Guía de Ejercicios y Manual de Laboratorio QUIM 001 Final (2)

Universidad Andrés Bello

Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

Guía de cátedra y laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

Incluye Ejercicios resueltos y propuestos. Solemnes y Exámenes de años anteriores. Manual de laboratorio con las pautas de informe.

Compilado por: M.Sc. Carla Bobadilla Gómez, [email protected] M.Sc. Francisco Cañas Urrutia, [email protected]

Viña del Mar, 2015

OBJETIVOS DEL MANUAL COMO MATERIAL DIDÁCTICO OBJETIVO Este material fue elaborado pensando en que su utilidad sea un material de apoyo para el logro de los aprendizajes que se plantea desarrollar en los estudiantes de Enfermería que cursan el programa de química general y orgánica (QUIM001) de la Universidad Andrés Bello. OBJETIVO TRANSVERSAL Desarrollo del pensamiento Respecto al desarrollo del pensamiento, se busca que los estudiantes desarrollen y profundicen las habilidades intelectuales de orden superior relacionadas con la clarificación, evaluación y generación de ideas; que progresen en su habilidad de experimentar y aprender a aprender; que desarrollen la capacidad de predecir, estimar y ponderar los resultados de las propias acciones en la solución de problemas; y que ejerciten y aprecien disposiciones de concentración, perseverancia y rigurosidad en su trabajo. Entre las habilidades que la Educación Superior debe desarrollar en especial, se encuentran:

• Las de investigación, que tienen relación con la capacidad de identificar, procesar y sintetizar información de una diversidad de fuentes; organizar información relevante acerca de un tópico o problema; revisar planteamientos a la luz de nuevas evidencias y perspectivas; suspender los juicios en ausencia ausencia de información suficiente. suficiente. • Las comunicativas, que se vinculan con la capacidad de exponer ideas, opiniones, conviccio nes, sentimientos y experiencias de manera coherente y fundamentada, haciendo uso de diversas y variadas formas de expresión. • Las de resolución de problemas, que se ligan tanto con habilidades que capacitan para el uso de herramientas y procedimientos basados en rutinas, como con la aplicación de principios, leyes generales, conceptos y criterios; estas habilidades deben facilitar el abordar, de manera reflexiva y metódica y con una disposición crítica y autocrítica, tanto situaciones en el ámbito escolar como las vinculadas con la vida cotidiana a nivel familiar, social y laboral. • Las de análisis, interpretación y síntesis de información y conocimiento, conducentes a que los estudiantes sean capaces de establecer relaciones entre los distintos sectores de aprendizaje; de comparar similitudes y diferencias; de entender el carácter sistémico de procesos y fenómenos; de diseñar, planificar y realizar proyectos; de pensar, monitorear y evaluar el propio aprendizaje; de manejar la incertidumbre y adaptarse a los cambios en el conocimiento.

Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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OBJETIVOS ESPECÍFICOS Los objetivos específicos que plantea este manual, apuntan hacia el fortalecimiento de las siguientes competencias:

• Comprender conceptos, principios y teorías fundamentales del área de la Química. • Dominio de la terminología química, nomenclatura, convenciones y unidades. • Capacidad para la planificación, el diseño y la ejecución de proyectos de investigación. • Habilidad para trabajar en equipos. • Habilidad para la presentación de info rmación científica ante diferentes audiencias tanto en forma oral como escrita. • Capacidad de actuar con curiosidad, iniciativa y emprendimiento. • Capacidad para aplicar conocimiento y comprensión en química a la solución de problemas cualitativos y cuantitativos. • Capacidad para reconocer y analizar problemas y planificar estrategias para su solución. • Conocimiento de otras disciplinas científicas científicas que permitan la comprensión de la Química. • Habilidad en el uso de las técnicas modernas de la inform ática y comunicación aplicadas a la Química. CONTENIDOS DEL MANUAL TIPOS DE EJERCICIOS Ejercicios de primer grado de dificultad Este tipo de ejercicios corresponde a la resolución de problemas que solo implican habilidades del desarrollo del pensamiento de orden menor, tales como la identificación, reconocimiento, clasificación y otras que corresponden a aquellos primeros raciocinios derivados de la observación de un fenómeno. Este tipo de ejercicios implica además resolución de cuestionamientos relativos a la memorización y comprensión de conceptos y definiciones. Ejercicios de segundo grado de dificultad Este tipo de ejercicios requiere movilizar habilidades del pensamiento que implican analizar una problemática en la que se logra poner en práctica la comprensión y aplicación de conceptos y definiciones para así poder resolver exitosamente una situación problema. Por tanto, en primera instancia, para poder lograr una capacidad de análisis, es fundamental haber desarrollado un trabajo en el que la observación y la comprensión teórica será el motor para generar parámetros de comparación y poder desarrollar una discusión que implique discriminar aquellos datos útiles de otros no tan útiles como de aquellos que solo implican una distracción y denotar así inseguridad en la resolución de un problema. Ejercicios de tercer grado de dificultad Los ejercicios agrupados en este nivel, también son denominados de competencia, no obstante, lo importante y medular en la resolución de este tipo de ejercicios, es la movilización y aplicación de Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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diversos saberes que permitan una resolución exitosa, en otras palabras, son ejercicios que requieren de haber desarrollado habilidades del pensamiento de orden superior, tal que los diversos recursos, cognitivos y no cognitivos, deben ser aplicados en la resolución del problema de manera exitosa.


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UNIDAD I INTRODUCCIÓN: MATERIA Y MEDICIÓN CONTENIDOS: - Clasificación de la materia: Estados de la materia, sustancias puras y mezclas, separación de mezclas, elementos y compuestos. - Propiedades físicas y químicas de la materia - Mediciones: manejo de cifras y unidades. Cifras significativas. Método de factor unitario y transformación de unidades. RESULTADOS DE APRENDIZAJE: Realizar transformaciones matemáticas de conversiones de las unidades utilizadas en los sistemas de medición de las propiedades que definen la materia, es decir, masa, volumen y densidad, con resultados con número correcto de cifras significativas. LECTURA PREVIA: LECTURA PRE- CLASE 1. MATERIA Y SUS MEDICIONES (Disponible en www.unabvirtual.cl ) Guía de Ejercicios Materia y Mediciones

Ejercicios Resueltos 1. El siguiente experimento es una forma de determinar la densidad de algunos sólidos. Una pieza de plata cuya masa es de 194,3 g se pone en una probeta que contiene 242,0 mL de agua. Al sumergirse la pieza de plata el nivel del agua llega a 260,5 mL. A partir de los datos calcule la densidad de la plata. Desarrollo Primero debemos determinar el volumen de agua desplazado por la pieza de plata que corresponde al volumen del sólido: Volumen = Vfinal – Vinicial = 260,5 mL - 242,0 mL = 18,5 mL Como es una resta el resultado debe tener el mismo número de decimales que el número con menor cantidad de decimales, en este caso 1 decimal. Reemplazando los valores en d = masa / volumen: d



194,3 g 18,5 mL

 10, 503 g / mL


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Considerando que es una división, el resultado se debe expresar con el número de cifras significativas igual al de la cantidad con el menor número de cifras significativas, en este caso 3. El resultado final es: d = 10,5 g/mL, ó bien d = 10,5 g/cm3, ya que 1 mL = 1 cm3

2. Un trozo de papel de aluminio mide 12,0 pulg por 15,5 pulg y tiene una masa de 5,175g. El aluminio tiene una densidad de 2,70 g/cm3. Calcule el espesor del papel de aluminio en milímetros. Desarrollo Como se muestra en la figura, el papel es una lámina cuya altura corresponde al espesor de la misma:

El volumen del papel viene dado por V = ancho x largo x espesor Así, la altura o espesor se calcula a través de: espesor

=

V ancho x largo

El volumen del papel se determina utilizando la densidad y la masa del aluminio. Como la densidad es el cuociente entre la masa y el volumen, d = m / V, el volumen se obtiene como V Al



m Al d Al



5,175g 2, 70 g / cm3

Considerando la cantidad con menor número de cifras significativas, el resultado es: V = 1,92 cm3 Para el cálculo del espesor en mm se deben transformar todas las cantidades a mm. Considerando que 1 pulg = 25,4 mm, el ancho y el largo son iguales a:


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12,0pulg x

15,5pulg x

25,4mm 1pulg 25,4mm 1pulg

= 304,8mm

= 393,7mm

Ahora el volumen lo expresaremos en mm3. Para ello consideramos que 1cm = 10mm. Entonces (1cm)3 = (10 mm)3 de donde 1cm3 = 103 mm3 3

1,92cm x

103mm3 3

1cm

= 1,92 x 103mm3

Con esto el espesor es espesor



1, 92 x 103 mm3 304,8mm x 393, 7 mm

 1, 60 x 102 mm

Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, el resultado se informa con el mismo número de cifras significativas que tiene la cantidad menos precisa, en este caso 3. Resultado:

Espesor = 1,60 x 10-2 mm

Ejercicios propuestos Clasificación y propiedades de la materia 1. Indique el estado de la materia (gas, líquido o sólido) para cada uno de las siguientes sustancias en condiciones ordinarias de temperatura y presión: a) Helio, b) cobre, c) alcohol isopropilico (empleado como alcohol para fricciones), d) bicarbonato de sodio (polvos para hornear) R: a) Gas b) sólido c) líquido d) sólido. 2. En un intento por caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones: la sustancia es un metal lustroso color blanco plateado que se funde a 649 °C y hierve a 1105 °C; se densidad a 20°C es de 1,738 g/cm 3. La sustancia arde en aire, produciendo una luz blanca intensa, y reacciona con cloro para producir un sólido blanco quebradizo. La sustancia se puede golpear hasta convertirla en láminas delgadas o estirarse para formar alambres y es buena conductora de la electricidad. ¿Cuáles de estas características son propiedades físicas y cuáles químicas? R: Propiedades físicas: blanco plateado; lustroso; punto de fusión = 649 ºC; punto de ebullición = 1105 ºC; densidad a 20 ºC = 1,738 g/mL: se convierte en lámina golpeándola; se estira para formar alambres; buena conductora. Propiedades químicas: arde en aire; reacciona con Cl2.


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3. Se enciende un fósforo y se sostiene bajo un trozo de metal frío. Se hacen las siguientes observaciones: a) el fósforo arde, b) el metal se calienta, c) se condensa agua en el metal d) se deposita hollín (carbono) en el metal. ¿Cuáles de estos procesos se deben a cambios físicos y cuáles a cambios químicos? R: a) Químico b) físico c) físico (la producción de agua es un cambio químico pero la condensación es un cambio físico) d) físico (la producción de hollín es un cambio químico pero la deposición es un cambio físico) 4. Clasifique cada una de las siguientes como sustancia pura o mezcla; si es una mezcla, indique si es homogénea o heterogénea: a) Aire. b) Jugo de tomate. c) Cristales de yodo. d) Arena. e) Arroz con leche. f) Agua de mar. g) Magnesio. h) Gasolina. R: Sustancias puras: c), g). Mezclas homogéneas: a); f); h). Mezclas heterogénea: b); d); e) 5. Las siguientes son propiedades intensivas de la materia, excepto: (Justifique su respuesta) a) b) c) d)

Masa Punto de fusión Color Solubilidad

Justificación: _____________________________________________________________ R: a) Porque a mayor cantidad de materia, mayor será la masa de una sustancia. 6. Sugiera una forma de averiguar si un líquido incoloro es agua pura o una solución de sal en agua, sin probar el líquido. R: El agua pura es una sustancia pura, en tanto que una solución de sal en agua es una mezcla. Tome una pequeña cantidad del líquido y deje que se evapore. Si el líquido es agua salada, habrá un residuo sólido blanco (sal). Si el líquido es agua, no habrá residuo alguno.


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7. Una sustancia sólida blanca A se calienta intensamente en ausencia de aire y se descompone para formar una nueva sustancia blanca B y un gas C. El gas tiene exactamente las mismas propiedades que el producto que se obtiene cuando se quema carbono con exceso de oxígeno. Con base a estas observaciones, ¿podemos determinar si los sólidos A y B y el gas C son elementos o compuestos? Explique sus conclusiones para cada sustancias. R: A = Compuesto, ya que se descompone en dos sustancias. B = Elemento o compuesto, falta información en el problema para determinarlo. C = Compuesto, porque el gas C tiene exactamente las mismas propiedades que el producto que se obtiene cuando se quema carbono con exceso de oxígeno, por lo tanto se trata de CO2. Unidades de Medición 8. Use prefijos métricos para escribir las siguientes mediciones sin usar exponentes: a) 3,4 x 10-12 m, b) 4,8 x 10-6 mL, c) 7,23 x 103 g, d) 2,35 x 10-6 m3 , e) 5,8 x 10 –9 s, f) 3,45 x 10-3 moles. R: a) 3,4 pm

b) 4,8 nL c) 7,23 kg 1cm3 1mL 6 3 x  2,35mL d) 2,35 x10 m x 2 3 3 (1 x10 ) m 1cm3 e) 5,8 ns, f) 3,45 mmol 9. Indique cuál de las siguientes cantidades es la de mayor magnitud: a) b) c) d)

3,0 nm. 300 pm. 3,0x10-4 m. 3,0x10-10 cm.

R: a) 3,0 nm. 10. a) Un cubo de plástico de 1,5 cm por lado tiene una masa de 1,9 g. Calcule su densidad en g/cm3 ¿Flotará en el agua este material? Los materiales que son menos densos que el agua flotan en ella. b) La densidad del bromo líquido es de 3,12 g/mL. Calcule la masa de 0,250 L de bromo. c) La densidad de un trozo de madera de ébano es de 1,20 g/cm 3 . Calcule el volumen en litros, de 5,74 kg de esta madera. R: a) 0,56 g/cm3. b) 7,80 x 102 g de bromo. c) 4,78 L de ébano.


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11. a) Para identificar una sustancia líquida, un estudiante determinó su densidad. Empleando una probeta graduada, midió una muestra de 45 mL de la sustancia y a continuación determino la masa de la sustancia encontrando que pesaba 38,5 g. Las posibles sustancias eran alcohol isopropílico (densidad  0,785 g/mL) o bien tolueno (densidad  0,866 g/mL) ¿Cuál fue la densidad calculada y cuál es la probable identidad de la sustancia? b) Un experimento requiere 45,0 g de etilenglicol, un líquido cuya densidad es de 1,114 g/mL. En vez de pesar la muestra en una balanza, un químico opta por medir el líquido en una probeta graduada. ¿Qué volumen del líquido deberá usar? c) Un trozo cúbico de un metal mide 5,00 cm por lado. Si el metal es níquel, con densidad 8,90 g/cm3 ¿qué masa tiene el cubo? R: a) densidad calculada = 0.86 g/mL. La sustancia es probablemente tolueno, densidad = 0.866 g/mL. b) 40,4 mL de etilenglicol. c) 1,11 x 103 g de níquel. 12. Un trozo de papel de aluminio que mide 12,0 pulg por 15, 5 pulg y tiene una masa de 5,175 g. El aluminio tiene una densidad de 2,70 g/cm3. Calcule el espesor del papel de aluminio en milímetros. Considere que 1 pulg = 2,54 cm. R: 1,60 x 10-2 mm. 13. Indique el número de cifras significativas en cada una de las siguientes cantidades medidas: a) 1282 kg b) 0,00296 s c) 8,070 mm d) 0,0105 L e) 9,7750 x 10-4 cm R: a) 4 b) 3 c) 4 d) 3 e) 5 14. Redondee los siguientes números a cuatro cifras significativas y exprese el resultado en notación exponencial: a) 300,235800, b) 456.500, c) 0,006543210, d) 0,000957830, e) 5,0778 x 103 f) –0,035000. R: a) 3,002x102. b) 4,565x105. c) 6,543x10-3. d) 9,578x10-4. e) 5,078 x103. f)-3,500x10-2. 15. Efectúe las siguientes operaciones y exprese sus resultados con el número apropiado de cifras significativas: a) 320,55 - (6104,5/2,3) b) [(2,853 x 105) –( 1,200 x 103)] x 2,8954 c) (0,045 x 20000) + (2813 x 12) d) 863 x [1255 – (3,45 x 108)] R: a) -2,3 x 103. b) 8,226 x 105. c) 3,5 x 104. d) 7,61 x 105.


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16. a) El diámetro de un átomo de bromo es de 2,3 x 10 -8 cm. Exprese esta distancia en picómetros. b) Los océanos contienen aproximadamente 1,35 x 109 (km)3 de agua exprese este volumen en litros. c) Una persona ordinaria tiene alrededor de 200 mg de colesterol en 100 mL de sangre. Si el volumen total de sangre en un persona es de 5,0 L ¿cuántos gramos de colesterol total contiene la sangre de este individuo?. R: a) 2,3 x 102 pm. b) 1,35 x 1021 L. c) 10 g de colesterol. 17. La concentración máxima permisible de monóxido de carbono en el aire urbano es de 10 mg/m3 durante un periodo de 8 horas. En este nivel ¿qué masa de monóxido de carbono en gramos está presente en una habitación que mide 8 x 12 x 20 pies? Considere que 1pie = 30,5 cm R: 0,54 g CO 18. Indique las unidades SI derivadas para cada una de las siguientes cantidades en términos de unidades SI fundamentales: a) aceleración (distancia / tiempo2) b) fuerza (masa x aceleración) c) trabajo (fuerza x distancia) d) presión (fuerza / área) e) potencia (trabajo / tiempo) R: a) m/s2 b) kg-m/s2 c) kg-m2/s2 d) kg/m-s2 e) kg-m2/s3 19. a) Se nos da un frasco que contiene 2,36 mL de un líquido amarillo. La masa total del frasco y el líquido es de 5,26 g. El frasco vacío pesa 3,01 g. Calcule la densidad del líquido, b) el mercurio se vende por frascos, una unidad que tiene una masa de 34,5 kg. Calcule el volumen en litros de una botella de mercurio si la densidad del metal es de 13,6 g/mL., c) Una esfera de latón tiene un radio de 2,37 cm. Si la densidad del latón es de 8,47 g/cm3 , ¿qué volumen y masa tiene la esfera? R: a) 0,953 g/mL. b) 2,54 L. c) 55,8 cm3, 473 g 20. Una muestra de 8,47 g de un sólido se coloca en un matraz de 25 mL El volumen restante del matraz se llena con benceno, en el cual el sólido es insoluble. El sólido y el benceno juntos pesan 24,54 g. La densidad del benceno 0,879 g/mL. Calcule la densidad del sólido. R: 1,3 g/mL. 21. Un tubo cilíndrico de vidrio con una longitud de 15,0 cm se llena con etanol. Se determina que la masa de etanol necesaria para llenar el tubo es de 9,64 g. Calcule el diámetro interior del tubo en cm. La densidad del etanol es de 0,789 g/mL R: a) 1,02 cm.


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Ejercicios de solemnes anteriores 22. Realice las siguientes conversiones: a) 7,19 μg de cianocalabatina (vitamina B12) a mg, b) 104 pm, el radio de un átomo de azufre a mm, c) 0,010 mm, el diámetro de un capilar sanguíneo típico a cm, d) Una tableta de aspirina contiene 3,24 dg de aspirina pura, ¿cuántos microgramos son? e) Un adulto tiene aproximadamente 5,0 litros de sangre, ¿cuántos m3 son? R: a) 7,19 x 10-3 mg. b) 1,04 x 10-7 mm. c) 1,0x10-3 cm. d) 3,24 x 105 g. e)5x10-3 m3. 23. Las siguientes densidades se dan a 20°C Agua = 0,998 g/cm3, Hierro = 7,86 g/cm3, Aluminio = 2,70 g/cm3. Clasifique los siguientes objetos en orden de masa creciente: a) una barra rectangular de hierro de 81,2 cm x 2,1 cm x 1,6 cm, b) una lámina de aluminio de 12,12 m x 3,62 m x 0,0030 cm, c) 4,051 L de agua. Incluya todos sus cálculos. R: Fe, Al, H2O. 24. El volumen de un glóbulo rojo de la sangre es aproximadamente 9,0 x 10-11 mL. Exprese este volumen en L, nL y L. R: 9 x 10-8 L, 9 x 10-5 nL, 9 x 10-14 L.

25. Los átomos de cesio de procedencia natural son los de mayor tamaño. El radio de un átomo de cesio es de 2,65Å. ¿Cuántos átomos de cesio tendrían que alinearse uno tras otro para cubrir una longitud de 1,50 pulg? Considere que los átomos son esféricos. 1 Å = 10-10 m 1 pulg = 2,54 cm 26. Se utilizan 4,000 toneladas de alcohol (densidad 0,789 g/cm3) para llenar un estanque esférico (como el que se muestra en la figura) hasta la mitad. Calcule el diámetro de la esfera en metros. Volumen de la esfera: 

  

Alcohol

R: 48437 m.


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27. Al tratar una lámina de cobre de 0,0370 g con ácido nítrico se constató que pesaba 1,17 mg menos después del tratamiento con el ácido. Exprese la pérdida de peso de la lámina en porcentaje. R: 3,16 %. 28. El petróleo se esparce sobre agua en lo que se llama “capa de petróleo”. Calcule el área en m 2 que puede cubrir un volumen de 200 cm3 de petróleo si el espesor de la capa es de 0,5 mm. R: 4 x 105 m2. 29. Un átomo de litio tiene un radio de 152 pm. Considerando el átomo como una esfera calcule el volumen en cm3 del átomo de litio. Recuerde que Vesfera= 4/3 πr3 y 1 pm= 10-12 m R: 1,47 x 10-23 cm3. 30. Calcule los kilogramos de etanol que hay en 25 Litros de una solución de “gasohol” que contiene 90% de gasolina y 10% de etanol en masa. La densidad del gasohol es de 0,71 g/mL. R: 1,8 Kg. 31. El volumen de un cilindro de radio r y altura h es r2h. a) Calcule el volumen en cm 3 de un cilindro de radio 1,65 x 10-1 m y una altura de 2,23 x 10-1 m. b) Calcule la masa de mercurio en kg necesaria para llenar este cilindro. La densidad del mercurio es de 13,6 g/cm3. c) Se encuentra que este cilindro se llena con 15,050 kg de etanol. Calcule la densidad del etanol. R: a) 19063 cm3. b) 259 kg. c) 0,789 g/cm3 32. Un trozo de papel de aluminio mide 12,0 pulg por 15,5 pulg y tiene una masa de 5,175g. Si el aluminio tiene una densidad de 2,70 g/cm 3, calcule el espesor del papel en milímetros. Datos: 1 pulg = 25,4 mm , V= l x a x a, 1cm = 10 mm R: 1,60×10-2mm. 33. La dosis recomendada de elixofilina, un fármaco empleado para el tratamiento del asma es de 6 mg de medicamento por Kg de masa corporal. Calcule la dosis apropiada para un individuo de 150 lb. Dato: 1 Kg = 2,21 lb. Exprese su resultado con el número de cifras significativas adecuadas. R: 407mg.


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34. Los riñones de una mujer adulto normal filtran 115 mL de sangre por minuto. Si una mujer adulta tiene 5,345 cuartos de sangre, ¿cuántos minutos se tarda en filtrar toda la sangre de ella de una vez? 1 galón (gal) = 3,785 L 1 gal = 4 cuartos (qt) 1 L = 103 mL R: 43,18 min. 35. Un glóbulo rojo tiene un espesor de 8,7x10-5 pulgadas. ¿Cuál es su espesor en micrómetros? 1 pulg = 2,54 cm R: 2,2 µm. 36. Exprese cada uno de los siguientes números con tres cifras significativas:

34,579

0,023

193,405

2846,5

23,995

7,8354x104

R: 34,579

34,6

0,023

0,0230

193,405

193

2846,5

2,85×103

23,995

24,0

7,8354x104

7,84x104

37. Use prefijos métricos para escribir las siguientes mediciones sin usar exponentes:

5,6 x 103 g

646x10-9 m

35,8 x10-6 L


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R: 5,6 x 103 g

5,6 kg

646x10-9 m

646 nm

35,8 x10-6 L

35,8 µL

38. Las señales de dolor se transfieren a través del sistema nervioso a una velocidad entre 12 y 30 m/s. Si a un estudiante le cae un libro de texto sobre la punta del pie, ¿cuánto tiempo tomará para que la señal, viajando a una velocidad de 18 m/s, llegue a su cerebro que se encuentra a 6,0 pies de distancia? Indique su resultado con el número correcto de cifras significativas. Datos: 1 pie = 12 pulgadas

1 pulgada = 2,54 centímetros

centi (c) = 10-2

R: 0,10 s.


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UNIDAD II ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y IONES. NOMENCLATURA INORGÁNICA

CONTENIDOS: - Estructura del átomo: núcleos y electrones. Isótopos, número atómico, número de masa. - Introducción a la tabla periódica: grupos (nombres de algunos grupos), periodos, metales, no metales y metaloides. Símbolos químicos. - Definiciones de fórmulas moleculares y empíricas, representación de moléculas, formación de iones, iones y compuestos iónicos - Nomenclatura de compuestos inorgánicos: estados de oxidación más comunes, funciones inorgánicas. RESULTADOS DE APRENDIZAJE: Clasificar y conocer los diversos tipos de sustancias de acuerdo a sus propiedades químicas y físicas, la estructura del átomo y distinguir entre átomos, moléculas y iones, nombrándolos correctamente de acuerdo a las normas básicas de nomenclatura. LECTURA PREVIA: LECTURA PRE- CLASE 2 Y 3. ÁTOMOS MOLÉCULAS Y IONES, NOMENCLATURA INORGÁNICA (Disponible en www.unabvirtual.cl ) Ejercicios Resueltos 1. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene un mayor número de neutrones? a)

31 15P

b) 3014Si

c)

34 16S

Desarrollo En el símbolo de un elemento a la izquierda abajo se escribe el Número atómico Z y a la izquierda arriba el Número másico. El número atómico Z representa el número de protones en el núcleo del átomo y el Número másico es la suma de protones más neutrones, en el núcleo del átomo. El número de neutrones se calcula restando al número másico el Z: a)

número de protones: 15 número de neutrones: 31 - 15 = 16 b) número de protones: 14 número de neutrones: 30 - 14 = 16 c) número de protones: 16 número de neutrones: 34 - 16 = 18 Resultado: La respuesta es que 3416S contiene el mayor número de neutrones Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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2. El litio es un elemento que consta de dos isótopos estables litio-6 y litio-7. El litio-6 tiene una masa atómica de 6,01512 uma y una abundancia de 7,49 %. El litio-7 una masa atómica de 7,01600 uma y una abundancia de 92,51 %. ¿Cuál es la masa atómica promedio del litio? Desarrollo La masa atómica promedio se calcula considerando los dos isótopos: masa atómica isótopo1 x % abundancia + masa atómica isótopo 2 x %abundancia 100 100 Reemplazando: 6,01512 uma x 7,49% + 7,01600 uma x 92,51% = 6,94 uma 100 100 Resultado: La masa atómica del litio es de 6,94 uma. Ejercicios propuestos Estructura atómica 1. Conteste estas preguntas: a) ¿Qué partículas subatómicas principales constituyen el átomo? b) ¿Qué carga, en unidades de carga electrónica, tiene cada una de las partículas? c) ¿Cuál de las partículas tiene mayor masa? d) ¿Cuál tiene la menor masa? R: a) protones, electrones y neutrones; b) protones = +1, electrones = -1, neutrones = neutro; c) neutrones; d) electrones. 2. Determine si son ciertas o falsas estas afirmaciones; si alguna es falsa, corríjala de modo que sea verdad: (a) el núcleo tiene la mayor parte de la masa y ocupa la mayor parte del volumen de un átomo; (b) todos los átomos de un elemento dado tienen el mismo número de protones; (c) el número de electrones de un átomo es igual al número de neutrones de ese átomo. R: (a) falso: el núcleo tiene la mayor parte de la masa y ocupa un volumen extremadamente pequeño en un átomo; (b) verdadero; (c) falso: el número de electrones de un átomo es igual al número de protones de ese átomo. 3. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en los siguientes átomos: a) 40Ar, b) 55Mn c) 65Zn d) 79Se e) 184W f) 235U R: Especie Protones Neutrones Electrones 40 Ar 18 22 18 55 Mn 25 30 25 65 Zn 30 35 30 79 Se 34 45 34 184 W 74 110 74 235 U 92 143 92 Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

17

4. Complete la siguiente tabla suponiendo que cada columna representa un átomo neutro: 39

Símbolo Protones Neutrones Electrones Número de masa

K 25 30

82 64 48

56 137

207

R: 39

Símbolo Protones Neutrones Electrones Número de masa

55

K 19 20 19 39

112

Mn 25 30 25 55

Cd 48 64 48 112

137

207

Ba 56 81 56 137

Pb 82 125 82 207

5. Escriba el símbolo correcto, con subíndice y superíndice, de cada uno de las siguientes especies: a) el isótopo de sodio con masa 23 b) el núclido de vanadio que contiene 28 neutrones c) una partícula alfa d) el isótopo de cloro que tiene una masa de 37 e) el núclido de magnesio que tiene el mismo número de protones y de neutrones. R: a) el isótopo de sodio con masa 23 = 23Na11 b) el núclido de vanadio que contiene 28 neutrones = 51V23, c) una partícula alfa = 4He2 d) el isótopo de cloro que tiene una masa de 37 = 37Cl17 e) el núclido de magnesio con el mismo número de protones y de neutrones = 24Mg12 6. El número atómico del elemento Titanio es 22. ¿En cuántos neutrones se diferencian los isótopos Ti-48 y Ti-50? ¿Cuántos neutrones hay en cada uno? R: En dos; 26 y 28 neutrones. 7. Complete la siguiente tabla: Símbolo Protones Neutrones Electrones Carga Neta

31

P -3

40

Ca+2

52

Cr+3

23 28 21

45 36 -2

130 -

I

28 31

47 60 46

+2

69 48 +2

33 42 -3

R: Símbolo 31 -3 P 40 Ca+2 51 2+ V 79 2Se 59 Ni2+ 52 Cr+3 107 Ag+

Protones 15 20 23 34 28 24 47

Neutrones 16 20 28 45 31 28 60

Electrones 18 18 21 36 26 21 46

Carga Neta 32+ 2+ 22+ 3+ 1+


18

119

Sn2+ 75 As3130 I

50 33 53

69 42 77

48 36 54

2+ 31-

8. a) ¿Qué isótopo se usa como estándar para establecer la escala atómica de masa? (b) la masa atómica del cloro se informa como 35.5, pero ningún átomo de cloro tiene una masa de 35.5 uma. Explique. R: a) El isótopo de 12C del carbono al que se le asigna una masa de exactamente 12 uma. b) Porque 35,5 uma corresponde al valor de la masa atómica promedio del cloro, que se determina a partir de las masas de sus diversos isótopos y de sus abundancias relativas. 9. El cloro se encuentra en la naturaleza como mezcla de dos isótopos, Cl-35 y Cl-37, con abundancias relativas de 75,77% y 24,23%, respectivamente. Calcula la masa media ponderada del átomo de cloro. Datos: masas atómicas de los dos isótopos: 34,97 y 36,97, respectivamente. R: 35,4546 uma. 10. El oxígeno (masa atómica = 15,9994 uma) tiene tres isótopos con masas 15,9949 uma, 16,9993 uma y 17,9992 uma, la abundancia de éste último isótopo es 0,204%. Estime la abundancia de los otros dos isótopos. R: 99,76% O-16; 0,04% O-17. Tabla periódica, moléculas y iones 11. Para cada uno de los siguientes elementos, escriba su símbolo, localícelo en la tabla periódica e indique si es un metal, un metaloide o un no metal: a) plata b) helio c) fósforo d) cadmio e) calcio f) bromo g) arsénico. R: a) plata = Ag (metal) b) helio = He (No metal) c) fósforo = P (no metal) d) cadmio = Cd (metal) e) calcio = Ca (metal) f) bromo = Br (no metal) g) arsénico = As (metaloide). 12. Escriba el nombre y el símbolo químico para cada uno de los elementos del grupo 6 A (los calcógenos) y clasifique cada uno como, metal, metaloide o no metal. R: O = oxígeno, no metal; S = azufre, no metal; Se = selenio, no metal; Te = Teluro, metaloide; Po = polonio, metal. (algunos piensan que el Po tiene más características de metaloide) 13. Los elementos del grupo 1A (1) se conocen también como metales _______________ R: alcalinos 14. Los elementos del grupo 7A (17) se conocen también como _______________ R: halógenos Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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15. Indica cuál de las siguientes afirmaciones son verdaderas: a) b) c) d) e)

Los metales ganan electrones para adquirir carga positiva. Los metales ganan electrones para adquirir carga negativa. Los metales pierden electrones para adquirir carga positiva. Los no metales pierden electrones. Los metales de transición pueden ganar 2 o más electrones y formar iones metálicos.

R: (c) 16. Cada uno de los elementos siguientes puede formar un ión en reacciones químicas. Consultando la tabla periódica, prediga la carga del ión más estable de cada uno: a) Al; b) Ca; c) S; d) I; e) Cs f) Rb; g) Sr; h) Se; i) At R: a)Al3+; b)Ca2+; c)S2-; d)I-; e)Cs+, f)Rb+; g)Sr2+; h)Se2-; i)At17. ¿Qué sabemos acerca de un compuesto si conocemos la fórmula empírica? ¿Qué información adicional proporciona la fórmula molecular? ¿La fórmula estructural? Explique en cada caso. R: Una fórmula empírica indica cuales elementos están presentes en una sustancia y la relación mínima que hay entre sus átomos. Una fórmula molecular indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. La fórmula estructural de una sustancia muestra cuales átomos están unidos a cuales dentro de una molécula. 18. Dos compuestos tienen la misma empírica, ¿deben tener la misma fórmula molecular? R: No, dos moléculas con igual fórmula empírica pueden tener diferente fórmula molecular, por ejemplo CH2O es la fórmula empírica para el formaldehído CH2O y la glucosa C6H12O6. 19. Escribe la fórmula empírica de las siguientes sustancias: SUSTANCIA cloro agua agua oxigenada butano

EMPÍRICA

MOLECULAR Cl2 H2O H2O2 C4H10

SUSTANCIA cloro agua agua oxigenada butano

EMPÍRICA Cl H2O HO C2H5

MOLECULAR Cl2 H2O H2O2 C4H10

R:


20

20. La carga más común asociada a la plata en sus compuestos es 1 +. Indique las fórmulas empíricas que cabría esperar para los compuestos formados por Ag y: a) yodo; b) azufre; c) flúor. R: a) AgI; b) Ag2S; c) AgF 21. Prediga la fórmula empírica de los compuestos iónicos formado por los pares de elementos e iones siguientes: a) Ca y S; b) Na y F; c) Mg y N; d) Al y O; e) Ca+2 y Br-; f) NH4+1 y Cl-1; g) Al+3 y C2H3O2-1; h) K+1 y SO4-2; i) Mg+2 y PO4-3 R: a)Ca S; b)NaF; c)Mg 3N2; d)Al2O3; e)CaBr2; f)NH4Cl; g)Al(C2H3O2)3 h)K2SO4 ; i)Mg3(PO4)2 22. Prediga si cada uno de los compuestos siguientes es molecular o iónico: a) B2H6; b) CH3OH; c) LiNO3; d) Sc2O3; e) CsBr; f) NOCl; g) NF3; h) Ag2SO4 R: Moleculares (todos los elementos son no metales): a)B 2H6; b)CH3OH; f) NOCl; g)NF3 . Son Iónicos (formados por iones, usualmente contienen un catión metálico) c)LiNO 3 d) Sc2O3 e)CsBr h)Ag2SO4. Nomenclatura de compuestos inorgánicos 23. Determine el estado de oxidación (EO) de cada elemento presente en los siguientes compuestos o iones: Especie

Estados de Oxidación

(NH4)+ (MnO4)-2 H2O2 HCIO3 K2 Cr2 O7 Fe2 (SO3)3 Pb(SO4)2 H2S2O3 (NH4)2 CO3 CaCO3 KClO3 HF


21

R: Especie

Estados de Oxidación

(NH4)+

N = 3-

H = 1+

(MnO4)-2

Mn = 6+

O = 2-

H2O2

H = 1+

O22-

HCIO3

H = 1+

Cl = 5+

O = 2-

K2 Cr2 O7

K = 1+

Cr = 6+

O = 2-

Fe2 (SO3)3

Fe =3+

S = 4+

O = 2-

Pb(SO4)2

Pb = 4+

S = 6+

O = 2-

H2S2O3

H = 1+

S = 2+

O = 2-

(NH4)2 CO3

N = 3-

H = 1+

C = 4+

CaCO3

Ca 2+

C = 4+

O = 2-

KCIO3

K = 1+

Cl = 5+

O = 2-

HF

H = 1+

F = 1-

O = 2-

24. ¿Cuál es el nombre de los siguientes iones? Ion Fe2+ Ni+2 Fe+3 Cu+2 Hg+ Ag+

Nombre

Ion Pb+2 Hg+2 Ni+3 Cu+ Co+3 Au+3

Nombre

R: Fe2+ : ión ferroso, Pb+2: ión plumboso, Ni+2 : ión niqueloso, Hg+2 : ión mercúrico +3 +3 +2 + + Fe : ión férrico,Ni : ión niquélico, Cu : ión cuprico, Cu : ión cuproso Hg : ión mercurioso, Co+3 : ión cobáltico, Ag+ : ión argéntico, Au+3: ión aúrico. 25. Escriba la fórmula química de (a) ión clorito, (b) ión cloruro, (c) ión clorato, (d) ión perclorato, (e) ión hipoclorito. R: (a) ClO2- (b) Cl- (c) ClO3- (d) ClO4- (e) ClO26. Escriba la fórmula química de los siguientes compuestos: (a) óxido de cobre I, (b) peróxido de potasio, (c) hidróxido de aluminio, (d) nitrato de cinc, (e) bromuro de mercurio I, (f) carbonato de hierro III, (g) hipobromito de sodio. R: a) Cu2O, (b) K2O2, (c) Al(OH)3, (d) Zn(NO3)2, (e) Hg2Br2, (f) Fe2(CO3)3, (g) NaBrO


22

27. Dé los nombre a los compuestos iónicos siguientes: (a) AlF 3, (b) Fe(OH)2, (c) Cu(NO3)2, Ba(ClO4)2, (e) Li3PO4, (f) Hg2S, (g) Ca(C2H3O2)2, (h) Cr2(CO3)3, (i) K2CrO4, (j) (NH4)2SO4.

(d)

R: a) Fluoruro de aluminio, b) Hidróxido de hierro (II), c) Nitrato de cobre (II) (nitrato cúprico), d) Perclorato de bario, e) Fosfato de litio, f) Sulfuro de mercurio (I), (g) acetato de calcio, h) carbonato de cromo (III), i) Cromato de potasio, j) Sulfato de amonio. 28. De nombre o la fórmula química, según sea apropiado, para cada uno de los ácidos siguientes: a) ácido sulfúrico, b) ácido nitroso, c) ácido yodhídrico, d) H2CO3, e) HClO4, f) HC2H3O2. R: a) H2SO4, b) HNO2, c) HI, d) ácido carbónico, e) ácido perclórico, f) ácido acético. 29. Suponga que encuentra las siguientes frases en sus lecturas. Escriba la fórmula química de cada una de las sustancias mencionadas. a) El clorato de potasio se emplea en el laboratorio como fuente de oxígeno, b) el hipoclorito de sodio se usa como blanqueador en hogar, c) El amoniaco es importante en la síntesis de fertilizantes como el nitrato de amonio, d) el ácido fluorhídrico se emplea para grabar cristal, e) el olor de los huevos podridos se debe al sulfuro de hidrógeno, f) Si agregamos ácido clorhídrico al bicarbonato de sodio, se forma dióxido de carbono gaseoso. R: a) KClO3 y O2, b) NaClO, c) NH3 y NH4NO3, d) HF, e) H 2S, f) HCl, NaHCO3 y CO2 30. De nombre a los siguientes compuestos.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22

Fórmula NaOH CI2O7 K2SO3 HCI CaH2 CaCO3 KCIO3 HF Cu(OH)2 HCIO H3PO4 H2CO3 HNO2 K2Cr2O7 MgCI2 Li2Cr2O7 NH4CI NH3 Ca3(PO4)2 KIO3 Ni2(SO4)3 HNO3

Nombre


23

23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38

NaNO3 CuS CuCI2 Fe2(SO4)3 HClO4 MoCI2 Ba(HCO3)2 NaCIO KMnO4 H2SO4 NaNO2 HCN Mg(C2H3O2)2 AI2O3 H2S H2SO3

R: Hidróxido de sodio, Óxido de cloro VII, Sulfito de potasio, Ácido clorhídrico, Hidruro de calcio, Carbonato de calcio, Clorato de potasio, Ácido fluorhídrico, Hidróxido de cobre II, Ácido hipocloroso, Ácido fósfórico, Ácido carbónico, Ácido nitroso, Dicromato de potasio, Cloruro de magnesio, Dicromato de litio, Cloruro Cloruro de amonio, Amoniaco, Fosfato de calcio, calcio, Yodato de potasio, Sulfato de níquel III, Ácido nítrico, Nitrato de sodio, Sulfuro de cobre II, Cloruro de cobre II, Sulfato férrico, Ácido perclórico, perclórico, Cloruro de de molibdeno II, II, Carbonato ácido de de bario, Hipoclorito de sodio, sodio, Permanganato de potasio, Ácido sulfúrico, Nitrito de sodio, Ácido cianhídrico, Acetato de magnesio, Oxido de aluminio, Ácido Ácido sulfhídrico, Ácido Ácido sulfuroso. Ejercicios de Solemnes anteriores 31. Núclido es el nombre que recibe un átomo de un isótopo específico, todos los núclidos siguientes se emplean en medicina. Indique el número de protones y neutrones que tiene cada núclido: a) fósforo – 32 b) cromo –51 c) cobalto-60 cobalto-60 d) tecnecio-99 e) yodo-131 f) talio-201 R: Núclidos fósforo – 32 cromo –51 yodo-131 cobalto-60 tecnecio-99 talio-201

Protones 15 24 53 27 43 81

Neutrones 17 27 78 33 56 120


24

32. Complete la siguiente tabla: Fórmula del compuesto AgNO3 H2SO3 NaHCO 3

Nombre del compuesto

Ácido fosfórico Sulfuro de aluminio Fosfato cúprico Carbonato de amonio R: Nitrato de plata, ácido sulfuroso, Carbonato ácido de sodio (o bicarbonato de sodio), H 3PO4, Al2S3, Cu3(PO4)2, (NH4)2CO3 33. Escriba la fórmula química de cada uno de los compuestos siguientes: a) óxido cúprico, b) peróxido de potasio, c) hidróxido de aluminio, d) nitrato de cinc, e) bromuro de mercurio(I), f) carbonato de hierro(III), g) hipobromito de sodio, h) sulfito de hierro(II), i) carbonato de cromo(III), j) bicarbonato de magnesio, k) acetato de cobre(II) R: CuO, K2O2, Al(OH)3, Zn(NO3)2, HgBr, Fe2(CO3)3, NaBrO, FeSO3, Cr2(CO3)3, Mg(HCO3)2, Cu(CH3CO2)2 34. Determine el estado de oxidación del átomo señalado en cada uno de los siguientes compuestos: a) Na2HP*O4

b) K2Cr*2 O7 c) Nitrógeno en nitrato plumboso d) PbCl*4 e) Cu2S*O4

R: P = +5, Cr = +6, N =+5, Cl =-1, S = +6 35. Escriba el símbolo atómico indicando el número de masa (A) y el número atómico (Z) para los siguientes elementos: a) Un átomo del elemento contiene 28 protones y 31 neutrones. b) El elemento contiene átomos con 8 electrones y 8 neutrones. c) Un átomo de bromo con 46 neutrones. d) 7232 X . R: a)

59 28 Ni

b)

16 8 O

c)

35

81

Br

d) Ge

36. Complete la siguiente Tabla: Fe2

54 26

Símbolo Protones Neutrones Electrones Z A Carga neta

5 6 5

16 18

79 117 79

86 136 86

31 -3


0 25

R: Tabla Símbolo Protones Neutrones Electrones Z A Carga neta

B 5 6 5 5 11 0

Fe2

54 26

26 28 24 26 80 +2

P-3 15 16 18 15 31 -3

Au 79 117 79 79 196 0

Rn 86 136 86 86 222 0

37. Un elemento consta de dos isótopos. La abundancia de un isótopo es 95,72% y su masa atómica es 114,9041 uma. La masa atómica del segundo isótopo es 112,9043 uma. ¿Cuál es la masa atómica media del elemento? R: 114,8 uma 38. La plata tiene una masa atómica media de 107,87 uma. Si un 48,18% de Ag existe como Ag109 con una masa de 108,9047 uma.¿Cuál es la masa atómica del otro isótopo, Ag-107? R: 106,9 uma 39. Complete la siguiente Tabla Nombre

Fórmula

Ácido clorhídrico

Catión

Anión

H+

Cl-

K+

ClO4-

NH4+

Cl-

K+

IO3-

Fe+3

SO4-2

Na+

CN-

Na+

NO2-

H2S NaOH Óxido Perclórico Hidróxido Cúprico K2Cr2O7 Fosfato de Calcio Ni2(SO4)3 Ácido Nítrico CuS HClO4 Permanganato de Potasio Ba(HCO3)2 Ácido Nitroso


26

R: Tabla Nombre Ácido Clorhídrico Ácido Sulfhídrico Hidróxido de Sodio Óxido Perclórico Perclorato de Potasio Hidróxido Cúprico Dicromato de Potasio Cloruro de Amonio Fosfato de Calcio Yodato de Potasio Sulfato de Níquel (III) Ácido nítrico Sulfuro Cuproso Sulfato Férrico Ácido Perclórico Permanganato de Potasio Cianuro de Sodio Bicarbonato de Bario Ácido Nitroso Nitrito de Sodio Óxido de Aluminio

Fórmula HCl H2S NaOH Cl2O7 KClO4 Cu(OH)2 K2Cr2O7 NH4Cl Ca3 (PO4)2 K IO3 Ni2(SO4)3 HNO3 CuS Fe2(SO4)3 HClO4 KMnO4 NaCN Ba(HCO3)2 HNO2 NaNO2 AI2O3

Catión H+ H+ Na+ No ioniza K+ Cu+2 K+ NH4+ Ca+2 K+ Ni+3 H+ Cu+2 Fe+3 H+ K+ Na+ Ba+2 H+ Na+ No ioniza

Anión ClS-2 OHNo ioniza ClO4OHCr2O7-2 ClPO4-3 IO3SO4-2 NO3S-2 SO4-2 ClO4MnO4CNHCO3NO2NO2No ioniza

40. Escriba la fórmula química de cada sustancia mencionada en los procesos químicos siguientes: a) El carbonato de zinc puede calentarse para formar óxido de zinc y dióxido de carbono b) Al tratarse con ácido fluorhídrico, el dióxido de silicio forma tetrafluoruro de silicio y agua c) El dióxido de azufre reacciona con agua para formar ácido sulfuroso d) El ácido perclórico reacciona con cadmio formando perclorato de cadmio(II) R: a) ZnCO3 , ZnO , CO2 d) HClO4, Cd, Cd(ClO4)2 41. a) b) c) d) e)

b) HF, SiO2, SiF4, H2O

c) SO2, H2O, H2SO3

Escriba la fórmula química de cada uno de los compuestos siguientes: Óxido de Aluminio. Peróxido de Potasio. Hidróxido de Magnesio. Nitrato de Cinc. Carbonato de Hierro(III).

R: (a) Al2O3; (b) K2O2; (c) Mg(OH)2; (d) Zn(NO3)2; (e) Fe2(CO3)3 42. Prediga la fórmula empírica del compuesto iónico formado por: a) Ca y Br b) amonio y CO3-2 c) Al y C2H3O2d) K y S e) Mg y PO4-3


27

R: (a) CaBr2; (b) (NH4)2CO3; (c) Al(C2H3O2)3; (d) K2S; (e) Mg3(PO4)2 43. Complete la siguiente tabla según corresponda. Nombre

Iones

Fórmula Ca(OH)2

K+ y Cr2O7= Cianuro de sodio Ba3(PO4)2 Sulfuro de hierro (III) Ag+ y CrO4= Nitrato de amonio R: Nombre Hidróxido de calcio Dicromato de potasio Cianuro de sodio Fosfato de bario Sulfuro de hierro (III) Cromato de plata Nitrato de amonio

Iones Ca2+ y OHK+ y Cr2O7= Na+ y CN- Ba2+ y PO43Fe3+ y S2Ag+ y CrO4= NH4+ y NO3-

Fórmula Ca(OH)2 K 2Cr 2O7 NaCN Ba3(PO4)2 Fe2S3 Ag2CrO4 NH4NO3

44. Sólo se presentan dos isótopos de Boro en la naturaleza: 10B de masa = 10,013 uma y abundancia = 19,78%, y 11B de masa = 11,009 uma y abundancia = 80,22%. Calcule la masa atómica promedio del Boro. R: 10,812 uma


28

45. Complete la siguiente tabla con la información adecuada Símbolo

52 24

Cr 3 130 I 

Protones

Sn

As

47

Neutrones Electrones

Ag

76

33

60

69

46

48

21

Carga Total

42

2+

3-

R: Símbolo

52 24

Cr 3 130 I 

Protones

24

Neutrones

28

Electrones Carga Total

21

53 76 54

3+

Ag

Sn

47

50

60

69

46

48

1-

As

0

33 42 33

2+

3-

46. Escriba la fórmula química y el nombre del compuesto iónico que se forma entre los pares de iones siguientes:

+

Fórmula Química

Nombre

Fórmula Química

Nombre

-

a) Na y OH

b) Al3+ y CO32c) Mg2+ y NO2-

R: +

-

a) Na y OH

b) Al3+ y CO32c) Mg2+ y NO2-

NaOH

Hidróxido de sodio

Al 2(CO3 )3

Carbonato de aluminio

Mg(NO2 )2

Nitrito de magnesio


29

47. Escriba el nombre de los siguientes compuestos e indique a que función inorgánica corresponde: Fórmula química Hg2O

Nombre Oxido de mercurio (I)

Función inorgánica Oxido metálico

Nombre Oxido de mercurio (I)

Función inorgánica Oxido metálico

HBr (ac) SnH2 HIO4 CoS

R: Fórmula química Hg2O HBr (ac) SnH2 HIO4

Ácido Bromhídrico

Hidrácido

Hidruro de estaño (II) Hidruro estañoso

Hidruro metálico

Ácido periódico

Oxácido

CoS

Súlfuro de Cobalto(II) Sal binaria Súlfuro cobaltoso 48. El cromo forma tres óxidos principales. Escriba las fórmulas adecuadas para estos compuestos si los estados de oxidación del cromo son +3, +4 y +6 respectivamente. Estado de oxidación

Fórmula del óxido

+3 +4 +6 R: Estado de oxidación

Fórmula del óxido

+3

Cr2O3

+4

CrO2


30

+6

CrO3

49. Indique el nombre o la fórmula, en el caso que corresponda, para los siguientes compuestos inorgánicos. Formula

Nombre

Ag2SO4

N2O5

RbH

Trifluoruro de yodo

Carbonato de estaño (IV)

Ácido bromoso

R: Formula

Nombre

Ag2SO4

Sulfato de plata

N2O5

Pentóxido de dinitrógeno

RbH

Hidruro de Rubidio

IF3

Trifluoruro de yodo


31

Sn(CO3)2

Carbonato de estaño (IV)

HBrO2

Ácido bromoso


32

UNIDAD III COMPOSICIÓN CUANTITATIVA DE LOS COMPUESTOS Y ESTEQUIOMETRÍA

CONTENIDOS: -

Masa atómica, masa molar y número de Avogadro. Concepto de mol. Composición porcentual de los compuestos. Ecuaciones y reacciones químicas. Pesos atómicos y moleculares: escala de masas atómicas, pesos formulares y moleculares, composición porcentual a partir de fórmulas. - Fórmulas empíricas a partir de análisis elemental, fórmulas moleculares a partir de la formula empírica, análisis por combustión. - Reactivo limitante y rendimiento de reacciones. RESULTADOS DE APRENDIZAJE: Realizar cálculos estequiométricos en función del concepto de mol y del número de Avogadro. Conocer la equivalencia entre masa en gramos y moles para una sustancia determinada. Calcular la composición porcentual de cualquier compuesto de estructura molecular conocida. Clasificar reacciones y balancear ecuaciones químicas, aplicando relaciones estequiométricas en ellas, en función de los tipos de unidades en que se puede medir la materia. LECTURA PREVIA: LECTURA PRE- CLASE 4 Y 5. Estequiometría básica y estequiometría de reacciones (Disponible en www.unabvirtual.cl ) Ejercicios Resueltos 1.

Una muestra de 7,61 g de ácido p-aminobenzoico, compuesto que contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, se quemó en corriente de oxígeno obteniéndose 17,1g de CO2 , 3,50 g de H 2O y 0,777 g de N 2. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido?

Desarrollo Todo el carbono, hidrógeno y nitrógeno existentes en la muestra inicial se hallan ahora en el CO2, H2O y N2 obtenidos como productos. Por lo tanto para calcular calcular los moles de átomos de carbono, hidrógeno y nitrógeno se necesita conocer los moles de CO 2, H2O y N2, respectivamente. Como 1 mol de CO 2 contiene 1 mol de C, los moles de C son iguales a los moles de CO 2. Los moles de CO2 = 17,1 g / 44,01 g/mol = 0,389 mol. Moles de C = 0,389 Como 1 mol H2O contiene 2 moles de H, los moles de H son 2 x moles H2O. Los moles de H2O = 3,50 g / 18 g/mol = 0,194 mol. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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Moles de H = 2 x 0,194 mol = 0,389 mol como 1 mol de N 2 contiene 2 moles de N, los moles de N = 2 x moles N 2. Los moles de N2 = 0,777 g/ 28 g/mol = 0,0278 mol. Moles de N = 2 x 0,0278 mol = 0,0556 mol Los moles de oxígeno que forman parte del ácido se obtienen por diferencia entre la masa total de muestra quemada y la masa total de C, H, N que ahora calcularemos. calcularemos. Así: masa C : 0,389 mol x 12,01 g/mol = masa H : 0,389 mol x 1,01 g/mol masa N : 0,0556 mol x 14 g/mol masa (C + H + N ) = 5,84 g masa oxígeno masa oxígeno

= = =

4,67 g de C = 0,39 g de H = 0,78 g de N

masa muestra – masa (C + H + N ) 7,61 g – 5,84 g 1,77 g

Entonces los moles de O son: moles O

=

1,77 g / 16 g/mol

=

0,111 mol

Ahora dividiendo los moles de cada elemento por el menor número de moles, se determina la proporción entera de moles más simple que nos da los subíndices de la fórmula empírica: C: 0,389 mol / 0,0556 mol H: 0,389 mol / 0,0556 mol N: 0,0556 mol / 0,0556 mol O: 0,111 mol / 0,0556 mol

= = = =

6,996 se aproxima a 7 6,996 se aproxima a 7 1 1,996 se aproxima a 2

Resultado: La Fórmula Empírica Empírica del ácido p-aminobenzoico p-aminobenzoico es C7H7NO2.

2.

La disminución del ozono en la estratósfera estratósfera ha sido tema de gran gran preocupación preocupación entre los científicos en los últimos años. Se piensa que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico NO proveniente de las emisiones de los aviones a propulsión que circulan a elevadas alturas. La reacción es: O3 (g) + NO (g)

O2 (g) + NO2 (g)

Si 74,0 g de O3 (g) se hacen reaccionar con 67,0 g de NO(g) a) ¿Cuál de los reactivos limita la reacción? b) ¿Cuál es el rendimiento teórico de NO2 en gramos? c) ¿Cuántos gramos quedan en exceso? d) Si en la práctica se obtienen 61g de NO NO2 calcule el porcentaje de rendimiento de la reacción


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Desarrollo a)

La ecuación química nos indica que 1 mol (48 g) de O3 reacciona exactamente con 1 mol (30 g) de NO produciendo 1 mol (32g) de O2 y 1 mol (46 g) de NO2. Primero, debemos determinar cuál de los dos reactivos limita la reacción, el O 3 o el NO. Esto se puede hacer utilizando moles o también con gramos.

Determinación en Moles: Esto se hace comparando los moles de reactivos del problema, con los moles respectivos en la ecuación química balanceada: O3

:

NO :

moles problema = 74g 48g/mol moles problema = 67g 30g/mol

= 1,54 mol = 2,23 mol

Ahora, el cuociente que resulte menor, corresponde al reactivo limitante: O3 : moles problema moles ecuación

=

1,54 mol 1 mol

=

1,54

NO: moles problema moles ecuación

=

2,23 mol 1 mol

=

2,23

Entonces, serán los 1,54 mol de ozono los que limiten la cantidad de producto a obtener, pues están en menor cantidad y reaccionarán todos. De NO una parte de los 2,23 mol reacciona formando productos y el resto queda como NO en exceso. Determinación en Gramos: Probaremos el cálculo con los gramos de O3 48 g O3 30 g NO

=

74,0 g O3

x = 46,3 g de NO

x g NO

Este resultado indica que O 3 es el reactivo limitante ya que los 74,0 g de él reaccionan todos, sólo con 46,3 g de los 67g que hay de NO. El NO alcanza e incluso sobran gramos de él, por eso es el reactivo en exceso. Si hubiésemos hecho primero el cálculo con los gramos de NO: 48g O3 30 g NO

= x g O3 67,0 g NO

x = 107,2 g de O3


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b)

Nos habríamos dado cuenta que el O 3 es el limitante porque se necesitarían más gramos de los que hay disponibles de O 3, que son sólo 74,0g, para que reaccionasen todos los 67,0 g de NO. Cuando no pueden reaccionar todos los gramos de un reactivo significa que es el reactivo en exceso. Calcular el rendimiento teórico significa calcular la máxima cantidad posible de producto que se podría obtener, en base a la ecuación química balanceada. El cálculo se hace con aquel reactivo que reacciona totalmente, o sea, con el reactivo limitante

Cálculo en Moles: En la ecuación la relación en moles es: 1 mol de O3 produce 1 mol de NO2 Entonces planteamos

Despejando la X resulta masa molar del NO2 Masa NO2

1mol O3 1mol NO2

=

1,54 mol O3 X mol NO2

X = 1,54 mol de NO2 que llevamos a gramos multiplicando por la

=

1,54 mol x 46 g/mol

=

70,8g de NO2

que correspondería al Rendimiento Teórico de NO2 en gramos. Cálculo con Gramos: La ecuación relaciona al limitante O 3 con el producto NO2, 1mol de O3 (48 g) produce 1 mol de NO2 (46 g), entonces planteamos: 48 g O3 = 46 g NO2

c)

74,0 g O3 x g NO2

x = 70,9 g de NO2 es el Rendimiento Teórico

Los gramos en exceso son de NO, ya vimos en a) que con el limitante reaccionan 46,3 g de los 67,0 g disponibles, lo que queda en exceso es la diferencia: 67,0 g – 46,3 g = 20,7 g de NO quedan en exceso (sin reaccionar)

d)

El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el Rendimiento Real o experimental con el Rendimiento Teórico: R. real x 100 R. teórico

=

61 g x 100 = 70,9 g

86 %


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Ejercicios propuestos Pesos Formulares 1. Determine los pesos formulares de cada uno de los siguientes compuestos: a) P2O3; b) BaSO4; c) Mg(C2H3O2)2. R: (a) 110,0 uma (b) 233,4 uma (c) 142,3 uma 2. Calcule el porcentaje en masa de oxígeno en cada uno de los siguientes compuestos: a) SO3; b) CH3COOH; c) Ca(NO3)2 ; d) (NH4)2SO4. R: a) 59,9 %; b) 53,3 %; c) 58,5 %; d) 48,4%. 3. La dureza de los huesos se asocia con los cristales de hidroxiapatita, Ca 10(PO4)6(OH)2. ¿Cuáles son los porcentajes de calcio y fósforo en la hidroxiapatita? R: %Ca = 39,9; %P = 18,5. 4. La novocaína, C13H21ClN2O2, es un anestésico local. Determina su composición centesimal y, a partir de ella, calcula la cantidad de cada elemento existente en 50 g de muestra. R: %C = 57,2 %H =7,7 %Cl = 13,0 %N = 10,3 %O = 11,7; C = 28,6 g H = 3,85 g Cl = 6,5 g N = 5,15 g O = 5,85 g 5. Determina la composición centesimal de la sacarosa, C 12H22O11. ¿Qué masa de sacarosa es necesaria para tener 10 g de C? R: %C = 42,11; %H = 6,43; %O = 51,46; 23,75 g de sacarosa 6. Los vegetarianos suelen sufrir la deficiencia de vitamina B 12. Cada molécula de vitamina B12 tiene un solo átomo de cobalto y constituye 4,35% de cobalto en masa. ¿Cuál es la m asa molecular de la vitamina B12? R: 1354 g/n El mol 7. Cuántos átomos hay presentes en: a) 0,50 moles de Na. b) 14 g de N. c) Un cubo de hierro (densidad =7,87 g/cm3) de 3,00cm de arista. R: a) 3,01 x 1023 átomos de Na. b) 6,02 x 1023 átomos de N. c) 2,29 x 1024 átomos de Fe.


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8. ¿Qué masa tienen, en gramos, 6,52 1021 moléculas de aspirina, C9H8O4? R: 1,95 g. 9. Si 5,00g de un compuesto molecular desconocido contiene 4,55 x 10 22 moléculas, ¿cuál es su masa molar? R. 66,4 g/mol. 10. ¿Qué masa molar tiene el diazepam (Valium®) si 0,05570 mol pesa 15,86 g? R: 284,7 g/mol. 11. Calcula la masa de una molécula de sucrosa, C12H22O11 (masa molar = 342 g/mol) R: 5,68x10-22 g. 12. El aspartamo, un edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, tiene una fórmula molecular de C14H18N2O5. a) Calcule la masa molar del aspartamo. b) ¿Cuántos moles de aspartamo hay en 1.00 mg de aspartamo? c) ¿Cuántas moléculas de aspartamo hay en 1.00 mg de aspartamo? (d) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 1.00 mg de aspartamo? R: a) 294,32 g/mol; b) 3,4010-6 moles; c) 2,051018 moléculas; d) 3,691019 átomos de H. 13. Una muestra de glucosa, C6H12O6, contiene 4,0 x 1022 átomos de carbono: a) ¿Cuántos átomos de hidrógeno contiene la muestra?. b)¿Cuántas moléculas de glucosa contiene la muestra? c) ¿Cuántos moles de glucosa contiene la muestra? d) Calcule la masa de la muestra en gramos. R: (a) 8,0 x 1022 átomos de H; b) 6,7 x 1021 moléculas de glucosa; c) 1,1 x 10-2 moles de glucosa; d) 2,0 g de glucosa. 14. Una muestra de L-Carnitina, C7H15NO3, sustancia que se ingiere como suplemento dietético para reducir la fatiga muscular contiene 4,0 x 1022 átomos de carbono. Al respecto determine: a) El número de moléculas contenidas en la muestra. b) La masa molar del compuesto L-carnitina. c) El número de moles de la muestra. d) La masa en gramos de la muestra. e) El número de átomos de hidrógeno en la muestra. R: a) 5,71 x 1021 moléculas. b) 161,2 g/mol. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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c) 9,48 x 10-3 mol. d) 1, 53 g. e) 8,57 x 1022 átomos. 15. Calcule el número de moles de zinc que contienen 3 monedas que pesan 2,46g si su composición es un 97 % de Zn y un 3,0 % de Cu. R: 0,037 mol de Zn. 16. a) Una molécula de antibiótico llamada penicilina G tiene una masa de 5,342 x 10 -21 g. Calcule la masa molar de la penicilina G. b) La hemoglobina, la proteína portadora de oxígeno de los glóbulos rojos de la sangre, tiene 4 átomos de Fe por molécula y contiene 0,340 % en masa de Fe. Calcule la masa molar de la hemoglobina. R: a) 3217 g/mol de penicilina G; b) 6,57 x 104 g/mol de hemoglobina. 17. La dosis promedio de ácido acetilsalicílico (aspirina) C 9O4H8, necesaria para combatir un dolor de cabeza es de 1,7x10-3 moles. ¿Qué cantidad de dolores de cabeza se pueden remediar con 1,0 kg de aspirina? R: 3268 18. El cianuro de hidrógeno, HCN, es un gas venenoso. La dosis letal es de aproximadamente 300 mg de HCN por kilogramo de aire inhalado. Calcule la cantidad de HCN que produce la dosis letal en un laboratorio pequeño que mide 12  15  8,0 ft. La densidad del aire a 26°C es de 0,00118 g/cm3. Exprese esta cantidad en moles de HCN. 1 pie = 30,48 cm R: 1,5x103 mg de HCN; 538 moles. 19. Los antibióticos son compuestos químicos sintetizados por ciertos microorganismos. Se conocen como bactericidas, a quienes matan organismos, y bacteriostáticos, a los que controlan su diseminación. El más famoso y que se usa con más frecuencia es la penicilina, descubierta en 1929 por Alexander Fleming. A partir del descubrimiento de la penicilina, se han encontrado numerosos antibióticos, muchos de los cuales se producen en el suelo por acción de los microorganismos. La cloromicetina, es un antibiótico que se aisló del suelo venezolano cuya fórmula es C11H12O5N2Cl2. En una tableta que contiene 100 mg de cloromicetina ¿cuántas moléculas de este compuesto hay? R: 1,87x1020 moléculas. Fórmulas empíricas y moleculares 20. ¿Qué diferencia hay entre una fórmula empírica y una fórmula molecular?


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R: Una fórmula empírica proporciona el número relativo y la clase de cada átomo en un compuesto, pero una fórmula molecular indica el número real de átomos de cada clase en la molécula. 21. Explique porque podemos usar las composiciones porcentuales para obtener fórmulas empíricas pero no necesariamente fórmulas moleculares. R: Las composiciones porcentuales dan las masas relativas de cada elemento en un compuesto. Estos porcentajes producen número relativos de átomos en una molécula, de la fórmula empírica. 22. Los carbohidratos entran en la sangre en forma de azúcar. Una porción de los carbohidratos que se digieren se convierte en glucógeno (almidón del cuerpo) y se almacena en el hígado y los músculos. Son la principal fuente de energía del organismo. En general, tienen la fórmula (CH 2O)n, donde el valor de n varía dependiendo de si se trata de un mono, un di, o un polisacárido. Si la masa molar de un carbohidrato es de 90 g/mol, calcula el valor de n. R: n = 3. 23. Determine la fórmula empírica y molecular de cada una de las sustancias siguientes: a) Etilenglicol (sustancia empleada como componente primario de la mayor parte de las soluciones anticongelantes) formada por 38,7 % de C, 9,7 % de H y 51,6 % de O, masa molar de 62,1 [g]. b) Cafeína, un estimulante presente en el café, 49,5 % de C, 5,15 % de H, 28,9 % de N y 16,5 % de O con una masa molar de alrededor de 195 g. c) Epinefrina (adrenalina) una hormona secretada al torrente sanguíneo en momentos de peligro o tensión: 59,0 % de C, 7,1 % de H, 26,2 % de O y 7,7 % de N, masa molar cerca de 180 [g]. d) Nicotina, un componente del tabaco: 74,1 % de C, 8,6 % de H y 17,3 % de N, masa molar de 160  5 g. R: a) fórmula empírica: CH 3O; fórmula molecular: C2H6O2 (b) fórmula empírica: C4H5N2O; fórmula molecular: C8H10N4O2 c) fórmula empírica y molecular C9H13O3N d) fórmula empírica: C5H7N; fórmula molecular: C10H14N2 24. El análisis de una muestra de ácido ascórbico cuya masa es 1,274g entregó la siguiente composición: 0,521g de C; 0,058g de H y el resto de oxígeno. Encuentre la fórmula molecular de la vitamina C si se conoce que su masa molar es de 176 g/mol. R: C6H8O6 25. Una muestra de 0,25g de un compuesto orgánico que contiene C, H, O y N se quemó, obteniéndose 0,6151g de CO2, 0,1628g de H2O y 0,0378g de NO2. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? R: C17 H22 NO4


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26. El bupropión es un medicamento antidepresivo y también se emplea para dejar de fumar. La composición del bupropión es: 65,13% de carbono, 7,57% de hidrógeno, 14,79% de cloro, 5,84% de nitrógeno y 6,67% de oxígeno. Su fórmula mínima es igual a su fórmula molecular. Determine la fórmula. R: C13H18ClNO 27. Durante el estrés, se libera en el organismo humano la hormona norepinefrina y provoca el aumento del ritmo metabólico. Al igual que muchos compuestos bioquímicos, la norepinefrina se compone de carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. La composición porcentual de esta hormona es de: 56,8% de C, 6,56% de H, 28,4% de O y 8,28% de N. Determine la fórmula mínima de esta hormona. R: C8H11O3N 28. El timolol, un medicamento bloqueador beta para evitar en lo posible la necesidad de cirugías cardíacas de derivación, tiene la composición en masa siguiente: 49,4% de C, 7,64% de H, 17,7% de N, 15,2% de O y 10,1% de S. La masa de 0,0100 moles de timolol es de 3,16 g. a) ¿Cuál es la fórmula empírica del timolol? b) ¿Cuál es la fórmula molecular del timolol? R: a) C13H24N4O3S

b) C13H24N4O3S

29. La vitamina E es un antioxidante que desempeña un papel muy importante en la protección de estructuras celulares de los pulmones. La combustión de una muestra de 0,497 g de vitamina E produjo 1,47 g de dióxido de carbono y 0,518 g de agua. Determine la fórmula empírica de la vitamina E. R: Fórmula empírica = Fórmula molecular = C 4H10O. 30. El Ibuprofeno está compuesto de átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando una muestra de 5,000 g de Ibuprofeno es quemada en presencia de oxígeno, se obtienen 13,86 g de CO2 y 3,926 g de agua. ¿Cuál es la fórmula empírica del Ibuprofeno? R: C13H18O2 Ecuaciones y Reacciones Químicas 31. a) ¿Qué principio o ley se aplica en el proceso de balancear las ecuaciones químicas? b) ¿Qué símbolos se emplean para representar gases, líquidos, sólidos y soluciones acuosas en las ecuaciones químicas? c) ¿Qué diferencia hay entre P 4 y 4 P en una ecuación química? R: (a) La de conservación de la masa, (b) (g), (l), (s) y (ac), (c) P 4 representa cuatro átomos de fósforo unido entre sí a través de un enlace químico, formado una sola molécula. 4 P representa cuatro átomos de fósforo individuales.


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32. Balancee las siguientes ecuaciones químicas: a) ___NH4 NO3(s)  ___N2 O(g) + ___H2 O(l) b) ___La 2 O3(s) + ___H2 O(l) +___La(OH)3 (l) c) ___Mg3 N2(s) + ___H 2 O(l)  ___Mg(OH)2 + ___NH3 d) ___C6 H 6(l) + ___O2(g)  ___CO2(g) + ___H2 O(l) e) ___CH3 NH2(g) + __ _O 2(g)  ___CO2(g) + ___H2 O(g) + ___N2(g) R: (a) NH4 NO3(s)  N2O (g) + 2H2O (l) (b) La 2 O3(s) + 3H 2O(l)  2 La(OH)3 (c) Mg 3 N 2(s) + 6 H 2O (l)  3 Mg(OH) 2 + 2NH 3 (d) 2 C6 H 6(l) + 15O2(g)  12CO 2(g) + 6H 2O (l)

(e) 4CH3 NH2(g) + 9O2(g)  4CO2(g) + 10H 2 O(g) + 2N 2(g)

33. Los carbohidratos se descomponen en el estómago en glucosa, C 6H12O6. La glucosa es soluble en la sangre, ésta la transporta a las células, donde reacciona con el O 2 que respiramos produciendo CO2 y H2O. a) b)

Escribe la ecuación balanceada de la reacción de la glucosa con el oxígeno. ¿Qué masa de oxígeno, O2, se necesita para consumir 120 mg de glucosa?

R: b) 0,128 g

34. El alcohol del “gasohol” arde según la siguiente ecuación: C2 H5 OH (l) + 3O2 (g)  2CO2 (g) + 3H2 O(l)

a) ¿Cuántos moles de CO 2 se producen cuando 3,00 moles de C2H5OH se queman de esta forma?, b) ¿Cuántos gramos de CO 2 se producen al quemar de esta manera 3,00 g de C2H5OH? R: a) 6,00 moles de CO2 b) 5,73 g de CO2 35. El hidruro de calcio reacciona con agua para formar hidróxido de calcio e hidrógeno gaseoso. a) Escriba la ecuación química balanceada para la reacción, b) ¿cuántos gramos de hidruro de calcio se requieren para formar 10,0 g de hidrógeno? R: a) CaH2 (s) + 2H2O (l)  Ca(OH)2 (ac) + 2H2 (g) b) 104 g de CaH2


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36. El carburo de silicio, SiC, se comercializa como abrasivo. Se obtiene calentando SiO 2 y C a altas temperaturas: SiO2(s) + 3C(s)  SiC(s) + 2CO(g) a) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse si se permite que reaccionen 3,0 g SiO 2 de y 4,5 g de C?, b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?, (c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después que se consume todo el reactivo limitante? R: a) 2,0 g de SiC; b) el SiO2 es el reactivo limitante; c) quedan 2,70g. 37. Uno de los pasos del proceso comercial de para convertir amoniaco en ácido nítrico implica la conversión de amoniaco en óxido de nitrógeno II: 4NH3(g) + 5O2(g)  4NO(g) + 6H2 O(g)

a) ¿Cuántos gramos de NO se forman cuando 1,50 g de NH3 reaccionan con 1,85 g de O2? ¿Cuál es el reactivo limitante y cual está en exceso?, b) ¿Cuánto del reactivo en exceso queda una vez que se ha consumido totalmente el RL? R: a) 1,39 g de NO son producidos; b) O2 es el RL y NH3 es el RE; c) 0,71 g de NH3 38. Cuando se burbujea ácido sulfhídrico gaseoso en una solución de hidróxido de sodio, la reacción forma sulfuro de sodio y agua. ¿Cuántos gramos de sulfuro de sodio se forman si 1,50 g de ácido sulfhídrico son burbujeados en una solución que contiene 1,65 g de hidróxido de sodio? R: 1,61g de Na2S. 39. El ion oxalato ácido (HC 2O4-) es tóxico debido a que precipita el calcio ionizado. Por otra parte, el ácido oxálico (H2C2O4) es un fuerte corrosivo. Cuando se ingiere el ácido oxálico, un posible antídoto consiste en tomar permanganato de potasio (KMnO4) que produce la siguiente reacción en presencia del ácido clorhídrico (HCl) que hay presente en el medio estomacal: H2C2O4 + KMnO4  HCl → CO2 + MnCl2 + KCl + H2O Si una persona ingiere 10 g de ácido oxálico y se trata con 15,5 g de permanganato de potasio, ¿se salva o muere? R: se salva.


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40. La nicotina constituye por lo menos el 75% de los alcaloides presentes en el tabaco. La síntesis de este alcaloide incluye en sus últimas etapas la siguiente reacción: C9N2H12 + ICH3  NaOH → C10N2H14 + NaI + H2O ¿Cuántos gramos de nicotina se pueden obtener a partir de 50g de nicotina (C9N2H12) y 50g de yoduro de metilo (ICH3)? ¿Cuánto NaOH se necesita? R: se pueden obtener 55,1 g de nicotina y se necesitan 13,6 g de NaOH. 41. El burbujeo que produce una tableta de Alka – Seltzer al disolverse en agua se debe a la reacción entre bicarbonato de sodio (NaHCO3) y ácido cítrico (H3C6H5O7): 3 NaHCO3(ac) + H3C6H5O7(ac) → 3 CO2(g) + 3 H2O(l) + Na3C6H5O7(ac) En cierto experimento se permite que reaccionen 1,00 g de bicarbonato de sodio con 1,00 g de ácido cítrico. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se producen? c) ¿Cuántos gramos del reactivo en exceso quedan después de consumirse totalmente el reactivo limitante? R: a) NaHCO3 b) 0,524 g c) 0,166 g 42. Para la siguiente reacción no balanceada: C2H2 + O2

CO2 + H2O

Si se hacen reaccionar 125g de C2H2 con 125g de O2 a) Balance de la reacción. b) ¿Quién limita la reacción?. c) ¿Cuál es la masa de agua producida?. d) ¿Cuál es la masa en gramos que reacciona del reactivo en exceso?. e) Calcular la masa del reactante que queda en exceso. R: a) 2 C2H2 + 5 O2 b) O2. c) 28,2 g. d) 40,7 g. e) 84,3 g.

4 CO2 + 2 H2O

43. ¿Cuántos moles de Fe 2O3 (s) se pueden producir de la reacción de 0,45 mol de Fe con 0,30 mol de O2 (g)? Escriba y equilibre la ecuación. R: 0,2 mol. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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44. Soluciones de ácido sulfúrico y acetato de plomo (II) reaccionan para formar sulfato de plomo sólido y una solución de ácido acético. Si se mezcla 10,0 g de ácido sulfúrico y 10,0 g de acetato de plomo, calcule el número de gramos de ácido sulfúrico, acetato de plomo (II), sulfato de plomo y ácido acético presentes en la mezcla al término de la reacción. R: ácido sulfúrico = 7,0g, acetato de plomo II= 0, sulfato de plomo = 9,32g ácido acético = 3,69g 45. Una técnica de laboratorio común para preparar pequeñas cantidades de oxígeno consiste en descomponer clorato de potasio por calentamiento. Si se descomponen 2,00 g de clorato de potasio da 0,720 g de oxígeno, calcule el porcentaje de rendimiento de la reacción. Sugiera una razón por la que el rendimiento real es tan marcadamente menor que teórico. R: 92,0% de rendimiento. Dos razones podrían ser el calentamiento desigual de KClO3 y por lo tanto una reacción incompleta, o la perdida de O2 antes de pesar. 46. Se hace reaccionar 37g de Fe3O4 con 18g de NaH, hidruro de sodio, para obtener hierro metálico según la ecuación: Fe3O4 + 4 NaH

3 Fe + 4 NaOH

a) Calcule el rendimiento teórico de la reacción en gramos b) Determine la masa del reactante que queda en exceso c) Si experimentalmente se obtienen 22,8 g de hierro, calcule el porcentaje de rendimiento de la reacción R: a) 26,8 g de Fe

b) 2,6 g de NaH

c) 85 %

47. a) Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO2) pueden formarse cuando se enciende una mezcla de 1,93 g de etileno (C2H4) y 3,75 g de oxigeno (O2). Suponga una combustión completa para formar dióxido de carbono y agua:, b) escriba la ecuación balanceada. R: (a) 3,44 g de CO2 (b) C2H4 (g) + 3O2 (g)  2CO2 (g) + 2 H2O (g) 48. Las soluciones de carbonato de sodio y nitrato de plata reaccionan para formar carbonato de plata sólido y una solución de nitrato de sodio. Una solución que contiene 5,0 g de carbonato de sodio se mezcla con otra que contiene 5,0 g de nitrato de plata. Una vez que la reacción llega a su término, la solución se evapora a sequedad dejando una mezcla de sales. ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio, nitrato de plata, carbonato de plata y nitrato de sodio están presentes al final de la reacción?. Escriba y balance su ecuación química para iniciar sus cálculos. R: (a) De AgNO3 no queda nada (reactivo limitante), 3,44 g de Na2CO3, 4,06 g de Ag2CO3 y 2,50 g de NaNO3


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49. Una estudiante hace reaccionar benceno, C 6H6, con bromo, Br2, para preparar bromobenceno, C6H5Br: C6 H6 + Br2  C6 H5 Br + HBr (a) calcular el rendimiento teórico de la reacción si 30,0 g de benceno reacciona con 65,0 g de bromo, (b) si el rendimiento real es de 56,7 g, calcule el porcentaje de rendimiento. R: (a) 60,3 g es el rendimiento teórico. (b) 94,0 % es el porcentaje de rendimiento. Ejercicios de Solemnes anteriores 50. a) Calcule la masa molar de Cu(NO3)2 b) Calcule la masa en gramos de 0,120 moles de Cu(NO3)2 c) ¿cuántos moles de Cu(NO3)2 hay en 3,15 g de este compuesto? d) ¿cuántos átomos de N hay en 1,25 mg de Cu(NO3)2? R: (a) 187,57 g (b) 22,5 g de Cu(NO3)2 (c)1,68 x 10-2 moles (d) 8,03 x 1018 átomos de N 51. La sustancia conocida como TCDD, o simplemente dioxina (C 12H4Cl4O2) es un contaminante tóxico en la síntesis del herbicida llamado 2,4,5-T o simplemente Agente Naranja. ¿Cuántas moléculas están presentes en una muestra de 1,00 mg de TCDD? R: 1,87x1018 moléculas. 52. El cloranfenicol es un antibiótico muy usado y tiene la siguiente fórmula estructural y mínima respectivamente: OH C11 H12 Cl2 N2 O5 OH HN

O

O 2N CHCl 2

Si una persona ingiere 120,0 mg de este medicamento, a) ¿Cuántos moles de cloranfenicol ingirió?. b) ¿Cuántos átomos de cloro ingirió? c) ¿Cuántos átomos de nitrógeno ingirió? d) ¿Cuántas moléculas de cloranfenicol ingirió? R: a) 3,715x10-4 moles c) 4,475x1020 átomos de N

b) 4,475x1020 átomos de Cl d) 2,237x1020 moléculas

53. La L-Dopa, un fármaco usado para el tratamiento de la enfermedad de Parkinson, tiene 54,82% de C, 5,62 % de H, 7,10% de N y 32,46% de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? R: C9H11NO4


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54. El timolol, un medicamento bloqueador beta para evitar en lo posible la necesidad de cirugías cardiacas de derivación, tiene la composición en masa siguiente: 49,4% de C, 7,64% de H, 17,7% de N, 15,2% de O y 10,1% de S. La masa de 0,0100 moles de timolol es de 3,16g. a) b) c) d)

¿Cuál es la masa molar del timolol? ¿Cuál es la fórmula empírica del timolol? ¿Cuál es la fórmula molecular del timolol? ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en una muestra de 1,0 g de timolol?

R: (a) 316 g/mol

(b) C13H24N4O3S (c) C13H24N4O3S (d) 4,6x1022 átomos de H

55. La dimetilhidrazina, el combustible usado en el módulo de descenso lunar Apolo está compuesto por C 39,98 %, H 13,44 % y N 46,58 %. a) Determine la Fórmula Empírica de este compuesto b) Si la masa molar es 60,10 g/mol determine la Fórmula Molecular. R: a) CH4N

b) C2H8N2

56. Se dispone de 100 mg de cadaverina, un compuesto presente en la carne en descomposición, y de formula C5H14N2. Al respecto de esta molécula: a) Calcule la masa molar de esta sustancia. b) ¿Cuál es la composición porcentual de carbono que hay en la cadaverina? c) ¿Cuántos gramos Carbono hay en la muestra de Cadaverina? d) ¿Cuántos átomos de Carbono hay en la muestra? R: (a) 102,14 g/mol; (b) C = 58,7%; (c) 0,0587 g; (d) 2,95x1021 57. La disminución del ozono en la estratósfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos durante los últimos años. El ozono puede reaccionar con el óxido nítrico (NO), proveniente de las emisiones de los aviones de propulsión que viajan a gran altura, de acuerdo a la siguiente ecuación química: O3 (g) + NO (g)



O2 (g) + NO2 (g)

Suponga que se hacen reaccionar 0,670 g de O3 con 0,980 g de NO. Indique y calcule lo siguiente: a) b) c) d)

¿Cuál de los dos compuestos es el Reactivo Limitante? Justifique con cálculos su respuesta Calcule el rendimiento teórico en gramos de NO 2 Si el rendimiento de la reacción es de un 85% ¿cuántos gramos de NO2 se obtienen? Calcule el número de moles de reactivo en exceso que se recuperan al finalizar la reacción.

R: a) Reactivo limitante: O3 b) 0,644 g NO2 c) 0,547 g NO2 d) 0,0187 moles de NO en exceso Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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58. Una mezcla que contiene KClO3, K2CO3, KHCO3 y KCl se calentó y produjo CO2, O2 y H2O gaseosos según la siguientes ecuaciones: 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) 2KHCO3(s)  K2 O(s) + H2 O(g) + 2CO2(g) K 2 CO3(s)  K2 O(s) + CO2(g)

KCl no reacciona en las condiciones de la reacción. Si 100,0 g de la mezcla produce 1,8 g de H 2O, 13,2 g de CO2, y 4,0 g de O2, ¿qué composición tenia la mezcla original? Suponga que la mezcla se descompone por completo. R: 10,2 g de KClO3, 20,0 g de KHCO3, 13,8 g de K2CO3, 56,0 g de KCl 59. La grasa almacenada en la joroba de un camello, es una fuente tanto de energía como de agua. Calcule la masa de agua, en gramos, producida por el metabolismo de 1,0 Kg de grasa cuya fórmula molecular es C57H110O6, suponiendo que el metabolismo de esta grasa implica la reacción con oxígeno para formar solamente CO2 y H2O R: 1,1 x 103 g 60. a) Se logró aislar un principio activo de las hojas del trébol de cuatro hojas. El análisis de este compuesto indica que sólo contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Al quemar 0,514g del compuesto en exceso de oxígeno, se producen 0,501 g de CO2 y 0,103 g de agua. Calcule: a) Fórmula empírica de este compuesto. b) Otro experimento revela que 1,5 g de este principio activo contiene 0,0166 mol. (i ) Calcule la masa molar del compuesto. (ii) Calcule la fórmula molecular del compuesto R: a) CHO2 b) i) 90,4 g/mol ii) C2H2O4 61. La aspirina, C9H8O4 se produce a partir de ácido salicílico, C7H6O3 y anhídrido acético, C4H6O3 :

C7 H 6O3  C4H 6O3  C9H 8O 4  HC 2H 3O 2 a) ¿Cuánto ácido salicílico se requiere para producir 1,5x10 2 gramos de aspirina, suponiendo que todo el ácido salicílico se convierte en aspirina?, b) ¿Cuánto ácido salicílico se requiere si sólo el 80 % del ácido se convierte en aspirina?, c) Calcule el rendimiento teórico de aspirina si 185 kg de ácido salicílico se hace reaccionar con 125 kg de anhídrido acético, d) Si la situación descrita en la parte c) produce 182 kg de aspirina, calcule el porcentaje de rendimiento. R: a) 115 g

b) 144 g

c) 221 kg

d) 82,4 %


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62. Una estudiante hace reaccionar benceno, C6H6 con bromo Br2, en un intento para preparar bromobenceno, C6H5Br: C6H 6 + Br2  C6H 5 Br + HBr a) Calcule el rendimiento teórico en esta reacción si 30,0 g de benceno reaccionan con 65,0 g de bromo. (b)Si el rendimiento real del bromobenceno fue de 56,7 g, calcule el porcentaje de rendimiento. R: (a) 60,4 g

(b) 93,9%

63. Una reacción secundaria en el proceso de fabricación del rayón a partir de pulpa de madera es la siguiente: CS2 + NaOH Na2CS3 + Na2CO3 + H2O a) Balancee la ecuación. b) ¿Cuántos gramos de Na2CS3 se producen en la reacción entre 92,5 mL de CS2 líquido de densidad =1,26 g/mL y 2,78 mol de NaOH?. c) ¿Cuántos gramos quedan sin reaccionar del reactivo en exceso?. Datos de masas molares: C: 12,01 S:32,06 Na: 23,00 O; 16,00 R: a) 3CS2 + 6NaOH b)141,7 g c) 10,64 g

H:1,00

2 Na2CS3 + Na2CO3 + 3H2O

64. La ecuación muestra la reacción entre el titanio y el ácido nítrico. Ti + HNO3

TiO2 + NO2 + H2O

a) Balancee la ecuación. b) Para la reacción de 25,0 g de Ti con 120,0 g de HNO3, determine el reactivo limitante. c) Calcule la máxima cantidad de TiO 2 que se puede obtener en esta reacción. d) Calcule el % de rendimiento de la reacción si experimentalmente se ha obtenido 28,0 g de TiO2. e) Calcule la masa de NO 2 que se obtiene experimentalmente. R: a) Ti + 4 HNO3 b) Reactivo limitante: HNO3 c) 38,0 g d) 73,4% e) 64,3 g

TiO2 + 4 NO2 + 2 H2O


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65. En un experimento se calienta una mezcla de 5,52 [g] de cobre en polvo con 10,1 [g] de azufre en polvo, obteniéndose como único producto el sulfuro cuproso (o sulfuro de cobre I) según la siguiente reacción no balanceada: Cu(s) + S(s) a) b) c)

calor

súlfuro cuproso

Complete y balancee la ecuación. Determine el reactivo limitante. ¿Cuántos gramos de sulfuro cuproso se obtienen si la reacción tiene un 75 % de rendimiento?

R: a) 2 Cu(s) + S(s)

calor

Cu2S

b) Reactivo limitante: Cu

(c) 5,19 g

66. 5,0g de nitrato férrico se hacen reaccionar con 3,0g de hidróxido de sodio para obtener hidróxido férrico y nitrato de sodio. Al respecto: a) Plantee la ecuación debidamente balanceada. b) ¿Cuál será el reactivo limitante? c) ¿Cuál será el rendimiento teórico en hidróxido férrico? d) ¿Cuánto del reactivo en exceso queda una vez que se ha consumido todo el reactivo limitante? e) Si en la práctica se obtuvo 1,8g de hidróxido férrico ¿Cuál será el rendimiento de la reacción? f) ¿Cuántos gramos de nitrato férrico se deben usar para preparar 50,0g de hidróxido férrico? R: a) Fe(NO3)3  3 NaOH → Fe(OH) 3 + 3 NaNO3 b) Reactivo Limitante: Fe(NO 3)3 ; c) 2,2 g d) 0,48 g

e) 81,8%

f) 138,3 g

67. Las mascarillas de oxígeno, utilizadas en las emergencias, contienen superóxido de potasio, KO2, el cual reacciona con el CO2 y el agua del aire exhalado dando oxígeno, según la ecuación: KO2(s) + H2O(g) + CO2(g) → KHCO3(s) + O2 (g) Si un paciente con una de estas mascarillas, que contiene 1,0 g de KO 2 exhala 0,7 g de CO2 con un exceso de agua por minuto, conteste: a) Iguale la ecuación química. b) Considerando un exceso de agua, determine el reactivo limitante. c) ¿Cuántos gramos de oxígeno se formaran? d) Si la reacción ocurre con un 82% de rendimiento, ¿cuántos gramos de oxígeno se formaron? R: a) b) c) d)

4 KO2(s) + 2 H2O(g) + 4 CO2(g) → 4 KHCO3(s) + 3 O2 (g) KO2 0,336 g 0,276 g


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Unidad IV GASES Y SUS PROPIEDADES CONTENIDOS: -

Características generales de los gases. Unidades. Presión de gases y el manómetro. Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro. Ecuación de los gases ideales y su relación con las leyes de los gases. Peso Molecular y densidad de los gases. Mezclas de gases y presiones parciales. Ley de Dalton.

RESULTADOS DE APRENDIZAJE: Relacionar las propiedades que describen a sustancias en estado gaseoso (Volumen, presión, temperatura), con el número de moles y la masa. Realizar cálculos estequiométricos para reacciones que involucren sustancias gaseosas. LECTURA PREVIA: LECTURA PRE- CLASE 6. GASES Y SUS PROPIEDADES (Disponible en www.unabvirtual.cl ) Guía de Ejercicios Gases y sus propiedades Ejercicios Resueltos 1.

¿Qué volumen de O2 (g) medido a 17,7ºC y 0,978 atm reacciona con 15,1g de C 4H 10 (g) para producir CO2 (g) y H 2O (l)?

Desarrollo La reacción es la siguiente: C4H10 (g) + O2 (g)

CO2 (g) + H2O (l)

Balanceada queda: 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g)

8 CO2 (g) + 10 H2O (l)

Los 15,1 g de C4H10 en moles son: n = m / masa molar = 15,1 g / 58,14 g/mol = 0,26 mol En la ecuación vemos que 2 mol de C4H10 reaccionan con 13 mol de O2; calculemos los moles de O2 que reaccionan con 0,26 mol de C4H10: 2 mol C4H10 = 0,26 mol C4H10 13 mol O2 x mol O2

x = 1,69 mol O2 reaccionan


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Ahora debemos calcular el Volumen que ocupan los 1,69 moles a 17,7ºC y 0,978 atm Con la ecuación de estado del gas ideal P x V = n x R x T La temperatura en Kelvin es: (17,7 + 273,15) = 290,85 K Despejando volumen V = n x R x T = 1,69 mol x 0,082 atm L/mol K x 290,85 K P 0,978 atm Resultado: 2.

V = 41,2 L de O2 son los que reaccionan.

La reacción de ácido clorhídrico con zinc metálico libera gas hidrógeno según la reacción: Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl 2(ac) + H 2(g) El gas producido es recogido sobre agua. Si se recolectan 156 mL de H 2 a 19ºC y 769,0 mm Hg de presión total ¿Cuál es la masa de hidrógeno obtenida?

Desarrollo Al ser recogido sobre agua, el hidrógeno queda mezclado con vapor de agua; la presión total está dada por la suma de las presiones parciales: Ptotal



pH 2  pvapor H 2O

(Ley de Dalton)

Despejando la presión parcial del H2: p H2

 Ptotal  pvapor H O 2

La presión de vapor de agua a 19ºC es 16,5 mm Hg (dato que aparece en tablas) y la presión total es de 769,0 mm Hg. Reemplazando estos valores resulta: pH2 = 769,0 mm Hg - 16,5 mm Hg = 752,5 mm Hg Con la presión del H2 y utilizando la Ecuación de los Gases Ideales podemos calcular los moles de hidrógeno haciendo previamente las conversiones de unidades de P, T y V: 752,5mmHg 156mL p H 2   0,156 L  0,990atm ; V  760mmHg 1000 T = (19 + 273) K = 292 K; Despejando número de moles de la ecuación de los gases, y reemplazando valores:

n H 2



p H 2 V RT



0,990atm x 0,156 L 1

0,082atmLK mol

1

x 292 K

 6, 45 x 103 mol H 2


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Para obtener la masa de gas H2 producida por la reacción multiplicamos los moles por la masa molar del gas: masa H2 = n H2 x masa molar = 6,45 x 10-3 mol x 2,02 g/mol = 0,0130g Resultado: masa de hidrógeno = 0,0130g Ejercicios propuestos Leyes de los gases 1. Enuncie las siguientes leyes de los gases en forma escrita y también con ecuaciones: leyes de Boyle, Charles y Avogadro. Indique, en cada caso, las condiciones en las que se aplica cada ley y exprese las unidades para cada término en la ecuación. 2. Explique por qué se expande un globo de helio cuando se eleva en el aire. Suponga que la temperatura permanece constante. 3. a) ¿Cómo se explica la ley de combinación de volúmenes con la hipótesis de Avogadro? b) Considere un matraz de 1,0 L que contiene gas neón y un matraz de 1,5 L que contiene gas xenón. Ambos gases están a la misma temperatura y presión. Según la ley de Avogadro, ¿qué puede decirse acerca de la relación del número de átomos en los dos matraces?. R: a) Si volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen números iguales de moléculas y las moléculas reaccionan en proporciones de números enteros y pequeños, se deduce que los volúmenes de los gases reaccionantes están en proporciones de números enteros y pequeños. b) Puesto que los dos gases están a la misma presión y temperatura, la proporción de los números de átomos es la misma que la relación de volúmenes. 4. Una cantidad fija de gas a temperatura constante exhibe una presión de 737 torr y ocupa un volumen de 20,5 L. Utilice la Ley de Boyle para calcular a) el volumen que ocuparía el gas si la presión aumenta a 1,80 atm; b) la presión del gas si el volumen aumenta a 16L. R: a) V = 11,0 L. b) P = 944 torr. 5. Una cantidad fija de gas a presión constante ocupa un volumen de 8,50 L a una temperatura de 29°C. Utilizando la ley de Charles determine a) el volumen que ocuparía el gas si la temperatura se eleva a 125°C; b) la temperatura en grados Celcius, cuando el volumen del gas es de 5,0 L. R: a) 11,2 L b) –95 °C.


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6. Un globo se llena con He (g) hasta un volumen de 3,22 L a 32°C. El globo se pone en nitrógeno líquido hasta que su temperatura alcanza −132°C. Asumiendo que la presión permanece constante ¿Cuál será el volumen de este globo enfriado? R: 1,49 L. 7. Calcule cada una de las siguientes cantidades para un gas ideal: a) la presión en atmósferas, si 8,25 x 10-2 moles ocupan 174 mL a –15°C; b) la cantidad de gas en moles, si 6,38 L a 35 °C tiene una presión de 955 torr; c) el volumen de gas en litros, si 2,95 moles tiene una presión de 0,76 atm a una temperatura de 52 °C; d) la temperatura absoluta del gas, en la que 9,87x10 -2 moles ocupan 164 mL a 682 torr. R: a) P = 10,0 atm. b) n = 0,317 mol. c) V = 1,0 x 102 L. d) T = 18,2 K. 8. Una respiración profunda de aire tiene un volumen de 1,05L a una presión de 740 torr, y la temperatura corporal es de 37°C. Calcule el número de moléculas en la respiración. R: 2,42 x 1022 moléculas de gas. 9. A 46°C y 0,880 atm de presión, un gas ocupa un volumen de 0,600L: a) ¿Cuántos litros ocupará a 0°C y a 0,205atm?; b) ¿Cuántos litros ocupará a condiciones de presión y temperatura estándar? R: a) V = 2,20 L. b) V = 0,452 L. 10. a) Calcule la densidad de SO 3 gaseoso a 0,96atm y 35°C; b) calcule la masa molar de un gas si 4,40g ocupan 3,50L a 560 torr y 41°C. R: a) d = 3,0g/L. b) Masa Molar = 44,0g/mol. 11. Para determinar la masa molar de un compuesto desconocido se calientan 1,351 g del mismo hasta 120ºC ,en un volumen de 1,26 L .Como gas ejerce una presión de 1007 mm Hg. ¿Cuál es la masa molar del compuesto? R: 26,1g /mol. 12. El CO2 que tiene un botella de refresco ocupa un volumen de 8 cm 3, a una presión de 1,2 atm y 17°C de temperatura. ¿Cuántos moles de CO 2 hay en el refresco? Si la corcholata resiste 5,0 atm de presión ¿hasta qué temperatura se podría calentar la botella sin que se destape?. R: 4,04×10-4 moles; 1207,4 K.


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12. Un gas ideal originalmente a 0,85 atm y 66 °C se expande hasta que su volumen final, presión y temperatura son 94 mL, 0,60 atm y 45 °C, respectivamente. ¿Cuál era su volumen inicial? R: 71 mL. Estequiometria con gases 13. El nitrógeno y el hidrógeno gaseoso reaccionan para formar amoniaco gaseoso: N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

A cierta temperatura y presión, 0,70 L de N2 reacciona con 2,1 L de H 2. Si se consumen todo el N2 y el H2, ¿qué volumen de NH3, a la misma temperatura y presión se producirá? R:1,4 L de NH3 (g) 14. El magnesio se puede utilizar como capturador en recipientes evacuados, para reaccionar con los últimos restos de oxígeno. Si un recipiente de 0,382L tiene una presión parcial de O 2 de 3,5 x 10-6 torr a 27°C, ¿qué masa de Mg reaccionará según la siguiente ecuación? 2Mg (s) + O2(g)  2MgO(s)

R: 3,5 x 10-9 g de Mg. 15. El sulfato de amonio, (NH4)2SO4, se puede preparar por la reacción de amoníaco, NH3, con ácido sulfúrico, H2SO4: 2NH3(g) + H2SO4(ac)  (NH4 ) 2 SO4(ac)

Calcule el volumen de amoníaco gaseoso necesario a 20°C y 25,0 atm para reaccionar con 150,0kg de H2SO4. R: 2,94 x 103 L de NH3. 16. El trinitrato de glicerilo, conocido como nitroglicerina, es un explosivo de gran potencia. Esto se debe principalmente a que su descomposición genera un gran aumento de volumen. La nitroglicerina se utiliza también como medicamento contra la angina de pecho, que es una insuficiencia transitoria del aporte de sangre, oxígeno y nutrientes al corazón, acompañada de un dolor muy intenso. Su acción es tan eficaz, que inmediatamente después de masticar una cápsula de nitroglicerina, sucede una vasodilatación coronaria que incrementa el flujo sanguíneo y mejora la irrigación al corazón. La reacción de descomposición de la nitroglicerina es: C3H5(NO3)3(l) → CO2(g) + H2O(g) + N2(g) + O2(g) Si cada cápsula de nitroglicerina contiene 0,8 mg de ésta, ¿cuántos moles de gas de producen y qué volumen ocupan a la temperatura del cuerpo humano y la presión de 1,0 atm?


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R. 2,56×10-5 moles de gas; 0,65 mL. Ley de Dalton de las presiones parciales 17. Enuncie la ley de Dalton de las presiones parciales y explique qué es la fracción molar. ¿La fracción molar tiene unidades? 18. Una mezcla que contiene 0,538 mol de He (g), 0,315 mol de Ne (g) y 0,103 mol de Ar (g) está confinada en un recipiente de 7,0 L a 25°C: a) Calcule la presión parcial de cada uno de los gases b) Calcule la presión total de la mezcla. R: a) P de He = 1,88 atm, P de Ne = 1,10 atm, P de Ar = 0,360 atm. b) Pt = 3,34 atm. 19. Una mezcla contiene 4,00 g de CH4 (g), 4,00 g de C2H4 (g) y 4,00 g de C4H10 (g) está encerrado en un matraz de 1,50 L a una temperatura de 0 ºC. (a) Calcule la presión parcial de cada uno de los gases de la muestra, (b) Calcule la presión total de la mezcla. R: PCH4 (g) = 3,72 atm, PC2H4 (g) = 2,13 atm, PC4H10 (g) = 1,03 atm (b) Pt = 6,88 atm. 20. Una mezcla de gases contiene 0,55 mol de N 2, 0,20 mol de O2 y 0,10 mol de CO2. Si la presión total de la mezcla es de 1,32 atm, calcule la presión parcial de cada componente. R: P de N2 = 0,85 atm, P de O2 = 0,31 atm, P de CO2 = 0,16 atm. 21. A una profundidad bajo el agua de 250 pies, (1 m = 3,28 pies) la presión es de 8,38 atm. ¿qué porcentaje en moles de oxigeno debe tener el gas de buceo para que la presión parcial de oxígeno en la mezcla sea de 0,21 atm, igual que en el aire a 1,0 atm? R: 2,5 moles por ciento de O2. Preguntas de solemnes anteriores 22. El cianógeno, un gas muy tóxico se compone de 46,2 % de C y 53,8 % N en masa. A 25 °C y 750 torr, 1,05 g de cianógeno ocupan 0,500 L. Determine la fórmula molecular del cianógeno. R: C2N2. 23. Ocasionalmente se generan cantidades pequeñas de oxígeno gaseoso en el laboratorio calentando KClO3 en presencia de MnO 2 como catalizador: 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g)

¿Qué volumen de oxígeno se obtiene sobre agua a 23ºC si se hace reaccionar 0,3570g de KClO3 y la presión barométrica es de 742 torr? (La presión de vapor de agua a 23 ºC = 21,07 Torr) R: 0,112 L. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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24. La nitroglicerina, un explosivo, se descompone de acuerdo con la siguiente ecuación: C3H5 (NO3 ) 3(s)  C O2(g) + H2 O(l) + N2(g) + O2(g)

Calcule el volumen total se gases producidos a partir de 2,6×10 2g de nitroglicerina cuando se recogen a 1,2atm y 25ºC. Calcule las presiones parciales de los gases en estas condiciones. R: V = 141 L; P CO2 = 0,60 atm, P N2 = 0,30 atm, P O2 = 0,30 atm. 25. Una mezcla que contiene 0,538 moles de He, 0,315 moles de Ne y 0,103 moles de Ar está contenida en un recipiente de 7,0 L a 25ºC. Calcule la presión parcial de cada uno de los gases y la presión total de la mezcla. R: P He = 1,88 atm, P Ne = 1,10 atm, P Ar = 0,36 atm, P total = 3,34 atm. 26. La respiración celular ocurre de acuerdo a la ecuación siguiente: C6 H12 O6(s) + O2(g)  CO2(g) + H2 O(l)

Balancee la ecuación y calcule el volumen, en litros, de CO 2 producido a 37ºC y 766 torr de presión cuando se metaboliza 1,00g de glucosa. R: 1; 6; 6; 6. V = 0,83 L. 27. El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación: 2 H2SO4(ac) + Cu(s) → SO2(g) + CuSO4(ac) + 2 H2O(l) Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular: a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad? b) El volumen de SO2 que se desprende a 35ºC y 740 torr. c) Masa de CuSO4 que se forma. R: a) Reactivo en exceso es el H2SO4 y quedaron sin reaccionar 107,8 g de H2SO4. b) 12,3 L. c) 75 g CuSO4.


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28. Los botes salvavidas de los barcos llevan recipientes conteniendo fosfuro de calcio (Ca 3P2 MM 182,00 g/mol). Al arrojar los botes por la borda se abren pequeños agujeros por los que penetra el agua a los recipientes con fosfuro de calcio. La reacción que ocurre produce fosfina (PH3 MM 34,00 g/mol), según la siguiente reacción Ca3P2(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) + PH3(g) a) Balancee la ecuación b) Determine el volumen de fosfina producido cuando reacciona 1,00 kg de fosfuro de calcio con un exceso de oxígeno, si la reacción ocurre a 15ºC y a una presión de 760mm de Hg R: a) 1; 6; 3; 2. b) 260 L. 29. Tenemos una jeringuilla de 50 cm 3 llena de gas a 1,0 atm. Si comprimimos el émbolo a temperatura constante hasta que tenga un volumen de 10 cm3, que presión alcanzará? R: 5,0 atm. 30. Se tiene 5,47 g de un gas desconocido en un recipiente de 3 L a -10°C y la presión que ejerce es de 1,25 atm. Calcular la masa molecular del gas. R: 32,2 g/mol. 31. Es peligroso que los envases de aerosoles se expongan al calor. Si una lata de fijador para el cabello a una presión de 4,0 atm y a una temperatura ambiente de 27 °C se arroja al fuego y el envase alcanza los 402 °C a) ¿Cuál será su nueva presión? b) La lata puede explotar si la presión interna ejerce 6080 mm Hg ¿Qué probabilidad hay de que explote? R: a) 9,0 atm. b) La lata explota, ya que la presión que hay es de 9,0 atm, mayor a la presión interna que es de 8,0 atm. 32. Tenemos en un recipiente 42 g de un gas que ocupa 31,5 L medidos a 60°C de temperatura y 1,3 atm de presión. Calcula: a) La masa molecular del gas. b) El volumen que ocuparía a 25 °C y 608 mmHg. R: a) 28 g/mol. b) 45,8 L.


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UNIDAD V REACCIONES ACUOSAS Y PROPIEDADES DE DISOLUCIONES CONTENIDOS: -

Propiedades generales de las disoluciones. Expresiones de concentración. Diluciones. Electrólitos fuertes y débiles: Bases, ácidos y sales. Reacciones en solución. Reacciones de precipitación. Concepto de solubilidad. Reacciones de metátesis. Reacciones ácido-base y neutralización. - Estequiometría con soluciones. - Propiedades Coligativas: Descenso del punto de Congelación, Descenso de la presión de vapor, Aumento del punto de ebullición, Presión Osmótica: Soluciones isotónicas e hipotónicas. Electrolitos y Factor de Van’t Hoff. RESULTADOS DE APRENDIZAJE: Relacionar, aplicar y calcular unidades que expresan la composición y concentración de una disolución. Cálculo de dilución de soluciones. Realizar cálculos estequiométricos de reacciones en solución, en función de masas, volúmenes, moles y número de partículas. Identificar las propiedades coligativas de las soluciones y calcular cómo varían en función de la presencia de solutos iónicos y no iónicos. LECTURA PREVIA: LECTURA PRE- CLASE 7. PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS DISOLUCIONES. ESTEQUIOMETRÍA CON DISOLUCIONES Y PROPIDADES COLIGATIVAS (Disponible en www.unabvirtual.cl ) Guía de Ejercicios de Disoluciones Ejercicios Resueltos 1.

Se prepara una disolución disolviendo 54,35 g de KOH en 489,30 g de agua. La densidad es 1,087 g/mL. Exprese la concentración de la disolución en: a) % en masa (ó % p/p)

b) molalidad

c) Molaridad

Desarrollo a)

Los gramos de disolución corresponden a g soluto más g solvente: 54,35 g de KOH + 489,30 g de agua = 543,65 g de disolución % en masa se define como los gramos de soluto en 100 g de disolución 54,35 g KOH 543,65 g de solución X

=

=

x g de KOH 100 g de solución 10 g de KOH


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Como hay 10 g de soluto en 100 g de disolución, la disolución es al 10 % en masa o 10% m/m b)

molalidad: moles de soluto / Kg de SOLVENTE nKOH = masa / masa molar = 54,35 g / 56,112 g/mol = 0,97 mol de KOH Kg solvente = 489,30g x 1 Kg = 0,48930 Kg 1000 g m = 0,97 mol / 0,48930 Kg = 1,98 molal

c)

Molaridad: moles de soluto / Litros de disolución Los moles de soluto ya los calculamos: 0,97 mol de KOH Debemos calcular el volumen en litros de 543,65 g de disolución. Para ello tenemos la densidad m solucion d solucion  V solucion De donde, reemplazando se obtiene: V solucion



543, 65 g 1, 087 g / mL



500,1mL x 1L 1000mL

 0,5 L

Ahora calculamos la Molaridad, M: M 

2.

moles V ( L)



0,97mol 0,5 L

 1,94

Si se requieren 37,5 mL de una solución 0,25 molar de HCl para neutralizar una solución de Ca(OH)2 ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio hay en la solución? 2 HCl (ac) + Ca(OH)2 (ac)

CaCl 2 (ac) + 2 H 2O (l)

Desarrollo Calculando los moles de HCl que hay en los 37,5 mL de solución 0,25 mol/L: M 

moles V ( L)

;

despejando n = M x V (L) n = 0,25 mol/L x 0,0375 L n = 9,36 x 10-3 moles de HCl

De la ecuación: 2 moles de HCl neutralizan 1 mol de Ca (OH)2 Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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Entonces ahora calcularemos a cuántos moles de hidróxido de calcio neutralizan los 9,36 x 10-3 moles de HCl que hay en los 37,5 mL de la solución 0,25 molar: 2 mol HCl = 9,36 x 10-3 mol HCl 1 mol Ca(OH)2 X mol Ca(OH)2

X = 4,68 x 10-3 mol Ca(OH)2

Son 4,68 x 10-3 moles de Ca(OH)2 los neutralizados; como se pregunta por los gramos, llevamos los moles de hidróxido de calcio a gramos: Masa Ca(OH)2 = n x Masa Molar = 4,68 x 10-3 mol x 74,10 g /mol = 0,347 g Resultado: Hay 0,347 g de Ca(OH)2 en la solución. Ejercicios propuestos Propiedades de las disoluciones 1. Defina soluto, disolvente y disolución, describiendo el proceso de disolución de un sólido en un líquido. 2. ¿Cuál es la diferencia entre un no electrólito y un electrolito? ¿En qué difiere un electrólito débil de uno fuerte? 3. ¿Cuál es la diferencia entre los siguientes símbolos de las ecuaciones químicas: y ?. 4. El agua es un electrólito extremadamente débil, por lo que no puede conducir la electricidad. ¿Po qué es frecuente que se prevenga para no utilizar aparatos eléctricos cuando se tienen mojadas las manos? 5. El fluoruro de litio (LiF) es un electrólito fuerte. ¿Qué especies están presentes en el LiF (ac)? 6. El ácido fluorhídrico (HF) es un electrólito fuerte. ¿Qué especies están presentes en el HF (ac)? 7. La glucosa (C6H12O6) es un no electrólito. ¿Qué especies están presentes en la (C 6H12O6)ac)? 8. Explique por qué una disolución de HCl en benceno no conduce la electricidad, mientras que sí lo hace en agua. 9. Clasifique las siguientes sustancias como no electrolitos, electrolito fuerte o electrolito débil. a) HF; b) etanol, CH3CH2OH; c) NH3; d) KClO3; e) Cu(NO3)2, f) HNO3; g) O2; h) HBrO; i) KOH; j) CoSO 4; k) sacarosa; l) C12H22O11. R: a) HF: electrolito débil. b) CH3CH2OH: no electrolito. c) NH3: electrolito débil. d) KClO3: electrolito fuerte. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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e) Cu(NO3)2: electrolito fuerte. f) HNO3: electrolito fuerte. g) O2: no electrolito. h) HBrO: electrolito débil. i) KOH: electrolito fuerte. j) CoSO4: electrolito fuerte. k) sacarosa no electrolito. l) C12H22O11 no electrolito. 10. Identifique en las siguientes reacciones cuál corresponde a una reacción ácido-base y cuál es una reacción de precipitación: a) HCl(ac) + AgNO3(ac) b) H2SO4(ac) + Mg(OH)2(ac)

AgCl(s) + HNO3(ac) MgSO4(ac) + 2 H2O(l)

c) Ba(OH)2(ac) + Na2SO4(ac)

BaSO4(s) + 2 NaOH(ac)

R: a) reacción de precipitación b) reacción ácido-base c) reacción de precipitación 11. Escribir la ecuación molecular, ecuación iónica y ecuación iónica neta para las siguientes reacciones que ocurren en solución acuosa: a) hidróxido de litio acuoso y ácido nítrico acuoso b) hidróxido de potasio acuoso y ácido acético acuoso c) nitrato de plomo(II) acuoso con bromuro de sodio acuoso R: a) Ecuación Molecular: HNO3(ac) + LiOH(ac)

H2O(l) + LiNO3(ac)

Ecuación iónica: H+(ac) + NO3-(ac) + Li+(ac) + OH-(ac) Ecuación iónica neta: H+(ac) + OH-(ac)

H2O(l) + Li+(ac) + NO3-(ac)

H2O(l)

b) Ecuación Molecular: CH 3CO2H(ac) + KOH(ac)

KCH3CO2(ac) + H2O(l)

Ecuación iónica: H+(ac) + CH3CO2-(ac) + K+(ac) + OH-(ac) Ecuación iónica neta: H+(ac) + OH-(ac)

CH3CO2-(ac) + K+(ac) + H2O(l)

H2O(l)

c) Ecuación Molecular: Pb(NO3)2(ac) + 2 NaBr(ac) Ecuación iónica: Pb2+(ac)+ 2NO3- (ac)+ 2 Na+(ac)+ 2 Br-(ac)

PbBr2(s) + 2 NaNO3(ac) PbBr2(s)+ 2 Na+(ac)+2 NO3- (ac)


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Ecuación iónica neta: Pb2+(ac) + 2 Br-(ac)

PbBr2(s)

12. Una solución acuosa de un soluto desconocido se prueba con papel tornasol y se determina que es ácida. La solución conduce débilmente la electricidad en comparación con una solución de NaCl con la misma concentración: ¿cuál de las sustancias podría ser la desconocida?: KOH, NH 3, HNO3, KClO2, H3PO3, CH3COCH3? R: H3PO3. 13. Rotule cada una de las siguientes sustancias como ácido, base, sal o ninguna de las anteriores. Indique si la sustancia existe en solución acuosa totalmente en forma en forma molecular, totalmente como iones o como una mezcla de moléculas y iones; a) HF; b) acetonitrilo, CH 3CN; c) NaClO4; d) Ba(OH)2 R: a) HF; ácido, mezcla de iones y moléculas, (electrolito débil). b) CH3CN (acetonitrilo); ninguna de las anteriores, únicamente moléculas (no electrolito). c) NaClO4 sal, sólo iones (electrolito fuerte). d) Ba(OH)2 base, únicamente iones, (electrolito fuerte). Unidades de Concentración y diluciones 14. Escriba la ecuación que nos permite calcular la molaridad (M), molalidad (m), % m/m, % m/v, % v/v. 15. Describa los pasos básicos implicados en la dilución de una disolución de concentración conocida. 16. Escriba la ecuación que permite calcular la concentración de una disolución diluida. Asigne las unidades a todos los términos. 17. a) ¿La concentración de una disolución es una propiedad intensiva o extensiva?. b) Suponga que prepara 500 mL de una solución 0,10 M de una sal y luego derrama un poco de solución. ¿Qué pasa con la concentración que queda en el recipiente? R: a) Intensiva; la proporción del soluto respecto a la cantidad total de disolución es la misma cualquiera que sea la cantidad de disolución presente. b) La concentración de la disolución remanente no cambia y se asume la misma de la disolución original. 18. Cierto volumen de una solución 0,50 M contiene 4,5g de cierta sal. ¿Qué masa de la sal está presente en el mismo volumen de una solución 2,5 M?. R: 23 g de soluto. 19. ¿Qué tiene una concentración más alta de ión potasio: KCl 0,20 M, K2CrO4 0,35 M o K3PO4 0,080 M? R: 0,70 M K2CrO4. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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20. a) Calcule la molaridad de una solución que contiene 0,0345 mol de NH4Cl en 400 mL de solución; b) ¿cuántos moles de HNO 3 hay en 35,0 mL de una solución 2,20 M de ácido nítrico?; c) cuántos mililitros de una solución 1,50 M de KOH se necesitan para suministrar 0,125 mol de KOH?; d) Calcule la masa de KBr que hay en 0,250 L de una solución de KBr 0,120 M; e) calcule la concentración molar de una solución que contiene 4,75 g de Ca(NO 3)2 en 0,200 L; f) calcule el volumen en mL de Na 3PO4 1,50 M que contiene 5,0 g de soluto. R: a) 0,0863 M NH4Cl. b) 0,0770 mol de HNO3. c) 83,3 mL de 1,50 M de KOH. d) 3,57 g de KBr. e) 0,145 M de Ca(NO3)2. f) 20,3 mL de 1,50 M Na3PO4. 21. a) Calcule el % m/m de CaCl2 en una solución que contiene 16,5 g de CaCl2 en 456 g de agua. R: a) 3,49 %. 22. Calcule la fracción molar de alcohol metílico (CH 3OH) en las siguientes disoluciones: a) 8,5g de CH3OH en 224g de agua, b) 65,2g de CH3OH en 144g de CCl4. R : a) XCH3OH = 0,021. b) XCH3OH = 0,685. 23. Calcule la molaridad de las soluciones acuosas siguientes: a) 10,5g de NaCl en 350,0mL de solución, b) 40,7g de LiClO4 • 3H2O en 125mL de solución, c) 40,0mL de ácido nítrico 1,50M diluido a 500mL. R: a) 0,513M NaCl. b) 2,03M LiClO4 • H2O. c) 0,120M HNO3. 24. ¿Qué volumen se debe medir de una disolución de HCl 6,0 M para preparar por dilución, 50 mL de otra disolución de HCl cuya concentración sea 0,6 M? R: 5,0 mL. 25. Calcule la molalidad de las siguientes disoluciones: a) 13,0g de benceno C6H6, disuelto en 17,0g de CCl4, b) 5,85g de NaCl disuelto en 0,250L de agua (considere que la densidad del agua es 0,997g/mL). R: a) 9,79 m C6H6. b) 0,402 m NaCl. 26. Se mezclan 28 g de soluto (masa molar 95,21 g/mol) y 250 g de agua formando una disolución. La densidad de la mezcla homogénea es 1,18 g/mL. Exprese la concentración de la disolución en: a) % m/m, b) % m/v, c) Molalidad, d) Molaridad Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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R: a) 10,1 %m/m b) 11,9 %m/v c) 1,18 m d) 1,25 mol/L 27. ¿Cuántos gramos de azufre S8, es preciso disolver en 100,0 g de naftaleno, C10H8, para preparar una solución 0,16 molal. R: 4,1g de S8. 28. La densidad del Tolueno C 7H8 es de 0,867 g/mL y la del Tiofeno, C4H4S, es de 1,065 g/mL. Para una solución que se preparar disolviendo 15,0 g de tiofeno en 250,0 mL de tolueno, calcule: a) Fracción molar del tiofeno en la solución. b) Molalidad. c) Molaridad. R: a) X C4H4S = 0,0705. b) 0,822 m de C4H4S. c) 0,675 M de C4H4S. 29. Calcule el número de moles de soluto que están presentes en cada una de las siguientes soluciones: a) 75,0 g de solución acuosa que tiene 2,50 % en masa de sacarosa, C12H22O11. b) 300 g de una solución acuosa que tiene 0,460 % en masa de NaCl. c) 1,20 L de HNO3 2,55 M. R: a) 5,48 x 10-3 mol C12H22O11. b) 2,36 x 10-2 mol de NaCl. c) 3,06 mol HNO3. 30. Describa como prepararía cada una de las disoluciones acuosas siguientes: a) 1,60 L de solución de Na2CO3 0,110 M partiendo de Na2CO3 sólido. b) 120 g de una solución 0,65 molal de (NH4)2SO4 partiendo del soluto sólido. c) 1,20 L de una disolución que contiene 20,0 % en masa de Pb(NO3)2, partiendo del soluto sólido. La densidad de la solución es de 1,20 g/mL. d) Una disolución de HCl 0,50 M que apenas neutralizaría 6,60g de Ba(OH)2, partiendo de HCl 6,0 M. R: a) Se deben pesar 18,7 g de Na2CO3 esta masa se disuelve en un vaso con una pequeña cantidad de agua y luego se lleva a un matraz de aforo de 1,6 L, se afora con agua destilada. b) Se deben pasar 9,5 g de (NH 4)SO4 esta masa se disuelve en un vaso con una pequeña cantidad de agua. Una vez disuelto se agrega 110,5 g de agua (120 – 9,5 = 110,5) de tal manera que la disolución completa sea de 150 g. c) Se pesan 288 g de Pb(NO3)2, luego de disolver en un poco de agua destilada se agregan 1152 g de agua de tal manera que la disolución completa pese 1400 g o 1,2 L. d) Debemos calcular primero los moles de HCl necesarios para neutralizar 6,6 g de Ba(OH)2 = 0,0772 moles de HCl, son necesarios 150 mL de 0,50 M de HCl, esta disolución la debemos preparar del ácido 6,0 M por dilución lo que da 13 mL. Entonces: se toman 13 mL del ácido 6,0 M y se aforar a 150 mL con agua destilada.


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31. ¿Cuántos gramos de nitrato de plata (AgNO3) deberá pesar para preparar 200 mL de una disolución al 2,00 % en masa? La densidad de la disolución es 1,01 g/mL. R: 4,04 g de sal. 32. ¿Qué volumen en mL se deben tomar de una disolución de glucosa (C6H12O6) 0,25 M si se desea tener 25 mg de glucosa? R: 0,56 mL de la disolución 0,25 M. 33. La cantidad de 180 mg de colesterol (C27H46O) por cada 0,100 L en el suero sanguíneo está dentro del rango normal para esta hormona. Calcular la concentración molar si un adulto tiene como promedio 5000 mL de suero sanguíneo. R: 4,7 x 10-3 M. 34. ¿Cuál es el % m/m de una disolución formada al agrega 2 tabletas de sacarina C7H5SO3N (cada tableta masa 0,500 g) a una taza de café (volumen de la taza = 275 mL), considere que la disolución tiene una densidad de 1,00 kg/L R: 0,36 %. 35. Se tiene una disolución de ácido sulfúrico H2SO4 al 98,0 % en masa cuya densidad es 1,84 g/mL. ¿Qué volumen de esta disolución debemos tomar para recuperar 40,0 g de ácido puro? R: 22,2 mL 36. ¿Cuántos mL de agua se deberán agregar a 34,6 g de azúcar para obtener una solución final al 50,0 % en masa? R: 34,6g de agua. 37. Si tenemos 300 mL de una disolución 0,05 M ¿Cuál es la masa molar del soluto si se pesaron 600 mg del soluto en la preparación? R: 40,0 g/mol. 38. El agua de mar es una solución acuosa con una concentración aproximada de 3,2 % en masa en cloruro de sodio, NaCl. Calcule la masa de sal que se puede obtener al evaporar 2,0L de agua de mar. La densidad del agua de mar 1,12 g/mL R: 71,7 g de NaCl. 39. Se calientan 150,0 mL de una disolución 0,15 M de BaSO4 (soluto no volátil), hasta que se evapora un 35% de la disolución. ¿Cuál es la nueva molaridad de la disolución? R: 0,231 M.


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40. Una persona que padece úlcera al duodeno tiene ácido clorhídrico en el jugo gástrico con una concentración de 7,7×10-2 M. Si diariamente se segregan 3500 mL de jugo gástrico, ¿qué masa de ácido se produce en el estómago? R: 9,82 g de HCl. 41. Los azúcares dobles (disacáridos), tienen todos la misma fórmula molecular, y pueden considerarse constituidos por dos azúcares simples unidos mediante la pérdida de una molécula de agua. Tanto el azúcar de caña como el de remolacha son sacarosa, combinación de una molécula de glucosa y una de fructosa. Algunos sueros que se dan a los enfermos son una solución 0,146 M de sacarosa, cuya masa molecular es 342 g/mol. Si se quieren preparar tres cuarto litro de suero, ¿qué cantidad de sacarosa es necesaria?. R: 37,5 g. 42. El disacárido más importante, ampliamente difundido en la naturaleza, es la sacarosa (MM = 342 g/mol). Se encuentra en su estado libre en todos los vegetales fotosintetizadores, y constituye el disacárido principal en la dieta de los animales. La actual producción mundial de sacarosa es de 80 millones de toneladas anuales, extrayéndose una tercera parte de la remolacha azucarera y dos terceras partes de la caña de azúcar. Una disolución de 805 g de sacarosa por litro de disolución, tiene una densidad 1,3 g/mL, determine: a) Molaridad. b) Molalidad. c) % m/m. R: a) 2,35 M. b) 4,74 m. c) 62 %m/m Propiedades coligativas 43. a) Calcule la masa de etilenglicol C 2H6O2, que se debe agregar a 1,00 kg de etanol, C2H6O, para reducir su presión de vapor en 13,2 torr a 35°C. La presión de vapor del etanol puro es 100 torr. b) Calcule la masa de KBr que se debe añadir a 0,500 kg de agua para reducir su presión de vapor en 4,60 torr a 40°C, P(H2O) a 40°C = 55,3 torr. R: a) 205 g de C2H6O2. b) 150 g de KBr (Importante considerar que el KBr es un soluto iónico. Si su respuesta es 300 g esta errónea). 44. La urea, (NH2)2CO, es un producto del metabolismo de las proteínas en los mamíferos. Calcule la presión osmótica de una solución acuosa que contiene 2,02 g de urea en 145 mL de disolución a 20°C. R: π = 5,58 atm.


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45. Calcule los puntos de congelación y de ebullición de cada una de las siguientes disoluciones: a) Glicerol 0,17 molal en etanol. b) 1,92 moles de naftaleno (C10H8) en 16,8 moles de cloroformo (CHCl3). Sustancia Etanol Cloroformo

Kf 1,99 °C/m 4,68 °C/m

Kb 1,22 °C/m 3,63 °C/m

Pto ebullición 78,4 °C 61,2 °C

Pto congelación -114,6 °C -63,5 °C

R: a)Tcong = -117,6 °C, Teb =78,6 °C. b)Tcong = -67,5 °C, Teb = 64,7 °C 46. Calcular la presión de vapor a 28 ºC de una disolución que contiene 100 g de Na 2SO4 en 300 mL de agua. La presión de vapor del agua a la misma temperatura es 28,35 mmHg. Discuta si habría diferencia en la variación de la presión de vapor de la solución si se pone un soluto molecular de similar masa molar en lugar del soluto iónico en cuestión. R: 25,2 mmHg. La presión de vapor de la solución depende del tipo de soluto disuelto. 47. Una disolución que contiene 5,31 g de almidón por litro, tiene una presión osmótica de 12,7 mmHg a 25 °C. Calcular la masa molar del almidón. R: 7,77 x 103 g/mol. 48. Calcular el punto de congelación y el punto de ebullición de una solución que contiene 30,0 g de naftaleno C10H8 en 150 g de agua. Compare los valores si se reemplaza naftaleno por 30,0 g cloruro de sodio. K f H2O = 1,86 °C/m, Kb H2O = 0,512 °C/m. R: Sustancia Pto congelación de la disolución Pto ebullición de la disolución C10H8 -2,85 °C 100,8 °C NaCl -12,7 °C 103,5 °C 49. El alcohol etílico (C 2H5OH), para uso industrial se desnaturaliza para que no sea usado en bebidas alcohólicas. La desnaturalización consiste en agregarle alcohol metílico (CH3OH) en la siguiente proporción: 0,5 L de CH 3OH en 10 L de etanol de 95% en volumen con agua. CH3OH: d = 0,787 g/mL Pvº = 100 mm Hg a 20 ºC. C2H5OH (95%) d = 0,810 g/mL Pvº = 40 mm Hg a 20 ºC H20: d = 1,000 g/mL Pvº = 17.5 mm Hg a 20 ºC ¿Cuál es la presión de vapor de este alcohol desnaturalizado? R: 32,3 mmHg 50. Una muestra de 2,00 g de urea sintética se disuelve en 140 g benceno, C 6H6. Al medir el punto de congelación de la solución, se obtiene el valor de 4,28 ºC. Si el punto de congelación del C 6H6 puro es 5,51 °C y su Kf = 5,12 °C/molal. ¿Cuál es la masa molar de la urea? R: 59,5 g/mol.


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51. Una fábrica tiene al aire libre un depósito que contiene 500 litros de agua. En el invierno, la temperatura ambiente puede llegar hasta -10 ºC y se ha pensado añadir etanol, C2H5OH, al agua como anticongelante. Sabiendo que la densidad del etanol es 0,789 g/mL, ¿qué volumen de alcohol debería añadirse para impedir la congelación del agua? R: 157,2 L. 52. Calcule el punto de ebullición de una solución que contiene 25,0 g de urea, (NH 2)2CO, disueltos en 1500,0 g de nitrobenceno, C6H5NO2. La Kb para el nitrobenceno es 5,24 ºC/m, y su punto de ebullición es 210,8 °C. R: 212,3 °C. 53. Para conseguir que 10 L de agua congelen a -10 ºC ¿Cuántos gramos de etilenglicol, C2H6O2, como anticongelante, debe agregarse? Kf = 1,86 °C/molal, d H2O = 1,00 [g/mL] R: 3,33 kg. 54. Calcule la presión osmótica de una disolución que es 0,25 M de sacarosa, C12H22O11, a 37 °C. ¿Cuál es el valor de la presión osmótica si se reemplaza la sacarosa por una disolución 0,25 M de cloruro de aluminio, AlCl3. ? R: 6,37 atm, Para el caso de AlCl3 la presión osmótica tiene un valor de 25,5 atm. 55. La insulina es una proteína que regula el metabolismo de los carbohidratos y cuya deficiencia provoca diabetes. Una muestra contiene 20 mg de insulina, disuelta en suficiente agua para hacer 10,0 mL de disolución, tiene una presión osmótica de 6,48 Torr a 25 °C. Calcule la masa molar de la insulina. R: 5,73 x 103 g/mol. 56. La pepsina es la principal enzima del jugo gástrico. Una muestra contiene de 3,00 mg de pepsina disuelta en un volumen total de 10 mL de solución y tiene una presión osmótica de 7,40 mmHg a 25 °C. Calcule la masa molar de la pepsina. R: 754 g/mol. 57. Los polivinilos, o polímeros vinílicos, constituyen un importante grupo de los polímeros de gran importancia en la tecnología actual. La forma final del polímero derivado del alcohol vinílico, CH2=CHOH, es (CH2-CHOH) X y, a lo largo del proceso de polimerización interna, se controla el crecimiento de x. Al disolver 18 g del polímero en 500 mL de agua, la disolución congela a -0,51 °C. Determine el valor de x para este grado de polimerización. R: x = 3


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Ejercicios de solemnes anteriores 58. El carbonato de litio Li 2CO3 es una droga usada en el tratamiento de la depresión aguda. Para una disolución 0,25 M de Li2CO3 responda: a) ¿Cuántos moles de Li2CO3 están presentes en 45,8mL de esta disolución?. b) ¿Cuántos gramos de Li2CO3 están presentes en 750 mL de esta disolución?. c) ¿Cuántos mL de esta disolución se deben administrar a un paciente si la dosis necesaria es de 500 mg cada 6 horas. d) Si la disolución tiene una densidad de 1,22 g /mL ¿Cuál es su % m/m? R: a) 0,011 mol. b) 14 g. c) 27 mL. d) 1,5 %m/m. 59. El ácido nítrico concentrado comercial contiene 65% m/m de ácido puro y su densidad es de 1,40 kg/L. De acuerdo a lo anterior calcule: a) Gramos de ácido puro contenidos en 1,0 L de disolución. b) Molaridad de la disolución. c) Molalidad de la disolución. d) ¿Qué cantidad de esta disolución se debe tomar para preparar 250vmL de una solución que contenga 2,0vg de ácido puro por litro de disolución? R: a) 910 g. b) 14,4 M. c) 29,4 m. d) 2,2 mL 60. Para preparar una disolución acuosa de permanganato de potasio (KMnO4) se pesan 22 g del compuesto y se disuelven en 110 g de agua. Si la densidad de la disolución resultante es 1,02000 g/mL y la densidad del agua es 0,99862 g/mL, calcule: a) El porcentaje % m/m, % m/v y la Molaridad de la disolución preparada. b) La fracción molar de soluto y solvente en la disolución. c) Si desea diluir la disolución anterior ¿Qué alícuota (mL) debe tomar para preparar 200 mL de una disolución 0,400 M de permanganato de potasio en agua?. d) Si se adiciona 50 mL de agua a la disolución preparada en a) ¿Cuál es la nueva Molaridad de la disolución? R: a) 16,7 %m/m, 17,1 %m/v, 1,1M. b) X soluto = 0,022, X solvente = 0,978. c) 73 mL. d) 0,78 M.


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61. Calcule la concentración molar de todos los iones presentes en las siguientes disoluciones: a) 0,100g de MgCl2 en 10,0 mL de disolución. b) Una disolución 0,25 M de Ca(NO3)2. R: a) [Mg2+] = 0,105 M; [Cl-] = 0,210 M. b) [Ca2+] = 0,25 M; [NO3-] = 0,50 M. 62. A una taza con 225 g de agua, se le agregan 40,0g de sacarosa (C12H22O11). La disolución resultante posee una densidad de 1,09 g/mL. Al respecto calcular: a) Concentración % m/m. b) La Molaridad de la disolución R: a) 15,1 %m/m. b) 0,481 M. 63. El H3PO4, tiene una concentración de 85,0% en masa y una densidad de 1,70 g/mL. Al respecto indique: a) La concentración m/v de esta solución. b) La concentración Molar de esta solución. c) La concentración molal de esta solución. d) La fracción molar del soluto en la solución 85% m/m e) ¿Cuántos gramos de H3PO4 concentrado deben utilizarse para preparar 250 mL de solución de H3PO4 2,00 M? f) ¿Cuántos mL de H3PO4 concentrado deben utilizarse para preparar la solución anterior? Datos: masa molar. H3PO4: 98,0g/mol; masa molar. H2O: 18,0 g/mol; d H2O = 1,00 g/mL. R: a) 145 %m/v. b) 14,8 M. c) 58 m. d) 0,51. e) 57,5 g. f) 33,8 mL. 64. Una disolución acuosa contiene 109,2 g de KOH/L de disolución. La densidad de la disolución es de 1,09 g/mL. Al respecto calcule: a) La concentración molar de esta disolución. b) El %m/v c) El %m/m d) El volumen necesario para preparar 500 mL de disolución 0,750 molar. e) Si de la disolución anterior se toma una alícuota de 25,0 mL y se lleva a 0,5 L, indique la concentración molar de la disolución resultante. f) Calcule la masa de soluto que hay en una alícuota de 10,0 mL de la última disolución. Datos: masa molar KOH = 56,1 g/mol; H2O = 18,0 g/mol; d H2O = 1,00 g/mL. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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R: a) 2,3 mol. b) 10,92 % m/v. c) 10,02 % m/m. d) 163 mL. e) 0,0375 M. f) 0,021 g. 65. Para preparar una disolución acuosa de permanganato de potasio (KMnO4) se masan de 44 g del compuesto y se disuelven en 220 g de agua. Si la densidad de la disolución resultante es 1,020 g/mL, calcule: a) El porcentaje % m/m, % m/v y la Molaridad de la disolución preparada. b) Si se adiciona 80 mL de agua a la disolución preparada en a) ¿Cuál es la nueva Molaridad de la disolución? Suponga volúmenes aditivos. Masas molares (g/mol): KMnO4 = 158

H2O = 18

R: a) 16,7 %m/m, 17,0 %m/v, 1,08 M. b) 0,83 M. 66. Se disuelven 25,56 g de NaOH, una base fuerte de masa molar igual a 40,0 g/mol, en 550,0 mL de agua a 25°C, resultando una disolución de densidad igual a 1,128 g/mL. Si la densidad del agua a 25°C es de 0,9971 g/mL, Al respecto calcule, para la disolución NaOH(ac): a) %m/m. b) Molaridad. c) Molalidad. d) Cuál será la concentración Molar, al tomar una alícuota de 10,0 mL de la solución y agregar suficiente agua para completar 250 mL volumen final? Datos masa molar (g/mol): Na = 23,0; O = 16,0; H = 1,0. R: a) 4,453 %m/m. b) 1,256 M. c) 1,165 m. d) 0,0502 M. 67. La lisozima es una enzima que rompe las paredes celulares de las bacterias. Una solución que contiene 0,150 g de esta enzima en 210 mL de disolución tiene una presión osmótica de 0,953 torr a 25°C. Estime la masa molar de la sustancia. R: Masa molar = 1,39 x 104 g/mol.


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UNIDAD VI EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE CONTENIDOS: -

Generalidades: Generalidades: El concepto de equilibrio químico, constantes constantes de equilibrio, Kc, Kp. Información básica sobre la constante de equilibrio. Cálculos básicos asociados con la posición de equilibrio. Equilibrio Ácido – Base: producto iónico del agua, concepto de pH, escala y medición de pH: indicadores ácido-base y pH-meter. - Cálculos de pH: Ácidos y bases fuertes y débiles, Ka y Kb, propiedades ácido base de las soluciones salinas, efecto del ión común: soluciones amortiguadoras, titulaciones ácido – base, curvas de titulación. RESULTADOS DE APRENDIZAJE: Describir sistemas en equilibrio de ácidos y bases, sus propiedades en términos de su estructura, siendo capaz de calcular concentraciones en equilibrio de sistemas ácido-base y pH, determinando el grado de acidez o basicidad de disoluciones acuosas, identificando los desplazamientos de la posición de equilibrio, la relación con la preparación de soluciones amortiguadoras y la mecánica de las reacciones de neutralización (valoraciones ácido-base). LECTURA PREVIA: LECTURA PRE- CLASE 8 Y 9. EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQULIBRIO ÁCIDO BASE (Disponible en www.unabvirtual.cl ) Guía de ejercicios de Equilibrio Químico Ejercicios Resueltos 1.

El trióxido de azufre se descompone en un recipiente cerrado 2 SO3 (g)

2 SO2 (g) + O2(g)

El recipiente se carga inicialmente, a 1000 K , con SO3 (g) a una presión parcial de 0,500 atm. En el equilibrio la presión parcial de SO 3 (g) es de 0,200 atm. Calcule el valor de la constante de equilibrio a 1000 K Desarrollo La expresión de la constante de equilibrio se escribe en función de las presiones parciales de equilibrio: 2 pSO x pO2 2 K P  2 pSO 3


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Haremos una tabla con presiones iniciales, el cambio que ocurre y presiones de equilibrio: 2 SO3 (g) 0,500 atm

piniciales cambio

2 SO2 (g) + O2 (g) 0 atm 0 atm

−2x

2x

(0,500 – 2x) atm

pequilibrio

(2x) atm

x (x) atm

El enunciado enunciado dice que que peq (SO3) = 0,200 atm , lo que nos permitirá encontrar el valor de x reemplazando en: peq (SO3) = (0,500 – 2x) atm = 0,200 atm y despejando el valor de x:

X = 0,15

Con el valor de x se encuentran las presiones de SO2 y O2: Peq (SO2) = 2x = 2 (0,15) = 0,3 atm Peq (O2) = x = 0,15 atm Reemplazando las presiones de equilibrio en la expresión de K p:

K P



2 pSO x pO2 2

2 pSO 3

2



(0, 3) x 0,15 (0,2) 2

 0,338

Resultado: La constante de equilibrio equilibrio a 1000 K es Kp = 0,338

2.

Se introduce una mezcla de 0,20 mol de CO2 , 0,10 mol de H 2 y 0,16 mol de H 2O en un recipiente de 2,00 L.Se establece el equilibrio siguiente a 500 K: CO2(g) + H 2(g)

CO(g) + H 2O(g)

En el el equilibrio equilibrio pH2O = 3,51 atm a) Calcule la constante de equilibrio de la reacción. b) Calcule las presiones parciales de equilibrio de CO2 , H 2 y CO.


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Desarrollo a)

Cálculo de las concentraciones concentraciones molares iniciales M 

moles V ( L)

, reemplazando valores: CO2 = 0,20 mol /2L = 0,10 M H2 = 0,10 mol/2L = 0,05 M H2O = 0,16mol /2L = 0,08 M

Planteando la tabla con las concentraciones molares iniciales, el cambio y las concentraciones molares de equilibrio: CO2(g) + H2(g) Ciniciales

0,10 M

0,05 M

−x

cambio

CO(g) + H2O(g) 0M

−x

Cequilibrio (0,10 – x)M (0,05 – x)M

0,08 M

x (x) M

x (0,08 + x)M

El valor de x lo podemos obtener considerando considerando que en el equilibrio pH2O = 3,51atm De P x V = n x R x T tenemos que P = (n/V) x R x T, despejando la concentración molar del agua en el equilibrio: n V



P RT



3,51atm 0, 082atm L K 1mol 1 x 500 K

 0,0855 M

Como la concentración de de equilibrio del agua es (0,08 (0,08 + x) = 0,0855 M Despejando, el valor de x resulta x = 5,55 x 10-3 Reemplazando el valor de x en las concentraciones de equilibrio planteadas en la tabla: [CO2] = (0,10 – x) = 0,0944 M [H2] = (0,05 – x) = 0,0444 M [CO] = (x) = 0,00555 M [H2O] = (0,08 + x) = 0,0855 M La expresión de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares de equilibrio es: [CO][ H 2O] (5, 55 x10 10 3 )(0, 0855)   0,18 K C  [CO2 ][ H 2 ] (0, 0944)(0, 0444) el valor de la constante constante es Kc = 0,18


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b)

Las presiones parciales se calculan a través través de P x V = n x R x T despejando la presión: P = n/v x R xT calculando para CO2 : PCO2 = 0,0944 mol/L x 0,082 atm L x 500 K = 3,87 atm mol K De la misma manera manera se obtiene la presión de H2 y de CO: PH2 = 1,82 atm

y

PCO = 0,23 atm

Ejercicios propuestos 1. Escriba las expresiones para K c y Kp para las siguientes reacciones químicas. químicas. Indique en cada caso si la reacción es homogénea o heterogénea: a) b) c) d) e) f)

3NO(g) N2O(g) +NO2(g) CH4(g) + 2H2S(g)  CS2(g) + 4H2(g) Ni(CO)4 (g)  Ni(s) + 4CO(g) Fe2O3(s) + 3H2(g)  2Fe(s) + 3H2O (g) 2N2O5(g)  4NO2(g) + O2(g) FeO(s) + H2(g) Fe(s) + H2O(g)

R: Kc (a) (b) (c) (d) (e) (f)

Kc = [N2O][NO2] [NO]3 Kc = [CS2][H2]4 [CH4][H2S]2 Kc = [CO]4 [Ni(CO)4] Kc = [H2O]3 [H2]3 Kc = [O2][NO2]4 [N2O5]2 Kc = [H2O] [H2]

Kp Kp = PN2O x PNO2 P3NO Kp = PCS2 P4H2 PCH4P2H2S Kp = P4CO PNi(CO)4 Kp = P3H2O P3H2 Kp = PO2P4NO2 P2N2O5 Kp = PH2O PH2

Tipo de equilibrio Homogéneo Homogéneo Heterogéneo Heterogéneo Homogéneo Heterogéneo

2. La constante de equilibrio para la reacción: 2NO(g)  N2(g) + O2(g) C. a) Calcule Kc para: N2(g) + O2(g)  2NO(g) b) A esta temperatura ¿favorece el equilibrio al NO o al N2 y el O2?

es Kc= 2,4 x 103 a 2000

R: (a) Kc = 4,2 x 10-4, (b) el equilibrio favorece favorece al N2 y al O2 a esa temperatura.


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3. La constante de equilibrio de la reacción: 2SO3(g)  2SO2(g)+ O2(g) es Kc= 2,4 x 10-3 a 700 C. a) Calcule Kc para: 2SO2 (g) + O2(g)  2SO3(g) b) A esta temperatura ¿favorece el equilibrio al SO2 y el O2 o al SO3? R: a) Kc = 4,2 x 102 b) el equilibrio favorece a SO 3 a esa temperatura. 4. El equilibrio entre hemoglobina y oxihemoglobina en la sangre se puede representar mediante la siguiente reacción. Escribe la forma de la expresión de la constante de equilibrio, Kc: Hb (ac) + O2 (g) ↔ HbO2 (ac) R:  

[ ] [][ ]

5. Calcula el valor de Kc para la reacción: 2 NO (g) + Cl 2 (g) ↔ 2 NOCl (g) si las concentraciones de equilibrio son: [NO] = 6,7x10-1 M [Cl2] = 2,9x10-3M [NOCl] = 4,2x10-2M R: Kc = 1,4 6. En cuál de los siguientes casos la reacción está más lejos de completarse: a) K = 1 b) K = 1010 c) K = 10-10 R: c) K = 10-10 7. Se coloca yoduro de hidrógeno gaseoso en un recipiente cerrado a 425 C donde se descompone parcialmente en hidrógeno y yodo según: 2HI(g)  H2(g) + I2(g) En la posición de equilibrio se encuentra que [HI] = 3,53 x 10 -3 M; [H2] = 4,79 x 10-4 M; [I2] = 4,79x10-4 M. Calcule Kc y Kp a esta temperatura. R: Kc = 1,84 x 10-2, Kp = 1,84 x 10-2 8. A temperaturas cercanas a los 800 °C, el vapor de agua se hace pasar sobre coque (una forma de carbono que se obtienen de la hulla) caliente reacciona para formar CO e H 2 : C(s) + H2O (g)  CO(g)+ H2(g) La mezcla de gases que se produce es un combustible industrial importante que se llama gas de agua. Cuando se alcanza el equilibrio a 800 °C [H2] = 4,0 x 10-2 M, [CO] = 4,0 x 10-2 M, [H2O] = 1,0 x 10-2 M. Calcule Kc a esta temperatura. R: Kc = 0,16


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9. Para la reacción: 2NO (g) + Cl2 (g)  2 NOCl (g) A 500 K la constante de equilibrio de la reacción es Kp = 52,0. Una mezcla de los tres gases en equilibrio presenta presiones parciales de 0,095 atm para NO y 0,171 atm para Cl2. ¿Cuál es la presión parcial del NOCl en la mezcla. R: La presión del NOCl (g) es 0,28 atm 10. Para el siguiente proceso a 700°C, ¿cuál es la presión parcial de cada gas al equilibrio si la presión total es de 0,750 atm? C (s) + CO 2 (g) ↔ 2 CO (g) R: PCO = 0,549 atm

Kp = 1,50

PCO2 = 0,201 atm

11. El tricloruro de fósforo gaseoso y el cloro gaseoso reaccionan para formar pentacloruro de fósforo gaseoso: PCl3 (g) + Cl2 (g)  PCl5 (g) Un recipiente para gases se carga con una mezcla de PCl3 (g) y Cl2 (g) la cual se deja que alcance el equilibrio a 450 K. En el equilibrio las presiones parciales de los tres gases son PPCl 3 = 0,124 atm PPCl5 = 1,30 atm PPCl2 = 0,157 atm. Calcular el valor de Kp e esta temperatura. Discuta hacia que dirección esta desplazado el equilibrio. R: (a) Kp = 66,8, (b) Como Kp > 1, los productos son más favorables que los reactantes. En este caso el equilibrio favorece a PCl 5 (g) 12. A 700 °C Kc = 20,4 para la reacción: SO2 (g) + ½ O2 (g)  SO3 (g) a) ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción SO3 (g)  SO2 (g) + ½ O2 (g) b) ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción 2SO2 (g) + O2 (g)  2SO3 (g) c) ¿Cuál es el valor de Kp para la reacción 2 SO2 (g) + O2 (g)  2SO3 (g) R: a) Kc = 0,0490, b) Kc = 416 c) Kp = 5,21 13. Una mezcla de 0,100 moles de CO2, 0,05000 moles de H2 y 0,1000 moles de H2O se colocan en un recipiente de 1,000 L. Se establece el equilibrio siguiente: CO2 (g) + H2 (g)  CO(g)+ H2O(g) En el equilibrio [CO 2] = 0,0954 M. a) Calcule la concentración en el equilibrio de todas las demás especies. b) Calcule K c de la reacción c) ¿Se dispone de suficiente información para calcular Kp? R: (a) [H2] = 0,0454 M, [CO] = 0,0046 M, [H2O] = 0,1046 M [CO2] = 0,0954 M (b) Kc = 0,11 (c) No. Para calcular Kp a partir de Kc, se debe conocer la temperatura de la reacción. Aunque en este caso Kc = Kp ya que ∆n = 0 Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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14. La reacción del metano con agua está dada por la siguiente ecuación: CH4 (g) + H2O (l) ↔ CO (l)  H2 (g)

K = 5,67

Prediga la dirección en la que avanzará el sistema hasta alcanzar la posición de equilibrio dado los siguientes valores iniciales de Q: a) Q = 11,85 b) Q = 3,8x10-4 c) Q = 5,67 R: a) hacia los reactivos; b) hacia los productos; c) el sistema de reacción está en equilibrio. 15. A 100 C la constante de equilibrio para la reacción: COCl2(g)  CO(g)+ Cl2(g) tiene un valor de Kc = 2,19x10-10. ¿Las siguientes mezclas de reactante y productos están en una posición de equilibrio? a) [COCl2] = 5,00x10-2 M; [CO] =3,31x10-6 M; [Cl2] = 3,31x10-6 M. b) [COCl2] = 3,50x10-3 M; [CO] =1,11x10-5 M; [Cl2] = 3,25x10-6 M. c) [COCl2] = 1,45 M; [CO] = 1,56x10-6 M; [Cl2] = 1,56x10-6 M. d) Si la respuesta es NO, indique la dirección que la reacción debe proceder para alcanzar la posición de equilibrio. R: a) Q = 2,19 x 10-10; la mezcla está en equilibrio, Q = Kc. b) Q = 1,03 x 10-8; la reacción avanza hacia la izquierda, Q > Kc. c) Q = 1,68 x 10-12; la reacción avanza hacia la derecha, Q < Kc. 16. A 100 C, Kc = 0,078 para la reacción siguiente: SO2Cl2(g)  SO2(g) + Cl2(g) En una mezcla de los tres gases en el equilibrio las concentraciones de SO 2Cl2 y SO2, son: 0,136 M y 0,072 M, respectivamente. ¿Cuál es la concentración de Cl2 en el equilibrio? R: [Cl2] = 0,15 M. 17. A 900 K la reacción siguiente tiene un Kp = 0,345 2SO2 (g) + O2 (g)

2SO3 (g)

En una mezcla en equilibrio las presiones parciales de SO 2 y O2 son 0,215 atm y 0,679 atm respectivamente. ¿Cuál es la presión parcial de equilibrio del SO 3 en la mezcla. R: PSO3 = 0,104 atm. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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18. La oxidación del dióxido de azufre produce trióxido de azufre: 2 SO2(g) + O2(g)



2 SO3(g)

Calcule el valor de K c conociendo Kp = 2,8 x 102 a 999 K. (R = 0,082 L·atm / mol·K) R: 2,3 x 104. 19. A 1285 °C la constante de equilibrio para la reacción Br2 (g)  2 Br (g) es de Kc = 1,04 x 10-3. Un recipiente de 0.200 L que contiene una mezcla de los gases en equilibrio tiene 0,245 g de Br2 (g) en su interior. ¿Cuál es la masa de Br (g) que hay en el recipiente? R: [Br2] = 7,67 x 10-3 M, [Br] = 2,82 x 10-3 M, 0,0451 g de Br 20. Para la reacción: H2 (g) + I2 (g)  2HI (g) Kp = 55,3 a 700 K. En un matraz de 2,00 L que tiene una mezcla de los tres gases en equilibrio, hay 0,056 g de H 2 y 4,36 g de I2 ¿Cuál es la masa de HI que hay en el matraz? R: 20,79 g de HI. 21. Considere la reacción:

PCl 5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)

a 250°C Kc = 1,80. Si se agregan 0,100 moles de PCl5 a un recipiente de 5,00 L ¿Cuáles son las concentraciones de PCl5 , PCl3 y Cl2 en el equilibrio a esta temperatura? R: [PCl5] = 2 x 10-4 M, [PCl3] = [Cl2] = 0,0198 M. 22. ¿Cómo afectan los cambios siguientes el valor de la constante de equilibrio de una reacción exotérmica? a) extracción de un reactivo o un producto. b) disminución del volumen. c) disminución de la temperatura. R: a) Ningún efecto; b) ningún efecto; c) aumenta la constante de equilibrio; d) ningún efecto. 23. Una muestra de bromuro de nitrosilo (NOBr) se descompone de acuerdo a la siguiente ecuación: 2 NOBr(g)  2 NO(g) + Br2(g) En el equilibrio la mezcla contenida en un matraz de 5,0 L a 100 C contiene 3,22 g de NOBr, 3,08 g de NO y 4,19 g de Br2. (a) Calcule Kc, (b) Calcule Kp, (c) ¿Cuál es la presión total ejercida por la mezcla de tres gases? R: a) Kc = 6,44 x 10-2; b) Kp = 1,97; c) PT = 0,968 atm.


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24. Para el equilibrio, 2 IBr(g)  I2(g) + Br2(g) donde Kc = 8,5x10-3 a 150 C. Si 0,040 mol de IBr son colocados en un container de 1,0 L, ¿cuál es la concentración molar de esta sustancia una vez que alcance la posición de equilibrio? R: [IBr] = 0,034 M. 25. Una muestra 0,831 g de SO3 se colocan en un recipiente de 1,00 L y se calienta a 1100 K. El SO3 se descompone en SO2 y O2 2 SO3 (g)  2 SO2 + O2 En el equilibrio, la presión total en el recipiente es de 1,300 atm. Encuentre los valores de K C y Kp para esta reacción a 1100 K. R: Kc = 0,044

Kp = 4,014.

26. El amoniaco sufre hidrólisis de acuerdo a la siguiente reacción: NH3 (g) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)

K = 1,8 x 10-5 a 25°C

Calcula las [NH3], [NH4+] y [OH-] en una solución que originalmente es 0,200 M en NH3. R: [NH3] = 0,198 M; [NH4+] = [OH-] = 1,89x10-3 M Principio de Le Chatelier 27. El siguiente proceso químico está en equilibrio: 2 H2 (g) + O2 (g) ↔ 2 H2O (g) ¿Cómo respondería el proceso si la presión fuese incrementada a temperatura constante? R: Al incrementar la presión, el equilibrio del sistema está siendo perturbado, por lo cual el sistema responde de manera de tender a reducir la perturbación y alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Cuando se producen cambios en la presión en un sistema gaseoso también se ve afectado el volumen (si la presión aumenta, disminuye el volumen), específicamente cuando la presión aumenta el desplazamiento del equilibrio se produce hacia el lado con menos moles gaseosos, en este caso, el desplazamiento del equilibrio sería hacia la formación de más agua.

28. Para el equilibrio:

2 NO (g)  2 CO (g) ↔ N2 (g) + 2 CO2 (g) se sabe que ΔH < 0. Indica tres formas de actuar sobre el equilibrio que reduzcan la formación de CO, gas muy tóxico. R: 1) Reducir la temperatura. 2) Aumentar la presión. 3) Retirar el CO2 formado.


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29. La sílice impregnada de cloruro de cobalto (II) se emplea como indicador de humedad debido al cambio de color que presenta el equilibrio: [Co(H2O)6]Cl2 (s, rosa) ↔ *Co(H2O)4]Cl2 (s, azul) + 2 H2O(g) La aparición de color azul, ¿significa que el aire está seco o húmedo? ¿Por qué? R: La aparición de color azul indica que el aire está seco. En tal caso, el equilibrio está desplazado hacia la derecha. Cuando aparece el color rosa, es porque la sílice está impregnada de humedad. 30. La reacción de disulfuro de carbono con cloro es la siguiente: CS2 (g) + 3 Cl2 (g) ↔ CCl4 (g) + S2Cl2 (g)

H° = - 238 kJ

Prediga el efecto de los siguientes cambios en el sistema en la dirección de equilibrio: a) b) c)

La presión sobre el sistema se duplica por reducir a la mitad el volumen. CCl4 es removido a medida que se va generando. Calor es agregado al sistema.

R: (a) el sistema se desplaza hacia el lado con menos moles gaseosos, en este caso se desplaza hacia los productos. (b) el sistema se desplaza hacia los productos para formar más CCl 4. (c) Como la reacción desprende calor al formarse los productos (reacción exotérmica), si se agrega calor al sistema se desplaza en sentido contrario, favoreciendo a los reactivos. 31. El metal hierro reacciona con el gas oxígeno para producir óxido de hierro (III). ¿Cuál será el efecto de aumentar la presión del gas oxígeno en un contenedor cerrado? R: se producirá más óxido de hierro. 32. Cuando abres una botella de una bebida gaseosa y la dejas abierta, la bebida finalmente pierde gas. Esto ocurre porque el equilibrio entre el ácido carbónico y el dióxido de carbono se desplaza para producir _______________ R: más dióxido de carbono Preguntas de Solemnes anteriores 33. Pentacloruro de fósforo se descompone de acuerdo a: PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2(g)

Kc = 1,8

a) Si se inyectan 0,50 moles de PCl5 en un matraz de 2,0 litros a 250 C, calcule las concentraciones en el equilibrio de PCl 3 y PCl5. b) Establezca la relación entre K P y Kc para esta reacción de descomposición.


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R: (a) [PCl3] = 0,222 M [PCl5] = 0,028 M (b) Kp = Kc  (RT)n  Kp = 1,8  (0,0821523)1 = 77,3 34. Cuando se pone NH4HS sólido en un matraz cerrado a 28°C, el sólido se disocia según la ecuación: NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g). La presión total de la mezcla en equilibrio es de 0,766 atm. Determine la Kp a esta temperatura. R: Kp = 0,147. 35. El bromuro de nitrosilo se descompone según la ecuación química siguiente: 2 NOBr (g)

2 NO(g) + Br2(g)

Cuando 0,260 atmósferas de NOBr se inyectan en un recipiente hermético y se les permite alcanzar el equilibrio, el 22% de NOBr se descompone. ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio Kp para la reacción? R: Kp = 0,0353. 36. La disociación de bromo molecular (Br2) a 600°C ocurre de acuerdo a la siguiente ecuación: Br2(g)  2Br(g). Se introducen 0,2 moles de Br2(g) en un recipiente de 0,5 L a 600°C. En estas condiciones el bromo se disocia en 0,8%. a) Calcule las concentraciones de Br 2(g) y Br(g) en el equilibrio. b) Calcule la constante de equilibrio Kc. c) Calcule la constante de equilibrio Kp. R: (a) [Br2] = 0,3968 M [Br] = 6,4x10-3 M (b) Kc = 1,03x10-4 (c) Kp = 7,38x10-3 37. Una mezcla de 2,0 mol de H 2 y 2,0 mol de I2, ambos gaseosos, se coloca en un recipiente de 4,00 litros a 25°C. Cuando se alcanza el equilibrio se encuentra que la concentración de HI (g) es 0,76 Molar. La ecuación química que representa este equilibrio es:

H2(g)  I2(g) ↔ 2 HI(g) Al respecto: a) Calcule Kc. b) Calcule Kp. c) Hacia donde se encuentra desplazado el equilibrio? Justifique su respuesta. d) Si retira hidrógeno del sistema ¿cómo se vería afectada la concentración de I 2 (g)?. R: a) Kc = 40,1; b) Kp = 40,1; c) El equilibrio se encuentra desplazado hacia los productos debido a que Kc >1; d) La concentración de I 2 (g) aumentaría.


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38. El fluoruro de carbonilo, COF2, es un importante intermediario en la producción de compuestos orgánicos de flúor. Este puede ser preparado por la siguiente reacción: CO2 (g) + CF4 (g) ↔ 2 COF2 (g) A 1000°C, esta reacción tiene una Kp de 0,50. Si al inicio de la reacción la presión parcial de CO 2 y CF4 es de 0,713 atm para cada uno. Determine: a) La presión total del sistema una vez que se ha alcanzado el equilibrio. b) Kc para la reacción a 1000°C. c) La concentración molar de CO 2 en el equilibrio.

R: a) PT = 1,426 atm; b) Kc = Kp = 0,50; c) *CO2+ = 5,04x10-3 M. 39. Usted se encuentra en el laboratorio, y prepara una disolución de amoniaco (NH3 MM=17 g/mol) que es una base débil, disolviendo 1,6 g de amoniaco en 250 mL de disolución. El equilibrio que se produce se describe a continuación: NH3(ac) + H2O(l)

NH4+(ac) + OH-(ac)

Kb = 1,8x10-5

a) Determine la concentración inicial de NH3. b) Determine la concentración de todas las especies en el equilibrio. c) Determine el pH de la disolución. d) Si se aumenta la concentración de NH4+, hacia donde se desplaza el equilibrio.

R: a) *NH3+0 = 0,38 M; b) *NH3+ = 0,377 M; *NH4+ = *OH-+ = 2,62x10-3M; c) pOH = 2,58; pH = 11,42 d) Se desplaza hacia los reactantes. 40. En un reactor de 2,0 L se introducen simultáneamente 80 g de SO2 y 32 g de O2. Si en el equilibrio se encuentra 80 g de SO3. Según la siguiente ecuación. 2 SO2(g) + O2(g) a) b)



2 SO3(g)

La concentración de todas las especies en el equilibrio. El valor de Kc.

R: (a) [SO2] = 0,125 M; [O2] = 0,25 M; [SO3] = 0,5 M; b) Kc = 64.


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Guía de ejercicios de equilibrio ácido base primera parte Ejercicios Resueltos 1.

La constante de disociación ácida del ácido hipocloroso es K a = 3,0 x 10-8 . Para una disolución 0,0075M de HClO en agua, calcule: a) las concentraciones de H 3O+ , ClO ,- HClO en el equilibrio b) el porcentaje de disociación del ácido c) el pH de la disolución ácida

Desarrollo Escribimos la ecuación para la reacción de disociación en iones del ácido débil en agua y la situación de concentraciones iniciales, cambio y concentraciones “finales” que son las de equilibrio: HClO + H2O



Cinicial 0,0075M cambio

−X

Cequilibrio (0,0075 – X) M a)

H3O+ + ClO0M

0M

X

X

(X) M

(X) M

Debemos encontrar la x para responder cuáles son las concentraciones de equilibrio. Para ello planteamos la expresión de K a en función de las concentraciones molares de equilibrio de reactivos y productos: Ka = [H3O+] [ClO-] = 3,0 x 10-8 [HClO] Reemplazando:

Ka = (X) (X) = 3,0 x 10-8 (0,0075 – X)

Resolviendo, queda la siguiente ecuación de segundo grado: X2 + 3,0 x 10-8X - 2,25 x 10-10 = 0 que se resuelve con X =

X =

b 

2

b

 4ac

2a

3,0 x108  (3,0 x108 )2  4(2,25 x 10 10) 2

X 1 = - 1,5 x 10-5 X 2 = 1,5 x 10-5


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El valor negativo no tiene sentido físico, por lo que el valor de X es 1,5 x 10 -5. Ahora respondemos cuales son las concentraciones molares de todas las especies presentes en el equilibrio: [HClO] = (0,0075 – X)M = (0,0075 − 1,5 x 10 -5 ) = 7,485 x 10-3 M [H3O+] = [ClO-] = (X)M = 1,5 x 10-5M b)

% de disociación = [H3O+] x 100 = 1,5 x 10-5M [HClO] inicial 0,0075

c)

pH = - log [H3O+] = - log (1,5 x 10-5) = 4,8 Nota: Antes de resolver la ecuación cuadrática se puede comprobar si la x del denominador en la expresión de Ka se puede despreciar, por ejemplo, si se cumple que: Ka  1,0 x 10-4 4 Cinicial En el caso de nuestro ejemplo el cálculo resulta 3,0 x 10-8 = 1,0 x 10-6 4 x 0,0075 Como 1,0 x 10-6 < < 1,0 x 10-4 Podríamos haber despreciado la x en el denominador facilitando el cálculo y cometiendo un mínimo error en el valor obtenido de la X.

2.

Una disolución de ácido fenilacético HC 8H 7O 2 tiene un pH de 2,68. Sabiendo que en la disolución este ácido débil está disociado un 2,47%, calcule: a) La constante de disociación K a del ácido fenilacético b) La concentración inicial de la disolución del ácido.

Desarrollo A partir del pH se obtiene la concentración molar de iones hidronio H 3O+:

Si pH = − log *H3O+] La concentración molar de iones hidronio es: [H 3O+] = 10-pH = 10-2,68 = 2,1 x 10-3 M


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La ecuación de disociación del ácido es: HC8H7O2 Cinicial cambio

+ H2O



X

H3O+

C8H7O2-

+

0M

− 2,1 x 10-3 M

Cequilibrio (x – 2,1 x 10-3)M

0M

2,1 x 10-3 M

2,1 x 10-3 M

(2,1 x 10-3)M

(2,1 x 10-3)M

La expresión de la constante K a es: Ka = [H3O+] [C8H7O2-] [HC8H7O2] Reemplazando las concentraciones molares de equilibrio: Ka = (2,1 x 10-3)(2,1 x 10-3) (x – 2,1 x 10-3) Para obtener el valor de K a sólo falta saber el valor de x que corresponde a la concentración inicial del ácido fenilacético y que podemos calcular a partir del % de disociación: % de disociación = [2,1 x 10-3] x 100 = 2,47 % [HC8H7O2] inicial Despejando

[HC8H7O2] inicial

= 0,085 M

(respuesta b)

Y ahora podemos reemplazar en la expresión de Ka: Ka = (2,1 x 10-3)(2,1 x 10-3) = 5,3 x 10-5 (0,085 – 2,1 x 10-3) La respuesta a) es Ka = 5,3 x 10-5


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Ejercicios propuestos 1. Defina los siguientes términos y dé un ejemplo de cada uno. a) Ácido b) base c) sal R: (a) Ácido: Arrhenius definió los ácidos como sustancias que producen iones H + en agua. Brønsted y Lowry propusieron definir los ácidos y bases en términos de su capacidad para transferir protones. Según su definición, un ácido es una sustancia (molécula o ion) capaz de donar un protón a otra sustancia. (b) Base: Arrhenius definió las bases como sustancias que producen iones OH- en agua. Brønsted y Lowry propusieron definir los ácidos y bases en términos de su capacidad para transferir protones. Según su definición, una base es una sustancia capaz de aceptar un protón. (c) Sal: son compuestos iónicos constituidos por un anión y un catión, se forman de las reacciones de neutralización entre ácidos y bases. 2. Escriba una ecuación que represente: a) cómo el ácido perclórico (HClO4) se comporta como un ácido de Arrhenius. b) cómo el ion dihidrógeno fosfato (H 2PO4-) se comporta como un ácido de Arrhenius. c) cómo el hidróxido de rubidio (RbOH) actúa como una base de Arrhenius en agua. R: (a) HClO4 (ac) → H+(ac) + ClO4-(ac) (b) H2PO4- (ac) → H+(ac) + HPO4-2 (ac) (c) RbOH (ac) → Rb+ (ac) + OH- (ac) 3. Según la definición de Brönsted-Lowry de un ácido como dador de protones y de una base como aceptor de protones identifique en las siguientes reacciones pares conjugados ácido-base: a) HCO3-(ac) + H2O (l) b) HF (ac) + HPO42-(ac)

 

CO32-(ac) + H3O+(ac) F-(ac) + H2PO4-(ac)

c) HSO4- (ac) + HS- (ac)  SO42- (ac) + H2S (ac) R: a) HCO3- y CO32- ; H2O y H3O+ b) HF y F; HPO42- y H2PO4c) HSO4- y SO42- ; HS- y H2S 4. Use las definiciones de Bronsted – Lowry para identificar el primer compuesto en cada ecuación como un ácido o como una base a) b) c) d)

(CH3)2NH2 + H2O  (CH3)2NH3+ + OHHF + H2O  F- + H3O+ C6H5NH2 + H2O  C6H5NH3+ + OHC6H5CH2NH2 + H2O  C6H5CH2NH3+ + OH-


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R: a) (CH3)2NH2: base (aceptor de H+). b) HF: ácido (dador de H+). c) C6H5NH2: base (aceptor de H+). d) C6H5CH2NH2: base (aceptor de H+). 5. a) Escriba una ecuación química que ilustre la autoionización del agua, b) escriba la expresión del producto iónico del agua K w, explique por qué se omite la concentración de agua líquida, c) que significa que una solución sea básica. R: a)H2O (l)  H+ (ac) +OH- (ac), b) Kw = [H+][OH-], el [H2O] (l) se omite porque es un líquido puro. La molaridad de los sólidos y líquidos puros no cambia una vez establecido el equilibrio. c) Qué una solución sea básica significa que la [OH -] es mayor que la [H+]. 6. El óxido de deuterio D2O posee una constante de producto iónico Kw = 8.9 x10-16 a 20 C. Calcule [D+] y [OD-] para D2O a esta temperatura. R: Kw = [D+][OD-] = 8,9 x 10-16 [D+] = [OD-] = 3,0 x 10-8 M 7. Indica para cada uno de los siguientes valores de pH si representan a una solución ácida, básica o neutra: a) 4 b) 7 c) 3,5 d) 9 R: a) ácida

b) neutra

c) ácida

d) básica

8. En que factor cambia la [H+] para un cambio de pH de (a) 2 unidades, (b) 0,50 unidades. R: Una manera de resolver este ejercicio es dándose valores de pH. pH = 1,0 significa [H +] = 1,0 x 10-1 pH = 3,0 significa [H+] = 1,0 x 10-3. Luego si dividimos 1,0 x 10 –1 / 1,0 x 10-3 = 100. Lo que significa que hay un incremento de 100 unidades en la [H +] al aumentar en 2 unidades el valor del pH. b) Se hace igual a a) dando un incremento de 3,2 unidades. 9. Complete la siguiente tabla: [H+] M 2,5 x10-4

[OH-] M

pH

pOH

Ácida o básica

6,9 x10-8 3,2 5,7 R: [H+] M 2,5 x10-4 1,4x10-7 6,0x10-4 5,0x10-9

[OH-] M 4,0 x 10-11 6,9 x10-8 2,0 x 10-11 2,0 x 10-6

pH 3,6 6,8 3,2 8,3

pOH 10,4 7,2 10,8 5,7

Ácida o básica ácida ácida ácida básica


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10.a) Escriba las bases conjugadas de los siguientes ácidos de Bronsted-Lowry: a) HClO2, b) H2S, c) HSO4-, d) NH4+ b) Escriba los ácidos conjugadas de las siguientes bases de Bronsted-Lowry a) NH3, b) IO-, c) CH3COO-, d) HAsO42R: a) a) ClO2-, b) HS-, c) SO4-2, d) NH3 b) a) NH4+, b) HIO, c) HC2H3O2, d) H2AsO4 11. Para cada una de los siguientes ecuaciones químicas mencione cada par ácido-base conjugado: a) b) c)

NH4+(ac) + CN-(ac)  HCN(ac) + NH3(ac) (CH3)3N(ac) + H2O(l)  (CH3)3NH+(ac) + OH-(ac) HCO2H (ac) + PO4-3(ac)  HCO2-(ac) + HPO42-(ac)

R: ácido NH4+

base CNH2O (CH3)3N HCO2H PO4-3

Base conjugada NH3 OHHCO2-

Ácido conjugado HCN (CH3)3NH+ HPO4-2

12. Prediga los productos de las siguientes reacciones ácido-base: a) b) c) d) e) f)

NH2- (ac) + H2O (l)  HClO2 (ac) + H2O (l)  H3O+(ac) + F (ac)  O2-(ac) + H2O (l)  HSO4- (ac) + HS- (ac)  HCO3-(ac) + F (ac) 

R: g) h) i) j) k) l)

Base ácido ácido conj.  NH3 (ac) NH2 (ac) + H2O (l) H2O (l) + HClO2 (ac)  H3O+ F (ac) + H3O+(ac)  HF (ac)  OH- (ac) O2-(ac) + H2O (l) HS- (ac) + HSO 4- (ac)  H2S (ac) F (ac) + HCO3-(ac)  HF (ac)

Base conj. + OH- (ac) + ClO2- (ac) + H2O (l) + OH-(ac) + SO4-2 (ac) + CO3-2 (ac)

13. Calcule el pH de cada una de las siguientes soluciones de ácidos fuertes: a) 1,8x10 -4M de HBr, b) 1,02 g de HNO3 en 250,0 mL de solución, c) 50,0 mL de una solución preparada a partir de 2,0 mL de HClO4 0,5 M, d) una solución formada mezclando 10,0 mL de HBr 0,010 M con 20,0 mL de HCl 2,5x10-3 M. R: a) 3,7 b) 1,2 c) 1,7 d) 2,3


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14. Calcule la [OH-] y el pH de a) una solución de Sr(OH) 2 3,5x10-4 M; b) 1,5 g de LiOH en 250 mL de solución; c) 1,0 mL de NaOH 0,095 M llevado a una solución de 2,0 L; d) una solución formada adicionando 5,0 mL de KOH 0,0105M a 15,0 mL de Ca(OH)2 3,5x10-3 M. R: [OH-] pH -4 a) 7,0 x 10 10,8 b) 0,251 13,4

[OH-] c) 4,8 x 10-5 d) 7,9 x 10-3

pH 9,7 11,9

15. A temperatura ambiente (25°C) una solución acuosa contiene 7,7 x 10 -8 M en iones hidróxido ¿Cuál es la concentración molar en iones H 3O+ ?¿Cuál es el pH de esta solución? R: [H3O+] = 1,3 x 10−7 M ; pH = 6,9. 16.¿Cuál es la concentración molar de iones H 3O+ en las siguientes soluciones? a) b) c) d)

Solución acuosa que tiene un pH de 12,17. Solución acuosa de NaOH 0,044 M. Solución acuosa con pH de 10,60 se diluye desde 1,0 L hasta 1,5 L. Solución acuosa con pOH de 2,55.

R: a) 6,8 x 10−13 M

b) 2,3 x 10−13 M

c) 3,8 x 10−11 M

d) 3,5 x 10−12 M

17. La leche de magnesia tiene una concentración de iones hidrógeno entre 1,0x10 -10 M y 1,0x10-11 M. ¿Cuáles son los dos valores de pH entre los cuales se encuentra la leche de magnesia? R: pH = 10 – 11. 18. Escriba la ecuación de disociación en iones, o de ionización, de los siguientes ácidos débiles al ser disueltos en agua y la correspondiente expresión de su constante de disociación ácida K a: a) HNO2

b) HCO2H

c) HPO42−

R: a) HNO2 (ac) + H2O (l)  NO2-(ac) + H3O+(ac) b) HCO2H (ac) + H2O (l)  HCO2-(ac) + H3O+(ac) c) HPO42- (ac) + H2O (l)  PO43-(ac) + H3O+(ac)

Ka = [NO2−] [H3O+]/[ HNO2] Ka =[HCO2−] H3O+]/[HCO2H] Ka =[PO43−] [H3O+]/[HPO42−]

19. Dadas las constantes de disociación ácida para los ácidos : ÁCIDO HNO2 HCO2H HPO42−

Ka 4,5 x 10−4 1,8 x 10−4 3,6 x 10−13

a) ¿Cuál de los tres es el más débil? b) ¿Cuál es el valor del pKa de cada ácido? c) ¿Cuál tiene la base conjugada más débil? R: a) ión hidrógeno fosfato HPO42- es el más débil; b) 3,35 ; 3,74 ; 12,44; c) HNO2 Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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20. El ácido láctico, HC3H5O3, tiene un hidrógeno ácido. Una solución 0,10 M de ácido láctico tiene un pH de 2,44. Determine la constante de acidez Ka. R: Ka = 1,36 x 10-4 21. La constante de disociación o de acidez de ácido benzoico (HC 7H5O2) es 6,5x10-5. Calcule las concentraciones en equilibrio de H +(ac), C7H5O2-(ac) y HC7H5O2(ac) en la solución si la concentración inicial del ácido en la solución es 0.050 M. R: [H+] = 1,8 x 10-3 M, [C7H5O2-] = 1,8 x 10-3 M, [HC7H5O2] =0,048 M 22. Calcule el % disociación de HCrO 4 (Ka = 3,0x10-7) en las siguientes soluciones: a) 0,250 M, (b) 0,0800 M, (c) 0,0200 M. R: (a) 0,11 %, (b) 0,19 %, (c) 0,39 % 23. Una solución = 0,200 M de un ácido débil HX está ionizada en 9,4%. Calcule las concentraciones de todas las especies en solución y también calcule K a. R: [HX] = 0,181 M [H+] = [X-]= 0,0188 M Ka = 2,0 x 10-3 24. ¿Quién tiene un pH más bajo?: a) Una disolución 0,1M de un ácido fuerte o una disolución 0,1M de un ácido débil. b) Una disolución 0,1M de un ácido con Ka= 2 x 10−3 u otra 0,1M de un ácido con Ka= 8 x 10−6. c) Una disolución 0,1M de una base con pKb= 4,5 o de una base con pK b= 6,5. R: a) Una disolución 0,1M de un ácido fuerte. b) El ácido con Ka = 2 x 10−3. c) La base con pKb = 6,5. 25. Calcule la concentración molar de iones OH - y el pH de una solución 0,050 M de etilamina (C2H5NH2), Kb = 6,4x10-4. R: [OH-] = 5,3 x 10-3 pH = 11,13. 26. El ingrediente activo de la aspirina es el ácido acetilsalicílico, HC 9H7O4 un ácido monoprótico con Ka 3,3 x 10-4 a 25 °C ¿Cuál es el pH de una solución obtenida disolviendo dos tabletas de aspirina, cada una con 325 mg de ácido acetilsalicílico en 250 mL de agua. R: pH = 2.8


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27. La efedrina, es estimulante del sistema nervioso central, se usa en aerosoles nasales como descongestionante. Este compuesto es una base orgánica débil: C10 H15 N(ac) + H2O(l)  C10 H15 NH+ (ac) + OH- (l) ¿Qué pH esperaría usted para una solución 0,035 M de efedrina si se supone que no hay otra sustancia presente? Kb = 1,4 x 10-4 R: pH = 11,3 28. El volumen del estómago de un adulto varía desde alrededor unos 50 mL cuando está vacío hasta 1 L cuando está lleno. Si su volumen es de 500 mL y su contenido tiene un pH de 2,0 ¿cuántos moles de protones contiene? R: 5,0 x 10-3 moles de H+ 29. La Codeína, C18H21NO3, es una base orgánica débil. Una solución 5,0 x10-3 M de codeína tiene un pH de 9,95. Calcular el valor de Kb de esta sustancia. R: Kb = 1,6 x 10-6 30. Cuando 1,0 mol de yoduro de hidrógeno (HI) gaseoso se disuelve en 1,0 L de agua, la solución resultante contiene 1,0 mol de iones hidronio y 1,0 mol de iones yoduro. Clasifique a HI como un ácido fuerte, un ácido débil, una base débil o una base fuerte. R: ácido fuerte 31. Cuando 1,0 mol desulfuro de hidrógeno (H2S) gaseoso se disuelve en 1,0 L de agua, la solución resultante contiene alrededor de 0,0004 mol de iones H + y 3,0x10-11 mol de iones OH-. Clasifique a H2S como un ácido fuerte, un ácido débil, una base débil o una base fuerte. R: ácido débil 32. a) Explique por qué el pH de una solución 1,0 x10-8 M de HNO3 no es 8,0. b) Calcule el pH de esta solución. R: a) Como es de esperar en sistemas muy diluidos a autoionización del agua contribuye a la concentración del [H+] casi 10 veces más que el ácido fuerte. b) pH = 7,0. 33. Clasifique las siguientes sustancias en ácidos y bases fuertes o débiles, justificando mediante la constante respectiva: a) b) c)

HNO2 Ka = 4,5 x 10 -4 HI Ka =  KOH Kb = 

d) NH3 Kb = 1,78 x 10-5 e) HCl Ka =  f) H2O Kw = 1,0 x 10 –14


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R: Sustancia HNO2

Constante Ka = 4,5 x 10 -4

NH3

Kb = 1,78 x 10-5

HI

Ka = 

HCl

Ka = 

KOH

Kb = 

H2O

Kw = 1,0 x 10 –14

Clasificación Comentario Ácido débil El hecho que sea posible medir un valor para Ka, lo convierte en un sistema débil. Base débil El hecho que sea posible medir un valor para Kb, lo convierte en un sistema débil. Ácido fuerte El valor de Ka tiende a infinito, esto da cuenta que el equilibrio esta casi completamente desplazado a la derecha, no existiendo concentración de ácido en el medio. Ácido fuerte El valor de Ka tiende a infinito, esto da cuenta que el equilibrio esta casi 100% desplazado a la derecha, no existiendo concentración de ácido en el medio. Base fuerte El valor de Kb tiende a infinito, esto da cuenta que el equilibrio esta casi 100% desplazado a la derecha, no existiendo concentración de base en el medio. Anfótera El valor de Kw da cuenta de la baja concentración de los iones H+ y OH- existente en solución, este equilibrio esta casi completamente desplazado a los reactantes.

34. La constante de ionización del ácido cianhídrido, HCN, es Ka = 4,8 x 10-10 Calcular la concentración de H+, OH- y HCN en el equilibrio para 450 mL de una solución preparada con 0,16 moles de HCN. R: [H+] = 1,31 x 10-5 [OH-] = 7,63 x 10-10 [HCN] = 0,359. 35. Un cierto ácido orgánico 0,01 M, se disocia un 0,18 % en disolución acuosa, calcule la constante de acidez para este ácido orgánico. R: Ka = 3,25 x 10-8 36. Para las siguientes mezclas calcule el pH, planteé las ecuaciones químicas respectivas: a) b) c) d) e) f)

La mezcla de 400 mL de HCl 0,25 M con 200 mL HCl 0,15 M. La mezcla de 50 mL de NaOH 0,25 M con 15 mL de NaOH 0,15 M. La mezcla de 50 mL de HCl 0,25 M con 10 mL de NaOH 0,25 M. La mezcla de 30 mL de HBr 1,0 x10-3 M con 50 mL de NaOH 0,025 M. La mezcla de 150 mL de HCl 2,0x10-2 M con 200mL de KOH 3,0x10-3 M. La mezcla de 75 mL de HCl 0,035 M con 80 mL de NaOH 0,025 M.


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R: a) b) c) d) e) f)

[H+] totales 0,216 [H+] sobrantes 0,16 6,86 x 10-3 0,625

[OH-] totales 0,227 [OH-] sobrantes 0,0153 -

pH 0,66 13,4 pH 0,78 12,2 2,16 2,4

37. El ácido fenilacético HC8H7O2, es una de las sustancias que se acumulan en la sangre de las personas que padecen de fenilceturonia, un trastorno hereditario que puede causar retraso mental o incluso la muerte. Se determina que una solución 0,085 M de esta sustancia tiene un pH de 2,68. Calcule el valor de Ka para este ácido. R: Ka = 5,26 x 10-5 38. Se disuelven 12,8 g de ácido fórmico (HCOOH) en agua completando 500 mL de solución. La constante de disociación del ácido es K a = 2,14x10−4 a 25° C. a) Escriba la reacción de disociación del ácido en agua y la expresión de K a b) Calcule el pH de la disolución c) Obtenga el % de disociación del ácido R: a) HCOOH + H2O  H3O+ + HCOO- Ka = [HCOO−] [H3O+]/[ HCOOH] b) pH = 1,96 c) % disociación = 1,96 39. Se prepara una solución disolviendo 1,50 g de KOH en 250 mL de agua. De esta solución se toman 5 mL y se completa con agua hasta un volumen final de 500 mL. Calcule la molaridad y el pH de ambas soluciones. R: C1 = 0,107 M; pH = 13,0

C2 = 1,07x10-3 M; pH = 11,0

40. Calcule el pH de: a) Una disolución preparada usando 15,0mL de HNO3 0,25 M diluida a 250mL. b) Una disolución que se prepara mezclando 50,0mL de HCl 0,5M con 20,0mL de HBr 0,3M. Suponga volúmenes aditivos. c) Una disolución de ácido hipocloroso, HClO, 0,2M, Ka = 2,9 x 10-8. Justifique sus aproximaciones mediante cálculos. R: a) pH = 1,82

b) pH = 0,35

c) pH = 4,12

41. La leche de magnesia tiene 400 mg de Mg(OH) 2 por cucharadita. Calcule la masa de ácido estomacal que puede ser neutralizada por 1,00 cucharadita de leche de magnesia, asumiendo que el ácido estomacal es 0,50% de HCl en masa. R: masa de ácido estomacal = 0,01 g Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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42. Se quiere determinar el contenido de NaOH en una sosa cáustica comercial mediante su valoración con un ácido fuerte. Para ello, se pesan 2,0 g de sosa y se disuelven en un matraz aforado hasta un volumen final de 500 mL. Sabiendo que 25,0 mL de esta disolución necesitaron 18,8 mL de HCl 0,1 M hasta el viraje del indicador. Determine la pureza en NaOH de la sosa, expresando el resultado como % en masa. R: % pureza = 75,2% 43. Disponemos de dos matraces: uno contiene 50 mL de HCl 0,10 M, y el otro, 50 mL de HCN cien veces más concentrado que el primero. Ka HCN = 4,9x10-10 a) Calcula el pH de cada una de las disoluciones. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la disolución más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? R: (a) pH = 4,15

(b) 71,38 L

44. La niacina es una vitamina del grupo B, que podemos considerar como ácido monoprótico. Sabiendo que una disolución 0,02 M de dicha sustancia tiene un pH de 3,25, determina la constante de disociación de la niacina. R: Ka = 1,63x10-5 45. ¿Qué concentración debe tener una disolución de HCl para que tenga el mismo pH que otra de ácido acético (CH3COOH) 0,50 M? Ka CH3COOH = 1,8x10-5 R: 2,99x10-3 M Ejercicios de solemnes anteriores 46. El HNO2 es un ácido débil que se disocia parcialmente en disolución acuosa: HNO2

↔

H+ + NO2 -

Una disolución 0,100 M de HNO2 presenta un pH de 2,2. Calcule: a) b)

La concentración de [H+] en el equilibrio. El valor de su constante de acidez (Ka).

R: a) [H+] = 6,31x10-3 M; b) Ka = 4,2x10-4

47.El ácido láctico, CH3CH(OH)COOH (Ka = 1,41×10-4), debe su nombre al hecho de que está presente en la leche agria como producto de la acción bacteriana. Asimismo, es la causa del Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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adolorimiento de los músculos después de un ejercicio vigoroso. Si se tiene una disolución de ácido láctico de concentración 0,350M. Calcule: CH3CH(OH)COO- (ac) + H+(ac)

CH3CH(OH)COOH (ac) a) El porcentaje de ionización del ácido láctico. b) El pH de la disolución. R: a) % de ionización = 2,00

b) pH = 2,15

48. El pH de una disolución de Ba(OH)2 es 10,66 a 25°C. a) Escriba la ecuación de disociación para el Ba(OH) 2 en agua. b) ¿Cuál es la concentración de ion hidroxilo en la solución? c) Si la disolución tiene un volumen de 125 mL, ¿cuál es la masa de Ba(OH)2 que debió disolverse? Masa molar Ba(OH)2 = 171,3 g/mol R: a) Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 OH-

b) [OH-] = 4,57x10-4 M

c) m = 4,90x10-3 g

49. Usted se encuentra en el laboratorio, y prepara una disolución de amoniaco (NH 3 MM=17 g/mol) que es una base débil, disolviendo 1,6 g de amoniaco en 250 mL de disolución. El equilibrio que se produce se describe a continuación: NH3(ac) + H2O(l)



NH4+(ac) + OH-(ac)

Kb = 1,8x10-5

a) Determine la concentración inicial de NH3. b) Determine la concentración de todas las especies en el equilibrio. c) Determine el pH de la disolución. d) Si se aumenta la concentración de NH4+, hacia donde se desplaza el equilibrio. R: (a) [NH3]0 = 0,38 M (b) [NH3] = 0,377 M; [NH4+] = [OH-] = 2,62x10-3 M se desplaza hacia los reactivos.

(c) pH = 11,42 (d)

50. Calcule el pH, de las siguientes disoluciones: a) Una disolución de Fe(OH)3 0,06 M. b) Una disolución que se prepara disolviendo 2,5 g de ácido perclórico puro, HClO 4, en agua hasta 0,750 L de disolución. MM HClO4 = 100,5 g/mol c) Una disolución formada, al hacer reaccionar 0,8 mol de HCl con 0,2 mol de NaOH en un volumen de disolución de 1,0 L. HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) Nota: Todas las sustancias tienen un K>>>1 R: a) pH = 13,26; b) pH = 1,48 c) pH = 0,22


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Guía de ejercicios de equilibrio ácido base primera parte Efecto del ión común, Soluciones Amortiguadoras y Titulaciones ácido- base Ejercicios Resueltos 1.

El ácido furoico (HC 5H 3O3 ) tiene un valor de K a de 6,76 x 10−4 a 25ºC. a) Calcule el pH de una disolución amortiguadora preparada mezclando 30,0 mL de HC 5H 3O3 0,250 M y 20,0 mL de furoato de sodio (NaC 5H 3O3 ) 0,22 M y diluyendo a un volumen total de 125mL. b) Calcule el pH después de agregar 0,01 moles de NaOH a la disolución amortiguadora de pH c) Calcule el pH que resultaría al agregar 0,01 moles de NaOH a 1 litro de agua pura (no tome en cuenta el cambio de volumen)

Desarrollo a)

Se debe calcular la concentración molar del ácido débil y de la sal que forman esta disolución amortiguadora: Para el ácido furoico (HC 5H3O3): Molaridad = n V(L) Necesitamos saber los moles que aporta el ácido, para ello despejamos: n = M x V(L) Ahora, reemplazamos la Molaridad y el volumen de ácido: n = 0,250 M x 0,030L y obtenemos

n = 7,5 x 10−3 mol de ácido furoico

El volumen total de la disolución es de: 30,0 mL + 20,0 mL = 50,0 mL Como los moles de ácido están ahora en 50,0 mL la molaridad del ácido es: Molaridad = n = 7,5 x 10−3 mol = 0,15M V(L) 0,050 L Considerando la dilución a 125 mL: Vc x Cc = Vd x Cd 50,0 mL x 0,15 M = 125 mL x Cd Cd = 0,06 M


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La concentración molar del ácido en la disolución es 0,06 M Para furoato de sodio (NaC5H3O3 ): n = M x V(L) = 0,22 M x 0,020L n = 4,4 x 10−3 mol de sal que ahora están en 50,0 mL de disolución, calculando la molaridad de la sal: Molaridad = n = 4,4 x 10−3 mol = 0,088M V(L) 0,050 L Considerando la dilución a 125 mL: Vc x Cc = Vd x Cd 50,0 mL x 0,088M = 125 mL x Cd Cd = 0,0352 M La concentración molar de la sal en la disolución es 0,0352 M Para el cálculo del pH de la disolución buffer podemos utilizar la ecuación de HendersonHasselbach: pH = pKa + log [base] [Acido]

pKa = − log Ka

con

pH = − log 6,76 x 10-4 + log 0,0352 0,06 pH = 3,17  (− 0,232) pH = 2,94 Nota: [base] es equivalente a [sal] ya que ésta contiene la base conjugada del ácido débil b)

La base fuerte NaOH en solución acuosa disocia completamente: Na+ + OH-

NaOH

Produciendo 0,01 mol de iones OH − .El ácido furoico que es parte del amortiguador, consume los moles de OH − ; anotaremos las cantidades que hay antes de la reacción y después de la reacción: Antes de la reacción:

0,06 mol

0,01 mol

HC5H3O3 + Después de la reacción: 0,05 mol

OH−

0 mol

0,0352 mol H2O + C5H3O3− 0,0452 mol


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La misma cantidad que se consume de ácido es la que se produce de su base conjugada El pH del buffer se calcula con las nuevas cantidades de base y de ácido: pH = 3,17 + log 0,0452 = 3,17  ( −0,0438) = 3,13 0,05 El pH del buffer apenas aumentó desde 2,94 a 3,13 o sea el cambio es de 0,19 unidades de pH c)

Como 0,01 mol de NaOH aportan 0,01 mol de OH- al agua pura, se calcula pOH:

pOH = −log OH− = −log 0,01 = 2 14 – pOH = pH

14 − 2 = pH = 12 Vemos que, la pequeña cantidad de NaOH agregada hizo variar el pH del agua en grado importante, en cambio el pH del amortiguador, cambia muy poco. Ejercicios propuestos 1. ¿Cuáles de las siguientes sales da reacción de hidrólisis en agua? a) CaCl2 b) NaBr c) KCN d) NaCH3CO2 e) NH4Cl R: KCN (sal de base fuerte y ácido débil, se hidroliza el anión generando OH− en la solución) NaCH3CO2 (sal de base fuerte y ácido débil, se hidroliza el anión generando OH − en la solución) NH4Cl (sal de base débil y ácido fuerte, se hidroliza el catión generando H3O+ en la solución) 2. Escriba la reacción de hidrólisis que ocurre al disolver acetato de sodio (NaCH3CO2) en agua. 3. Discuta si el pH aumenta, disminuye o permanece igual al agregar: a) NaNO2 a una solución de HNO2 b) CH3NH3Cl a una solución de CH3NH2 c) KBr a una solución de HBr d) NH3 a una solución de HCl e) NaClO4 a una solución de NaOH R: b) c) d) e)

a) NaNO2 a una solución de HNO2 CH3NH3Cl a una solución de CH3NH2 KBr a una solución de HBr NH3 a una solución de HCl NaClO4 a una solución de NaOH

el pH aumenta el pH decrece el pH no cambia el pH aumenta el pH no cambia


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4. Calcule el pH de las siguientes soluciones amortiguadoras: a) HCOONa 0,100 M más HCOOH 0,180 M, Ka = 1,8 x 10-4 b) C5H5N 0,075 M más C5H5NHCl 0,050 M, Kb = 1,7 x 10-9 R: a) pH = 3,5

b) pH = 5,4

5. Calcule el pH de una disolución de acetato de sodio (NaCH 3CO2) 0,3 mol/L. Considere Ka (HCH3CO2) = 1,8 x 10−5 R: pH = 9,1 6. Calcule el % ionización de para: a) solución de ácido butanoíco (K a = 1,5x10-5) 0,100 M, b) de ácido butanoico 0,10 M en una solución de butanoato de sodio 0,050 M R: a) 1,2 % b) 0,030 % 7. ¿Cuántos gramos y moles de hipobromito de sodio se deben agregar a 1,00 L de ácido hipobromosos 0,200 M para formar una solución amortiguadora de pH = 8,80. Suponga que el volumen no cambia al agregar el sólido. Ka(HBrO) = 2,5 x 10-9 R: Para 1,0 L se necesitan 0,32 moles, 38,1 g de NaBrO 8. Calcule el pH de las siguientes soluciones a) propionato de potasio KC 3H5O2 0,0080 M y ácido propionico HC3H5O2 0,16 M Ka = 1,3 x 10-5; b) trimetilamina (CH3)3N 0,15 M y cloruro de trimetilamonio (CH3)3NHCl 0,12 M Kb = 6,4 x 10-5 R: a) pH = 4,58 b) pH = 9,9 9. Calcule el pH de una solución amortiguadora formada por 100mL de ácido fórmico (HCOOH) 0,20M y 250 ml de solución 0,150 M de formiato de sodio (HCOONa) 0,15 M. Ka = 1,8 x 10-4 R: pH= 3,62 10. Se prepara una solución amortiguadora adicionando 5,0g de NH3 y 20,0g de NH4Cl en agua suficiente para formar 2,5 L de solución; (a)¿Cuál es el pH de esta solución amortiguadora? Kb(NH3) = 1.8x10-5 R: pH= 9,15 11. Una solución amortiguadora contiene 0,11 mol de ácido acético, CH 3COOH, y 0,15 mol de acetato de sodio, CH3COONa, en 1,0 litro de solución, a) determine el pH de esta solución amortiguadora; b) determine el pH de la solución amortiguadora después de agregar 0,02 mol de KOH; c) determine el pH de la solución amortiguadora después de agregar 0,02 mol de HCl. Ka(CH3COOH) = 1,8x10-5. R: a) pH = 4,88 b) pH = 5,0 c) pH = 4,74


101

12. ¿Cuál es la proporción de HCO3-- a H2CO3 en la sangre de pH = 7,4. ¿Cuál es la proporción de HCO3-- a H2CO3 en la sangre de un maratonista agotado cuyo pH = 7,1 Ka1 = 4,3 x 10-7 R: a) [HCO3-] = 11,0 b) [HCO3-] = 5,4 [H2CO3] [H2CO3] 13. El ácido sórbico HC 6H7O2, es un ácido monoprótico débil con Ka = 1,7 x 10-5. Su sal (sorbato de potasio) se agrega al queso para evitar la formación de mohos. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 4,93 g de sorbato de potasio (sal) en 0,500 L de solución? R: pH = 8.8 Titulaciones 14. Diga cuantos mL de NaOH 0,0350 M se requieren para titular cada una de las siguientes soluciones hasta el punto de equivalencia: a) 40,0 mL de HNO3 0,0350 M b) 65,0 mL de HBr 0,0620 M c) 80,0 mL de una solución que contiene 1,65 g de HCl por litro. R: a) 40,0 mL de solución de NaOH. b) 115,0 mL de solución de NaOH. c)103,45 mL de solución de NaOH. 15. ¿Cuántos mililitros de de HCl 0,075 M se necesitan para titular cada una de las siguientes soluciones hasta alcanzar el punto equivalente: a) 40,0 ml de NaOH 0,075 M, b) 38,2 ml de KOH 0,105 M, c) 50,0 ml de una solución que contiene 1,65 g de NaOH por litro. R: a) 40,0 mL de solución de HCl. b) 53,5 mL de solución de HCl. c) 27,5 mL de solución de HCl. 16. Si 20,0 mL de una muestra de HBr 0,200 M es titulada con una solución de NaOH 0,200 M. Calcule el pH de la solución resultante después de agregar los siguientes volúmenes de base a)15,0 mL, b)19,9 mL , c) 20,0 mL, d) 20,1 mL, e) 35,0 mL R:. mL de NaOH 15,0 19,9 20,0 20,1 35,0

pH 1,5 3,3 7,0 10,7 12,7


102

17. Una muestra de 30 mL de KOH 0,200 M se titula con una solución de 0,150 M de HClO 4 Calcular el pH después de adicionar los siguientes volúmenes de ácido: a) 30,0 mL, b) 39,5 mL, c) 39,9 mL, d) 40,0 mL e) 40,1 mL R. mL de KOH 30,0 39,5 39,9 40,0 40,1

pH 12,4 11,0 10,2 7,0 3,5

Ejercicio de solemnes anteriores 18. Un químico ambiental recibió para análisis una muestra de 2,321 g de un ácido desconocido del tipo HA. Este disolvió la muestra HA en suficiente agua y procedió a titular la solución resultante con una solución estándar de NaOH de concentración 0,1031 M. En este procedimiento utilizó 68,43 mL de NaOH para alcanzar el punto estequiométrico de neutralización. Con estos datos el químico pudo determinar el peso molecular de HA. a) Escriba la ecuación química y la ecuación neta que representa a esta reacción de neutralización. b) Determine el número de moles de NaOH utilizados. c) ¿Cuál es el peso molecular del ácido desconocido HA?.

R: a) NaOH  HA → NaA  H2O H+ + OH- → H2O b) 7,06×10-3 mol de NaOH. c) 328,8 g/mol. 19. Un alumno desea realizar la valoración de 25 mL de Al(OH)3 0,1M en el laboratorio con HCl 0,1M. Sus cálculos teóricos le indican que, preparando 50 mL del ácido le bastarán para el experimento. Mediante cálculos, prediga si éste alumno está o no en lo correcto en cuanto al volumen de ácido que necesitará. R: El alumno no está en lo correcto, ya que el volumen de HCl necesario es 75 mL. 20. Para preparar una disolución antiácida, se disuelve una cucharadita (5,0 g) de bicarbonato de sodio, (NaHCO3) en un vaso de agua (150 mL). a) ¿Cuál es la concentración en g/L de la disolución antiácida? b) ¿Cuál es la concentración en mol/L de la disolución antiácida? c) Si la densidad de la disolución antiácida es 1,08 g/mL, ¿cuál es el % en masa de esta disolución? R: a) 33,3 g/L. b) 0,40 mol/L. c) 3,11 % Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

103

21. Para neutralizar 200 mL de ácido clorhídrico (HCl) 2,0M, determine la cantidad necesaria de cada uno de los siguientes compuestos: a) ¿Cuántos mL de Fe(OH)3 1,5 M? b) ¿Cuántos gramos de NaOH? Datos MM: Fe: 55,85; O: 16,00 ; H: 1,01 ; Na: 23,00 ; Cl: 35,45 g/mol. R: a) 87 mL. b) 16 g.

22. a) Calcular los gramos de AcONa (Acetato de Sodio) que se necesitan agregar a 600 mL de una disolución de AcOH (ácido acético) 0.375 M que permita proporcionar un pH 4.94. Ka = 1.8 x 10-5 b) ¿Cuál será la variación de pH si se agrega a la disolución amortiguadora anterior 30 mL de HCl 0.1 M? R: a) 29,3 g. b) pH = 0,01.


104

UNIDAD VII INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA CONTENIDOS: - Enlaces del Carbono: enlaces simples, dobles y triples del carbono: diferencias en términos de ángulos de enlace y longitud de enlace. - Hidrocarburos: Alcanos, ciclo alcanos, alquenos, alquinos, características físicas generales, nomenclatura, isómeros geométricos y estructurales. Reacciones químicas de alcanos, reacciones de adición de alquenos y alquinos. Hidrocarburos aromáticos, ejemplos biológicos, reacciones de sustitución. - Grupos funcionales: haluros, alcoholes, fenoles, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos, esteres, amidas, aminas. Nomenclatura. Reactividad de los diferentes grupos funcionales. Reconocimiento de grupos funcionales en fármacos y alimentos. RESULTADOS DE APRENDIZAJE: Describir principios básicos que gobiernan la química de los compuestos orgánicos. LECTURA PREVIA: LECTURA www.unabvirtual.cl )

PRE-

CLASE

10.

QUÍMICA

ORGÁNICA

(Disponible

en

Guía de ejercicios de Química Orgánica Ejercicios propuestos 1. Indique la fórmula molecular de un hidrocarburo que contenga cinco átomos de carbono y que sea (a) un alcano, (b) un ciclo alcano c) un alqueno, (d) un alquino. ¿Cuáles son hidrocarburos saturados y cuales son no saturados? 2. Dibuje los cinco isómeros estructurales de C 6H14. Indique el nombre en cada caso. 3. Escriba las fórmulas estructurales condensadas de todos los alcanos, alquenos y alquinos que puedan tener la fórmula molecular (a) C 5H8; (b) C5H10 4. ¿Cuáles son los ángulos de enlace característicos (a) en torno al carbono en un alcano; (b) en torno a un átomo de carbono con un doble enlace en un alqueno; (c) en torno a un átomo de carbono con un triple enlace de un alquino? 5. ¿Cuáles son los orbitales híbridos característicos que emplea (a) el carbono en un alcano; (b) el carbono en un doble enlace de un alqueno; (c) el carbono en el anillo de benceno; (d) el carbono en un triple enlace de un alquino? 6. Usando el buteno como ejemplo, distinga entre isómeros estructurales y g eométricos.


105

7. ¿Por qué es posible la isomería geométrica (cis-trans) para los alquenos y no para los alcanos y alquinos. 8. Indique si cada una de las moléculas siguientes es capaz de mostrar isomería geométrica (cistrans). Para las que sí lo sean, dibuje las estructuras correspondientes: a) 2,3-diclorobutano; b) 2,3-dicloro-2-buteno; c) 1,3-dimetilbenceno; d) 4,4-dimetil-2-pentino. 9. En cada una de las siguientes ecuaciones tanto en reactivos como productos hay compuestos orgánicos. Identifique a que familia pertenecen según el grupo funcional presente Ejemplo: 2 4 CH 2  CH2  H 2O   CH3CH2 OH

H SO

alqueno

alcohol

enzima  CH3COH  H2 (a)CH 3CH 2OH 

(b)CH3CH2OH  CH3 COOH  CH3 COOCH2 CH3  H2 O

Na (c)CH3CH 2OH   CH3CH2 OCH3  NaBr  1/ 2 H2 CH Br 3

KOH (d )CH 3CHCl2   CH  CH

10. En el siguiente compuesto orgánico identifique claramente todos los carbonos con sus respectivas hibridaciones. También señale cual es el enlace más corto C-C. (Son 14 carbonos en total) C

C

H

O

H2N

O H

N

7. Señale el nombre correcto de los siguientes compuestos a)

b)


106

c)

d)

e)

f)

g)

h)

i)

j)

k)

l)

m)

n)


107

8. Escriba la fórmula estructural para los siguientes compuestos orgánicos: 3,7 – dimetil – 1,3,6 – octatrieno 2-isopropil – 5- metil cilcohexano 4-etil-2,2-dimetilhexano 3,7-dimetil-8-decaeno-5-ino 2,3,5-trimetil-4-ciclopropiloctano 4 – etil – 2 – metil – 5 propil - octano 3 – ciclohexil – 4 – ciclopentil – 2 – metil - hexano 3-propil-1,4-pentadiino

a) b) c) d) e) f) g) h)

9. Con respecto a las siguientes moléculas diga cuales son os grupos funcionales y su orden de prioridad. O

a)

O

b)

O

H

OH

O

c)

O

NH2

OH

OH

H2N

O

d)

e) HO

f)

O

O

O O

Cl

NH2

O

O

HO

O

H

HO

10. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l)

Escriba la fórmula para cada uno de los siguientes compuestos: etilpropilamina etilisopropilmetilamina cicloheptanamina ácido acético ácido 3-metil-2-isopropilbutanoico 6-metil-1,3,5-heptatrieno 5-tercbutil-2-metil-3-octino 4-metil-1,2-pentadieno 4-etil-2,2-dimetilhexano 6-metil-2-ciclohexanona 3-octén-2-ona 3-etil-5-metil-1,6,8-decatrieno


108

m) n) o) p) q) r) s) t) u) v) w) x) y) 11. a) b) c) d) e) f) g)

3-butil-2-hepteno 3,7-dimetil-6-octenal 3,5-heptadien-1-ino 3,5-dimetil-4-etilheptano 2-metilheptano 2-metil-3-pentanona 2,6-dimetil-1,3,5,7-octatetraeno 2,4-dimetilanilina 2,4-dimetil-1,4-hexadieno 2,4,4-trimetilheptano 2,2,5,5-tetrametil-3-hexeno 2,2,5,5-tetrametil-3-hexino 2,2,4-trimetilpentano Dibuja la estructura para los siguientes compuestos: 3- heptanona octanal 5-oxohexanal 3,7-dihidroxi-5-oxoheptanal 3-ciclopentanona 1,1,1,5,5,5-hexabromo-2,4-pentanodiona 1-fenil-2-butanona

12. Escriba la fórmula para cada uno de los siguientes compuestos: a) 3,7-dimetil-1,3,6-octatrieno b) 2,2,4-trimetilpentano c) 1-metilpropanol d) 2-isopropil-5-metilciclohexanol e) 3,7-dimetil-6-octenal f) 3,5-dimetil-4-etilheptano g) 2-metil-1,2-propanodiol h) 6-metil-3-heptén-2,5-diol i) ácido 3-metil-2-isopropilbutanoico j) 3-etil-3-pentanol k) 2-metil-3-pentanona l) 4-metil-1-pentanol m) 1-octen-3-ol n) 3-Cl-2,4-dimetil-4-hexen-1-ol ñ) 3,7-dimetil-1,5-octadién-3,7-diol o) 3-hidroxibutanona p) 3-octén-2-ona


109

13. Escriba la fórmula desarrollada de líneas para los siguientes hidrocarburos:

a)

2-metilbutano

b)

3,3,4,4-tetrametilheptano

c)

3.etil-3-metilhexano

d)

3,3,4-trimetil-5-propildecano

e)

4,4-dietil-2,2,3,3,5,5-hexametilheptano

f)

4,4,6,6-tetraetil-3,3,7,7-tetrametil-5,5-dipropilnonano

g)

3-etil-5,5-dimetilheptano

h)

4-etil-2,4-heptadieno

i)

4 – etil – 2,2,6 – trimetil – 5 – propiloctano

j)

Etilbenceno

k)

2-ciclopropil-5-etil-5-octeno

l)

4-etil-3-isopropil-ciclohexano

m) 2,5-dietil-6-terbutil-decano n)

3,7-dimetil-8-decaeno-5-ino


110

14. Dé el nombre a los siguientes compuestos

a)

OH 6

H2C

5

1

CH

CH CH2

3

4

2

CH

e) OH

CH3

CH3

f)

b) OH

OH OH

c)

g)

OH

OH

CH3

CH3

OH

h) d) H3C


OH

111

15. Nombre cada uno de los siguientes compuestos: H

a)

i)

O

O

H

b) j)

O

H

c)

O

O

O

O

O

k) O

d) O H

l)

H

O

O O

e) OH

H

O

m)

H

O

O

f) O

O

O

O

n)

g)

OH

O

ñ) HO

O

h) Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

112

H

o) O

p) O

H

q) O

r) O

s)

O

OH

t)

O

u) O

O

v)

OH Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

113

16. Nombre cada uno de los siguientes compuestos: a)

b)

d) c)

e)

f)

g)

h)

i)

j)

k)

l)


114

m)

n)

ñ)

Prioridades de los Grupos Funcionales Prioridad 1

Función Ácido Carboxílico

Fñormula

Sufijo Ácido - oico

2

Éster

-oato de alquilo

3

Amidas

-amida

Carbamoil-

4

Aldehídos

-al

Alcanoil-

5

Cetonas

-ona

Oxo-

6

Alcoholes

-ol

Hidroxi-

7

Aminas

-amina

Amino-

8

Éteres

(éter)

-oxa-

9

Alquenos

-eno

Alquenil

10

Alquinos

-ino

Alquinil


Prefijo Carboxi-

115

MANUAL DE LABORATORIO Química General y Orgánica QUIM 001


116

TABLA DE CONTENIDO QUIM-001

Seguridad en el laboratorio Normas generales de trabajo en el laboratorio Pauta general para elaboración de informe de laboratorio Materiales y Equipos de laboratorio Laboratorio No. 1. Mediciones gravimétricas y volumétricas Laboratorio No. 2. Dimensiones moleculares, estimación del número de Avogadro Laboratorio No. 3. Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte Laboratorio No. 4. Identificación de funciones orgánicas Laboratorio No. 5. Síntesis orgánica, Síntesis de la aspirina Laboratorio No. 6. Cromatografía de placa fina Anexo I. Tratamiento de datos experimentales. Anexo II. Elaboración de gráficos y análisis de regresión. Anexo III. Ecuaciones cuadráticas. Bibliografía.


117

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO La química es esencialmente una disciplina experimental y su enseñanza implica, por tanto, la realización de experiencias que ayuden a la comprensión de los conocimientos teóricos adquiridos en las aulas. Los experimentos químicos se realizan en un lugar especial acondicionado para este efecto que se denomina laboratorio. El laboratorio químico puede ser un lugar potencialmente peligroso, dado que para su funcionamiento cuenta con material de vidrio frágil, aparatos eléctricos y electrónicos, compuestos químicos corrosivos y/o tóxicos, líquidos inflamables, mecheros, etc. Sin embargo, si se toman las precauciones debidas y se siguen los procedimientos de seguridad adecuados, el trabajo en el laboratorio no involucra riesgos mayores. Por lo tanto, la seguridad personal y del grupo de trabajo depende, en gran parte, del conocimiento que se tenga de los posibles peligros y de las precauciones adecuadas que se deben adoptar para evitarlos o reducirlos al máximo. Los peligros más comunes en el laboratorio químico pueden ser clasificados en tres categorías, de acuerdo a los agentes que los causan: A. B. C. A.

Fuego y explosión Químico Material de Vidrio

PRECAUCIONES PARA EL FUEGO Y EXPLOSIÓN a) Evitar mantener mecheros encendidos sin necesidad. b) Si se usan mecheros observar las siguientes precauciones: nunca calentar un líquido inflamable en un recipiente abierto, es decir, sólo se deberá usar mechero cuando el recipiente está provisto de un condensador. En caso contrario, usar baño de agua caliente o calentador eléctrico. c) En una destilación asegurar una buena refrigeración en el condensador. d) Nunca traspasar líquido inflamable de un recipiente a otro cerca de una llama. e) No dejar gotear destilados inflamables o recipientes separados del refrigerante. Use un adaptador. f) No calentar baños de aceite a elevadas temperaturas. g) Nunca calentar un aparato cerrado herméticamente aunque utilice un refrigerante puesto. Al aumentar la presión puede producir una explosión. h) Si se va a efectuar una reacción exotérmica, preparar un baño de hielo o de agua y tenerlo a mano, de forma que éste pueda ser usado en caso de que la reacción escape de su control por excesivo aumento de temperatura. i) Identificar el lugar donde se encuentran los extintores y asegurarse de conocer su funcionamiento. j) No abandonar su puesto de observador cuando está efectuando una reacción que implique riesgos de inflamación o explosión.


118

B.

PRECAUCIONES QUÍMICAS a) Evite el contacto directo de la piel con compuestos químicos: los materiales sólidos deben transferirse con espátulas u otros utensilios apropiados. Si algún compuesto toca la piel, lavarse inmediatamente con abundante agua y jabón. b) Preguntar al profesor si se tienen dudas en cuanto a la toxicidad de los compuestos químicos. Tener especial cuidado de que las heridas no estén en contacto con compuestos químicos. c) Nunca usar solventes orgánicos, tales como acetona o alcohol, para lavar compuestos orgánicos depositados en la piel, puesto que tales solventes aumentan la absorción del producto. Siempre lave sus manos al final del trabajo experimental. d) Nunca debe probar (o degustar) productos químicos. e) Evitar la inhalación de humos o vapores de compuestos orgánicos y solventes tanto como sea posible. Aunque el olor de los compuestos es, a menudo, criterio de identificación de sustancias, debe ser discreto al efectuar dicha operación. Cabe hacer notar que algunos compuestos son irritantes sin ser tóxicos. f) El laboratorio debe estar bien ventilado cuando se trabaje con sustancias volátiles en sistemas abiertos. En este caso es preferible trabajar en campana. g) Si en una reacción se producen gases nocivos (HCl, HCN, H 2S, etc.), debe trabajar en campana con una trampa de gases en el sistema. h) Recuerde lavar el material inmediatamente después de haber sido usado.

C.

PRECAUCIONES PARA EL MATERIAL DE VIDRIO a) La regla fundamental con material de vidrio es: no aplicar nunca presiones indebidas o forzar las piezas de vidrio. Esta regla se aplica a la colocación de termómetros o tubos de vidrio en tapones de goma, mangueras o corchos comunes. b) Al introducir un tubo de vidrio en un corcho perforado es conveniente que éste se encuentre lubricado. Además, protéjase con un paño al tomar el vidrio de la parte más cercana al corcho. c) Estos peligros disminuyen en gran medida, cuando se trabaja con materiales esmerilados. Si se usa material esmerilado, es importante que las uniones estén lubricadas apropiadamente. Se entiende por una buena lubricación, el aplicar una delgada capa de grasa en dos puntos opuestos y en el tercio superior de la unión macho, y luego rotar las partes para lubricar la superficie de las uniones, con un delgado revestimiento. d) El material de vidrio debe ser lavado inmediatamente después de su uso. La mayoría de los residuos pueden ser removidos con detergente y agua. Nunca botar los sólidos a los lavatorios; los sólidos deben ser desechados en recipientes especiales. Los solventes deben ser vertidos en botellas que para este efecto dispondrá en el laboratorio.


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PROCEDIMIENTOS EN CASO DE ACCIDENTE En caso que ocurra un accidente, por no seguir las normas de seguridad recién descritas, se deben seguir las siguientes instrucciones. Los accidentes se clasifican también de acuerdo al agente que los produce. FUEGO a) La primera reacción deber ser alejarse del peligro. Avisar inmediatamente al profesor. Para ayudar a prevenir la propagación del fuego, alejar todos los recipientes de solventes inflamables de las zonas afectadas y apagar los mecheros. Para una mayor eficiencia en el uso del extinguidor, dirigir la boca de éste hacia la base de las llamas. Si se incendia la ropa no correr, ya que los movimientos rápidos activan el fuego. Rodar por el suelo para sofocarlo y cuidar de que éste no alcance la cabeza. b) Los compañeros pueden ayudar a extinguir el fuego usando las mantas de asbesto disponibles, delantales, etc. c) No titubear en ayudar a un compañero envuelto en tal emergencia, puesto que unos pocos segundos de retardo pueden agravar seriamente las lesiones producidas. d) Si las quemaduras son leves, aplicar un ungüento adecuado. En caso de quemaduras serias, no aplicar ningún tipo de ungüento, sino procurar un tratamiento médico al momento (Posta Central). QUEMADURAS QUÍMICAS a) El área de la piel afectada por este tipo de quemaduras debe ser lavado inmediatamente con agua y jabón. Si la quemadura es leve aplicar ungüento, y para quemaduras más serias acuda al médico. b) Si reactivos corrosivos o calientes caen en los ojos, lavarlos inmediatamente con abundante agua y enseguida con suero fisiológico que el laboratorio dispone. No debe tocar los ojos. El párpado y el globo del ojo deben lavarse con agua por muchos minutos. Vaya al médico tan pronto como sea posible. CORTADURAS a) Las cortaduras leves deben tratarse con los procedimientos conocidos de primeros auxilios. Si la cortadura indica que ha sido dañada una arteria, aplicar torniquetes justo antes de la lesión. b) Cualquier persona afectada que deba acudir al médico rápidamente, debe ir acompañada, aunque el paciente no lo estime así. Personas en estado de shock, especialmente después de sufrir quemaduras, están a menudo más graves de lo que parece. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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NORMAS GENERALES DE TRABAJO EN EL LABORATORIO 1. Todo equipo armado por él (o los) estudiante deberá ser revisado por su profesor antes de ser usado. 2. Los reactivos de uso general deberán permanecer en los lugares asignados a ellos. 3. Todo reactivo, luego de ser usado, deberá permanecer tapado. 4. Los desechos sólidos no deben vaciarse en los lavatorios o desagües; habrá depósitos especiales para ellos. 5. Las mezclas de líquidos o solventes no recuperables deberán guardarse en frascos especialmente rotulados. 6. Si se necesita trasvasijar en producto sólido, deberá utilizar espátula fina o gruesa, según sea el caso. Nunca use las manos directamente. 7. Antes de utilizar cualquier material, asegúrese de su limpieza. 8. Las balanzas deben permanecer limpias y sin tara. Su utilización exige protección del plato (utilizar vidrio de reloj).


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PAUTA PARA CONSTRUIR SU INFORME DE LABORATORIO En éste curso, como en los futuros años en que usted estudie Química, debe usar su cuaderno de laboratorio como una ayuda importante en su trabajo de investigación. En él, debe anotar toda la información relativa al trabajo realizado en una forma clara, ordenada y legible. Para sacar el máximo provecho de los datos puestos en su cuaderno aconsejo las siguientes normas: a) El informe será realizado al término del laboratorio bajo la supervisión del Profesor y/o Ayudante. Para ello se le entregará una pauta, la cual debe ser completada y desarrollada en base a los datos y observaciones realizadas por el grupo de trabajo. b) Anotar fecha y nombre del experimento. Luego anotar los datos experimentales tan pronto como sea posible, ojalá después de hacer la observación. c)

Registre claramente los datos obtenidos y si es posible construya una Tabla de Datos, para mayor claridad.

d) Indique las operaciones realizadas, con detalles. Si se hicieron modificaciones, deberá incluirlas. e) Anote las conclusiones y comentarios pertinentes. Si obtiene un (o más) dato(s) numérico(s) interprételo(s) a la luz de sus observaciones experimentales. Para hacer más rica su discusión compare este dato con datos bibliográficos de referencia. Busque en Handbooks, libros o Internet toda información que le pueda ser útil para complementar su discusión.

En cada informe usted debe incluir una portada en la cual se destaquen claramente los siguientes datos: el nombre y número del práctico realizado, la secc ión de laboratorio respectiva, el profesor de la sección que corresponde y los integrantes del grupo de trabajo.


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MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO

MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

LABORATORIO Nº 1 MEDICIONES GRAVIMETRICAS Y VOLUMÉTRICAS INTRODUCCIÓN En los experimentos químicos se realizan mediciones de distinta naturaleza y con diversos instrumentos. Las mediciones más comunes son las que permiten determinar la cantidad de una sustancia expresada en unidades de peso o volumen, gravimetría y volumetría respectivamente. Estas mediciones, al igual que todas, tienen siempre asociado un error que afecta el resultado final del experimento. El origen de los errores se debe a la imposibilidad de obtener medidas exactas, ya que los aparatos de medición no son absolutamente perfectos y nuestros sentidos tienen una capacidad de percepción limitada. Por lo anterior los números obtenidos a través de mediciones, son siempre inexactos. Entonces nuestro trabajo consiste en cuantificar el error, en ningún caso ignorarlo. En el anexo de esta guía se hace un tratamiento adecuado del manejo de error, así como el manejo correcto de cifras significativas. También está presente el trabajo de gráficos que usted deberá estudiar para el desarrollo óptimo de este trabajo práctico. Masa y Peso La masa de un cuerpo es una propiedad característica del mismo, y es una medida de la cantidad de materia que lo compone. La unidad SI para la masa es el kilogramo (kg). El peso de un cuerpo es la fuerza que su masa ejerce por efecto de la gravedad. De acuerdo a la primera ley de Newton la fuerza es el producto de la masa por la aceleración. En la Tierra la aceleración de gravedad es 9,79 m/s 2. El peso se mide en Newtons (N), kgfuerza, dinas, libras-fuerza, onzas-fuerza, etc. El kg es por tanto una unidad de masa, no de peso. Sin embargo, muchos aparatos utilizados para medir pesos (básculas, balanzas), tienen sus escalas graduadas en kg en lugar de kg-fuerza. Esto no suele representar, normalmente, ningún problema ya que 1 kgfuerza es el peso en la superficie de la Tierra de un objeto de 1 kg de masa. Por lo tanto, Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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una persona de 60 kg de masa pesa en la superficie de la Tierra 60 kg-Fuerza. Sin embargo, la misma persona en la Luna pesaría solo 10 kg-fuerza, aunque su masa seguiría siendo de 60 kg. Volumen El volumen de un cuerpo representa la cantidad de espacio que ocupa, y que no puede ser ocupado por otro cuerpo, ya que los cuerpos son impenetrables. El volumen, como la masa, puede medirse en muchas unidades, sobre todo dependiendo de la nación o la comarca en la que se vive. En el Sistema Internacional (SI) el volumen se mide en metros cúbicos (m 3), y representa el volumen de un cubo que mide 1 m por cada lado. En química se usan unidades más pequeñas como el centímetro cúbico (cm 3). Otra unidad de volumen muy utilizada es el litro L, el cual equivale a un decímetro cúbico (dm3). En un litro hay 1000 mililitros (mL), y cada mL representa el mismo volumen de un cm3. Densidad La densidad es una propiedad de la materia que se define como la razón entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa densidad 

masa volumen

Las densidades de sólidos y líquidos se expresan en gramos por centímetro cúbico (g/cm 3) o bien gramos por mililitro (g/mL). La densidad de un cuerpo está relacionada con su flotabilidad, una sustancia flotará sobre otra si su densidad es menor. La madera flota sobre el agua y el plomo se hunde en ella. Esto se debe a que el plomo posee mayor densidad que el agua mientras que la densidad de la madera es menor. Ambas sustancias se hundirán en la gasolina, de densidad más baja.


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Sistema métrico. En el sistema métrico se utilizan prefijos para indicar fracciones decimales o bien múltiplos de una unidad. Por ejemplo, hemos usado el prefijo centi para representar un centésimo de un metro cúbico (cm 3), y el prefijo kilo para representar un múltiplo de mil de un kilo (kg). Los prefijos más utilizados aparecen en la siguiente tabla. Múltiplos

Fracciones

x 10

deca da x 10-1

x 102

hecto h

x 103

kilo

k

deci

d

x 10-2 centi

c

x 10-3

m

mili

x 106

mega M

x 10-6 micro µ

x 109

giga

G

x 10-9 nano

n

x 1012

tera

T

x 10-12 pico

p

OBJETIVOS Realizar mediciones de masa y volumen con diferentes aparatos y material volumétrico de laboratorio y en cada caso cuantificar el error. Con los datos obtenidos calcular la densidad de un líquido, el error asociado a la medición y la desviación estándar en la densidad. Comparar el error medido en los diferentes experimentos, discutir su magnitud. Calcular el error relativo, en cada medición.


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PARTE EXPERIMENTAL Experimento Nº 1 Determinación de la densidad de un líquido Medición de masa Etiquete e identifique los tres vasos de precipitados de 50 mL que recibió en su bandeja de trabajo. Verifique que estén limpios y secos. Mase el vaso Nº 1 en una balanza analítica, y los otros dos en una balanza granataria. Los valores obtenidos tendrán 4 y 2 cifras decimales respectivamente, y una incerteza característica de cada instrumento. Anote sus resultados en la tabla 1. Tabla Nº 1: Medición de masa del vaso vacío Vaso Nº Masa [g] 1

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2

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3

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Medición de volumen A los vasos 1, 2 y 3 ya masados transfiera 5 mL del líquido asignado usando bureta, probeta de 25 mL y pipeta graduada de 10 mL, respectivamente. Mase nuevamente los vasos y su contenido. El vaso 1 en balanza analítica y los otros dos en balanza granataria. Repita la operación agregando 5 mL más de líquido de tal manera que el volumen total sea de 10 mL, luego de 15, y finalmente de 20 mL. No olvide masar en la balanza correspondiente cada vez que se agrega una nueva porción de líquido. Anote sus resultados en la tabla 2. Tabla Nº 2: Medición de volúmenes en los tres materiales volumétricos y de masa en balanza analítica o granataria Vaso 1: volumen medido con Vaso 2: volumen medido con Vaso 3: volumen medido con bureta, masa en balanza probeta, masa en balanza pipeta graduada, masa en analítica granataria balanza granataria Volumen Masa del Volumen Masa del Volumen Masa del [mL] líquido [g] [mL] líquido [g] [mL] líquido [g] 

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Note que cada columna incluye el error máximo, que es igual a la incerteza respectiva a cada medición. Para simplificar los cálculos hemos supuesto que las mediciones consecutivas de volumen y masa en cada vaso son independientes entre sí. Note que en la columna de masa dice masa del líquido, por lo que deberá previamente descontar la masa del vaso vacío. El error de esta medición debe ser calculado de acuerdo a las instrucciones detalladas en el Anexo 1. No olvide anotar la masa medida en la balanza, que corresponde a la suma del líquido más vaso vacío, para luego informar en la tabla el valor solicitado. Con los datos anteriores deberá calcular la densidad del líquido asignado (Tabla 3). Tabla Nº 3: Cálculo de densidad del líquido densidad 1 [g/mL] densidad 2 [g/mL] densidad 3 [g/mL] 

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En la penúltima fila deberá calcular el valor promedio de las 4 mediciones con la incerteza correspondiente. En la última fila debe incluir el valor promedio más su desviación estándar. En el anexo 1 encontrará las fórmulas para calcular el cuociente de dos cantidades con error, y la forma de calcular la desviación estándar. No olvide informar las unidades correctas y ser consistente en el número de cifras significativas y decimales tanto del error como de la cantidad misma. Escoja la columna de densidad con menor error y con los datos originales construya un gráfico de masa vs. volumen. Calcule la pendiente de la recta. De preferencia este gráfico deberá construirse en papel milimetrado


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Discusión En su informe deberá incluir los siguientes aspectos: Discutir los errores individuales de la tabla 2, y como afectan al valor de la densidad y su error en la tabla 3. En el gráfico, ¿qué representa la pendiente de la recta obtenida? Compare el respectivo valor promedio de densidad de la tabla 3, con el valor de la pendiente obtenido de la gráfica. Haciendo uso de su gráfico responda: ¿Cuál será la masa de 18 mL del líquido? ¿Cuál es la masa de 25 mL del líquido? Averigüe la densidad del líquido en dos o más libros de Química. Con estos datos discuta la exactitud de sus mediciones. Experimento Nº 2: Determinación de la densidad del vidrio, comparación de dos métodos. a) Medición del volumen haciendo uso del Principio de Arquímedes En una balanza granataria mase entre 25 -30 de perlas de vidrio (después de masarlas cuéntelas y anote su número). En una probeta de 50 mL mida 25 mL de agua destilada y ponga las perlas de vidrio ya masadas. Tenga precaución de no dejar ocluidas burbujas de aire. De ser así preocúpese de removerlas con cuidado. Lea y anote el nuevo volumen alcanzado por el agua. Realice sus cálculos y exprese la densidad obtenida con el número correcto de cifras significativas y con su respectivo error. Con el fin de ordenar la información obtenida, en su cuaderno confeccione una tabla con los siguientes datos. Masa de las perlas de vidrio [g]



Volumen ocupado por las perlas de vidrio [mL]

Densidad del vidrio [g/mL]





Tenga presente que el error en el volumen requiere de un cálculo previo que involucra una resta de errores y el error en la densidad involucra trabajar con la expresión del error en un cuociente. b) Medición del volumen a través de la fórmula geométrica. Con la ayuda de un pie de metro determine el diámetro de una perla de vidrio. Su profesor le enseñará a usar este instrumento de medición. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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Luego determine su volumen a través de cálculos, por la fórmula geométrica. La masa puede obtenerla del experimento anterior, dividiendo la masa total por el número de esferas o si prefiere puede masar una esfera ( V 

4 r 3 3

)

Realice sus cálculos y exprese la densidad obtenida con el número correcto de cifras significativas. También calcule el error relativo. Para todos sus cálculos use el anexo 1 que aparece al final de este manual. Masa de una perla de vidrio [g]



Volumen a partir de la Densidad del vidrio [g/mL] fórmula geométrica para una perla de vidrio [mL] 



En su informe, en la sección de Discusión, incluya las respuestas a las siguientes preguntas: 1. ¿Cuál de los dos métodos utilizados en la determinación de la densidad del vidrio es más exacto? ¿por qué? 2. Averigüe la densidad del vidrio en dos o más libros de Química. Con estos datos discuta la exactitud de sus mediciones. 3. Discuta la magnitud del error cometido en ambos métodos.


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Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas Química General y Orgánica QUIM 001

Pauta Informe de Laboratorio 1 Mediciones Gravimétricas y Volumétricas Profesores:.................................................... y ................................................... Nombre de alumnos: 1............................................................................ 2............................................................................. Sección:............................................................. Fecha del Laboratorio:...................................... Experimento 1: Determinación de la Densidad de un Líquido (0,6 ptos) 1.

Indique el líquido al que le determinará la densidad................................. Tabla Nº 1: Medición de masa del vaso vacío Vaso Nº Masa [g]

2.

1



2



3



Realice el cálculo para el error máximo de cada balanza. Ver anexo del Manual de Laboratorio. (0,4 ptos)

Error máximo de la balanza analítica

Error máximo de la balanza granataria


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3. En la siguiente tabla resuma su trabajo realizado con la balanza analítica, para medir la masa, y los tres instrumentos volumétricos para medir el volumen. (2,4 ptos) Tabla Nº 2: Medición de volúmenes en los tres materiales volumétricos y de masa en balanza analítica o granataria Vaso 1: volumen medido con Vaso 2: volumen medido con Vaso 3: volumen medido con bureta, masa en balanza probeta, masa en balanza pipeta graduada, masa en analítica granataria balanza granataria Volumen Masa del Volumen Masa del Volumen Masa del [mL] líquido [g] [mL] líquido [g] [mL] líquido [g] 

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4. Con los datos anteriores deberá calcular la densidad del líquido asignado. (1,5 ptos) Tabla Nº 3: Cálculo de densidad del líquido densidad 1 [g/mL] densidad 2 [g/mL] densidad 3 [g/mL] 

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Considere que: densidad 1 = masa (medida en balanza analítica) volumen (medido con bureta) densidad 2 = masa (medida en balanza granataria) volumen (medido con probeta) densidad 3 = masa (medida en balanza granataria) volumen (medido con pipeta) La última fila corresponde al valor promedio de las 4 mediciones. La fila que esta aparte corresponde a las densidades con la desviación estándar correspondiente.

5. Haciendo uso de la fórmula haga un ejemplo de cálculo para uno de los valores anteriores (cálculo de densidad con error asociado). (1,0 pto) 6. Calcule la desviación standard de cada una de las columnas de la tabla 3 e indique cómo escribiría los resultados de cada densidad. (1,0 pto) Haga un ejemplo de cálculo para uno de los valores de la densidad con su desviación standard. (0,5 ptos) 7. Escoja la columna de densidad con menor error y con los datos originales construya un gráfico de masa v/s volumen. Calcule la pendiente de la recta. Este gráfico deberá construirse en papel milimetrado. Inserte en esta página su gráfico. (2,6 ptos)


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8. Discutir los errores individuales (tabla 2), y como afectan al valor de la densidad y su error. (tabla 3). (1,0 pto)

9. En el gráfico, ¿qué representa la pendiente de la recta obtenida? (0,5 ptos)

10. Compare y discuta el respectivo valor promedio de densidad de la tabla 3, con el valor de la pendiente obtenido de la gráfica. (1,0 pto)

11. Haciendo uso de su gráfico responda: ¿Cuál será la masa de 18mL del líquido?, ¿Cuál será el volumen de 25g del líquido? (1,0 pto)


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12. Compare los valores de densidad obtenidos para cada medición, con los valores de densidad promedio. Discuta. ¿Hay diferencias con la densidad reportada en literatura? Justifique su respuesta. (1,5 ptos)

Experimento 2: Determinación de la Densidad del vidrio. (0,2 ptos cada una) 1. Masa total de las esferas: ................................ ± ...................(g) 2. Volumen desplazado de líquido: ................... ± .........................(mL) 3. Diámetro de la esfera de vidrio: .......................... ± ...................(cm) 4. Densidad del vidrio según el Pr incipio de Arquímides: ….......... ± ...........(g/mL) 5. Densidad del vidrio según fórmula geométrica: ............... ± ...... .......(g/mL) 6. Realice el cálculo para la Densidad del vidrio según el Principio de Arquímides.


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7. Realice el cálculo para la Densidad del vidrio según la fórmula geométrica. Recuerde que el volumen de una esfera es 4/3 r3. (0,8 ptos)

8. ¿Cuál de los dos métodos utilizados en la determinación de la densidad del vidrio es más exacto? ¿por qué? (1,0 pto)

9. En algún libro de Química averigüe la densidad del vidrio y con estos datos discuta la exactitud de sus mediciones. (1,5 ptos)

10. Compare y discuta la magnitud el error cometido en ambos métodos. (1,5 ptos)


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LABORATORIO Nº 2 DIMENSIONES MOLECULARES, ESTIMACIÓN DEL NUMERO DE AVOGADRO INTRODUCCIÓN El aporte de John Dalton a la consolidación de la Química como Ciencia, a través de la teoría atómica, es indiscutible. Sin embargo, él estaba tan involucrado con la idea de atomismo que no pudo vislumbrar una posible estructura poliatómica para los gases simples. Como consecuencia, Dalton no aceptó los resultados experimentales de GayLussac acerca de volúmenes de combinación entre elementos. La reconciliación entre la teoría de Dalton y los datos de Gay-Lussac fue realizada por Amedeo Avogadro quien introdujo el concepto de molécula, y enunció la hipótesis que “iguales volúmenes de gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”

Por ejemplo, si se asume que tanto el hidrógeno como el cloro son monoatómicos y que igual volúmenes de gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de átomos, entonces un volumen de hidrógeno debería reaccionar con un volumen de cloro para formar un volumen de HCI, de acuerdo a la ecuación. H + Cl  HCl Sin embargo, experimentalmente se encuentra que se producen 2 volúmenes de HCl. Avogadro interpretó este resultado, suponiendo que, en condiciones normales, la unidad estable más pequeña de Cloro y de Hidrógeno es una molécula diatómica, y no un átomo. La ecuación que representa la reacción la escribió de la siguiente manera. H2 + Cl2



2HCl

Muchos experimentos hechos con posterioridad han probado que la explicación de Avogadro era correcta. La hipótesis, publicada en 1811, era tal vez muy revolucionaria para la época y pasó inadvertida. Pasaron más de 50 años antes de que Cannizzaro, en un artículo publicado en Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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1858, demostrara la aplicabilidad general de la hipótesis de Avogadro. Este artículo que fue distribuido en forma de panfleto en el primer Congreso Internacional de Química Karlsruhe, realizado en Alemania en 1860, discutía tan claramente los conceptos de átomos, moléculas, pesos atómicos, y pesos moleculares, que los químicos se convencieron de sus puntos de vista y los incorporaron desde entonces al pensamiento químico. En su presentación, Cannizzaro reivindicó a Avogadro y salvó a su hipótesis de ser abolida. Hoy en día llamamos número de Avogadro al número de partículas contenidas en un mol. ¿Cuántas partículas hay en un mol? Avogadro nunca lo supo. Jean Perrin, un científico francés hizo la primera determinación en 1908. El midió la distribución vertical en el campo gravitacional de la tierra de partículas de Gamboge (una resina natural) suspendida en agua y obtuvo valores entre 5,4 y 5,6 x 10 23. Lorchmidt, basándose en la teoría cinética de los gases obtuvo un valor de 4,4 x 10 23 para el número de Avogadro. Después que Robert Mulliken determinó la carga de electrón (1915) se obtuvieron valores exactos para este número. Se han obtenido resultados más refinados a través de mediciones acuciosas de difracción de rayos X en cristales de silicio (el cuociente entre el volumen de un mol de silicio y el volumen efectivo de un átomo de silicio, da como resultado el número de Avogadro). Con posterioridad se han realizado nuevas determinaciones utilizando técnicas más precisas y el valor más exacto obtenido para el número de Avogadro, N A, es 6,0229 x 1023 partículas/mol. Este es uno de los números que usted encontrará a menudo en química básica y que es recomendable recordar. El mol es una unidad fundamental en el Sistema Internacional de unidades (SI), y se define como la cantidad de materia que contiene tantas unidades como átomos hay en 0,012 kilogramos de “carbono 12”. Así, el número de moles, n, es igual a n = N/N A donde N es el número de partículas de la sustancia que se considera, y N A el número de Avogadro. El método que utilizaremos en este laboratorio no pretende obtener una medida refinada del número de Avogadro, sin embargo, se obtienen resultados razonables. El ácido oleico, C17H33COOH, tiene una densidad de 0,895 g/mL y no es apreciablemente soluble en agua. Por esta razón flota sobre la superficie del agua formando una película. Hay evidencia que la película está formada por una monocapa de moléculas de ácido oleico, en que cada molécula tiene el grupo COOH sumergido en el agua y el esqueleto de átomos de carbono perpendicular a ella. En este experimento, se agregará una pequeña cantidad de ácido oleico sobre una superficie de agua. Conociendo el volumen de ácido oleico presente en la película y el área que cubre sobre el agua, podemos calcular la altura de la monocapa, que correspondería a la altura de una molécula de acido oleico. Si la forma de la molécula es conocida, podemos calcular el número de moléculas presentes en la monocapa. Con este Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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resultado y usando la densidad y masa molar, podremos calcular el número de moléculas contenida en un mol de ácido oleico, esto es el número de Avogadro. Para depositar una cantidad muy pequeña de ácido oleico sobre la superficie, éste se disuelve en algún solvente volátil o soluble en agua. Así, al agregar la solución sobre el agua, el solvente se evapora o se disuelve y el ácido oleico formará una película sobre la superficie del agua. Para visualizar la capa de ácido oleico, se cubre la superficie del agua con polvos talco, o lo que se le indique. OBJETIVOS 1. 2.

Estimar el orden de magnitud del tamaño y masa de una molécula de ácido oleico. Hacer una estimación del número de Avogadro.

PARTE EXPERIMENTAL Llene con agua, hasta aproximadamente un centímetro del borde, un recipiente poco profundo con una superficie aproximada de 40 x 30 cm. Espere que el agua quede en reposo. Sobre la superficie del agua, esparza uniformemente talco, formando una capa muy delgada. En el centro del recipiente, y desde una altura aproximada de 5 cm, deposite con la pipeta una gota de disolución de ácido oleico 8,0×10 -5M (ácido octadecanoico) etiquetadas como S1 o S2 ambas de concentración diferente. Estas soluciones las proveerá el profesor guía. ATENCIÓN: Se están manipulando sustancias muy volátiles; además de las medidas de seguridad acostumbradas, tome las precauciones necesarias para no alterar la concentración de la disolución. Espere unos minutos para que el soluto forme la película monomolecular. Mida el diámetro de la mancha formada. Calcule el área de la mancha aproximando a una geometría circular, A = π r 2. Repita el experimento por lo menos tres o cuatro veces para obtener un valor promedio del área de la capa monomolecular que forma el ácido oleico (ácido 9-octadecenoico) contenido en una gota de disolución. Anote el dato en la tabla. Con la pipeta que se usó para poner la gota, mida 1,0 mL de disolución de ácido oleico y cuente el número de gotas que pueden formarse con dicho volumen. Repita varias veces la operación y obtenga un valor promedio del número de gotas/mL de disolución. Anote el dato en la tabla. A partir de la concentración de la disolución y del número de gotas/mL de disolución, calcule cuántos gramos de ácido oleico hay en cada go ta de disolución. Anote el dato en la tabla. Este resultado es equivalente a cuántos gramos de ácido oleico forman la monocapa. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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Con este dato y la densidad del ácido oleico calcule el volumen que ocupa el ácido oleico, que en definitiva corresponde al volumen de la monocapa. Anote el dato en la tabla. Este volumen es igual a V = A h, donde A es el área de la mancha y h el espesor de la monocapa. Como usted ya conoce el área y el volumen, calcule el espesor de la monocapa en cm. Anote el dato en la tabla. Con el fin de determinar el número de moléculas que forma la monocapa debemos calcular el volumen que ocupa una molécula de ácido oleico. Así, V T = V m x N, donde VT es el volumen de la monocapa, V m es el volumen ocupado por una molécula y N es el número de moléculas adsorbidas en la superficie. Para determinar V m haremos las siguientes suposiciones: - La molécula de ácido oleico se orienta en forma perpendicular a la superficie, anclándose a la fase acuosa por el grupo –COOH. - El espesor de la monocapa es igual al largo de la molécula de ácido oleico - La distancia C-C, C-H, y C-O son iguales. De esta forma h es igual a 18 veces la distancia C-C. CH3-CH2-CH2- CH2-CH2- CH2-CH2- CH2-CH= CH-CH2- CH2-CH2- CH2-CH2- CH2-CH2-COOH

-

El ancho de la molécula viene dado por el grupo –CH3, esto es dos veces la distancia C-H, lo cual es igual a h/9. El alto de la molécula está dado por la distancia C-O, esto es h/18 Con esta aproximación el volumen ocupado por una molécula es igual al producto del largo de la molécula (h) por el ancho (h/9) y por el alto (h/18) Vm = h3 / 162

Con el valor promedio que obtuvo para h calcule V m. Anote el dato en la tabla. Usando V T y Vm calcule el número de moléculas de ácido oleico presentes en la monocapa. Anote el dato en la tabla. Usando el peso molecular y la masa de ácido oleico depositada en la monocapa determine el valor del número de Avogadro. Anote el dato en la tabla. Fórmula Masa molar, g/mol Densidad, g/cm3 Concentración, M Área promedio monocapa, cm 2 Número promedio de gotas por mL Masa de soluto por gota de solución, g Volumen de soluto por gota de solución, mL Espesor de la monocapa, h, en cm Volumen ocupado por una molécula, cm 3 Número de moléculas en la monocapa, N Número de Avogadro, N A


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Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas Química General y Orgánica QUIM 001

Pauta Informe de Laboratorio N° 2 ESTIMACIÓN DEL NÚMERO DE AVOGADRO. Profesor@s..................................................................................................................... Nombre Estudiantes.......................................................................................................... Fecha de laboratorio......................sección.......................NOTA................................

I.- Registre sus datos experimentales. Concentración de la solución de ácido oleico. ___________________. Masa molar del ácido oleico

___________________.

Densidad utilizada por Ud. en los cálculos

___________________.

II.- Determinar:

Número promedio de gotas contenidos en un mL Tabla: Medición 1 Medición 2 Medición 3 Medición promedio (0,5 puntos)


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Diámetro promedio de la mancha: medir con el pié de metro y anotar; si tiene duda pregunte a su profesor(a).

Diámetro 1 Diámetro2 Diámetro3 Diámetro promedio

Cálculos: 4,0 puntos (0,5 puntos cada ítem) 1.- Gramos de ácido oleico en 1,0mL.

2.- Gramos de ácido en una gota o monocapa.

3.- Volumen de una gota o monocapa.

4.- Área de la gotao monocapa.

5.- Espesor de la gotao monocapa.

6.- Volumen de una molécula

7.- Número de moléculas por una gota o monocapa.


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8.- Número de Avogadro. III.- Discuta brevemente, tomando en cuenta los resultados que obtuvo su profesor(a) y los resultados obtenidos por Usted los siguiente puntos. a) Compara los resultados obtenidos con su profesor(a).(0,5 puntos) b) ¿El valor obtenido por su grupo es más cercano o más lejano al número de Avogadro teórico? ¿Cuál concentración de trabajo da un valor más cercano al teórico? (0,5 puntos) c) ¿Cómo puede explicar los errores en la determinación experimental del número de Avogadro? (0,5 puntos) d) ¿Qué consecuencia habría, si la capa fuera de más de una sola molécula de espesor? ¿En cuál de estas concentraciones de trabajo podría estar sucediendo esto? ¿Por qué? (0,5 puntos) e) ¿Qué pasaría si las moléculas se comportaran de forma esféricas? (0,5 puntos)


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LABORATORIO Nº 3 TITULACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE INTRODUCCIÓN ¿Cómo podemos determinar la concentración de una solución? Una forma común es utilizar una segunda solución de concentración conocida, llamada solución estándar. Esta solución estándar se somete a una reacción química de estequiometría conocida al mezclarse con la solución de concentración desconocida. Este procedimiento se llama titulación. Por ejemplo, suponga que tiene una solución de HCl de concentración desconocida y una solución de NaOH que se sabe que su concentración es 0,1 M. Para determinar la concentración de la solución de HCl tomamos un volumen medido de ella (pipeta aforada) y agregamos lentamente (desde la bureta) la solución estándar de NaOH hasta que la reacción de neutralización entre HCl y NaOH sea total (esto lo podemos visualizar con un indicador ácido-base). El punto en que se reúnen cantidades estequiométricas equivalentes se denomina punto de equivalencia de la titulación. Como ya se dijo arriba, para poder titular una solución desconocida con una solución estándar, debe haber una forma de determinar cuándo se ha llegado al punto de equivalencia de la titulación, para ello se hace uso de un indicador ácido-base. Por ejemplo, la fenolftaleina, es incolora en una solución ácida pero rosada en una solución básica. Si agregamos fenolftaleina a una solución ácida de concentración desconocida, la solución será incolora. Luego podemos agregar desde una bureta, una solución básica, previamente estandarizada, hasta que la solución apenas pase de incolora a rosada. Este cambio de color indica que el ácido se ha neutralizado y que la gota de base que hizo que la solución adquiera el color levemente rosado, no encontró ácido con el cual reaccionar. Por tanto, la solución se vuelve básica y el indicador vira de incoloro a rosado. El cambio de color marca el punto final, que por lo regular coincide con mucha exactitud con el punto de equivalencia.


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Otra manera de seguir el avance de la reacción es con un medidor de pH (pH-meter). Un gráfico de pH en función del volumen de titulante adicionado se conoce como curva de titulación. En esta curva se aprecia claramente un salto en el valor de pH a un cierto volumen de base agregada. Este salto corresponde al punto de equivalencia. H 2SO4. 14 12 10

H p

8 6 4 2 0 0

5

10

15

20

25

V(NaOH, m L)

OBJETIVOS 1. Estandarización de una solución de NaOH haciendo uso de un patrón primario. 2. Realizar una titulación potenciométrica. 3. Obtener la gráfica de la curva de titulación. Identificar algunas zonas de la curva. PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Preparación de la solución de NaOH

Prepare 250 mL de solución de NaOH aproximadamente 0,1 M. Previamente realice sus cálculos para saber que cantidad (gramos) de soluto (NaOH) debe pesar. En un vaso de precipitado de 50 mL disuelva el NaOH sólido con un poco de agua destilada, una vez disuelto transfiéralo cuidadosamente a un matraz de aforo de 250 mL. Enjuague el vaso con agua destilada y agregue esta agua al matraz. Finalmente afore el matraz con agua destilada. Tape, agite fuertemente y etiquete su matraz. Experimento 2: Estandarización de la solución de NaOH

Para la estandarización de la solución de NaOH se usa un patrón primario conocido como hidrógenoftalato de potasio: KC 8H5O4 (se abrevia KHP, pero tenga presente que no esta abreviación no es su fórmula química) Pese 0,3063 g de KC8H5O4 con una aproximación de 0,0001 (balanza analítica). Ponga la sal en un matraz erlenmeyer y disuélvala en 5,0 mL de agua destilada (volumen aproximado) Agregue 1 o 2 gotas del indicador ácido – base fenolftaleina. Llene la bureta (previamente ambientada) con el NaOH preparado. Ajuste el volumen inicial en el valor cero (0). Coloque un papel blanco debajo del matraz. Agregue NaOH lentamente mientras agita levemente el matraz. Cuando usted se aproxime al punto final podrá observar que Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

146

aparece un color rosado pálido, en torno al punto en que cae la gota de NaOH dentro del matraz. Cuando suceda esto agregue agua destilada (con su piceta) al matraz y así lavar las paredes de éste. Ahora agregue gota a gota el NaOH hasta que el color rosado persista en toda la solución por al menos 1 minuto. En el punto final, la solución completa toma el color rosado pálido. Tenga presente que al agregar más base de la necesaria, se comete un error experimental ya que el punto final ya ocurrió. Usted podrá visualizarlo porque la intensidad del color rosado aumenta. Registre la lectura final de la bureta con NaOH. Repita el procedimiento haciendo una nueva valoración. Realice sus cálculos y obtenga la concentración molar real de la solución de NaOH, infórmela con tres decimales. Anótela en su cuaderno. Si en las dos valoraciones anteriores obtiene valores de concentración semejantes, no es necesario realizar una tercera valoración. Experimento 3: Titulación pH – métrica de una solución de ácido clorhídrico

Una vez que estandarice su solución de NaOH realice la curva de titulación para el HCl. Para ello prepare el equipo de titulación tal como se lo indiquen sus profesores. Verifique que el medidor de pH esté bien calibrado usando los tampones que sus profesores le facilitarán. Con una pipeta total de 20,0 mL tome una alícuota de solución de HCl de concentración desconocida que se le proporcionará y póngala en un matraz erlenmeyer limpio y seco. Proceda a la titulación agregando pequeños volúmenes de NaOH (gotas) desde la bureta, con el fin de producir variaciones de 0,5 a 0,9 unidades de pH aproximadamente. Haga una tabla de pH y volumen de base agregada. Agregue base hasta que el valor del pH sea constante. Luego grafique en papel milimetrado pH (eje y) versus volumen agregado de NaOH (eje x). En la preparación de su informe de Laboratorio incluya la respuesta a las siguientes preguntas: 1. ¿Qué es un patrón primario? 2. ¿Cuál es la reacción química que ocurre en la reacción de estandarización del NaOH con el KHP? 3. ¿Por qué la solución de NaOH preparada es “aproximadamente” 0,1 M? 4. A partir del gráfico calcule el volumen de NaOH en el punto de equivalencia. 5. Determine la concentración molar del HCl, desde el gráfico y a través de cálculos. Universidad Andrés Bello


147

Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas Química General y Orgánica QUIM 001

Pauta Informe de Laboratorio N° 3 Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte Profesor@s..................................................................................................................... Nombre Estudiantes.......................................................................................................... Fecha de laboratorio......................sección.......................NOTA................................ )

1. Complete la tabla 1, con los datos experimentales de la estandarización del NaOH con KHP. (1,0 punto) Tabla 1. Masa usada de KHP y volumen de NaOH usado en titular el KHP Titulación

Volumen de KHP

Volumen de NaOH añadido

1

2

3

2. Realice sus cálculos y obtenga la concentración molar real de la solución de NaOH, infórmela con las cifras significativas correspondientes. (1,0 punto)


148

3. En la tabla 2 registre los valores de pH que midió en función del volumen agregado total de NaOH. (1,0 punto) Tabla 2. Valores de pH obtenidos a medida que cambia el volumen total de NaOH

pH

Volumen NaOH, mL 0


149

4. Con los Datos de la tabla 2 construya un gráfico de pH versus volumen de NaOH. (1,0 punto)


150

CURVA DE TITULACION 13 12,5 12 11,5 11 10,5 10 9,5 9 8,5 8 7,5 7 H p

6,5 6 5,5 5 4,5 4 3,5 3 2,5 2 1,5 1 0,5 0 0

4

8

12

16

20

24

28

Volumen de NaOH (mL)


151

Determine el volumen en el punto de equivalencia del gráfico.

5. Determine la concentración de ácido usando el punto de equivalencia de la titulación pHmétrica. (1,0 punto)

6. ¿Por qué se debe estandarizar con KHP la solución de NaOH preparada por usted? (1,0 punto)

7. Escriba la ecuación molecular, iónica e iónica neta de la reacción entre NaOH y HCl. (1,0 punto)


152


LABORATORIO Nº 4 IDENTIFICACIÓN DE FUNCIONES ORGÁNICAS INTRODUCCIÓN El análisis cualitativo y caracterización de compuestos orgánicos desconocidos es importante en química orgánica. Así por ejemplo, el análisis elemental cualitativo nos indicará los elementos que conforman un compuesto orgánico (H, C, O, N, etc). No obstante, este análisis no nos indica el tipo de ordenamiento molecular de estos elementos en el compuesto y, por tanto, no sabremos que tipo de grupo funcional se encuentra presente en la sustancia en estudio. Conocido el grupo funcional podremos entender o dar cuenta de la reactividad específica de un compuesto orgánico. La determinación del grupo funcional presente es un análisis que se puede llevar a cabo a través de pruebas de tipo químico o por métodos espectroscópicos. En una primera etapa se determina a que clase de compuesto corresponde la sustancia a ser analizado mediante un método general. Una vez determinado el tipo de compuestos, se realiza un estudio más específico para saber que tipo de compuesto es, por ejemplo cetonas, alcoholes, aminas, etc. Las reacciones de clasificación deben efectuarse de acuerdo con la siguiente secuencia: aminas, amidas, ácidos carboxílicos, fenoles, ésteres, aldehídos y cetonas, alcoholes, alquenos y alquinos, y, finalmente, alcanos. Este orden garantiza que la presencia de los grupos funcionales que aparecen primero en la lista, harán una mínima interferencia en las pruebas específicas de otros grupos también presentes. Como clasificación general se determina el color, aroma y estado físico (Sólido, líquido o gas). Como referencia de color, los compuestos con alto grado de aromaticidad son coloreados, de amarillo a rojo. Los esteres aromáticos se caracterizan por un olor a frutas y flores. Los ácidos se caracterizan por un olor “punzante” y las aminas tienen olor a pescado. ADVERTENCIA: Se debe tener la precaución de inhalar muy levemente, debido a que algunos vapores pueden ser dañinos para el ser humano. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

153

Pruebas de solubilidad. Debido a que la solubilidad de una sustancia depende de su polaridad, es decir, el reordenamiento de sus átomos en las moléculas, una primera instancia para determinar los grupos funcionales presentes en un compuesto orgánico, podría ser encontrar los solventes en los cuales dicho compuesto puede ser soluble. El siguiente esquema ilustra un método adecuado para determinar, según los datos de solubilidad, el posible grupo funcional presente en una sustancia orgánica en estudio. Papel pH Azul---Base

Papel pH Rojo---Acido

Ac. Carboxilicos

Papel pH S/color---Neutro

Soluble

Compuesto

Aminas

Neutro

H2O

Insoluble

Soluble

Ac. Fuertes

Insoluble

Ac. Debiles

Ac. Carboxilicos

NaHCO3 5%

Soluble NaOH 5%

Aminas

Bases

Insoluble

Fenoles

Soluble

HCl 5% Soluble Insoluble H2SO4

Insoluble

Compuestos neutros

Compuestos Inertes

Alquenos, estere alquinos, amidas cetonas, aldehidos nitro compuestos.

Alcanos, Haluros de alquilo Compuestos Aromáticos

Esquema general de pruebas específicas para grupos funcionales. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

154

Halógenos (-F, -Cl, -Br, I ) Prueba Beilstein: Es el método más simple para determinar la presencia de un halogenuro de alquilo pero no diferencia si el halógeno es cloro, bromo o yodo, porque todos ellos producen resultado positivo. Un test de Beilstein positivo es el resultado de la generación del haluro de cobre volátil, cuando un halogenuro de alquilo es calentado con óxido de cobre. El haluro de cobre (CuX excitado) proporciona a la llama un color azul-verdoso. Prueba del nitrato de plata: Un reactivo compuesto por nitrato de plata disuelto en etanol, es útil para clasificar los halogenuros de alquilo de acuerdo a su reactividad. El ión nitrato es un nucleófilo pobre y el etanol es un solvente de moderado poder ionizante. El ión plata, debido a su habilidad para coordinar al ión halogenuro saliente para formar un halogenuro de plata precipitado, asiste en gran medida a la ionización del halogenuro de alquilo. Nuevamente, como uno de los productos de reacción es un precipitado, aumenta el rendimiento de la reacción. R-X +

+

Ag NO3

AgX +

+

R NO3

CH3CH2OH ROCH2CH3

Ácidos carboxílicos. En el laboratorio de química orgánica los ácidos carboxílicos pueden ser identificados porque tiñen de rojo el papel pH, forman sales y además C H experimentan reacciones de esterificación. O Debido a su acidez los ácidos carboxílicos reaccionan con bases formando sales. Por ejemplo, la reacción de un ácido carboxílico con bicarbonato de sodio (NaHCO3) o carbonato de sodio (Na 2CO3) para formar carboxilatos de sodio. Esta reacción es fácilmente observable en el laboratorio debido a la liberación de CO 2 (gas). O

CH3COOH + NaHCO3 → CH3COONa + CO2 + H2O Grupo Ciano (-CN) Prueba de la hidrólisis del grupo ciano: Un compuesto que contiene el grupo ciano, al ser tratado con hidróxido de sodio y calentado vigorosamente hasta ebullición, produce amoniaco.

R

C

N + 2H2O

NaOH, Calor R

COOH + NH3


155

Dobles enlaces Prueba de Insaturación: Se disuelve un alqueno en CCl 4 y se agregan gotas de Br 2 en CCl4. Se observa la desaparición del color rojo de la solución de Bromo, debido a la siguiente reacción. Br

+

Br 2 Rojo

Br

Incoloro

Prueba de Baeyer: Los alquenos reaccionan con el permanganato de potasio (KMnO 4) según la siguiente reacción.

+ KMnO4

+ HO

Violeta

M nO2

OH

Precipitado

Incoloro

El test es positivo si el color purpura característico del permanganato de potasio desaparece, con formación de un precipitado marrón. Aldehídos y cetonas Prueba de 2,4-dinitrofenilhidrazina: Esta es una reacción que permite identificar aldehídos y cetonas. La prueba es positiva cuando se forma un precipitado color Amarillo, indicando la presencia de un grupo carbonilo. En algunos casos la formación de precipitado requiere de un tiempo apropiado de formación, máximo 15 minutos.

R

O R1

O2N

O2N

R

+ H2N

H N

N

NO2

H N

NO2

R1

Para diferenciar si el grupo carbonilo es de una cetona o un aldehído, se puede realizar una de las siguientes pruebas: Prueba de Tollens (aldehídos): Esta prueba se basa en la reducción del ion plata (Ag +) a plata metálica según la siguiente reacción.


156

O

O H

R

+

2 Ag(NH3)+

+ 2OH-

ONH4

R

+ NH3 + H2O + Ag (s)

La formación del Ag(NH3)+ se produce mediante la reacción del nitrato de plata (AgNO3)con una solución de hidróxido de sodio (NaOH) hasta formar un precipitado negro, posteriormente se disuelve este precipitado con amoniaco concentrado. Prueba de Fehling (aldehídos): La reacción del tartrato de cobre II con los aldehídos produce oxido cuproso (Cu 2O) de color rojizo. O R

O H

+

2 Cu(CHOHCO2)2 + 5OH-

R

ONa

+ Cu2O + 3H2O + 4CHOHCO22-

El tartrato de cobre se genera mezclando la solución de Fehling A (Sulfato de cobre II) con solución de Fehling B (Tartrato de sodio y potasio en solución de hidróxido de sodio) Alcoholes (-OH) Prueba de alcoholes primarios y secundarios: Esta prueba se basa en la oxidación de alcoholes primarios a aldehídos y posteriormente a ácidos carboxílicos y la oxidación de los alcoholes secundarios a cetonas, en presencia de un agente oxidante. Que en este caso es el dicromato de sodio ó potasio y derivados (ácido crómico). El ácido crómico se prepara disolviendo dicromato sódico o potásico en una mezcla de ácido sulfúrico y agua. El agente de oxidación es probablemente el ácido crómico H 2CrO4, o bien el cromato ácido, HCrO 4-.

Prueba de alcoholes terciarios y secundarios : A una muestra de alcohol se le agrega ácido clorhídrico concentrado (HCl) y cloruro de zinc (ZnCl 2 ). En 5 minutos o menos, reacciona Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

157

el alcohol terciario, se enturbia la solución y se forma una capa bien definida. Los alcoholes secundarios reaccionan más lentamente y los primarios no reaccionan.

Fenoles (Ar-OH) Los fenoles interactúan con el ion Fe 3+ para formar un complejo de color azul, según la siguiente reacción.

OBJETIVOS 1. Ud. se familiarizara con las pruebas simples para identificar los principales grupos funcionales en química orgánica. 2. Aplicara estas pruebas para identificar una muestra desconocida. 3. Discutirá sus resultados en función de los mecanismos de reacción correspondientes.


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PARTE EXPERIMENTAL Experimento Nº1. Reconocimiento de Diferentes Grupos Funcionales Halogenuros de Alquilo (-F, -Cl, -Br, I ) Prueba Beilstein Sobre llama de mechero se calienta un alambre de cobre, se enfría y se pone en contacto con tetracloruro de carbono, CCl 4. Se vuelve a calentar. Anote sus observaciones en la Tabla Nº1. Prueba del nitrato de plata En un tubo de ensayo agregue 1 mL de cloruro de terbutilo y se adicionan 2 mL de una solución de nitrato de plata, AgNO 3, al 2% en etanol, C 2H5OH, si no se observa ningún cambio transcurrido 5 minutos, la solución se calienta suavemente en un manto calefactor. Anote sus observaciones en la Tabla Nº1. TABLA Nº1 Reacción

Observación

Prueba Beilstein

Prueba del nitrato de plata

Ácidos carboxílicos 1. En un tubo de ensayo coloque 6 gotas del de ácido acético, CH 3COOH, EN LA CAMPANA Y USE LENTES. 2. Agregue luego punta de una espátula de carbonato de sodio, Na 2CO3. Anote sus observaciones en la Tabla Nº2.


159

TABLA Nº2 Reacción

Observación

Reacción con Na2CO3

Dobles enlaces Prueba de Insaturación En un tubo de ensayo tres gotas de ácido oleico,C 17H33COOH, en 1 mL de tetracloruro de carbono, CCl4, y adicione 2 gotas de una solución al 2 % de Bromo, Br 2 en CCl4 . Anote sus observaciones en la Tabla Nº3. Prueba de Baeyer Se disuelven tres gotas de ácido oleico en 2 mL de agua o etanol. Lentamente adicione gota a gota una solución de permanganato de potasio. Anote sus observaciones en la Tabla Nº3. TABLA Nº3 Reacción

Observación

Prueba de Insaturación

Prueba de Baeyer

Aldehídos y cetonas Prueba de 2,4-dinitrofenilhidrazina Se colocan 6 gotas de de acetona en un tubo de ensayo y en otro 6 gotas de formaldehído CH2O y se adicionan 4 gotas del reactivo de 2,4-dinitrofenilhidrazina a cada tubo. 1. Agite vigorosamente. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

160

2. En algunos casos se requiere de un tiempo apropiado de formación del producto, máximo 15 minutos. 3. Repita el mismo procedimiento con acetona, (CH 3)2CO. Anote sus observaciones en la Tabla Nº4. TABLA Nº4 Reacción

Observación

2,4-dinitrofenilhidrazina Formaldehído

2,4-dinitrofenilhidrazina Acetona

Para diferenciar si el grupo carbonilo es de una cetona o un aldehído, se puede realizar una de las siguientes pruebas, ya que sólo uno de los grupos funcionales antes mencionado da positivo: Prueba de Tollens 1. En un tubo de ensayo coloque 10 gotas de una solución al 2% de nitrato de plata (AgNO3) en agua. Agregue 2 gotas de NaOH al 10% para que se forme un precipitado negro. Disuelva este precipitado con adiciones gota a gota y con agitación, agregue una solución de amoniaco al 5% justo hasta que se disuelva el óxido de plata que precipitó, evitando cualquier exceso de NH 3, EN LA CAMPANA Y USE LENTES. Anote sus observaciones en la Tabla Nº5. 2. Entonces añada 3 gotas de formaldehído que desea diferenciar y caliente en baño Maria por 3 minutos. Enfríe y observe las paredes del tubo. 3. Repita en otro tubo de ensayo pero con 10 gotas de acetona, (CH 3)2CO. Anote sus observaciones en la Tabla Nº5.


161

Prueba de Fehling 1. En un tubo de ensayo coloque 1,0 mL de solución de Fehling A y 1,0 mL de solución de Fehling B. 2. Agregue 3 gotas del formaldehído y caliente al baño Maria por 5 minutos. 3. Repita los punto 1 y 2 pero usando Acetona. (Solución Fehling A. Solución al 3% de sulfato cúprico cristalizado. Pesar en un matraz 30 g de sulfato cúprico y aforar a 1 litro con agua destilada. Solución Fehling B Solución al 15% de sal de Rochelle (Tartrato de sodio y potasio) en solución acuosa al 5% de NaOH. Preparar un litro de hidróxido de sodio al 5% y agregarle 150 g de tartrato de sodio y potasio.) TABLA Nº5 Reacción Observación Prueba de Tollens Formaldehído Prueba de Tollens Acetona Prueba de Fehling Formaldehído Prueba de Fehling Acetona Alcoholes Prueba de alcoholes primarios y secundarios 1. En un tubos de ensayo coloque 10 gotas de una solución de dicromato de potasio, K2Cr2O7, al 5%, EN LA CAMPANA Y USE LENTES. 2. Agregue 3 gotas de etanol o n-butanol, C 4H10O. 3. Agregue 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado (H 2SO4). Mida el tiempo de reacción, si la hay. 4. Repita los mismos pasos con isobutanol y terbutanol. Anote sus observaciones en la Tabla Nº6.


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TABLA Nº6 Reacción Etanol o Butanol Alcohol Primario

Observación

Isobutanol Alcohol Secundario Terbutanol Alcohol Terciario

Prueba de alcoholes terciarios y secundarios 1. En un tubo de ensayo coloque 15 gotas de etanol o butanol, 1 mL de ácido clorhídrico concentrado (HCl) EN LA CAMPANA Y USE LENTES 2. Agregue una punta de espátula de cloruro de zinc (ZnCl 2). 3. Mida el tiempo de reacción, si la hay. 4. Repita los mismos pasos con isobutanol y terbutanol. Anote sus observaciones en la Tabla Nº7. TABLA Nº7 Reacción Etanol o Butanol Alcohol Primario

Observación

Isobutanol Alcohol Secundario Terbutanol Alcohol Terciario


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Fenoles (Ar-OH) Fenoles solubles en agua 1. En un tubo de ensayo coloque 1 mL de solución de fenol, C 6H5OH, 1-3%. 2. Agregue 2-3 gotas de solución acuosa de cloruro férrico, FeCl 3, al 2,5%. Anote sus observaciones en la Tabla Nº8. TABLA Nº8 Reacción

Observación

Fenol

Experimento Nº2 Identificación del grupo Funcional de una Muestra Problema En el siguiente experimento se le entregará una muestra problema a la cual Ud. deberá identificar a que grupo funcional al que pertenece, para lo cual deberá tomar en cuenta los análisis realizados en el Experimento Nº1. Además de revisar los Antecedentes bibliográficos en cuanto al orden de análisis. Anote sus observaciones en la Tabla Nº9, el test que dio positivo y el grupo funcional de su muestra. TABLA Nº9 TEST

Observación

Grupo Funcional

En la preparación de su informe de Laboratorio incluya la respuesta a las siguientes preguntas: 1. 2. 3. 4.

Justifique las observaciones en cada grupo funcional con una ecuación química. ¿Qué producto de los obtenidos en cada reconocimiento de los grupos funcionales fue indicativo del cambio químico observado? ¿Qué cambio observó en la muestra problema? ¿Cuál es el grupo funcional de su muestra problema?


164

Universidad Nacional Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas Química General y Orgánica QUIM 001

Pauta Informe de Laboratorio N° 4 Identificación de funciones orgánicas

Profesores.....................................................................................................................

Nombre alumnos..........................................................................................................

Fecha de laboratorio......................sección.......................NOTA................................

Complete de acuerdo a las experiencias realizadas: Halógenos (-F, -Cl, -Br, I ). A qué cree que se deba la coloración de la llama cuando hay un halógeno presente? (0,5 puntos)

…………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… Ácidos carboxílicos. Indicar la reacción que se produce luego de agregar carbonato de sodio, Na2CO3, y discutir la causa de la producción de burbujas. (0,5 puntos)

…………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………

Alcoholes (-OH). Con las pruebas realizadas en esta práctica, usted como ha diferenciado entre un alcohol primario, secundario y terciario? (0,5 puntos)

…………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… Aldehídos y cetonas. Como se ha diferenciado un aldehído de las cetonas? Colocar sus observaciones de este experimento y fundamentar el mismo mediante la(s) reacción(es) correspondiente(s). (0,5 puntos) …………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………


165

Fenoles (Ar-OH). Que sucede al agregar la solución de cloruro férrico?. Explicar sus observaciones. (0,5 puntos)

…………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… Muestra problema 1. Indique mediante un diagrama el procedimiento utilizado para analizar su muestra problema. (2,0 puntos)

2. Marcar con una X los grupos funcionales que están presentes en su muestra problema. Escriba los mecanismos de reacción correspondientes a sus hallazgos, según corresponda (1,5 puntos) Halógenos Ácidos carboxílicos Grupo Nitro Grupo Ciano Dobles enlaces Aldehídos y cetonas

Alcoholes

Primario Secundario Terciario

Fenoles


166

3. Discuta las posibles fuentes de errores en sus determinaciones. (1,0 punto)

…………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………………………………


167


LABORATORIO Nº 5 SINTESIS ORGÁNICA, SINTESIS DE LA ASPIRINA INTRODUCCIÓN Aspirina (ácido acetilsalicílico) La aspirina es el fármaco analgésico más utilizado, siendo también un potente agente antipirético y antiinflamatorio. Aunque se conocen numerosos compuestos con propiedades analgésicas, sólo en la aspirina éstos se combinan con un carácter antipirético y antiinflamatorio. Por esta razón, la aspirina se usa en muchas preparaciones conjuntamente con un gran número de otros medicamentos. El ácido salicílico también es un analgésico. En realidad, es éste el producto que puede extraerse de varias plantas medicinales capaces de aliviar el dolor. Inicialmente, el fármaco se administró en forma de sal sódica. Sin embargo, el uso del salicilato sódico (sal) producía molestos efectos secundarios, y pronto se buscó una modificación del fármaco que retuviese las propiedades terapéuticas de este compuesto, sin presentar los efectos secundarios indeseables. Por tratamiento del ácido salicílico con anhídrido acético se obtiene el ácido acetilsalicílico, un compuesto tan eficaz como el salicilato sódico, pero de reducidos efectos secundarios.

El ácido acetilsalicílico es un éster de ácido acético y ácido salicílico (este último actúa como "alcohol"). Aunque se pueden obtener ésteres de ácido por interacción directa del ácido acético con un alcohol o un fenol, se suele usar como sustituto del ácido acético el Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

168

anhídrido acético, como agente acetilante. Éste permite producir ésteres de acetato con velocidad mucho mayor, que por la acción directa del ácido acético. La reacción de esterificación que tiene lugar se indica a continuación:

C7H6O3 + C4H6O3

→

C9H8O4 + C2H4O2

El mecanismo por el cual transcurre esta reacción es el siguiente:

La síntesis industrial de la aspirina puede iniciarse en distintos puntos. El examen de su estructura indica que deben incorporarse determinadas características a la molécula. En la preparación descrita en esta práctica, se acetila el ácido salicílico con anhídrido acético. Sin embargo, antes de la acetilación el ácido salicílico dispone del anillo aromático, de la función carboxilato y del grupo hidroxilo. En la práctica, aunque el ácido salicílico puede extraerse de plantas como el abedul o la gaulteria, suele obtenerse por síntesis mediante la carboxilación del fenol según Kolbe. En la reacción de Kolbe se transforma un fenol en un ácido fenólico por la acción de una base y del dióxido de carbono. A escala industrial es una reacción muy eficaz. El fenol puede prepararse a partir de diversos compuestos aromáticos (como el benceno, el clorobenceno o el isopropilbenceno) procedentes del petróleo. De este modo, el precio del petróleo puede determinar, en última instancia, el coste y disponibilidad de fármacos como la aspirina. Por otra parte, la concentración de ácido acetilsalicílico en las tabletas de aspirina puede determinarse por valoración con NaOH hasta punto final de la fenolftaleína. Como el ácido acetilsalicílico se hidroliza fácilmente para dar ácido acético y salicílico, el disolvente agua no resulta adecuado como medio para llevar a cabo dicha valoración:


169

Como los protones carboxílicos tanto del ácido acético como del salicílico se neutralizan hasta punto final de la fenolftaleína, la hidrólisis del producto de partida dará resultados más altos y, en consecuencia, un error por exceso. La reacción de hidrólisis tiene lugar tanto más lentamente cuanto más baja sea la temperatura; y se reduce en parte disolviendo inicialmente la muestra en un disolvente no acuoso como el etanol. Propiedades físicas En Tabla Nº1 se muestran las propiedades físicas de propiedades físicas de los reactivos y productos utilizados en la síntesis de aspirina (extraído Hand Book, 1973) Tabla Nº1 Reactivos productos

o PM

Pf (ºC)

Anhídrido Acético 102.09 - 73

Peb (ºC) D

140.0

hD

1.08

Solubilidad Agua

Alcohol Éter

∞

∞

∞

125

4525

2825

∞

∞

----

----

v.s, bz

sl, 520

Ácido Salicílico

258.23 148-9

Acetona

58.08 - 94.8

56.2

∞

Ácido Sulfúrico

98.08 10.3

330

1.831820 col, liq v.s 1.4297

Aspirina

180.16 135-6

137

Significado: ∞: soluble en todas las proporciones Vs.: muy soluble sl : débilmente soluble bz : soluble en benceno Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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OBJETIVOS

1. 2. 3.

Síntesis del ácido Aceltilsalicílico, Aspirina Purificación de la Aspirina Determinación de identidad y pureza por el punto de fusión de la Aspirina

PARTE EXPERIEMNTAL Experimento N° 1 Sintesis de la aspirina (ácido acetilsalisílico): 1. Masar 2,0 g de ácido salicílico y ponerlos en un Erlenmeyer de 125 mL. 2. Añadir 5 mL (0,05 moles) de anhídrido acético, seguidos de 2 gotas (0,1 mL) de ácido sulfúrico concentrado (la adición de un exceso de ácido hace que la aspirina no precipite). 3. Agitar despacio hasta que el ácido salicílico se disuelva. 4. Calentar suavemente durante 5 ó 10 minutos. 5. Dejar enfriar a temperatura ambiente unos instantes y luego con hielo hasta que se produzca la cristalización de la aspirina (rascar las paredes del matraz con una varilla de vidrio para facilitar la cristalización). 6. Añadir 50 mL de agua y hielo y separar el producto mediante filtración utilizando un embudo Büchner. 7. El filtrado se puede usar para enjuagar el matraz Erlenmeyer tantas veces como sea necesario, guardar una pequeña cantidad para punto de fusión. Experimento N° 2 Purificación de la aspirina:

Una vez obtenido el producto crudo, el procedimiento que se describe a continuación tiene como objetivo la purificación del mismo: 1. Colocar el producto bruto en un vaso de precipitados de 150 mL 2. Añadir 25 mL de una disolución acuosa saturada de NaHCO 3. 3. Agitar hasta que cese el burbujeo de CO 2. De esta manera se disuelven todas las especies químicas presentes excepto los polímeros que se forman como subproductos de la reacción realizada. 4. Filtrar al vacío a través de un embudo Büchner pequeño con un Kitazato adecuado. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

171

5. Verter cuidadosamente el filtrado en un vaso precipitado de 100 mL y a continuación adicionar gota a gota 5 mL de HCl concentrado con agitación continua de la mezcla. 6. Enfriar en un baño de hielo. 7. Mase un vidrio de reloj con el papel que usará para filtrar la Aspirina. 8. Filtrar, entonces, al vacío en un embudo Büchner pequeño con un Kitazato adecuado y lave con pequeñas porciones, con una pipeta Pasteur, de agua fría. 9. Secar el producto con el papel filtro, en el vidrio de reloj, en la estufa. 10. Una vez seca, masar el vidrio de reloj con el papel la Aspirina purificada una vez que esté a temperatura ambiente.

Experimento N° 3 Análisis del producto obtenido: Prueba de la presencia de fenoles: Disolver en un tubo de ensayo que contenga unos 5 mL de agua algunos cristales de ácido salicílico y en otro tubo con el mismo volumen de agua una pequeña cantidad de la aspirina obtenida. Añadir una o dos gotas de una disolución de cloruro férrico al 1% a cada uno de ellos, anotar los cambios de color observados. Experimento N° 4 Punto de fusión: 1. muestra en un capilar, hasta unos 3 ó 4 mm de altura. Para ello se recoge con el mismo capilar y se deja caer por un tubo de vidrio de unos 70 cm, para compactarlo, ver figura 1. Entonces tome el punto de fusión en el equipo que se le indicará.


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2. Tome también el punto de fusión de la Aspirina impura, obtenida en el experimento Nº1. En la preparación de su informe de Laboratorio incluya la respuesta a las siguientes preguntas: 1. ¿Cuál es el ingrediente activo de la aspirina comercial? 2. Dibuje la estructura del ácido acetilsalicílico e indica qué grupos funcionales que tiene. 3. Indique la reacción ácido-base que tiene lugar entre el ácido acetilsalicílico y el bicarbonato de sodio. 4. ¿Cuál es el objeto de agregar H 2SO4? 5. Indique la reacción ácido-base que tiene lugar al adicionar ácido clorhídrico al ácido acetil salicílico. 6. Calcule la masa de Aspirina Obtenida 7. Calcule la masa de Aspirina que debería haberse obtenido con las cantidades de ácido salicílico y el anhídrido acético 8. Calcule el porcentaje de rendimiento. Discuta


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Pauta Informe de Laboratorio N° 5 Síntesis Orgánica: Síntesis de Aspirina

Profesores..................................................................................................................... Nombre alumnos.......................................................................................................... Fecha de laboratorio......................sección.......................NOTA................................ Complete de acuerdo a las experiencias realizadas Experimento N° 1: Síntesis de Aspirina 1. Datos Experimentales. a) Masa ácido salicílico: b) Volumen anhídrido acético: 2. Dibuje la estructura del ácido acetilsalicílico e indique y nombre los grupos funcionales que presenta. (0,5 puntos)

3. ¿Cuál es el ingrediente activo de la aspirina comercial? (0,3 puntos)


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4. ¿Cuál es el objetivo de agregar ácido sulfúrico (H 2SO4)? (0,2 puntos) 5. ¿Por qué se debe filtrar con agua y en frío? (0,5 puntos)

6. Escriba la ecuación química que tiene lugar la reacción entre ácido salicílico y el anhídrido acético. (0,5 puntos)

Experimento N° 2: Purificación de Aspirina 1. Masa vidrio reloj + papel filtro: Masa vidrio reloj + papel filtro + producto obtenido: 2. Calcule la masa de aspirina obtenida. (0,5 puntos)

3. Calcule la masa de aspirina (rendimiento teórico) que debería haberse obtenido con las cantidades de ácido salicílico y el anhídrido acético iniciales. (1,0 punto)


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4. Calcule el porcentaje de rendimiento. Discuta. (1,0 punto)

Experimento N° 3: Análisis del producto obtenido. (0,5 puntos) 1. Producto Evidencia física Ácido Salicílico

Aspirina obtenida

2. Escriba la ecuación química correspondiente al análisis realizado. (1,0 punto)


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Experimento N° 4: Punto de Fusión 1. Producto Aspirina Impura (experimento 1) Aspirina Pura (experimento 2)

Punto de Fusión (°C)

2. Sabiendo que la aspirina presenta un punto de fusión de 135-6°C, discuta con respecto a los valores obtenidos. (1,0 punto)


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LABORATORIO Nº 6 CROMATOGRAFIA EN PLACA FINA INTRODUCCIÓN La cromatografía de adsorción emplea una fase estacionaria sólida de carácter polar, (adsorbente) y una fase móvil líquida (eluyente). Se utiliza tanto con fines analíticos como preparativos y la separación de los componentes de la mezcla viene determinada por las interacciones polares de los componentes de la misma con las fases estacionaria y móvil. Por lo tanto, los compuestos más difíciles de separar mediante este tipo de cromatografía, serán aquellos que tengan una polaridad muy similar. La fase estacionaria (adsorbente) está constituida por un sólido poroso, finamente granulado, con centros activos polares en su superficie donde se adsorben las moléculas de los compuestos que se van a cromatografiar. Cuanto menor sea el tamaño de partícula de este material mayor será la capacidad de adsorción. La adsorción se debe a interacciones intermoleculares del tipo dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido o enlaces de hidrógeno entre el adsorbente y el soluto. El adsorbente más utilizado es el gel de sílice, donde las interacciones tienen lugar entre los grupos Si-OH y Si-O-Si; también se emplea con relativa frecuencia alúmina (Al2O3). El adsorbente debe ser inerte con las sustancias a cromatografiar. El gel de sílice presenta carácter ácido y la alúmina puede adquirirse con carácter neutro, ácido o básico. La fase móvil (eluyente), es un disolvente en el cual los componentes de las mezcla son al menos parcialmente solubles. Al aumentar la polaridad del disolvente aumenta la velocidad de elución de los compuestos de la mezcla. Se puede utilizar un único disolvente o una mezcla de disolventes e incluso llevar a cabo la elución con un gradiente de polaridad aumentando progresivamente la proporción del disolvente más polar. Retención. Las moléculas de soluto S se adsorben en los centros polares de la fase estacionaria X y, a medida que se produce la elución, van siendo desplazadas por las moléculas de disolvente/s que constituyen la fase móvil M. La retención de un soluto se puede justificar por la competencia que se establece entre S y M por adsorberse a los centros polares X, es decir, depende de los valores de las constantes de los equilibrios: X+S

X•••S

y

X+M

X•••M


178

que están en función de: a) Polaridad del compuesto a eluir que depende de sus grupos funcionales b) Naturaleza del adsorbente c) Naturaleza del disolvente Orden de polaridad de los compuestos orgánicos Acidos carboxílicos > Fenoles > Alcoholes y Tioles > Aminas > Ésteres >Aldehídos y Cetonas> Hc. Aromáticos > Hc. Halogenados > Éteres > Hidrocarburos Insaturados > Alcanos. Cuanto más polar sea un compuesto más se retendrá en la fase estacionaria. Por ejemplo, se retiene más un alcohol que un hidrocarburo Orden de polaridad de los eluyentes más habituales H2O > CH3-OH > (CH3)2CH-OH > CH3-CN > Dioxano > CH3COOEt > THF > CH2Cl2 (Cloruro de metileno) > CHCl3 (Cloroformo) > CCl4 (Tetracloruro de carbono) > CH3(CH2)4CH3

Para un mismo compuesto, un aumento en la polaridad de la fase móvil hace que se desplace con más facilidad de la fase estacionaria. Por ejemplo, se eluirá más rápidamente una amina en acetonitrilo que en hexano. a) Para compuestos poco polares, que se retienen poco en el adsorbente, se utilizan eluyentes apolares o poco polares como, por ejemplo, hexano. b) Para compuestos muy polares, que quedan muy retenidos en el adsorbente, se emplean eluyentes muy polares como, por ejemplo, metanol o mezclas metanoldiclorometano. c) Para compuestos de polaridad media se emplean eluyentes de polaridad intermedia y son muy aconsejables en estos casos las mezclas en distintas proporciones de hexano-acetato de etilo. Cromatografía analítica en capa fina (ccf) a) La fase estacionaria (adsorbente) se encuentra depositada, formando una capa fina de un espesor uniforme sobre una placa de vidrio, plástico o una lámina metálica. b) La mezcla a analizar se deposita con un capilar a una distancia de 1,0 cm del borde del borde inferior de la placa, figura 1. Esta se introduce en una cubeta donde está la fase móvil (eluyente), que ascenderá a lo largo de la capa por capilaridad, eluyendo a los componentes de la mezcla a distintas velocidades, lo que provoca su separación, figura 2. c) Cuando el frente del disolvente se encuentra a ≈ 0,5 cm del borde superior, se saca la placa de la cubeta, se marca hasta donde ha llegado el eluyente y se deja secar para, a continuación, proceder a la visualización de las manchas correspondientes a los productos cromatografiados. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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d) Las marcas deben realizarse con lápiz mina, nunca con lápiz de tinta, esto debido a que la tinta tiene varios colorantes que pueden confundir el cromatograma.

FIGURA 1: Aplicación de la muestra

FIGURA 2: Desarrollo de la placa

Determinación del Rf Se conoce como Rf (rate factor ) la relación entre las distancias recorridas por un compuesto y por el disolvente desde el origen del cromatograma.

Cada compuesto en unas condiciones cromatográficas determinadas: adsorbente, disolvente, temperatura, etc., tiene un valor constante y característico de Rf. Sin embargo, solo se pueden establecer comparaciones entre los Rf de dos compuestos cuando los dos se eluyan juntos en la misma placa . La distancia recorrida por el compuesto se mide desde el centro de la mancha, figura 3.

FIGURA 3:Determinación del Rf de dos compuestos A y B

Visualización del Cromatograma a) Con luz UV (ultravioleta). Las placas suelen llevan incorporado un indicador fluorescente que absorbe luz UV y emite luz visible, generalmente verde. Cuando se


180

cromatografían sustancias que absorben en el UV donde se encuentra el compuesto no absorbe el indicador y como resultado vemos una mancha que indica su presencia. b) Con un agente revelador. Se emplea cuando las sustancias no absorben radiación UV. El revelador reacciona con los productos absorbidos dando lugar a compuestos coloreados y por tanto se utilizará uno u otro en función del compuesto que se quiera visualizar. Ejemplos: i) H2SO4 concentrado en etanol para azúcares ii) Ninhidrina para aminoácidos iii) Yodo para compuestos insaturados y aromáticos. Aplicaciones de la C.C.F. a) Determinar el número de componentes de una muestra: Precaución si solo hay una mancha muy retenida o aparece junto al frente del disolvente hay que probar otro eluyente, figura 4.

FIGURA 4: Separación de dos componentes A y B de una mezcla. (a) Eluyente poco polar (b) Eluyente de polaridad adecuada (c) Eluyente muy polar b) Comprobar la pureza de un compuesto: Si el compuesto es puro aparecerá una sola mancha. Se debe comprobar que solo hay una mancha utilizando distintos eluyentes. c) Determinar la identidad de dos compuestos, o su pureza. Esto se hace comparando los Rf de compuestos estándar con el obtenido al cromatografiar una mezcla. Hay que tener precaución, pues valores de Rf iguales (o prácticamente iguales) para dos compuestos en una misma placa no garantizan inequívocamente su identidad. En la misma placa hay que cromatografiar una mezcla de los compuestos cuya identidad se quiere comprobar, figura 5.

FIGURA 5:Comprobación de la no identidad de dos compuestos A y B. M, Mezcla de ambos


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d) Seguir la evolución de una reacción: cada cierto tiempo se cromatografían en una misma placa los reactivos y la mezcla de reacción, figura 6.

FIGURA 6: Evolución de una reacción entre dos compuestos A y B (reactivos) para dar lugar a un compuesto C. Mezcla de reacción = MR

OBJETIVOS 1. Conocer la técnica de cromatografía en capa fina, c.c.f., sus características y los factores que en ella intervienen. 2. Calcular valores de Rf de varias sustancias 3. Aplicar la técnica de c.c.f. como criterio de pureza e identificación de sustancias. PARTE EXPERIMENTAL

Identificación de los componentes de una mezcla.

Poner 10 ó 15 mL de disolvente 2-propanol/ácido acético (10:2 v/v) en la cámara y cerrar herméticamente. Mientras el vapor se distribuye por la cámara, preparar las cromatoplacas de la siguiente manera: a) Recortar las placas al tamaño de la cámara. b) Marcar aproximadamente a 1 cm de la base (borde inferior) con un lápiz mina, una línea paralela a dicho borde y colocar con un capilar unas microgotas de cada uno de los cuatro colorantes: i) ii) iii) iv)

Solución de Azul de Metileno Solución de Fucsina Básica Solución de Rojo de Metilo Una cuarta gota con mezcla de los tres

b) Las manchas deben estar sobre la línea y espaciadas un mínimo de 1 cm. c) A los 10 minutos, introducir la cromatoplaca en la cámara y volver a cerrar. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

182

d) Comienza a funcionar el cromatograma, que se observa a través de las paredes transparentes. e) Vigilar el comienzo del flujo del disolvente a partir del origen y ver como los pigmentos empiezan inmediatamente a separarse. f) Cuando el frente del disolvente se aproxima al borde superior, a 0,5 cm, sacar el cromatograma, marcar el frente del disolvente y calcular el Rf. g) Hacer una tabla de Rf para los colorantes, para el disolvente propuesto. h) Identificar los componentes de la mezcla. i) Hacer dibujos en colores con los resultados de las cromatoplacas y de su identificación. En la preparación de su informe de Laboratorio debe incluir:

1. Hacer dibujos en colores con los resultados de las cromatoplaca de los indicadores e identifíquelos en la mezcla de ellos 2. Hacer una tabla de Rf para los colorantes, para el disolvente propuesto. 3. Identificar los componentes de la mezcla de colorantes. 4. Discuta la técnica de cromatografía en cuanto a identificación de una muestra y a determinación de la pureza de la misma.


183


Pauta Informe de Laboratorio N° 6 Cromatografía en Placa Fina

Profesores..................................................................................................................... Nombre alumnos.......................................................................................................... Fecha de laboratorio......................sección.......................NOTA................................ 1.- Dibujar en colores con los resultados de sus cromatoplaca, de los colorantes. (1,0 punto)

2.- Realizar una tabla de RF (factor de evaluación), para los disolventes propuestos. (1,0 puntos)

3.- Identificar los compuestos que se encuentran en la muestra problema de colorantes. (1,5 puntos)

4.- Discutir la técnica de cromatografía en placa fina con respecto a la identificación de muestras problemas y a la pureza de los compuestos que se encuentran en las mismas. (2,0 puntos)

5.- Ordene de mayor a menor la polaridad de los compuestos que se encuentran en la muestra problema. (1,5 puntos) Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

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LABORATORIO Nº 7 (RECUPERATIVO) SOLUCIONES AMORTIGUADORAS INTRODUCCIÓN Las enzimas que catalizan la mayoría de los procesos bioquímicos son generalmente activas sólo dentro de un rango pequeño de pH. Es esencial pues, que los organismos vivos tengan algún sistema para controlar el pH de las mezclas acuosas en las cuales actúan las enzimas. Estos “controles de pH” deberán evitar fluctuaciones grandes de la acidez del medio ambiente cuando se presentan especies químicas conocidas como ácidos y bases. Por ejemplo, la sangre se mantiene a un pH aproximado de 7,4; rara vez este valor varía en más de 0,1 unidades de pH, una variación de 0,4 unidades o más podría causar la muerte. La composición de los sistemas de control de pH a nivel celular, son generalmente complejos, pero los principios básicos de su funcionamiento son relativamente simples. Las soluciones que resisten cambios de pH son llamadas soluciones amortiguadoras, tampones o simplemente buffer. Los amortiguadores resisten los cambios de pH porque contienen al mismo tiempo una especie ácida que neutraliza los iones OH - y una especie básica que neutraliza los iones H +. Esto se logra mezclando un ácido débil, o una base débil, con una sal del ácido o la base, lo cual proporciona un par conjugado ácido-base débil como por ejemplo CH3COOH/CH3COO- o NH4+/NH3. Disoluciones Amortiguadoras. Para entender cómo funciona un amortiguador consideremos una mezcla de un ácido débil HX y una de sus sales MX, donde M + podría ser Na +, K+. Al disolverse el ácido se establece el siguiente equilibrio HX

+

 H

+ X-

La constante de equilibrio correspondiente es K 

H  X   HX


185

Despejando la concentración de H + se obtiene

H  

 K a

HX

X  

De aquí se ve claramente que [H +] y por lo tanto el pH, dependen de la constante de equilibrio Ka y de la razón entre las concentraciones del par conjugado ácido-base, [HX]/[X-]. Para calcular el pH tomemos el logaritmo negativo a ambos lados de la ecuación

HX  HX   logH     log K a     log K a  log  X   X   puesto que –log [H+] = pH, y –log Ka = pKa, pH

 pK a  log

HX

X  



X  pK  log -

a

HX

En general pH  pK a  log

 base ácido 

donde [ácido] y [base] son las concentraciones de equilibrio del par conjugado ácido-base. Nótese que cuando [ácido] = [base], el pH es igual a pK a. Esta relación se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbach. Capacidad amortiguadora y pH La capacidad amortiguadora es la cantidad de ácido o base que el amortiguador puede neutralizar antes que el pH comience a cambiar de manera apreciable. Esta capacidad depende de las cantidades de ácido y base presentes en el amortiguador. Por ejemplo, de la ecuación anterior se ve que la [H +] es la misma si usamos una mezcla CH3COOH/CH3COO- 1 M, o 0.1 M en cada componente. Obviamente, la primera mezcla tendrá una capacidad amortiguadora mayor que la segunda ya que la concentración del par ácido-base es mayor. OBJETIVOS 1. 2. 3.

Preparar una solución amortiguadora mezclando un ácido débil y su base conjugada en diferentes proporciones. Medir el pH de la solución amortiguadora. Determinar la capacidad amortiguadora de una estas disoluciones.


186

PARTE EXPERIMENTAL Experimento 1: Preparación de soluciones amortiguadoras. Prepare 250 mL de una solución 0,1 M de acetato de sodio y 250 mL de ácido acético 0,1 M. Mezcle los volúmenes indicados en la siguiente tabla y mida el pH de cada mezcla. Complete la siguiente tabla con los datos que allí se piden.

Solución Nº

1 2 3 4 5

Volumen de CH3COONa 0,1 M 90 mL 75 mL 45 mL 15 mL 0 mL

Volumen de CH3COOH 0,1 M 0 mL 15 mL 45 mL 75 mL 90 mL

pH

Concentración de Concentración CH3COONa de CH3COOH en la mezcla en la mezcla

Experimento 2: Medición de la capacidad amortiguadora Separe la solución 3 en dos porciones de 45 mL cada una. Vierta 45 mL de la solución en el vaso que se le indique. Monte el sistema para medir el pH con el peachímetro implementado con un agitador. Mida y anote el pH de la solución. Agregue HCl 0,5 M desde una bureta en alícuotas de 0,5 mL. Mida y anote el pH de cada solución. Agregue hasta 10 mL de HCl ó hasta que note un cambio brusco en el pH. Grafique pH versus volumen de HCl agregado. Repita este experimento sustituyendo la solución de HCl por NaOH 0,5 M. Escriba los equilibrios involucrados y las ecuaciones que permiten calcular el pH. Compare sus resultados con los valores esperados. Interprete el gráfico obteni do.


187


Pauta Informe de Laboratorio N° 7 Recuperativo Profesores Nombre alumnos.......................................................................................................... Fecha de laboratorio......................sección.......................Nota...................................

1. Calcule el pH de una solución de acetato de sodio de volumen 100mL y concentración 0,5 M. Ka = 1,8x10-5 (1,0 punto) 2. Para la experiencia n°2 escriba todos los equilibrios correspondientes y la ecuación que permite calcular el pH para este sistema. (1,5 puntos) 3. Resuelva el siguiente ejercicio. Calcule los gramos que se necesitan de acetato sódico trihidratado (M.M=136 g/mol) que se requieren de una disolución 1M de ácido acético (pKa= 4.77) para preparar 3,0L de un tampón pH= 5. (1,0 punto) 4. Para la experiencia 1 complete la siguiente tabla (2,0 puntos) N°

Vol ácido Vol Base

1 2 3 4 5

0 mL 15 mL 45 mL 75 mL 90 mL

pH Obtenido

pH calculado

Concentración base

Concentración ácido

90 mL 75 mL 45 mL 15 mL 0 mL

5. Para la experiencia 2 del laboratorio realice ambos gráficos donde se vea: a) Tabla de datos bien escrita (0,3 puntos) b) Gráfico realizado en papel milimetrado, donde se deben señalar claramente (1,2 puntos) i. Zona tampón ii. Zona ácida iii. Zona básica iv. Punto de equivalencia.


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ANEXO I Tratamiento de datos experimentales1

Toda medida está sujeta a errores. Para que un resultado sea considerado válido deberá incluir una estimación de los errores inherentes a su determinación. Las fuentes de estos errores pueden ser de carácter instrumental pero también incluyen factores humanos. Los errores en una medida directa o experimental se extenderán a los cálculos que involucran dichas cantidades a través de las fórmulas o ecuaciones matemáticas donde aparecen. Por ejemplo si quisiéramos determinar la densidad de un líquido determinando su masa y su volumen, usaríamos la fórmula:  

m V

Puesto que la masa m y el volumen V son cantidades experimentales que incluyen errores propios m y V , respectivamente, es de esperar que dicha incertidumbre necesariamente se propague al valor calculado de la densidad,    f (m, V ) . Los errores suelen ser clasificados en distintas categorías: Los errores accidentales o crasos ocurren de manera ocasional llevando a resultados claramente atípicos. Ejemplos son: tratamiento inadecuado, contaminación de la muestra analizada, errores de operatividad. También tenemos errores sistemáticos o determinados, que pueden encontrarse y posiblemente evitarse o corregirse. Estos afectan los resultados siempre en el mismo sentido. Por ejemplo: impurezas en los reactivos, errores instrumentales (mal calibrado de balanzas, pH-metros), errores de operación, errores de método (coprecipitación de impurezas, ligera solubilidad de precipitados, pobre recuperación). Son justamente los errores sistemáticos los que afectan principalmente a la exactitud del método de medida. Finalmente, se tienen errores aleatorios o indeterminados, que ocurren al azar y cuya magnitud y signo no pueden predecirse ni calcularse. Se infieren a partir de pequeñas diferencias en mediciones sucesivas efectuadas bajo las mismas circunstancias. Estos errores constituyen la principal fuente de incertidumbre en una determinación. Se atribuyen a: cambios en las condiciones ambientales tales como temperatura, presión o humedad; fluctuaciones en el suministro eléctrico; corrientes de aire cuando se usa una balanza de precisión. Estos errores afectan principalmente a la precisión de la determinación experimental. La precisión cuantifica el grado con que una serie repetida de medidas coinciden o se parecen entre sí . Cuanto menores sean los errores aleatorios mayor precisión tendrá el 1

Para una presentación detalla se recomienda al estudiante ver por ejemplo: Capítulos 5 y 6 de Fundamentos de Química Analítica. Octava Edición. D. A. Skoog, D. M. West, F. J. Holler y S. R. Crouch. International Thomson Editores S.A. México 2005. Guía de ejercicios y Manual de laboratorio Química General y Orgánica QUIM 001

189

proceso de medición. La precisión solo afecta la dispersión de los resultados, no a su desviación del valor aceptado como verdadero. Por otra parte, la exactitud cuantifica el grado en que una cierta medida se aproxima al valor correcto o aceptado como verdadero. Es claro que una medida precisa no necesariamente es exacta. Por ejemplo podríamos realizar varios “ensayos” diferentes del mismo experimento y obtener resultados muy similares. En este caso la medición experimental resultaría precisa. Pero podría suceder que el instrumento de medida estuviese descalibrado o defectuoso lo que llevaría a un valor bajo de exactitud (ver Figura 1)

Alta precisión Baja exactitud

Baja precisión Alta exactitud

Alta precisión Alta exactitud

Baja precisión Baja exactitud

Figura 1. El término repetibilidad se refiere al grado de concordancia entre resultados independientes obtenidos con un mismo método, una misma muestra, y las mismas condiciones (e.g., mismo operador, equipos, laboratorio y en un corto intervalo de tiempo), mientras que con el término reproducibilidad se indica el grado de concordancia entre resultados independientes obtenidos con el mismo método, la misma muestra, pero diferentes condiciones (distinto operador, aparatos, laboratorios, e intervalo de tiempo diferente). El tratamiento estadístico para estimar los errores aleatorios asume en primera aproximación que éstos siguen una distribución gaussiana o normal. Cuantificación de los errores Para poder expresar la exactitud de una medida, se supone siempre que existe un valor verdadero (o de referencia) para establecer la comparación. Se puede calcular entonces el error absoluto ( E ) y/o error relativo ( E r ). El error absoluto es la diferencia entre el valor medido vi y el valor verdadero vr , E  vi  vr , y se expresa en las mismas unidades que la medición.


190

Cuando el valor medido es un promedio de N mediciones repetidas, v 

1

 N

N

v , el

i 1 i

error absoluto se llama error medio, E . El error relativo es el error absoluto o medio expresado como % del valor verdadero: E r 

vi

 vr

vr

E r 

o

100

v  vr vr

100

Por otra parte, la precisión puede expresarse en términos de desviaciones. En este contexto, la desviación promedio por ejemplo corresponde a la suma de las desviaciones de las medidas individuales respecto del valor promedio d 

1

 v  v . N N

i 1

i

Para una muestra pequeña de datos (que forman parte de una población o universo general de ellos), la desviación estándar ( s ) expresa la dispersión de un resultado en torno a la media de dicha muestra: s 

  N

i 1

vi  v



2

( N  1) .

Ejemplo: Se repitió cinco veces la determinación de la densidad de una sustancia: 0,82 g/mL

0,83 g/mL

0,85 g/mL

0,81 g/mL

0,84 g/mL

5

x 

El valor promedio viene dado por

 x

i

i 1

5



4,15 5

 0,83 g/mL

Con esto, la desviación estándar es: (0,82  0,83)  (0,83  0,83)  (0,85  0,83)  (0,81 0,83)  (0,84 0,83) 2





2

2

2

4

2

 0,02

El valor experimental informado debería ser x    0, 83  0, 02 g/mL. Los resultados experimentales han de ir acompañados de una estimación de los errores ocurridos durante la medida, escribiendo por ejemplo para la determinación de la cantidad x , después de varias medidas repetidas de su magnitud que x  v  s , donde v es su valor promedio y s la desviación estándar, un indicativo de la precisión. Al cuadrado de la desviación estándar se le llama varianza ( s 2 ) de la muestra, y constituye una aproximación a la varianza de la población. El término ( N  1) corresponde al número de grados de libertad (valores asignados arbitrariamente) que N medidas de un sola cantidad puede tener. Cuando se realizan una serie de mediciones de la misma cantidad y en iguales condiciones se toma esta desviación estándar como el error de la medición.


191

La desviación estándar relativa (DER) corresponde a la forma más apropiada de expresar la precisión en términos comparativos. Constituye un ejemplo de error relativo, es decir, una estimación del error dividido por una estimación del valor absoluto de la cantidad medida: DER  s / v . A la desviación estándar relativa se le llama Coeficiente de Variación (CV), CV  DERx100% y proporciona una imagen más clara de la calidad de los datos que la desviación estándar absoluta. Estimación del error obtenido de medidas indirectas (resultados calculados) En la última sección de este anexo se resume la forma de calcular el error de operaciones algebraicas comunes con cantidades procedentes de medidas experimentales. Hay ocasiones en que no se pueden repetir mediciones conducentes a un resultado más de una vez, como ocurre frecuentemente en el laboratorio. En tales casos, sólo se puede informar el error experimental debido a los instrumentos usados (error sistemático), que se denomina error máximo. Dicho error máximo constituye una aproximación al valor de desviación estándar ( s ) antes discutido y viene como dato asociado al instrumento (consultar al profesor), alternativamente como error máximo de un instrumento se puede considerar a la mitad de la división más pequeña de la escala usada. Así por ejemplo, una balanza graduada en miligramos (sensibilidad 1 mg) tiene un error de  0,0005 g y una bureta graduada en 0,1 mL tiene un error de  0,05 mL. Cuando la medición se realiza con un instrumento digital no es posible hacer una estimación ya que el instrumento nos da la medida asociada al evento observado. En este caso se asigna a la incertidumbre (error máximo), el valor de la apreciación del instrumento. Por ejemplo si tenemos un cronómetro con una apreciación de un milisegundo (1 ms) y el resultado de la medición es x =23,448 s, el resultado de la medición se expresa como: 23,448 s ± 0,001 s donde el valor real de la magnitud queda incluida en el intervalo: 23,447 s ≤x ≤23,449 s. Esta forma de estimar el error es la aproximación más burda y no debe ser utilizada sino para dar estimaciones en casos que no se pueda determinar el error de otra manera. Por lo general el valor de una medida se da estimando el valor leído más probable x y su error  x . Escribir x  x significa que cabe esperar que el valor exacto de la cantidad este entre x  x y x  x , con x como el valor más probable. Cifras significativas y redondeo

Los resultados obtenidos directamente de una medición siempre están sujetos a incertidumbre. La escala de medición tiene un límite que viene determinado por la sensibilidad del instrumento empleado. Las cifras significativas del resultado de una medición son las cifras exactamente conocidas más la cifra incierta (la última). Por ejemplo, si el resultado de cierta medición de masa fuera 8,03± 0,01 g, la incertidumbre absoluta sería de ± 1 en las centésimas. El valor real de la masa debería estar entre 8,02 y 8,04 g. Los criterios habituales para escribir las cifras significativas son los siguientes:


192



Todos los dígitos que no sean ceros son significativos. Por ejemplo la expresión de longitud “457 cm” tiene tres cifras significativas y la expresión de masa “0,25 g” tiene dos cifras significativas.



Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos. Por ejemplo la cantidad “20003 Mg” tiene cinco cifras significativas, y la cantidad “1,003 km” tiene cuatro cifras significativas.



Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero en un número, no son cifras significativas, solamente indican la posición del punto decimal. Por ejemplo “0,00005 g” tiene una cifra significativa y “0,00011 cm” tiene dos cifras significativas.



Los ceros que están al final de un número o a la derecha del punto decimal, son significativos. Por ejemplo en la cantidad “0,001000 g” se tienen cuatro cifras significativas.

Las operaciones matemáticas con números que provienen de mediciones deben reportarse con un número correcto de cifras significativas, como se especifica a continuación: 



El número de cifras decimales en el resultado de operaciones de adición y/o sustracción, está determinado por el sumando que tenga menor número de ellas. Por ejemplo, el resultado de la operación: 0,011 m + 325,1 m – 22,34 m = 302,771 m, debe reportarse como 302,8 m ya que el sumando 325,1 m tiene un solo decimal. Así, en la adición y la sustracción, el número de cifras significativas a la derecha del punto decimal en la operación final está determinado por el número más pequeño de cifras significativas a la derecha del punto decimal en cualquiera de los números originales. Por ejemplo: 79,442 + 3,5 = 82,942 ~ 82,9; 2,097- 0,12 = 1,977~1.98. El número de cifras significativas en el resultado de un producto y/o cociente es igual al número de cifras significativas en el factor con menos cifras significativas. Por ejemplo, el resultado de la operación: (0,322 atm) (514,3 L) (0, 082 atm L mol1 K 1 )(352 K)

 5,7374 moles

debe reportarse como 5,7 moles ya que el menor número de cifras significativas en los factores es dos (0,082). Note que es necesario redondear el resultado de operaciones matemáticas con números que provienen de mediciones para expresar dicho resultado correctamente. Es


193

aconsejable redondear sólo el resultado final al número apropiado de cifras significativas y no durante operaciones intermedias. Las reglas básicas para efectuar tal redondeo son: 





Si la cifra siguiente a la que se ha de redondear es menor que 5, la cifra a redondear no se cambia. Por ejemplo, al redondear a 4 cifras el número 0,165234 se escribirá como 0,1652. Si la cifra siguiente a la cifra a redondear es mayor que 5, ésta se aumenta en una unidad. Así, el número 0,446756 redondeado a 3 cifras significativas queda como 0,447. Si la cifra siguiente a la que se ha de redondear es exactamente 5, ésta se aumenta en una unidad si es impar, o se deja como tal si es par. Por ejemplo, al redondear a dos cifras significativas los números 1,1500; 1,2500 el resultado es 1,2 en ambos casos.

El procedimiento para determinar el error de la medida hecha de manera indirecta es el siguiente.

i)

Error máximo de adición: ( x ±Δ x )+(y ±Δy )=( x +y )±(Δ x +Δy )

Ejemplo: (5.00±0.03)g+(1.00±0.02)g=(6.00±0.05)g ii)

Error máximo de sustracción: ( x ±Δ x )−(y ±Δy )=( x −y )±(Δ x +Δy )

Ejemplo: (5.00±0.03)g−(1.00±0.02)g=(4.00±0.05)g Notar que en ambos casos, adición y sustracción, los errores se suman. iii)

Error máximo de multiplicación:


194

iv)

Error máximo de división:

Ejemplo: Se desea calcular la densidad y error correspondiente para una sustancia que tiene una masa de 1.008 ± 0.001 g y un volumen de 4.27 ± 0.05 mL.

v)

Caso especial: multiplicación por una constante c . ( x ± Δ x )×c=cx ±cΔ x

vemos que la constante multiplica a la medida y a su incerteza. vi)

Algunos casos de potencias: ( x ± Δ x )2= x 2±2 x Δ x ( x ± Δ x )3= x 3±3 x 2Δ x

Caso general. ( x ± Δ x )n= x n±nx n−1Δ x Nota: cada vez que se trabaje con cálculo de incertezas, es conveniente conservar todos los dígitos que arroje la calculadora. Sólo en el resultado final se efectúa el redondeo.


195

ANEXO II Elaboración de gráficos y análisis de regresión

Una gráfica ayuda a encontrar la relación f existente entre las diferentes variables en un cierto experimento. Uno puede escribir y  f ( x) o “y es una función de x ”, cuando los valores de y dependen de los de x en la forma dada por f . La determinación de la forma de f puede lograrse en un mapa bidimensional donde los valores de la variable dependiente y aparezcan en el eje vertical (ordenada) y las de la variable independiente x en el eje horizontal (abscisa) en un sistema cartesiano. Los puntos entonces pueden ajustarse a un tipo particular de función f . Toda gráfica tiene asociada una Tabla de datos (organizados en filas o columnas), con un título explicativo que indique claramente el significado de los datos y el cómo se determinaron. La elección de escalas para los dos ejes de coordenadas es un aspecto central en la elaboración de un gráfico. Cada eje DEBE estar plenamente identificado, tanto las magnitudes como las unidades que representan. Tome nota de las siguientes sugerencias para la elaboración de sus gráficos en este Laboratorio:  



 



El título debe ser breve pero suficientemente explicativo y claro. Las escalas de los ejes deben facilitar la representación y la lectura de los datos. Elija subdivisiones fácilmente manejables. Por ejemplo valores basados en incrementos de 1, 2, 5, 10, etc. unidades son fáciles de seguir. Escalas basadas en divisiones de 3, 7, 6, 9, etc. son difíciles de usar para localizar y leer los valores en un gráfico. Procure que el gráfico llene la mayor parte del espacio disponible. No es necesario que las escalas sean las mismas en ambos ejes, pero si que los tamaños de los ejes sean similares. Tampoco es obligatorio que las escalas comiencen en cero Represente todos los datos observados, usando símbolos claros de identificar, como círculos, triángulos, etc. Si desea unir el mayor número posible de puntos con una curva suave, trate de que los que queden por fuera de la curva queden igualmente repartidos por encima y por debajo. El uso de herramientas de software (por ejemplo Excel, Origin, etc) basadas en hojas de cálculo facilitan las anteriores tareas, posibilitando el ajuste de los datos a rectas o curvas, e incorporando el correspondiente análisis estadístico para la correlación.


196

ANEXO III ECUACIONES CUADRÁTICAS Una ecuación algebraica de la forma ax 2  bx  c  0 se conoce como una ecuación cuadrática. Las dos soluciones de una ecuación de este tipo están dadas por: x1 

b  b2  4ac

x2 

2a

b  b2  4ac 2a

Por ejemplo, la ecuación 2 x 2  4 x  1  0 implica que a  2, podemos escribir que: x 

4  42  4(2)( 1) 2(2)

y las dos soluciones serán : x1 



0,899 4

4  16  8 4

 0,225



b  4,

4  24

y x2 

4



8,899 4

c  1 . Por lo tanto

4  4,899 4

 2,225

En los problemas de química que llevan a ecuaciones cuadráticas, la solución esta restringida por la naturaleza misma del problema. Por ejemplo, el valor de la solución debe estar en cierto rango, o debe ser mayor que cierto valor o no puede ser negativo. Así por lo general sólo una de las soluciones tendrá sentido físico para la resolución. Ejemplo 1. Para calcular el pH de un ácido débil, en forma exacta, se requiere resolver una ecuación cuadrática. Por ejemplo, si queremos calcular el pH de una solución de ácido acético 0,3 M, es necesario plantear el siguiente equilibrio: HC2 H3O2 ( ac)

Inicial Cambio Equilibrio



H  (ac)

0,30 M -x M (0,30-x) M K a 

[ H  ][C2 H3O2  ] [ HC2 H3O2 ]

 C2 H3O2  ( ac)

0 +x M +x M

0 +x M +x M

 1,8 105


197

de donde: K a 

[ H  ][C2 H3O2  ] [ HC2 H3O2 ]



( x)( x) 0,30  x

 1,8 105

que conduce entonces a la ecuación: x2  1,8 105 x  5, 4  106  0

cuyas soluciones son: x1  2,3 103 y x2  2,3 103

Como x representa la concentración de H +, es claro que la solución negativa carece de sentido físico. Por lo tanto, la solución real es x  [ H  ]  x1  2,3 103 , y entonces el valor del pH será: pH   log[ H  ]  2, 64 .


198

Unidades SI básicas Cantidad fundamental

Nombre de la unidad

Símbolo

metro

m

kilogramo

kg

Tiempo

segundo

s

Corriente eléctrica

ampere

A

kelvin

K

mol

mol

candela

cd

Longitud Masa

Temperatura Cantidad de sustancia Intensidad luminosa

Prefijos comunes utilizados con unidades SI Prefijo

Símbolo

Significado

Tera-

T

1012

Giga-

G

109

Mega-

M

106

Kilo-

k

103

Deci-

d

10-1

Centi-

c

10-2

Milli-

m

10-3

Micro-

m

10-6

Nano-

n

10-9

Pico-

p

10-12


199

Guía de Ejercicios y Manual de Laboratorio QUIM 001 Final (2)

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