webconference ii

WEBCONFERENCE II
Química inorgánica
Universidad Nacional Abierta y a Distancia
1-Octubre-2015
I. GENERALIDADES
Termodinámica química
La termodinámica química nos permite conocer las transformaciones energéticas de un sistema
reaccionante y su posibilidad de ocurrencia.
 Sistema abierto: Intercambio de materia y de energía.
 Sistema cerrado: Intercambio de energía, pero no de materia.
 Sistema aislado: No se producen intercambios de materia y de energía.
Algunos conceptos importantes en termodinámica
química
 Energía: Existen múltiples definiciones, las cuales dependen del área de estudio específica.

Energía eléctrica

Energía potencial

Energía cinética

Energía química
 Entalpía: Energía que un sistema puede intercambiar con sus alrededores (cambio de fase,
energía absorbida o liberada por una reacción, movimiento de fluidos)
 Entropía: Asociada al desorden que se presenta a nivel molecular por el aumento o
disminución en la temperatura o presión. Dirección de los procesos. El valor de la entropía
positivo indica que el sistema al final se encuentra mas desordenado que el inicial.
 Energía libre de Gibbs: Es un potencial termodinámico que indica si un proceso ocurre de forma
espontánea o no.
ΔG=ΔH-TΔS
ΔG>0: No ocurre de forma espontánea
ΔG=0: Esta en equilibrio
ΔG<0: Ocurre de forma espontánea.
 Entalpía de formación: La entalpía de formación es un tipo concreto de entalpía de reacción,
para condiciones de a 25ºC y a 1 atm, que son las condiciones estándar en termoquímica. Es la
variación de entalpía cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos en estado
normal.
ΔHrxn= Σn*Hfproductos- Σ n*Hfreactivos
Fuente. http://bilbo.chm.uri.edu/CHM112/tables/thermtable.htm
Ácidos y bases
Definición de ácido: Un ácido es una sustancia que tiene la capacidad de donar protones.
 Ácido fuerte: Electrólitos fuertes y se ionizan completamente en agua. La mayoría son ácidos inorgánicos
de origen mineral.
 Ácido débil: Disociación parcial en agua. La mayoría son ácidos débiles son orgánicos.
Definición de base: Sustancia con capacidad de aceptar protones.
 Base fuerte: Se le llama base fuerte a aquella que se disocia de forma completa cuando se disuelve en agua,
aportando la máxima cantidad de iones OH- posibles, en condiciones de temperatura y presión constantes.
 Base débil: Como los ácidos, no todas las bases se disocian totalmente o reaccionan totalmente. Solamente una
fracción de las moléculas reacciona y forman un equilibrio. Las bases débiles reaccionan con agua quitándole los
protones, de tal modo forman sus ácidos conjugados y iones OH−
𝑵𝑯𝟑(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐 𝑶(𝒍) ↔ 𝑵𝑯+
+
𝑶𝑯
(𝒂𝒄)
𝟒 𝒂𝒄
Sistemas amortiguadores
 Los sistemas amortiguadores o buffer son aquellos capaces de soportar la adición de una
determinada cantidad de ácido o de base sin alterar su pH.
 Una solución buffer se puede preparar a partir de un ácido y su correspondiente sal o desde una
base y correspondiente sal (depende del pH deseado de la solución).
 La expresión matemática que permite describir de forma adecuada este proceso de ionización de
ácidos y bases es la ecuación de Henderson Hasselbach.
Ácido/Base
Sal
pH
pKa
KH2PO4
KHPO4
7
7,21
CH3COOH
CH3COONa
4-5
4,75
NaHCO3
Na2CO3
10
10,32
Ejemplos de sistemas amortiguadores
Producto de solubilidad
 Se establece un equilibrio entre la velocidad de disolución de los iones de la sal y la velocidad de
recombinación para generar el sólido.
 El valor de la constante de solubilidad queda expresada en función de la concentración de los
iones disociados.
−
𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔) ↔ 𝑨𝒈+
(𝒂𝒄) + 𝑪𝒍(𝒂𝒄)
 Criterios de solubilidad
Q<KPS; Insaturado
Q=KPS; Saturado
Q>KPS; Sobresaturado, formación de precipitado
Unidades de concentración
 Solución: Existen tres clasificaciones para las
soluciones, atendiendo a la cantidad de soluto
disuelto. Como la solubilidad de las sustancias varía
con la temperatura, estas clasificaciones se asumen
para una temperatura constante.
 Solución No Saturada
 Solución Saturada
 Solución Sobresaturada
 Soluto: Soluto es la sustancia que, por lo general, se
encuentra en menor cantidad y que se disuelve en la
mezcla.
 Solvente: Es la sustancia que suele aparecer en
mayor cantidad y donde se disuelve el soluto.
Mezcla
Unidades de concentración
Sólido-líquido
Partes por millón relación
masa/volumen-masa/masa (ppmm),
mg/L, Normalidad (N), Molaridad
(N), Porcentaje en peso (%p)
Líquido-líquido
Normalidad (N), Molaridad (M),
Porcentaje en volumen (% v)
Líquido-gas
ppm
Gas-gas
Partes por millón volumen/volumen
(ppmv), Fracción molar (X).
II. EJERCICIOS
1.
Se disuelve una muestra de 0,0560 g de ácido acético en la cantidad suficiente de agua para preparar 50 mL de
disolución. Calcule las concentraciones de H+, CH3COO- y CH3COOH en el equilibrio (Ka para el ácido
acético=1,8x10-5)
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− + 𝐻3 𝑂+
Estrategia de solución
 Se hace el cálculo de la concentración del ácido acético en 50 mL de solución
𝑀𝑎𝑐.𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 =
0,0560 𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿
∗
∗
= 0,0187 𝑀
50 𝑚𝐿
60 𝑔
1𝐿
 Planteamiento de la constante de acidez, para la disociación del ácido acético
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− ∗ 𝐻3 𝑂+
𝐾𝑎 =
𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻
 Planteamiento de tabla estequiométrica.
Especie química
CH3COO-
H3O+
CH3COOH
Inicio
-
-
0,0187
Cambio
x
x
-x
Equilibrio
x
x
0,0187-x
 Se reemplazan estos valores en la constante de acidez y se despeja x, para encontrar su valor
𝐾𝑎 =
𝑥 ∗ 𝑥
= 1,8𝑥10−5
0,0187 − 𝑥
𝑥 = 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− = 𝐻3 𝑂+ = 1,5𝑥10−4 𝑀
 𝑥 =, corresponde a la concentración en equilibrio del ion acetato y de hidronios, la concentración en
equilibrio de ácido acético será
0,0187 − 𝑥 = 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 0,0185 𝑀
2. ¿Cuál es el pH de un amortiguador de Na2HPO4 0.1 M/KH2PO4 0.15 M? y calcular la cantidad de hidronios
disociados.
Estrategia de solución
 Identificar entre las dos sustancias el ácido y su respectiva sal. Para este caso KH2PO4 (ácido, porque aporta
la mayor cantidad de iones hidronios) y Na2HPO4 sal o base conjugada del ácido.
 Aplicación de la ecuación de Henderson Hasselbach
 Búsqueda en tablas de la constante pKa.
0,1 𝑀
𝑝𝐻 = 7,21 + 𝑙𝑜𝑔
= 7,03
0,15 𝑀
 De la ecuación de pH se despeja [H+]
𝐻 + = 10−7,39 = 9,33𝑥10−8 𝑀
3. El producto de solubilidad molar del PbBr2 es 8.9x10-6. Determinar la solubilidad de los iones Pb2+ y
de Br- molar en solución de KBr 0.20 M.
𝑃𝑏𝐵𝑟2 ↔ 𝑃𝑏 + 2𝐵𝑟 −
𝐾𝐵𝑟 ↔ 𝐾 + + 𝐵𝑟 −
Estrategia de solución
 Se debe formular una tabla estequiométrica para plantear el producto de solubilidad, en este caso se
identifica la presencia del ion común que es el ion bromuro
Especie química
Pb
Br-
Inicio
-
0,20
Cambio
x
x
Equilibrio
x
0,20+x
 Entonces la constante de solubilidad Kps será:
𝐾𝑃𝑆 = 𝑃𝑏 ∗ 𝐵𝑟
2
= 𝑥 ∗ 0,20 + 𝑥
2
𝑥 = 𝑃𝑏 = 2,22𝑥10−4 𝑀
 Entonces la solubilidad del ion bromuro será:
𝐵𝑟 = 0,2002 𝑀
= 8,9𝑥10−6
3. Estimar la equivalencia en porcentaje másico, de una solución 3 N de K2CrO4, con una densidad de 1,230
g/mL.
Estrategia de solución
 Se debe conocer la correspondencia de cada una de las unidades de las soluciones
 Para este caso normalidad (3 N) es lo mismo que: 3eqsoluto/Lsln, para este caso se toma como base de cálculo
1 L de sln
 Para pasar a porcentaje másico es necesario recordar que esta unidad de concentración corresponde a: %
soluto/sln=msoluto/msln*100
 Se debe estimar cual es la correspondencia de 3 equivalentes de soluto en masa, para ello entonces:
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑁𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 ∗ 𝑃𝑀𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
𝑃𝑀𝑆𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑃𝑀𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 =
𝛼
 Es de recordar que alfa se relaciona directamente con el número de oxidación del metal en la sal
 Se debe calcular la masa de la solución, con el volumen base de cálculo y la densidad
 Se estima el porcentaje másico.
III. BIBLIOGRAFÍA
 Petrucci, Química general, octava edición, editorial Prentice Hall
 Chang, Química general, séptima edición, Mc Graw Hill, 2002.