , OH - , Ca 2+ , Cl - . El único precipitado posible es Ca(OH) 2 (solubilidad controla). Es Q > K ps for Ca(OH) 2 ? [Ca 2+ ] 0 = 0.100 M [OH - ] 0 = 4.0 x 10 -4 M K ps = [Ca 2+ ][OH - ] 2 = 8.0 x 10 -6 = 0.10 x (4.0 x 10 -4 ) 2 = 1.6 x 10 -8 Q < K ps No se forma ningún precipitado Q = [Ca 2+ ] 0 [OH - ] 0 2
25. ¿Qué concentración de Ag es requerida para precipitar únicamente AgBr en una solución que contiene tanto Br - como Cl - con una concentración de 0.02 M ? K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps = 1.6 x 10 -10 16.7 K ps = 7.7 x 10 -13 K ps = [Ag + ][Br - ] 3.9 x 10 -11 M < [Ag + ] < 8.0 x 10 -9 M AgCl ( s ) Ag + (ac) + Cl - (ac) AgBr ( s ) Ag + (ac) + Br - (ac) [Ag + ] = K ps [Br - ] 7.7 x 10 -13 0.020 = = 3.9 x 10 -11 M [Ag + ] = K ps [Cl - ] 1.6 x 10 -10 0.020 = = 8.0 x 10 -9 M
26. El efecto común del ion y solubilidad K ps = 7.7 x 10 -13 s 2 = K sp s = 8.8 x 10 -7 [Br - ] = 0.0010 M [Ag + ] = s [Br - ] = 0.0010 + s 0.0010 K ps = 0.0010 x s s = 7.7 x 10 -10 16.8 La presencia de un ion común disminuye la solubilidad de la sal. ¿Cuál es la solubilidad molar de AgBr en (a) agua pura y (b) 0.0010 M NaBr? AgBr ( s ) Ag + (ac) + Br - (ac) NaBr ( s ) Na + (ac) + Br - (ac) AgBr ( s ) Ag + (ac) + Br - (ac)
27.
28. Equilibrio iónico complejo y solubilidad Un ion complejo , es un ion que contiene un catión metálico central enlazado a uno o más iones. La constante de formación o la constante de estabilidad (Kf), es el equilibrio constante para la formación compleja del ion. 16.10 Co 2+ (ac) + 4Cl - (ac) CoCl 4 (ac) 2- K f = [CoCl 4 ] [Co 2+ ][Cl - ] 4 2- Co(H 2 O) 6 2+ CoCl 4 2- K f Estabilidad de la complejidad
33. La química en acción: como se forma un cascarón Ca 2+ (ac) + CO 3 2- (ac) CaCO 3 ( s ) H 2 CO 3 (ac) H + (ac) + HCO 3 - (ac) HCO 3 - (ac) H + (ac) + CO 3 2- (ac) CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) H 2 CO 3 (ac) carbonic anhydrase