academia interescolar de química guía de estudio para química iii

ACADEMIA INTERESCOLAR DE QUÍMICA
GUÍA DE ESTUDIO PARA QUÍMICA III
Bloque 1 ESTEQUIOMETRÍA
FÓRMULAS QUÍMICAS:
La fórmula química, es el conjunto de al menos dos átomos enlazados y que forman un sistema estable y eléctricamente neutro. La
fórmula química muestra el(los) elemento(s) participantes y la proporción de átomos de cada uno de éstos a partir de un número pequeño
llamado subíndice; por ejemplo: N2, H2O, H2SO4, CaCO3.
Determinación de los pesos moleculares.
El peso atómico de un elemento es el valor que se sitúa en la parte baja del símbolo respectivo en cada una casilla de la tabla periódica;
este valor asume valores enteros y decimales. Para fines concretos, los cálculos estequiométricos se realizan redondeando las cifras a
enteros y solo para los casos de cálculos analíticos o finos, se recurre a la precisión de dichos valores.
Por ejemplo, el Peso atómico (representado con la letra A) del Hidrógeno es de 1.0079 umas (unidades de masa atómica), y se toma el
valor redondeado de 1; en tanto que el A del oxígeno es de 15.9994 umas, por lo que se redondea a 16 y así sucesivamente; el criterio
general es que de .5 en adelante, sube al entero siguiente, en tanto, de .4 baja al entero de referencia.
Ejemplo 1. H2SO4, la fórmula indica que en la molécula hay 2 átomos de Hidrógeno, 1 de azufre y 4 de oxígeno por lo tanto, en valores de
peso molecular redondeados se tiene:
H 2X1 = 2
S 1X32.1=32.1
O 4x16 =64
Total
98.1 el Peso molecular del H2SO4, es de 98 umas
Ejemplo 2. El compuesto de fórmula Al(OH)3 indica que la molécula está integrada por 1 aluminio, 3 oxígenos y 3 hidrógenos porque el
subíndice 3 fuera del paréntesis señala que este radical se repite tres veces, por lo cual:
Aluminio 1X27=27
Oxígeno 3X16=48
Hidrógeno 3X1= 3
Total
78 el peso molecular del Al(OH)3 es de 78 umas
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CALCULO DE LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL A PARTIR DE LAS FÓRMULAS QUÍMICAS
Para calcular la composición porcentual a partir de las fórmulas químicas se procede de acuerdo con el siguiente procedimiento:
Ejemplo 1. Sea H2O en proporción 2:1, primero se determina su Peso Molecular:
H 2X1 = 2
O 1X16= 16
18 gr/mol
Posteriormente se establece la relación entre la proporción y el peso molecular multiplicado en %:
H = 2 mol
X100% = 11.11 gr
18 gr/mol
O =1 mol X 100% = 88.89 gr
16 gr/mol
Esto significa que 11.11 gr de H se combinan con 88.89 gr de O para formar el compuesto denominado H2O.
Ejemplo 2: Encontrar la composición porcentual del H2SO4,
Determinación del peso molecular:
H 2X1= 2
S 1X32= 32.1
O 4x16= 64
Total
98.1
H = 2 mol
X100 % = 2.04 gr
98.1 mol/gr
S = 32 mol
X100 % = 32.65 gr
98.1 mol/gr
O = 64 mol
X100 % = 65.31 gr
98.1 mol/gr
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DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS O MÍNIMAS Y MOLECULARES.
Los porcentajes anteriores también pueden ser obtenidos a partir del análisis de las sustancias, con lo que es posible deducir la fórmula real
(mínima); en otros casos, la fórmula real es un múltiplo entero de la fórmula más simple; por ejemplo:
Ejemplo 1. El ácido benzóico es un polvo blanco que se emplea como preservador de alimentos. El compuesto tiene 68.8 % de C; 5.0 % de
H y 26.2 % de O; por masa ¿Cuál es la fórmula mínima?
68 gr de Carbono X 1 mol de Carbono = 5.66 mol
12 gr de Carbono
5 gr de Hidrógeno X 1 mol de Hidrógeno = 4.95 mol
1.01 gr de hidrógeno
26.2 gr de Oxígeno X 1 mol de Oxígeno = 1.64 mol
16 gr de oxígeno
Este último valor se toma como divisor por ser el menor, por lo que:
C = 5.66 = 3.45
1.64
H = 4.95 = 3.01
1.64
O = 1.64 = 1
1.64
Como no se puede tener fracciones de molécula, se busca un múltiplo que los aproxime a enteros, en este caso, se multiplicará por 2
(redondeando por aproximación)
C =3.45X2 =7
H=3.01X2 =6
O=1X2 =2
por lo que la fórmula mínima será:
C7H6O2
Ejemplo 2: Un compuesto de peso molecular 60 gr/mol, se analizó y mostró la siguiente composición centesimal:
C=40 % H= 6.67 % O=53.33 %
Encontrar la fórmula molecular:
1. Se calcula la cantidad de átomos gramos de cada elemento:
40 g X 1 átomo gr/12 g = 3.33 átomos gramo de C
6.67 g X 1 átomo gr/1 g = 6.66 átomo gramo de H
53.33 gr X 1 átomo gr/16 g = 3.33 átomos gramo de O
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2. Se divide entre el menor de los valores obtenidos, por lo cual se toma como referencia el valor 3.33
3.33/3.33 átomo gramo de C =1
3.33/6.66 átomo gramo de H =2
3.33/3.33 átomo gramo de O =1
3. La fórmula mínima será C1H2O2, para obtener la fórmula molecular se utiliza la siguiente fórmula:
n =PM empírico/PM fórmula mínima:
n = 60/30 =2 entonces la fórmula molecular se multiplica por 2 por tanto:
C2H4O2 ES LA FÓRMULA MOLECULAR
Ejemplo 3: Un análisis demostró que un compuesto presentó la siguiente fórmula mínima CH3 y un peso molar de 30. Determinar a partir
de esta información, la fórmula molecular.
1. Se determina el peso molar de la fórmula dada:
C 1X12 = 12
H 3X1 = 3
15 gr/mol
2. Se aplica la fórmula: Fórmula molecular= fórmula mínima x n
n = PM empírico/PM fórmula mínima n=30/15 =2, por lo tanto CH3 se multiplica por 2 y queda
ENTONCES C2H6 ES LA FÓRMULA MOLECULAR
NÚMERO DE AVOGADRO Y CONCEPTO DE MOL
De acuerdo con el sistema internacional del pesos y medidas (SI), el mol es una de las siete unidades físicas fundamentales de medición
con la cual se mide la cantidad de sustancia. Dado que cualquier sustancia considera un cierto tipo de entidades elementales que la
componen, el mol es la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado como átomos,
moléculas, iónes, radicales, electrones u otras partículas o grupos específicos de éstas, lo cual se presta a debates; por ello su
determinación se basa en el número de Avogadro (NA) que sostiene que en un mol existen invariablemente 6.022 X1023 átomos o
moléculas, esto es, unas 602,200,000,000,000,000,000,000 átomos o moléculas.
Otra forma de determinar un mol de sustancia en forma práctica, es expresar su peso molecular en gramos, es decir, para obtener un mol
de agua, se deben pesar 18 gramos de este compuesto. Un mol de ácido sulfúrico será igual a 98 gramos de sustancia y un mol de
hidróxido-nitrato de magnesio será igual a 103 gramos de esta sustancia y las tres sustancias tendrán invariablemente 6.022x1023
moléculas.
Para las sustancias gaseosas, un mol ocupará 22.4 litros a 0 °C de temperatura y a 1 atmósfera de pres ión y de 22.7 litros si la presión es
de 1 bar (0.9869) atmósferas.
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Ejemplo 1. ¿Cuántos moles de hierro se encuentran en 25 gr de dicho elemento?
1. Se convierte en gramos de Fe los moles del hierro, a partir de la masa atómica, esta es igual a 55.85 gr/mol.
2. Se establece la siguiente relación: 25 g de Fe (1mol /55.85 gr) = 0.448 moles de Fe.
Ejemplo 2: ¿Cuántos átomos de Na se encontrarán en 43 gr de sustancia?
1. Se parte que en 1 mol de cualquier sustancia hay 6.023x1023 átomos o moléculas, por lo cual en una mol de Na con una masa atómica
de 22.9 gr existen éste mismo número de átomos (por ser elemento, no compuesto), de ahí se establece la siguiente regla de tres:
(22.9 gr/mol de Na ) X ( 43 gr/mol de Na)
6.023 X1023 átomos
X no. átomos
2. Por tanto: X no de átomos = 6.023 X1023 átomos X 43 gr/mol de Na = 11.309 X1023 átomos de Na
22.9 gr/mol de Na
Ejemplo 3: Determinar el número de moléculas que se encuentran en 48 gr de agua.
1. Determinar el peso molecular del agua (H2O):
H 2X 1 = 2
O 1X16 =16
18 gr/mol en cada mol, de acuerdo con el número de Avogadro, existen 6.023x1023 moléculas por lo cual
2.
( 6.023x1023 moléculas ) X ( x moléculas )
48 gr/mol de H2O
18 gr/mol de H2O
x moléculas = 6.023x1023 moléculas X 48 gr/mol de H2O = 16.061 X 1023 moléculas
18 gr/mol de H2O
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TIPOS DE ECUACIONES Y REACCIONES QUÍMICAS (SIMBOLOGÍA)
REACCIONES QUÍMICAS
La ecuación química balanceada es una ecuación algebraica con todos los reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en el
segundo miembro por esta razón el signo igual algunas veces se remplaza por un flecha que muestra el sentido hacia la derecha de la
ecuación, si tiene lugar también la reacción inversa, se utiliza la doble flecha de las ecuaciones en equilibrio.
•
REACCIONES QUÍMICAS
Una reacción química es el proceso por el cual unas sustancias se transforman en otras. EJEMPLO: El H2 y el O2 reaccionan para formar
un nuevo compuesto H2O.
Las sustancias iniciales se llaman reactivos o reactantes y las que resultan se llaman productos.
•
LA ECUACIÓN QUÍMICA
En la ecuación química los números relativos de moléculas de los reaccionantes y de los de los productos están indicados por los
coeficientes de las fórmulas que representan estas moléculas.
Características de la ecuación:
1. Indica el estado físico de los reactivos y productos ((l) liquido, (s) sólido, (g) gaseoso y (ac) acuoso (en solución)
2. Deben indicarse los catalizadores que son sustancias que aceleran o disminuyen la velocidad de la reacción y que no son consumidos.
Estos van encima o debajo de la flecha que separa reactantes y productos.
EJEMPLO:
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luz solar
6CO2
+
6H2O
C6H12O6
+
6O2
→
3. Debe indicarse el desprendimiento o absorción de energía
4. La ecuación debe estar balanceada, es decir el número de átomos que entran debe ser igual a los que salen
EJEMPLO:
2H 2(g)
+
O2(g)
5. Si hay una delta sobre la flecha
→
2H2O (l)
+
136 kcal
indica que se suministra calor a la reacción;
EJEMPLO:
2KClO3
•
2KCl
+
3O2
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los ele
elementos y compuestos
que forman los reactivos y los
os productos se clasifican en:
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NOMBRE
EXPLICACIÓN
EJEMPLO
Composición o síntesis
Es aquella donde dos
o más sustancias se
unen para formar un
solo producto
Descomposición o
análisis
Cuando un
compuesto se
separa en sus
elementos
Neutralización
En ella un ácido
reacciona con una
base para formar una
sal y desprender
agua.
Desplazamiento
Un átomo sustituye a
otro en una molécula
CuSO4
+
Intercambio o doble
desplazamiento
Se realiza por
intercambio de
átomos entre las
sustancias que se
relacionan
K2S
+
Sin transferencia de
electrones
Se presenta
solamente una
redistribución de los
elementos para
formar otros
2CaO(s)
2HgO (s)
H2SO4 (ac)
+
→ 2Hg(l)
+
2NaOH(ac)
+
H2O(l)
Ca(OH)2(ac)
→
O2(g)
Na2SO4(ac)
→
Fe
→
MgSO4
Reacciones de doble desplazamiento
→
+
2H2O(l)
FeSO4
K2SO4
+
+
Cu
MgS
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sustancias. No hay
intercambio de
electrones.
Con transferencia de
electrones (REDOX)
Reacción endotérmica
Reacción exotérmica
Hay cambio en el
número
ro de oxidación
de algunos átomos
en los reactivos con
respecto a los
productos.
Es aquella que
necesita el suministro
de calor para llevarse
a cabo.
Es aquella que
desprende calor
cuando se produce.
Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento
2NaH
2C ( grafito)
2Na(s)
+
H2(g)
→
+
C2H2 (g)
H2(g)
∆H=54.85 kcal
BALANCEO DE ECUACIONES
Balancear una ecuación es realmente un procedimiento de ensayo y error, que se fundamenta en la búsqueda de diferentes coeficientes
numéricos que hagan que el numero de cada tipo de átomos presentes en la reacción química sea el mismo tanto en reactantes co
como en
productos.
Hay varios métodos para equilibrar ecuaciones :
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1. MÉTODO DEL TANTEO O INSPECCIÓN
Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual
número de átomos tanto en reactantes como en productos.
EJEMPLO:
N2
+
H2
→
NH3
En esta ecuación hay dos átomos de nitrógeno en los reactantes, por tanto se debe colocar coeficiente 2 al NH3, para que en los productos
quede el mismo número de átomos de dicho elemento.
N2
+
H2
→
2NH3
Al colocar este coeficiente tenemos en el producto seis átomos de hidrógeno; para balancearlos hay que colocar un coeficiente 3 al H2
reactante :
N2
+
3H2
→
2NH3
La ecuación ha quedado equilibrada. El número de átomos de cada elemento es el mismo en reactivos y productos.
2. MÉTODO DE OXIDO REDUCCIÓN
Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los
términos que aparecen en la siguiente tabla:
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PROCESO
CAMBIO EN
ELECTRONES
CAMBIO DE NÚMERO DE
OXIDACIÓN
Oxidación
Perdida
Aumento
Reducción
Ganancia
Disminución
TIPO DE AGENTE
Agente reductor
( sustancia que se oxida)
Agente oxidante
( sustancia que se reduce)
Como los procesos de oxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán igualadas cuando el número de
electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente reductor. El número de electrones intercambiados se calcula
fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los números de oxidación de los elementos.
El mecanismo de igualación por el método de oxido-reducción es el siguiente :
(a) Se escribe la ecuación del proceso. Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos de estos compuestos son
los que varían en su número de oxidación.
Mn+4O2-2
+
H+1 Cl-1
Mn+2Cl2-1
→
+
Cl20
+
H2+1O-2
(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida y se procede a escribir
ecuaciones iónicas parciales.
Mn+4
2Cl-1
+
+
2e2e-
→
→
Mn+2
Cl20
(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de electrones ganados y perdidos
sea el mismo; para ello multiplicamos en las ecuaciones iónicas el número de electrones por los factores adecuados.
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(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para que el número de
electrones sea igual.
MnO2
+
2HCl
MnCl2
→
+
Cl2
+
H2O
+
Cl2
+
2H2O-
(c) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.
MnO2
+
4HCl
MnCl2
→
EJEMPLO:
•
Balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del numero de oxidación
(1) El N sufre una variación en el estado de oxidación de +5 en el NO3 a +2 en el NO. El S sufre un cambio en el número de oxidación de -2
en H2S a 0 en S.
(2) El esquema de igualación de electrones es como sigue:
N+5
+
3e-
→
N+2
S-2
→
S0
+
2e-
( cambio de -3)
( cambio de
+2)
(2a)
(2b)
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(3) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la ecuación (2a) por 2,y la ecuación (2b) por3
2N+5
+
6e3S-2
→
→
6N+2
3S0
+
(3a)
(3b)
6e-
(4) Por tanto, el coeficiente del HNO3 y del NO es 2, y el del H2S y S es 3. en forma parcial, la ecuación esquemática es la siguiente;
2HNO3
+
3H2S
→
2NO
+
(4a)
3S
(5) Ajuste de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la ecuación (4a) ( 2 de HNO3 y 6 del H2S) deberán formar 4H2O en la derecha de la
ecuación. la ecuación final será:
2HNO3
+
3H2S
→
2NO
+
3S
+
4H2O
(4a)
RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS
Hay 3 tipos de problemas estequiométricos:
1.-MASA-MASA ( gramos-gramos, moles-gramos ó gramos-moles)
2.-MASA-VOLUMEN O VOLUMEN-MASA ( gramos-litros o litros-gramos
3.-VOLUMEN-VOLUMEN ( litros-litros)
1.-MASA-MASA:
En los problemas masa-masa. Las cantidades que se conocen y las que se desconocen están expresadas en unidades de masa ( gramos
o moles ).
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EJEMPLO:
Calcular los gramos de oxígeno que se producen al calentar 1.65 gr de clorato de potasio de acuerdo a la siguiente ecuación:
KClO3
KCl+O2
Primero se debe balancear la ecuación
2KClO3
2KCl+3O2
Calcular los gramos que equivalen a 2 moles de clorato de potasio y 3 moles de oxígeno
2KClO=245.2 gr
3 O2 = 96 gr
Establecemos la relación:
Si 245.2 gr ------96 gr
1.65 gr -------X
X= 96 X 1.65/245.96 = 0.6440 gr de oxígeno que equivalen a 0.0201 moles porque:
Si 1 mol de O2 -------- 32 gr
X mol ---- 0.6449 gr
Entonces X= =0.6449X1/32 = 0.201 moles
2.- MASA-VOLUMEN
O VOLUMEN-MASA
En estas relaciones, las cantidades que se conocen son en peso ( gramos o moles) y las que se desconocen son en volumen ( litros) o
viceversa.
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EJEMPLO:
Calcular el volumen en litros del gas oxígeno medido a 0°C y 760 mm de Hg ( TPN) que se podría obtene r al calentar 28 gr de nitrato de
potasio de acuerdo con la siguiente ecuación:
Nota: TPN significa a temperatura y presión normal 0°C y 760 mm de Hg
KNO3
KNO2 +O2
Primero se debe balancear la ecuación
2KNO3
2KNO2 +O2
Se debe calcular la masa molar de KNO3 101.1 gr y la del O2 que es 32 gr
Entonces si 2 moles de KNO3 son 202.2gr y estos producen 1 mol de oxígeno que son 32 gr de acuerdo con la ecuación balanceada,
entonces cuanto oxígeno producirán 28 gr de KNO3
202.2-------32
28 ---------X
X= 28x32/202.2=4.43 gr
Si 1 mol de oxígeno son 32g entonces cuantos moles son 4.43 gr
1---------32
X---------4.43
X= 4.43X1/ 32 = 0.138 moles
Si un mol de cualquier gas a temperatura y presión normal( TPN) ocupan 22.4 lt
0.138 moles cuantos litros ocupan?
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1 mol-------22.4
0.138-------X
X= 22.4X0.138/1= 3.09 litros
3.- VOLUMEN-VOLUMEN
Calcule el volumen en litros de CO2 que se pueden producir a partir de 4.85 L de Oxígeno, cuando ambos gases se miden a la misma
temperatura y presión , de acuerdo con la siguiente ecuación:
2CO + O2
2CO2
La relación de acuerdo a la ecuación es 1 mol de oxígeno producen 2 moles de CO2 . Como 1 mol de cualquier gas ocupan 22.4 litros,
entonces:
22.4----------44.8
4.85----------X
X= 4.85X44.8/22.4= 9.7 L
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Bloque 2: SOLUCIONES
MATERIA
SISTEMAS DE COMPOSICIÓN
SISTEMAS DE COMPOSICIÓN VARIABLE
CONSTANTE
COMPUESTOS
ELEMENTOS
(MEZCLAS)
HOMOGÉNEAS
SOLUCIÓN
HETEROGÉNEAS
COLOIDES
ÁTOMOS
Se denomina SOLUCIÓN a una mezcla homogénea (aquella que presenta una sola fase) de dos o más
sustancias, en proporciones variables.
Los componentes de una solución son dos:
SOLUTO + SOLVENTE = SOLUCIÓN
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Soluto: Es aquella sustancia que se presenta en menor proporción.
Solvente: Es aquella sustancia que se encuentra en mayor proporción, disuelve al soluto.
Los componentes de la solución se pueden presentar en los tres estados de agregación y se mezclan para formar
diversos tipos de soluciones.
TIPO DE SOLUCIÓN
EJEMPLOS
(soluto-solvente)
Líquido-líquido
Glicerina o alcohol en agua.
Líquido-sólido
Anticongelantes (etilénglicol en agua).
Benceno en yodo sólido.
Líquido-gas
Amalgamas dentales (mercurio-plata)
Vapor de agua en el aire
Gas-gas
Aire (mezcla de gases O2, N2, Ar, etc)
Gas-sólido
Hidrógeno en esponja de paladio
Gas-líquido
Bebidas carbonatadas
Sólido- sólido
Amoniaco, CO2 o HCl en agua.
Latón (Zinc en cobre)
Bronce (Cobre-estaño)
Oro de 14 K (plata y cobre en oro)
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Sólido-líquido
Todas las sales solubles en agua u otros solventes
Sólido-gas
Salmuera (sal en agua).
Partículas sólidas al tamaño molecular en el aire
Smog.
Las soluciones pueden clasificarse en empíricas y valoradas.
CONCENTRACIÓN.
La relación que existe entre la cantidad de soluto disuelta en una determinada cantidad de disolvente, se llama
CONCENTRACIÓN.
CONCENTRACIÓN
CANTIDAD DE SOLUTO
CANTIDAD DE SOLVENTE
Luego entonces, la concentración de una solución depende de la cantidad de soluto presente en el solvente.
La concentración de las soluciones se puede medir en 3 formas:
1.-MEDIANTE CONCENTRACIONES EMPÍRICAS.
2.- MEDIANTE CONCENTRACIONES VALORADAS, ES DECIR AQUELLAS EN LAS QUE SE CONOCE LA CANTIDAD
EXACTA DE SOLUTO EN LA SOLUCIÓN. las cuales puedan ser:
A).-CONCENTRACIONES PORCENTUALES O TAMBIÉN LLAMADAS CONCENTRACIONES EN UNIDADES FÍSICAS
B).-CONCENTRACIONES EN UNIDADES QUÍMICAS.
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CONCENTRACIONES EMPÍRICAS (SOLUCIONES EMPÍRICAS).
Esta forma de expresar la concentración es cualitativa, ya que no indica exactamente la cantidad de soluto presente en la
solución. Por experiencia sabemos que podemos tener:
A) SOLUCIÓN DILUÍDA.-Es aquella cuyo contenido de soluto disuelto es muy pequeño.
B) SOLUCIÓN CONCENTRADA O NO SATURADA.- Es aquella que contiene una cantidad relativamente grande de soluto
disuelto.
C) SATURADAS. – Aquellas soluciones que en a determinada temperatura, ya no admiten mayor cantidad de soluto en
solución, es decir, contiene soluto disuelto en equilibrio con soluto no disuelto.
E) SOBRESATURADAS: Son soluciones saturadas en las que al variar la temperatura, el solvente admite una mayor cantidad
de soluto del que tenia, permaneciendo el exceso de soluto en solución.
Sin embargo ésta es inestable, pues si se frotan las paredes del recipiente o si se agrega un cristal de soluto, se provoca la
cristalización del exceso de éste y la solución pasa a ser simplemente saturada.
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SOLUCIONES VALORADAS.
A).-CONCENTRACIONES EN UNIDADES FÍSICAS
a) % DE PESO: Se expresan en peso de soluto, referidos a 100 partes en peso de solución.
Tiene al soluto y solvente expresados en gramos.
% En peso de A
WA
X 100 o bien
WB + WA
% En peso de A
g de soluto
g
X 100
de soluto + g de solvente
Ejemplo:
Una solución al 5% en peso de NaCl tendrá 5 gr de NaCl y 95gr. de H2O si pesamos esto tendremos 100g de solución.
b) % EN VOLUMEN:
Si se quiere preparar una solución al 35% de formol en agua se adicionarían 35 ml de formol 65ml de H2O y el volumen total
sería de 100 ml de solución.
% En volumen de A
VA
X 100
o bien
V B + VA
% En volumen de A
ml de soluto
ml de soluto + ml de solvente
X 100
(El volumen puede estar en cualquier unidad de este).
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ACTIVIDAD:
Calcula las cantidades necesarias de soluto y solvente para preparar 100 ml o 100 g de las siguientes soluciones, según
corresponda al % en volumen o en masa.
1) 3% en volumen de CH3-CH2-OH en H2O.
2) 13% en masa de CaSO4 EN H2O.
3) 14% en masa de K2Cr 2O7 EN H2O
4) 2.5% en volumen de CH3-CO-CH3 en H20
5) ¿Cuantos gramos de una solución al 7% de KNO3 se necesitan evaporar para tener 3.2 g de la sal?
B).-CONCENTRACIONES EN UNIDADES QUÍMICAS.
a).-MOLARIDAD
b).-MOLALIDAD
c) NORMALIDAD
d).- PARTES POR MILLÓN
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a) MOLARIDAD: la concentración molar se refiere al número de moles de soluto contenidos en un litro de solución. Se
representa con una M.
El soluto puede estar en cualquiera de los 3 estados físicos, para prepararlas se necesitan matraces especiales denominados
volumétricos.
La siguiente expresión sirve para determinar dicha concentración:
M
Número de moles
y dado que n
Litro de solución
gramos de la sustancia
masa molecular de la sustancia
Podemos decir que también:
M
g /MM
Litro (solución)
y ordenando términos tendríamos:
M
g
MM Litro
Ejemplo: una solución 0.5 molar de HCl contiene 36.5g / 2 =18.25 g de HCl por litro de solución, una solución 1 molar contiene
36.5 g de HCl por litro de solución.
Resuelve los siguientes problemas:
1.-Calcula la cantidad de soluto necesaria para preparar 1/2 litro de una solución 0.5 molar de BaCl2.
2.- Calcula la molaridad de una solución que contiene 16g de metanol (CH3OH) en 200ml de solución.
3.-Calcula la molaridad de una solución que contiene 32 g de H2SO4 en 1/4 de litro de solución.
4.- ¿Qué peso de sulfato de amonio (NH4)2SO4 se necesita para preparar 400ml de una solución 0.4 molar?
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B) MOLALIDAD. – Se define como el número de moles de soluto por kg de solvente. Se representa por una m.
m=
número de moles de soluto
Masa molecular del soluto
Dado que
n= gramos de sustancia o Kg de solvente
Tenemos entonces:
m=
g / MM
ordenando términos tendríamos:
m
g
Kg. de solvente
1– ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 20 gr del azúcar sacarosa C12 H22 O11 disueltas en 125 gr de H2O?
2.- Una disolución de alcohol etílico (CH3CH2OH ) en agua es de 1.54 m, ¿Cuántos gramos de alcohol están disueltos en 2 500g de
agua?
C) NORMALIDAD. – Se designa por N, es el número de equivalentes-gramo del soluto contenidos en un litro de solución.
N = no. de equivalentes-gramo
Litro de solución
Para calcular el número de equivalentes-gramo se dividen los gramos de la sustancia entre el peso equivalente de la misma.
Por ello, la fórmula anterior quedará:
N = gramos / equivalente-gramo
Litro de solución
El equivalente-gramo o equivalente químico se obtiene de la siguiente manera:
1).-Para un ÁCIDO, el peso equivalente es el peso molecular dividido entre el número de hidrógenos proporcionados
por la molécula.
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2).-El peso equivalente de una BASE es la fracción del peso molecular que contiene o puede proporcionar un (OH)1-.
3).-El peso equivalente de un AGENTE OXIDANTE O REDUCTOR para una reacción particular es igual a su peso formula
dividido entre el número total de ganados o perdidos cuando ocurre la fracción de esa molécula. Un agente oxidante o reductor
dado puede tener más de un peso equivalente, dependiendo de la reacción para la que se utilice.
4).-El equivalente químico para una SAL se obtiene dividiendo la masa molecular entre el no. de cargas positivas.
Determina el equivalente químico de:
a) FeCl2 =127/2=63.5
b) HCl
=36.5/2=36.5
c) NaOH =40/1=40
Para simplificar el cálculo podemos emplear la siguiente fórmula: NO INDICA LA FÓRMULA
Donde el valor de H* cambia de acuerdo a la naturaleza del soluto:
ÁCIDO
BASE
Número de H*
Número de (OH)-1
Calcula la normalidad de cada una de las soluciones siguientes:
AGENTE
OXIDANTE O
REDUCTOR
Número de
electrones
ganados o
perdidos
SAL
Número de cargas
positivas totales
del catión
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a) 7.88 g de HNO3 disueltos para formar 1l. de solución.
b) 26.5 g de Na2CO3 en l de solución.
c) ¿Qué peso de tiosulfato de sodio penta-hidratado se necesita para preparar una solución 2 normal?.
d) Determina el peso de permanganato de potasio, KMnO4 que se necesita para preparar una solución 0.8 N teniendo en cuenta
que el soluto actúa como oxidante de la siguiente manera:
e) El ácido de una batería ordinaria para automóvil es 5 molar ¿Cuántos gramos de H2SO4 hay en 500ml de esa solución?
f) Determina el peso de KMnO4 necesario para preparar 80 ml de una solución 1.8 N teniendo en cuenta que el KMnO4 actúa
como oxidante según la semi-reacción:
PROBLEMAS:
1. ¿Cuantos gramos de soluto se necesitan para preparar 375 ml de una solución 1/5 N de LiOH?
2. ¿Qué cantidad se necesitan de H3PO4 para preparar ½ litro de una solución 1N?
3. Él ácido sulfúrico es uno de los productos comerciales más versátiles, con aplicaciones en productos industriales tales como
agro químicos, detergentes y explosivos. Dos de los usos más conocidos son los líquidos limpiadores para desagües y en
las baterías electrolíticas para automóviles.
4. Calcular la molaridad de una solución que contenga:
A).- 0.65 moles de glucosa (C6H12O6 ) en 250 g de agua.
B).- 18 g de glucosa en 200 ml de H2O.
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PARTES POR MILLÓN
Este tipo de concentración se simboliza como ppm y en el caso de soluciones e refiere a las partes de la masa de soluto por 1
000 000 de partes de masa de solución, (miligramos de soluto por Litro de solución, suponiendo que la densidad de la muestra
muy diluida es de 1.00 g/ ml= 1 000 mg/ml).
Partes por millón (ppm) =
Masa de soluto (mg)
Masa de solución (L)
Ejemplo:
1.-Una muestra de 825 ml de agua contiene 3.5 mg de iones fluoruro (F-). Calcula las partes por millón de ión fluoruro en la
muestra.
ppm de ión F- = 4.2 ppm
2.-Calcula la concentración, en ppm de de una disolución que contiene 2.5 mg de iones de calcio en 400 ml de solución.
ppm de Ca2+
2.5 mg de Ca2+
X 1 000 000 = 6.25 ppm de Ca2+
400 000 mg
3.-Calcula las ppm de una solución acuosa que contiene 355 mg de iones sodio (Na+) en 750 ml de una muestra de agua.
(Suponga que la densidad de la muestra muy diluida es de 1 g / ml).
RESPUESTA= 473 ppm DE Na+
4.-Calcula los miligramos de ión fluoruro (F-) en 1.25 litros de una muestra de agua que tiene 4 ppm de ese ión.
RESPUESTA= 5 mg DE F-.
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Constantes molales de elevación del punto de ebullición y descenso del punto de
congelación
Disolvente
P. de ebull.(ºC)
Ke
Punto de congel. (ºC)
Ke
Ácido Acético
118.1
+3.07
16.6
-3.90
Benceno
80.1
+2.53
5.5
-5.12
Alcanfor
----
----
179.0
-39.7
Tetracloruro de
Carbono
Cloroformo
76.8
+5.02
-22.8
-29.8
61.2
+3.63
-63.5
-4.68
Alcohol Etílico
78.4
+1.22
-114.6
-1.99
Naftaleno
----
----
80.2
-6.80
Agua
100
+0.512
0.0
-1.86
Acetona
55.95
+1.71
----
----
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
Las propiedades coligativas son aquellas que dependen solo de la cantidad de partículas de soluto que están presentes en la
solución y no de la identidad real de esas partículas.
Los tipos de solutos referidos son solutos no iónicos y no volátiles que se encuentren en la solución.
De acuerdo a la teoría cinética molecular, las partículas de un líquido están en constante movimiento y la evaporación de los
líquidos se efectúa por el escape de las partículas de la superficie del líquido. El gas que se forma por la evaporación de un
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líquido se llama vapor y el vapor como cualquier gas, ejerce una presión debida al movimiento de las partículas. La presión de
vapor depende de la naturaleza del líquido y aumenta al aumentar la temperatura, por el aumento de agitación de las partículas.
La presión de vapor del agua a 25 ºC es de 23.8 mm de Hg, pero si al agua se le agrega un soluto no volátil, como el azúcar,
se observa que disminuye la presión de vapor. Cuando mayor sea la concentración del azúcar, mayor es la disminución de la
presión de vapor de la solución. Se ha observado que los solutos no volátiles producen este efecto sobre la presión de vapor de
todos los disolventes.
DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE LAS SOLUCIONES DE SOLUTOS NO VOLÁTILES.
Estas observaciones se han generalizado en la ley de Raoult que se puede expresar así:
“ El descenso de la presión de vapor de un disolvente, producido por un soluto no volátil en una solución diluida, es
proporcional a la cantidad del soluto en la solución”.
La teoría de la estructura de los líquidos proporciona una interpretación razonable: para que las moléculas del disolvente
ejerzan presión, deben escapar de la superficie del líquido, pero la presencia de un soluto reduce la concentración de las
moléculas del disolvente y en consecuencia disminuye la presión de vapor. Por esa misma razón es de esperarse que el efecto
sea más notable al aumentar la concentración de la sustancia y de hecho así se ha observado experimentalmente.
La disminución de la presión de vapor ocasionada por un soluto no volátil, en la solución diluida, es proporcional a la
concentración molal del soluto, cualquiera que sea la naturaleza de éste.
Así por ejemplo una concentración 0.1 molal de glicerina tiene el mismo efecto que una concentración 0.1 molal de
azúcar. El efecto depende de la concentración de las partículas y no de la naturaleza de éstas.
Hay otras propiedades similares a lo que ocurre con la presión de vapor, o sea que su monto (cantidad) no depende de la
sustancia, sino de su concentración molal; esas propiedades se llaman propiedades coligativas.
Otras propiedades coligativas, además de la DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR son:
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EBULLOSCOPÍA.
CRIOSCOPÍA.
PRESIÓN OSMÓTICA.
EBULLOSCOPÍA.-Es la propiedad coligativa que consiste en el aumento del punto de ebullición de una solución, respecto al
punto de ebullición del disolvente puro.
CRIOSCOPÍA.-Consiste en la disminución del punto de congelación de una solución, respecto al punto de congelación del
disolvente puro.
PRESIÓN OSMÓTICA.
Para poder entenderla, es necesario entender algunos conceptos como:
Una membrana como el celofán o el pergamino que permiten a algunas moléculas o iones (pero no a todos), pasar a través de
ellas, se les llama membranas semipermeables.
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La figura muestra una membrana semipermeable al agua pero no a la sacarosa (azúcar de caña) cuando se coloca entre agua
pura y una solución de azúcar.
Las moléculas
éculas de agua, pero no las de azúcar pueden atravesar la membrana en cualquier dirección, pero existen más
moléculas de agua por unidad de volumen en el lado izquierdo (el lado que contiene agua pura) que en el derecho. Por
consiguiente la velocidad de paso a través de la membrana de izquierda a derecha excede la velocidad en la dirección opuesta.
Como resultado, el número de moléculas de agua sobre la derecha aumenta, la solución de azúcar se hace más diluida y la
altura de la solución en el brazo derecho
cho del tubo en U aumenta. Este proceso se llama ósmosis.
La diferencia en altura entre los niveles de los líquidos en los dos brazos del tubo en U, provoca una diferencia en presión a
ambos lados de la membrana, esta presión se llama presión osmótica.
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La presión osmótica, por lo tanto es la presión requerida para detener el flujo total del disolvente a través de una
membrana semipermeable.
π = MRT
dado que M
no. de moles_______
Litro de solución
Tenemos π =
nRT________________
Litro de solución
Y sabemos que n = _____gramos______
Masa Molecular
Por lo que π = ____________________gRT______________________
(Masa Molecular ) ( Litro de solución)
1.-Una solución que contiene 9.3 g de hemoglobina por 200 ml de solución tiene una π de 0.171 atm a 27 ºC, ¿Cuál es el peso
molecular de la hemoglobina?
RESPUESTA: 6 689.5 g/ mol.
2.-Una solución acuosa que contiene 0.157 g de penicilina G en 100 ml de solución tiene una presión osmótica de 0.115 atm a
25 ºC. ¿Cuál es el peso molecular de la Penicilina G?
RESPUESTA: 333.6 g / MOL
3.-Una solución acuosa que contiene 500 g de azúcar en 250 ml de una solución tiene una π de 0.272 atm a 25 ºC. ¿Cuál es el
peso molecular el azúcar?
RESPUESTA: 179.68 g/ MOL
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Bloque 3 : EQUILIBRIO QUÍMICO
Velocidad de Reacción y Factores que la Afectan
La velocidad de reacción es la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o un reactivo al
transcurrir el tiempo. La velocidad de reacción depende de varios factores, entre los cuales están:
1.- Estado físico de los reactivos (naturaleza de los reactivos)
La naturaleza de los reactivos involucrados en una reacción química determina la velocidad d
de esta.
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución.
En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor
cuanto mayor es el estado de división.
2.- Concentración de los reactivos
La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número
de choques entre ellos.
3.- Temperatura
Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinétic
cinética
a de las moléculas, lo que hace que
sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.
4.- Catalizadores
Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada
reacción, y por lo tanto varían la velocidad de reacción.
Los
s catalizadores negativos o inhibidores aumentan este límite de energía
mínima. Es decir aumentan el requerimiento de energía. Al aumentar este
límite de energía necesario, será más dificultoso llegar a la energía
requerida, por lo tanto, se retarda.
Los catalizadores
atalizadores positivos o aceleradores disminuyen este límite de energía
mínima. O sea, disminuyen el requerimiento de energía. Al disminuir este
límite de energía necesario, será más fácil llegar a la energía requerida, por
lo tanto, la reacción se acelera.
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Cinética Química
La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones químicas y de los mecanismos mediante los
que tienen lugar. La cinética química introduce el variable “tiempo” en el estudio de las reacciones químicas y
estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos.
Energía de Activación
Se llama energía de activación a la energía mínima que se requiere para iniciar una reacción química.
De acuerdo con la teoría de las colisiones, esta energía proviene de la energía cinética de las moléculas en colisión.
Cuando chocan, la energía cinética de las moléculas se puede usar para alargar, doblar y finalmente romper los
enlaces químicos, lo que conduce a reacciones químicas. Si las moléculas se mueven con demasiada lentitud, con
excesivamente poca energía cinética, tan solo rebotan entre sí sin cambiar.
Para que reaccionen, las moléculas en colisión deben tener una energía cinética total de magnitud igual o mayor
que un cierto valor mínimo.
La llama del cerillo o piloto, facilita que se rompan los enlaces de las moléculas de los reactivos, podemos pensar
que los enlaces en frio del gas combustible son tan duros que difícilmente se rompen. La energía de la flama los
ablanda de tal manera que, ante las moléculas, también blandas del oxígeno, terminan de romperse para unirse a
otros átomos y formar nuevas moléculas (productos CO2 y H2O).
Primera Ley de la Termodinámica
Esta ley establece que:
“La energía total de un sistema aislado es constante, es decir, la suma de las energías cinética y potencial permanece
constante, aun cuando una de las dos puede aumentar o disminuir a expensas de la otra”.
En otras palabras, este enunciado conocido como la ley de la conservación de la energía dice que la energía no
puede ser creada ni destruida, sino solo es susceptible de ser transformada.
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Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas (Reacciones Térmicas)
Reacciones exotérmicas, son las reacciones que liberan energía calorífica, y su calor de reacción es negativo por
ser su contenido energético mayor en los reactantes que en los productos. Se observa un aumento en la
temperatura que se percibe al tocar el recipiente y sentir un calentamiento.
En la vida cotidiana las reacciones exotérmicas son muy comunes, ejemplo, la reacción de combustión entre el gas y
el oxígeno en el boiler para calentar el agua para bañarse o en la estufa para cocinar.
Reacciones endotérmicas, son aquellas que para verificarse deben adsorber energía calorífica y su calor de
reacción es positivo, ya que los productos tienen mayor contenido energético que los reactantes.
La fotosíntesis es un ejemplo claro de un proceso que requiere energía. Una planta colocada en la oscuridad no
convierte el CO2 del medio en O2. En cuanto la planta recibe luz reinicia el proceso. En un amplio sentido podemos
considerar la fotosíntesis como una reacción endotérmica.
A temperatura ambiente algunas reacciones endotérmicas toman calor del medio, suficiente para producir una
disminución de temperatura observable, la reacción se siente fría al tacto.
Energía Libre de Gibbs
Es aquella energía útil del sistema a presión constante, que puede transformarse en trabajo
Por definición: ∆G = ∆H - T∆S
Esta es la ecuación de Gibbs, que nos proporciona un criterio de espontaneidad o no espontaneidad de los procesos.
Los procesos espontáneos son aquellos que suceden sin tener que realizar un trabajo.
Los procesos no espontáneos, son aquellos que para que sucedan, es necesario realizar un trabajo.
Si ∆G es negativo, la reacción es espontanea en el sentido directo.
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Si ∆G es cero, la reacción está en equilibrio.
Si ∆G es positivo, la reacción en el sentido directo no es espontánea; se debe aplicar trabajo desde los alrededores
para hacer que ocurra, un cambio, la reacción inversa es espontánea
Entalpía y Entropía
Entalpía (H).- Cuando interesa medir el calor que se libera o absorbe durante un proceso, ello acostumbra hacerse
a presión constante, dado que es la situación ordinaria en el laboratorio. De acuerdo con la primera ley de la
termodinámica, el calor que entra a un sistema o sale de él a presión constante, debe cumplir con la igualdad
Qp = (Ufinal – Uinicial ) – W
Podemos observar que el calor que entra o sale durante un proceso no solo produce un cambio en la energía
interna, sino que también se emplea para realizar trabajo. Por esta razón, se acostumbra definir una nueva
cantidad termodinámica, La entalpía, H, que toma en cuenta que en el proceso hay otro destino para el calor: La
realización de trabajo.
Por lo que podemos interpretar la entalpía como el calor que se absorbe o se libera cuando los reactivos se
convierten en productos.
Entropía (S).- Se denomina así al desorden de un sistema. Considerando el grado de ordenamiento de las
moléculas, resulta entonces evidente que, a una temperatura dada, los sólidos tienen relativamente poca entropía,
pues son sistemas bastante ordenados. Los líquidos presentan una entropía mayor que los sólidos pero menor que
los gases, los cuales representan el estado más desordenado de la materia.
Ley de Hess
Esta ley establece que “El calor liberado o absorbido en cualquier cambio químico es igual si se realiza en un solo
paso que si se realiza en varios y solo depende de los estados inicial y final”
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Equilibrio Químico y Factores que lo afectan
Hasta ahora hemos considerado principalmente reacciones irreversibles. Una reacción irreversible es una reacción
química en la cual uno o más reactivos forman uno o más productos, pero los productos no pueden reaccionar para
formar los reactivos. Una reacción irreversible se detiene cuando uno de los reactivos se usa por completo. Por
ejemplo, cuando un huevo crudo es cocido y se ha convertido en huevo duro, o cuando los ingredientes se mezclan
y se hornean para hacer un pastel, ha ocurrido una reacción irreversible. No es posible deshervir el huevo o
deshornear el pastel.
Pero muchas reacciones son reversibles. Una reacción reversible, es una reacción química en la cual los productos,
una vez que están formados, pueden reaccionar para producir los reactivos originales. Se puede representar el caso
general de una reacción reversible de la siguiente manera:
A+B
C+D
Donde A y B son los reactivos originales, y C y D son los productos formados y la doble flecha nos indica que la
reacción es reversible. La reacción no llega a la terminación, ya que los productos C y D reaccionan para formar los
reactivos A y B al mismo tiempo que A y B reaccionan para formar C y D.
Sin embargo, el sistema obtiene a la larga una condición de equilibrio.
Algunos procesos químicos reversibles alcanzan un estado de equilibrio cuando se efectúan en un sistema cerrado a
temperatura constante.
Se conoce como sistema cerrado a aquel que no intercambia masa con sus alrededores, aunque pueda liberar
energía, generalmente en forma de calor o de trabajo. Por ejemplo, el agua líquida está en equilibrio con su vapor
cuando la velocidad a la que se evapora es igual a la velocidad de condensación del vapor al estado líquido.
En un equilibrio químico, se forman productos y reactivos, así que un equilibrio químico es un equilibrio dinámico.
Sin embargo, equilibrio no significa que estén presentes cantidades iguales de productos y reactivos, únicamente
que se están formando a velocidades iguales.
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Un estado de equilibrio se define como la condición de un sistema donde la velocidad de los procesos opuestos es
igual. El equilibrio químico de un sistema determinado puede representarse mediante la siguiente gráfica:
A +B
C+ D
La velocidad de la reacción directa
(comienza rápido pero disminuye
conforme alcanza el equilibrio)
Equilibrio (las reacciones directa e inversa ocurren a la misma velocidad)
C+D
A+ B
La velocidad de la reacción inversa (comienza
muy lentamente pero aumenta conforme se
acerca al equilibrio)
FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
Experimentalmente se ha observado que los principales factores que afectan el equilibrio químico son; la presión, la
temperatura y la concentración.
La presión.- Si se aumenta la presión sobre un sistema compuesto por moléculas de gas, el equilibrio se desplaza
en la dirección que produce el número más pequeño de moléculas de gas. Por el contrario si se disminuye la presión
sobre un sistema compuesto por moléculas de gas, el equilibrio se desplaza en la dirección que produce el mayor
número de moléculas de gas.
4HCl(g) + O2(g)
N2
(g)
+ 3H2 (g)
2H2O(g) + 2Cl2 (g)
2NH3 (g)
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La temperatura.- Cuando la temperatura de un sistema en equilibrio se eleva, se agrega calor al sistema. El
equilibrio se desplaza entonces en la dirección que absorbe el calor agregado, a fin de aliviar el esfuerzo causado por
el calor.
Para las reacciones endotérmicas, un aumento en la temperatura (calor) favorece la reacción directa. Para las
reacciones exotérmicas, un aumento en la temperatura favorece la reacción inversa
La concentración.- De acuerdo con el principio de Le Chatelier, al aumentar la concentración de uno de los
productos, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Es decir el sistema actúa para aliviar el exceso de producto al
consumirlo para formar más reactivo. En el nuevo punto de equilibrio, las concentraciones de los reactivos son más
altas y las concentraciones de los productos son más bajas que al comienzo de la reacción. Y si la concentración de
los reactivos se aumenta se desplaza ría el equilibrio hacia la derecha.
Ley de acción de masas
Establece que “A temperatura constante, la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las
concentraciones molares de los reactivos”.
Principio de “LE CHATELIER”
“Cuando una reacción en equilibrio sufre un cambio de condiciones, las proporciones de los productos y los reactivos
se ajustan de tal forma que el efecto del cambio se minimiza”
Constante de Equilibrio
Es la relación que se establece entre la constante de la velocidad de reacción a la derecha y la constante de la
velocidad de reacción a la izquierda, para un sistema determinado en equilibrio.
La constante de equilibrio de una reacción química, indica en qué grado los reactivos se transforman en
productos, una vez alcanzado el equilibrio.
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Si consideramos una reacción general en la que a moles del compuesto A, reaccionan en forma estequiométrica con
b moles de B para dar c moles de C y d moles de D.
aA + Bb
cC + dD
La constante de equilibrio de esta reacción se define:
Cuando:
Ke >> 1 En el equilibrio, los productos son más abundantes que los reactivos
Ke << 1 En el equilibrio, los reactivos son más abundantes que los productos.
Si Ke ≈ 1 En el equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos son similares.
Ejercicios:
Determina la expresión de equilibrio para las siguientes reacciones:
1° Para la reacción:
N2 + 3H2
2NH3
2° Para la reacción:
SO2 + NO2
SO3 + NO
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3° Para la reacción
2SO2 + O2
2SO3
Ejemplo:
1. Se hizo reaccionar una mezcla de hidrógeno y yodo a 445°C. cuando se estableció el equilibrio se encontraron
las siguientes
guientes concentraciones de las sustancias participantes:
H2 = 0.20mol/litro I2 = 0.20mol/litro HI = 1.6mol/litro
Calcular el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura
1º La reacción
H2
2º establecer la constante de equilibrio
3º realizar los cálculos
+
I2
2HI
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BLOQUE IV: PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
Una de las propiedades del agua es su capacidad para ionizarse
Fórmula
Parámetros
La constante del producto
iónico del agua (a 25 °C) a se
expresa como:
+
-
Kw = [H ] [OH ] = 1.0 x10
-14
Ejemplos
La constante es aplicable
además del agua pura, a
cualquier disolución acuosa,
teniendo los siguientes
parámetros:
1. Una disolución es neutra
+
cuando: [H ] = [OH ]
2. Una disolución es ácida
+
cuando: [H ] >[OH ]
3. Una disolución es básica
+
cuando: [OH ] >[H ]
Ejemplo
neutra.
de
una
disolución
+
Calcule los valores de [H ] y
[OH ] en una disolución neutra a
25 °C
+
-
-14
Ejemplo de una disolución
ácida.
+
Calcule la concentración de H
en una disolución donde [OH ]
-9
es 1.8 x10 M a 25 °C
+
[H ] [OH ] = 1.0 x10
-14
(x) (x) = 1.0 x10
2
-14
x = 1.0 x 0
-7
x = 1.0 x10 M
+
-7
[H ] = .0 x10
-7
[OH ] = 1.0 x10
-
-14
Ejemplo
básica
de
una
disolución
+
Calcule la concentración de H
en una disolución donde [OH ]
es 0.010 M a 25 °C
+
-
-14
[H ] [OH ] = 1.0 x 10
+
-14
[H ] = 1.0 x 10 / [OH ]
+
-14
-9
[H ] = 1.0 x 10 / 1.8 x10 M
+
-6
[H ] = 5.0 x 10 M
[H ] [OH ] = 1.0 x 10
+
-14
[H ] = 1.0 x 10 / [OH ]
+
-14
[H ] = 1.0 x 10 / 0.010 M
+
-12
[H ] = 1.0 x 10 M
Esta disolución es
+
porque [H ] > [OH ]
Esta disolución es
+
porque [OH ] > [H ]
ácida
básica
La disolución es neutra porque
+
[H ] = [OH ]
ELECTROLITOS FUERTES Y ELECTROLITOS DÉBILES
Se denomina electrolito a la sustancia que en disolución conduce la corriente eléctrica
Para clasificar una sustancia como electrolito fuerte o electrolito débil, simplemente se revisa si la sustancia es iónica y el grado de
disociación que presenta
Electrolitos fuertes: Sustancias Iónicas que se ionizan
completamente en solución
Ácidos
Clorhídrico HCl
Bromhídrico HBr
Yodhídrico HI
Bases
Hidróxidos del grupo IA
de Litio LiOH
de Sodio NaOH
Sales
Sales haluras como el
Cloruro de sodio NaCl
Nitratos
Electrolitos débiles: No se ionizan completamente en
solución
Ácidos
Fluorhídrico HF
Nitroso HNO2
Hipocloroso HClO
Bases
Amoniaco NH3
Otros
Fenol
H2O pura
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Clórico HClO3
Perclórico HClO4
Nítrico HNO3
Sulfúrico H2SO4
de Potasio KOH
de Rubidio RbOH
de Cesio CsOH
Sulfatos
Cianhídrico HCN
Fórmico HCOOH
Acético CH3-COOH
Cítrico
Hidróxidos de metales
pesados del grupo IIA
de Calcio Ca(OH)2
de Estroncio Sr(OH)2
de Bario (Ba(OH)2
ACIDOS Y BASES
ACIDO
Svante August
Arrhenius
Johannes BronstedThomas Lowry
Lewis
BASE
Sustancia que contiene hidrógeno, y en
solución acuosa, es capaz de liberar
iones hidrogeno ( H+)
Sustancia capaz de donar un protón
(H+) a cualquier otra sustancia
Sustancia que contiene el grupo –OH
y en solución acuosa libera iones
hidróxido (OH-)
Sustancia capaz de aceptar un protón
(H+) de otra sustancia
Sustancia o especie química capaz de
aceptar un par de electrones
Sustancia o especie química capaz de
donar un par de electrones
EJEMPLO
H2S(ac) + 2H2O(l)
Al(OH)3(ac)
HNO3(ac)
2H3O(ac) + S-2(ac)
Al3+(ac) + 3OH(ac)
H+(ac) + NO3(ac)
NH3(g) + H(ac)
NH4(ac)
BF3 , AlCl3, SnCl4, Cu+2
H3O+(ac) + :NH3(g)
H2O(l) H:NH3+(ac)
ESCALA DE pH
Escala ideada por Arrhenius para indicar la concentración molar de iones hidrógeno [H+], sus valores van de 0 a 14, por ser una escala
logarítmica, los valores pequeños (menores de 7) indican un mayor cantidad de iones H+ que de OH-, por lo tanto el medio es ácido, en
cambio una pequeña cantidad de iones H+, resultan con un valor de pH mayor de 7, en este caso el medio es alcalino ya que la cantidad de
iones OH- será mayor. Cuando el pH es igual a 7 las concentraciones de iones H+ y de OH-, son igual, entonces el medio es neutro (pH=7 y
pOH=7).
pH= -log [H+]
pOH= -log [OH-]
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Ejemplos:
1.- ¿Cuál es el pH de una solución 0.5 molar de HCl? Como el HCl es un ácido fuerte la [H+] es 0.5 M, de modo que utilizando la fórmula
quedaría:
pH= -log [H+]
pH= -log [0.5]= 0.3
pH= 0.3
2.- Determina la concentración de iones hidrógeno ( [H+] ) de una solución que tiene un pH= 7.3. De la fórmula de pH debemos
despejar [H+], quedando:
[H+] = antilog –pH
[H+] = antilog -7.3 = 5 X 10-8
3.- Calcula el pOH de una solución, cuya [H+] es 1X10-3 M.
[OH-]= 1 X 10 -14/1X10-3
[OH-]
1x10-14
1x10-13
1x10-12
1x10-12
1x10-10
1x10-9
1x10-8
1x10-7
1x10-6
1x10-5
1x10-4
1x10-3
1x10-2
1x10-1
1x10 0
pOH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
[OH-]=1 X 10 -11
[H+]
1x10 0
1x10-1
1x10-2
1x10-3
1x10-4
1x10-5
1x10-6
1x10-7
1x10-8
1x10-9
1x10-10
1x10-11
1x10-12
1x10-13
1x10-14
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
[H+] = 5 X 10-8 M
Si ([H+])([OH-]) = 1 X 10 -14
pOH= -log [OH-]
pOH= -log [1x10-11]
[OH-]= 1 X 10 -14/[H+]
pOH= 11
De acuerdo con el cuadro podemos concluir lo siguiente:
Ácidos
fuertes
Ácidos
débiles
Solución neutra
Bases
débiles
Bases
fuertes
Al multiplicar, en cualquier renglón, [OH-] con [H+] el
resultado es 1X10 -14 (Kw)
Al sumar, en cualquier renglón, pOH con pH el resultado es
14
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EJERCICIOS: complete el siguiente cuadro.
[OH-]
pOH
[H+]
pH
3.9 X 10-8 M
4.67
6.59
6.45 X 10-11 M
3.85
9.36 X 10-5 M
12.05
7.21 X 10-2 M
Medio ácido o básico