INSTITUCION EDUCATIVA

INSTITUCION EDUCATIVA LA PRESENTACION
NOMBRE ALUMNA:
AREA :
ASIGNATURA:
DOCENTE:
TIPO DE GUIA:
PERIODO
4
CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION AMBIENTAL
QUIMICA
OSCAR GIRALDO HERNANDEZ
CONCEPTUAL - EJERCITACION
GRADO
FECHA
DURACION
10
24 OCTUBRE 2012
3 UNIDADES
INDICADORES DE DESEMPEÑO:
Escribe y halla, a partir de una ecuación química, la expresión y el valor para la constante de
equilibrio.
2. Calcula el pH y el pOH de una solución a partir de las concentraciones de los protones y de los
grupos hidroxilos.
3. Mejora el hábito de estudio y aprende independientemente
1.
SOLUCIONES ELECTROLITICAS.
Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés
Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua
se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el
químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) 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.
Los electrolitos son sustancias que al disolverse en agua conducen la corriente eléctrica debido a que
se parten o disocian en iones.
 Si la disociación ocurre en todas, o en casi todas las moléculas, la sustancia se denomina
electrolito fuerte. Son ejemplos de electrolitos fuertes
 Ácidos como el clorhídrico, nítrico, sulfúrico y peryódico.
 Todas las sales menos el cloruro mercurioso.
 Todas las bases inorgánicas excepto, el hidróxido de amonio (NH4OH).
 También puede ocurrir que solo un pequeño numero de las moléculas se partan en iones,
generalmente menos del 1%, en este caso la sustancia es un electrolito débil. ejemplo de
electrolitos débiles.
 Entre los electrolitos débiles se encuentran todos los ácidos orgánicos cuyo ejemplo típico es
el ácido acético.
 Ácidos como el fluorhídrico, carbónico y fosfórico.
 También algunas bases como (NH4OH).
 Los no electrolitos son sustancias que al disolverlos en agua no se disocian, es decir, no forman
iones, entre estas sustancias se encuentran la sacarosa, el etanol, el oxígeno, el metano, el
monóxido de carbono, etc.
Cuando un ácido débil esta puro su disociación es nula; Todo el ácido esta en forma de moléculas. Al
disolverse en agua se inicia el proceso de disociación y simultáneamente el de asociación, pero a dos
velocidades diferentes, hasta llegar un momento en el cual la velocidad de disociación es igual a la
velocidad de asociación, en este momento se consigue un equilibrio dinámico. A partir de este
instante tanto la concentración de los iones formados como la de moléculas sin disociar, es
constante.
1
El equilibrio de disociación de un ácido débil HX se representa así:
H X  H+ + X
H X + H20  H30+ + X –
-
La relación de concentraciones, productos sobre reactivos, en el equilibrio, tiene un valor constante,
que en este caso se denomina constante de disociación.
Kdis =
( H )(OH )
( HX )
Estrictamente el H+ se une a una molécula de agua para formar el Ion H30+ (hidronio), pero con la
comodidad se representará como H+.
La constante de disociación es característica para cada electrolito y su valor numérico se determina
experimentalmente.
Para las bases el equilibrio de disociación se presenta así:
MOH

M+ + OH–
( M  )(OH  )
Kdis =
( MOH )
El agua es uno de los electrolitos más débiles que existen, como lo prueba su baja conductividad
eléctrica en estado puro.
Su equilibrio de disociación es:
H20+ H20  H30+ + OH –
H2O + H2O  H+ + OH Su constante de disociación se denomina Kw:
Kw =
( H  )(OH  )
( H 2 O)
Debido a que los sólidos y los líquidos no se incluyen en la constante de equilibrio se obtiene:
KW
= (H+) (OH-)
Kw también se denomina producto iónico del agua y su valor numérico determinado
experimentalmente es 1x10-14 a 25°C.
El significado de una constante de equilibrio es el siguiente:
 Si se aumenta la concentración de una de las sustancias, la otra u otras, deben variar hasta que
su relación vuelva a ser igual a la constante de equilibrio.
 Para el caso especifico del agua, si aumenta la concentración de hidrogeniones (H+), debe
disminuir la de (OH-), de tal manera que su producto iónico alcance al valor numérico de 1x10-14 .
Las sales son electrolitos fuertes que al disolverse en agua se considera que se disocian en un 100%.
Cuando una solución esta saturada, se presenta un equilibrio entre el sólido precipitado y los iones
presentes en la solución.
La constante para este equilibrio se denomina constante de producto de solubilidad (KPS) y para
ejemplo del cloruro de plata es igual a:
AgCl(S)
-------
(Ag+) + (Cl -)
KPS = (Ag+) (Cl-)
2
Su valor numérico se determina midiendo la cantidad de la sal poco soluble disuelta en un volumen
conocido del solvente y a partir de este dato calcular las mol/1t de iones producidos de acuerdo a la
estequiometría de la disociación.
POTENCIAL DE HIDROGENO. PH.
El químico danés Sorensen, ideó una escala de grado de acidez, en la cual la concentración de iones
H+ se expresa como el logaritmo decimal de la misma cambiando de signo, que equivale al exponente
o potencia de dicha concentración. Esta forma de expresar la concentración de hidrogeniones de una
H
solución recibe el nombre de potencial de hidrogeno o P y se expresa matemáticamente:
PH = - Log (H+)
CONCEPTO DE POH
De la misma manera que expresamos el grado de acidez de las soluciones, utilizando la
concentraciones de hidrogeniones. Podemos expresar el grado de basicidad, a partir de la
concentración de OH- en una solución. Obtenemos otra escala, denominada POH
Matemáticamente el POH se expresa como:
POH = - log (OH-)
ACIDEZ Y BASICIDAD.
Una solución es ácida si la concentración de hidrogeniones es mayor que la de iones hidroxilo y
mayor de 10-7, y una solución es básica cuando la concentración de OH- es mayor que la
concentración de H+ y mayor también de 10-7.
 Las soluciones ácidas tienen un PH entre 0 y 7.
 Las soluciones básicas tienen un PH entre 7 y 14.
IMPORTANCIA DEL PH.
El conocimiento del PH es fundamental en le cultivo de microorganismos ya que estos perecen
fácilmente con un cambio de pronunciado del mismo. Los sueros, drogas y alimentos poseen un PH
óptimo para su durabilidad y su acción. Los terrenos son cultivables según su grado de acidez y el
tipo de cultivo depende del PH.
 El PH más bajo al cual pueden existir especies vivientes es de 4.
 La acción de las encimas depende del PH y su valor catalizador se destruye cuando hay cambio
pronunciado en el mismo, por ejemplo, la pepsina, enzima que digiere las proteínas actúa en un
PH ácido de 2 y se inicia irreversiblemente a PH más alto.
 Las inyecciones intravenosas e intramusculares no deben producir variación marcada en el PH
sanguíneo.
 El conocimiento del PH se utiliza como guía para conocer el grado de contaminación de las aguas
ya que los microorganismos, vegetales y peses requieren un PH determinado para su existencia.
En las plantas el tratamiento de agua.
 Ciertos anticonceptivos deben su acción a que varían el PH de la vagina provocando destrucción
de los espermatozoides. La vista es muy sensible a los cambios de PH por lo cual los líquidos y
gotas oftálmicas deben de ser cuidadosamente preparadas.
3
INDICADORES.
Los indicadores son sustancias cuya coloración depende del PH en el medio del que se encuentran,
así, por ejemplo, la fenolftaleína es incolora al PH ácido y es roja en PH básico.
Los indicadores, cambian de color en un intervalo de PH característico de cada uno. Para indicar el
PH, con una aproximación a la unidad, existe un papel universal, que contiene una mezcla de
indicadores y su coloración correspondiente a determinada acidez, viene tabulada en un estuche, sin
embargo la medida más exacta para el PH es determinada por medio de un aparato denominado PHmetro, el cual previamente calibrado, indica directamente el PH de la solución en una escala de
graduada.
La siguiente tabla resume los indicadores de uso mas frecuente
Nombre
Azul de timol
Azul de bromofenol
Rojo de clorofenol
Rojo de cresol
Fenolftaleína
Alizarina amarilla
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul de bromotimol
Violeta de metilo
Color ácido
Rojo
Amarillo
Amarillo
Incoloro
Amarillo
Rojo
Rojo
Amarillo
Amarillo
Azul
Color básico
Amarillo
Azul
Rojo
Rojo
Rojo
Amarillo
Amarillo
Azul
Azul violeta
Rojo
Intervalo de PH
1.2
2.8
3.1
4.4
4.8
6.4
7.2
3.8
8.3
10
10
12.1
3.1
4. 4
4.2
6.3
6
7.6
0.2
2
ACTIVIDADES
Para el desarrollo acertado de un problema químico se procede de la siguiente manera:
 Se lee cuidadosamente y se entiende claramente el enunciado del problema.
 Se determina lo que se esta preguntando y sobre un papel se escribe en forma correcta la
incógnita o lo desconocido
 Se extrae del enunciado del problema toda la información dada.
 Se aplican los principios químicos adecuados y se plantea el factor de conversión y/o ecuación
química que permita encontrar la equivalencia entre la unidad conocida y la unidad buscada.
 Se realizan las operaciones matemáticas que sean necesarias
Para resolver el siguiente taller necesita:
 Tabla periódica de los elementos químicos
 Las formulas químicas sobre equilibrio químico, Constante de disociación, PH y POH explicadas en
clase
1. Hallar la concentración de iones H3O+ e iones OH- en una solución de HNO3 0,3 M a 25oC.
2. Hallar la concentración de iones H3O+ e iones OH- en una solución 0,25 M de HCl.
3. Cual es la concentración de iones hidronio e hidroxilo de una solución 0,15 M de KOH.
4. Hallar el pH de una solución 0,0035 M de HCl.
5. Calcular el pH de una solución de ácido acético que contiene una concentración en H+ de 0,003
molar.
4
6. Hallar el pH y el pOH de una solución de NaOH 0,3 M, suponiendo que se halla totalmente
ionizado.
7. Hallar el pH y el pOH de una solución de NaOH 0,0001 M.
8. Hallar la normalidad de una solución de HCl, si al titular 30 centímetros cúbicos del ácido se
neutralizan exactamente con 47,5 cc de una solución 0,1 N de NaOH, utilizando como indicador
fenolftaleina.
9. Cuantos litros de HNO3 0,75 normal son necesarios para neutralizar 0,6 litros de Ca(OH)2 1,3
normal.
10. La constante de disociación para el ácido hipocloroso es 3,2x10-8. Calcula la concentración molar
de las diferentes especies en equilibrio en una solución 0,002 M.
11. El grado de disociación del ácido nitroso, en una solución 2 M es 1,5%. ¿Cuál es la constante de
disociación del ácido?
12. El grado de disociación del ácido fluorhídrico, en una solución 0,1 molar es de 7,86%. ¿Cuál es la
constante de disociación?
13. La constante de disociación para el ácido cianhídrico es 4,9x10-10. Calcular la concentración de
las diferentes especies en equilibrio y el grado de disociación en una solución 0,003 molar de
dicho ácido.
PRUEBA DE QUÍMICA
PREGUNTAS DE SELECCIÓN MÚLTIPLE CON ÚNICA RESPUESTA - (TIPO I)
Constan de un enunciado en el que se expone el problema y cuatro posibilidades de respuestas. Las
cuales son expresiones que completan el enunciado inicial; entre estas opciones debe escogerse
una, la que usted considere correcta.
1. Se logra equilibrio en todas las reacciones químicas reversibles cuando:
A. La reacción hacia adelante se adelanta.
B. La concentración de los reactantes y los productos se hace igual.
C. La reacción opuesta se detiene
D. La velocidad de las reacciones opuestas es igual.
2. Si se adiciona un catalizador a un sistema en equilibrio, presión y temperatura constante, habrá
un cambio en:
A. Punto de equilibrio.
B. Velocidad de reacción.
C. Constante de equilibrio
D. Concentración de los reactantes.
3. Una solución con pH = 4.5, significa que es:
A. Base fuerte
B. Acido débil
C. Base débil
4. Una de las siguientes situaciones acuosas de acidez es electrolito fuerte:
A. HCl
B. CH3COOH
C. H2CO3
D. Acido fuerte
D. HF
“ELEVA TUS PENSAMIENTOS EN LA MEDIDA DE LO QUEDESEAS LOGRAR”
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