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Taller 4: CINÉTICA QUÍMICA.
1) Para cada una de las siguientes reacciones expresa la relación entre el cambio de la
concentración de productos y reactivos:
a) CO2 (g) + 2 H2 CH3OH(g)
b) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
2) Si la velocidad de una reacción química viene dada por la expresión v = k[A]. [B], se
podrá afirmar para dicha reacción que:
a) La constante de velocidad, k, viene expresada en las unidades mol2
.L-2
.s -1
b) El valor de k permanece constante a lo largo de la misma, aunque varíe la
temperatura
c) El valor numérico de la velocidad permanece constante todo el tiempo que dure
la reacción
d) El valor numérico de la velocidad disminuye con el tiempo de reacción si no se
modifican las condiciones iniciales.
3) La ley de velocidad de la reacción: A + B → C + D es igual a v = k.[A].[B]. El
sistema puede ser sometido a los siguientes cambios:1- Un aumento en la
concentración de A. 2-Un aumento en la concentración de B. 3-Un aumento en la
temperatura. ¿Cuál/es de los cambios propuestos aumentará la velocidad de la
reacción:
a) Sólo el 1 y el 2 b) Sólo el 1 y el 3
c) Sólo el 3 d) El 1, el 2 y el 3
4) En la reacción A → B se ha hallado experimentalmente que, para una concentración
inicial de A de 0,02, 0,03 y 0,05 M, la velocidad de reacción resultó ser 4,8. 10 - 6
;
1,08.10 - 5
; ' y 3,0. 10 – 5
M/s , respectivamente. Calcule el orden de esa reacción.
5) La destrucción de la capa de ozono es debida entre otras a la siguiente reacción:
NO+ O3 →NO2 + O2. La velocidad de reacción que se ha obtenido en tres
experimentos en los que se ha variado las concentraciones iniciales de los reactivos ha
sido la siguiente:
[NO] M [O3] M Velocidad Inicial(mol/L·s)
1 X 10-6 3X 10-6 6,6 X 10-5 1
1 X 10-6 9 X 10-6 1,98 X10-4 2
3 X 10-6 9X 10-6 5,95 X 10-4 3
a) Determinar la ecuación de velocidad
b) Calcular el valor de la constante de velocidad.
6) Se hacen las observaciones siguientes respecto a una reacción del tipo A + B + C
que avanza hacia los productos:
- si se duplica la concentración de A se duplica la velocidad
- si se duplica la concentración de B, ello no afecta la velocidad
- si se triplica la concentración de C la velocidad aumenta por un factor de 9.
¿Cuál es la ecuación de velocidad de la reacción?
7) La descomposición de N2O5 en CCl4 se lleva a cabo de la siguiente manera:
N2O5 (g) 4 NO2(g) + O2(g). La ecuación de velocidad para esta reacción es de](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-15-320.jpg)
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primer orden respecto a N2O5 (g). A 45ºC la constante de velocidad es 6.08 x 10-4
s-1
. Calcule la velocidad de reacción cuando N2O5= 0.100 M y N2O5=0.305 M.
8) Considere la siguiente reacción hipotética A + B productos. La ecuación de
velocidad es v= k A B . Cuando las concentraciones iniciales de A y B son
0.050 M y 0.080 M respectivamente la velocidad inicial es 1.6 x 10-3
M/s .
a) ¿Cuál es el valor de k?
b) ¿Cuáles son las unidades de k?
c) ¿Cómo cambia la velocidad si la concentración inicial de A se triplica?
9) La reacción 2NO + 2 H2 → N2 + 2H2O es de primer orden respecto a H2 y de
segundo orden respecto a NO. ¿Qué le ocurre a la velocidad cuando:
a) se duplica [NO] mientras que[H2] permanece fija.
b) [NO] permanece fija mientras que [H2] se duplica.
c) se duplica tanto [NO] como [H2].
10) Determina la ley de velocidad con base en los siguientes datos para la
descomposición de ICl según: 2 ICl(g) + H2(g) → 2 HCl (g)+ I2(g)
experiencia 1 2 3
ICl 1.5x10-3
M 2.3x10-3
M 2.3x10-3
M
H2 1.5x10-3
M 1.5x10-3
M 3.7x10-3
M
Velocidad M/s 3.7x10-7
5.7x10-7 14,0x10-7
11) La reacción en fase gaseosa A + B → C + D es endotérmica y su ecuación cinética
es: v = k[A]2
. Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) El reactivo A se consume más deprisa que el B.
b) Un aumento de presión total produce un aumento de la velocidad de la reacción.
c) Una vez iniciada la reacción, la velocidad de reacción es constante si la
temperatura no varía.
d) Por ser endotérmica, un aumento de temperatura disminuye la velocidad de
reacción.
12) Para la reacción: 2N2O5(g) --> 4NO2(g) + O2(g) la energía de activación, Ea, y el
E total son de 100 kJ/mol y -23 kJ/mol, respectivamente. ¿Cuál es la energía de
activación de la reacción inversa? Grafique en coordenadas de reacción.
13) Para la siguiente reacción 2A + 2 B → C + 2D en la que reactivos y productos son
gases. Se determino v= k [A] [B]2
. Se conoce además que es fuertemente
exotérmica. Las siguientes preguntas acerca de la reacción involucran sólo un
cambio en las condiciones indicadas según se indica en la tabla a continuación.
Prediga entonces el efecto de ese cambio sobre cada uno de los parámetros
indicados como: A(aumenta) D(disminuye) N( no cambia)
Cambio Velocidad
inic .directa
k Ea
Se duplica [A]
Se duplica [D]
Se introduce un catalizador
Se disminuye la temperatura](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-16-320.jpg)
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Taller 5: EQUILIBRIO QUÍMICO
4) Balancee y escriba la constante de equilibrio para cada una de las siguientes
reacciones:
a) H2(g) + I2(g) HI(g)
b) SrCO3(g) SrO(s) + CO2(g)
c) P4(g) + O2(g)
P4O6(s)
d) Cl2(g) + H2O(g) HCl(g) + O2(g)
e) NaF(s) + H2SO4(l) NaHSO4(s) + HF(g)
5) El nitrógeno reacciona con el oxígeno para formar NO(g)
a) Plantee la ecuación correspondiente
b) Calcule Kc sabiendo que la reacción ocurre a 1500K y las concentraciones en
el equilibrio son 1,7.10-3
mol/L de oxígeno, 6,4.10-3
mol/L de nitrógeno y
1,1.10-3
mol/L de NO.
6) El valor de Kc para la reacción entre CO(g) y agua gaseosa para dar CO2(g) e H2(g) es
de 1,845 a 300ºC. Si en un recipiente de 2 L se colocan 0,600 moles del monóxido de
carbono y 0,600 moles de agua a esa temperatura y se deja que la reacción alcance el
equilibrio ¿Cuál es la concentración de todas las especies en el equilibrio?
7) En un recipiente de 1 L y a 1000K se colocan inicialmente 0,0200 mol NO y 0,0300
mol O2. La reacción es 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Cuando la reacción llega
al equilibrio la concentración de NO2 es 2,2.10-3
mol/L; calcule las otras
concentraciones en el equilibrio y la Kc.
8) El valor de Kc a 500ºC de la reacción H2CO H2 + CO es de 0,50. En un recipiente
se introduce una mezcla de H2CO, H2 y CO a esta temperatura. Después de un
tiempo corto, el análisis indica las siguientes concentraciones [H2CO]= 0,50 M [H2]=
0,80M y [CO]=0,25 M . Indique los siguientes enunciados como verdaderos o falsos y
justifique sus respuestas
a) La mezcla de reacción está en equilibrio
b) La mezcla de reacción no está en equilibrio pero la reacción no prosigue
c) La mezcla de reacción no está en equilibrio pero se desplaza hacia el equilibrio
si se consume H2CO.
d) La velocidad de reacción directa es igual que la velocidad de reacción inversa
9) A 25 ºC se mezclan 0,0205 moles de NO2(g) y 0,750 moles de N2O4(g) en un matraz
de 5,25 L . Determine si la mezcla está en equilibrio y en caso negativo ¿en qué
sentido tendrá lugar la reacción? N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) Kc= 4.61 x10-3
a 25ºC.
10) La constante de equilibrio, Kc, de la reacción Br2(g) + F2(g) 2 BrF(g) es
55,3. ¿Cuáles serán las concentraciones de equilibrio de todos esos gases si la
concentración inicial para el bromo y el flúor es 0,220 M?
11) Complete las frases siguientes:
a. Si una ecuación para una reacción es multiplicada por un valor n, el valor original](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-18-320.jpg)
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de Kc es alterado por ………………………….
b. La Kp de una reacción con igual número de moles gaseosos en reactivos y
productos es …………………………………….
c. Los iones S2-
a menudo se obtienen por la reacción :
H2S(ac) + 2 H2O(l) ↹2H3O+
(ac) + S2-
(ac) la adición de ………………disminuiría
efectivamente la concentración de S2-
en la mezcla en equilibrio.
d. La cantidad termodinámica más íntimamente relacionada con el valor de la
constante de equilibrio es……………………………………
e. La cantidad termodinámica más íntimamente relacionada con el cambio en el valor
de la constante de equilibrio es……………………………………
12) La constante de equilibrio para la reacción:
2 Cl2(g) + 2 H2O(g) 4 HCl(g) + O2(g) Kp= 0.0752 a 480ºC.
a) ¿Cuál es Kp para la reacción inversa?
b) ¿Cuál es el valor de Kp para la reacción? Cl2(g) + H2O(g) 2HCl(g) + ½ O2(g)
c) ¿Cuál es el Kc para la reacción original?
13) La reacción CaCO3 (s) + 2H3O+
(ac) Ca2+
(ac) + 2H2O(l) +CO2(g) ¿Por cuál o
cuáles de los siguientes métodos puede ser forzada a completarse? (esto es a
consumir todo el carbonato de calcio presente)
a) Agregando más Ca2+
a la solución.
b) Eliminando CO2 a medida que se forma
c) Agregando CO2 a la mezcla de reacción
d) Eliminando H3O+
de la mezcla de reacción.
14) La reacción N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g) ΔHº= 181 kJ tiene lugar en procesos de
combustión a alta temperatura llevada a cabo en el aire. Los óxidos de nitrógeno
obtenidos a partir del nitrógeno y oxígeno del aire están seriamente implicados en la
producción de contaminación fotoquímica. ¿Qué efecto tiene un aumento de
temperatura sobre:
a. la producción de NO(g) en el equilibrio,
b. la velocidad de esta reacción.
15) A 1285ºC la constante de equilibrio para la reacción Br2(g) 2Br(g) es Kc=1.04 x
10-3
. Un recipiente de 0,200 L que contiene una mezcla en equilibrio de los gases
tiene 0,245 g Br2(g) . ¿Cuál es la masa de Br(g) en el recipiente?
16) A 21.8ºC, la constante de equilibrio Kc es 1.2 x 10-4
para la reacción siguiente:
NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) Calcule las concentraciones en el equilibrio de NH3 y
H2S si una muestra de NH4HS sólida se coloca en un vaso cerrado y se deja reposar
para que se alcance el equilibrio a 21.8ºC.
17) A 100°C el valor de la constante de equilibrio de la reacción
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) es de Kc = 2.19 x 10-10
. ¿Están en equilibrio las mezclas
siguientes? Si no lo están, indique la dirección en la que la reacción debe avanzar para
alcanzar el equilibrio
a) [COCl2] = 5.00 x 10-2
M; [CO] = 3.31 x 10-6
M; [Cl2] = 3.31 x 10-6
M
b) [COCl2] = 3.50 x 10-3
M; [CO] = 1.11 x 10-5
M; [Cl2] = 3.25 x 10-6
M](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-19-320.jpg)
![22
Taller 6: EQUILIBRIOS DE ACIDOS y BASES I
1) Clasifique en ácido o base fuerte o débil, escriba una ecuación para su ionización en
agua y muestre los pares conjugados:
a- LiOH b- CH3CH2NH2 c- Ca (OH)2
d- F-
e- BO3
3-
f- CN-
2) Calcule el pH de cada una de las siguientes soluciones:
a) 2,50ml de HCl 37 % m/m (densidad 1,19 g/mL) diluidos a 1500 mL.
b) Una mezcla formada por 20,0 mL de HCl 0,0202 M a 50,0 mL de HI 0,0105
M.que se diluyen a 500 mL.
c) 10,0 ml de Ca(OH)2 0,150 M diluidos en 500 mL.
d) Una mezcla de 10,0 mL de Ba(OH)2 0,170 M con 30,0 mL de KOH 0,0205 M.
3) Calcule los mL de solución de HCl 37 %m/m d=1,19 g/ mL que se necesitan para
preparar 2 L de solución con pH: 1,50.
4) Indique la/las expresiones correctas para:
a. Una solución 0.10 M de ácido débil HA.
I. La concentración de A- es 0.10
M
II. HA >> A-
III. H+ A- IV. pH = 1
b. Una solución 0.10 M de ácido fuerte HX.
I. La concentración de A- es 0.10
M.
II. X- + H+ = 2 M
III. HX es 0.10 M IV.pH = 1
5) Indique verdadero o falso .JSR
a) Soluciones ácidas [H+
] <1,0 10-7
M, pOH>7, [OH-
] >1,0 10-7
M
b) Soluciones básicas [H+
] <1,0 10-7
M, pH<7, [OH-
] >1,0 10-7
M
c) Soluciones neutras [H+
] =1,0 10-7
M, pH=7, [OH-
] =1,0 10-7
M
d) Soluciones ácidas [H+
] >1,0 10-7
M, pH<7, [OH-
] <1,0 10-7
M
e) Soluciones básicas [H+
] <1,0 10-7
M, pH>7, [OH-
] >1,0 10-7
M
6) Ordene en sentido decreciente de acidez a los electrolitos citados a continuación:
a) HCN Ka=4,9.10-9
b) CH3COOH Ka= 1,8.10-5
c) H3PO4 Ka1= 7,5.10-5
d) HCl
7) Indique entre las siguientes parejas de soluciones acuosas si la primera tiene menor,
mayor o igual pH con respecto la segunda solución
a) HBr 0,15 M ----------- H2SO4 0,15M
b) H2SO4 0,10 M --------- HCN 0,10 M
c) NaOH 0,05M --------- Ca(OH)2 0,025M
d) HNO3 0,10 M --------- HI 0,15 M](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-21-320.jpg)
![23
8) Indique si las siguientes frases son verdaderas o falsas
a) Una solución de pOH=8 es de carácter básico.
b) Una solución de pH=6 es de carácter ácido.
c) El pH de una solución que posee una [OH-
] igual a 1.10-4
M es 4
9) Una solución 0.200 M de un ácido débil HX si está ionizado 9.4%. Calcule [H+
],
[X-
] y [HX] y Ka .
10) El ácido láctico es un ácido monoprótico cuyo pKa es 3,5, que aparece cuando hay
glucólisis anaeróbica ¿Cuál es el pH de una solución de ácido láctico de concentración
0,130 M?
11) Calcule el pH y pOH de una solución de amoníaco 0,150 M.
12) Calcule Ka del Ácido Propiónico CH3CH2COOH si una solución 0,100 M tiene un pH de
2.93.](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-22-320.jpg)
![27
ácido acético y 0.35 M en acetato de sodio y también 0.275 M en cationes aluminio?
Kps: 1.3x10-33
Ka: 1.8x10-5
16) ¿Cuál de las siguientes sustancias será más soluble en soluciones ácidas que en
agua pura? Justifique su respuesta con ecuaciones adecuadas.
a- Carbonato de plata b-Sulfato de plata
c- Ioduro de plomo(II) d-Hidróxido de magnesio
e-Fluoruro de calcio. e-Sulfuro de cinc.
17) Si una solución es 0,0105 M en Nitrato de manganeso (II) y 0,120 M en amoníaco
acuoso, ¿precipitará hidróxido de manganeso (II)? Kps= 1,6 x 10 -13
18) Escriba la fórmula e indique el índice de coordinación en cada caso:
a) perclorato de bis(etilendiamino)difluorocobalto(III)
b) nitrato de hexaaminocromo(III)
c) bromuro de diclorobis(etilendiamino)platino(IV)
d) Tetrayodomercuriato(II) de bis(etilendiamíno)cinc(II)
e) Hexacianoferrato(II) de Hierro(III)
f) Hexacianoferrato(III) de hierro (II)
19) Nombre los complejos siguientes:
a) a. [Ni(H2O)6]Br2
b) b. K[Ag(CN)2]
c) c. [Cr(NH3)4Cl2]ClO4
d) d. K3[Fe(C2O4)3]
e) e. [Co(en)(NH3)2Br2]Cl
f) f. [Pd(en)][Cr(NH3
)2Br4]2
20) Indique índice de coordinación, estado de oxidación del metal y nombre en cada
uno de los siguientes complejos.
a. [Zn (en)2 Br2
b. [Co ( NH3)4 Cl2 Cl
c. K Co (C2O4)2 (NH3)2
d. Pd (NH3)4 Cl2 Cl
e. K2 Hg Cl4
f. Cr (NH3) 4 (H2O)2 3+
21) El complejo Co (NH3)5 (SO4) Br existe en dos formas isómeras una roja y la
otra violeta. Ambas se disocian en solución acuosa para formar 2 iones. Las soluciones
del compuesto rojo forman precipitado con una solución de nitrato de plata, pero no
precipita con solución de cloruro de bario. Para el compuesto violeta ocurre lo contrario.
Basado en estas evidencias indique fórmula y nombre de c/u de los complejos.](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-26-320.jpg)
![41
cesión neta de energía es E.
La reacción inversa requiere absorción de energía desde su entorno (reacción
endotérmica si la energía se absorbe en forma de calor). En este caso E es la
energía neta absorbida por el sistema desde su entorno cuando se produce la
reacción.
ORDEN DE REACCIÓN:
Examinaremos ahora que se dice mediante la expresión “velocidad de reacción”.
Considere la reacción hipotética:
A + B C + D
La velocidad de esta reacción puede medirse observando la velocidad de
desaparición de los reactivos A y B o la velocidad de aparición de los productos C y D.
En la práctica la medida del cambio de concentración en el tiempo de A, B, C o
D. La especie que se elige para observar es una cuestión de conveniencia. Por ejemplo
si A, B y D son incoloros y D es coloreado se podría medir convenientemente la
velocidad de aparición de C por observación del aumento de intensidad del color de la
solución en función del tiempo.
Los gráficos siguientes muestran la variación de la concentración en función del
tiempo. La pendiente de la tangente a las curvas en 10 s determina la velocidad
instantánea.
Matemáticamente la velocidad de reacción puede expresarse como:
Cambio en la concentración de A [A]
Velocidad de desaparición de A = =
Tiempo requerido para el cambio t
En general la velocidad de reacción depende de la concentración de los
reactivos. Así la velocidad de nuestra hipotética reacción puede expresarse como:
Velocidad= k [A]x
[B]y
[2]
Donde [A] y [B] son las concentraciones molares de A y B, x e y son las
potencias a las que las respectivas concentraciones deben ser elevadas para describir
la velocidad y k es la constante específica de velocidad. Uno de los objetivos de la
cinética química es determinar la ley de velocidad conociendo los valores numéricos
de x e y .](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-40-320.jpg)
![42
Suponga que encontramos que x= 2 e y= 1 para esta reacción. Entonces
Velocidad= k [A]2
[B] Sería la ley de velocidad. [3]
De la ecuación [3] sería evidente que duplicando la concentración de B (manteniendo
constante la concentración de A) duplicaría la velocidad.
Por otro lado duplicando la concentración de A ( manteniendo B constante) la
velocidad aumenta por un factor de 4 porque la velocidad de reacción es proporcional
al cuadrado de la concentración del reactivo A.
Las potencias a las cuales se elevan las concentraciones de los reactivos en la
ley de velocidad reciben el nombre de ORDEN DE REACCIÓN. En este caso la
reacción es de primer orden en B y de segundo orden en A. El orden total de reacción
es la suma de los exponentes, 2+1 = 3 o reacción de tercer orden. Es posible
determinar el orden de reacción registrando los efectos de los cambios de
concentración de los reactivos sobre la velocidad de reacción.
Es necesario hacer notar que k, la constante específica de velocidad, tiene un
valor definido que es independiente de la concentración. Es característica de cada
reacción y depende sólo de la temperatura. Si se conoce la velocidad el valor de k
puede calcularse.](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-41-320.jpg)
![46
ACTIVIDAD DE LABORATORIO
EQUILIBRIO QUÍMICO
EXPECTATIVAS DE LOGRO:
Comprobar la naturaleza dinámica del equilibrio químico.
Interpretar y aplicar el principio de Le Chatelier al equilibrio químico.
Predecir desplazamientos del equilibrio frente a algunas perturbaciones.
APARATOS Y REACTIVOS
Cu metálico Solución de ácido nítrico 1 M
ácido nítrico concentrado Solución de cloruro de bario 1 M
Baño de hielo Solución de Cloruro de cobalto
(II)hexahidratado
Solución de cloruro férrico 26 % ácido clorhídrico 6M
Solución de Tiocianato de amonio
16%
HCl concentrado
Solución de Cloruro de amonio 6% Alcohol isopropílico
Solución de Dicromato de potasio
0.1 M
Solución de Hidróxido de sodio 1M
DISCUSIÓN:
FACTORES QUE AFECTAN A UN SISTEMA QUÍMICO EN EQUILIBRIO:
Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema permanece así hasta que se
produzca alguna perturbación que cambie las condiciones.
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Si se aplica un cambio de condiciones a un sistema en equilibrio, éste
responde en la mejor forma que se oponga a dicho cambio, para establecer
un nuevo equilibrio.
Consideraremos los siguientes cambios:
A. Cambios de concentración
B. Cambios de presión
C. Cambios de temperatura.
D. Catalizadores
A. Cambios de concentración:
Sea el sistema en equilibrio:
A + B C + D Kc = [C][D]
[A][B]
Si se añade una cantidad adicional de reactivos o productos, se desplaza el
equilibrio en la dirección que se consuma la especie añadida.
Aumento de concentración de A y/o B derecha
Aumento de concentración de C y/o D izquierda
Disminución de concentración de A y/o B izquierda
Disminución de concentración de C y/o D derecha
B. Cambios de volumen y presión:
Los cambios de presión no afectan significativamente a sólidos ni líquidos ya](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-45-320.jpg)
![52
ejemplo:
AO (g) + H2O( l ) H2AO2( ac)
AO2(g) + H2O( l ) H2AO3(ac)
En agua estos ácidos se ionizan en variados grados produciendo protones o hidronios.
H2AO3(ac) + H2O( l ) H3O+
(ac) + HAO3
-
(ac).
HAO3
-
(ac) + H2O( l ) H3O+
(ac)+ AO3
2-
(ac)
Por tanto estos óxidos covalentes son llamados óxidos ácidos.
Para determinar si un óxido es ácido o básico, las soluciones acuosas de los
óxidos pueden ser chequeadas usando papel indicador de pH.
Sin embargo, no todos los óxidos son apreciablemente solubles. En estos casos,
en que el óxido no es soluble en agua, se determina si el óxido es básico o ácido
según reacciona con ácidos o bases. Los óxidos ácidos reaccionan con bases y los
óxidos básicos con ácidos. No es posible clasificar todos los óxidos como ácidos o
básicos.
Algunos se comportan como ambos y se los denomina anfóteros. El óxido de
aluminio es anfótero, y como tal reacciona con ácidos y con bases fuertes:
Al2O3 (s) + 6H+
(ac) 2 Al3+
(ac) + 3 H2O(ac)
Al2O3( s ) + 3H2O( l ) + 2OH-
(ac) 2 [Al (OH)4]-
(ac)
A pesar de que existen varias definiciones diferentes de ácidos y bases, una es
particularmente útil para soluciones acuosas y fue propuesta en 1923 por Brønsted y
Lowry:
Considere la reacción de un ácido fuerte tal como HCl, con agua
HCl(ac) + H2O( l ) H3O+
(ac) + Cl-
(ac) [1]
El HCl actúa como un donador de H+
y el agua como un aceptor de protones.
Dado que el HCl es un excelente donador de H+
la reacción se completa totalmente en
una solución diluida. (Esto significa que todo el HCl está presente como H3O+
y Cl-
.)
Estas reacciones son reacciones de transferencia de H+
en la cual la base
fuerte (en este caso agua comparada con Cl-
) compite por los protones.
Un ácido débil, como el ácido acético, es un pobre donador de H+
. Como ácido
débil puede ceder H+
al agua sólo en cantidad limitada, y en el equilibrio resultante la
concentración de reactivos sin ionizar es mucho mayor que los productos ionizados.
La reacción del ácido acético con agua puede ser expresada como:
HC2H3O2(ac) + H2O( l ) H3O+
(ac) + C2H3O2
-
(ac) [2]
Como es un equilibrio, puede escribirse la expresión de la constante de equilibrio (Kc)
como:
ACIDO BASE
Cede H+
protones Acepta H+
protones](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-51-320.jpg)
![53
[H3O+
] [C2H3O2
-
]
Kc= [3]
[HC2H3O2] [H2O]
Debido a que la concentración de H2O es muy grande en comparación con la
concentración de todas las otras especies presentes, la [H2O] sufre cambios
relativamente pequeños en el curso de la reacción y podemos considerarlo como
constante.
La [H2O] puede ser combinada con la constante de equilibrio Kc, y se obtiene
así la constante de ionización del ácido Ka:
[H3O+
][C2H3O2
-
] [H+
][C2H3O2
-
]
Ka=Kc[H2O]= = o Ka= [4]
[HC2H3O2] [HC2H3O2]
Si la concentración de todos las especies en la ecuación [4] se conocen, la Ka del
ácido acético puede calcularse.
Similarmente, una base débil como el amoníaco, sólo reacciona parcialmente con el
agua:
NH3(ac) + H2O NH4
+
(ac) + OH-
(ac) [5]
por lo cual la constante de equilibrio será:
[NH4
+
] [OH-
]
Kc= [6]
[NH3] [H2O]
y la constante de ionización de la base Kb será:
[NH4
+
] [OH-
]
Kb=Kc[H2O]=
[NH3]
La reacción del HCl y el NaOH, es una reacción ácido-base. Recuerde que en
solución acuosa el HCl se ioniza dando hidronio y cloruro, y el NaOH es un electrolito
fuerte que se disocia dando catión Na+
y OH-
cuando se lo disuelve en agua.
Se puede escribir:
H3O+
(ac) + Cl-
(ac) + Na+
(ac)+ OH-
(ac) 2H2O( l ) + Na+
(ac) + Cl-
(ac)
Aquí el protón es transferido desde el ión H3O+
al ión OH-
. Observe que el Na+
y el
Cl-
aparecen tanto en los reactivos como en los productos ( ellos son iones
espectadores y pueden ser cancelados en la ecuación)
Así quedará como Ecuación iónica neta:
H3O+
(ac) + OH-
(ac) 2H2O( l ) [7]
Esta ecuación es la ecuación neta para la reacción de cualquier ácido fuerte con
cualquier base fuerte. La reacción se conoce como una neutralización.
El agua es una sustancia anfiprótica(esto es, que puede actuar tanto como un
ácido de Bronsted o como una base de Brønsted) Esto se pone de manifiesto en la
reacción del agua con ella misma:](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-52-320.jpg)
![54
H2O( l ) + H2O( l ) H3O+
(ac) + OH-
(ac ) [8]
Donde una de las moléculas de H2O actúa como donador de H+
a la otra. Si la
ecuación [8] es un equilibrio puede escribirse la expresión de la constante de
equilibrio para la reacción:
[H3O+
][OH-
]
Kc= 9]
[H2O]2
Pero como la [H2O] molecular es tan grande en soluciones acuosas, comparada
con la concentración de otras sustancias presentes, este cambio de concentración es
muy pequeño durante el curso de la reacción y puede ser incorporado en la constante
de ionización del agua, conocida como Kw.
Kw= Kc [H2O]2
= [H3O+
][OH-
] o Kw= [H+
] [OH-
] [10]
A 25ºC Kw = 1.0 x 10-14
Este valor es válido para soluciones acuosas a 25ºC, independientemente de la
presencia de otros iones en la misma solución.
Si conocemos la concentración de hidronios en solución acuosa, se puede usar
la ecuación [10] para calcular la [OH-
] presentes en la misma solución.
En efecto, si Kw=[H3O+
][OH-
]= 1.0 x 10-14
, si [OH-
] o [H3O+
] se conoce el otro puede
ser calculado.
Como se ve en la ecuación[10], el valor de la concentración de H3O+
o la [OH-
] puede
ser muy pequeño pero nunca igual a cero.
EJEMPLO 1
Calcule la concentración de [OH-
] en una solución acuosa donde [H3O+
]=3.0 x 10-5
M
SOLUCIÓN:
[H3O+
][OH-
]= 1.0 x 10-14
1.0 x 10-14
1.0 x 10-14
[OH-
]=------------ =-------------- = 3.3 x 10-10
M
[H3O+
] 3.0 x 10-5
En una solución neutra, donde [OH-
]=[H3O+
], ambas concentraciones son
iguales a 1.0 x 10-7
o 0.00000010 pero este número es un poco difícil de manejar por
esto incluimos el concepto de pH, que es más útil para expresar la concentración de
ión [H+
] en soluciones diluidas de ácidos y bases.
El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la
concentración de hidronios [H3O+
]
pH= - log [H3O+
] o pH= - log [H+
] y [H3O+
]=10 – pH
Por ejemplo una solución que contiene 1.0 x 10-3
moles de HCl en 1.00 L de solución
acuosa 1x 10-3
M o 0.0010 M [H3O+
] y tiene un pH de 3,00.
El pH se calcula](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-53-320.jpg)
![55
pH= -log[H3O+
] = -log[1.0 x 10-3
] = -[ 0 - 3,00] =3,00
EJEMPLO 2
¿Cuál es el pH de una solución de HCl 0.033 M?
SOLUCIÓN:
pH = -log[H3O+
] = - log [3.3 x 10-2
]
= -(log 3.3 + log 10-2
)= -(0,52 –2,00) = 1.48
Desde la ecuación [8] se puede ver que en una solución neutra, la [H+
] debe ser igual
a la [OH-
].
Esas concentraciones pueden ser calculadas como sigue:
[H3O+
] = [OH-
] = x sustituyendo en la ecuación [10]
[x][x] = x2
= 1.0 x 10-14
= 1.0 x 10-7
M
Luego el pH de una solución neutra puede calcularse:
pH = -log[1.0 x 10-7
] = 7.00
En soluciones ácidas la [H3O+
]>[OH-
], entonces [H3O+
]>1.0 x 10-7
y [OH-
]< 1.0 x10-7
.
En soluciones básicas [OH-
]>[H3O+
], y [OH-
]>10-7
y [H3O+
]<10-7
.
Esos resultados se resumen en el cuadro siguiente.
Tabla 1. Relaciones importantes en soluciones acuosas.
SOLUCION [H3O+
] pH [OH-
]
Ácidas > 10-7
< 7 < 10-7
Neutras 10-7
7 10-7
Básicas < 10-7
>7 > 10-7
La [H+
] puede ser calculada desde el pH. Por ejemplo, si una solución tiene pH de 4.0
o 5.3, la concentración de H+
puede ser calculada:
-log[H3O+
]=4.0 log [H3O+
]= -4.0 [H3O+
]= 1.0 x10-4
M. o
-log[H3O+
]=5.3 log[H3O+
]= -5.3 = -6.0 + 0.7 [H3O+
]= 5.0 x 10-6
M
El pH de una solución acuosa puede determinarse esencialmente por 2 caminos.
Uno es usando un instrumento electrónico que es sensible a la [H+
]. Estos
instrumentos son llamados "PEACHÍMETROS".
El otro camino es usando colorantes orgánicos que poseen 2 formas coloreadas
pH dependientes. Son los llamados INDICADORES DE pH.
Los indicadores ácido-base son ácidos o bases débiles orgánicas que
derivan su habilidad para actuar como indicador de pH de que ellos pueden existir en
2 formas. La forma ácida posee un color, y cuando pierde un protón se convierte en
una forma básica de color diferente. El equilibrio pertinente para el indicador es:](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-54-320.jpg)
![56
HInA H+
+ InB
-
color A color B [12]
Donde HInA es el indicador en la forma ácida, que posee un color A e InB
-
es la
base conjugada del indicador que tiene color B. Cuando un ácido es agregado a una
solución con indicador de acuerdo al principio de "Le Chatelier", el equilibrio se
desplazará hacia la izquierda y el indicador toma el color A. Si agregan una base, el
indicador presenta un color B.
La tabla 2 muestra los indicadores más comunes con el color y el rango de viraje
característico.
Tabla 2. Indicadores más comunes, colores y pH de sus regiones de
transición.
Indicador Cambio de color
Rango de pH en el
que tiene lugar el
cambio de color
Violeta de metilo Amarillo-azul 0.1 – 1.5
Violeta de metilo Azul-violeta 1.5- 3.2
Naranja de metilo Rojo-amarillo 3.2-4.4
Rojo de metilo Rojo –amarillo 4.8-6.0
Azul de bromotimol Amarillo –azul 6.0-7.6
Rojo fenol Amarillo –rojo 6.6-8.0
Fenolftaleína Incoloro –rojo 8.2-10.0
Amarillo de alizarina Amarillo -rojo 10.1-12.0
El papel de pH está impregnado con una serie de indicadores orgánicos. Similares a
los mostrados en la lista 2. El color va cambiando de acuerdo al pH de la solución en
la cual se lo introduce. Usando papel de pH, será posible estimar el pH de una
solución a una unidad de pH.
La medida experimental del pH de una disolución se realiza también mediante
un instrumento denominado pH-metro. Su funcionamiento está basado en el
hecho de que los iones hidrógeno en disolución, como otras especies iónicas,
conducen la corriente eléctrica. Si tenemos una membrana delgada de vidrio que
separa dos disoluciones de diferente concentración de ion hidrógeno, se establecerá a
través de la membrana de vidrio una diferencia de potencial. El pH-metro es un
instrumento que mide esa diferencia de potencial, y a través de su calibración interna
la convierte en una lectura de pH. Como cualquier instrumento sensible de
laboratorio, el pH-metro debe manejarse cuidadosamente si queremos que funcione
con precisión.
Debemos observar las siguientes precauciones:
- Los electrodos son frágiles. Manejarlos suavemente todo el tiempo, particularmente
cuando se sacan o introducen dentro de los vasos de medida.
-Evitar el choque del electrodo con las paredes de los vasos de precipitado o con la
barrita agitadora.
- La punta del electrodo debe estar sumergida dentro de la disolución a medir.
Asegurarse que el nivel del líquido moje el contacto del electrodo de referencia en
los electrodos combinados.
- No sacar el electrodo de la disolución cuando el instrumento esté realizando la](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-55-320.jpg)
![62
PREGUNTAS DE REVISIÓN
1) Defina un ácido y base de acuerdo a Brønsted-Lowry.
2) ¿Qué es un par ácido-base conjugado? Ejemplo.
3) ¿Por qué se usa el concepto de pH? ¿Qué es?
4) Explique brevemente cómo trabaja un indicador ácido –base y dé dos ejemplos.
5) Explique cómo se calibra y mide el pHmetro?
6) Explique cuando las soluciones son ácidas, neutras y básicas en valores de [OH-
],
[H3O+
] y pH.
7) Si la [H+
] en agua es 1x 10-4
M, ¿Cuál es su pH y [OH-
]? R: pH=4 [OH-
]=1x10-10
M
8) Si el pH de una solución es 9.00, ¿Cuáles son las concentraciones de H+
y OH-
?
R: [H+
]=1x10-9
[OH-
]=1x10-5
9) Si 4.34 g de hidróxido de calcio se disuelven en suficiente agua para tener 100 mL
de solución ¿cuál es la concentración de iones hidróxido en la solución?
R:0,586 M
10) ¿Cuáles son las concentraciones de H+
y OH-
en una solución de Ca(OH)2
0,021M? R: [OH-
]= 0,042 [H+
]=2,4x10-13
11) ¿Cuál es el pH de una solución si el indicador rojo fenol da un color rojo a una
solución que además posee fenolftaleína, la cual no da color a la solución? Consulte
la tabla de indicadores.
12) ¿Qué solución tiene pH más alto, 0.01 M HCl o 0.01 M NaOH? ¿Cuál es ácida y
cuál es básica? R: pH NaOH> pH HCl
13) Qué precauciones se debe tener al preparar soluciones de ácidos fuertes?
14) Qué precauciones se debe tener al preparar soluciones de bases fuertes?
15) Determine la concentración de hidronios, hidróxidos y pH de soluciones que
contienen 10.0 g de las siguientes sustancias en 1.00 L de solución.
Sustancia M [OH-] pH [HO3
+
]
a) CaO
b) Na2O
Primero plantee las ecuaciones balanceadas que ocurren cuando los óxidos se
disuelven en agua. R: a) 0,178 M, 0,356 M ,13,5 2,8x10-14
b)0,161 M 0,322 M, 13,5.
16) Si se agregan 25 mL de KOH 0.50 M a 25 mL de solución de ácido sulfúrico 0.25
M. La solución será ácida básica o neutra? Escriba la ecuación balanceada para la
reacción y realice los cálculos necesarios. R: neutra porque se produce
neutralización completa.
ACTIVIDAD DE LABORATORIO
SOLUCIONES SALINAS Y SOLUCIONES REGULADORAS](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-61-320.jpg)
![64
Así ambos NH3 y NO2
-
son bases y como tales tiene constante de disociación Kb,
asociada a su correspondiente ecuación de equilibrio.
De acuerdo con la Teoría de Bronsted el anión nitrito es la base conjugada del
ácido nitroso.
Vamos a considerar el par ácido-base conjugado HNO2 y NO2
-
y su comportamiento en
agua:
[H+
] [NO2
-
]
HNO2 H+
+ NO2
-
Ka =
[HNO2]
[HNO2] [OH-
]
NO2
-
+ H2O HNO2 + OH-
Kb =
[NO2
-
]
Al multiplicar las constantes de disociación y cancelar obtenemos:
[H+
] [NO2
-
] [HNO2] [OH-
]
Ka x Kb = x = [H+
] [OH-
] = Kw
[HNO2] [NO2
-
]
Donde Kw es la constante del producto iónico del agua.
K a x K b = K w = 1,0 x 10-14
[1] o pKa + pKb = pKw
Y mediante esta relación si conocemos la Ka de un ácido débil, podemos fácilmente
encontrar el Kb para el anión del ácido.
Kw
Kb = [2]
Ka
Consultando una tabla de constantes ácidas de ionización, podemos encontrar
Ka para el ácido nitroso que es 4.5 x 10-4
. Usando este valor, podemos determinar Kb
para NO2
-
:
1.0 x 10-14
Kb = = 2.2 x 10-11
4.5 x 10-4
Además podemos deducir que mientras un ácido es más fuerte, esto es una Ka
mayor, su base conjugada es más débil. De manera similar mientras más débil es el
ácido, esto es una Ka pequeña, su base conjugada es más fuerte.
Aniones derivados de ácidos fuertes como Cl-
de HCl no reaccionan con
el agua para afectar el pH. Lo mismo ocurre con Br-
, I-
, nitrato, sulfato y
perclorato. Ellos son iones espectadores en las reacciones ácido-base por lo
tanto pueden describirse como iones neutros.
Similarmente, los cationes de bases fuertes, tales como Na+
de NaOH no
reaccionan con el agua afectando el pH.
La hidrólisis de un ión ocurre sólo cuando éste puede formar un electrolito débil en la
reacción con el agua y como ya vimos ácidos y bases fuertes no existen como](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-63-320.jpg)
![65
moléculas en soluciones acuosas diluidas.
EJEMPLO
¿Cuál es el pH de una solución 0.10 M de NaClO?. Ka para el HClO es 3 x 10-8
SOLUCIÓN:
La sal NaClO existe como Na+
y ClO-
. El ión Na+
es un ión espectador, pero los
iones ClO-
sufren hidrólisis por proceder de un ácido débil como HClO. Tomemos x
igual a la concentración de equilibrio de HClO ( y OH-
):
ClO-
(ac) + H2O (l) HClO (ac) + OH-
(ac)
(0.10 - x)M x M x M
El valor de Kb para esta reacción es: Kb = 1.0 x 10-14
/ 3.0 x 10-8
= 3.3 x 10-7
Como Kb es tan pequeño, podemos despreciar x en comparación con 0.10 y así
0.10 - x 0.10
[HClO] [OH-
]
Si = Kb
[ClO-
]
x2
Reemplazando = 3.3 x 10-7
0.10
Resolviendo x:
x2
= 3.3 x 10-8
x= 1.8 x 10-4
M pOH=3.74 y pH= 14 - 3.74 = 10.26
Aniones con H+
ionizables tales como HCO3
-
, H2PO4
-
y HPO4
2-
pueden ser ácidos o
básicos, dependiendo del valor relativo de Ka y Kb para el ion. No consideraremos
tales iones en este experimento.
Hidrólisis de Cationes
Los cationes derivados de una base débil reaccionan con el agua incrementando la
concentración de H+
, ellos forman soluciones ácidas. El ion NH4
+
es derivado de una
base débil como NH3 y reacciona con el agua de la siguiente forma:
NH4
+
(ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + NH3 (ac)
Esta reacción es completamente análoga a la disociación de cualquier otro ácido débil,
tal como el ácido acético o el ácido nitroso. Podemos representar esta disociación
ácida del NH4
+
más simplemente:
NH4
+
NH3 + H+
Aquí también la constante de disociación ácida está relacionada con el Kb del NH3, que
es la base conjugada del NH4
+
:
NH3 + H2O NH4
+
+ OH-](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-64-320.jpg)
![66
Conociendo el valor de Kb para NH3, nosotros podemos calcular la constante de
disociación del ácido según la ecuación [1]:
Kw
Ka = [3]
Kb
Los cationes de metales alcalinos (Grupo I A) y los alcalino térreos más
pesados, Ca2+
, Sr2+
y Ba2+
, no reaccionan con agua, porque ellos provienen de
bases fuertes. Así estos iones no tienen influencia sobre el pH en soluciones
acuosas. Son tan solo iones espectadores en reacciones ácido-base.
Consecuentemente, se consideran como neutros en sentido ácido-base.
Los cationes de casi todos los otros metales hidrolizan y producen soluciones
ácidas. Los cationes metálicos están coordinados con moléculas de agua, y es el ion
hidratado que sirve como donador de protones. La siguiente ecuación ilustra este
comportamiento para el ión Hierro (III) :
Fe(H2O)6 3+
(ac) + H2O (l) Fe(OH)(H2O)5
2
+
(ac) + H3O+
(ac) [4]
Frecuentemente omitimos las moléculas de agua coordinadas de dichas
ecuaciones. Por ejemplo, ecuación [4] puede escribirse como:
Fe3+
(ac) + H2O (l) Fe(OH)2+
(ac) + H+
(ac) [5]
Reacciones de hidrólisis adicionales pueden ocurrir para formar Fe (OH)2+
y
así conducir a la precipitación del Fe(OH)3. Los equilibrios para dichos cationes son
frecuentemente complejos y no todas las especies han sido identificadas. De cualquier
modo, dichas ecuaciones como [4] y [5] sirven para ilustrar el carácter ácido de los
cationes M2+
, M3+
y contribuyen a mostrar el aumento de la cantidad de protones en
estas soluciones.
Resumen del comportamiento de Hidrólisis
Si una solución de una sal, será ácida, neutra o básica, puede predecirse
sobre la base de la fuerza del ácido y la base a partir de los cuales la sal fue
formada.
Sal de un ácido y base fuerte. Ejemplo NaCl, KBr y Ba(NO3)2. Ni el catión ni el
anión hidrolizan, y la solución tendrá pH=7.
Sal de un ácido fuerte y una base débil: NH4Br, ZnCl2 y Al(NO3)3. El catión
hidroliza, formando H+
y la solución tendrá pH inferior a 7.
Sal de un ácido débil y una base fuerte: NaNO2, KC2H3O2 y Ca(ClO)2. El anión
hidroliza formando iones OH-
y la solución tendrá pH superior a 7.
Sal de un ácido y una base débil: NH4F, NH4C2H3O2 y Zn(NO2)2. Ambos iones
hidrolizan. El pH de la solución es determinado por el grado relativo de
ionización de cada ion es decir el Ka y el Kb correspondientes.
En este experimento mediremos el pH del agua y de diversas soluciones acuosas
de sales para determinar si estas soluciones son ácidas, básicas o neutras.
En cada caso las soluciones serán 0.100 M. Conociendo la concentración de la solución](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-65-320.jpg)
![67
salina y midiendo el pH de cada solución nos permite calcular el Ka ó Kb para el ion
que hidroliza. El ejemplo que sigue ilustra tales cálculos.
EJEMPLO
Calcular el Kb para BrO-
si una solución 0.10 M de NaBrO y tiene un pH= 10.85
SOLUCIÓN:
El ion espectador es Na+
. El ion del metal alcalino no reacciona con el agua y no
tiene influencia en el pH. El ion BrO-
es el anión de un ácido débil y por tanto
reacciona con el agua dando iones OH-
BrO-
+ H2O HBrO + OH-
y la correspondiente expresión de la constante de
ionización de la base es:
[HBrO] [OH-
]
Kb=--------------------- [6]
[BrO-
]
Si el pH es 10.85 entonces
pOH= 14 - 10.85 = 3.15 y [OH-
] = antilog (-3.15) = 7.1 x 10-4
M
La concentración de HBrO que se forma junto con OH-
debe también ser 7.1 x 10-4
M.
La concentración de BrO-
que no ha hidrolizado es : [BrO-
] =0.10 M - 0.00071 M
0.10 M
Sustituyendo estos valores en la ecuación [6]
(7.1 x 10-4
) (7.1 x 10-4
)
Kb= ---------------------------- = 5.0 x 10-6
(0.10)
El comportamiento de los indicadores fue discutido anteriormente. Usaremos un
conjunto de indicadores para determinar el pH de varias soluciones salinas.
Nota:
Generalmente encontramos que las soluciones que usamos son más ácidas de lo
esperado. La razón principal para este incremento de acidez es la presencia del CO2
disuelto en las soluciones. El CO2 reacciona con el agua generando H+
:
CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (ac) H+
(ac) + HCO3
-
(ac)
La solubilidad del CO2 es muy grande en soluciones básicas, intermedia en neutras y
baja en ácidas. Así aunque el agua sea destilada, será sin embargo algo ácida, a
menos que se haya hervido para remover el CO2 disuelto.
SOLUCIONES REGULADORAS O "BUFFERS"
Son aquellas que resisten cambios de su pH cuando se les agregan pequeñas
cantidades de ácido o base. En general están constituidas por una mezcla de un
electrolito débil ácido o básico y una sal del mismo que actúa como electrolito fuerte.](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-66-320.jpg)
![68
Ejemplos:
Ácido Carbónico-Bicarbonato de sodio H2CO3 / NaHCO3
Ácido Acético - Acetato de sodio CH3COOH / CH3COONa
Dihidrógenofosfato de sodio - Monohidrógenofosfsto de sodio NaH2PO4 / Na2HPO4
Mecanismo de la Acción Reguladora:
Sea una solución de ácido carbónico:
H2CO3 HCO-
3 + H+
Por ser un electrolito débil la ionización es muy pequeña. Si a esta solución le
agregamos una sal del mismo ácido se constituye un buffer:
NaHCO3 H CO-
3 + H+
NaHCO3 por ser electrolito fuerte se disocia totalmente. Los dos componentes del
sistema originan HCO-
3 un ión en común. Por el incremento de HCO-
3 el equilibrio
del ácido carbónico se desplaza a la izquierda o sea a la formación de moléculas de
H2CO3 (efecto del ión común) por lo que disminuye su ionización, al punto que
puede considerarse que casi todo el ácido está como moléculas enteras. Se genera así
una nueva situación de equilibrio en la disociación del H2CO3:
alta concentración de HCO-
3 y H2CO3 y menor concentración de H+
Si a esta solución le agregamos un ácido gran parte de los H+ agregados
serán neutralizados por HCO-
3 dando H2CO3 no disociado:
H+
+ HCO3- H2CO3
Por lo tanto el aumento [H+] en solución es muy escaso y el pH casi no se
modifica.
Si a esta solución le agregamos una base por ejemplo NaOH, los OH- son
neutralizados por el H2CO3 .
OH
+ H2CO3 HCO3 + H2O
El aumento de OH- en solución es escaso y el pH se altera levemente.
En una solución de ácido débil HA ocurre: HA A-
+ H+
Ka = [H+
] [A-
] / [HA] [H+
]= Ka [HA] / [A-
]
Si reemplazamos [HA] por la concentración inicial del ácido débil y [A-
] por la
concentración de la sal en la solución, tenemos:
[H+
]= Ka [ácido] / [sal]
Aplicando –log o 1/ log para llegar a pH:
𝐩𝐇 𝐩𝐊𝐚 + 𝐥𝐨𝐠
[𝐬𝐚𝐥]
[á𝐜𝐢𝐝𝐨]](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-67-320.jpg)
![71
INFORME:
A.
Agua Agua hervida Solución de
............
Naranja de metilo
Rojo de metilo
Azul de bromotimol
Rojo fenol
Fenolftaleína
Amarillo de Alizarina
pH (con indicador)
pH (con pHímetro)
B.
Solución pH pOH [H+] [OH-] Ion que
hidroliza
Iones
espectadores
0.10 M Na Cl
0.10M
NaC2H3O2
0.10 M NH4Cl
Cálculos y conclusiones
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........................................................................................................................](https://image.slidesharecdn.com/guia-quimicagral2-2016-170322205920/85/Guia-Quimica-general-II-70-320.jpg)
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Guía Química general II
- 1. 1 QUÍMICA GENERAL II UNIVERSIDAD CATÓLICADE CÓRDOBA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS AÑO 2016
- 2. 2 INTRODUCCION Al estudiante: Los integrantesde la cátedra de Química General II al iniciar el curso te proponemos que atiendas a las siguientes sugerencias para que el tiempo y el esfuerzo compartidos fructifiquen de manera más eficaz. Adquiere paulatinamente el hábito leer previamente el tema antes de las clases teóricas, podrás lograr una primera aproximación con los nuevos conceptos. Será mucho más productivo cuando puedas reconocer las ideas que se discuten. Toma notas en clase y presta mucha atención a aquello que se remarca de manera insistente. Escribe y re-escribe al estudiar, esto te obliga a prestar más atención en lo que haces, es fundamental. Revisa tus notas de clase y complétalas. Resuelve un problema analizando los datos primero para descubrir los fundamentos o conceptos que se requiere para organizarlos adecuadamente en la búsqueda de la respuesta. Analiza la respuesta apoyado en los conocimientos básicos. No andes a tientas asegúrate de conocer el camino, te sentirás más seguro y confiado. Aprovecha al máximo este material que te preparamos. Con la discusión previa de cada práctico y tus notas de clase podrás responder las preguntas de revisión y esto posibilitará que realmente la experiencia de laboratorio refuerce tu aprendizaje. Si preparas el práctico las actividades propuestas te resultarán más agradables, trabajarás con más confianza y tus resultados serán mejores cada vez. Además todo esto contribuirá a una mejor preparación gradual de tus evaluaciones. Remarca y repasa las palabras clave en cada tema visto y asegúrate de conocer su significado para poder utilizarlas adecuadamente. Completa en el momento del práctico tus informes con los datos necesarios, los gráficos, las observaciones realizadas y los cálculos necesarios. Consulta con algún integrante de la cátedra cuando tengas pequeñas dudas, no esperes a que se hagan tan grandes que no las podamos manejar. Consulta permanentemente la bibliografía para reforzar, ampliar y profundizar los contenidos. Reflexiona periódicamente acerca de tu propia forma de aprender para que paulatinamente puedas descubrir que el conocimiento pasa a formar parte de ti y deja de ser una referencia externa.
- 3. 3 PROFESOR TITULAR: Esp.María Gabriela Zelaya PROFESOR ADJUNTO: Gabriela Inés Demmel JEFES DE TRABAJOS PRÁCTICOS: Esp. María Gabriela Zelaya Bioq. Elena Nores Bioq. Carolina Canciani AÑO: 2016 OBJETIVOS GENERALES: Promover en los estudiantes el interés por el aprendizaje de la Química. Proporcionar a los estudiantes una base de conocimientos y habilidades con las que pueda continuar de manera autónoma sus estudios en áreas de la Química o áreas multidisciplinares. OBJETIVOS ESPECÍFICOS: Expresar con claridad y precisión los contenidos conceptuales. Comprender los distintos aspectos involucrados en una reacción química. Relacionar los contenidos para organizar y ampliar su propia red conceptual. Aplicar los conceptos para resolver distintas situaciones problemáticas. Explicar de manera organizada y clara procedimientos tanto de laboratorio como de resolución de ejercicios. Manifestar actitudes que reflejen valores fundamentales como el respeto y la valoración de sí mismo, el esfuerzo por superarse, la honestidad y la cooperación con sus pares y docente. CONTENIDOS: PROGRAMA SINTÉTICO: Química General II comienza revisando los conceptos relacionados con la Estequiometría de la reacciones en solución acuosa. Luego se analizan las propiedades físicas de las soluciones y sus aplicaciones así como el comportamiento de los coloides. Continúa interpretando las transiciones energéticas en las reacciones químicas y procesos físicos que permiten conocer la espontaneidad de su ocurrencia. Posteriormente se introducen nociones de cinética química para llegar a trabajar con el equilibrio químico y sus fundamentos. Finalmente se analizan los conceptos básicos de equilibrios en solución acuosa de las sustancias más importantes como ácidos, bases, electrolitos poco solubles, oxidantes y reductores. PROGRAMA ANALÍTICO: Unidad Nº 1: Propiedades físicas de las soluciones Las propiedades físicas de las soluciones o coligativas: Diagrama de fases solvente-solución. Disminución de la Presión de vapor y Ley de Raoult . Aumento del punto de ebullición. Descenso del punto de congelación. Presión osmótica. Aplicaciones. Unidad Nº 2: Termoquímica, Termodinámica y Cinética Química Termoquímica: definición y conceptos fundamentales. Termodinámica: concepto de Entalpía, entropía y energía libre y relaciones entre ellos. Leyes fundamentales de la termodinámica, procesos espontáneos y no espontáneos. Cinética Química: definición. Concepto de velocidad de reacción. Concepto de mecanismo de reacción. Concepto de orden de reacción. Concepto de energía de activación. Teoría del estado de transición. Coordenadas de reacción. Unidad Nº 3: Equilibrio Químico. El concepto de equilibrio. Tipos de equilibrio físico y químico. Relación entre cinética, termodinámica y equilibrio químico. La constante de equilibrio: expresión y significado de su valor, relación con la ecuación de equilibrio, relación Kp y Kc. Predicción de la dirección de una reacción: Cociente de reacción (Q) y su relación con la constante de equilibrio (Kc). Principio de Le Chatelier y desplazamientos del equilibrio por cambios de concentración, presión, temperatura y volumen. Unidad Nº4: Equilibrios de Ácidos y bases en solución acuosa. Teorías ácido-base. Par ácido-base conjugado. Propiedades ácido-base del agua. El producto iónico del agua. Concepto de pH. Fuerza de los ácidos y las bases. Constante de ionización Ka
- 4. 4 y Kb ysus relaciones. Cálculos de pH. Fuerza de ácidos y bases conjugados. Concepto de Hidrólisis, Cálculos de pH. Soluciones reguladoras: Función, Composición y mecanismo de acción. Ecuación de Henderson Haselbach. Cálculos de pH. Unidad Nº5: Equilibrios de complejos y Electrolitos poco solubles. Compuestos de Coordinación. Nomenclatura. Estructura. Tipos de ligandos: monodentados polidentados. Complejos lábiles e inertes. Constante de formación Kf. Intercambio de ligandos. Aplicaciones. Reglas de solubilidad de compuestos inorgánicos. Concepto de solución saturada , insaturada y sobresaturada . Curvas de solublidad. Equilibrio de solubilidad. El producto solubilidad Kps. Predicción de dirección de la reacción: Relación Qps y Kps. Modificación de la solubilidad por efecto de ión común, pH y formación de complejos. Cálculos. Unidad Nº 6: Electroquímica básica. Reacciones de oxido-reducción. Reglas para asignar estados de oxidación. Oxidación. Reducción. Oxidantes y reductores. Balanceo de ecuaciones redox en medio ácido y en medio alcalino. Celdas electroquímicas: Voltaicas y electrolíticas. Funcionamiento. Ejemplos. Electrodo normal de hidrógeno. Potencial estándar de electrodo. Potencial de celda Eº. Serie electromotriz: fuerza oxidante y reductora. Relación entre Eº , G y Kc. Cálculos. BIBLIOGRAFÍA: De lectura obligatoria: EBBING-GAMMON. Química General. Cengage Learning. Novena Edición. México.2010. Capítulos 6, 13,14,15,16,17,18 y 19. De consulta: Brown(2004) Química la Ciencia Central. 12ª edición. Pearson. México. 2014. PETRUCCI Harwood. Química General. Pearson. Octava edición. Madrid 2009. WHITTEN K.W..Quimica General. Cengage Learning. Octava edición. México. 2008. PHILIPS John. Química conceptos y aplicaciones. McGraw Hill. Segunda edición.México.2007 SEESE William S. - DAUB G. William Química. Pearson Educacion. Octava edición. México. 2005. W.H.FREEMAN AND COMPANY. Chemistry a project of the American Chemical Society. Versión española. Editorial Reverté. Barcelona. España.2005. HOLUM. Introducción a los principios de Química. Limusa . México. 2004. BURNS Ralph A. Fundamentos de Química. Pearson. Cuarta edición. México. 2003. CHANG Raymond.Química. McGraw Hill. Séptima edición. México. 2002. MOORE-STANITSKI-WOOD-KOTZ. El mundo de la Química conceptos y aplicaciones. Addison Wesley Longman. Segunda edición. México. 2000. METODOLOGÍA: Clases teóricas: Exposición dialogada procurando la participación activa de los alumnos. Análisis de ejercicios típicos con aplicación de conceptos. Trabajo grupal para analizar textos relacionados a los contenidos que promueven la comprensión y el aprendizaje. Recursos: Presentaciones, animaciones y simulaciones, videos, laboratorio virtual Chemlab, pizarra. Grupo de Facebook integrado por todos los alumnos y docentes para propiciar una mayor comunicación y también proporcionar algunos recursos TIC para ejercitar y/o explorar favoreciendo de esta manera la presentación de los contenidos mediante otros lenguajes que a diario usan nuestros estudiantes. Trabajos prácticos: Se encuentran divididos en Talleres de ejercicios: Están relacionados con los contenidos. Se propone a los estudiantes resolver los ejercicios propuestos y trabajar con la bibliografía antes y durante su desarrollo. Actividades de laboratorio: están presentadas en la guía de trabajos prácticos preparada por la cátedra. Se relacionan íntimamente con los contenidos y favorecen una mejor comprensión de los mismos. Al comenzar las actividades cada dos alumnos reciben el material de laboratorio para realizarlas y disponen de los reactivos necesarios en cada caso para llevar a cabo en tiempo y forma la experiencia planificada. Para optimizar el trabajo de los alumnos se les propone: Conocer los procedimientos a llevar a cabo en cada oportunidad que permiten un mayor y mejor rendimiento del tiempo.
- 5. 5 Resolver previamentelas cuestiones que plantea el taller o responder por escrito las preguntas de revisión que figuran en la guía para revisar los conceptos fundamentales que serán necesarios. Completar los informes correspondientes a cada práctico para incrementar la destreza en la recolección y utilización adecuada de datos experimentales. Discutir el informe con el jefe de trabajos prácticos para analizar los datos obtenidos integrando los conceptos con los procedimientos. Clases de consulta: Se implementan para aquellos alumnos que las consideren necesarias y se invita a su temprano aprovechamiento. Además en ellas se podrán revisar con el docente las evaluaciones realizadas con anterioridad. Se realizarán los jueves de 13-14 hs. CALENDARIO DE ACTIVIDADES: está sujeto a reorganización que acompañe mejor al grupo clase. Semana Fecha Teóricos(T) Martes de 14-17 hs Prácticos(TP) 1 08-12/8 T1 Programación Asignatura. Revisión: estequiometría y soluciones. 2 15-19/8 Feriado lunes 15 de agosto. T2 UN°1: Propiedades Coligativas Comisiones Lunes se distribuyen . TP1- Taller 1: ejercicios de revisión. Soluciones y estequiometría 3 22-26/8 T3 UN°2: Termoquímica. TP2- Actividad de Laboratorio 1: Reacciones del Cu y % de rendimiento. 4 29/8-02/9 Evaluación 1: TP1.Ejercicios. T4 UN°2: Termodinámica. TP3- Taller 2: Propiedades Coligativas con uso de concentración de soluciones. 5 05-09/9 T5 UN°2: Cinética química. TP4- Taller 3: Termoquímica y termodinámica. 6 12-16/9 T5 UN°3: Equilibrio Químico. PARCIAL 1: Unidad 1 y 2 hasta cinética. TP5- Act de Lab 2: Velocidad de reacción. 7 19-23/9 T6 UN°3: Equilibrio químico. TP6- Taller 4: Cinética química. 8 26/9-30/9 T7 UN°4: Equilibrio Ácido- Base. Evaluación 2: TP2 , 3 y 4. TP7-Act de Lab 3: Equilibrio Químico. 9 03/-07/10 T8 UN°4: Equilibrio Ácido- Base. TP8-Taller 5 Equilibrios Ácido-base parte I 10 10-14/10 Lunes 10 Feriado 12 de octubre. T9 UN°4: Equilibrio Ácido- Base Comisiones Lunes se distribuyen. TP9-Act de Lab 4: Medimos pH de soluciones de ácidos y bases débiles y fuertes. 11 17-21/10 Parcial 2: Unidad 2 (cinética) 3 y 4 (Primera parte) Ejercicios. T10 UN°5: Complejos. TP10 Taller 6 Equilibrios Ácido-base parte II. 12 24-28/10 T11 UN°5: Complejos. UN°5: Electrolitos poco solubles. TP11: Act de Lab 6 Soluciones salinas y Buffers. 13 31/10- 04/11 T12 UN°6: Electrolitos poco solubles. Evaluación 3: TP 7y 8 Ejercicios. TP12- Taller 7 Complejos y Electrolitos poco solubles. 14 07-11/11 T13 UN°6: Electroquímica. TP13- Taller 8 Electroquímica 15 14-18/11 T14 UN°6: Electroquímica. TP 14: Consultas para recuperaciones. 16 14-18/11 Recuperaciones de prácticos y parciales. 11.30 hs.
- 6. 6 EVALUACIÓN FECHA Parcial 1Martes 13 de septiembre Parcial 2 Martes 18 de octubre Evaluación 1 Martes 30 de agosto Evaluación 2 Martes 26 de septiembre Evaluación 3 Martes 01 de noviembre Recuperaciones Lunes 14 de noviembre. TRABAJOS PRÁCTICOS Trabajo Práctico 1: Taller 1: ejercicios de revisión. Trabajo Práctico 2: Actividad de Laboratorio 1: Reacciones del Cu y % de rendimiento. Trabajo Práctico 3: Taller 2: Propiedades Coligativas. Trabajo Práctico 4: Taller 3: Termoquímica. Termodinámica. Trabajo Práctico 5: Actividad de Laboratorio 2: Velocidad de reacción. Trabajo Práctico 6: Taller 4: Cinética química Trabajo Práctico 7: Actividad de Laboratorio 3: Equilibrio Químico. Trabajo Práctico 8: Taller 5: Equilibrios Ácido-base parte I Trabajo Práctico 9: Actividad de Laboratorio 4: Medimos pH. Trabajo Práctico 10: Taller 6 Equilibrios Ácido-base parte II. Trabajo Práctico 11: Actividad de Laboratorio 5arej: Soluciones salinas y Buffer. Trabajo Práctico 12: Taller 7 Electrolitos poco solubles. Trabajo Práctico 13: Taller 8 Electroquímica. Trabajo Práctico 14: Consultas para recuperaciones. CRITERIOS Y FORMAS DE EVALUACIÓN: Los criterios que se consideran en todas las evaluaciones son: Claridad y precisión reflejada en la expresión oral y escrita de contenidos. Utilización adecuada del lenguaje propio de la Química. La comprensión de los conceptos manifestada en la utilización pertinente de los mismos. Las interrelaciones que se establezcan entre contenidos que pongan de manifiesto la evolución de su red conceptual. La planificación y resolución organizada de ejercicios que evidencien la aplicación comprensiva de conceptos en los procedimientos. EVALUACIÓN DIAGNÓSTICA: Tiene por finalidad conocer el manejo que el grupo de estudiantes tiene de los prerrequisitos. Se realiza de manera oral. EVALUACIÓN FORMATIVA: Tiene por finalidad regular tanto el proceso de aprendizaje como el de enseñanza. Dentro de ella se incluyen: Presentación y discusión de informes: Permiten evaluar con el grupo de trabajo el desempeño en el laboratorio. Posibilitan ajustar la recolección de datos experimentales para poder extraer algunas conclusiones. Adiestran en el manejo de los datos experimentales. Autoevaluaciones y Heteroevaluaciones: Se realizan al final del cursado mediante formulario de Google Drive que permite buena libertad para expresar sus opiniones puesto que es completamente anónimo y reciben el link para acceder a completarlo a través del aula virtual. Tienen por finalidad estimular la capacidad de reflexión acerca de su desempeño e incrementar el compromiso personal en su propia formación, además de posibilitar la regulación de la enseñanza. Recuperaciones: Tienen por finalidad revisar contenidos fundamentales y pueden originarse en aplazo o ausente del estudiante. Su modalidad es semejante a las realizadas con anterioridad. EVALUACIÓN SUMATIVA: Evaluaciones prácticas: Incluyen preguntas para optar falso o verdadero y de opción múltiple con justificación de la respuesta, para establecer relaciones o diferencias, para completar tablas con datos relacionados, diagramas de flujo de procedimientos, interpretación de gráficos y ejercicios numéricos relacionados con los contenidos conceptuales desarrollados. Son tres y se deben aprobar con nota de 4(cuatro) o superior.
- 7. 7 Se propone enalguna oportunidad el trabajo en parejas pedagógicas para potenciar el aprendizaje mediante la discusión entre los involucrados, la posibilidad de lograr acuerdos y el compartir la responsabilidad. Evaluaciones parciales: Se estructuran de manera semejante a las evaluaciones prácticas profundizando en el manejo de los contenidos y resolución de ejercicios con cálculos. Los contenidos a evaluar se comunican previamente a los estudiantes en las clases teóricas y mediante el aula virtual. Se realizan 2(dos) parciales escritos que deben aprobarse con nota de 4(cuatro) o superior. Examen final: Tiene carácter acreditativo puesto que habilita en el camino hacia la titulación buscada. Según la condición alcanzada por el alumno presenta las siguientes variantes: Práctico: Acceden a él los alumnos que cumplimentaron las condiciones de regularidad. Es escrito y de modalidad semejante a las evaluaciones escritas realizadas. Aproximadamente el 50 % incluye fundamentos y procedimientos y el resto ejercicios con cálculos del tipo de aquellos realizados en los trabajos prácticos. El requisito mínimo para aprobar es responder correctamente un 50% de ejercicios numéricos y 50 % de la parte teórico-práctica. Teórico: Acceden directamente a él los alumnos que cumplimentaron las condiciones de promoción de prácticos y los alumnos que cumplimentaron las condiciones de regularidad y aprobaron el examen práctico. Se realiza de manera combinada (escrito y oral) mediante tarjetas que contienen 4 temas seleccionados de entre todas las unidades del programa desarrollado. Luego de realizar la elección de la tarjeta el estudiante dispone de unos minutos para organizar por escrito (incluyendo fórmulas químicas, ecuaciones químicas, ejemplos y gráficos) su exposición oral que debe ser clara, fluida y completa de todos los temas de la tarjeta. CONDICIONES PARA OBTENER LA REGULARIDAD: Asistencia: Teóricos 65 %. Prácticos 65 %. Evaluaciones Prácticas: Son tres y requieren promedio de 4 (cuatro) o superior entre todas las notas, con o sin recuperación. Recuperaciones: Son 2(dos) por ausente o aplazo y se reemplaza la nota por la anterior. Evaluaciones Parciales: Promedio de 4 (cuatro) o superior, con o sin recuperación. Todas las condiciones antes mencionadas son complementarias entre sí y definirán en conjunto la condición de regularidad. Recuperaciones: sólo 1 una (ausente o aplazo) que se debe aprobar con 4 cuatro o superior. CONDICIONES PARA OBTENER LA PROMOCIÓN: En prácticos: Regularidad. Asistencia 80%. Promedio final de las evaluaciones prácticas, de 7(siete) o superior. Recuperaciones: sólo 1 una (ausente, aplazo o nota baja) que se promediará con las notas anteriores. EXAMEN FINAL: Alumno promocionado en prácticos: Rinde examen teórico que incluye todas las unidades del programa. La promoción se conserva durante 2 turnos de exámenes posteriores al cursado (Noviembre-Diciembre y Febrero) Alumno regular: Rinde examen práctico escrito y si es aprobado examen teórico que incluye todas las unidades del programa.
- 8.
- 9. 9 TALLER 1 REVISIÓNEstequiometría y soluciones 1) Se prepara una disolución disolviendo 516,5 mg de ácido oxálico (C2H2O4) hasta completar 100,0 mL de disolución. Una porción de 10,00 mL se diluye hasta 250,0 mL ¿Cuál es la molaridad de la disolución final? 2) A partir de los datos de la figura , responde a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es el porcentaje en masa en el recipiente A antes de extraer 250 cm3 ? b) ¿Cuál será al final la molaridad de la disolución contenida en C? 3) En la síntesis del amoniaco se produce la reacción reversible N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Si a partir de 3,00 g de hidrógeno se han obtenido 15,20 g de amoniaco, calcula el rendimiento de la reacción. Masas atómicas. N=14; H = 1.. 4) Se calcinan en un horno 143 g de carbonato de calcio (CaCO3), obteniéndose 80,00 g de óxido de calcio (CaO) y 47,19 g de dióxido de carbono (CO2). ¿Qué pérdidas tiene el horno? ¿Cuál es el rendimiento en CaO y en CO2? 5) Dos disoluciones acuosas “A” y “B” de nitrato de calcio tiene una concentración diferente. a) ¿Cuántos gramos de nitrato de calcio puro hay en 200 mL de la disolución “A”?. Se sabe que la densidad y % en masa para esta disolución son 1.1636 g/mL y 20% respectivamente. b) ¿Cuál es la densidad, % en masa, molalidad y molaridad de la disolución “B”?. Se sabe que 400 mL de esa disolución tienen una masa de 504 gramos y que por cada kilogramo de disolvente hay 2.61 moles de nitrato de calcio. 6) La valoración es un método usado para calcular la cantidad de un reactivo A por adición de un volumen medido de una disolución de concentración conocida de un reactivo B, hasta completar la reacción. ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio, NaOH se necesitan para reaccionar con 225 mL de ácido clorhídrico 0,100 M? 7) Las papas se pelan comercialmente introduciéndolas en una disolución entre 3 M y 6 M de hidróxido de sodio, y quitando la piel ya parcialmente suelta rociándolas con agua. Calcular la molaridad de una disolución si la valoración de 10,00 mL de la misma requiere 25,3 mL de una disolución de HCl 1,87 M para llegar al punto de equivalencia? 8) Una muestra de 0,139 g de caliza se disuelve en 25,00 mL de HCl 0,200 M. El exceso de ácido se valora con 13,22 mL de NaOH 0,180 M. ¿Cuál es el tanto por ciento de CaCO3 en la caliza? 1 L de HCl 2,00 M Densidad 1,19 g/mL 1 L de HCl 0,100 M Recipiente A Recipiente C Recipiente B 250 mL 500 mL
- 10. 10 9) El aceitede cinamon, obtenido de las ramas y hojas de árboles de canela que crecen en las zonas tropicales, se utiliza en la producción de perfumes y cosméticos. Su constituyente principal es el aldehído cinámico, C9H8O, sin embargo una concentración elevada de éste ocasiona severas irritaciones en la piel, por lo que las concentraciones presentes en los perfumes deben ser bajas. Con la finalidad de evitar irritaciones en la piel se buscó un derivado del aldehído cinámico, de fórmula C9H10O, con propiedades similares, pero que no causa irritaciones a la piel. Éste se prepara haciendo reaccionar aldehído cinámico, C9H8O, con hidrógeno gaseoso, H2, según la reacción: C9H8O(ac) + H2(g) → C9H10O(ac) Para obtener el derivado, C9H10O, se hacen reaccionar 15 L de solución de aldehído cinámico 3,5 M con 30,7 moles de hidrógeno gaseoso. Determina lo siguiente: a) La cantidad en gramos, qué se obtendrán del derivado C9H10O, considerando un rendimiento del 95 %. b) El derivado se utiliza en soluciones acuosas al 3,50 % en masa, ¿cómo prepararías 1 L de esta solución? Indica los pasos y las cantidades requeridas. La densidad de la solución es 1,08 g/mL. c) A partir de la solución anterior (al 3,5 % en masa) se quiere preparar 2 L de una solución de 0,100 M del derivado, ¿qué volumen de la solución se requerirá? 10) Calcula el volumen de disolución 0,1 00 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,100 M.
- 11. 11 Taller 2: PROPIEDADESFÍSICAS DE LAS SOLUCIONES 1) La masa molecular de la hemoglobina es 6,86 x 104 u.m.a . Qué masa de Hemoglobina (Hb) debe disolverse en 100,00 mL de una solución para ejercer una presión osmótica de 725 mm Hg a 25°C? 2) Determine la presión osmótica de la sangre a la temperatura corporal 37°C utilizando la concentración de una solución salina isotónica de NaCl 0,92% m/v. 3) Dadas las siguientes soluciones separadas por una membrana semipermeable que permite sólo el paso de agua, indique en qué dirección fluye una corriente neta de agua y justifique su respuesta. 14,0 g de C3H8O3 en 55,2 mL de solución. 17,2 g de C12H22O11 en 62,5 mL de solución. 4) Al añadir 1,00 g de benceno C6H6 a 80,00 g de ciclohexano disminuye el punto de congelación desde 6,5 a 3,3 °C. Cuál es el Kf para el ciclohexano? 5) El amoníaco en solución acuosa conduce débilmente la corriente eléctrica al igual que el ácido acético. Sin embargo al mezclar estas soluciones la solución resultante conduce muy bien. Proponga una explicación. 6) Ordene aproximadamente según sus puntos de congelamiento, las soluciones 0,100 m de los siguientes solutos disueltos en agua: a-Urea a- Cloruro de calcio. c-Nitrato de amonio d-Sulfato de Magnesio e-Ácido Clorhídrico f-Etanol 7) La nicotinamida es una vitamina soluble en agua importante en el metabolismo. Contiene 59,0 % de C; 5,0 % de H; 23,9 % de N y 13,1 % de O en masa. La adición de 3,88 g de nicotinamida a 30,0 mL de nitrobenceno C6H5NO2 (densidad (δ)= 1,204 g/mL) disminuye el punto de congelamiento desde 5,7 a -1,4°C. Cuál es la fórmula molecular de la nicotinamida? Kf= 8,1 °C/m 8) El punto de de ebullición del agua a 749,2 mm Hg es 99,60°C. Qué %m/m debe tener una solución acuosa de sacarosa para elevar el punto de ebullición a 100,00 °C a esa presión? 9) Calcular el punto de fusión del plasma sanguíneo, sabiendo que la presión osmótica es 7,65 atm a 37°C.
- 12. 12 Taller 3: TERMOQUÍMICAY TERMODINÁMICA 1) ¿Cuál de los enunciados siguientes es verdadero cuando se ha realizado trabajo sobre el sistema? a) no se ejerce fuerza alguna b) un objeto está inmóvil c) la energía del sistema debe aumentar d) la energía del sistema debe disminuir 2) Para los siguientes procesos calcule el cambio de energía interna del sistema y determine si el proceso es endotérmico o exotérmico. a- Un globo se calienta al agregar 850 J de calor, se expande y realiza 382 J de trabajo en la atmósfera. b- Una muestra de 50 g de agua se enfría de 30 a 15 °C, por lo que pierde aproximadamente 3140J de calor. c- Una reacción química libera 6,47 kJ de calor y n realiza trabajo sobre el entorno. 3) ¿Cuál de los enunciados siguientes es verdadero respecto a la entalpía? a) es una propiedad intensiva cuyas unidades siempre son de energía por mol b) su magnitud es en gran medida diferente de la energía interna de un proceso c) es una función de estado d) se mide en condiciones de volumen constante. e) el cambio de entalpía de una reacción es el inverso del cambio de entalpía de la reacción inversa 4) Considere la reacción : 2Na(s) + Cl2(g) --> 2NaCl(s) H° = -821.8 kJ El cambio de entalpía de la reacción inversa es: a) 2.0 x 102 kJ b) 1x 102 kJ c) 4.0 x 102 kJ d) 821.8 kJ e) 4600 kJ 5) ¿Cuánto calor se necesita para elevar la temperatura de 75.2 moles de agua (capacidad calorífica 4.184 J g-1 K-1) de 12.5°C a 80.0°C? a) 5.08 kJ b) 382 kJ c) 0.282 kJ d) 21.2 kJ e) 5.66 kJ 6) Una muestra de aluminio absorbió 9.86 J de calor, y su temperatura aumentó de 23.2°C a 30.5°C. . ¿Cuál era la masa de la muestra de aluminio? (El calor específico del aluminio es de 0.90 J/g·K.) a) 72 g b) 1.5 g c) 65 g d) 8.1 g e) 6.6 g 7) Calcule la variación de entalpía de la formación de NO2 (g) a partir de sus elementos: N2 (g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) ∆H° =? Mediante los datos siguientes: N2 (g)+ O2 (g) → 2NO(g) ∆H° =180,50 KJ/mol NO (g) + ½ O2 → NO2 (g) ∆H° =-57,07 KJ/mol
- 13. 13 8) Considere lareacción siguiente: 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(g) H=-2511 kJ/mol. Calcule la cantidad de calor transferida cuando se consumen 2.60 g de C2H2(g) en esta reacción a presión constante. a) 126 kJ b) 251 kJ c) 502 kJ d) 3.26x103 kJ 9) Considere la siguiente reacción: 2 Mg (s) + O2(g) → 2 MgO(s) H°= -1204 kJ a- ¿Es endotérmica o exotérmica? b- Calcule la cantidad de calor transferida cuando 2,40 g de Mg(s) reaccionan a presión constante. c- ¿Cuántos g de MgO se producen durante el cambio de entalpía de -96,0 kJ? d- ¿Cuántos kJ de calor se absorben cuando se descomponen 7,50 g de MgO ? 10) Dados los siguientes valores: Sustancia ∆Hf° (kJ/mol) SO2(g) -297 SO3(g) -396 SO2Cl2(g) -364 H2SO4(l) -814 H2O(l) -286 Determine el valor de H° en kJ para la reacción siguiente: 2SO2 (g) + O2(g) → 2SO3(g) 11) Con base en los valores de S° tabulados , calcule el valor de S° de la reacción CaCO3(s)→ CaO(s) + CO2(g) a) -160.5 J K-1 b) 346.2 J K-1 c) 160.5 J K-1 d) 213.6 J K-1 12) ¿Para cuál de las sustancias siguientes Gf° es cero? a) N2(g) b) O(g) c) H2O(l) d) Br2(s) 13) Con base en datos tabulados, calcule G° del proceso siguiente: 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g) 14) Se puede preparar metanol mediante la reacción de CO con , H2: CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g) En esta reacción H° = -90.7 kJ/mol y S° = -90.88 J mol-1 K-1 ¿Cómo es de esperar que varíe el G° de la reacción al aumentar la temperatura? En condiciones estándar, ¿es espontánea la reacción a 298 K? Explique su respuesta. a) ∆G° aumenta; la reacción es espontánea porque G° < 0 a 298 K b) ∆G° disminuye; la reacción es espontánea porque G° < 0 a 298 K c) ∆G° aumenta; la reacción no es espontánea porque G° < 0 a 298 K d) ∆G° disminuye; la reacción no es espontánea porque G° > 0 a 298 K e) ∆G° aumenta; la reacción no es espontánea porque G° > 0 a 298 K 15) Calcule Gº para la siguiente reacción: H2O2(g) H2O(g) + ½ O2(g) Si Hº=-106 kJ y Sº= +58 J/ºK para este proceso. ¿Esperaría que H2O2(g) fuera estable a 298 K?. Explique brevemente.
- 14. 14 16) Complete : a)G = H……… b) Una reacción en la que S es positivo tiende a ser más espontánea cuando la temperatura……………………. c) Para una reacción que se lleva a cabo a presión y temperatura constante de 25 °C si H= -38,468 kJ y S= 51,4 J/k, su G° es………..y el proceso es…………………..atendiendo al signo del G°. d) Una reacción con H= + y S= - sería espontánea……………………. e) El valor de G° es 0 cuando ………………………y ……se relaciona con la velocidad de reacción.
- 15. 16 Taller 4: CINÉTICAQUÍMICA. 1) Para cada una de las siguientes reacciones expresa la relación entre el cambio de la concentración de productos y reactivos: a) CO2 (g) + 2 H2 CH3OH(g) b) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) 2) Si la velocidad de una reacción química viene dada por la expresión v = k[A]. [B], se podrá afirmar para dicha reacción que: a) La constante de velocidad, k, viene expresada en las unidades mol2 .L-2 .s -1 b) El valor de k permanece constante a lo largo de la misma, aunque varíe la temperatura c) El valor numérico de la velocidad permanece constante todo el tiempo que dure la reacción d) El valor numérico de la velocidad disminuye con el tiempo de reacción si no se modifican las condiciones iniciales. 3) La ley de velocidad de la reacción: A + B → C + D es igual a v = k.[A].[B]. El sistema puede ser sometido a los siguientes cambios:1- Un aumento en la concentración de A. 2-Un aumento en la concentración de B. 3-Un aumento en la temperatura. ¿Cuál/es de los cambios propuestos aumentará la velocidad de la reacción: a) Sólo el 1 y el 2 b) Sólo el 1 y el 3 c) Sólo el 3 d) El 1, el 2 y el 3 4) En la reacción A → B se ha hallado experimentalmente que, para una concentración inicial de A de 0,02, 0,03 y 0,05 M, la velocidad de reacción resultó ser 4,8. 10 - 6 ; 1,08.10 - 5 ; ' y 3,0. 10 – 5 M/s , respectivamente. Calcule el orden de esa reacción. 5) La destrucción de la capa de ozono es debida entre otras a la siguiente reacción: NO+ O3 →NO2 + O2. La velocidad de reacción que se ha obtenido en tres experimentos en los que se ha variado las concentraciones iniciales de los reactivos ha sido la siguiente: [NO] M [O3] M Velocidad Inicial(mol/L·s) 1 X 10-6 3X 10-6 6,6 X 10-5 1 1 X 10-6 9 X 10-6 1,98 X10-4 2 3 X 10-6 9X 10-6 5,95 X 10-4 3 a) Determinar la ecuación de velocidad b) Calcular el valor de la constante de velocidad. 6) Se hacen las observaciones siguientes respecto a una reacción del tipo A + B + C que avanza hacia los productos: - si se duplica la concentración de A se duplica la velocidad - si se duplica la concentración de B, ello no afecta la velocidad - si se triplica la concentración de C la velocidad aumenta por un factor de 9. ¿Cuál es la ecuación de velocidad de la reacción? 7) La descomposición de N2O5 en CCl4 se lleva a cabo de la siguiente manera: N2O5 (g) 4 NO2(g) + O2(g). La ecuación de velocidad para esta reacción es de
- 16. 17 primer orden respectoa N2O5 (g). A 45ºC la constante de velocidad es 6.08 x 10-4 s-1 . Calcule la velocidad de reacción cuando N2O5= 0.100 M y N2O5=0.305 M. 8) Considere la siguiente reacción hipotética A + B productos. La ecuación de velocidad es v= k A B . Cuando las concentraciones iniciales de A y B son 0.050 M y 0.080 M respectivamente la velocidad inicial es 1.6 x 10-3 M/s . a) ¿Cuál es el valor de k? b) ¿Cuáles son las unidades de k? c) ¿Cómo cambia la velocidad si la concentración inicial de A se triplica? 9) La reacción 2NO + 2 H2 → N2 + 2H2O es de primer orden respecto a H2 y de segundo orden respecto a NO. ¿Qué le ocurre a la velocidad cuando: a) se duplica [NO] mientras que[H2] permanece fija. b) [NO] permanece fija mientras que [H2] se duplica. c) se duplica tanto [NO] como [H2]. 10) Determina la ley de velocidad con base en los siguientes datos para la descomposición de ICl según: 2 ICl(g) + H2(g) → 2 HCl (g)+ I2(g) experiencia 1 2 3 ICl 1.5x10-3 M 2.3x10-3 M 2.3x10-3 M H2 1.5x10-3 M 1.5x10-3 M 3.7x10-3 M Velocidad M/s 3.7x10-7 5.7x10-7 14,0x10-7 11) La reacción en fase gaseosa A + B → C + D es endotérmica y su ecuación cinética es: v = k[A]2 . Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El reactivo A se consume más deprisa que el B. b) Un aumento de presión total produce un aumento de la velocidad de la reacción. c) Una vez iniciada la reacción, la velocidad de reacción es constante si la temperatura no varía. d) Por ser endotérmica, un aumento de temperatura disminuye la velocidad de reacción. 12) Para la reacción: 2N2O5(g) --> 4NO2(g) + O2(g) la energía de activación, Ea, y el E total son de 100 kJ/mol y -23 kJ/mol, respectivamente. ¿Cuál es la energía de activación de la reacción inversa? Grafique en coordenadas de reacción. 13) Para la siguiente reacción 2A + 2 B → C + 2D en la que reactivos y productos son gases. Se determino v= k [A] [B]2 . Se conoce además que es fuertemente exotérmica. Las siguientes preguntas acerca de la reacción involucran sólo un cambio en las condiciones indicadas según se indica en la tabla a continuación. Prediga entonces el efecto de ese cambio sobre cada uno de los parámetros indicados como: A(aumenta) D(disminuye) N( no cambia) Cambio Velocidad inic .directa k Ea Se duplica [A] Se duplica [D] Se introduce un catalizador Se disminuye la temperatura
- 17. 18 El volumen delrecipiente aumenta al doble. 14) Complete las frases siguientes: a. La razón principal por la que la velocidad de reacción aumenta cuando se aumenta la temperatura es…………… b. Una sustancia que cambia la velocidad de reacción pero que no se consume ni produce en la reacción se denomina……………………………. c. La secuencia de las etapas individuales mediante las que ocurre una reacción se llama ………………………..de reacción. d. La etapa más lenta en el mecanismo de una reacción es denominada ………………………
- 18. 19 Taller 5: EQUILIBRIOQUÍMICO 4) Balancee y escriba la constante de equilibrio para cada una de las siguientes reacciones: a) H2(g) + I2(g) HI(g) b) SrCO3(g) SrO(s) + CO2(g) c) P4(g) + O2(g) P4O6(s) d) Cl2(g) + H2O(g) HCl(g) + O2(g) e) NaF(s) + H2SO4(l) NaHSO4(s) + HF(g) 5) El nitrógeno reacciona con el oxígeno para formar NO(g) a) Plantee la ecuación correspondiente b) Calcule Kc sabiendo que la reacción ocurre a 1500K y las concentraciones en el equilibrio son 1,7.10-3 mol/L de oxígeno, 6,4.10-3 mol/L de nitrógeno y 1,1.10-3 mol/L de NO. 6) El valor de Kc para la reacción entre CO(g) y agua gaseosa para dar CO2(g) e H2(g) es de 1,845 a 300ºC. Si en un recipiente de 2 L se colocan 0,600 moles del monóxido de carbono y 0,600 moles de agua a esa temperatura y se deja que la reacción alcance el equilibrio ¿Cuál es la concentración de todas las especies en el equilibrio? 7) En un recipiente de 1 L y a 1000K se colocan inicialmente 0,0200 mol NO y 0,0300 mol O2. La reacción es 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) Cuando la reacción llega al equilibrio la concentración de NO2 es 2,2.10-3 mol/L; calcule las otras concentraciones en el equilibrio y la Kc. 8) El valor de Kc a 500ºC de la reacción H2CO H2 + CO es de 0,50. En un recipiente se introduce una mezcla de H2CO, H2 y CO a esta temperatura. Después de un tiempo corto, el análisis indica las siguientes concentraciones [H2CO]= 0,50 M [H2]= 0,80M y [CO]=0,25 M . Indique los siguientes enunciados como verdaderos o falsos y justifique sus respuestas a) La mezcla de reacción está en equilibrio b) La mezcla de reacción no está en equilibrio pero la reacción no prosigue c) La mezcla de reacción no está en equilibrio pero se desplaza hacia el equilibrio si se consume H2CO. d) La velocidad de reacción directa es igual que la velocidad de reacción inversa 9) A 25 ºC se mezclan 0,0205 moles de NO2(g) y 0,750 moles de N2O4(g) en un matraz de 5,25 L . Determine si la mezcla está en equilibrio y en caso negativo ¿en qué sentido tendrá lugar la reacción? N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) Kc= 4.61 x10-3 a 25ºC. 10) La constante de equilibrio, Kc, de la reacción Br2(g) + F2(g) 2 BrF(g) es 55,3. ¿Cuáles serán las concentraciones de equilibrio de todos esos gases si la concentración inicial para el bromo y el flúor es 0,220 M? 11) Complete las frases siguientes: a. Si una ecuación para una reacción es multiplicada por un valor n, el valor original
- 19. 20 de Kc esalterado por …………………………. b. La Kp de una reacción con igual número de moles gaseosos en reactivos y productos es ……………………………………. c. Los iones S2- a menudo se obtienen por la reacción : H2S(ac) + 2 H2O(l) ↹2H3O+ (ac) + S2- (ac) la adición de ………………disminuiría efectivamente la concentración de S2- en la mezcla en equilibrio. d. La cantidad termodinámica más íntimamente relacionada con el valor de la constante de equilibrio es…………………………………… e. La cantidad termodinámica más íntimamente relacionada con el cambio en el valor de la constante de equilibrio es…………………………………… 12) La constante de equilibrio para la reacción: 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) 4 HCl(g) + O2(g) Kp= 0.0752 a 480ºC. a) ¿Cuál es Kp para la reacción inversa? b) ¿Cuál es el valor de Kp para la reacción? Cl2(g) + H2O(g) 2HCl(g) + ½ O2(g) c) ¿Cuál es el Kc para la reacción original? 13) La reacción CaCO3 (s) + 2H3O+ (ac) Ca2+ (ac) + 2H2O(l) +CO2(g) ¿Por cuál o cuáles de los siguientes métodos puede ser forzada a completarse? (esto es a consumir todo el carbonato de calcio presente) a) Agregando más Ca2+ a la solución. b) Eliminando CO2 a medida que se forma c) Agregando CO2 a la mezcla de reacción d) Eliminando H3O+ de la mezcla de reacción. 14) La reacción N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g) ΔHº= 181 kJ tiene lugar en procesos de combustión a alta temperatura llevada a cabo en el aire. Los óxidos de nitrógeno obtenidos a partir del nitrógeno y oxígeno del aire están seriamente implicados en la producción de contaminación fotoquímica. ¿Qué efecto tiene un aumento de temperatura sobre: a. la producción de NO(g) en el equilibrio, b. la velocidad de esta reacción. 15) A 1285ºC la constante de equilibrio para la reacción Br2(g) 2Br(g) es Kc=1.04 x 10-3 . Un recipiente de 0,200 L que contiene una mezcla en equilibrio de los gases tiene 0,245 g Br2(g) . ¿Cuál es la masa de Br(g) en el recipiente? 16) A 21.8ºC, la constante de equilibrio Kc es 1.2 x 10-4 para la reacción siguiente: NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) Calcule las concentraciones en el equilibrio de NH3 y H2S si una muestra de NH4HS sólida se coloca en un vaso cerrado y se deja reposar para que se alcance el equilibrio a 21.8ºC. 17) A 100°C el valor de la constante de equilibrio de la reacción COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) es de Kc = 2.19 x 10-10 . ¿Están en equilibrio las mezclas siguientes? Si no lo están, indique la dirección en la que la reacción debe avanzar para alcanzar el equilibrio a) [COCl2] = 5.00 x 10-2 M; [CO] = 3.31 x 10-6 M; [Cl2] = 3.31 x 10-6 M b) [COCl2] = 3.50 x 10-3 M; [CO] = 1.11 x 10-5 M; [Cl2] = 3.25 x 10-6 M
- 20.
- 21. 22 Taller 6: EQUILIBRIOSDE ACIDOS y BASES I 1) Clasifique en ácido o base fuerte o débil, escriba una ecuación para su ionización en agua y muestre los pares conjugados: a- LiOH b- CH3CH2NH2 c- Ca (OH)2 d- F- e- BO3 3- f- CN- 2) Calcule el pH de cada una de las siguientes soluciones: a) 2,50ml de HCl 37 % m/m (densidad 1,19 g/mL) diluidos a 1500 mL. b) Una mezcla formada por 20,0 mL de HCl 0,0202 M a 50,0 mL de HI 0,0105 M.que se diluyen a 500 mL. c) 10,0 ml de Ca(OH)2 0,150 M diluidos en 500 mL. d) Una mezcla de 10,0 mL de Ba(OH)2 0,170 M con 30,0 mL de KOH 0,0205 M. 3) Calcule los mL de solución de HCl 37 %m/m d=1,19 g/ mL que se necesitan para preparar 2 L de solución con pH: 1,50. 4) Indique la/las expresiones correctas para: a. Una solución 0.10 M de ácido débil HA. I. La concentración de A- es 0.10 M II. HA >> A- III. H+ A- IV. pH = 1 b. Una solución 0.10 M de ácido fuerte HX. I. La concentración de A- es 0.10 M. II. X- + H+ = 2 M III. HX es 0.10 M IV.pH = 1 5) Indique verdadero o falso .JSR a) Soluciones ácidas [H+ ] <1,0 10-7 M, pOH>7, [OH- ] >1,0 10-7 M b) Soluciones básicas [H+ ] <1,0 10-7 M, pH<7, [OH- ] >1,0 10-7 M c) Soluciones neutras [H+ ] =1,0 10-7 M, pH=7, [OH- ] =1,0 10-7 M d) Soluciones ácidas [H+ ] >1,0 10-7 M, pH<7, [OH- ] <1,0 10-7 M e) Soluciones básicas [H+ ] <1,0 10-7 M, pH>7, [OH- ] >1,0 10-7 M 6) Ordene en sentido decreciente de acidez a los electrolitos citados a continuación: a) HCN Ka=4,9.10-9 b) CH3COOH Ka= 1,8.10-5 c) H3PO4 Ka1= 7,5.10-5 d) HCl 7) Indique entre las siguientes parejas de soluciones acuosas si la primera tiene menor, mayor o igual pH con respecto la segunda solución a) HBr 0,15 M ----------- H2SO4 0,15M b) H2SO4 0,10 M --------- HCN 0,10 M c) NaOH 0,05M --------- Ca(OH)2 0,025M d) HNO3 0,10 M --------- HI 0,15 M
- 22. 23 8) Indique silas siguientes frases son verdaderas o falsas a) Una solución de pOH=8 es de carácter básico. b) Una solución de pH=6 es de carácter ácido. c) El pH de una solución que posee una [OH- ] igual a 1.10-4 M es 4 9) Una solución 0.200 M de un ácido débil HX si está ionizado 9.4%. Calcule [H+ ], [X- ] y [HX] y Ka . 10) El ácido láctico es un ácido monoprótico cuyo pKa es 3,5, que aparece cuando hay glucólisis anaeróbica ¿Cuál es el pH de una solución de ácido láctico de concentración 0,130 M? 11) Calcule el pH y pOH de una solución de amoníaco 0,150 M. 12) Calcule Ka del Ácido Propiónico CH3CH2COOH si una solución 0,100 M tiene un pH de 2.93.
- 23. 24 Taller 7: EQUILIBRIOSDE ACIDOS y BASES II 1) Calcule el volumen de : a. NaOH 0,208 M que se necesita para neutralizar: I. 12,6 mL de HF 0.208 M II. 15,0 mL de ácido perclórico 0.144 M. b. HCl 0,125 M para valorar: I. 25,0 mL KOH 0. 188 M II. 12,0 mL de amoníaco 0,250 M. 2) Calcule el pH de las soluciones que resultan de mezclar: a) 80 mL de HCl 0.120 M con 80 mL NaOH 0.100 M. b) 100 mL de HCl 0.150 M con 150 mL de KOH 0,120 M. 3) Si se mezclan 100mL de HI 0,200 M con 80,0 mL de KOH 0,180 M . Luego se completa a volumen final de 250 mL con agua destilada. Calcule: pH y pOH de la solución resultante. 4) Calcule el pH y el pOH de una solución de NaClO 0,120 M Ka= 4,0.10-8 5) Calcule Kb para cada una de las especies siguientes y ordénelas según disminuye la fuerza básica: a)NO2 - b)HPO4 2- c)HCOO- (formiato) 6) Clasifique las siguientes soluciones salinas 0,100 M en ácidas, básicas o neutras y explique usando ecuaciones iónicas netas ajustadas según corresponda. a- Yoduro de amonio b- NaCN c-Nitrato de litio d- Cloruro de aluminio e- Nitrito de potasio f- Sulfuro de sodio g- Bromuro de cinc h- Bromuro de potasio 7) El ácido sórbico HC6H7O2 es un ácido monoprótico débil (Ka =1.7 x 10-5 ). El sorbato de potasio se adiciona a los quesos para inhibir el desarrollo de hongos. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 4.93 g de sorbato de potasio en 500 ml de solución? 8) Calcule el pH de las soluciones siguientes: a) 100 mL acetato de sodio 0,220 M. b) 100 mL cloruro de amonio 0,140 M. 9) Indique cual/es de los siguientes pares de compuestos pueden formar sistemas buffer: a) NaH2PO4/ Na3PO4 b) HCl/NaCl c) NH3/NH4Cl d) NaHCO3/Na2CO3 e) CH3COOH/ CH3COONa f) Na2HPO4/ Na3PO4 10) ¿Cuál es el pH de una solución amortiguadora que tiene una concentración de 0,150 M de ácido láctico y 0,100 M de lactato de sodio y su pKa=3,5? 11) ¿Cuál será el pH de una solución buffer que se obtiene de mezclar 100 mL de ácido acético 0,100M y 0,75 g de acetato de sodio y llevando a volumen final de 250 mL? 12) Si se mezclan 10,0 mL de solución 0,150 M de un ácido HA (Ka= 1.6 x10-6 ) con 10,0 mL de solución de NaOH 0,100 M y se diluye a 50,0 mL en matraz. ¿Cuál es el pH en la solución contenida en el matraz?
- 24. 25 13) Calcule elpH de las soluciones que resultan de mezclar: a. 100 mL NaOH 0.100 M. con 100 mL ácido acético 0.150 M. b. 100 mL de HCl 0,100 M con 100 mL de amoníaco 0.120 M 14) 3,50 mL de solución de ácido acético glacial (99,7% m/m d: 1.05 g/ mL) se colocan en matraz de 500 mL y se completa a volumen. Se toma una alícuota de 25,00 mL del ácido en el matraz y se agrega 12,5 mL de KOH 0,110 M. Calcule el pH en la nueva solución.
- 25. 26 Taller 8: EQUILIBRIOSDE ELECTROLITOS POCO SOLUBLES 1) Plantee los equilibrios de solubilidad y sus Kps, para los siguientes compuestos poco solubles: a- Sulfuro de plata. b- Hidróxido ferroso. c- Carbonato de Magnesio. 2) Calcular el valor de Kps para el sulfato de bario BaSO4, que tiene una solubilidad de 3.90 x10-5 M a 25°C. 3) El valor de Kps para el sólido AgI(s) es 1,50x10-16 a 25°C, calcular la solubilidad de AgI en agua a 25°C. 4) Calcula la solubilidad del cloruro de plomo (II) en g/L, sabiendo que su producto de solubilidad es 1,70x10-5 Indica la concentración molar de los iones que produce en la disolución saturada 5) Calcular la solubilidad del yoduro de plomo (II): a) en agua y b) en una disolución 0,0500 M de yoduro de sodio. 6) Calcular la solubilidad y el pH de una disolución saturada de Mg(OH)2. Halla la solubilidad de ese compuesto cuando el pH sea 8,50 7) Una disolución saturada de fosfato de plata, contiene 3,40x10 −5 moles por litro de ion fosfato. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal. 8) Para preparar 250 ml de disolución saturada de bromato de plata se usaron 1,75 g de esta sal. Hallar el Kps del bromato de plata. 9) Una disolución saturada de hidróxido de cinc tiene un pH = 8,35. Hallar su Kps. 10) Hallar la solubilidad del PbF 2 en una disolución 0,200 M de nitrato de plomo(II). Kps PbF 2 = 4,0x10 −8 11) ¿Se formará precipitado si se mezcla medio litro de solución 0,01 M de nitrato de plomo (II) con 1 litro de solución de sulfato de sodio 5,0 x10-3 M? 12) Calcular la solubilidad del yoduro de plomo (II): a) en agua y b) en una solución 0,05 M de yoduro de sodio. 13) Calcular la solubilidad y el pH de una disolución saturada de Mg(OH)2. Calcula la solubilidad de ese compuesto cuando el pH es 8,50. 14) Precipitará Hidróxido ferroso si se mezclan 150 mL de solución de Nitrato ferroso 0.001 M con 200 mL de solución 0.004 M de NaOH. Kps = 7,9 x 10 -16 15) ¿Precipitará el hidróxido de aluminio en una solución reguladora que es 0.45 M en
- 26. 27 ácido acético y0.35 M en acetato de sodio y también 0.275 M en cationes aluminio? Kps: 1.3x10-33 Ka: 1.8x10-5 16) ¿Cuál de las siguientes sustancias será más soluble en soluciones ácidas que en agua pura? Justifique su respuesta con ecuaciones adecuadas. a- Carbonato de plata b-Sulfato de plata c- Ioduro de plomo(II) d-Hidróxido de magnesio e-Fluoruro de calcio. e-Sulfuro de cinc. 17) Si una solución es 0,0105 M en Nitrato de manganeso (II) y 0,120 M en amoníaco acuoso, ¿precipitará hidróxido de manganeso (II)? Kps= 1,6 x 10 -13 18) Escriba la fórmula e indique el índice de coordinación en cada caso: a) perclorato de bis(etilendiamino)difluorocobalto(III) b) nitrato de hexaaminocromo(III) c) bromuro de diclorobis(etilendiamino)platino(IV) d) Tetrayodomercuriato(II) de bis(etilendiamíno)cinc(II) e) Hexacianoferrato(II) de Hierro(III) f) Hexacianoferrato(III) de hierro (II) 19) Nombre los complejos siguientes: a) a. [Ni(H2O)6]Br2 b) b. K[Ag(CN)2] c) c. [Cr(NH3)4Cl2]ClO4 d) d. K3[Fe(C2O4)3] e) e. [Co(en)(NH3)2Br2]Cl f) f. [Pd(en)][Cr(NH3 )2Br4]2 20) Indique índice de coordinación, estado de oxidación del metal y nombre en cada uno de los siguientes complejos. a. [Zn (en)2 Br2 b. [Co ( NH3)4 Cl2 Cl c. K Co (C2O4)2 (NH3)2 d. Pd (NH3)4 Cl2 Cl e. K2 Hg Cl4 f. Cr (NH3) 4 (H2O)2 3+ 21) El complejo Co (NH3)5 (SO4) Br existe en dos formas isómeras una roja y la otra violeta. Ambas se disocian en solución acuosa para formar 2 iones. Las soluciones del compuesto rojo forman precipitado con una solución de nitrato de plata, pero no precipita con solución de cloruro de bario. Para el compuesto violeta ocurre lo contrario. Basado en estas evidencias indique fórmula y nombre de c/u de los complejos.
- 27. 28 Taller 8: ELECTROQUÍMICABÁSICA 1) Indique el número de oxidación de cada átomo e identifique los agentes oxidantes y reductores en las siguientes ecuaciones. a) 2 Fe (s) + 3 Cl2(g) 2 FeCl3(s) b) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O (l) c) Cu(s) + 2 NO3 - (ac) +4 H3O+ Cu2+ (ac) + 2 NO2(g) +6 H2O(l) d) C(s) + O2(g) CO2(g) e) 6 Fe2+ (ac) + Cr2O7 2- (ac) + 14 H3O+ (ac) 6 Fe3+ (ac) + 2 Cr3+ (ac) + 21 H2O(l) 2) Balance mediante el método del ión electrón, en el medio que se indica, las siguientes ecuaciones e indique oxidante y reductor. a) MnO4 - (ac) + H2C2O4(ac)→ Mn2+ (ac) + CO2(g) (medio ácido) b) Zn(s) + Cr2O7 2- (ac) → Cr3+ (ac) + Zn2+ (ac) (medio ácido) c) MnO2(s) + H3O+ (ac) → Mn2+ (ac) + MnO4 - (ac) + H2O(l) (medio ácido) d) Al(s) + NO3 - (ac) → Al(OH)4 - (ac) + NH3(g) (medio básico) e)PbO2(s) + Cl- (ac) → ClO- (ac) +Pb(OH)3 - (ac) (medio básico) f) Cd(s) + Ni2O3(s) → Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s) (medio básico) 3) Considere las siguientes hemirreacciones: i. Cl2(g) + 2 e- → 2 Cl- (ac) E0 : +1,36 v ii. I2(s) + 2 e- → 2 I- (ac) E0 : +0,535 v iii. Pb2+ (ac) + 2 e- →Pb0 (s) E0 : -0,126 v iv. V2+ (ac) + 2 e- → V0 (s) E0 : -1,18 v a) Ordene de manera creciente según su fuerza oxidante b) Diga si el I2(s) oxida al Cl- (ac) a Cl2(g) c) Nombre las moléculas o iones que pueden ser reducidos por el Pb0 (s). 4) Utilizando la serie electromotriz prediga si las siguientes reacciones se producen o no espontáneamente. En caso de respuesta positiva fundamente su respuesta con las ecuaciones correspondientes y el cálculo del potencial . a) Al(s) + Pd2+ (ac) → Al3+ (ac) + Pd(s) b) Cr2+ (ac) + Fe3+ (ac) →Cr3+ (ac) + Fe2+ (ac) c) Sn(s) + H+ (ac) →H2(g) + Sn2+ (ac) d) Cl2(g) + H2O(l) + ZnS(s) →HClO(ac) + H2S(ac) + Zn(s) 5) Indique cuál miembro de cada par es el oxidante más fuerte: a) Cl2 ó O2 b) Fe2+ ó H2 c) ClO3 - ó ClO- f) SO4 2- ó SO3 2- g) NO2 - ó NO3 - 6) En función de los valores de potencial estándar de reducción que encuentra en las tablas, prediga cuál de los siguientes cationes disueltos en agua se reducirá si se introduce en la solución una lámina de Fe0 . Escriba las ecuaciones correspondientes y el E0 neto de cada una. a) Bi3+ b) Al3+ c) Cu2+ 7) Se disolverá el aluminio metálico en una solución 1M de Sn (IV)? Si lo hace, qué E0 neto tiene esa reacción?
- 28. 29 8) Prediga siuna solución 1M de Cd (II) oxidará al Cu metálico. JSR con ecuaciones. 9) Escriba las reacciones para la electrólisis, con electrodos inertes, de soluciones acuosas de: a) CoCl2 b) NaOH 10) En la electrólisis de una solución acuosa saturada de NaCl a) ¿Cuántos litros de H2 gaseoso en CNPT se generan por el paso de una corriente de 3,5 A durante 3 horas? b) ¿Cuántos moles de Cl2 se forman si se duplica el tiempo y se reduce la corriente a la mitad? c) ¿Cuántos gramos de NaOH se forman bajo las condiciones del punto anterior? 11) Indique si las siguientes afirmaciones son falsas (F) o verdaderas (V) y corrija las falsas: .......a) Para una ecuación global, el valor de E0 depende de las concentraciones de las especies que intervienen en la reacción. .......b) Para una ecuación global, el valor de E0 depende de las cantidades de cada una de las especies que intervienen en la reacción. .......c) Un valor positivo de E0 implica que ΔG0 también es positiva. .......d) El electrodo estándar de hidrógeno, en el que H2+ 2 H2O 2 H3O+ + 2e- sirve de referencia y el valor de E0 =0.00 .......e) En las tablas de Potenciales de Reducción Estándar, cada una de las hemirreacciones se escribe como una oxidación y pueden ocurrir en ese único sentido. .......f) Los valores tabulados tienen validez para soluciones acuosas de concentración 1M en la especie de interés, temperaturas de trabajo de 25 0 C y 1 Bar de presión para gases. .......g) Cuanto más positivo sea el valor del potencial de reducción, E0 , más fácilmente podrá reducirse la sustancia en el lado izquierdo de la hemirreacción. .......h) Cuanto más negativo sea el potencial de reducción, E0 , menos probable es que la reacción ocurra como una reducción, y más probable es que ocurra la reacción inversa. 12) Calcule N redox y la M de una solución de HNO3 si 31,0 mL de la misma oxidan 175 mg de Cu metálico y se desprende NO2(g) 13) Calcule la N redox y M de la solución de KMnO4 si en la estandarización se requirieron 27,00 mL para oxidar 0,3000 g de Na2C2O4 patrón primario. 14) ¿Cuál es la N de una solución 0.30 M de KMnO4 para la reacción siguiente: 2 KMnO4 + 2KOH + H3AsO3 H3AsO4+ H2O + 2 K2MnO4
- 29.
- 30. 31 ACTIVIDAD DE LABORATORIO REACCIONESQUÍMICAS DEL COBRE Y RENDIMIENTO EXPECTATIVAS DE LOGRO Que el estudiante sea capaz de: Comenzar a manejar una secuencia de procedimientos con fines cuantitativos. Comprender desde la experiencia el significado del reactivo limitante. Comprender desde la experiencia personal la importancia del concepto de rendimiento en una secuencia de reacciones. Integrar conocimientos de toda la asignatura. APARATOS Y REACTIVOS: 0,5 g de alambre de Cobre Cápsula de porcelana Beakers de 250 mL (2) Papel de filtro Ácido Nítrico Concentrado Ácido Sulfúrico 6 M Probetas Granallas de Zinc NaOH 3,0 M Metanol Platos porosos Acetona Varilla de vidrio Balanza Tela de amianto Ácido Clorhídrico concentrado Mechero DISCUSIÓN: La mayoría de las obtenciones en química involucran separación y purificación del producto deseado desde una muestra de producto impuro. Algunos métodos de separación como: filtración, decantación, sedimentación, extracción y sublimación, ya han sido tratados en este curso. Este trabajo práctico está diseñado como una forma de evaluar cuantitativamente la habilidad individual en la práctica de laboratorio de estas operaciones. Además se realizarán en este experimento los dos tipos de reacciones químicas que hemos analizado anteriormente: Reacciones de oxido-reducción y de Metátesis. Partiendo de cobre metálico, se llevarán a cabo una serie de transformaciones para finalmente recuperarlo con el máximo rendimiento posible. Las reacciones químicas involucradas son las siguientes: Cu(s) + 4 HNO3((ac) Cu(NO3)2(ac) + 2 NO2(g) + 2 H2O (redox) Cu(NO3)2(ac) + 2 NaOH(ac) Cu(OH)2(s) + 2 NaNO3(ac) (metátesis) Cu(OH)2(s) CuO(s) + H2O(g) (deshidratación) CuO(s) + H2SO4(ac) CuSO4(ac) + H2O(l) (metátesis) CuSO4(ac) + Zn(s) ZnSO4(ac) + Cu(s) (redox) Cada una de estas reacciones proceden en forma completa. Las reacciones de metátesis se completan cuando uno de sus componentes es removido de la solución
- 31. 32 tal como enla formación de un gas o la formación de un precipitado. En las reacciones 1 y 3 se produce un gas y en la reacción 2 se forma un precipitado. La reacción 5 procede completamente porque el Zn puede oxidarse ya que tiene menor Energía de ionización y potencial de oxidación que el cobre. El objetivo en este experimento es el de recuperar todo el cobre posible en una forma analíticamente pura. Es una prueba de destreza en el laboratorio. El porcentaje de rendimiento del Cobre puede ser expresado como la relación del peso de cobre recuperado con el peso inicial de material multiplicado por 100. PROCEDIMIENTO: Pese aproximadamente 0,300 g de alambre de cobre n* 16 o 18 con una aproximación de 0,001 mg, colóquelo en un beaker de 250 ml. Agregue de 2- 3 mL de HNO3 concentrado (BAJO CAMPANA). Después que la reacción se complete, agregue 100 ml de agua destilada. Describa la reacción en términos de cambio de color, liberación de gas, cambio de temperatura (exotérmica o endotérmica) en el informe. (6) Agregue 15 mL de NaOH 3,0 M a la solución en el beaker y describa la reacción (7). Agregue 2 o 3 platos porosos y caliente suavemente, agitando con la varilla de vidrio, hasta el punto de ebullición. Describa la reacción en el informe (8). Luego de que el precipitado negro de CuO sedimente, elimine el líquido sobrenadante, suavemente, evitando pérdidas del precipitado. Agregue cerca de 100 mL de agua destilada caliente (hirviendo), agite y luego deje en reposo unos minutos para el que el precipitado de CuO sedimente. Decante el líquido sobrenadante. ¿Qué es lo que se está eliminando al lavar y decantar? (9) Agregue 7-8 mL de ácido sulfúrico 6 M. ¿Qué compuesto de cobre está presente ahora en el beaker? (10) Bajo campana agregue 1,0 g de granallas de Zinc en el beaker y agite hasta que el líquido sobrenadante sea incoloro. Describa la reacción en el informe (11). ¿Qué está presente en la solución? (12) Cuando el desprendimiento gaseoso sea muy lento, caliente la solución vigorosamente (pero no a ebullición) y deje enfriar. ¿Cuál es el gas formado en esta reacción? (13) ¿Cómo lo reconoce? (14) Cuando la liberación de gas haya finalizado, decante la solución y transfiera el sólido a una cápsula de porcelana previamente pesada (3). Lave el sólido (cobre) con 2-3 ml de agua destilada. Deje que el sólido sedimente, decante la solución y repita el proceso. Qué se está eliminando por
- 32. 33 lavado? (15) Lave elsólido con aproximadamente 2-3 mL de metanol (CUIDADO, MANTENGA EL METANOL LEJOS DEL FUEGO YA QUE ÉSTE ES INFLAMABLE!!). Deje que el sólido sedimente y decante. (EL METANOL ES TAMBIÉN EXTREMADAMENTE TÓXICO MANTÉNGASE ALEJADO DE SUS VAPORES). Finalmente lave el sólido con aproximadamente 2-3 mL de acetona (CUIDADO: MANTENGA LA ACETONA LEJOS DE LA LLAMA DEBIDO A QUE ESTA ES EXTREMADAMENTE INFLAMABLE). Cuando el sólido haya sedimentado decante la acetona. Prepare un baño de vapor como el indicado en la figura 1 y seque el producto en el baño por lo menos 5 minutos. Cuando se haya evaporado totalmente, saque los platos porosos, seque los bordes de la cápsula con una toalla y pese la cápsula con el cobre recuperado. Obtenga el peso final del cobre(4). Compare este peso con el peso original y calcule el porcentaje de rendimiento. (5) ¿De qué color es su muestra de cobre? (16) Posee una apariencia uniforme (17).Sugiera una posible fuente de error en este experimento.(18) Baño de vapor
- 33. 34 PREGUNTAS DE REVISIÓN: 1)Dar un ejemplo, distintos a los descriptos en este práctico, de reacciones redox y de metátesis. 2) Defina porcentaje de rendimiento. 3) ¿Qué entiende por reactivo limitante? 4) Mencione algunos de los métodos para separar componentes de mezclas utilizados en este práctico. 5) Diferencie en términos de cambio de temperatura, reacciones endotérmicas y exotérmicas. 6) Realice un diagrama de flujo de todo el procedimiento realizado para purificar y recuperar el cobre. 7) Si reaccionan 0.85 g de cobre con HNO3 en exceso y se obtienen 1.65 g de Nitrato de cobre(II). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? 8) ¿Cuál es el máximo porcentaje de rendimiento en cualquier reacción? 9) ¿Cuáles son los significados de los términos: decantación y filtración. Diferencias. 10) Cuando se calienta Cu(OH)2(s) , se forma óxido de cobre y agua. Escriba la ecuación balanceada e indique tipo/s de reacción. 11) Cuando el ácido sulfúrico y el óxido de cobre (II) reaccionan, se forma sulfato de cobre (II) y agua. Escriba la reacción balanceada e indique tipo/s de reacción y muestre la ecuación iónica neta. 12) Complete, balancee e indique tipos de reacción, cuando el sulfato de cobre (II) reacciona con Al. 13) Considerando la combustión del metano, CH4: CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g) Suponga que 50,0 de metano reaccionan con 50,0 de oxígeno: ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuántos moles y g de CO2 se formarán? 14) Cuántos mililitros de H2SO4 6,00 M serán necesarios para reaccionar con 8,00 g de CuO ? 15) Si 4,00 g de Zn se hacen reaccionar con 1,75 g de CuSO4 . ¿Cuántos gramos de Zn quedan luego de que la reacción se ha completado? 16) Uno de los métodos de obtención de Cloro es por reacción entre HCl y MnO2 según: MnO2 +HCl MnCl2 + Cl2 + H2O Si se desea obtener 100 L de Cl2 (CNPT) y el rendimiento de la reacción es del 90 % calcule: a) Masa de MnO2 (pureza 80%) necesaria. b) Masa de MnCl2 obtenida.
- 34. 35 INFORME: 1. Peso inicialde Cobre ...............................g 2. Peso del Cobre y la cápsula de porcelana ...............................g 3. Peso de la cápsula de porcelana ...............................g 4. Peso final del Cobre ...............................g 5. Porcentaje de rendimiento ...............................% ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ 6. Describa la reacción y complete: Cu(s) + HNO3(ac) ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ 7. Describa la reacción y complete: Cu(NO3)2(ac) + NaOH(ac) ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ 8. Describa la reacción de deshidratación de Cu(OH)2(s) ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ 9. Qué es lo que se elimina al lavar y decantar?..................................................... ........................................................................................................................ 10. Qué compuesto de cobre está presente en el beaker?........................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ 11. Describa y complete la reacción: CuSO4(ac) + Zn(s) o CuSO4(ac) + Al(s) ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ 12. ¿Qué sustancia/s está/n presente en la solución?............................................... ........................................................................................................................ 13.¿Cuál es el gas?.......................................................................................... ........................................................................................................................ 14.¿ Cómo lo reconoce?..................................................................................... ........................................................................................................................ 15.¿ Qué se elimina por lavado ? ....................................................................................... 16. ¿Porque se utilizan metanol y acetona para lavar el Cu recuperado? ........................................................................................................................
- 35. 36 17. ¿Dónde serealiza el secado del Cu recuperado ¿ Porqué? ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ 18. ¿De qué color es la muestra de Cobre? ........................................................... ........................................................................................................................ 19. Es de apariencia uniforme? Describa............................................................... ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ 20. Sugiera una posible fuente de error en este experimento................................... ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................
- 36. 37 DIAGRAMA DE FLUJODEL PROCEDIMIENTO: Beaker 250 mL. 0,200-0,300 g de alambre de Cu + 2-3 mL HNO3conc. Finalizada la reacción + 50 mL agua destilada. + 15 mL de NaOH 3.0 M Caliente hasta ebullición, agitando. Deje sedimentar. Líquido sobrenadante Sólido negro + 100 mL agua hirviendo. Agite. Deje reposar para sedimentar Líquido sobrenadante Sólido negro + 7.5 mL H2SO4 6 M. Agitar por rotación. + 1.0 g de Zn. Agite hasta decoloración. Calentar si es necesario. Finalizada la reacción. Decante. Solución sobrenadante Sólido colocado en cápsula de porcelana Lave 2 veces con 2-3 mL de agua destilada. Lave con 2-3 mL de metanol. Lave con 2-3 mL de acetona. Sólido en Baño de arena. Seque. Pese Cu recuperado. Aguas de lavado Solución de lavado Solución de lavado Calcule su rendimiento
- 37. 38 ACTIVIDAD DE LABORATORIO VELOCIDADDE REACCIÓN EXPECTATIVAS DE LOGRO: Interpretar el concepto de velocidad de reacción. Determinar la influencia de la concentración y la temperatura sobre la velocidad de reacción. Comprender la importancia de los datos cinéticos en las reacciones químicas. APARATOS Y REACTIVOS Varilla de vidrio Mechero de Bunsen Termómetro Trípode Tela de amiento Cronómetro Beaker 50 mL Probeta Solución de tiosulfato de sodio 4%m/v Solución de HCl 2,0 M DISCUSIÓN Habrás notado que las reacciones ocurren a muy variadas velocidades. Hay un amplio espectro de velocidades de reacción, desde muy lentas a extremadamente rápidas. Por ejemplo, la corrosión del hierro es razonablemente lenta, mientras la descomposición del TNT es extremadamente rápida. La rama de la Química que se ocupa del estudio de las velocidades de las reacciones químicas y de los mecanismos por los que se producen es la CINÉTICA QUÍMICA. Los experimentos demuestran que la velocidad de reacciones homogéneas en solución depende de: La naturaleza de los reactivos. La concentración de los reactivos. La temperatura. Catalizadores. Antes de analizar estos factores que modifican la velocidad de reacción es necesario tener en cuenta la teoría de las colisiones que permite explicar cualitativamente los cambios producidos. Teoría de las colisiones: Postula que para que se produzca la reacción entre átomos, iones o moléculas, éstos deben primero colisionar entre sí. Sin embargo no todas las colisiones producen reacción; es decir no todas son eficaces. Una colisión será eficaz si las especies reaccionantes poseen al menos una energía mínima necesaria para reordenar los electrones externos, romper los enlaces para formar otros nuevos y tienen la orientación adecuada cuando se produce la colisión.
- 38. 39 Naturaleza de losreactivos: El estado físico de los reactivos es muy importante al determinar sus reactividades. Por ejemplo: el P blanco y el rojo son formas sólidas diferentes del P elemental (alótropos). El P blanco se quema al exponerlo al oxígeno del aire mientras que el P rojo puede guardarse en recipientes abiertos durante mucho tiempo. El estado de subdivisión de los sólidos puede ser esencial al determinar velocidades de reacción. Por ejemplo: virutas grandes de la mayoría de los metales no arden, pero muchos metales pulverizados que tienen gran superficie y por ello más átomos expuestos al oxígeno del aire se queman con facilidad. Experimentalmente se ha verificado que las reacciones orgánicas son mucho más lentas que las que ocurren entre sustancias inorgánicas. Esto se explica porque los compuestos orgánicos son generalmente covalentes mientras que los inorgánicos son iónicos en su mayoría. Los iones en solución tienen mayor libertad de movimiento que las moléculas covalentes que carecen de carga eléctrica por lo tanto las reacciones en que intervienen iones serán más rápidas. Concentración: Cambiando la concentración de una solución se altera el número de partículas por unidad de volumen. Así más partículas presentes en un volumen dado mayor es la probabilidad de colisiones entre ellas. Por tanto incrementar la concentración de una solución aumenta el número de colisiones por unidad de tiempo y de este modo la velocidad de reacción. Temperatura: Dado que la temperatura es una medida de la energía cinética promedio un aumento de temperatura incrementa la energía cinética promedio de las partículas. Un aumento de energía cinética aumenta la velocidad de las partículas y por tanto del número de colisiones entre ellas en un período de tiempo determinado. De este modo la velocidad aumenta. También un aumento de energía cinética resulta en una mayor proporción de colisiones que tienen la energía requerida para la reacción. Como regla general se dice que con un aumento de 10º de temperatura la velocidad se duplica. La relación con la temperatura está determinada a través de la ecuación de Arrhenius: k = A e Ea/RT k: constante específica de velocidad. A: factor de colisiones Ea: energía de activación R: constante gral de los gases 8,314 J/mol K T: temperatura absoluta Podemos escribirla en la forma logarítmica como: – Si graficamos: Catalizadores: En algunos casos son usados para aumentar la velocidad de reacción porque
- 39. 40 presentan una superficieque permite un correcto arreglo espacial para que ocurra la reacción. En otros casos el catalizador proporciona una ruta alternativa a la reacción, que requiere colisiones menos energéticas entre las partículas de reactivos. Si se requiere menos energía para una colisión exitosa, un mayor porcentaje de colisiones tendrán la energía requerida y la reacción ocurrirá más rápido. El catalizador puede participar activamente en la reacción, pero debe recuperarse químicamente inalterado al final. Teoría del Estado de Transición: Las reacciones químicas implican la ruptura y formación de enlaces químicos mediante el desplazamiento de electrones. La energía asociada con un enlace químico es una forma de energía potencial, y las reacciones se acompañan de cambios de energía potencial. Muchas reacciones transcurren cediendo energía al entorno (si la energía es calorífica la reacción se denomina exotérmica). Si graficamos energía potencial (energía de enlace) frente al progreso de la reacción (tiempo): La energía cedida o absorbida E depende sólo del cambio en la entalpía. Según la teoría del estado de transición los reactivos pasan por un estado intermedio de corta duración y elevada energía, llamado estado de transición, antes de que se formen los productos. enlaces parciales A B A-----------B A B + + A B A----------- B A B reactivos estado de transición producto A2 + B2 A2B2 2 AB La energía de activación Ea es la energía que deben absorber los reactivos en sus estados fundamentales para alcanzar el estado de transición. Si A2 y B2 no poseen Ea suficiente cuando colisionen no habrá reacción. Si poseen energía suficiente para "saltar la barrera" energética del estado de transición la reacción ocurrirá y se liberará una cantidad de energía igual a la de activación más E. La
- 40. 41 cesión neta deenergía es E. La reacción inversa requiere absorción de energía desde su entorno (reacción endotérmica si la energía se absorbe en forma de calor). En este caso E es la energía neta absorbida por el sistema desde su entorno cuando se produce la reacción. ORDEN DE REACCIÓN: Examinaremos ahora que se dice mediante la expresión “velocidad de reacción”. Considere la reacción hipotética: A + B C + D La velocidad de esta reacción puede medirse observando la velocidad de desaparición de los reactivos A y B o la velocidad de aparición de los productos C y D. En la práctica la medida del cambio de concentración en el tiempo de A, B, C o D. La especie que se elige para observar es una cuestión de conveniencia. Por ejemplo si A, B y D son incoloros y D es coloreado se podría medir convenientemente la velocidad de aparición de C por observación del aumento de intensidad del color de la solución en función del tiempo. Los gráficos siguientes muestran la variación de la concentración en función del tiempo. La pendiente de la tangente a las curvas en 10 s determina la velocidad instantánea. Matemáticamente la velocidad de reacción puede expresarse como: Cambio en la concentración de A [A] Velocidad de desaparición de A = = Tiempo requerido para el cambio t En general la velocidad de reacción depende de la concentración de los reactivos. Así la velocidad de nuestra hipotética reacción puede expresarse como: Velocidad= k [A]x [B]y [2] Donde [A] y [B] son las concentraciones molares de A y B, x e y son las potencias a las que las respectivas concentraciones deben ser elevadas para describir la velocidad y k es la constante específica de velocidad. Uno de los objetivos de la cinética química es determinar la ley de velocidad conociendo los valores numéricos de x e y .
- 41. 42 Suponga que encontramosque x= 2 e y= 1 para esta reacción. Entonces Velocidad= k [A]2 [B] Sería la ley de velocidad. [3] De la ecuación [3] sería evidente que duplicando la concentración de B (manteniendo constante la concentración de A) duplicaría la velocidad. Por otro lado duplicando la concentración de A ( manteniendo B constante) la velocidad aumenta por un factor de 4 porque la velocidad de reacción es proporcional al cuadrado de la concentración del reactivo A. Las potencias a las cuales se elevan las concentraciones de los reactivos en la ley de velocidad reciben el nombre de ORDEN DE REACCIÓN. En este caso la reacción es de primer orden en B y de segundo orden en A. El orden total de reacción es la suma de los exponentes, 2+1 = 3 o reacción de tercer orden. Es posible determinar el orden de reacción registrando los efectos de los cambios de concentración de los reactivos sobre la velocidad de reacción. Es necesario hacer notar que k, la constante específica de velocidad, tiene un valor definido que es independiente de la concentración. Es característica de cada reacción y depende sólo de la temperatura. Si se conoce la velocidad el valor de k puede calcularse.
- 42. 43 PROCEDIMIENTO: A. CAMBIOS DELA CONCENTRACIÓN: Coloque en un beaker 25 mL de solución de tiosulfato de sodio. Trace una cruz de color negro en un papel blanco y ubique encima de éste el beaker. Luego vierta 2,50 mL de solución de HCl 2.0 M medidos con pipeta, en el beaker. Agite rápidamente con la varilla de vidrio .Retire la varilla y ponga en marcha el cronómetro. Cuando la turbidez del líquido en el vaso de precipitado le impida apreciar la cruz que marcó en el papel detenga el cronómetro. Anote el tiempo transcurrido. Repita nuevamente la experiencia y calcule la media del tiempo requerido. La reacción que tiene lugar es la siguiente: Na2S2O3 (ac) + 2 HCl (ac) S (s) + SO2 (g) + 2 NaCl (ac) + H2O (l) La turbidez que aparece es debida al azufre que precipita, al producirse la reacción antes mencionada. Repita los pasos anteriores con concentraciones diferentes de solución de tiosulfato diluidas según se indica en la tabla siguiente para cada una de las experiencias (exp): Exp 1 Exp 2 Exp 3 Exp 4 Exp 5 Na2S2O3 4% m/v 25 mL 20 mL 15 mL 10 mL 5 mL Agua 0 mL 5 mL 10 mL 15mL 20 mL HCl 2.0 M 2,5 mL 2,5 mL 2,5 mL 2,5 mL 2,5 mL Tiempo Na2S2O3 en M No olvide registrar correctamente sus datos y trabajar correctamente para obtener resultados representativos. Realice un gráfico en Excel de concentración en función del tiempo, determine k y extraiga conclusiones. CONCLUSIONES: …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… B. CAMBIOS DE LA TEMPERATURA Vierta 10 mL de solución de tiosulfato y 40 mL de agua en el beaker. Caliente suavemente hasta 20ºC. La temperatura debe ser uniforme en todo el vaso de precipitado. No deje apoyado el termómetro en el fondo del beaker. Retire la llama y agregue 5 mL de HCl 2.0 M. Agite, ponga en marcha el cronómetro y observe hasta que la turbidez le impida apreciar la cruz, detenga el cronómetro y anote el tiempo transcurrido. Repita el proceso a distintas temperaturas como indica la tabla siguiente:
- 43. 44 Exp 1 Exp2 Exp 3 Exp 4 Na2S2O3 4% m/v 10 mL 10 mL 10 ml 10 mL Agua dest. 40 mL 40 mL 40 mL 40 mL Temperatura 20ºC 40ºC 60 ºC 80 ºC HCl 2.0 M 5 mL 5 mL 5 mL 5 mL Tiempo No olvide registrar correctamente sus datos y trabajar correctamente para obtener resultados representativos. CONCLUSIONES: …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………
- 44. 45 PREGUNTAS DE REVISIÓN 1)¿Cómo define velocidad de reacción? 2) Explique brevemente la teoría de las colisiones. 3) Qué es la Energía de activación? 4) Indique expresiones de velocidad en términos de disminución de la concentración de reactivos y aumento de la concentración productos. 5) ¿Qué significado práctico tiene un orden de reacción? 6) Se ha encontrado que para la reacción A + B C duplicando la concentración de A o B se cuadriplica la velocidad de reacción. Escriba la ley de velocidad para esta reacción. 7) ¿Por qué los químicos se interesan en las velocidades de reacción? ¿Qué valor práctico tiene este tipo de información? 8) Suponga que hace reaccionar Zn metálico con HCl . ¿El tamaño de las partículas granallas o polvo de Zn afecta la velocidad de la reacción? ¿Cómo? ¿porqué? 9) Según la ecuación de Arrhenius en qué incide el cambio de temperatura para modificar la velocidad de reacción? 10) ¿Qué es un catalizador? Tipos. Ejemplos. 11) Equilibre la reacción usada en el práctico por el método adecuado. Indique agente oxidante y reductor. 12) Si toma 20.0 mL de la solución de Tiosulfato de sodio 4.00 % m/v y se diluyen a 100 mL con agua ¿Cuál es la M de la nueva solución? 13) ¿Cuántos g. de azufre se obtienen al reaccionar 200 mL de tiosulfato de sodio 1.00 M con 150 mL de HCl 2.15 M ?
- 45. 46 ACTIVIDAD DE LABORATORIO EQUILIBRIOQUÍMICO EXPECTATIVAS DE LOGRO: Comprobar la naturaleza dinámica del equilibrio químico. Interpretar y aplicar el principio de Le Chatelier al equilibrio químico. Predecir desplazamientos del equilibrio frente a algunas perturbaciones. APARATOS Y REACTIVOS Cu metálico Solución de ácido nítrico 1 M ácido nítrico concentrado Solución de cloruro de bario 1 M Baño de hielo Solución de Cloruro de cobalto (II)hexahidratado Solución de cloruro férrico 26 % ácido clorhídrico 6M Solución de Tiocianato de amonio 16% HCl concentrado Solución de Cloruro de amonio 6% Alcohol isopropílico Solución de Dicromato de potasio 0.1 M Solución de Hidróxido de sodio 1M DISCUSIÓN: FACTORES QUE AFECTAN A UN SISTEMA QUÍMICO EN EQUILIBRIO: Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema permanece así hasta que se produzca alguna perturbación que cambie las condiciones. PRINCIPIO DE LE CHATELIER Si se aplica un cambio de condiciones a un sistema en equilibrio, éste responde en la mejor forma que se oponga a dicho cambio, para establecer un nuevo equilibrio. Consideraremos los siguientes cambios: A. Cambios de concentración B. Cambios de presión C. Cambios de temperatura. D. Catalizadores A. Cambios de concentración: Sea el sistema en equilibrio: A + B C + D Kc = [C][D] [A][B] Si se añade una cantidad adicional de reactivos o productos, se desplaza el equilibrio en la dirección que se consuma la especie añadida. Aumento de concentración de A y/o B derecha Aumento de concentración de C y/o D izquierda Disminución de concentración de A y/o B izquierda Disminución de concentración de C y/o D derecha B. Cambios de volumen y presión: Los cambios de presión no afectan significativamente a sólidos ni líquidos ya
- 46. 47 que son casiincompresibles. Los gases son alterados por los cambios de presión de las reacciones en las que el número de moles de reactivos gaseosos no es igual al de moles de productos gaseosos: Por ejemplo: NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(g) 2 volúmenes reactivos 1 volumen producto En caso de que no pueda haber reducción de volumen en una u otra dirección por ser igual el volumen en ambos lados de la ecuación el cambio de presión externa no altera el equilibrio del sistema. C. Cambios de temperatura: El efecto de la temperatura presenta un doble aspecto. En primer lugar las reacciones químicas se aceleran al aumentar la temperatura y en segundo lugar al aumentar la temperatura el sistema reaccionante recibe calor. Sea el sistema en equilibrio: A + B C + D + calor El calor es un producto de la reacción directa reacción exotérmica. Al aumentar la temperatura a volumen y presión constantes, se aumenta la cantidad de calor del sistema y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y se consume el exceso de calor. Si se disminuye la temperatura el equilibrio se desplaza a la derecha. El valor de Kc se modifica en los dos casos. Del mismo modo si el sistema es: W + X + calor Y + Z El calor es parte de los reactivos en la reacción directa reacción endotérmica. Al aumentar la temperatura, a presión y volumen constantes, se desplaza el equilibrio a la derecha y con una disminución de temperatura hacia la izquierda. El valor de Kc se modifica en los dos casos puesto que la modificaciones de temperatura afectan el valor de las constantes de velocidad directas e inversas. Catalizadores: Un catalizador cambia la velocidad de una reacción pero no afecta el equilibrio. Modifica la energía de activación de la reacción directa e inversa y por ello lo único que hace es que el equilibrio se alcance con mayor rapidez. PROCEDIMIENTO EFECTO DEL CAMBIO DE CONCENTRACIÓN SOBRE EL EQUILIBRIO. I) Sistema en equilibrio: Fe3+ + SCN- Fe (SCN)2+ Dispone de: Solución A : FeCl3 ( color amarillo por Fe3+ ) Solución B : NH4SCN Tiocinanato de amonio ( Incolora) Solución D: NH4Cl(incolora) Solución C: el sistema en equilibrio. (Color rojo por Fe (SCN)2+ ) Observe la coloración de cada una de las soluciones indicadas. En cada uno de cuatro tubos de ensayo coloque 2 ml. de solución C según se indica en la tabla siguiente. Agregue en cada uno de los tubos sucesivamente cada una de las soluciones indicadas posteriormente. Aplique el principio de Le Chatelier y observe los cambios de coloración. Luego prediga las especies predominantes en cada tubo.
- 47. 48 Tubo 1 (Control) Tubo 2Tubo 3 Tubo 4 Solución C 2 mL 2 mL 2 mL 2 mL 10 gotas agua 10 gotas sol. A 10 gotas sol B 10 gotas sol. D Cambio observado Especie/s predomina ntes CONCLUSIONES: …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… II)Sistema en equilibrio: 2 CrO4 2- (ac) + 2 H+ (ac) Cr2O7 2- (ac) + H2O(l) amarillo naranja Coloque en tres tubos de ensayo según se indica en la tabla siguiente: Tubo 1(testigo) Tubo 2 Tubo 3 K2Cr2O7 0.1M 2 mL 2 mL 2 mL 10 gotas agua 10 gotas NaOH 1M 10 gotas HNO3 1M Cambio Especie/s BaCl2 1M 10 gotas 10 gotas 10 gotas Cambio observado Observe lo ocurrido en cada tubo, compárelos con el tubo 1 que es el testigo o
- 48. 49 control y predigala especie química en cada uno de ellos por visualización del color y cualquier otro cambio observable. CONCLUSIONES: …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE EL EQUILIBRIO. Sistema en equilibrio: Co(H2O)62+ + 4 Cl- CoCl42- + 6 H2O H + rosa azul Dispone de solución de cloruro de cobalto (II) hexahidratado en alcohol isopropílico que es de color azul por CoCl42- (ion tetraclorocobaltato(II)),al agregar agua gota a gota se forma también Co(H2O)62+ (ion hexaacuocobalto(II)) de color rosa y que al mezclarse con el anterior da a la solución un tinte violáceo. Tome 3 tubos y proceda según le indica la tabla. En todos los casos prediga por sus observaciones y cuáles son las especies predominantes. Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Solución CoCl2 de color violáceo. Solución CoCl2 de color violáceo. Solución CoCl2 de color violáceo. Baño María Testigo o control Baño de hielo Cambio Cambio Cambio Especies : Especies : Especies : CONCLUSIONES: …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………
- 49. 50 PREGUNTAS DE REVISIÓN: 1)Explique cómo se alcanza el equilibrio en una reacción química. 2) Plantee dos reacciones químicas y exprese su Kc. 3) ¿Qué le indica el valor de la constante de equilibrio Kc?. ¿En qué caso se puede modificar este valor? Explique. 4) ¿Qué es un cociente de reacción Q? ¿En qué difiere de Kc? 5) Relacione valores de Q y Kc. ¿Para qué le sirve esta relación? 6) ¿Qué expresa el principio de Le Chatelier aplicado a equilibrio químico? 7) ¿Cómo influyen los cambios de concentración sobre el equilibrio? Explique mediante un ejemplo. 8) ¿Cómo influyen los cambios de temperatura sobre el equilibrio? Explique mediante un ejemplo. 9) ¿Cómo influyen los cambios de presión sobre el equilibrio? Explique mediante un ejemplo. 10) En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) ↹ H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio? 11) En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc. 12) ¿Hacia dónde se desplazará el siguiente equilibrio H2O(g) + C(s) ↹ CO(g) + H2(g) (∆H > 0) a) al disminuir la presión? b) al aumentar la temperatura?
- 50. 51 ACTIVIDAD DE LABORATORIO DETERMINAMOSEL pH DE DISTINTAS SOLUCIONES EXPECTATIVAS DE LOGRO: Fortalecer la preparación de soluciones de ácidos y bases. Analizar el comportamiento de las distintas sustancias en solución acuosa para predecir su carácter ácido-base. Manejar un pHímetro. Relacionar la acidez de una solución y el cambio en la concentración de hidronios. APARATOS Y REACTIVOS: Matraces aforados Pipetas aforadas Solución de Hidróxido de sodio Solución de hidróxido de potasio Amoníaco concentrado Solución de ácido acético glacial HCl concentrado Ácido sulfúrico concentrado Ácido nítrico concentrado Solución de ácido fórmico Jugo de limón Vinagre Solución de ácido fosfórico Solución de dimetilamina Gotas nasales Lavado ocular Soluciones limpiadoras pHímetro DISCUSIÓN Muchos elementos reaccionan con el oxígeno molecular (en determinadas condiciones) para producir óxidos. Estas reacciones son de óxido-reducción y se ilustran por los siguientes ejemplos.El símbolo A corresponde a cualquier elemento, la fórmula para el óxido depende del número de oxidación del elemento. A + O2 AO2 2 A + O2 2AO 4 A + 3O2 2A2O3 Toda oxidación va siempre acompañada por una reducción. En el ejemplo anterior, el elemento A es oxidado mientras el oxígeno (O2 ) es reducido. Los óxidos de los elementos pueden ser tanto de carácter iónico como covalentes. En general los óxidos más iónicos están formados por los elementos de la izquierda de la tabla periódica, mientras que los elementos de la derecha forman óxidos covalentes. Los óxidos iónicos que se disuelven en agua reaccionan con ella para dar soluciones básicas. Por ejemplo: AO( s ) + H2O( l ) A2+ + 2OH- ( ac ) (1) O2- (ac) + H2O(l) 2 OH- (ac) Los óxidos iónicos reaccionan con agua para formar hidróxidos. Si el agua se evaporara de la solución, puede obtenerse la base A(OH)2. Estos óxidos iónicos son llamados óxidos básicos. Los óxidos covalentes reaccionan con agua para formar soluciones ácidas, por
- 51. 52 ejemplo: AO (g) +H2O( l ) H2AO2( ac) AO2(g) + H2O( l ) H2AO3(ac) En agua estos ácidos se ionizan en variados grados produciendo protones o hidronios. H2AO3(ac) + H2O( l ) H3O+ (ac) + HAO3 - (ac). HAO3 - (ac) + H2O( l ) H3O+ (ac)+ AO3 2- (ac) Por tanto estos óxidos covalentes son llamados óxidos ácidos. Para determinar si un óxido es ácido o básico, las soluciones acuosas de los óxidos pueden ser chequeadas usando papel indicador de pH. Sin embargo, no todos los óxidos son apreciablemente solubles. En estos casos, en que el óxido no es soluble en agua, se determina si el óxido es básico o ácido según reacciona con ácidos o bases. Los óxidos ácidos reaccionan con bases y los óxidos básicos con ácidos. No es posible clasificar todos los óxidos como ácidos o básicos. Algunos se comportan como ambos y se los denomina anfóteros. El óxido de aluminio es anfótero, y como tal reacciona con ácidos y con bases fuertes: Al2O3 (s) + 6H+ (ac) 2 Al3+ (ac) + 3 H2O(ac) Al2O3( s ) + 3H2O( l ) + 2OH- (ac) 2 [Al (OH)4]- (ac) A pesar de que existen varias definiciones diferentes de ácidos y bases, una es particularmente útil para soluciones acuosas y fue propuesta en 1923 por Brønsted y Lowry: Considere la reacción de un ácido fuerte tal como HCl, con agua HCl(ac) + H2O( l ) H3O+ (ac) + Cl- (ac) [1] El HCl actúa como un donador de H+ y el agua como un aceptor de protones. Dado que el HCl es un excelente donador de H+ la reacción se completa totalmente en una solución diluida. (Esto significa que todo el HCl está presente como H3O+ y Cl- .) Estas reacciones son reacciones de transferencia de H+ en la cual la base fuerte (en este caso agua comparada con Cl- ) compite por los protones. Un ácido débil, como el ácido acético, es un pobre donador de H+ . Como ácido débil puede ceder H+ al agua sólo en cantidad limitada, y en el equilibrio resultante la concentración de reactivos sin ionizar es mucho mayor que los productos ionizados. La reacción del ácido acético con agua puede ser expresada como: HC2H3O2(ac) + H2O( l ) H3O+ (ac) + C2H3O2 - (ac) [2] Como es un equilibrio, puede escribirse la expresión de la constante de equilibrio (Kc) como: ACIDO BASE Cede H+ protones Acepta H+ protones
- 52. 53 [H3O+ ] [C2H3O2 - ] Kc= [3] [HC2H3O2][H2O] Debido a que la concentración de H2O es muy grande en comparación con la concentración de todas las otras especies presentes, la [H2O] sufre cambios relativamente pequeños en el curso de la reacción y podemos considerarlo como constante. La [H2O] puede ser combinada con la constante de equilibrio Kc, y se obtiene así la constante de ionización del ácido Ka: [H3O+ ][C2H3O2 - ] [H+ ][C2H3O2 - ] Ka=Kc[H2O]= = o Ka= [4] [HC2H3O2] [HC2H3O2] Si la concentración de todos las especies en la ecuación [4] se conocen, la Ka del ácido acético puede calcularse. Similarmente, una base débil como el amoníaco, sólo reacciona parcialmente con el agua: NH3(ac) + H2O NH4 + (ac) + OH- (ac) [5] por lo cual la constante de equilibrio será: [NH4 + ] [OH- ] Kc= [6] [NH3] [H2O] y la constante de ionización de la base Kb será: [NH4 + ] [OH- ] Kb=Kc[H2O]= [NH3] La reacción del HCl y el NaOH, es una reacción ácido-base. Recuerde que en solución acuosa el HCl se ioniza dando hidronio y cloruro, y el NaOH es un electrolito fuerte que se disocia dando catión Na+ y OH- cuando se lo disuelve en agua. Se puede escribir: H3O+ (ac) + Cl- (ac) + Na+ (ac)+ OH- (ac) 2H2O( l ) + Na+ (ac) + Cl- (ac) Aquí el protón es transferido desde el ión H3O+ al ión OH- . Observe que el Na+ y el Cl- aparecen tanto en los reactivos como en los productos ( ellos son iones espectadores y pueden ser cancelados en la ecuación) Así quedará como Ecuación iónica neta: H3O+ (ac) + OH- (ac) 2H2O( l ) [7] Esta ecuación es la ecuación neta para la reacción de cualquier ácido fuerte con cualquier base fuerte. La reacción se conoce como una neutralización. El agua es una sustancia anfiprótica(esto es, que puede actuar tanto como un ácido de Bronsted o como una base de Brønsted) Esto se pone de manifiesto en la reacción del agua con ella misma:
- 53. 54 H2O( l )+ H2O( l ) H3O+ (ac) + OH- (ac ) [8] Donde una de las moléculas de H2O actúa como donador de H+ a la otra. Si la ecuación [8] es un equilibrio puede escribirse la expresión de la constante de equilibrio para la reacción: [H3O+ ][OH- ] Kc= 9] [H2O]2 Pero como la [H2O] molecular es tan grande en soluciones acuosas, comparada con la concentración de otras sustancias presentes, este cambio de concentración es muy pequeño durante el curso de la reacción y puede ser incorporado en la constante de ionización del agua, conocida como Kw. Kw= Kc [H2O]2 = [H3O+ ][OH- ] o Kw= [H+ ] [OH- ] [10] A 25ºC Kw = 1.0 x 10-14 Este valor es válido para soluciones acuosas a 25ºC, independientemente de la presencia de otros iones en la misma solución. Si conocemos la concentración de hidronios en solución acuosa, se puede usar la ecuación [10] para calcular la [OH- ] presentes en la misma solución. En efecto, si Kw=[H3O+ ][OH- ]= 1.0 x 10-14 , si [OH- ] o [H3O+ ] se conoce el otro puede ser calculado. Como se ve en la ecuación[10], el valor de la concentración de H3O+ o la [OH- ] puede ser muy pequeño pero nunca igual a cero. EJEMPLO 1 Calcule la concentración de [OH- ] en una solución acuosa donde [H3O+ ]=3.0 x 10-5 M SOLUCIÓN: [H3O+ ][OH- ]= 1.0 x 10-14 1.0 x 10-14 1.0 x 10-14 [OH- ]=------------ =-------------- = 3.3 x 10-10 M [H3O+ ] 3.0 x 10-5 En una solución neutra, donde [OH- ]=[H3O+ ], ambas concentraciones son iguales a 1.0 x 10-7 o 0.00000010 pero este número es un poco difícil de manejar por esto incluimos el concepto de pH, que es más útil para expresar la concentración de ión [H+ ] en soluciones diluidas de ácidos y bases. El pH de una solución se define como el logaritmo negativo de la concentración de hidronios [H3O+ ] pH= - log [H3O+ ] o pH= - log [H+ ] y [H3O+ ]=10 – pH Por ejemplo una solución que contiene 1.0 x 10-3 moles de HCl en 1.00 L de solución acuosa 1x 10-3 M o 0.0010 M [H3O+ ] y tiene un pH de 3,00. El pH se calcula
- 54. 55 pH= -log[H3O+ ] =-log[1.0 x 10-3 ] = -[ 0 - 3,00] =3,00 EJEMPLO 2 ¿Cuál es el pH de una solución de HCl 0.033 M? SOLUCIÓN: pH = -log[H3O+ ] = - log [3.3 x 10-2 ] = -(log 3.3 + log 10-2 )= -(0,52 –2,00) = 1.48 Desde la ecuación [8] se puede ver que en una solución neutra, la [H+ ] debe ser igual a la [OH- ]. Esas concentraciones pueden ser calculadas como sigue: [H3O+ ] = [OH- ] = x sustituyendo en la ecuación [10] [x][x] = x2 = 1.0 x 10-14 = 1.0 x 10-7 M Luego el pH de una solución neutra puede calcularse: pH = -log[1.0 x 10-7 ] = 7.00 En soluciones ácidas la [H3O+ ]>[OH- ], entonces [H3O+ ]>1.0 x 10-7 y [OH- ]< 1.0 x10-7 . En soluciones básicas [OH- ]>[H3O+ ], y [OH- ]>10-7 y [H3O+ ]<10-7 . Esos resultados se resumen en el cuadro siguiente. Tabla 1. Relaciones importantes en soluciones acuosas. SOLUCION [H3O+ ] pH [OH- ] Ácidas > 10-7 < 7 < 10-7 Neutras 10-7 7 10-7 Básicas < 10-7 >7 > 10-7 La [H+ ] puede ser calculada desde el pH. Por ejemplo, si una solución tiene pH de 4.0 o 5.3, la concentración de H+ puede ser calculada: -log[H3O+ ]=4.0 log [H3O+ ]= -4.0 [H3O+ ]= 1.0 x10-4 M. o -log[H3O+ ]=5.3 log[H3O+ ]= -5.3 = -6.0 + 0.7 [H3O+ ]= 5.0 x 10-6 M El pH de una solución acuosa puede determinarse esencialmente por 2 caminos. Uno es usando un instrumento electrónico que es sensible a la [H+ ]. Estos instrumentos son llamados "PEACHÍMETROS". El otro camino es usando colorantes orgánicos que poseen 2 formas coloreadas pH dependientes. Son los llamados INDICADORES DE pH. Los indicadores ácido-base son ácidos o bases débiles orgánicas que derivan su habilidad para actuar como indicador de pH de que ellos pueden existir en 2 formas. La forma ácida posee un color, y cuando pierde un protón se convierte en una forma básica de color diferente. El equilibrio pertinente para el indicador es:
- 55. 56 HInA H+ +InB - color A color B [12] Donde HInA es el indicador en la forma ácida, que posee un color A e InB - es la base conjugada del indicador que tiene color B. Cuando un ácido es agregado a una solución con indicador de acuerdo al principio de "Le Chatelier", el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y el indicador toma el color A. Si agregan una base, el indicador presenta un color B. La tabla 2 muestra los indicadores más comunes con el color y el rango de viraje característico. Tabla 2. Indicadores más comunes, colores y pH de sus regiones de transición. Indicador Cambio de color Rango de pH en el que tiene lugar el cambio de color Violeta de metilo Amarillo-azul 0.1 – 1.5 Violeta de metilo Azul-violeta 1.5- 3.2 Naranja de metilo Rojo-amarillo 3.2-4.4 Rojo de metilo Rojo –amarillo 4.8-6.0 Azul de bromotimol Amarillo –azul 6.0-7.6 Rojo fenol Amarillo –rojo 6.6-8.0 Fenolftaleína Incoloro –rojo 8.2-10.0 Amarillo de alizarina Amarillo -rojo 10.1-12.0 El papel de pH está impregnado con una serie de indicadores orgánicos. Similares a los mostrados en la lista 2. El color va cambiando de acuerdo al pH de la solución en la cual se lo introduce. Usando papel de pH, será posible estimar el pH de una solución a una unidad de pH. La medida experimental del pH de una disolución se realiza también mediante un instrumento denominado pH-metro. Su funcionamiento está basado en el hecho de que los iones hidrógeno en disolución, como otras especies iónicas, conducen la corriente eléctrica. Si tenemos una membrana delgada de vidrio que separa dos disoluciones de diferente concentración de ion hidrógeno, se establecerá a través de la membrana de vidrio una diferencia de potencial. El pH-metro es un instrumento que mide esa diferencia de potencial, y a través de su calibración interna la convierte en una lectura de pH. Como cualquier instrumento sensible de laboratorio, el pH-metro debe manejarse cuidadosamente si queremos que funcione con precisión. Debemos observar las siguientes precauciones: - Los electrodos son frágiles. Manejarlos suavemente todo el tiempo, particularmente cuando se sacan o introducen dentro de los vasos de medida. -Evitar el choque del electrodo con las paredes de los vasos de precipitado o con la barrita agitadora. - La punta del electrodo debe estar sumergida dentro de la disolución a medir. Asegurarse que el nivel del líquido moje el contacto del electrodo de referencia en los electrodos combinados. - No sacar el electrodo de la disolución cuando el instrumento esté realizando la
- 56. 57 medida. - Después decada lectura, cuando el aparato está en espera, retirar el electrodo de la disolución y enjuagarlo con un chorro de agua destilada del frasco lavador sobre un vaso de precipitados. Secar la punta del electrodo con un papel. Sumergir el electrodo en una nueva disolución de medida o en agua destilada. - Entre operaciones, la punta del electrodo debe sumergirse en agua destilada. - Calibración del pH-metro: previamente a ser utilizado, el pH-metro debe calibrarse utilizando disoluciones reguladoras de pH. Debido a que su valor de pH no se modifica, las soluciones reguladoras de pH son buenas disoluciones de referencia. Para aprender el correcto manejo del pH-metro se procederá a realizar su calibración y posteriormente a medir el pH de una serie de soluciones. CALIBRACIÓN DEL PEACHÍMETRO: a) Disponga de soluciones buffer de pH conocido para calibrar el aparato. b) Encender el pHmetro y esperar por lo menos 10 minutos. c) Preparación de los electrodos: asegúrese que el electrodo de referencia esté lleno de solución en su interior. Si esto no es así preguntar al profesor como se debe llenar con solución saturada de KCl. Luego de llenarlo, lavar con agua destilada el electrodo. d) Estandarización o calibración del pHímetro. Con cuidado introduzca el electrodo en el buffer (en la secuencia que indica el aparato usado) que debe estar en un recipiente que permita sumergirlo adecuadamente. Recuerde que el electrodo es de vidrio y es muy frágil. No deje que el electrodo golpee con la base del recipiente. Presione el botón de “lectura” o “pH”. Use el botón de estandarización para colocar el pH exacto de la solución buffer que está utilizando. Espere 5 segundos para estar seguro de que la lectura no varía. e) Una vez que se ha estandarizado el pHímetro, no se puede mover más la perilla de estandarización. Luego quite el electrodo del buffer y enjuague con agua destilada. f) El pHímetro está listo para medir el pH. La calibración puede realizarse con dos o más soluciones buffer. PROCEDIMIENTO: A. PREPARACIÓN DE LAS SOLUCIONES: Prepare soluciones diluidas (por ejemplo centimolar 10-2 M o milimolar 10-3 M) de las siguientes sustancias:
- 57. 58 a- Un ácidofuerte b- Un ácido débil. c- Una base fuerte. d- Una base débil. Elija el volumen de solución que desea preparar y los materiales que utilizará para tal fin. Realice los cálculos necesarios de acuerdo a las soluciones madres que dispone para preparar las soluciones de trabajo. Utilice el procedimiento adecuado tomando las precauciones necesarias para obtener con buena aproximación la concentración deseada. Conviene que prepare los ácidos y las bases de concentraciones muy semejantes para establecer relaciones luego entre ellas. Por ejemplo: Decides preparar solución de HCl como ácido fuerte y dispone de HCl concentrado 37 % m/m de densidad 1,19 g/mL, datos que te provee el rótulo de la solución. Puedes elegir preparar 100 mL. La solución inicial es 12,06 M por tanto si la diluimos 150 veces o sea con un factor de dilución de 150 llegaríamos a Cf = 12,06 M / 150 = 0,0804 M o 8,04 x10-2 M (tres dígitos significativos) Si el volumen final a preparar es 100 mL el Volumen inicial será Vi= 100/150= 0,667 mL puedes medir directamente 0,70 mL y rectificar los cálculos para tu concentración inicial. Del mismo modo debes proceder con las otras tres soluciones que debes preparar. Recuerde las precauciones que debe tener al preparar soluciones de ácidos y bases.
- 58. 59 C. DETERMINACIÓN DELpH LAS SOLUCIONES: Complete la tabla siguiente con los datos calculados y medidos en cada fila: Solución pH pOH H+ OH- 1)Ácido fuerte Nombre y fórmula: ............................... ............................... Concentración: 2)Ácido débil Nombre y fórmula: ............................... ............................... Concentración: 3) Base fuerte Nombre y fórmula: ............................... .............................. Concentración: 4) Base débil Nombre y fórmula: ............................... ............................... Concentración: Conclusiones: Luego de analizar los datos registrados establezca relaciones entre los mismos. Por ejemplo si las soluciones de ácidos preparadas tienen la misma concentración cómo es la relación entre la concentración de iones en las soluciones y los valores de pH determinados dentro de la misma solución y entre las dos soluciones. Proceda igual con las bases. ....................................................................................................................... ....................................................................................................................... ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ B. DETERMINACIÓN DEL pH EN DILUCIONES:
- 59. 60 Tome una delas soluciones antes preparadas, realice 2 diluciones consecutivas. Determine el pH en cada una de ellas y saque conclusiones de acuerdo a la /las especies presentes en las nuevas soluciones. Base o ácido fuerte pH pOH H+ OH- Solución de…………. Concentración……….. M Dilución 1 : Factor de dilución.............. ...........M Base o ácido débil pH pOH H+ OH- Solución de…………. Concentración……….. M Dilución 1 : Factor de dilución.............. ...........M Relacione la variación del pH en función del cambio de concentración Conclusiones : ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ C. DETERMINACIÓN DEL pH SOLUCIONES DE USO COTIDIANO: Complete la tabla siguiente con algunas de estas soluciones de uso cotidiano disponibles: pH pOH H+ OH- Jugo de limón Vinagre Lavandina Solución de bicarbonato de sodio. Bebida gaseosa. Conclusiones y relaciones:
- 60. 61 ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ CALCULOS: para prepararlas soluciones ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................
- 61. 62 PREGUNTAS DE REVISIÓN 1)Defina un ácido y base de acuerdo a Brønsted-Lowry. 2) ¿Qué es un par ácido-base conjugado? Ejemplo. 3) ¿Por qué se usa el concepto de pH? ¿Qué es? 4) Explique brevemente cómo trabaja un indicador ácido –base y dé dos ejemplos. 5) Explique cómo se calibra y mide el pHmetro? 6) Explique cuando las soluciones son ácidas, neutras y básicas en valores de [OH- ], [H3O+ ] y pH. 7) Si la [H+ ] en agua es 1x 10-4 M, ¿Cuál es su pH y [OH- ]? R: pH=4 [OH- ]=1x10-10 M 8) Si el pH de una solución es 9.00, ¿Cuáles son las concentraciones de H+ y OH- ? R: [H+ ]=1x10-9 [OH- ]=1x10-5 9) Si 4.34 g de hidróxido de calcio se disuelven en suficiente agua para tener 100 mL de solución ¿cuál es la concentración de iones hidróxido en la solución? R:0,586 M 10) ¿Cuáles son las concentraciones de H+ y OH- en una solución de Ca(OH)2 0,021M? R: [OH- ]= 0,042 [H+ ]=2,4x10-13 11) ¿Cuál es el pH de una solución si el indicador rojo fenol da un color rojo a una solución que además posee fenolftaleína, la cual no da color a la solución? Consulte la tabla de indicadores. 12) ¿Qué solución tiene pH más alto, 0.01 M HCl o 0.01 M NaOH? ¿Cuál es ácida y cuál es básica? R: pH NaOH> pH HCl 13) Qué precauciones se debe tener al preparar soluciones de ácidos fuertes? 14) Qué precauciones se debe tener al preparar soluciones de bases fuertes? 15) Determine la concentración de hidronios, hidróxidos y pH de soluciones que contienen 10.0 g de las siguientes sustancias en 1.00 L de solución. Sustancia M [OH-] pH [HO3 + ] a) CaO b) Na2O Primero plantee las ecuaciones balanceadas que ocurren cuando los óxidos se disuelven en agua. R: a) 0,178 M, 0,356 M ,13,5 2,8x10-14 b)0,161 M 0,322 M, 13,5. 16) Si se agregan 25 mL de KOH 0.50 M a 25 mL de solución de ácido sulfúrico 0.25 M. La solución será ácida básica o neutra? Escriba la ecuación balanceada para la reacción y realice los cálculos necesarios. R: neutra porque se produce neutralización completa. ACTIVIDAD DE LABORATORIO SOLUCIONES SALINAS Y SOLUCIONES REGULADORAS
- 62. 63 APARATOS Y REACTIVOS: -Erlenmeyer. -Goterosde Naranja de Metilo, Rojo de Metilo, Azul de Bromotimol, Rojo Fenol, Fenolftaleína y Amarillo de alizarina R -Soluciones 0.100 M de NaCl, NaC2H3O2, NH4Cl. -Soluciones 0.100 M de ácido acético y amoníaco. -Tubos de ensayo DISCUSIÓN Nosotros esperamos que soluciones de sustancias tales como HCl y HNO2 sean ácidas y soluciones de NaOH y NH3 sean básicas. Sin embargo debemos hacer algunas salvedades, en principio al descubrir que soluciones acuosas de algunas sales como NaNO2, KC2H3O2, son básicas mientras tanto otras como NH4Cl y FeCl3 son ácidas. Recuerde que las sales son los productos formados en las reacciones de neutralización de ácidos y bases. Por ejemplo, cuando NaOH y HNO2 reaccionan la sal que se forma es NaNO2: NaOH ( ac ) + HNO2 ( ac ) NaNO2 ( ac ) + H2O ( l ) La mayoría de las sales solubles son electrolitos fuertes y existen como iones en soluciones acuosas. Algunos iones reaccionan con el agua para producir soluciones ácidas o básicas. Las reacciones de iones con agua son llamadas reacciones de HIDRÓLISIS. Veremos que aniones como CN- y C2H3O2 - , que son bases conjugadas de ácidos débiles reaccionan con el agua formando OH- . Cationes tales como NH4 + y Fe3+ reaccionan con agua para formar iones H+ . HIDRÓLISIS DE ANIONES Los aniones de ácidos débiles reaccionan con una fuente de protones. Cuando colocamos en agua estos aniones reaccionan en alguna extensión con el agua aceptando protones y generando iones OH- y de este modo el pH de la solución se eleva por arriba de 7. Recordemos que los aceptores de H+ son bases de Bronsted. De este modo los aniones de ácidos débiles son bases en dos sentidos: -son aceptores de H+ -sus soluciones acuosas tienen un pH superior a 7. El anión nitrito, por ejemplo, reacciona con agua para incrementar la concentración de OH- : NO2 - (ac) + H2O ( l ) HNO2 (ac) + OH- (ac) Esta reacción del anión nitrito es similar a la de una base débil tal como NH3 con agua: NH3 (ac) + H2O ( l ) NH4 + (ac) + OH- (ac)
- 63. 64 Así ambos NH3y NO2 - son bases y como tales tiene constante de disociación Kb, asociada a su correspondiente ecuación de equilibrio. De acuerdo con la Teoría de Bronsted el anión nitrito es la base conjugada del ácido nitroso. Vamos a considerar el par ácido-base conjugado HNO2 y NO2 - y su comportamiento en agua: [H+ ] [NO2 - ] HNO2 H+ + NO2 - Ka = [HNO2] [HNO2] [OH- ] NO2 - + H2O HNO2 + OH- Kb = [NO2 - ] Al multiplicar las constantes de disociación y cancelar obtenemos: [H+ ] [NO2 - ] [HNO2] [OH- ] Ka x Kb = x = [H+ ] [OH- ] = Kw [HNO2] [NO2 - ] Donde Kw es la constante del producto iónico del agua. K a x K b = K w = 1,0 x 10-14 [1] o pKa + pKb = pKw Y mediante esta relación si conocemos la Ka de un ácido débil, podemos fácilmente encontrar el Kb para el anión del ácido. Kw Kb = [2] Ka Consultando una tabla de constantes ácidas de ionización, podemos encontrar Ka para el ácido nitroso que es 4.5 x 10-4 . Usando este valor, podemos determinar Kb para NO2 - : 1.0 x 10-14 Kb = = 2.2 x 10-11 4.5 x 10-4 Además podemos deducir que mientras un ácido es más fuerte, esto es una Ka mayor, su base conjugada es más débil. De manera similar mientras más débil es el ácido, esto es una Ka pequeña, su base conjugada es más fuerte. Aniones derivados de ácidos fuertes como Cl- de HCl no reaccionan con el agua para afectar el pH. Lo mismo ocurre con Br- , I- , nitrato, sulfato y perclorato. Ellos son iones espectadores en las reacciones ácido-base por lo tanto pueden describirse como iones neutros. Similarmente, los cationes de bases fuertes, tales como Na+ de NaOH no reaccionan con el agua afectando el pH. La hidrólisis de un ión ocurre sólo cuando éste puede formar un electrolito débil en la reacción con el agua y como ya vimos ácidos y bases fuertes no existen como
- 64. 65 moléculas en solucionesacuosas diluidas. EJEMPLO ¿Cuál es el pH de una solución 0.10 M de NaClO?. Ka para el HClO es 3 x 10-8 SOLUCIÓN: La sal NaClO existe como Na+ y ClO- . El ión Na+ es un ión espectador, pero los iones ClO- sufren hidrólisis por proceder de un ácido débil como HClO. Tomemos x igual a la concentración de equilibrio de HClO ( y OH- ): ClO- (ac) + H2O (l) HClO (ac) + OH- (ac) (0.10 - x)M x M x M El valor de Kb para esta reacción es: Kb = 1.0 x 10-14 / 3.0 x 10-8 = 3.3 x 10-7 Como Kb es tan pequeño, podemos despreciar x en comparación con 0.10 y así 0.10 - x 0.10 [HClO] [OH- ] Si = Kb [ClO- ] x2 Reemplazando = 3.3 x 10-7 0.10 Resolviendo x: x2 = 3.3 x 10-8 x= 1.8 x 10-4 M pOH=3.74 y pH= 14 - 3.74 = 10.26 Aniones con H+ ionizables tales como HCO3 - , H2PO4 - y HPO4 2- pueden ser ácidos o básicos, dependiendo del valor relativo de Ka y Kb para el ion. No consideraremos tales iones en este experimento. Hidrólisis de Cationes Los cationes derivados de una base débil reaccionan con el agua incrementando la concentración de H+ , ellos forman soluciones ácidas. El ion NH4 + es derivado de una base débil como NH3 y reacciona con el agua de la siguiente forma: NH4 + (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NH3 (ac) Esta reacción es completamente análoga a la disociación de cualquier otro ácido débil, tal como el ácido acético o el ácido nitroso. Podemos representar esta disociación ácida del NH4 + más simplemente: NH4 + NH3 + H+ Aquí también la constante de disociación ácida está relacionada con el Kb del NH3, que es la base conjugada del NH4 + : NH3 + H2O NH4 + + OH-
- 65. 66 Conociendo el valorde Kb para NH3, nosotros podemos calcular la constante de disociación del ácido según la ecuación [1]: Kw Ka = [3] Kb Los cationes de metales alcalinos (Grupo I A) y los alcalino térreos más pesados, Ca2+ , Sr2+ y Ba2+ , no reaccionan con agua, porque ellos provienen de bases fuertes. Así estos iones no tienen influencia sobre el pH en soluciones acuosas. Son tan solo iones espectadores en reacciones ácido-base. Consecuentemente, se consideran como neutros en sentido ácido-base. Los cationes de casi todos los otros metales hidrolizan y producen soluciones ácidas. Los cationes metálicos están coordinados con moléculas de agua, y es el ion hidratado que sirve como donador de protones. La siguiente ecuación ilustra este comportamiento para el ión Hierro (III) : Fe(H2O)6 3+ (ac) + H2O (l) Fe(OH)(H2O)5 2 + (ac) + H3O+ (ac) [4] Frecuentemente omitimos las moléculas de agua coordinadas de dichas ecuaciones. Por ejemplo, ecuación [4] puede escribirse como: Fe3+ (ac) + H2O (l) Fe(OH)2+ (ac) + H+ (ac) [5] Reacciones de hidrólisis adicionales pueden ocurrir para formar Fe (OH)2+ y así conducir a la precipitación del Fe(OH)3. Los equilibrios para dichos cationes son frecuentemente complejos y no todas las especies han sido identificadas. De cualquier modo, dichas ecuaciones como [4] y [5] sirven para ilustrar el carácter ácido de los cationes M2+ , M3+ y contribuyen a mostrar el aumento de la cantidad de protones en estas soluciones. Resumen del comportamiento de Hidrólisis Si una solución de una sal, será ácida, neutra o básica, puede predecirse sobre la base de la fuerza del ácido y la base a partir de los cuales la sal fue formada. Sal de un ácido y base fuerte. Ejemplo NaCl, KBr y Ba(NO3)2. Ni el catión ni el anión hidrolizan, y la solución tendrá pH=7. Sal de un ácido fuerte y una base débil: NH4Br, ZnCl2 y Al(NO3)3. El catión hidroliza, formando H+ y la solución tendrá pH inferior a 7. Sal de un ácido débil y una base fuerte: NaNO2, KC2H3O2 y Ca(ClO)2. El anión hidroliza formando iones OH- y la solución tendrá pH superior a 7. Sal de un ácido y una base débil: NH4F, NH4C2H3O2 y Zn(NO2)2. Ambos iones hidrolizan. El pH de la solución es determinado por el grado relativo de ionización de cada ion es decir el Ka y el Kb correspondientes. En este experimento mediremos el pH del agua y de diversas soluciones acuosas de sales para determinar si estas soluciones son ácidas, básicas o neutras. En cada caso las soluciones serán 0.100 M. Conociendo la concentración de la solución
- 66. 67 salina y midiendoel pH de cada solución nos permite calcular el Ka ó Kb para el ion que hidroliza. El ejemplo que sigue ilustra tales cálculos. EJEMPLO Calcular el Kb para BrO- si una solución 0.10 M de NaBrO y tiene un pH= 10.85 SOLUCIÓN: El ion espectador es Na+ . El ion del metal alcalino no reacciona con el agua y no tiene influencia en el pH. El ion BrO- es el anión de un ácido débil y por tanto reacciona con el agua dando iones OH- BrO- + H2O HBrO + OH- y la correspondiente expresión de la constante de ionización de la base es: [HBrO] [OH- ] Kb=--------------------- [6] [BrO- ] Si el pH es 10.85 entonces pOH= 14 - 10.85 = 3.15 y [OH- ] = antilog (-3.15) = 7.1 x 10-4 M La concentración de HBrO que se forma junto con OH- debe también ser 7.1 x 10-4 M. La concentración de BrO- que no ha hidrolizado es : [BrO- ] =0.10 M - 0.00071 M 0.10 M Sustituyendo estos valores en la ecuación [6] (7.1 x 10-4 ) (7.1 x 10-4 ) Kb= ---------------------------- = 5.0 x 10-6 (0.10) El comportamiento de los indicadores fue discutido anteriormente. Usaremos un conjunto de indicadores para determinar el pH de varias soluciones salinas. Nota: Generalmente encontramos que las soluciones que usamos son más ácidas de lo esperado. La razón principal para este incremento de acidez es la presencia del CO2 disuelto en las soluciones. El CO2 reacciona con el agua generando H+ : CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (ac) H+ (ac) + HCO3 - (ac) La solubilidad del CO2 es muy grande en soluciones básicas, intermedia en neutras y baja en ácidas. Así aunque el agua sea destilada, será sin embargo algo ácida, a menos que se haya hervido para remover el CO2 disuelto. SOLUCIONES REGULADORAS O "BUFFERS" Son aquellas que resisten cambios de su pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácido o base. En general están constituidas por una mezcla de un electrolito débil ácido o básico y una sal del mismo que actúa como electrolito fuerte.
- 67. 68 Ejemplos: Ácido Carbónico-Bicarbonato desodio H2CO3 / NaHCO3 Ácido Acético - Acetato de sodio CH3COOH / CH3COONa Dihidrógenofosfato de sodio - Monohidrógenofosfsto de sodio NaH2PO4 / Na2HPO4 Mecanismo de la Acción Reguladora: Sea una solución de ácido carbónico: H2CO3 HCO- 3 + H+ Por ser un electrolito débil la ionización es muy pequeña. Si a esta solución le agregamos una sal del mismo ácido se constituye un buffer: NaHCO3 H CO- 3 + H+ NaHCO3 por ser electrolito fuerte se disocia totalmente. Los dos componentes del sistema originan HCO- 3 un ión en común. Por el incremento de HCO- 3 el equilibrio del ácido carbónico se desplaza a la izquierda o sea a la formación de moléculas de H2CO3 (efecto del ión común) por lo que disminuye su ionización, al punto que puede considerarse que casi todo el ácido está como moléculas enteras. Se genera así una nueva situación de equilibrio en la disociación del H2CO3: alta concentración de HCO- 3 y H2CO3 y menor concentración de H+ Si a esta solución le agregamos un ácido gran parte de los H+ agregados serán neutralizados por HCO- 3 dando H2CO3 no disociado: H+ + HCO3- H2CO3 Por lo tanto el aumento [H+] en solución es muy escaso y el pH casi no se modifica. Si a esta solución le agregamos una base por ejemplo NaOH, los OH- son neutralizados por el H2CO3 . OH + H2CO3 HCO3 + H2O El aumento de OH- en solución es escaso y el pH se altera levemente. En una solución de ácido débil HA ocurre: HA A- + H+ Ka = [H+ ] [A- ] / [HA] [H+ ]= Ka [HA] / [A- ] Si reemplazamos [HA] por la concentración inicial del ácido débil y [A- ] por la concentración de la sal en la solución, tenemos: [H+ ]= Ka [ácido] / [sal] Aplicando –log o 1/ log para llegar a pH: 𝐩𝐇 𝐩𝐊𝐚 + 𝐥𝐨𝐠 [𝐬𝐚𝐥] [á𝐜𝐢𝐝𝐨]
- 68. 69 Comportamiento de losindicadores Indicador Cambio de color Rango de pH en el que tiene lugar el cambio de color Naranja de metilo Rojo-amarillo 3.2-4.4 Rojo de metilo Rojo –amarillo 4.8-6.0 Azul de bromotimol Amarillo –azul 6.0-7.6 Rojo fenol Amarillo –rojo 6.6-8.0 Fenolftaleína Incoloro –rojo 8.2-10.0 Amarillo de alizarina Amarillo -rojo 10.1-12.0 PROCEDIMIENTO A. Hervir agua destilada por lo menos 10 minutos para eliminar el CO2. Dejar enfriar el agua a temperatura ambiente. Mientras tanto adicionar cerca de 3 mL de agua destilada no hervida en 6 tubos de ensayo. Adicionar 2 gotas de los diferentes indicadores por c/u de los 6 tubos (un indicador por tubo) y anote los colores en el informe. Con estor colores y los datos tomados de la tabla anterior que muestra el comportamiento de los indicadores, determine el pH del agua no hervida lo más cercano posible a la unidad del pH. (Recordar que esperamos que el pH esté por debajo de 7 porque hay CO2 disuelto). Descarte el contenido de los 6 tubos y enjuáguelos con por lo menos 3 mL del agua hervida tres veces. Luego agregue 3 ml de agua hervida a c/u de los 6 tubos, adicione 3 gotas de c/ indicador ( un indicador por tubo) a cada tubo. Anote los colores y determine el pH. Elimine el contenido de los tubos de ensayo, enjuague 3 veces con agua destilada hervida. Repita el mismo procedimiento para determinar el pH de alguna de las soluciones salinas disponibles. B. Determine el pH de la solución usada antes y el resto de las soluciones salinas usando el pHímetro, así como el del agua destilada hervida y sin hervir. Con los valores de pH que determinó, calcule la concentración de H+ y OH- para cada solución. C. Complete las tablas siguientes del informe con los valores de Ka y Kb correspondientes. D. Prepare con iguales volúmenes de las soluciones indicadas en el informe los buffer, tome el pH después de mezclar y luego divida en dos partes cada una de ellas. Agregue 1 mL de HCl o NaOH según se indica en cada uno de los tubos y proceda a medir el pH en cada tubo comparando los valores con el primer tubo.
- 69. 70 PREGUNTAS DE REVISIÓN 1)¿Cuál /es de los siguientes iones reacciona con el agua: Na+ , Ca2+ , Cu2+ , NO3 - , F- , ClO2 - , Br - ? Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de hidrólisis. 2) La Ka para el HCN es 4.9 x 10-10 . ¿Cuál es el valor de Kb para CN- ? 3) ¿Cuáles son la base y ácido conjugados del H2PO4 - ? 4) ¿Con qué ácido y qué base se formaron las siguientes sales: KBr, NH4NO3 y BaCl2?¿Cuál es el carácter ácido-base de sus soluciones acuosas? 5) Diga si las soluciones 0.1 M de las siguientes sales son ácidas, neutras o básicas: CaCl2, CuSO4, (NH4)2SO4, KClO4, NaCN. JSR mediante ecuaciones. 6) Calcular el pH de una solución de Lactato de Sodio (NaC3H5O3) que contiene 0.840 g en 500 mL. Ka ácido láctico = 1.4 x 10-4 . 7) Explique qué es un buffer y de ejemplos. 8) Describa el efecto sobre el pH ( aumento, disminución o ningún cambio) que resulta de agregar: Formiato de sodio a una solución de ácido fórmico. Perclorato de amonio a una solución de amoníaco. Bromuro de potasio a una solución nitrato de potasio. 9) Calcule el pH de las soluciones reguladoras siguientes: a) Propionato de sodio NaC3H5O2 0.100 M y Ácido. Propiónico 0.150 M. b) Metilamina CH3NH2 0.120 M. y cloruro de metilamonio CH3NH3Cl 0.150 M. 10) ¿Cuál es el pH de una solución preparada por adición de 25.0 g de Ácido Acético y 25.0 g de Acetato de sodio en suficiente agua para formar 4.00 L de solución? 11) Explique mediante ecuaciones cómo responde un buffer cuando se agrega un ácido o una base.
- 70. 71 INFORME: A. Agua Agua hervidaSolución de ............ Naranja de metilo Rojo de metilo Azul de bromotimol Rojo fenol Fenolftaleína Amarillo de Alizarina pH (con indicador) pH (con pHímetro) B. Solución pH pOH [H+] [OH-] Ion que hidroliza Iones espectadores 0.10 M Na Cl 0.10M NaC2H3O2 0.10 M NH4Cl Cálculos y conclusiones ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................
- 71. 72 ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ ........................................................................................................................ C. Solución Ecuación iónicaneta para hidrólisis Expresión de la constante de equilibrio(Ka o Kb) Valor de Ka o Kb NaC2H3O2 NH4Cl Comportamiento de los buffer: Solución pH Inicial + 1 mL HCl 0,10 M + 1 mL NaOH 0,10 M Ácido acético – acetato de sodio. Amoníaco-Cloruro de amonio Conclusiones: .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. .............................................................................................................. ..............................................................................................................