gestión académica

CÓDIGO: PA-01-01
GESTIÓN ACADÉMICA
VERSIÓN: 2.0
GUÍA DIDÁCTICA 2
¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!
I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO
FECHA: 19-06-2013
PÁGINA: 1 de 11
Nombres y Apellidos del Estudiante:
Grado: 11
Periodo: 1
Docente:
Duración: 10 Horas
Área: Ciencias Naturales y Educación Ambiental
Asignatura: Química
ESTÁNDAR:
 Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas y su
capacidad de cambio químico.
INDICADORES DE DESEMPEÑO:
 Aplica conceptos y teorías acerca de equilibrio químico.
 Resuelve problemas sobre equilibrio químico.
 Aplica conceptos a través de experiencias de laboratorio.
EJE(S) TEMÁTICO(S):
 Equilibrio en soluciones.
MOMENTO DE REFLEXIÓN
“La confianza en sí mismo es el primer secreto del éxito.”
(Ralph Waldo Emerson)
ORIENTACIONES
Lea con interés, los conceptos plasmados en la guía, elabore un glosario de conceptos, desarrolle cada actividad por
tema y periodo de clase estimado. En esta guía se desarrollaran 5 actividades. Sigan las instrucciones planteadas en
cada actividad, en la cual aplicara las competencias básicas, todas las actividades deberán desarrollarse en el cuaderno,
cada actividad durará un tiempo aproximado de dos horas de clase. Además de la asesoría del profesor tenga en cuenta
los ejercicios modelos planteados en cada tema. Los grupos de trabajo de clase serán solo de dos estudiantes. En la
actividad 3 se plantean ejercicios resueltos amanera de ejemplos para resolver los ejercicios propuestos. La práctica de
laboratorio desarrollada tiene como objetivo mejorar la interpretación de los conceptos relacionados con la velocidad
de las reacciones usted deberá elaborar el informe escrito para optar una nota en elaboración de informes escritos.
Tema desarrollado será tema evaluado.
EXPLORACIÓN
SABIAS QUE: La diálisis peritoneal (DP) utiliza una membrana natural -el peritoneo- como filtro. El fluido de
diálisis se introduce en la cavidad peritoneal a través de un pequeño tubo flexible que previamente se implantó en el
abdomen de forma permanente, en una intervención quirúrgica menor. Parte de este tubo, o catéter, permanece fuera
del abdomen. De esta forma puede conectarse a las bolsas de solución de diálisis. El catéter queda oculto bajo la ropa.
Mientras el líquido está en la cavidad peritoneal, se produce la diálisis: el exceso de líquidos y los productos de
desecho pasan desde la sangre, a través de la membrana peritoneal, al fluido de diálisis.
La solución se cambia periódicamente y a este proceso se le
llama "intercambio". Existen dos modalidades de diálisis
peritoneal (Diálisis Peritoneal Continua Ambulatoria y
Diálisis Peritoneal Automatizada).
Al realizar la diálisis peritoneal, en cualquiera de sus
modalidades, es importante hacer los intercambios en un
área limpia y libre de corriente de aire, ya que existe un
riesgo de infección. La peritonitis es la complicación seria
más común. Las infecciones del sitio de salida del catéter o
el "túnel" (trayectoria del peritoneo al sitio de salida) son menos serias pero más frecuentes.
CONCEPTUALIZACIÓN
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EQUILIBRIO QUIMICO

Reacciones Reversibles
Son reacciones en las que los productos pueden reaccionar entre si para originar nuevamente los reactivos
iniciales . existen , no obstante , otras reacciones en las que no es posible volver atrás , para obtener los
elementos que intervinieron inicialmente en la reaccion . En estos casos , se habla de reacciones
IRREVERSIBLES
En general , podemos decir que todas las reacciones son reversibles . Lo que ocurre es que las condiciones
externas,presentes en el momento de la reaccion , determinan que la energia de activacion para uno de los dos
sentidos , sea mucho mas baja que para el opuesto , con lo cual , la velocidad de reaccion de una de las dos
vias se ve favorecida .

Estados De Equilibrio Dinamico
Veamos el siguiente ejemplo de reaccion reversible:
2HgO -----------2Hg + O2
(s)
(1) (g)
El oxido de mercurio (HgO) , por accion del calor , se descompone en mercurio y oxigeno . La reversibilidad
del proceso se hace evidente gracias a los cambios de color de reactivos y productos , pues , el HgO es un
solido de color naranja, que al descomponerse se torna , inicialmente el rojo y luego gris plateado , color
caracteristico del mercurio elemental . cuando el HgO se agota , favorece a la reaccion inversa , con lo cual
los productos reaccionan beneficiando a su vez la reaccion directa que los volvera a originar : Se llega a un
estado de equilibrio cuando la velocidad de formacion de reactivos y productos se iguala . A este equilibrio
se le llama Equilibrio dinamico pues, no implica inquietud o estancamiento , sino por el contrario ,
movimiento continuo en ambos sentidos de la educacion . Las condiciones que se deben cumplir para
alcanzar el quilibrio dependen de cada reaccion.

Ley De Accion De Masas
Cada reaccion en particular presenta su propio estado de equilibrio , caracterizado por una relacion especifica
entre las concentraciones de las diversas sustancias que intervienen en el proceso .
Estas observaciones fueron la base para la formulacion de la ley de accion de masas , la cual se enuncia en los
siguientes terminos : la velocidad de una reaccion quimica es proporcional al producto de las masas activas de
las sustancias reaccionantes . La expresion masas activas hace referencia alas concentraciones de las
sustancias que participan en la reaccion .
Cuando se presenta un estado de equilibrio, la ley de accion de masas relaciona las velocidades en los
sentidos , directo (reactivos a productos) e iverso (productos a reactivos ), como se vera a continuacion .
LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Examinemos la reaccion:
H + I -------------2 HI(g)
2(g)
2(g)
Las expresiones de velocidad para cada direccion son :
V1 = K1 . [H]2. [I]2
V2 = K2 .[HI ]2
Según lo expuesto hasta ahora , en el equilibrio , las dos velocidades son iguales . Es decir:
V1 = V 2
De Donde obtenemos la igualdad: K1 . [H]2. [I]2 =K2 . [ HI]2
Al relacionar las dos constantes de velocidad , se obtiene una nueva constante : la constante de equilibrio Ke
Ke = K = [HI]2
K2 [H2]. [I2]
La constante de equilibrio Ke es caratcteristica de cada reaccion , bajo condiciones de temperatura y presion
especificas y constantes .
En forma general podemos afirmar que para una reaccion cualquiera :
aA(g) + bB(g)
cC(g) + dD(g)
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La constante de equilibrio esta dada por la ecuacion :
Ke = [C]c.[D]d
[A]a. [B]b
En otras palabras , esto significa que el producto de las concentraciones de los productos sobre el producto de las
concentraciones de los reactantes elevados ala potencia indicada por los coeficientes de balanceo es igual ala constante
de equilibrio del sistema de reaccion

Significado De La Constante De Equilibrio
Es un sistema en equilibrio se puede presentar alguna de las siguientes situaciones:
 Ke> 1 : la concentracion de los productos es mayor que la concentracion de los reactivos , de manera
que el cociente [productos]/[reactivos] es mayor ala unidad. Esto significa que la reaccion es farovable
en el sentido de formacion de los producto. Industrialmentese busca que se presente esta situacion, con
el fin se optimizar la produccion de algun compuesto deseado.
 Ke< 1 : la concentracion de los productos es menor que la de los reactivos. En este caso, se presentan
una situacion desfavorable en la formacion de productos, pues predomina la formacion de reactivos.
 Ke= 1 : el valor de la constante de equilibro oscila alrededor de uno. Significa que la prporcion de
reactivos y productos es similar, sin que se favorezca la formacion de ninguno de los dos.
Según esto con una simple mirada al valor de la constante de equilibro aporta informacion cualitativa acerca
de las condiciones en las que se alcanza el equilibro y si en este estado hay predominio de la formacion de
productos o de reactivos.

Calculo De La Constante De Equilibrio
La constante de equilibrio Ke al igual que las constante de velocidad de reaccion, se determina
experimentalmente y es caracteristica para una reaccion dada, a una cierta temperatur. Veamos el siguente
ejemplo.
H2(g) + I2(g)
2HI(g), a 454°C
Ejemplos:
 En el sistema en equilibrio representado por la ecuacion:
2C(s) + O2(g)
2CO(g)
una vez establecido el equilibriose encontro que el valor de Ke = 1,7 . 102. Es decir, Ke> 1, indicando que en
el estado de equlibrio hay predominio de productos, es decir, la reaccion es favorable para obtener CO(g)
CLASES DE EQUILIBRIO QUIMICO
Cuando el equilibrio se establece de manera que todos los compuestos presentes se hallan en una sola fase, por
ejemplo, una mezcla de gases o una solucion liquda, hablamos de equilibrio homogeneo. En este caso, no
existen limites fisicos entre las especies presentes, pues todas se encuentran en el mismo estado de agregacion.
Por el contrario, cuando el equilibrio se presente para mas de una fase, por ejemplo, un solido inmerso en
liquido, se trata de un equilibrio heterogeneo. Por ejemplo:
2C(s) + O2(g)
2CO(g)
Dado que el carbono se presenta en fase solida, al tiempo que el oxigeno y el monoxido de carbono se
encuentran en estado gaseoso, tenemos un equilibrio heterogeneo. Para este sistema, la expresion de la ley de
equilibrio es:
Ke = [CO(g)]2
[C(s)]2 .[O2(g)]
La concentracion de la fraccion solida se mantiene constante, aun si el sistema se desplaza ligeramente del
equilibrio, pues existe una barrera fisica entre las fases solida y gaseosa. Por esta razon, el equilibrio y el valor
de Ke donde exclusivamente de las concentraciones de los compuestos que se hallan en fase esto lleva a la
exclusion del termino [C(S] de la ecuacion, que ouede escribirse ahora simplificada como:
Ke = [C(g)]2
[O2(g)]
Es frecuente hablar tambien de equilibrio molecular cuando un sistema involucra moleculas y de equilibrio en solucion
cuan este tiene lugar en solucion acuosa.
Ejemplo:
Clasifica los siguientes sistemas y expresa Ke para cada sistema en equilibrio:
a) H2 (g) + S (g)
H2S (g), a 1.000°C
b) H2 (g) + S (l)
H2S (g), a 200°C
c) H2 (g) + S (s)
H2S (g), a 100°C
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a) Se trata de un sistema homogeneo, puesto que todas las especies se encuentran en fases gaseosa. La constate
de equilibrio se expresa como:
Ke = [H2S]
[H2] . [S]
b) Se trata de un sistema heterogeneo por que el azufre se encuentra fase liquida mientras que las demas especies
estan en fase gaseosa, por lo tanto, la expresion de equilibrio sera:
Ke = [H2S]
[H2]
c) Se trata de un sistema heterogeneo puesto que el azufre se encuentra en fase solida; la expresion para Ke es:
Ke = [H2S]
[H2]
FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO
De los factores que afectan el equilibrio de una reaccion, solamente altern el punto de equilibrio de dicha reaccion: la
concentracion de las sustancias involucradas en la reaccion, la presion, cuando reactivos y productos son gases y la
temperatura.

Principio De Le Châtelier
A finales del siglo XIX, el quimico frances Henry le Châtelier postulo que cuando en un sistema en equilibrio
se modifica cualquiera de los factores mencionados, se afecta la velocidad de la reaccion y el punto de
equilibrio se desplaza en la direccion que tienda a contrarrestar el efecto primario de dicha alteracion.

Efecto De La Concentracion
Según la ley de accion de masas, la velocidad de una reaccion aumenta proporcionalmente con el aumento de
la concentracion de sus reactivos . Asi, para el sistema en equilibrio:
H2(g) + I2(g)
2HI(g)
La adicion de mas hidrogeno, promevera la reaccion directa con el fin de contrarestar el exceso de H2 presente.
En otras palabras, el equilibrio se desplazara en la direccion de formacion de los productos, para consumir el
hidrogeno adicionado. El resultado final es un aumento en la concenntracion de HI, proporcional a una
disminucion en la concentracion de I2.
De igual manera, cuando se disminuye la concentracion de uno de los reactivos, el sistema se reajustara
reponiendo lo que se perdio, desplazando el equilibrio hacia la direccion que produzca la especie faltante.
Debe quedar claro que un cambio en las concentracionesde cualquiera de los compuestos presentes, afectan las
concentraciones en el estado de equilibrio, mas no la constante, Ke.

Efecto De La Temperatura
La constante de equilibrio para una reaccion seda para uan determinada temperatura, de donde se deduce que
un cambio en la misma tiene un efecto directo sobre Ke de la reaccio. Tomemos como ejemplo la siguiente
reaccion:
H2 + O2
H2O + 68,3kcal
Se trata de una reaccion exotermica en la direccion reactivos – productos, pero endotermica en la direccion
contraria, productos – reactivos.
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, si suministramos energia al sistema, aumentando asi la
temperatura de este, habra un exceso de calor, que sera compensado con un aumento en la velocidad de
formacion de productos.

Efecto De La Presion
La variacion de la presion en un sistema en equilibrio, solo tiene efectos importantes cuando se trata de
sustancias en estado gaseoso, puesto que al cambiar la presion, se cambia tambien el volumen. En
consecuencia, el volumen de un gas es proporcional al numero de moléculas.
Por ejemplo, para la reaccion:
PBr3(g) + Br2(g)
PBr5(g)
¿Que ocurre si se aumenta la presion del sistema?, ¿hacia donde se desplaza el equilibrio?. Se observa que dos
volumenes de reactivos, generan un volumen de producto. De manera que un aumento en la presion desplaza
el equilibrio en la direccion de formacion de PBr5, pues se favorece la reaccion que implique una disminucion
de volumen.
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EQUILIBRIO EN SOLUCION ACUOSA
La gran mayoria de las reacciones quimicas que tienen lugar en la indutria, en el ambiente natural y en el organismo
humano se realizan en solucion acuosa. Para entender estas reacciones es necesario examinar el equilibrio que en ellas
se establece, el cual se presenta fundamentalmente en las reacciones de disociacion de acidos y bases debiles.
EN LA DISOCIACION DE ELECTROLITOS FUERTES NO HAY EQULIBRIO
Recordemos que un electrolito es fuerte cuando al disolverse en el agua su disociacion es completa. En estos casos,
por consiguiente, no se establece equilibrio, pues la reaccion solo procede en un solo sentido. Asi, cuando el NaOH se
disuleve en el agua, todas las moléculas se disocian en Na+ y OH-. De manera similar se comportan los demas
electrolitos fuertes.
 Ejemplo
¿Cual es la concentraccion de los iones H+ y Cl- en una solucion 0,02 M de HCl?
 Solucion
La reaccion de disociacion para el HCl, que es un electrolito fuerte, es:
HCl
H+ + ClEsto quiere decir que cada molécula de HCl produce 1 ion H+ y 1 ion Cl-. En consecuencia, la conecntraccion
de H+ es igual a la de Cl- e igual a la inicial HCl, esto es 0,02 M. estrictamente hablando, una solucion de HCl
no tiene moléculas de HCl “enteras”, ya que todas se han disociado.
 Respuesta
La Concentraccion de los iones H+ y Cl- en una solucion 0,02 M de HCl es 0,02 M en ambos casos.
LA DISOCIACION DE ELCTROLITOS DEBILES ORIGINA UN EQUILIBRIO
Cuando, por otra parte, se disuelve un electrolio debil, los iones formados tratan de reunirse nuevamente para formar
la molecual inicial, lo que se traduce finalmente en el establecimiento de un equlibrio entre dichos iones y las
moléculas no disociadas. Este equilibrio obedece la ley general estudiada en la seleccion anterior, pero en este caso la
constante de equilibrio toma el nombre de constante de disociacion, Kd.
Asi, entonces, para un acido debil HA que se disocie según la ecuacion:
HA
H+ + ASe cumple que: Kd = [H+] [A-]
[HA]
ACIDOS Y BASES
Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico
que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura,
esto es, un pH menor que 7.
Propiedades de los ácidos:
1. Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.
2. Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a
la fenolftaleína.
3. Son corrosivos.
4. Producen quemaduras de la piel.
5. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
6. Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
7. Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
8. Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.
Una base es, cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH− al medio
Propiedades de las bases:
 Poseen un sabor amargo característico.
 Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
 Azulean el papel de tornasol.
 Reaccionan con los ácidos (neutralizándolos).
 La mayoría son irritantes para la piel.
 Tienen un tacto jabonoso.
 Se pueden disolver.
 Sus átomos se rompen con facilidad.
 Son inflamables.
Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius
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Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca
de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante,
investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral
formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían
hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente
en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un
exceso de iones hidroxilo.

Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry
Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, HTeoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo
de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también
introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de
fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y
bases son:
 Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
 Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.



Ejemplos:
Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
El ácido Clorhídrico, HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de
magnesio.
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador
de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras
bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Ejemplo de la teoría de Lewis:
El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para
formar un par ácido-base:
H3N: + BF3ðH3N-BF3
PH y POH
El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (18681939) Bioquímico danés, originalmente Sorensen. En el año de 1909.
El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en
(mol/litro)
La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno),
en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números
muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros
positivos.
El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH)
Formula:
pH = - log [H+]
El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, además el termino [H+] corresponde a la parte
numérica de la expresión para la concentración del ión hidrógeno. Debido a que el pH solo es una manera de expresar
la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de
pH como sigue:
• Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7.00
• Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH > 7.00
• Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7.00
Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye.
pOH : - log [OH-]
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El pH y el pOH se relacionan así:
[H3O+] [OH-]= 10-14; log [H3O+] [OH-]= log 10-14
Luego log [H3O+] + log [OH-]= - 14 (- log [H3O+])+ (- log [OH-]) = 14
y decir: pH + pOH = 14
Aplicación en un hecho cotidiano:
Por ejemplo, es de conocimiento común que el agua es neutra
La disociación del H2O es: H2O + H2O ↔ H3O+ + OHPor tanto [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/litro
pH = - log [H3O+]
pH = - log [1 x 10-7]
pH = 7
Calculo De PH y POH
Cálculo de pH
El pH de una disolución es el logaritmo negativo de una expresión numérica de la concentración molar de iones
[H3O^+]. Así, una disolución acuosa vale:
pH = log 1/ [H3O^+] = -log [H3O^+]
El resultado del cálculo del pH, es una cantidad a dimensional y sin unidades
En los laboratorios, la medición del pH de las disoluciones, se lleva a cabo a través de aparatos conocidos con el
nombre de “pehachímetros”. Estos funcionan mediante unos electrodos que se introducen en la disolución a tratar,
pudiendo leer rápidamente la escala de valor del pH, en dicha maquina.
Ejemplos:
* Si tenemos que calcular el pH de una disolución cuya concentración de [H3O^+], es de 2.95 x 10^-4 M:
[H3O^+] = 2.95 x 10^-4 M → pH = -log (2.95 . 10^-4 ) = 3.53
* Si la concentración [OH^-] es de 2.73 x 10^-3 M, el pH se será:
[OH^-] = 2.73 x 10^-3 M → pOH = -log [OH^-] = -log (2.73 x 10^-3 ) = 2.56
* Sabemos que pH + POH = 14, por lo cual:
pH= 14 – pOH = 14 – 2.56 = 11.44
Cálculo de pOH
El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de
iones OH-:OH = − log10.[OH − ]
En soluciones acuosas, los iones OH- de provienen de la disociación del agua:
H2O ↔ H+ + OHo también,
2H2O ↔ H3O+ + OHPor ejemplo, una concentración de [OH-] = 1×10-7 M (0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que : pOH = log[10-7] = 7
Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con
pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7.
Por lo tanto-- -pH + pOH = 14
Ejemplo:
En un experimento con una bebida energetizante, se obtuvo que presenta una concentración de iones oxidrilos [OH]
de 2X10^-6, obtener su pOH correspondiente:
pH = - log [H3O]
[OH] [H3O] = 1X10^-14
[H3O] = 1X10^-14 / [OH]
[H3O] = 1X10^-14 / 2X10^-6
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[H3O] = 5X10^-9
pOH = - log [H3O]
pOH = -log [5X10^-9]
pOH = 8.3
BIBLIOGRAFÍA
 Fundamentos de Química. Segunda Edición. Autor: Ralph Burst. Editora: Prentice Hall. Capítulo 16, páginas
472-489.
 Enciclopedia Microsoft Encarta '99. Secciones: Átomos y Bases, Bronsted, Lowry, Lewis, Arrhenius.
 http://www.fqdiazescalera.com/ejercicios/q2/acidobase.pdf
 http://materias.fi.uba.ar/6305/Acido-Base.pdf
 http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/8448157133.pdf
 http://www.buenastareas.com/ensayos/Ph-y-Poh/49149.html
ACTIVIDADES DE APROPIACIÓN
ACTIVIDAD 1.
1. Defina los siguientes conceptos
a) Equilibro quimico
b) Reaccion reversible
c) Catalizador
d) Constante de equilibrio
e) Ley de accion de masas
f) Principio de Le Chatelier
g) Grado de disociacion
h) Reacciones de precipitacion
i) Disolucion saturada
j) Solubilidad
k) Factores de solubilidad
Desarrolle los conceptos en su cuaderno
2. Mediante un ejemplo grafico y explica el principio de Le Chatelier
3. Respnde y justifica:
a) Si una reaccion es endotermica, ¿Cómo puede aumentase el valor de K, enfriando el sistema o
calentandolo?
b) Sea la reaccion un equilibrio:
2H2O
2H2(g) + O2(g) – 117,4 kcal
¿como puede lograrse la mayor descomposicion del agua?
c) En la reaccion:
PCl5(g) + 30 kcal
PCl3(g) + Cl2(g)
¿Cómo puede lograrse el aumento de la constante de equilibrio?
ACTIVIDAD 2.
Interpretación
1. Un indicador suele ser un extracto vegetal, que adquiere color claramente diferenciando según se encuentre en
un medio acido o basico.
Los indicadores se utilizan en forma de tiras de papel impregnadas (como el papel tornasol) o en forma de
soluciones concentradas (como la fenoltaleina o el azul de bromotimol). La siguiente tabla muestra los
cambios de color de los indicadores según el medio en que se encuentren.
Con el fin de determinar el carácter acido o basico de tres sustancias desconocidas (A,B yC), se utilizan
algunos indicadores, obteniendose los siguientes resultados.
INDICADOR
PH AL
COLOR
CUAL
CAMBIA
DE COLOR
ACIDO
EN
MEDIO COLOR
BASICO
EN
MEDIO
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FENOLTALEINA
ANARANJADO
DE METILO
ROJO
DEL
METILO
AZUL
DE
BROMOTIMOL


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CÓDIGO: PA-01-01
FECHA: 19-06-2013
PÁGINA: 9 de 11
8-10
3-4,5
INCOLORO
ROJO
ROJO
AMARILLO
5-6
ROJO
AMARILLO
6-7,6
AMARILLO
AZUL
L fenoltaleina incolora cambie a rosa fuerte en presencia de la sustancia A.
El bromotimol azul se vuelve amarillo en presencia de la sustancia.
El rojo del metilo no cambia de color en presencia de la solucion C.
Argumentación
Completa el siguiente cuadro y, teniendo en cuenta el valor del pH, clasifica cada una de las sustancias en
fuertemente acida, debilmente basica y fuertemente basica. Justifica tu respuesta según el caso.
Sustanccias
[H+]
Gaseosa
8,0 . 10-4
(bebida carbonatada)
Jugo de tomate
2,5 . 10-5
Orina
Leche de magnesia
Limpiador casero
Snagre
pH
pOH
8,6
10,0
2,5
73
Proposicion
1. Los champus son basicamente jabones y detergentes sinteticos que sirven para remover la suciedad y la grasa
del cabello, cuyo. pH varia de una marca a otra. Asi, en un rapido muestreo, que incluyo 20 marcas diferentes,
se midio el pH de cda a uno de ellos y se encontro un pH entre 3,5 y 8,5, con un promedio de 6,5, es decir,
levemente acido. Con relacion a estos resultados, responde:
a) ¿es realmente importante que la etiqueta del champu indique el pH?
b) según los resultados, los champus en estudio resultaron los acidos en su mayoria. ¿Por qué crees que la palabra
acido no se usa para promocionar un champu?
ACTIVIDAD 3.
Resolvamos problemas:
Ejercicios Resueltos:
1. En un recipiente cerrado de 51 l a 1200°K y en el que se ha hecho el vacio, se introducen 1,00 moles de CO y
3,00 moles de H2 encontrandose que en el equilibrio se han formado o,387 moles de H2O. calcula el valor de la
constante de equilibrio a esa temepratura si la ecuacion es:
CO (g) + 3H2 (g)
CH4(g) + H2O (g)
Estrategia de Solucion:
Llamdo X es el numero de moles de CO y 3X las moles de H2 que reaccionan, tal como lo indica la reaccion
balanceada, y la cantidad de CH4 y de H2O que se debe obtener sera igual a la cantidad de CO que se utiliza. Por
consiguiente se puede decir:
Reaccion en equilibrio:
CO(g) + 3H2(g)
CH4(g) + H2O(g)
Moles iniciales:
1,00
3,00
0
0
Moles en equilibrio:
1,00 – X 3,00 - 3X
X
X
Concentraciones en equilibrio: 1,00 – x
3,00 – x
X
X
10
10
10
10
Como el enunciado del ejercicio nos indica que se obtiene 0,387 moles de agua, entonces X = 0,387 moles /l,
entonces:
[CO] = 1’00 – 0,387 = 0,0613 moles/l
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GUÍA DIDÁCTICA 2
¡HACIA LA EXCELENCIA… COMPROMISO DE TODOS…!
I.E. COLEGIO ANDRÉS BELLO
[H2] = 3,00 – 3(0,387) = 0,184 moles/1
10
[H2O] = 0,387 = 0,0387 moles/1
10
[CH4] = 0,387 = 0,0387 moles/1
10
R: Ke = 3,92
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VERSIÓN: 2.0
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Ke = [CH4] [H2O] = 0,0387 x 0,0387 = 392
[CO] [H2]3
0,0613 x (0,184)3
Desarrolle el siguiente ejercicio teniendo en cuenta el ejercicio resuelto
1. Para el proceso en fase gaseosa
PCl3 (g) + Cl2 (g)
PCl5 (g)
El valor de la constante de equilibrio es 2,2 para una determinada temperatura. En un recipiente de 1 l de capacidad se
introducen 0,1 moles de PCl3 y posteriormente se introducen cloro hasta que la concentacion del mismo equilibrio es
de 0,3 moles/l. ¿Cuántos moles de PCl3 se habran convertido en PCl5?
ACTIVIDAD 4.
1.
Analize la practica (experiencia de laboratorio virtual) fisquiweb. (principio de Le Châtelier)elabore informe
escrito acerca de la practica observadat explique el principo de Le Châtelier.
2.
Investiga el proceso electroquimico llamado electrolisis, elabora un informe escrito y prepara exposicion con
experienca demostrable.
ACTIVIDAD 5.
1. ¿Cuál es la diferencia fundamental entre las soluciones, coloides y suspensiones?
El tamaño de las partículas que están en el solvente.
2. ¿Qué es un electrolito, y cómo se dividen estos?
Los electrolitos son unas substancias, que al disolverse en el agua de las células del cuerpo se rompen en pequeñas
partículas que transportan cargas eléctricas. Estos pueden ser débiles o fuertes.
3. ¿Qué es un no electrolito? De 5 ejemplos de estos compuestos.
Sustancia que no conduce la electricidad, porque no produce iones en solución como las sustancias orgánicas.
Ejemplos: Proteínas, carbohidratos, alcoholes, benceno, una disolución de azúcar en agua.
4. Escriba 5 ejemplos de electrolitos fuertes y 5 de electrolitos débiles.
Electrolitos fuertes:
• HCL (ácido clorhídrico)
• NaCL (cloruro de sodio)
• HNO3 (ácido nítrico)
• KNO3 (nitrato de potasio)
• NaOH (hidróxido de sodio)
Electrolitos débiles:
• Amoníaco o hidróxido de amonio
• Etilamina
• ácido acético
• ácido benzoico
• ácido láctico.
5. ¿A qué se llama electrolito fuerte y a qué electrolito débil?
Un electrolito fuerte es el que conduce totalmente la electricidad y un electrolito débil es el que conduce parcialmente
o muy poca electricidad.
6. Enuncia la teoría de Arrhenius:
Teoría de la disolución electrolítica de Arrhenius:
• Los electrolitos, en disolución o fundidos, se disocian parcialmente, en iones cargados eléctricamente haciendo que
la carga parcial de los positivos sea igual a la carga total de los negativos.
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• La carga de los iones, de un átomo que forman los radicales de los electrolitos, es igual a su valencia. Es negativa
(aniones) para los no metales y positiva (cationes) para los metales.
Analize las preguntas resueltas y estudie para evaluacion.
SOCIALIZACIÓN
La socializacion se realizara con la asesoría del profesor en forma grupal, resolviendo las inquietudes de los
estudiantes.
En mesa redonda y experiencia virtual sera evaluado el tema correspondiente a equilibrio quimico, los demas temas
seran evaluados en forma escrita. se recogera el cuaderno al finalizar cada actividad. Los simulacros seran
desarrollados con el profesor en clase y se llevaran en forma organizada en una carpeta.
COMPROMISO
1. Investiga el proceso electroquimico llamado electrolisis, elabora un informe escrito y prepara exposicion con
experienca demostrable.
2. Presentación de los informes de laboratorio planteados en las actividades.
3. Desarrollo de los simulacros (preguntas preparación pruebas icfes) que serán entregados de acuerdo a los temas
vistos en clase y repaso de temas relacionados con el área
4. Al finalizar el desarrollo de la guía deberá presentar un glosario de términos relacionados con el tema en una
carpeta en la cual ira archivando los glosarios de cada tema desarrollado con el fin de elaborar un diccionario que
será recogido al final del periodo y al final del año el cual será presentado creativamente.
NOMBRES
CARGO
ELABORÓ
REVISÓ
APROBÓ
ADRIANA GUTIÉRREZ RIVAS
DELIA VELANDIA
OSCAR MENDOZA
Docentes de Área:
Jefe de Área
Coordinador Académico
29
01
2015
02
02
2015
02
02
2015