Guía Seminarios - Química General 2017.pdf

L A R E N

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E G A C I M I U Q

BIOLOGÍA, PROFESORADO EN CIENCIAS BIOLÓGICAS E INGENIERIA AMBIENTAL

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL

QUÍMICA GENERAL GUÍA DE SEMINARIOS FACULTA D DE CIENCIAS EXACTAS, FÍSICAS Y NATURALES UNIVERSIDAD NACIONAL DE CÓRDOBA

2017

Prof. Titular:

Dra. María Luisa Pignata

Prof. Adjuntas:

Dra. Claudia M. González Dra. Hebe A. Carreras

Prof. Asistentes:

Biól. Gustavo Gudiño Dr. Eduardo D. Wannaz Dr. Carlos Harguinteguy Dra. Judith H. Rodríguez Dra. Ana Carolina Mateos Dra. Ana Carolina Amarillo Bioq. Iván Tavera Busso

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QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL INDICE Objetivos y resumen de contenidos

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Bibliografía

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Modalidad de cursado

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Aula Virtual (LEV)

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Ficha personal (para entregar)

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Introducción Notación científica y cifras significativas

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Unidades

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Guía de Problemas y Clases de Seminario Serie Nº 1: Sistemas materiales, nomenclatura,estequiometria

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Serie Nº 2. Gases

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Serie Nº 3 y 4. Disoluciones

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Serie Nº 5. Equilibrio Químico

43

Serie Nº 6. Equilibrio ácido-base, pH, hidrólisis

55

Serie Nº 7. Disoluciones reguladoras de pH o buffer

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Anexos

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Tabla 1 - Constantes de disociación de algunos ácidos. Tabla 2 - Constantes de disociación de algunas bases. Respuestas

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QUIMICA GENERAL BIOLOGÍA, PROFESORADO EN CIENCIAS BIOL ÓGICAS e INGENIERIA AMBIENTAL FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS, FÍSICAS Y NATURALES Progr ama Analítico - Año 2017 OBJETIVOS 

Adquirir una clara comprensión de los conceptos básicos de la química relacionando éstos con propiedades atómicas y moleculares.



Comprender reacciones de la química inorgánica queson esenciales en un sistema biológico



Comprender mediante la resolución de problemas específicos las múltiples aplicaciones de la Química en los diversos campos de la carrera.



Desarrollar pensamiento crítico. GUÍA DE PROBLEMAS Y CLASES DE SEMINARIOS

OBJETIVOS 

Aplicar de manera gradual los conceptos adquiridos en la resolución de problemas.



Interpretar correctamentelas consignas planteadas en la resolución de ejercicios.



Adquirir autonomía en el manejo de procedimientos y técnicas relacionadas a la química experimental.



Adquirir destreza en el análisis de los resultados obtenidos, tanto en los ejercicios de aplicación.

BIBLIOGRAFÍA Atkins, P.N y M.J Clugston. Principios de Fisicoquímica. 1986. Addisson-Wesley. Ed. Iberoamericana. México. Atkins, P y L. Jones. Principios de Química. 2006. Ed. Panamericana. Argentina. Brady, J.E y G.E Humiston. Química Básica: principios y estructura. 1996. Ed. Limusa. Septima Edición. Brown, T. L., H. E. LeMay y B.E. Edición. Bursten.Madrid Química, La Ciencia Central. 2009. Prentice-Hall Hispanoamericana, S.A., Novena Chang, R. Química. 2010. Ed. McGraw-Hill Interamericana. Novena Edición. México. Glasstone, S. Tratado de Química Física. 1979. Ed. Aguilar. Madrid. Leithe, W. La química y la protección del medio ambiente. 1981. Ed. Paraninfo. Madrid. Mahan, B. Química: Curso Universitario. 1977. Ed. Fondo Educativo Interamericano. México.


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Masterton, W; E.J Slowinski y C.L Stanitski. Química General Superior. 1992. Ed. Interamericana- Mc Gaw Hill. Séptima Edición. Madrid. Morris, J.G. Fisicoquímica para biólogos. 1980. Ed. Reverté. Barcelona. Reboiras, M.D. Química. La Ciencia Básica. 2006. Ed. Thomson. Madrid, España Sienko, M.J y R.A Plane. Química: Principios y Aplicaciones. 1985. Ed. Mc Graw Hill. México. Tinoco, I; K Saver y J.C Wang. Físicoquimica: Principios y Aplicaciones en las Ciencias Biológicas. 1980. Ed. Prentice/Hall International. Londres. Whitten, W.K y K.D Gailey. Química General. 1998. Ed. McGraw-Hill Interamericana. 5ta edición. México.

MODALIDAD DE CURSADO Las actividades propuestas para la parte práctica de Química General contemplan el cursado de Seminarios y Trabajos Prácticos. En los Seminarios se discutirá un cuestionario sobre contenidos conceptuales del tema de manera grupal, se resolverán algunos problemas de aplicación y se discutirán sus resultados en una puesta en común. Es necesario conocer en profundidad el tema teórico correspondiente para resolver los problemas y el alumno deberá entregar al docente, antes del comienzo de cada clase, los ejercicios de la Guía señalados como esenciales del tema visto en la clase anterior; esta entrega representa la asistencia del día. Los Seminarios serán evaluados: a) mediante una nota conceptual derivada del cumplimiento (entrega de problemas obligatorios y resolución de cuestionarios) y desempeño en las clases y b) mediante 3 (tres) parciales. Solo aquellos alumnos que hayan aprobado los Seminarios estarán en condiciones de realizar los trabajos prácticos. En losTrabajos Práctic os deberá leerse cuidadosamente el procedimiento indicado en la Guía, analizando cada paso a seguir, sus fundamentos y el material a emplear. Todos los cálculos, resolución de problemas, material bibliográfico consultado y deducciones que se realicen durante las experiencias, deberán anotarse en un cuaderno o carpeta de laboratorio, junto con las observaciones y datos que surjan de las experiencias realizadas. Los Trabajos Prácticos serán evaluados de manera escrita al finalizar cada Trabajo Práctico. Requisi tos para rea lizar los Seminarios y Trabajos Práctico s • Entregar en el primer seminario la Ficha Personal al profesor, completa y con una foto

carnet o fotocopia color. • Para asistir a los Seminarios y Trabajos Prácticos se deberá haber estudiado el tema y


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llevar resueltos los ejercicios y problemas correspondientes a cada uno de ellos. • NO SE PERMITIRÁN CAMBIOS DE ALUMNOS DE UNA COMISIÓN A OTRA, salvo por

razones justificadas. • Es obligatoria la Matriculación en el Aula Virtual (http://lev2.efn.uncor.edu/) de Química

General. • Los Seminarios y/o Trabajos Prácticos que coincidan con un día feriado, deberán

recuperarse en las otras comisiones de esa misma semana. • Para Trabajos Prácticos es obligatorio el uso de guardapolvo, guantes y anteojos de protección. • Durante los Trabajos Prácticos deberán cumplirsetodas las normas de seguridad que se

indiquen, sobre todo en lo referente al manejo de sustancias químicas (ver hojas de seguridad al final de esta guía). Además, se deberá controlar el buen funcionamiento y limpieza del material a utilizar. •

Una vez concluido el Seminario o Trabajo Práctico, deberán dejarse las mesadas y el

material limpio y ordenado. Regularización d e la Asig natura •

80 % de asistencia, pudiendo tener solo una falta injustificada en Seminarios y solo una falta injustificada en Trabajos Prácticos. Se podrán recuperar clases por razones de salud, presentando certificado médico otorgado por BIENESTAR ESTUDIANTIL de la UNC exclusivamente .

•

Obtener una nota mayor a 4 en cada uno de los parciales, al menos 6 (seis) puntos en las

evaluaciones de los Seminarios (promedio entre nota de concepto y parciales) y aprobar los parciales de TP. En caso de no alcanzar la nota mínima de 6 o de tener un aplazo (nota inferior a 4), se podrá recuperar solo uno de los exámenes parciales, aquel en el que se obtuvo la menor nota. En caso de inasistencias debidamente justificadas, se acordará con la Cátedra la fecha de recuperación. El alumno que hubiera asistido al 80% de las actividades (Seminarios y Prácticos de Laboratorio) y obtuviera 6 o más puntos de promedio en las evaluaciones, alcanza la REGULARIDAD de la asignatura. Aquellos que no cumplan con alguno de estos requisitos quedan en condición de alumnos LIBRES. La condición de alumno REGULAR debe constar en la libreta estudiantil. Para ello, se fijarán dos días (a convenir) entre la finalización de las actividades prácticas y el primer turno de examen para la firma de la regularidad en la libreta. SIN EXCEPCIÓN, la libreta estudiantil deberá estar firmada por la Cátedra en caso de haber


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accedido a la condición de REGULARIDAD, antes de la primera fecha de Examen. El trámite no es personal y se realizará solo en los días fijados por la Cátedra. FECHA DE PARCIALES Y RECUPERATORIO 1er PARCIAL : SÁBADO 08/04 – 9 h – CIUDAD UNIVERSITARIA 2do PARCIAL : SÁBADO 29/04 – 9 h – CIUDAD UNIVERSITARIA 3er PARCIAL : SÁBADO 13/05 – 9 h – CIUDAD UNIVERSITARIA RECUPERATORIO: JUEVES 18/05 – En horario de teóricos – ANF. III, EDIFICIO CENTRO AULA VIRTUAL En el sitio web del Laboratorio de Educación Virtual (LEV2) de la Facultad de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales se encuentra alojada nuestra Aula Virtual “Química General (Ciencias Biológicas, Profesorado en Ciencias Biológicas e Ingeniería Ambiental) ”. Allí se encuentra toda la información necesaria para el cursado de la asignatura, tales como el programa, la Guía de Seminarios, la Guía de Trabajos Prácticos, Guía de Teóricos, presentaciones de las clases teóricas, etc. En esta aula se publican todas las novedades, horarios de clases, parciales, notas, etc. Además, será la forma de comunicación de los docentes con los alumnos y viceversa. Para acceder a este sitio deben registrarse ingresando aquí: http://lev2.efn.uncor.edu/course/index.php?categoryid=190


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FICHA PERSONAL (Entregar el primer día de clases) Nombre:………………………………………………………….. DNI:……………………………………………………………….. Edad:………………………………………………………………

Foto carnet

Mail:………………………………………………………………. Domicilio:…………………………………………………………. ……………………………………………………………………… ………………………………………………………………………

Celular:……………………………………………………………………………………………. Grupo sanguíneo:………………………………………… Factor …………………………….…..

¿Toma alguna medicación?...................... ¿Cuál?................................................................... ¿Padece alguna enfermedad?.................................................................................................. ¿Alergias?................................................................................................................................... En caso de emergencia avisar a (nombre):…………………………………T.E………………

Declaro haber leído las Normas de Seguridad en el Laboratorio y me comprometo a seguir las indicaciones que en ella se detallan acerca delcomportamiento y trabajo durante los Trabajos Prácticos de laboratorio de Química General.

Fecha: Firma: Aclaración: DNI:


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GUÍA DE SEMINARIOS INTRODUCCIÓN La resolución de problemas es unaspecto necesario para el aprendizaje de la Química pordos razones: orienta su estudio en la dirección adecuada y luego de estudiar un tema determinado indica si el mismo se ha comprendido o no. Antes de cada clase deberán resolver todos los problemas de la serie correspondiente y en caso de que tengan alguna dificultad podrán asistir a clases de consulta en la Cátedra, cuyos horarios están publicados en el Aula Virtual y en la puerta de entrada a la Cátedra. En cada serie de problemas se incluye: a) Un cuestionario con formato de respuestas de múltiple opción, orientado a discutir conceptos teóricos en clase. b) Problemas de aplicación donde deberán emplearprocedimientos y cálculos numéricos. Entre éstos se indican, al comienzo de cada serie, aquellos que deberán entregar resueltos al comienzo de la clase siguiente y los problemas“tipo”, con negrita que son aquellos que permiten una autoevaluación. En la resolución detodo tipo de ejercicios es importante: a) haber estudiado antes el tema b) leer detenidamente el enunciado c) identificar la consigna d) extraer los datos que brinde el enunciado e) en caso necesario, consultar las tablas de constantes que se encuentran en los Anexos de esta guía, así como también en la bibliografía.


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CONCEPTOS BÁSICOS EN QUÍMICA MEDICIONES Y NOTACIÓN CIENTÍFICA Exactitud: La exactitud indica cuán cerca está una medición (cantidad medida) del valor real. Por lo tanto, exactit ud = valor medio m edido - valor real La exactitud se expresa mejor en términos porcentuales sobre el valor real, o mejor aún, como el % de error de exactitud. Por lo tanto, mientras mayor sea el error de exactitud, menos exacta será la medida. Una medición bien exacta será aquella cuyo % de error de exactitud sea 0 (cero).

Precisión: La precisión se refiere a cuánto concuerdan dos o más medidas de una misma cantidad, es decir a la concordancia que tienen entre sí un grupo de resultados experimentales; no tiene relación con el valor real ya que pueden realizarse mediciones precisas sin exactitud. Los valores precisos pueden ser inexactos, ya que un error que causa desviación del valor real puede afectar todas las mediciones en igual forma y por consiguiente no perjudicar su precisión. La precisión se expresa por lo general en términos de la desviación estándar; mientras mayor sea la desviación, menos precisa será la medición. La precisión de una medición tiene la dimensión de la unidad medida, significando que cada medida puede tener un valor entre el valor medio más la precisión y el valor medio menos la precisión. Por lo tanto, a modo de ejemplo, si la balanza, que tiene una precisión de 0,01 g, se usa para medir una masa y el valor medio de esas medidas es de 6,35 g, las medidas tendrán valores entre 6,34 g y 6,36 g. Si la balanza no es usada correctamente, el valor del error de la precisión de las medidas será mayor que 0,01 g. Esto mismo puede ocurrir con cualquier aparato o instrumento de medición. Incertezas de las Mediciones Toda medición tiene un cierto grado de incerteza o error. La incerteza de una medición puede ser detectada y cuantificada realizando la medición varias veces de la misma manera. Los valores individuales resultantes se usan para calcular el valor medio o promedio. La incerteza tiene dos componentes: 

Imprecisión (error de precisión): es la media de todas las diferencias entre los valores

individuales y valor medio de las mediciones. También se define como el grado de concordancia entre dos o más mediciones de una misma cantidad. La imprecisión de una


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medición es indicada por el número de cifras significativas del resultado de la medición o valor medido. Ejemplo: Se indica que la precisión de una balanza es de 0,001 g. Esto quiere decir que la imprecisión de la balanza es del orden de 0,001 g. 

Inexactitud es la diferencia entre el valor medio de las mediciones y el valor verdadero de la

magnitud medida, o también, la indicación de cuán cerca está una medición del valor real de la cantidad medida. La inexactitud se minimiza por calibración del instrumento y por capacitación del operador. La imprecisión se reduce por rediseño del instrumento o por medición de la magnitud con otro instrumento. Cifras significativas Los resultados obtenidos en una medición no son exactos. Toda medida implica una estimación. Por ejemplo, supongamos que necesitamos medir un objeto con una regla graduada en milímetros. Al medir obtenemos un resultado comprendido entre 38 y 39 milímetros, estimamos que el objeto mide 38,5 milímetros. Este resultado tiene una parte exacta, 38, y una parte que es estimada (aproximada) que es el último dígito, 5. El número 38,5 mm contiene tres cifras significativas. El último dígito es dudoso, pero se considera como cifra significativa. Al dar el resultado de una medida incluimos un dígito aproximado, pero sólo uno. A continuación, utilizaremos una probeta para medir volúmenes de líquidos. A la derecha de la probeta se amplían las líneas de calibración. La escala derecha esta graduada de 10 en 10 mL, mientras que la escala izquierda está graduada de mililitro en mililitro.

Vamos a realizar una medida empleando ambas escalas de calibración. En la escala izquierda, el nivel del líquido está por encima de 42 mL, como no hay líneas de calibración entre 42 mL y 43 mL, estimamos el último dígito y le damos valor 4. El valor de la medida es 42,4 mL.


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En la segunda escala de calibración el nivel de líquido supera la línea de 42,2, como entre 42,2 y 42,3 no hay escala, estimamos el cuarto dígito de nuestra medida en 4. El valor de la medida es 42,24 mL. En la escala izquierda, el resultado de la medida tiene tres cifras significativas, siendo la última una estimación. La escala derecha da resultados con cuatro cifras significativas, siendo la última cifra una estimación. En el trabajo de laboratorio siempre debemos tener cuidado de anotar el número adecuado de cifras significativas. En gene ral, es muy fácil determinar cu ántas cifras sign ificativas hay en un número si sig uen las siguientes reglas: 









Cualquier dígito diferente de cero es signi ficativo. así, 845 cm tiene 3 cifras significativas; 1234 kg tiene cuatro cifras significativas y así sucesivamente. Los ceros ubicados entre dígitos distintos de cero son significativos. Así, 606 m contiene tres cifras significativas; 40501 kg contiene cinco cifras significativas y así sucesivamente. Los ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no son significativos. Estos ceros se utilizan para indicar el lugar del punto decimal. Por ejemplo, 0,08 L contiene una cifra significativa; 0, 0000349 g contiene tres cifras significativas, y así sucesivamente. Si un número es mayor que 1, todos los ceros escri tos h acia la dere cha del punto decimal cuentan como cifras significativas. Entonces; 20 mg tiene dos cifras significativas, 40,062 mL tiene cinco cifras significativas y 3040 dm tiene cuatro cifras significativas. Si un número es menor que 1, solamente son significativos los ceros que están al final del número o entre dígitos distintos de cero. Esto significa que 0,0090 kg tiene dos cifras significativas, 0, 3005 L tiene cuatro cifras significativas; 0,00420 min tiene tres cifras significativas y así sucesivamente. Para números que no tienen coma decimal, los ceros ubicados después del último dígito distinto de cero pueden ser o no cifras significativas. así, 400 cm puede tener una cifra significativa (el dígito 4), dos (40) o tres cifras significativas (400). No es posible saber cuál es la cantidad correcta si no se tiene información. Sin embargo, utilizando la notación científica se evita esta ambigüedad. En este caso 2 particular, puede expresarse el numero 400 como 4 x 10 para una cifra significativa, 2 2 4,0 x 10 para dos cifras significativas, o 4,00 x 10 para tres cifras significativas.

Es frecuente que si resolvemos un ejercicio nos preguntemos por el número de decimales que debemos escribir como resultado de una operación aritmética. También es frecuente que, ante la duda, presentemos un resultado final como 3,0112345 •10-6, es decir, escribiendo todos los decimales que la calculadora ofrece. Para que esto no suceda ya que es incorrecto,


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además de que tiene la dificultad de trabajar con números demasiado grandes, debemos recordar las reglas que permiten utilizar correctamente las cifras significativas de un número cuando se realizan operaciones matemáticas y analizar la idoneidad de las mismas respecto de la propagación de errores así podremos decidir si es correcta la aproximación y de qué modo debemos realizarla. Las cifras significativas de un número son aquellas que tienen un significado real y, por tanto, aportan alguna información. Toda medición experimental es inexacta y se debe expresar con sus cifras significativas. Veamos un ejemplo sencillo: supongamos que medimos la longitud de una mesa con una regla graduada en milímetros. El resultado se puede expresar, por ejemplo, como: Longitud (L) = 85,2 cm No es esta la única manera de expresar el resultado, pues también puede ser: L = 0,852 m L = 8,52 dm L = 852 mm Se exprese como se exprese el resultado tiene tres cifras significativas, que son los dígitos considerados como ciertos en la medida. Cumplen con la definición pues tienen un significado real y aportan información. Así, un resultado como L = 0,8520 m no tiene sentido ya que el instrumento que hemos utilizado para medir no es capaz de resolver las diezmilésimas de metro. Por tanto, y siguiendo con el ejemplo, el número que expresa la cantidad en la medida tiene tres cifras significativas. Pero, de esas tres cifras sabemos que dos son verdaderas y una es incierta, la que aparece subrayada a continuación: L = 0,852 m Esto es debido a que el instrumento utilizado para medir no es perfecto y la última cifra que puede apreciar es incierta. ¿Cómo es de incierta? Pues en general se suele considerar que la incertidumbre es la cantidad más pequeña que se puede medir con el instrumento, aunque no tiene por qué ser así pues puede ser superior a dicha cantidad. La incertidumbre de la última cifra también se puede poner de manifiesto si realizamos una misma medida con dos instrumentos diferentes, en nuestro caso dos reglas milimetradas. Por extraño que pueda parecer no hay dos reglas iguales y, por tanto, cada instrumento puede aportar una medida diferente. Quedando claro que la última cifra de la medida de nuestro ejemplo es significativa pero incierta, la forma más correcta de indicarlo (asumiendo por ahora que la incertidumbre es de ±1 mm), es L = 0,852 ± 0,001 m. No obstante, lo más normal es omitir el término ± 0,001 y asumir que la última cifra de un


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número siempre es incierta si éste está expresado con todas sus cifras significativas. Este es el llamado convenio de cifras significativas que asume que“cuando un número se expresa con sus cifras significativas, la última cifra es siempre incierta”.

Reglas para establecer las cifras significativas de un número dado. 1. En números que no contienen ceros, todos los dígitos son significativos. Por ejemplo: 3,14159 → seis cifras significativas → 3,14159 5.694 → cuatro cifras significativas → 5.694

2. Todos los ceros entre dígitos significativos son significativos. Por ejemplo: 2,054 → cuatro cifras significativas → 2,054 506 → tres cifras significativas → 506

3. Los ceros a la izquierda del primer dígito que no es cero sirven solamente para fijar la posición del punto decimal y no son significativos. Por ejemplo: 0,054 → dos cifras significativas → 0,054 0,0002604 → cuatro cifras significativas → 0,0002604

4. En un número con dígitos decimales, los ceros finales a la derecha del punto decimal son significativos. Por ejemplo: 0,0540 → tres cifras significativas → 0,0540 30,00 → cuatro cifras significativas → 30,00

5. Si un número no tiene coma decimal y termina con uno o más ceros, dichos ceros pueden ser o no significativos. Para poder especificar el número de cifras significativas, se requiere información adicional. Para evitar confusiones es conveniente expresar el número en notación científica, no obstante, también se suele indicar que dichos ceros son significativos escribiendo el punto decimal solamente. Si el signo decimal no se escribiera, dichos ceros no son significativos. Por ejemplo: 1200 → dos cifras significativas → 1200

1200,00 → cuatro cifras significativas → 1200,00 6. Los números exactos tienen un número infinito de cifras significativas. Los números exactos son aquellos que se establecen por definición o que resultan de contar un número pequeño de elementos. Ejemplos: - Al contar el número de átomos en una molécula de agua obtenemos un número exacto: 3. - Al contar las caras de un dado obtenemos un número exacto: 6. - Por definición el número de metros que hay en un kilómetro es un número exacto: 1000. - Por definición el número de grados que hay en una circunferencia es exacto: 360. 7. Para redondear se usa el siguiente procedimiento:


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- Si el número que sigue al último dígito es <5 el último dígito se conserva. - Si el número que lo sigue es  5 el último dígito se aumenta en uno. 2,8375 con 4 cifras significativas se escribe 2,838 1,8424 con 4 cifras significativas se escribe 1,843 4,5716 con 4 cifras significativas se escribe 4,572 8. En la multiplicación y en la división, el número de cifras significativas del producto o del cociente es igual al menor número de cifras significativas de las cifras srcinales. 2,80 x 4,5039 = 12,61092 se redondea en 12,6 6,85/112,04 = 0,0611388789 se redondea en 0,0611 9. Los números exactos obtenidos por definición o al contar un número de objetos se deben considerar constituidos por un número infinito de cifras significativas. el Nº



= 3,1415... tiene infinitas cifras significativas

10. En cálculos complejos que constan de varias operaciones, el redondeo debe ser hecho sobre el resultado final. UNIDADES Unidades derivadas del Sistema Internacional (SI) Área

metro cuadrado

m2

Volumen

metro cúbico

m3

Densidad

kilogramo por metro cúbico

kg/m3

Fuerza

newton

N= kg x m/s2

Presión

pascal

Pa= N/m2

Energía

joule

J= kg x m2/s2

1 N es la fuerza que aplicada durante 1 segundo a una masa de 1 kg incrementa su velocidad en 1 m/s. Unidades de volum en y equivalencias 1 litro (l)

= 1 decímetro cúbico (dm3)

= 1000 centímetros cúbicos (cm3)

3

= 0,001 metro cúbico (m ) 1 mililitro (mL)

= 1 centímetro cúbico

= 0,001 litro

Unidade s de presió n y equivale ncias 1 atmósfera (atm)

= 760 milímetros de mercurio (mm Hg) = 760 torr = 1.013 x 105 pascales (Pa)

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL = 1 bar 1 Pa

= 1 kg/m x s2 = 1 N/m2 = 1 x 10-5 bares (bar) = 9,869 x 10-6 atm

Unidades de m asa y peso. Equivalencias 1 gramo (g) = 10 decigramos (dg) = 100 centigramos (cg)= 1000 miligramos (mg) Unidades de energía y equivalencias Joule (J) 1 J equivale a: 1 N . m (newton x metro) 1 W . s (vatio x segundo) 1 C.V (coulombio x voltio) 0,00987 atm . L (atmosfera x litro) 1 Pa . m 3 (pascal x metro cúbico) 0,2389 cal (calorías)

Calorías (cal) 1 cal = 4,187 J 1 kcal = 1.000 cal = 4.187 J Unidades de t emperatura y equivalencias Grados centígrados (ºC) Grados Kelvin (K) 1 K = 273 ºC Temperatura en K = temperatura en °C + 273,15°C Cero Absoluto = - 273,15°C = 0 K

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Serie Nº 1: INTRODUCCIÓN A L A QUÍMICA Sistemas materiales, nomenclatura y estequiometría.

Los ejercicios de esta serie no serán resueltos en clase puesto que los temas Nomenclatura Química y Estequiometría no forman parte de la asignatura Química General, sino que fueron vistos en el Ciclo de Nivelación. Sin embargo, esimprescindible el conocimiento de estos temas ya que este será el lenguaje que emplearemos durante el dictado de la asignatura. Si tienen dudas o dificultades concurran a los horarios de consulta. CUESTIONARIO 1 - Una transformación química es: a) Aquella que se produce en un laboratorio de química. b) Aquella en la que se modifica la estructura ycomposición interna de lamateria. c) Aquella en la que se modifica la apariencia ytextura exterior de lamateria. d) Aquella en la que tiene lugar un desprendimiento de calor cuando se produce. 2 - Un elemento químico es: a) Es aquella sustancia que no puede descomponerse en otrasmás simples por métodos químicos ordinarios b) Es aquella parte de la materia de composición y propiedades fijas. c) La parte más pequeña en que puede dividirse la materia por métodos físicos ordinarios. d) Todas son falsas. 3 - Un compuesto químico es: a) Una sustancia formada por la unión química de varios elementos en proporciones fijas cuyas propiedades son diferentes a las de sus componentes. b) Una sustancia formada por la unión química de varios elementos en proporciones fijas tal que conserva las propiedades de sus componentes. c) Una sustancia que se obtiene por la unión física de varios elementos en proporciones fijas con propiedades diferentes a las de los elementos que lo componen. 4 - La materia puede definirse como: a) Todo aquello que tiene masa y ocupa espacio. b) Todo aquello que tiene peso y masa. c) Todo aquello que ocupa espacio.


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5 - En un laboratorio sometemos a una serie de sustancias a distintos ensayos, con el fin de conocer si son elementos o compuestos

. De las siguientes proposiciones señale aquella

que considere correcta: a) Se mezclaron dos gases, Ay B, y se formaron cristales finos de unasustancia, C. Con esta información podemos asegurar que C es un compuesto y A y B son elementos. b) Una sustancia, D, pura yblanca, sometida a calentamiento, formó ungas incoloro y un sólido púrpura. Con esta información podemos asegurar que D es un compuesto. c) Una sustancia pura, E, presenta el siguiente comportamiento: punto de fusión = 5,51°C; punto de ebullición = 80,1°C; arde en oxígeno y produce agua y dióxido de carbono. Con estos datos podemos afirmar que la sustancia E es un elemento. d) Ninguna de las proposiciones anteriores seha razonado correctamente. 6 - Señale la afirmación que considere correcta: a) Los compuestos son sustancias puras. b) Todas las sustancias puras son elementos. c) Todo compuesto se descompone fácilmente enlos elementos que lo integran cuando es sometido a un proceso normal de purificación. 7 - Una disolución puede definirse como: a) Un sistema material formado por dos componentes: soluto y disolvente. b) Un sistema material que se obtiene al diluir en agua un soluto soluble en ella. c) Una mezcla heterogénea de varios componentes. 8 - Un sistema heterogéneo está constituido por “partes” que tienen una composición y propiedades características, las cuales se llaman: a) Componentes del sistema. b) Fases del sistema. c) Elementos. d) Compuestos. 9 - En un mol de sulfato de aluminio tenemos: a) Tres átomos de azufre. b) Doce moles de oxígeno. c) 12 veces 6,023 x1023 átomos de oxígeno. d) Seis átomos de aluminio. 10 - Teniendo en cuenta el concepto de mol, podemos afirmar que: a) Un mol de oxígeno contiene 6,022 x 1023 átomos de oxígeno. b) 3,01 x 1023 moléculas constituye medio mol de moléculas. c) Una mol de un compuesto binario cualquiera integrado por los elementos X e Y contiene iguales masas de X y de Y.


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11 - Se entiende por mol: a) La cantidad de moléculas de cualquier gas existente en 22,4 litros del mismo. b) El cociente que se obtiene al dividir los gramos deuna sustancia por lamasa molecular de la misma. c) La cantidad de átomos de oxígeno existentes en 32 gramos del mismo. d) Los gramos a los que equivalen 6,023 x 1023 átomos de un elemento o moléculas de un compuesto cualesquiera. 12 - La masa molecular es: a) La masa en u.m.a. de 6,022 x 1023 moléculas de la sustancia en cuestión. b) La masa en gramos de un mol de moléculas de la sustancia en cuestión. c) La masa en u.m.a. obtenida al sumar las mismas de todos los átomos existentes en una molécula de la sustancia en cuestión. 13 - El número de Avogadro puede expresar: a) El número de átomos de un litro de gas. b) El número de moles por litro. c) El número de moléculas que existen en un mol de un compuesto. 14 - Indique la afirmación que le parece CORRECTA: a) La estequiometría es laparte de la Química que hace referencia alas proporciones en las que intervienen las diferentes sustancias de una reacción. b) Las reacciones químicas transcurren siempre mol a mol. c) En una reacción siempre se obtiene el mismo número de productos que de reactivos. 15 - Una reacción en la que se produce una liberación de calor (Δ H<0) recibe el nombre de: a) Exotérmica. b) Exógena. c) De intercambio energético. d) Endotérmica. 16 - Indique la afirmación correcta: a) 10 g de O2 tienen menor número de moléculas que 10 g de N2. b) Iguales pesos de NO y NO 2 contienen igual número de átomos. c) En una masa cualquiera de FeS hay iguales masas de Fe y S. d) Una molécula de agua contiene 2 moles de átomos de H. 17 - Indique cuál de las siguientes proposiciones es correcta. a) Un anión contiene menos protones que el átomo correspondiente. b) Un ion pesa más que el átomo del que procede. c) Un catión tiene menos electrones que el átomo del que procede. d) Un catión tiene menos electrones y neutrones que el átomo del que procede.


20

18 - Un ion proviene de: a) Un átomo o grupo de átomos que tiene carga neta negativa por pérdidade electrones y neutrones b) Un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva onegativa por pérdida o ganancia de electrones, respectivamente. c) Un átomo o grupo de átomos que tiene carga neta negativa por pérdida de protones. d) Un átomo o grupo de átomos que tiene unacarga neta positiva onegativa por ganancia o pérdida de protones, respectivamente. 19 - Una fórmula molecular muestra: a) El número exacto de átomos de cada elemento en la menor cantidad posible para conformar una sustancia. b) El número exacto de moléculas de cada elemento en la menor cantidad posible para conformar una molécula c) El número exacto de elementos para conformar una sustancia. 20 - La concentración porcentual de una disolución muestra: a) El porcentaje de disolvente en la disolución. b) La cantidad de soluto en la disolución. c) El porcentaje de soluto en la disolución. 21 - Una mezcla de 20 mL de etanol en 1000 mL finales de disolución acuosa es una: a) Solución al 20 % V/V de etanol. b) Solución al 2 % V/V de etanol. c) Solución al 20 % V/V de agua. 22 - Una disolución acuosa que contiene la masa correspondiente a 0,5 moles de NaCl en 500 mL finales tiene una concentración: a) 0,5 M de NaCl b) 0, 05 M NaCl c) 0, 025 M NaCl d) 1 M NaCl EJERCICIOS 1) Dados los siguientes elementos y los correspondientes pesos atómicos, indique la masa en g de un mol de cada uno de ellos. Al = 26,98

Pt = 195,09

S = 32,064

Be = 9,012

Cu = 63,54

I = 126,904

2) Calcule el número de moles contenidos en los siguientes sistemas: a) 208,98 g de Bi

c) l4,74 g de Co

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL b) 390,18 g de Pt

21

d) 6,0045 g de He

3) La masa de un mol de I2 es de 254 g. Calcule: a) La masa de un átomo de yodo b) El número de átomos y moléculas que hay en 500 g de yodo 4) Calcular la masa en g de: a) 1,65 moles de oxígeno b) 1 átomo de oxígeno c) el oxígeno contenido en 2,8 g de CO2 5) Indique el número de moléculas que hay en: a) 0,2 moles de Na2SO4 b) 64 g de CO2 c) 5,6 l de O2 en condiciones normales. 6) 3 x 1023 moléculas del compuesto AB2 pesan 10 g. Calcule: a) El peso molecular de AB2 b) ¿Cuántos moles del compuesto hay en 20 g de AB2? c) ¿Cuántos átomos de B hay en 30 g de AB2? d) ¿Cuántos moles de A hay en 1,5 x 1022 moléculas de AB2? 7) ¿Cuántos g de H2S hay en 0,4 moles? 8) ¿Cuántas moléculas de N2 se necesitarían para obtener 8,5 g de NH3? 9) ¿Cuántos átomos de Na hay en 53 g de Na2CO3? 10) ¿Cuántas moléculas de O2 se necesitarían para preparar 750 g de colesterol [C 27H46O]? 11) ¿Cuántos g de nitrógeno hay en 10 moles de cisteína [HSCH 2CH(NH2)COOH]? 12) Un mol de una sustancia X reacciona con un mol de agua y produce un mol de oxígeno y dos moles de cloruro de hidrógeno: X + H2O → O2 + 2 HCI La fórmula de la sustancia X será: a) Cl2 b) Cl2O c) ClO2 d) HCl2O 13) ¿Cuántos mL de H 2SO4 0,1 M pueden neutralizarse con 40 mL de NaOH 0,1 M? a) 20 mL. b) 40 mL. c) 10 mL. d) 80 mL.


22

14) Al hacer reaccionar Zn con cloruro de hidrógeno se obtiene ZnCI 2 y se desprende H2. Calcule los gramos de cloruro de zinc que se obtienen a partir de 200 gramos de zinc. 15) Dada la siguiente reacción: 2 KCIO3

→

2 KCI + 3 O2

Calcular el peso de KCI en gramos que se obtendrá a partir de 3 g de KCIO 3 del 90% de pureza. 16) Nombre los siguientes compuestos: a) HBr(g) b) PF e) HBr(ac)

f) PF

i) KH2PO4

c) NaClO

3

g) Ag

5

j) P4O6

m) K2HPO4

n) CdI

p) Li2CO3

q) SrSO

t) NH4NO2

u) Al(OH)

d) Fe 2CO3

k) FeCl

l) Li

2

ñ) KMnO

2

r) CsClO

4 3

2O3

h) NaH 3N

4

o) Na

2O

3

s) Na

2O2

v) FeO

w) Al(CN)

3

17) Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: a) nitrito de cobre (II)

m) ácido brómico

b) sulfuro de potasio

n) ácido yodhídrico

c) sulfuro ácido de calcio

o) carbonato de plomo (IV)

d) fosfato de magnesio e) fosfato ácido de bario

p) fluoruro de estaño (II) q) óxido de mercurio (II)

f) fosfato diácido de potasio

r) yoduro de mercurio (I)

g) heptafluoruro de yodo

s) sulfato de cobre (II)

h) sulfato de amonio

t) cloruro de litio monohidratado

i) perclorato de plata

u) carbonato ácido de hierro (II)

j) cromato de hierro (III)

v) hidróxido de oro (III)

k) cianuro de cobre (I)

w) dióxido de nitrógeno

l) clorito de estroncio

x) pentóxido de dicloro

18) Escriba las fórmulas de los compuestos que se mencionan. a) dicromato de potasio

g) óxido de aluminio

b) fosfato de estaño (II)

h) sulfato ácido de sodio

c) sulfuro de oro (I)

i) nitrato de magnesio

d) sulfato de cromo (III)

j) clorato de estroncio

e) nitrito de cinc

k) sulfuro de cobre (I)

f) yoduro de plomo (II)

l) carbonato ácido de manganeso (II)

19) El "Agua regia" es una mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico y uno de los pocos reactivos capaces de disolver al oro. Calcule cuántos g de NO 2 se formarán al disolver 130 g de oro el que tiene una pureza del 85%.


23

Au + 3 HNO3 + 4 HCl → AuCl4H + 3 NO2 + 3 H2O 20) Una molécula de N2 reacciona con tres de H2 dando dos moléculas de NH3 a) ¿Cuántos moles de H2 son necesarios para reaccionar con 56 g de N2? b) ¿Cuántos moles de N2 hay en la masa de 56 g? 21) El carbonato de sodio puede obtenerse haciendo reaccionar carbonato de calcio concloruro de sodio de acuerdo a la reacción: CaCO +3 NaCl Na 2CO3 + CaCl a) ¿Cuántos g de NaCl reaccionan con un kg de CaCO3?

2

b) ¿Cuántos moles y cuántos g de Na2CO3 se producen cuando reacciona 1 kg deCaCO3? 22) De acuerdo a la siguiente reacción: NH4Cl (s)

NH3 (g) + HCl (g)

a) ¿Cuántos g de cloruro de amonio se necesitan para preparar 200 litros ed amoníaco en C.N. de presión y temperatura? (en C.Nde P y T un mol de NH3 ocupa 22,4 L) b) ¿Cuántos g de HCl se obtienen? 23) a) Halle el peso y el volumen en C.N. (P, T) que se obtienen de O2 gaseoso al calcinar 75 g de óxido de mercurio(II) de acuerdo a: 2 HgO(s)

O2(g) + 2 Hg(l)

2 en C.N. b) Calcule los g de HgO necesarios para obtener 23,7 L de O 24) Se mezclan para que reaccionen 100 g de Na2SO3 con 4 moles de HCl según:

Na2SO3+ HCl

NaCl + SO

2

+ H2O

a) ¿Alguno de los reactivos está en exceso? ¿Cuál y en qué cantidad? b) ¿Cuántos g de NaCl se producen? c) ¿Qué volumen de SO2 en C.N. se obtienen? 25) Se mezclan para que reaccionen 100 g de KOH y 100 g de H2SO4 según la siguiente reacción: KOH + H2SO4

K2SO4 + H2O

a) ¿Queda algo de los reactivos sin reaccionar? ¿Cuánto y qué? b) ¿Cuántas moléculas de agua se obtienen? c) ¿Cuántos moles y cuántos g de K2SO4 se obtienen? 26) Se mezclan para que reaccionen 3 moles de (NH4)2 SO 4 con 4 moles de NaOH según la siguiente reacción: (NH4)2 SO + 4 NaOH

Na

2SO4

a) ¿Qué volumen de NH3 se obtiene en C.N.(P, T)? b) ¿Cuántos g de sulfato de amonio reaccionan?

+ NH3 + H2O

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL 27) La siguiente reacción COOH C=O

24

COOH

+ H2O

CH2

+ CO2 + 2 H2

CH2

CH2

CH2

COOH

COOH ácido cetoglutárico ácido succínico es una de las reacciones que ocurre en el ciclo deKrebs y aporta parte del dióxido de carbono que se va a utilizar en la fotosíntesis, según: CO2 + H2O

C6H12O6 + O2

¿Qué volumen de oxígeno medido en C.N. se producirá partiendo de 55 g de ácido cetoglutárico? 28) Una reacción propia de una fermentación alcohólica es: C6H12O6 glucosa

2 C2H5OH + 2 CO2 etanol

a) ¿Cuántos g de glucosa fermentaron, si se obtienen 10 moles de etanol? b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se desprendió en la fermentación en C.N.P.T.? 29) El proceso Scholler para la obtención de azúcar produce C 6H12O6 a partir de la madera en una cantidad proporcional al 35 % del aserrín de madera utilizado. Calcule a partir de las siguientes reacciones, cuántos g de butadieno (C4H6) pueden obtenerse a partir de2 kg de aserrín seco. C6H12O6 2 C2H5OH + O2 2 C2H4O + H2

2 C2H5OH + 2 CO2 2 C2H4O + 2 H2O C4H6 + 2 H2O

30) El insecticida DDT se prepara de acuerdo a la siguiente reacción: CCl3CHO + 2 C6H5Cl cloral

clorobenceno

(ClC6H4)2 CHCCl3 + H2O DDT

Si reaccionan 100 g de cloral con 100 g de clorobenceno, ¿Cuántos g de DDTse formarán?

31) El azufre contenido en el suelo proviene en parte de la materia orgánica y en parte es de srcen inorgánico como yeso (CaSO4.2H2O), pirita y sulfatos de K, Na y Mg. Este azufre se libera mediante la mineralización por bacterias del suelo o por procesos químicos. Suponiendo que el rendimiento de la liberación del S a partir de 1kg de yeso es de 98,5%, ¿Qué cantidad de S se obtiene?


25

32) Escriba el nombre de los siguientes compuestos: a) Cl2O

b) FeO

d) Cu2O

e) Fe2O3

g) SnO

h) I2O5

j) Fe(OH)3

u) H2SO4 aa) H2CO3

4

n) Al(OH)3

t) H2SO3 w) HCl

(ac)

y) H3PO4 bb) HNO

3

q) Cr(OH)

s) H3PO3 v) HF

2

l) CuOH ñ) KOH

2

p) Mn(OH)

x) H2S(ac)

2O7

i) CO

k) Pb(OH)

m) NH4OH o) Au(OH)3 r) HNO2

c) I2O7 f) Mn

z) HCN cc) HClO

3

33) Señale el número de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos: a) Cu2O c) Fe(OH)3

b) Fe2O3 d) Pb(OH)

4

e) HBr

f) Ag2CO3

g) NaH

h) KH2PO4

i) FeCl2

j) Li3N

K) NH4OH m) KOH

l) Al(OH)3 n) Au(OH)3

ñ) Mn(OH)2

o) K2HPO4

p) KMnO4

q) Li

r) SrSO4

s) CsClO

t) CuHSO4

u) Cr(OH)

2CO3 3 3

(ac) (ac) 4


26

Serie Nº 2: GA SES

OBJETIVOS 

Comprender el comportamiento de los gases ideales y reales.



Interpretar conceptual, procedimental y gráficamente los diferentes cambios que experimenta



un sistema gaseoso de acuerdo con las funciones de estado. Emplear las leyes que se aplican a sistemas gaseosos en reacciones químicas donde intervienen gases.

CONCEPTOS BÁSICOS Ley de Avogadro : Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. Volumen Molar Normal : Un mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura ocupa 22,4 litros. C.N. (PT): Condiciones normales de presión y temperatura. Temperatura: Presión:

273 K = 0 °C 1 atm = 760 mmHg = 760 Torr = 101,325 Pa = 1,01325 bar

Nota: en algunos libros las condiciones normales de P y T pueden denominarse como “condiciones estándar” de P y T.

RESUMEN DE LAS PRINCIPALES LEYES DE LOS GASES Gases ideales I) Relación entre la presión y el volumen a temperatura y n constantes (Ley de Boyle):

P1 x V1 = P2 x V2 n = número de moles II) Relación entre el volumen y la temperatura a presión y n constante. (Ley de Gay-Lussac):

V1 / T1 = V2 / T2 III) Unificación de las dos leyes: la relación entre la presión, el volumen y la temperatura (a n constante), puede expresarse:

(P1 x V1) / T1 = (P2 x V2) / T2 IV) Ecuación de Estado para Gases Ideales: La ecuación que describe la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de moles en los gases ideales, se denomina Ecuación de Estado:

P x V= n x R x T


27

Donde: P es la presión en atm V es el volumen en L n es el número de moles de gas R es la constante universal de los gases = 0,08205 atm x L/K x mol T es la temperatura absoluta (K) Gases reales Cuando los gases son sometidos a presión y/o temperatura alejadas de las que se consideran condiciones normales, o cuando las interacciones entre las moléculas de losgases no son despreciables, el comportamiento de éstos se define como “real”. El comportamiento de los “gases reales” puede ser descripto mediante una corrección en la ecuación de estado

de los gases ideales, de modo que se tengan en cuenta las fuerzas intermoleculares de atracción y los tamaños de las moléculas que en los gases reales no pueden despreciarse, a diferencia de lo que sucede en los gases ideales donde se consideran insignificantes. La ecuación que se emplea para los gases reales es la de Van der Waals:

+ × ×(−× ) = ×  ×  Donde: P = Presión del gas (atm) V = Volumen del gas (L) n = Número de moles de gas R = Constante universal de los gases ideales T = Temperatura del gas (K) a y b son constantes determinadas experimentalmente, dependen de la naturaleza del gas (sus valores para cada gas están en Tablas) y se emplean con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente. Difusión de gases: Ley de Graha m La difusión es el proceso por el cual una sustancia se distribuye uniformemente en el espacio donde se encuentra. Por ejemplo: si se conectan dos tanques conteniendo el mismo gas a diferentes presiones, en un corto tiempo la presión será igual en ambos tanques. Si se


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introduce un gas (1) en un recipiente cerrado que contiene otro gas (2), ambos se distribuirán uniformemente por todo el tanque, cada uno a una velocidad que será inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar, según la ecuación:

1 √2 2= 1

Siendo v las velocidades y M las masas molares de los gases (1) y (2).

CUESTIONARIO Indique la respuesta que considere correcta; en clase se discutirán los conceptos y se darán las respuestas. 1 - Discuta qué sucede cuando se aumenta la temperatura a un gas contenido en un recipiente cerrado: a) Las moléculas aumentan su tamaño. b) Las moléculas se mueven a más velocidad y se atraen menos entre ellas. c) Las moléculas pasan a estar más distantes entre ellas. d) Se favorece la atracción entre las partículas. 2 - Un gas ideal es: a) Cualquier gas monoatómico tal como los gases nobles, que no reaccione prácticamente nunca. b) Cualquier gas cuyo volumen molecular es pequeño y las interacciones entremoléculas no son despreciables. c) Cualquier gas noble es un gas ideal. d) Cualquier gas al que se le puedan aplicar las ecuaciones generales de losgases ideales. 3 - Según la hipótesis de Avogadro: a) 22,4 litros es el volumen que ocupa una muestra de cualquier gas. b) Un mol de cualquier gas a 273 K y 760 mm Hg de presión ocupa 22,4 litros. c) 16 g de oxígeno en condiciones normales ocupan el mismovolumen que 16g de ozono en las mismas condiciones. d) Un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros si lo medimos en condiciones normales.


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4 - Si hay dos depósitos de igual volumen D1 y D2; en el depósito D1 hay monóxido de car bono gaseoso a una presión y temperatura dadas, mientras que en el depósito D2 hay dióxido de carbono gaseoso a la misma presión y al doble de temperatura ¿En qué depósito hay mayor número de moles? a) D1 b) D2 c) Hay el mismo número de moles en D1 y en D2 5 - La ley de Boyle se enuncia como: a) Para cualquier sustancia, el producto de lapresión por el volumen que ocupa es constante, si no varía su temperatura. b) El producto de la presión por el volumen que ocupa una determinada cantidad de cualquier gas es siempre constante, si no varía la temperatura. c) A presión constante, elcociente entre el volumen que ocupa una determinada cantidad de gas y la temperatura absoluta a la que se encuentre, es constante. d) Para cualquier gas ideal, el producto de la presión por el volumen que ocupe, dividido por la temperatura absoluta a la que se encuentre, es siempre constante. 6 - La ley de Gay Lussac: a) Estudia la relación entre las presiones y las temperaturas de una muestra concreta de gas. b) Encuentra la relación entre los volúmenes de una mismamasa de gas a dos temperaturas distintas cuando la presión permanece constante. c) Indica que en condiciones normales, el volumende una sustancia, si aún permanece en estado gaseoso, podrá deducirse a partir de sus condiciones previas. 7 - Tres recipientes idénticos que contienen 3 g de nitrógeno, 3 g de oxígeno y 3 g de monóxido de carbono, se encuentran a la misma presión. ¿Cuál de las siguientes relaciones entre las temperaturas es la correcta? a) T° N2 = T° O2 = T° CO b) T° N2 = T° CO > T° O2 c) T° N2 = T° CO < T° O2 d) T° O2 > T° CO > T° N 2 8 - La ley de Dalton de las presiones parciales se define como: a) La presión que ejercería un gas componente de una mezcla sobre la presión total. b) La presión parcial de un gas componente de una mezcla multiplicada por la fracción molar de dicho gas. c) La presión total que ejerce una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos sus componentes.


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9 - Se introducen 100 g de oxígeno y 100 g de nitrógeno en recipientes separados de igual volumen y a la misma temperatura. Indique la afirmación correcta: a) Ambos recipientes contienen el mismo número de moléculas. b) En el recipiente lleno de oxígeno habrá mayor número de moléculas. c) En el recipiente lleno de nitrógeno la presión es mayor. d) Ninguna de las afirmaciones anteriores es cierta. 10 - A igual presión y temperatura: a) Un mol de una sustancia gaseosa diatómica, ocupael doble del volumen que un mol de una sustancia gaseosa monoatómica. b) Un litro de cualquier gas diatómico pesará el doble que unlitro de cualquier gas monoatómico. c) Volúmenes iguales demonóxido de carbono y dióxido de carbono contendrán elmismo número de moléculas. EJERCICIOS Al comienzo de la próxima clase cada alumno deberá entregar al docente los problemas resueltos: 5, 9 y 14 (indicados con flechas) en hojas donde consten su nombre completo y número de documento. Los problemas de esta serie que están en negrita1,( 2, 7, 12, 13, 18 y 20) son considerados “tipo”. Si logran resolverlos correctamente, les indicará que han comprendido los conceptos básicos del tema. Recuerden: debe ir a la clase con todos los problemas resueltos y aquellos con los que tengan dudas podrán aclararlas previamente con algún docente en los horarios deconsulta establecidos por la cátedra. 1) a) Calcule el volumen que ocupa una masa de gas a 900 Torr sabiendo que a 520 Torr ocupa un volum en de 357,5 cm 3, manteniendo l a temperatura cons tante. b) Re alice un gr áfico en eje de coordenadas. 2) a) Calcule el vo lum en que oc uparía a 50ºC una masa de gas qu e a 0ºC tiene un vol umen d e 168.10 cm 3, si la presión se mantiene constante. b) R ealice un gr áfico en ejes de co ordenadas cartesianos. 3) Indique qué relación guarda el volumen final con respecto a la inicial de una dada masa de gas, si: a) Se aumenta la presión de 1 atm a 2 atm, a 25ºC. b) Se disminuye su temperatura de 300K a 100 K, a 1 atm de presión. c) Se aumenta su T de 200K a 300 K, aumentando simultáneamente su presión de 2 atm a 3 atm.


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4) La respiración es la función fisiológica por la cual la célula oxida sustancias con la consiguiente liberación de energía, la que esutilizada para efectuar distintos trabajos metabólicos según el tipo de organismo. La oxidación puede ser completa, paralo cual necesita oxígeno libre (respiración aeróbica) o bien incompleta enausencia de oxígeno libre (respiración anaeróbica). De acuerdo a lasreacciones que la representan: C6H12O6 (s) + 6O2 (g)

6CO2 (g) + 6H2O (l)

C6H12O6 (s) 2CO2 (g) + 2C2H5OH (l) a) ¿En cuál de los casos el barómetro no muestra cambios? b) Por cada 180 g de glucosa oxidada, ¿qué volumen de dióxido de carbono se obtiene en C.N. (PT) en cada uno de los casos? 

5) Calcule la densidad en g.L-1 A 273 K y 1 Atm de un gas cuya densidad a 463,5 Torr y 99,5ºC es de 0,00306 g.cm-3.

6) Calcule el peso molecular de un gas cuyo volumen es de100 mL a 25 ºC y 1,5 atm de presión, siendo su masa de 0,392 g. 7) Se vaporiza una masa de 1,225 g de un líquido volátil, dando 400 mL de vapor cuando se mide sobre agua a 30ºC y 770 mm Hg. La presión de vapor de agua a 30ºC es 32 mm Hg. ¿Cuál es el P.M. de la sustancia? 8) El neumático de una bicicleta contiene un volumen de aire de 11 litros, medidos a 3 atm y 27ºC. Después de una carrera, la temperatura es de 50ºC. Suponiendo el volumen invariable, a) ¿Qué presión habrá en el interior? b) ¿Qué presión habrá si la carrera se realiza sobre la nieve (0 ºC)? c) ¿Cuántos moles de gases contiene el neumático de la bicicleta? 9) Calcule la presión parcial de cada gas y la presión total cuando se mezclan dentro de un recipiente de 10,0 dm3; 2,0 dm3 de hidrógeno y 3,0 dm3 de nitrógeno, medidos en CNPT. 10) Un balón de dos litros de capacidad que contiene N2 a 2 atm de presión y 25ºC es conectado mediante una llave a otro balón de5 L de capacidad que contiene CO2 a 5 atm de presión y 25ºC. Una vez mezclados los gases, calcule: a) la presión total del sistema; b) las presiones parciales de cada uno de los gases; c) las fracciones molares de cada gas. 11) Una muestra de nitrógeno se difunde a través de una membrana a la velocidad de 2,65 mL min-1. ¿A qué velocidad se difundirá el NF3 a través de la misma membrana y en las mismas condiciones? 12) Dos moles de un gas ideal realizan las transformaciones indicadas en el siguiente gráfico. a- Complete la siguiente tabla. b- Represente las transformaciones en un gráfi co P-V y V-T.


Variables

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Estados 1

P (atm)

10

V (L)

6

2

T (K)

3

4

5

20 1,5 137

13) Calcule la presión que ejercen 79,2 kg de dióxido de carbono a 80ºC, contenidos dentro de un tanque de 0,400 m 3, sabiendo que tiene comport amiento rea l. a= 3,592 atm (L)2 mol -2; b= 0,04267 L mol -1 14) Dadas las siguientes transformaciones, represéntelas en un diagrama de coordenadas V=f(T) y T=f(P).

15) Las hojas de eucalipto contienen el compuesto orgánico volátil eucaliptol. A190°C y 60 Torr una muestra de vapor de eucaliptol tiene una densidad de 0,320 g/L. Calcule el peso molecular del eucaliptol. 16) La densidad de un gas a 25ºC y a una determinada presión es 1,5 g/litro. Si se duplica la presión, manteniendo constante la temperatura, ¿cuál es la densidad en esas nuevas condiciones? 17) Utilizando la ecuación de los gases ideales, calcule lapresión a 298 K ejercida por 1 molde CO2 (g) cuando se encuentra confinado en un volumen de a) 15 L; b) 50 mL. Repita estos


33

cálculos empleando la ecuación de van der Waals ¿qué indican estos cálculos acerca de cómo depende la confiabilidad de la ley delos gases ideales de la presión? Siendo, a = 3,59 L2.atm/mol2 y b = 0,0427 L.mol-1. 18) Un gas hidrocarburo tarda 349 s en emanar a través de un tapón poroso; en las mismas condiciones de temperatura y presión, el mismo número de moléculas de argón emana e n 210 s ¿cuál es la masa molar del hid rocarbu ro? 19) Una lata de 456 mL de capacidad contiene 3,18 g de gaspropano (C3H8) como propelente. a) Calcule la presión del gas a 23°C; b) ¿Qué volumen ocuparía el propano atemperatura y presión normales? c) La etiqueta de la lata indica que existe peligro de explosión a temperaturas superiores a 54,5 ºC. ¿Qué presión habría en la lata a esta temperatura? 20) Por descom posic ión térmica a 40 0ºC el clo rato de potasio produ ce oxigeno gaseoso según la ecua ción: KClO3(s)



KCl(s) + O2(g)

¿Cuántos litros de oxigeno seproducirán cuando se descompongan 350 g de cloratode potasio a esa temperatura y 0,92 atm?


34

Series Nº 3 y 4: DISOLUCION ES

OBJETIVOS: 

Comprender el concepto de disolución y aplicar correctamente las distintas unidades de

concentración de las disoluciones (% P/P, % P/V, % V/V, M y m) 

Relacionar las propiedades de las disoluciones con loscambios en su concentración.

CONCEPTOS BASICOS Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular oiónico de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporciones variables. El componente que se encuentra en mayor proporción, y por lo tanto determina la fase oel estado de agregación (sólido, líquido o gaseoso) en que estála disolución, se lo denomina disolvente, mientras que el componente en menor proporción es el soluto. La cantidad de soluto disuelto en un dado volumen de disolución determina su concentración. La concentración, entonces, es la magnitud química que expresa la cantidad de un soluto (gramos, moles) que hay en una cantidad determinada de disolución. Concentración: Indica la cantidad (expresada en masa, moles, moléculas, etc.) de una sustancia en un dado volumen o masa de disolución. Existen diferentes unidades para expresar la concentración de una disolución. Nosotros emplearemos principalmente las unidades porcentuales (%)y la molaridad (M). • Porcentaje en masa en masa o peso en peso (% P/P)

El porcentaje en masa, o porcentaje peso en peso, se define como los gramos de soluto contenidos en 100 gramos de disolución. Del mismo modo si la unidad de masa es el kg, se definiría como los kg de soluto contenidos en 100 kg de disolución. • Porcentaje volumen en volumen (% V/V)

Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen. Se suele usar para mezclas gaseosas en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Entonces es el porcentaje que representa el soluto en elvolumen total de la disolución. • Porcentaje masa o peso en volumen (%P/V)

Indica los gramos de soluto contenidos en 100 mLde disolución. Se emplea para disoluciones de sólidos en medios líquidos, porejemplo en las disoluciones acuosas. • Molaridad (M)

Es la unidad de concentración que indica el número de moles de un soluto contenidos en 1 litro de disolución (soluto más disolvente). Debe tenerse muy en cuenta que la unidad de volumen es 1 L (1000 mL) de disolución. Por ejemplo, si una disolución tiene una concentración


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2,5 M, sabemos que hay2,5 moles de soluto por cada litro dedisolución. Es importante notar que no se toma en cuenta el volumen de disolvente, sino el volumen final de la disolución. Molaridad = moles de soluto / litro de disolución 1M = 1 mol soluto / L disolución 0, 25 M = 0, 25 moles de soluto/ L de disolución Las equivalencias de unidades para concentraciones más bajas (disoluciones diluidas) son: 1 M = 1 mol/L 1mM = 1 x 10-3 M = 1 x 10-3 moles/L 1 M = 1 x 10-6 M = 1 x 10-6 moles/L 1 nM = 1 x 10-9 M = 1 x 10-9 moles/L 1 pM = 1 x 10-12 M = 1 x 10-12 moles/L 1 fM = 1 x 10-15 M = 1 x 10-15 moles/L • Molalidad (m)

La molalidad es la única unidad de concentración que expresa la cantidad de soluto que hay por kg de disolvente. Ejemplo: una disolución 0,5 m de HCl indica que hay 0,5 moles de soluto por 1 kg (1000 g) de disolvente. Si el disolvente es agua,densidad d =1 g/mL, una concentración 0,5 m de la disolución de HCl indica que hay 0,5 moles de soluto disueltos en 1000 g = 1000 mL de disolvente (tener en cuenta que el volumen final de la disolución será superior a 1000 mL). En esta unidad de concentración, no es importante la cantidad final de solución que se obtiene. molalidad = moles de soluto / kilogramos de disolvente 1 m = 1 mol soluto / kg disolvente 0,01 m = 0,01 moles de soluto/kg de disolvente • Partes por millón (ppm), partes por billón (ppb) y partes por trillón (ppt)

Estas unidades se emplean fundamentalmente en química ambiental y para denotar concentraciones muy pequeñas de elementos o compuestos en sistemas biológicos, en agua, en aire, en suelos, etc. Partes por millón (ppm) indica que hay una parte del compuesto o -6

elemento en un millón de partes (la concentración sería de 1 x 10 g/g; mL/mL; mg/L) (ppm); partes por billón (ppb) indica que hay una parte delcompuesto o elemento en un billón de partes (1 x 10-9 g/g; mL/mL; mg/L) (ppb) y por último partes por trillón (ppt) significa que hay una parte -12 del compuesto o elemento en un trillón de partes (1 x 10 g/g; mL/mL; mg/L).

- Partes por millón: ppm = μg/g = mg/kg - Partes por billón (americano, el billón americano son mil millones): ppb = ng/g = μg/kg - Partes por trillón (americano): ppt =pg/g = ng/kg


36

> Equivalencias 1 ppm = 1000 ppb 1 ppb = 1000 ppt Dilución: Procedimiento que permite disminuir la concentración de una solución mediante el agregado de disolvente a un volumen dado de una disolución ya existente. Si quisiéramos diluir 10 veces la concentración de una disolución acuosa de cloruro de sodio,debemos agregar agua hasta llegar a un volumen diez veces mayor (una parte en diez partes). Preparar una dilución 1/10 significa que si tenemos 10 mL de una disolución tendremos que colocarlos en un matraz y completar con agua hasta 100 mL. El número de moles y los g de soluto disuelto serán los mismos que en la disolución inicial, solo que se encontrarán dispersos en un volumen mayor por lo que cambia suconcentración . En este caso será diez veces menor. Las disoluciones diluidas se pueden preparar a partirde disoluciones concentradas. Para ello se transfiere el volumen deseado de la disolución concentrada a un matraz y se agrega disolvente diluyendo este volumen hasta llegar a la concentración requerida. El número de moles tomados de la disolución concentrada inicial es igual al número de moles que habrá en la disolución diluida, solo que alcambiar el volumen final cambiará la M.

Mconc.Vconc = Mdil.Vdil Ejemplo: La molaridad del HCl concentrado comercial para uso de laboratorio es 12,1 M. ¿Cuántos mL de este reactivo se deben emplear para preparar 1 L de disolución de HCl 0,1 M? Solución: 8,26 mL. Es importante recordar: Muchos reactivos químicos que se emplean para preparar disoluciones, existen en estado líquido (disoluciones acuosas) con diferentes grados de pureza expresados en % P/P. Por esta razón es necesario tener en cuenta este porcentaje de pureza en el cálculo de masas o de volúmenes a emplear. En el caso de sustancias en solución sedebe tener en cuenta la densidad de la misma al realizar loscálculos y así determinar qué volumen debe emplearse para preparar una disolución más diluida. Valoración o titulación:

Es el procedimiento mediante el cual es posible conocer con

exactitud la concentración de una disolución a partir de la reacción de unvolumen determinado de ésta con una masa exacta de otra sustancia (patrón primario) o con un volumen exacto de disolución de una sustancia cuya concentración es conocida (patrón secundario). Es importante


37

destacar que si se trata de una reacción debemos conocer qué tipo de reacción (precipitación, neutralización, óxido reducción, etc.) es la que se va a producir, por lo que es indispensable considerar la estequiometria de la misma a fin de realizar los cálculos correctamente. CUESTIONARIO 1 - Una disolución que se ha preparado disolviendo la máxima cantidad posible que se disuelve de cloruro de sodio en agua (sal muy soluble) a una dada temperatura, luego de filtrada (separación del sólido del líquido) es: a) Una disolución concentrada. b) Una disolución saturada. c) Una disolución sobresaturada. 2 - Una disolución que se ha preparado disolviendo la máxima cantidad que se disuelve a esa temperatura de carbonato de calcio sólido en agua a una dada temperatura y que está en contacto con el sólido sin disolver (no filtrada) es: a) Una disolución concentrada. b) Una disolución saturada. c) Una disolución sobresaturada. 3 - ¿Cuál es la concentración de iones cloruro, CI- en una disolución 0,3 M de FeCI3 suponiendo que el compuesto está completamente disociado? a) 0,3 molar. b) 0,1 molar. c) 0,9 molar. d) 0,6 molar 4 - Diez mililitros de H2SO4 concentrado contenidos en un matraz, se mezclan con 100 mililitros de agua. De las siguientes proposiciones señale la que considere correcta: a) La masa de la disolución formada es igual ala suma de las masas del ácido sulfúrico y del agua mezclados. b) El volumen de la disolución formada es igual a 110 mililitros. c) La densidad de la disolución formada es igual a la suma de las densidades de las disoluciones de ácido sulfúrico y agua antes de mezclarlos. d) La densidad de la disolución formada es igual a la media aritmética de lasdensidades de las disoluciones de ácido sulfúrico y agua antes de mezclarlos. 5 - Si de una disolución saturada de un sólido prácticamente insoluble en agua, evaporamos la mitad del agua, manteniendo constante la temperatura, la concentración de la disolución resultante será:


38

a) Igual a la inicial b) El doble de la inicial c) La mitad de la inicial d) Necesitamos más datos para poder determinarla 6 - De los siguientes enunciados, hay uno con el que no se puede calcular la molaridad de una disolución. Señálelo: a) Cuando se añaden 50 mL de agua a una muestra de KI que pesa 1,32 g. b) Cuando se disuelven 2,173 g de NaCl en agua hasta alcanzar los 500 mL. c) Cuando se evapora agua de una disolución de KCl, quedando como residuo 2,963 g de la sal en 500 mL de solución final. d) Cuando se diluyen 19,58 mL de HCl 0,086 M hasta 500 mL. EJERCICIOS Al comienzo de la próxima clase cada alumno deberá entregar al docente los problemas resueltos: 9, 13 y 41 (marcado con flechas) en hojas donde consten su nombre completo y número de documento. La nota de esta evaluación se promediará con las notas de los parciales. Los problemas de esta Serie que están en negrita 2, ( 4, 5, 6, 11, 16, 19, 26, 34 y 38) son considerados “tipo”. Es decir que si logran resolverlos correctamente esto les indicará que han

comprendido los conceptos básicos del tema. Recuerden: debe ir a la clase con todos los problemas resueltos y aquellos con los que tengan dudas podrán aclararlas previamente con algún docente en los horarios deconsulta establecidos por la cátedra. 1) ¿Cuántos gramos y miligramos de cada sustancia hay en…?

a) 0,5 mol de Ba(OH)2. b) 3 moles de NaOH. c) n moles de H2SO4. 2) Se tiene un mol de NaOH en un litro de disolución. a)¿Qué molaridad tiene dicha soluc ión?, b) ¿Cuá ntos moles de Na OH habrá en medio litr o y cuál será su m olaridad? c) ¿Cuántos mol es habrá en un cuarto de litr o de disoluc ión y cu ál será la M? 3) ¿Cómo se pueden preparar 500 mL de una solución de NaCl 1 M, partiendo de NaCl puro, agua destilada y un matraz aforado de 500 mL? Indique justificando su respuesta, cuál de estas afirmaciones es correcta: a) Pesar 29,25 g de NaCl y completar hasta 500 mL con agua destilada. b) Pesar 29,25 g de NaCl y agregar 500 mL de agua destilada. 4) a) Calcular los gramos de sol uto r equeridos para preparar un lit ro de Mg(OH ) 2 0,2M. b)

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL ¿Cómo puede prepararse con esta solución 0,5 L de solución de Mg(OH)

2

39

0,1M? c)

¿Cómo podría preparar 10 0 mL de una sol ución 10 veces más dilui da que la primera? 5) a) Determinar el volumen de solución 0,01 M de Ba(NO 3)2 que puede prepararse con 5 g de solut o. b) Si dil uye esta soluc ión ci nco veces, ¿ qué molaridad tendrá la misma? 6) Se tiene una solución de H 2SO4 cuya densidad es de 1,445 g/mL y posee una concentración de 35% P/P. Calcule concentración en M, mM y µM. 7) Se preparó una solución de CaBr2 utilizando 66,7 g de soluto más 100 g de agua (densidad de la solución: 1,42 g/mL). Calcule M de la solución. 8) a) ¿Cómo (detalle el procedimiento además de los cálculos) prepararía 100 mL de solución de cloruro de calcio al 5% P/V a partir de una solución 2 M de la misma sal? b) ¿Cuántos moles de calcio y de cloruro hay en dicho volumen de solución?  9) a) ¿Cuántos mL de H3PO4 de concentración 40% P/P y densidad 1,25 g/mL son necesarios

para preparar 500 mL de solución 0,3 M? b) ¿Qué volumen de agua debe agregar a 5 mL de la solución anterior (suponiendo volúmenes aditivos) para preparar una solución 0,001 M? ¿Cuántas diluciones realizó? 10) El yodo es un elemento fisiológicamente importante en vegetales, pero no se sabe si es esencial. Se ha demostrado un efecto benéfico adicionando de 0,025 a 0,2 ppm (partes por millón: mg / l) de yodo a los mismos, pero es muy tóxico a concentraciones de 1 ppm. a) ¿Cuáles son las concentraciones molares deesas soluciones? b) ¿Cuántos mg de droga sólida se necesitan para preparar 10 L de solución de concentración igual a 0,2 ppm? 11) ¿Cómo p repararía 250 mL de solu ción 5 M de ácido sulf úric o parti endo de 50 mL d e una solu ción del mism o ácido de densidad d = 1,7 1 g/mL y 79% P/P de concentración , agregando la cantidad necesaria de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/mL y concentr ación 98% P/P y enrasando a volum en con agua destilada? 12) A partir de 50,00 mL de una solución de ácido sulfúrico se prepararon 0,300 g de sulfato de bario, ¿cuál es la molaridad del ácido? 13) 50 mL de una disolución de NaOH requieren 27,8 mL de ácido H 2SO4 0,10 M para su valoración. ¿Cuál es su molaridad? ¿Cuántos mg de NaOH hay en cada mL? 14) Se neutralizan 50 mL de una solución de KOHy en la titulación se gastaron 100 mL de una solución de ácido HCl 0,1 M. ¿Cuál es la concentración de la solución de KOH? 15) Una muestra de 75 mL de jugo gástrico tiene una concentración de 0,17 M de ácido clorhídrico (representado por H+). Calcular el peso de bicarbonato de sodio (NaHCO3: representado por HCO3-) necesario para neutralizar exactamente esta cantidad de ácido, según la siguiente reacción: H+ + HCO 3- → H2O + CO2


40

16) Una muestr a de 40 mL d e H 2SO4 se neutraliza con 50 mL de una disol ució n de Na 2CO3 de la cual se conoce que 5 mL reaccionan completamente con 15 mL de HCl 0,2 M. ¿Cuál es la molaridad de l ácido sul fúri co? 17) Calcule cuántos g de NaOH senecesitan para preparar 100 mL de solución 0,7 M y cuántos mL de esta solución se requieren para preparar 50 mL de solución 0,1 M. 18) La concentración del ión calcio enel suero sanguíneo humano es de aproximadamente de +2) en esta solución? 10 mg por 100 mL. ¿Cuál es la molaridad de ión calcio (Ca 19) Calcular el número de moles de Al +3 y Cl -1 (moles de iones) presentes en 200 mL de

una soluci ón de AlCl 3 0,4 M (supon ga que este compuesto está totalmente diso ciado). 20) Hallar la molaridad de una solución de KI preparada con 20 gde esa droga y 100 g de agua, sabiendo que su densidad es de 1,63 g/mL. 21) Se tiene una solución que contiene 4,41g de H 2SO4 en 0,2 L de solución: a) ¿Cuál es la molaridad? Expresar enμmol y nmol. b) Cuando se agregan 0,3 L de agua a los 0,2 L iniciales, ¿cuál será molaridad, cuántas veces diluyó la solución? c) La solución final (500 mL) se hace reaccionar con NaOH, ¿cuántos moles de NaOH se necesitan para neutralizar totalmente la solución y a cuántos g de NaOH corresponden? d) ¿Cuántos mL de NaOH 0,01 M necesitaría? 22) Una concentración de alcohol (C2H5OH) de 0,0065 M en la sangre humana produce evidentes síntomas de intoxicación en la mayoría de los seres vivos. Una concentración de 0,17 M es prácticamente mortal. Si una persona tiene un volumen total sanguíneo de 7 L. ¿Cuál es el peso en g de alcohol que corresponde a la diferencia entre la dosis de intoxicación y dosis letal? 23) La glucosa, azúcar de la sangre fisiológicamente importante en los vertebrados, sólo espor lo general un constituyente de poca importancia en la hemolinfa de los insectos, y no hay pruebas de ningún mecanismo regulador que controle su concentración. Sin embargo, este azúcar se ha encontrado en cantidades apreciables en la hemolinfa de algunas moscas y alcanza concentraciones muy elevadas (30 g/L) en la sangre de las abejas obreras encargadas de producir la miel. ¿Cuántosmilimoles de glucosa hay por mL delinfa en estas abejas? (PM de la glucosa = 180 g). 24) Se sabe que el (NH4)2SO4 a concentración de 1 x 10-4 M estimula el desarrollo de las yemas foliares. Para preparar 5 L. de solución nutritiva, ¿quécantidad de droga sólida se necesita? 25) ¿Cuántos mL de solución de Ca(OH)2 de concentración 0,236 M se requieren para neutralizar 60 mL de solución de ácido H2SO4 0,1 M? 26) Calcular la molaridad de cada uno

de los io nes en la soluc ión o btenida a partir 100

mL de Fe 2(SO4)3 0,3 M a los que se l e agregaron 300 mL de CuSO

4 0,1

M.


41

27) Una solución de HCl se neutraliza con Na2CO3 puro: a) Escriba e iguale la reacción. b) 0,200 g de Na2CO3 requirieron 30 mL del ácido, ¿cuál será la molaridad del ácido HCl? 28) ¿Cuántos mL de H3PO4 de densidad d = 1,22 g/mL (concentración 35% P/P) se necesitan para preparar 100 mL de solución0,15 M? ¿Qué molaridad tiene estaúltima solución? 29) Para preparar 100 mL de una solución de hidróxido de sodio 2 M, a) ¿Cuántos gramos de soluto puro se necesitan? b) ¿Cuál será la molaridad de los 100 mL de solución preparada? c) ¿Cuántos moles de sodio hay en el volumen de solución preparada? 30) a) ¿Qué volumen de HNO3 de densidad d=1,22 g/mL y concentración 93,1 % P/P emplearía para preparar 250 mL de solución de ácido nítrico 0,3 M ? b) ¿Cuántos moles de iones de H+ contiene esta solución? 31) ¿Cuántos litros de solución 0,1 M de H2SO4 se necesitan para reaccionar con…? a) 1,71 g de Ba(OH)2 b) 10 mL de NaOH 0,1 M c) 10 mL de Al(OH)3 0,1 M 32) El ácido butírico es el responsable del olor rancio de la manteca alterada. En análisis de calidad de alimentos el contenido de ácido butírico en una muestra demanteca se determina por extracción del ácido a partir de una muestra pesada de manteca, titulándolo con NaOH 0,118 M, según la siguiente reacción: C3H7CO2H + NaOH

H2O + Na(C3H7CO2)

En un análisis 25 mL de ácido butírico fueron neutralizados con 17,6 mL de solución de NaOH. ¿Cuál será la molaridad del ácido butírico? 33) El carbonato ácido de sodio es un remedio casero para laacidez de estómago. La ecuación en la que se basa este principio es: HCO3- (ac) (ac) + H+

CO

2

(g) + H2O (l)

a) ¿Cuántas cucharadas de té (1 cda= 7,8 g) de NaHCO3 debe tomar una persona para eliminar 0,200 L de exceso de ácido estomacal (HCl 0,12 M)? b) ¿Qué volumen de CO2 se producirá a la temperatura corporal de 37C y 1 atm? 34) Calcular la concentración

M de cada uno d e los io nes presentes en una disoluci ón

preparada a partir de 100 mL 0,2 M de NaOH + 200 mL 0,1 M de HCl + 100 mL 0,3 M de Na 2SO4 + 100 mL de agua. 35) La mayor parte de los iones del suelo se encuentran a concentraciones de mmol/L. Incluso un suelo enriquecido en fosfatos puede contener sólo 0,05 mmol/l de iones PO 4H2 libres en disolución. Para preparar 10 L de solución nutritiva con una concentración de PO 4H2 de

0,045 mmol/L, ¿qué cantidad de fosfato diácido de sodio se deberá pesar?


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36) ¿Cuántos g de Cu(NO3)2 se deben pesar para preparar 750 mL de una solución 0,25M y cuántos para 280 mL de una solución 0,4M? ¿Cuántasveces deberá diluir la primera solución para obtener una solución 0,025 mM? 37) El agua regia es el nombre común de una solución que se utiliza en joyería para detectar la presencia de oro en aleaciones y se obtiene mezclando soluciones acuosas concentradas de ácido clorhídrico (HCl) y ácido nítrico (HNO3) en una relación molar 3 a 1 respectivamente. Determine el volumen de una solución acuosa de ácido nítrico al 66,97% P/P (d = 1,4 g/cm 3) que deberá añadirse a 1 dm3 de solución acuosa de ácido clorhídrico al 40% P/P (d = 1,2 g/cm3) para obtener agua regia. 38) Calcule la mol alidad (m) de cada una de la s s iguientes di soluci ones: a) 14,3 g de sacarosa (C 12H22O11) en 676 g de agua b) 7,20 moles de etilenglicol (C

2H6O2)

en 3546 g de agua.

39) Calcule la molalidad (m) de las siguientes disoluciones acuosas: a) disolución de azúcar (C12H22O11) 1,22M (densidad de la disolución 1,12 g/mL) b) disolución de NaOH 0,87 M (densidad de la disolución 1,04 g/mL) c) disolución de NaHCO 3 5,24 M (densidad de la disolución 1,19 g/mL). 40) Calcule la molalidad (m) y la molaridad (M) de la disolución acuosa de ácido sulfúrico al 50% P/P cuya densidad es de 1,35 g/mL. 41) La densidad de una disolución acuosa que contiene 10% P/P de etanol (C 2H5OH) es de 0,984 g/mL. Calcule: a) la molaridad de esta solución b) su molalidad c) ¿Qué volumen de la disolución contendrá 0,125 moles de etanol?


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Serie Nº 5: EQUILIBRIO QUÍMICO

OBJETIVOS 

Comprender la reversibilidad de las reacciones químicas y el carácterdinámico de un sistema

en equilibrio. Predecir la influencia de la temperatura, la concentración y la presión en reacciones que alcanzaron el estado de equilibrio. 



Interpretar la posición del equilibrio de una reacción a través del valor de su constante de

equilibrio (K). 

Relacionar el cociente de reacción (Q) con la constante de equilibrio (K).

CONCEPTOS BÁSICOS Las reacciones químicas pueden tener diferentes grados de progreso dependiendo de las condiciones en las que se desarrollen. Hay reacciones que progresan hasta que todos los reactivos se convierten en productos. Estas reacciones se conocen como Reacciones Irreversibles y cuando la reacción finaliza los reactivos se han consumido totalmente si había cantidades estequiométricas de ellos. En estas reacciones se emplea una sola flecha, la que indica el sentido en que ocurre la reacción. C6H12O6 + 6 O2

6 CO2 + 6 H2O

Hay otras reacciones en las cuales los reactivos no se consumen totalmente porque a medida que reaccionan para dar productos, estos últimos vuelven a formar reactivos. Estas reacciones se denominan reversibles y nunca se llegan a consumir la totalidad de los reactivos. Es decir, estas reacciones siempre se están produciendo en los dos sentidos, por lo que decimos que el equilibrio es dinámico, y se representan usando una doble flecha entre reactivos y productos: CO (g) + H 2O (g) CH3COOH(ac) + H2O (l)

CO2 (g) + H2 (g) CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)

Cuando tienen lugar las reacciones reversibles en un momento dado se alcanza lo que se denomina condición de Equilibrio. En esta condición las concentraciones de los reactivos y de los productos se mantienen constantes (¡no ig uales!); y siguen produciéndose las reacciones directa e inversa a la misma velocidad.


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reacció n directa reacció n inversa

Denominamos velocidad directa (Vd) a la velocidad con que los reactivos forman productos y velocidad inversa (Vi) a la velocidad con que los productos forman los reactivos srcinales. Al principio de la reacción, cuando solo tenemos reactivos, la velocidad directa es muy alta y va disminuyendo a medida que va aumentando la concentración de productos. Por otro lado, la velocidad inversa comienza partiendo de cero y aumenta a medida que disminuye la directa. Llega un punto en que las velocidades se igualan (Vd = Vi) y se mantienen constantes. Este es el momento en que la reacción llega al Estado de Equilibrio. Como en el equilibrio las concentraciones se mantienen constantes, es posible establecer una relación, entre la concentración de los productos y la concentración de los reactivos, mediante una ecuación que representa lo que denominamos constante de equilibrio (Kc). Es importante destacar que el valor numérico de la constante de equilibrio (K) sólo se modifica al variar la temperatura. Esta constante se determina experimentalmente para cada reacción química. Para diferenciar distintos tipos de sistemas en equilibrio la constante de equilibrio Kc también puede llamarse Ka (K ácida), Kb (K básica), Kw (K water, constante de equilibrio del agua), Kps (K del producto de solubilidad de sales). Todas son expresiones de Kc y se verán en los distintos capítulos de equilibrio químico, pues, en todos estos equilibrios se aplican los mismos principios y leyes. Cuando en una reacción en equilibrio los reactivos y productos están todos en la misma fase, este equilibrio se denominahomogéneo . El equilibrio en sistemas que tienen más de una fase se denomina heterogéneo . La Ley de Acción de Masas o ley de Guldberg y Waage postula que“Para una reacción reversible en equilibrio, y a una temperatura constante, la relación de concentración de reactivos y productos tiene un valor constante K (llamada constante de equilibrio)”. Así, la constante de equilibrio expresada en función de las concentraciones se simboliza Kc (Ka, Kb, Kw y Kps, según la reacción), y la constante de equilibrio expresada en función de las presiones parciales en sistemas gaseosos se denomina Kp. Aunque las concentraciones y las presiones parciales varían mientras ocurre una reacción


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química, cuando ésta llega al equilibrio el valor de K permanece constante, siempre y cuando la temperatura no cambie. Para la reacción: aA (ac) (g) + bB

cC (ac) (g) + dD (ac) (g)

(ac) (g)

=

  [[]]×[] ×[]

Así la expresión de Kc resulta del producto de las concentraciones molares de los productos elevados a una potencia que es igual al coeficiente estequiométrico de la ecuación balanceada (numerador), dividido por el producto de las concentraciones M de los reactivos elevados a una potencia dada por el coeficiente estequiométrico de la ecuación balanceada (denominador), siendo todas concentraciones en el equilibrio. El valor de la con stante de equilibrio K depende de la rea cción que represe nta y de la temperatura. Los valores de constantes de equilibrio para la mayoría de las reacciones químicas, se encuentran en Tablas (Anexos de esta Guía) que emplearán en este curso y fueron determinados a 25 ºC. Debemos recordar que los líquidos (l) y sólidos puros (s) presentes en las reacciones químicas, no intervienen en la expresión de la constante de equilibrio. aA(g) + bB(g)

cC(g) + dD(g)

Como en la reacción anterior los reactivos y los productos son gases, la expresión de la constante de equilibrio (K) puede escribirse a partir de las presiones parciales y su valor numérico puede hallarse empleando las presiones parciales de los gases en el equilibrio.

= ×× La relación entre las constantes Kc y Kp para una misma reacción puede deducirse empleando la ecuación de estado de los gases ideales y reemplazando la presión parcial (P) o la concentración molar (M) en cualquiera de las ecuaciones. Este procedimiento solo es válido para sistemas homogéneos, es decir cuando en la expresión de Kc y Kp participan los mismos reactivos y productos. En estos casos, para calcular Kc a partir del valor de Kp llegamos a las expresiones generales:


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Kc = Kp (RT)-Δn

Kp = Kc (RT)Δn

Donde Δn es la variación del número de moles alproducirse la reacción, es decir es la resta entre el número de moles de productos y el número de moles de reactivos (que intervienen en la expresión de Kc y Kp) en la ecuación balanceada. Δn = (∑ moles de productos) − (∑ moles de reactivos) Aunque las constantes de equilibrio no son, en general, adimensionales, frecuentemente se

escriben sin unidades. En estos casos no debe olvidarse que el valor de Kc corresponde al cociente de las concentraciones en el equilibrio, expresadas en moles/l, y que el valor de Kp resulta del cociente de las presiones parciales en el equilibrio, expresadas en atmósferas.

Importante : Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la expresión matemática de la constante de equilibrio.

¿Qué indica el valor numéric o de la constante de equilibrio

K?

Analicemos las siguientes reacciones y sus valores de Kc o Kp 2CO (g) +(g)O2

2CO

Kc =

(g) 2 [CO2]2

[CO]2 [O2]

Kc = 2,5 x 10

91

a 25 ºC

= 2,5 x 10 91 a 25 ºC

En este equilibrio el valor de Kc indica que el numerador es mucho mayor que el denominador, por lo tanto, en el equilibrio la reacción se encuentra muy desplazada hacia la formación de CO2. Un valor muy alto de K indic a que la re acción dir ecta progresa hasta que prácticamente se agota a lguno de los r eactivo s. Para la reacción: N2 (g) + O2 (g) Kc =

2 NO (g) [NO]2 [N2] [O2]

Kc = 4,8 x 10-31 a 25 ºC

= 4,8 x 10-31 a 25 ºC

El numerador es muy pequeño con respeto al denominador, por lo tanto, en el equilibrio la concentración de NO será muy baja. A una temperatura de 25 ºC esta reacción prácticamente no produce NO. Un valor muy pequeño de K indica que la cantidad de productos


47

form ados, una vez a lcanza do el equilibrio, es muy baja. Cuando no sabemos si una reacción alcanzó el estado de equilibrio, podemos medir las concentraciones de reactivos o de productos a distintos tiempos (o calcular sus presiones parciales) y calcular un cociente que se denominaQ. El mismo tiene la misma expresión que K pero las concentraciones o las presiones parciales de reactivos y productos no corresponden a las de equilibrio. El Cociente de Reacción Q

representa un valor

adimensional que expresa la relación entre las concentraciones los productos y los reactivos en el tiempo donde aún no se alcanzó el equilibrio (o no sabemos si se alcanzó). aA (ac) (g) + bB

(ac) (g)

cC (ac) (g) + dD (ac) (g)

 = [[]]×[] ×[] = ×  ×

Sí Q = K entonces el sistema está en equilibrio.

Sí Q < K el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta queQ se iguale con K. Sí Q > K el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale En la construcción de la ecuación de equilibrio químico solo participan los compuestos en fase gaseosa (g) y/o acuosa (ac), (aq); ya que los líquidos y sólidos puros no poseen concentración (no son mezclas). Principio de Le Cha telier Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar el efecto causado por la perturbación. Factores que afectan el estado de equilibrio –

Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.

–

Cambio en la presión de alguno de los reactivos o productos

–

Cambio en la presión total del sistema.


48

– Cambio en el volumen del sistema. –

Cambio en la temperatura.

Concentración: - A mayor concentración en los productos el equilibrio tiende a desplazarse hacia los reactivos (el equilibrio se desplaza hacia la izquierda). - A mayor concentración en los reactivos, el equilibrio tiende a desplazarse hacia los productos (hacia la derecha). Presión: - Es importante notar, que la presión sólo afecta a aquellos productos o reactivos que se encuentran en fase gaseosa. - Los cambios de presión parcial se entienden como aumento o disminución de la concentración de cada gas. - A mayor presión total, el equilibrio se desplazará hacia donde hay menor número de moles gaseosos. Volumen: - Los cambios en el volumen del sistema deben interpretarse como cambios en la concentración de las especies químicas que participan en el equilibrio. - El equilibrio se desplazará hacia donde haya menor número de moles. Temperatura: A fin de analizar el efecto sobre un equilibrio de los cambios de temperatura, se debe conocer el valor de entalpía (ΔH) de la reacción.

I) Si ΔH > 0, es decir tiene signo positivo, la reacción es endotérmica. II) Si ΔH < 0, es decir tiene signo negativo, la reacción es exotérmica. Un aumento de temperatura favorecerá la reacción endotérmica, aquella donde se consume calor. Si la temperatura del sistema aumenta el equilibrio se desplazará en el sentido de la reacción endotérmica y permanecerá en esa posición hasta que la temperatura cambie. Esto, a diferencia de los demás factores que modifican la posición de equilibrio, permite comprender por qué cuando el sistema alcanza un nuevo punto de equilibrio (en este caso a una temperatura mayor) la relación entre concentraciones de productos y reactivos se modifique, modificándose el valor numérico de K. - Si una reacción es endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (mayor formación de productos). - Si una reacción es exotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos)


49

CUESTIONARIO 1 - Un equilibrio homogéneo es aquel en el cual: a) Todos los componentes se encuentran en la misma fase b) Todos los componentes son gaseosos c) Todos los componentes se encuentran disueltos d) Todos los componentes son homogéneos. 2 - Dada la siguiente reacción en equilibrio: H2 (g) + Cl (g) 2 HCl (g) 2

H

= - 148 KJ

Es correcto decir que: a) Al aumentar la temperatura aumenta la concentración de cloruro de hidrógeno. b) Al aumentar la presión total aumenta la concentración de clorurode hidrógeno. c) Si se aumenta la concentración de gas cloro, aumenta la concentración de cloruro de hidrógeno. d) Que ni la temperatura ni la presión influyen en la cantidad de cloruro de hidrógeno formado. 3 - El principio de Le Chatelier nos permite asegurar que: a) Al alterar las condiciones de un sistema cerrado reaccionante éste tiende a evolucionar en el sentido de restablecer el estado inicial de equilibrio. b) Al disminuir la presión de un sistema reaccionante, éste se desplazahacia el extremo de la reacción en que haya menor número de moles. c) Si se aumenta la concentración deun reactivo en un sistema cerrado enequilibrio, la concentración de los productos, en caso de haberlos, tienden a disminuir. d) Si se varía la presión de un sistema reaccionante quecontiene cantidades iguales de moles en ambos miembros de la ecuación química, el sistema modifica su equilibrio.. 4 - Dado el sistema representado por la ecuación siguiente: H2 (g) + 1/2(g) O2

H

2O

(g)

H =

Si se quiere aumentar la cantidad de agua formada tendremos que: a) Aumentar la temperatura b) Aumentar el volumen c) Disminuir la temperatura d) Disminuir la presión 5 - En un recipiente de 4 litros se establece el equilibrio CaCO(s) 3

CaO (s) + CO

¿Cómo afectará al mismo la adición de 2 g de CaCO3? a) Aumentará [CO2] b) Disminuirá [CO2]

2

(g).

- 285,5 KJ


50

c) No variará [CO2] d) Aumentará la cantidad de CaO(s) formado. 6 - Dado el siguiente equilibrio químico: S (g) (g) + H2

H

2S

(g ) indique cuál de las

siguientes expresiones es cierta: a) Kp = Kc b) Kp = Kc.(R.T) -1 c) Kp = Kc.(R.T) d) Kp = Kc.(n.R.T)-1 7 - La constante de equilibrio de la reacción: C2H4 (g) +(g) H2

C

2H6

(g)

Hº = -32,7 kcal/mol

variará al aumentar: a) La presión, a temperatura constante b) La concentración de H2 (g) c) La concentración de C2H6 (g) d) La temperatura EJERCICIOS Al comenzar la próxima clase cada alumno deberá entregar al docente los problemas resueltos: 4, 6 y 16 (indicados con flechas) en hojas donde consten su nombre completo y número de documento. La nota de esta evaluación se promediará con las notas de los parciales. Los problemas de esta Serie que están en negrita 1, ( 5, 7, 9, 10, 12, 17, 18, 20, 21) son considerados “tipo”. Es decir que si logran resolverlos correctamente esto les indicará que han

comprendido los conceptos básicos del tema. Recuerden: debe ir a la clase con todos los problemas resueltos y aquellos con los que tengan dudas podrán aclararlas previamente con algún docente en los horarios deconsulta establecidos por la cátedra. 1) Escrib a la expre sión de Kc para cada una de las siguientes reacciones: CO2(g) + H2(g) 2NO2(g)

CO(g) + H2O(g) 2NO(g) + O2(g)

SrCO3(ac)

SrO(s) + CO2(g)

2HBr(g)

H2(g) + Br2(l)

P4(g) + 3O2(g)

P4O6(s)

2CO(g) + O2(g)

2CO2(g)

2H2O(g) + 2SO3(g) NH3(g) + HCl(g)

2H2S(ac) + 4O2(g) NH4Cl(s)

2) ¿Por qué se omiten las concentraciones de los sólidos puros y de los líquidos puros en las expresiones de las constantes de equilibrio?


51

3) Defina el cociente de reacción Q. Establezca la diferencia entre Q y K. Indique la situación en el caso de a) Q=K, b) QK? 4) Ordene de modo creciente las siguientes reacciones según su tendencia formar productos (producirse hacia la derecha): a) H2O(g) b)

F2(g)

c) H2(g) + C2H4(g) d) N2O4(g)

H2O(l)

Kc= 4,9 x 10

C2H6(g) 2NO2(g)

Kc=9,8 x 10 Kc= 4,6 x 10

5) La constante de equilibrio HCHO

Kc= 782

2F(g)

–21

18 -3

Kc para la reacción en fase gaseosa H2 + CO

Tiene el valor numérico de 0,50 a una determinada temperatura. Se introduce una mezcla de HCHO, H 2 y CO en un matraz a esta temperatura. Transcurrido cierto tiempo, el análisis de una muestra de la mezcla de reacción indica las siguientes con centr acion es: HCHO = 0,50 M; H 2 = 1,50 M y CO = 0,25 M. Señale cada una de las siguientes

afirmaciones com o verdadera o falsa:

a) La mezcla de reacci ón está en equili bri o. b) La mezcla de reacción n o está en equili brio , pero ya no s e efectu ará más reacción. c) La mezcla de re acción no está en equilibrio, pero lo c

onseguirá consu miendo H

2

y CO. d) La velocidad de la rea cción directa es igual a la velocidad de la rea cción inversa. 6) Dada la siguiente ecuación: A(g) + B(g)

C(g) + D(g)

Se colocan un mol de A y un mol de B en un recipiente de 0,40 L. Una vez alcanzado el equilibrio, hay 0,20 moles de C en el recipiente. Calcule la constante de equilibrio para la reacción. 7) A 800°C, los valores de Kc para la disociación en fase gaseosa de dos halogenuros de hidrógeno son: 2HBr(g) 2HI(g)

H 2 (g) + Br 2(g)

Kc = 7,00 x 10 -7

H2(g) + I 2(g)

Kc = 2,31 x 10 -3

Si en estas reacci ones se c omi enza con una con centr ación de HBr y HI 0, 1 M a 800°C ¿Cuál será la concentración de H

2

en el equilibrio en cada caso?

8) Para la reacción: CO (g) + H 2O (g)

CO2 (g) + H2 (g)

El valor de la constante de equilibrio Kc es 1,85 a determinada temperatura. Se colocan 0,50 moles de CO y 0,50 moles de H2O en un recipiente de 1 L a esa temperatura, y


52

se permite que alcance el equilibrio. ¿Cuáles serán las concentraciones en el equilibrio de todas las sustancias presentes? 9) Un mol de cloro y un mol de bromo gaseosos se colocan en un matraz de 5 L y se permite que l a reacción alcance e l equili brio a determinada tempe ratura. Cl 2 (g) + Br 2(g)

2ClBr(g)

Kc= 4,7 x 10 -2

a) ¿Qué porcentaje de cloro ha reaccion ado en e l equilibr io? b) ¿Qué masa ( g) de cada e speci e se encu entra present e en el equil ibr io? c) ¿Cómo desplaza rá la posic ión del equilibrio una dismi nución d e volumen? 10) Dada la siguiente ecuación: A(g) + 3B(g)

C(g) + 2D(g)

Un mol de A y un mol de B se colocan en un recipiente de 4 L. Una vez alcanzado el equilibrio 0,4 moles de D se encuentran en el recipiente. Calcule la constante de equilibri o Kc, para la re acción. 11) El pentacloruro de antimonio se descompone en fase gaseosa a 448°C como sigue: SbCl5(g)

SbCl3(g) + Cl2(g)

Se encuentra que una mezcla en equilibrio en un recipiente de 5 L contiene 3,84 gramos de SbCl5, 9,15 gramos de SbCl3 y 2,84 gramos de Cl2. Calcule Kc a 448 °C. 12) Escriba la expresión de Kp a. CO2 (g) + H(g) 2

para la s si guientes reacciones: CO(g) + H 2O(g)

b. 2NO 2(g)

2 NO(g) + O 2(g)

c. SrCO 3(s)

SrO(s) + CO2(g)

d. 2HBr (g)

H 2(g) + Br 2 (l)

e. P4(g) + 3O (g)2 f.

2CO (g) + O(g) 2

P

4O6

(s)

2 CO

2

(g)

g. 2H 2O (l) + 2SO(g) 2

2H

h. NH(g) + HCl (ac) 3

NH 4Cl (ac)

2S

(ac) + 3 O 2 (g)

13) Para una dada reacción ¿En qué condiciones los valores numéricos de Kc y Kp son iguales? 14) Para la reacción entre gases ideales: 2 A (g) +B (g)

A2B (g)

Las presiones de equilibrio a una temperatura dada son de 1 atm para A; 2 atm B y 1,5 atm. A2B. Calcule la K de equilibrio que corresponda. 15) El compuesto interhalogenado cloruro sólido de yodo ICl, se descompone en el sólido color violeta oscuro, I 2 y el gas color amarillo verdoso, Cl2. A 25°C, Kp es 0,24. 2 ICl(s)

I2(s) + Cl2(g)

a) Si se colocan dos moles de ICl en un recipiente cerrado, ¿cuál será de presión de Cl 2 en el equilibrio?


53

b) Si se colocan dos moles de ICl en un recipiente de 1 L ¿Cuál será la concentración de Cl2 en el equilibrio? 16) De acuerdo con la siguiente ecuación PCl5(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

A 250 °C se colocó una muestra de PCl5 en un recipiente de reacción al vacío de 24 L y se permitió que alcanzara el equilibrio. En el análisis se encontraron 0,42 moles de PCl 5, 0,64 moles de PCl3 y 0,64 moles de Cl2 en el equilibrio. Calcule Kp y Kc a 250°C. 17) En un recipiente de 1 L se colocaron inicialmente 0,7 moles de PCl 5. Luego de calentar hasta alcanzar los 250ºC, en el equilibrio se encontraron 0,2 moles de Cl

2.

Calcule las constantes de equilibrio (Kc y Kp) correspondientes a la reacción de disoc iación del PCl 5 y las concentraciones de cada una de las especies químicas en el equilib rio. PCl 5(g)

PCl 3 (g) + Cl 2(g)

18) Para la siguiente reacción: 4HCl (g) +(g)O 2

2H

2O(g)

+ 2Cl 2(g)

∆H<0

Indique en forma raz onada cómo influi rán en dicho equilibri o. a) Una dismi nución del volumen b) Un aumento de la temperatu ra. c) Una dismi nución de la presión. d) Aumento e n la concentració n de HCl. e) El agregado de un catalizador. 19) ¿Qué sucede a la concentración de N2 gaseoso en el sistema en equilibrio? N2 (g) + O2 (g)

2NO (g)

∆H<0

Cuando aplicamos en el mismo: a) Disminución en la concentración de oxígeno. b) Aumento en la presión total. c) Incremento de la temperatura. 20) En un r ecipiente cerrado de 1 L se mezcla n ci ertas cantidades de yodo e h idróg eno a 229°C. Cuando se alcanza el equilibrio, se encuentran las siguientes concentraciones: [HI]= 0,49 M, [H

2]=

0,08 M y [I 2]= 0,06 M. a) Calcule el valor de Kc. Si

se agregan 0,5 moles de HI al sistema en equilibrio: b) hacia donde se desplazará el mismo ? c) Ca lcule el valor de Q y compárelo con

el de Kc.

21) Para la siguiente reacción: (g)N2O4

2NO

2

(g)

A 22°C el valor de Kc es de 4,66 x 10-3

ΔH

= 58,4 kJ/mol

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL a) Si a un s ist ema cerrado de 1 L a 2 2°C se le inyectan 0,8 moles de N

2O4.

54

¿Cuántos

moles de cada gas estará n pr esentes en el equilibri o? b) Si el vol umen se reduc e a la mit ad (0,5 L) a temperatura con stant e. ¿Hacia dó nde se desplazará la reacción hasta alcanzar el equilibrio?


55

Serie Nº 6: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE, pH, HIDRÓ LISIS

OBJETIVOS Reconocer la importancia del concepto de ácido - base y aplicarlo en el tratamiento de



sistemas en equilibrio, situación particular del equilibrio químico. Determinar la acidez o basicidad de una solución a partir de las Ka,Kb y Kw. Realizar cálculos e interpretar distintos valores de pH ypOH en equilibrios de disociación de

 

ácidos, bases y sales. CONCEPTOS BÁSICOS Ácido: Toda sustancia capaz de donar protones a otra o cuyo átomo central puede aceptar electrones. Base: Toda sustancia capaz de aceptar protones de otra o cuyo átomo central puede ceder y compartir electrones. Ácidos y bases fuertes: aquellos cuyas reacciones de disociación se completan casi totalmente. En este curso consideraremos que sus valores de Ka y Kbse aproximan a infinito. Ka ~ ∞, Kb ~ ∞ Ácidos y bases débi les: aquellos que en las reacciones de disociación alcanzan el estado de equilibrio químico. Sus constantes de equilibrio se denominan Ka y Kb y están determinadas a 25 ºC. El valor de Ka y Kb determina la fuerza relativa de un ácido o de una base débil, respectivamente. pH: logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones. Su valor muestra la acidez o basicidad (alcalinidad) de un medio. La escala de pH empleada varía de 1 a 14, lo que no significa que no existan valores de pH inferiores a 1 osuperiores a 14. Así, un valor de pH bajo (< a 7) indica que el medio es ácido, con alta concentración de iones H+ (H3O+). Un medio con un valor alto de pH (> a 7) será básico. Hidrólisis: se denomina así a la reacción que las distintas sustancias tienen con el agua comportándose como ácidos o como bases frente a ella. Esto produce un cambio de pH en relación al del agua pura. No debe confundirse la hidrólisis con ladisociación de un compuesto iónico al ser disuelto en agua. Importante a tener en cuenta 

Siempre que se mezclen dos disoluciones cambian las concentraciones M de todos los componentes.

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL Sólidos

56

y líquidos puros no intervienen en la expresión matemática de la constante de

equilibrio. 

La constante de equilibrio (Kc) de los ácidos débiles se demomina Ka y la constante de equilibrio de las bases débiles se denomina Kb.

 La constante de equilibrio (Kc) en la disociación del agua pura se denomina Kw (Kw =[H3O+]

[OH-]) y tiene un valor de 1 x 10-14 a 25 ºC. 

La concentración de H3O+ y de OH- en agua pura a 25 °C es, por lo tanto, 1 x 10-7 M. El agregado de ácidos o bases al agua pura modifica la concentración de 3HO+ y de OH-. Sin -14 embargo, no modifica el valor de Kw que seguirá siendo de 1 x 10 a 25 ºC.

 Solo

los aniones y cationes provenientes de ácidosy bases débiles reaccionan con el agua

(hidrólisis) aceptando o cediendo H+. 

Los aniones provenientes de la disociación de sales de ácidos débiles (por ejemplo el ion acetato), hidrolizan al reaccionar con agua y forman iones OH . Si disolvemos en agua

acetato de sodio, la sal primero se disociará y luego el ion acetato hidrolizará según la reacción: NaCH3COO (s)

H2O

Na+(ac) + CH 3COO- (ac)

-

-

CH3COO (ac) + H2O (l)

CH3COOH (ac) + OH (ac)

La última reacción por formar iones OH- indica que el ion acetato se comporta como una base. Esta reacción en equilibrio estará representada por una Kb cuyo valor podemos calcular a partir de la Ka del ácido conjugado (ácido acético) y Kw. Como para cualquier sistema acuoso ácido-base donde intervienen ácido y bases débiles y sus ácidos o bases conjugadas: Kw = Ka x Kb El valor de Kb del acetato será: Kbacetato = Kw / Ka ác. acético Por lo que la disolución de acetato de sodio en agua dará una solución con pH básico. 

Los cationes provenientes de la disociación de sales de bases débiles (por ejemplo el ion + amonio), hidrolizan al reaccionar con agua y liberan iones H . Si disolvemos en agua cloruro

de amonio, la sal primero se disociará y luego el ion amonio hidrolizará según la reacción: NH4Cl (s) NH4+(ac) + H 2O (l)

H2O

NH4+(ac) + Cl - (ac) NH3(ac) + H 3O+ (ac)


57

La última reacción por formar iones H3O+ indica que el ion amonio se comporta como un ácido. Esta reacción en equilibrio estará representada por una Ka cuyo valor podemos calcular a partir de la Kb de la base conjugada (amoníaco) y Kw. El valor de la Ka del amonio será: Ka amonio = Kw / Kb amoníaco Por lo que la disolución de cloruro de amonio en agua dará una solución con pH ácido.

Cálculo del pH de la s dis oluci ones resultantes de la mezcla de un ácido y una base Caso 1: Ácidos y bases fuertes (HCl y NaOH) En función de las concentraciones y volúmenes que se emplean determinar cuántos moles reaccionan de cada uno de ellos. Habrá tres posibles resultados: 1) Sobran moles de ácido: calcular el pH con la concentración M del exceso (los moles sobrantes están en la suma de los volúmenes que reaccionaron, calcular la nueva M) (pH final ácido). 2) Sobran moles de base: calcular el pH con al concentración M del exceso (los moles sobrantes están en la suma de los volúmenes que reaccionaron, calcular la nueva M) (pH final básico). 3) No sobran moles ni de ácido ni de base ya que se consumieron completamente: ha ocurrido -

una neutralización completa. +Como los aniones de ácidos fuertes (Clen este caso) y los cationes de bases fuertes (Na ) no hidrolizan, el pH de la solución resultante estará dado por la autoionización del agua pH = 7. Caso 2: Ácido fuerte con una base débil (HCl y NH3) En base a las concentraciones y volúmenes que se emplean determinar cuántos moles reaccionan de cada uno de ellos. Hay tres posibles resultados: 1) Sobran moles del ácido fuerte: como elácido es fuerte, su exceso determinaráel pH de la disolución. En este caso se inhibe la hidrólisis de la sal resultante. Calcular el pH con la concentración M del exceso (los moles sobrantes están en la suma de los volúmenes que reaccionaron, calcular la nueva M) (pH final ácido). 2) Sobran moles de base: como la base es débil, la sal resultante (NH4Cl) hidrolizará. Pero como también hay un exceso de la base (NH3), entre la base débil y su sal se formará una solución amortiguadora o buffer. Para calcular el pH se debe tener en cuenta el procedimiento que se emplea para calcular el pH en soluciones buffer. Este tema se trabajará en el próximo seminario. 3) No sobran moles ni de base ni de ácido ya que se consumen completamente: en este caso, se calcula el pH realizando la disociación de la sal y luego la hidrólisis del catión mediante la reacción con agua. Para esto se debe averiguar primero la concentración de la sal en el medio de reacción. En este caso el pH final será ácido.


58

Caso 3: base fuerte con un ácido débil (NaOH y CH3COOH) En función de las concentraciones y volúmenes que se emplean determinar cuántos moles reaccionan de cada uno de ellos. Hay tres posibles resultados: 1) Sobran moles de la base fuerte: como labase es fuerte, su exceso determinará elpH de la disolución. En este caso se inhibe la hidrólisis de la sal resultante. Calcular el pH con la concentración M del exceso (los moles sobrantes están en la suma de los volúmenes que reaccionaron, calcular la nueva M) (pH final básico). 2) Sobran moles de ácido: como el ácido es débil, la sal resultante (NaCH3COO) hidrolizará. Pero como también hay un exceso del ácido (CH3COOH), entre el ácido débil y su sal se formará una solución amortiguadora o buffer. Para calcular el pH se debe tener en cuenta el procedimiento que se emplea para calcular el pH en soluciones buffer. Este tema se trabajará en el próximo seminario. 3)

No sobran moles ni de base ni de ácido ya que se consumen completamente: en este caso, se calcula el pH realizando la disociación de la sal y luego la hidrólisis del anión mediante la reacción con agua. Para esto se debe averiguar primero la concentración de la sal en el medio de reacción. En este caso el pH final será básico.

CUESTIONARIO 1 - Señale cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera para la consigna: "El agua es un electrolito débil”.

a) Porque tiene pH = 7 b) Porque al estar sus moléculas poco ionizadas conduce débilmente la electricidad c) Porque es una sustancia molecular y las moléculas son electrolitos débiles. d) Porque no es un compuesto iónico. 2 - El concepto de ácido y base conjugados se deduce de la teoría ácido base de: a) Arrhenius. b) Brønsted y Lowry. c) De ambas. d) De ninguna de las dos. 3 - Indique cuál de las siguientes afirmaciones es correcta: a) El ion Cl- es la base conjugada del HCl. b) El ion HS- es el ácido conjugado del H2S. c) El HCl puede actuar como ácido o como base. d) El ion Cl- es el ácido conjugado del HCl.


59

4 - De las siguientes proposiciones, referentes a los ácidos y las bases, según la teoría de Brønsted-Lowry, señale la que considere correcta: a) Un ácido y su base conjugada difieren enun protón. b) La base conjugada de un ácido fuerte es una base fuerte. c) Un ácido y su base conjugada reaccionan entre sí para formar una disolución neutra. d) Un ácido y su base conjugada reaccionan entresi dando lugar a una sal y agua. 5. ¿Cuál de las siguientes especies químicas puede actuar como ácido de Lewis?: a) OHb) Br c) Fe3+ d) NH3 6 - La constante de equilibrio Ka de un ácido expresa la fuerza del ácido. Cuanto mayor sea su valor: a) Más fuerte será el ácido. b) Más débil será el ácido. c) Su basicidad aumentará. d) La constante de equilibrio no sirve para determinar la fuerza de un ácido. 7 - El pH se define como: a) La inversa del logaritmo de la concentración de iones H3O+ b) El logaritmo de la concentración de iones H3O+ c) La inversa de la concentración de iones H3O+ d) El logaritmo negativo dela concentración de iones H3O+ 8 - ¿Cuál o cuáles de las disoluciones acuosas de las siguientes sales será o serán ácidas? a) NaF;

b) NaCIO;

c) Na2CO3

d) Na

2S

a) b b) a y c c) b y d d) Ninguna 9 - Señale la respuesta correcta. El pH de 100 mL de HCI diluido no se modificará al añadir: a) 100 mL de agua pura. b) 100 mL de HCI más diluido. c) 100 mL de HCI concentrado. d) 100 mL de HCl de igual concentración. 10 - Al valorar una cierta cantidad de ácido con KOH se observa que el pH en el punto de equivalencia es igual a 9. Esto quiere decir que: a) El ácido es fuerte.


60

b) Se trata de un ácido débil. c) El ácido estaba más concentrado que la base. d) El ácido estaba más diluido que la base. 11 - Para que la disolución de una sal en agua tenga carácter ácido dicha sal tendrá que haberse obtenido por la reacción entre: a) Un ácido fuerte y una base fuerte. b) Un ácido débil y una base fuerte. c) Un ácido fuerte y una base débil. d) Un ácido débil y una base débil. 12 - Para que la disolución de una sal en agua tenga un pH > 7, dicha sal tendrá que haberse obtenido por reacción entre: a) Un ácido fuerte y una base fuerte. b) Un ácido débil y una base fuerte. c) Un ácido fuerte y una base débil. d) Un ácido débil y una base débil. -5 13 - Conocidas las constantes de disociación del ácido acético (Ka = 1,85 x 10 ) y la del

hidróxido de amonio (Kb = 1,85 x 10-5) podemos predecir que el pH de una disolución acuosa de acetato de amonio será: a) Ácida b) Básica. c) Neutra d) No podemos predecirlo. -3 14 - Dadas dos disoluciones acuosas, una con una concentración de 1x10 M de cloruro de

sodio (K) y la otra 1x10-2M de cloruro de amonio (K), indique la respuesta correcta: a) Ambas son neutras, ya que los solutos son sales. b) La de mayor pH será la de cloruro de amonio. c) La de menor pH será la de cloruro de sodio. d) La de mayor pH será la de cloruro de sodio. EJERCICIOS Al comenzar la próxima clase cada alumno deberá entregar al docente los problemas resueltos: 4, 10 y 13 (señalados con una flecha) en hojas donde consten su nombre completo y número de documento. La nota de esta evaluación se promediará con las notas de los parciales. Los problemas de esta Serie que están en negrita1, ( 7, 9, 11, 14 y 15) son considerados “tipo”. Es decir que si logran resolverlos correctamente esto les indicará que han comprendido los conceptos básicos del tema. Recuerden: debe ira la clase con todos los problemas resueltos y


61

aquellos con los que tengan dudas podrán aclararlas previamente con algún docente en los horarios de consulta establecidos por la cátedra. 1) Dados los siguientes equilibrios de disociación: H2O + HNO3

NO3- + H3O+

H2O + HCN

CN- + H3O+

Ka= 5x10

-10

H2O + HClO

ClO-

H3O+

Ka= 3x10

-8

H2O + HBrO

-

+

Ka= 2x10

-9

+

BrO + H3O

H2O + CH3COOH

CH3COO- + H3O+

Ka Ξ ∞

Ka= 1,85x10

-5

Ordene en fo rma creciente de su f uerza ácida a las sigui entes sustancias: HNO 3, HCN, HClO, HBrO y CH3COOH. 2) En las siguientes reacciones señale el ácido,la base, el ácido conjugado yla base conjugada: HI + H2SO4 HClO4 + H2SO4

IH2+ + SO4HSO4H3+ + ClO 4-

3) a) Demuestre mediante reacciones el comportamiento ácido-base del 2HO pura. Explique qué entiende por auto-ionización del agua y planteela constante Kw. b) Defina pH y pOH. + c) Calcule el pH y las concentraciones en el equilibrio de H y OH- en agua pura.

d) Calcule el pH y las concentraciones de H+ y OH- si se agrega un ácido al agua pura que produzca al disociarse una concentración 1x10-2 M de H+. 4) Calcule [H+] y [OH-], pH y pOH de las siguientes disoluciones acuosas, todas de ácidos o bases fuertes: a) HCl 0,1M. b) 0,63 g de HNO3 en 1000 mL de disolución. c) 0,02 g de NaOH en 100 mL de disolución. d) 20 mL de KOH 3x10-2 M. 5) Se añaden 5,15 g de HClO4 a 250mL de HClO4 0,16M, calcule la concentración de H+ y de ClO4- suponiendo que no varía el volumen de la solución. 6) Calcule la concentración M de H+ y OH- en las siguientes soluciones acuosas: a) pH= 4,00 b) pOH= 3,00 7) Calcule la concentración de H 0,1M. Ka acético = 1,85x10-5.

c) 50 mL de solución de pH= 2,10 d) 30 mL de solución de pH= 11,70 +

y el pH de una solución de ácido acético (CH

3COOH)


62

8) Calcule [H+], [OH-] y el pH de: a) Una solución formada por la mezcla de 25 mL de CH 3COOH 0,1M con 35 mL de H2O. Ka acético= 1,85x10-5. b) Una solución formada por la adición de 2,3 g de ácido fórmico (HCOOH) a suficiente -4 cantidad de agua para preparar 100 mL de solución. K a fórmico = 2x10 .

9) Teniendo en cuenta la fuerza de los ácidos y sus bases conjugadas, analice las características ácido - base de las siguientes soluc iones: I) NaCl II) NaCH3COO III) NH4Cl a) Plantee los equilibr ios c orrespond ientes, b) ¿ Qué entiende por hidról isis ?, c) Señale los iones que presentarán hidrólisis y prediga el pH de las disoluciones que formen estas sales. 10) Calcule el pH y pOH de una solución preparada con 100 mL de HCl 0,10 M y 200 mL de NH4OH 0,05 M. Kb hidróxido de amonio= 1,85x10-5 11) Calcul e el pH de las siguientes so lucio nes: a) 50mL de CH3COOH 0,10M con 50mL de NaOH 0,10 M. b) 50mL de CH 3COOH 0,05M con 50mL de NaOH 0,10 M. Ka acético= 1,85x10-5 12) Calcule el pH de las siguientes soluciones: a) 25 mL de HCl 0,20M con 50 mL de NaOH 0,10M. b) 50 mL de HCl 0,20M con 50 mL de NaOH 0,10M. c) 50 mL de HCl 0,20M com 25 mL de NaOH 0,10M. d) 25 mL de HCl 0,10M con 50 mL de NaOH 0,20M. 13) Calcule el pH de: a) 100 mL de NaOH 0,20 M; b) 50 mL de CH 3COOH 0,40 M; c) la -5 solución resultante de mezclar las dos anteriores (a + b). K a ác. acético= 1,85 x10 . Kb NaOH=

14) ¿Cuál será la concentración de H

+

∞

-

y OH de: a) 100 mL de NaOH 0,3 M? b) 150 mL

HClO 0,2 M? c) De la soluci ón de hi pocl orit o de sodi o result ante de la me zcla de las dos anteriores (a + b)? Ka ác. hipocloroso= 3,5 x 10-8. 15) Qué volu men de s olu ció n de HCl de pH = 1,65 hay que agregar a un matr az de 250 mL para que a l enrasar con agua la sol ución resultante tenga un pH = 3? -10) aproximadamente 0,20M con una 16) Se desea valorar una disolución de HCN (Ka= 5x10

disolución 0,20 M de NaOH. Calcular el pH el puntode equivalencia. 17) Para cada proteína hay una concentración de iones hidrógeno en que es mínima su solubilidad. En este punto, las propiedades: viscosidad, presión osmótica y conductividad eléctrica están reducidas al mínimo y las proteínas presentanel máximo de estabilidad. A este pH se lo denomina punto isoeléctrico. El punto isoeléctrico de la gelatina corresponde a un pH= 4,95 y el de las globulinas de la sangrea un pH = 4,33, ¿cuál será la [H+] en cada uno de


63

los casos? 18) Los fertilizantes químicos se utilizan comúnmente para adicionar 2Ny otros elementos esenciales a las tierras de cultivo. Los abonos nitrogenados consisten en sales de amonio que por ser muy solubles en agua pueden ser lavadas por el agua de lluvia o sistemas de riego artificial. Las aguas residuales pueden entonces contener concentraciones relativamente altas de amoníaco o sales amoniacales que afectan el pH del agua de ríos y lagos. a) ¿Cuál será el pH de las aguas residuales agrícolas si la concentración de NH4OH es de 5x10-4 M? (KbNH4OH = 1,85 x 10-5), b) ¿Cuál será el pH de aguas residuales agrícolas si la concentración de nitrato de amonio en ellas es 1,8 g/L? 19) El cianuro de hidrógeno es un gas tóxico con olor a almendras amargas. Algunos insectos producen esta sustancia como protección contra sus predadores; cuando son amenazados, algunos ciempiés secretan soluciones diluidas de HCN. ¿Cuál es el pH de una secreción que tiene una concentración 0,20 M de HCN? KaHCN = 5x10-10. 20) Los organismos marinos a diferencia de los mamíferos terrestres y los insectos, eliminan parte de los desechos nitrogenados en forma de amoníaco. ¿Cuál es el pH de un acuario, suponiendo que el amoníaco es la única sustancia que modifica el pH del agua y que su concentración en el acuario es de0,023 M? 21) La nicotina (C10H14N2O), alcaloide tóxico del tabaco, se usa en soluciones acuosas como insecticida y su Kb es 1 x 10-6. ¿Cuál es el pH aproximado de una solución que contiene 10 g de nicotina por litro? 22) ¿Cuál es la relación [HCO3-] / [H2CO3] que se requiere para mantener un pH de 7,4 en la -7 corriente sanguínea, sabiendo que el valor de Ka para el H 2CO3 es de 8 x 10 ?


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Serie Nº 7: DISOLUCIONES REGULADORAS DE pH O BUFFER

OBJETIVOS 

Explicar el comportamiento químico de las disoluciones reguladoras de pH (disoluciones buffer).



Plantear correctamente las reacciones ácido base y los equilibrios donde intervienen las disoluciones buffer.



Evaluar la capacidad reguladora de pH de las soluciones buffer ante el agregado de ácidos y bases.



Valorar la importancia de las soluciones buffer en la naturaleza.

CONCEPTOS BÁSICOS Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, a fin de evitar que se produzcan otras reacciones no deseadas. Las soluciones reguladoras de pH, amortiguadoras o “buffer” son capaces de

mantener la acidez o la basicidad de un sistema dentro de un intervalo de pH. Esto nos permite comprender su importancia en sistemas naturales y biológicos y emplearlas en múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en el laboratorio. Estas soluciones contienen como especies químicas predominantes, un par ácido / base conjugado en concentraciones apreciables (superiores a 1 x 10-2 M). Se pueden preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una sal de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido conjugado); también se pueden soluciones buffer haciendo reaccionar parcialmente (por neutralización) un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte. Una vez formadas, el pH de estas disoluciones se mantiene prácticamente constante y varía poco cuando se agregan pequeñas cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte. Sin embargo, pierden o disminuyen su capacidad reguladora por el agregado de agua (dilución). Cabe destacar que una solución reguladora es un caso particular de equilibrio ácido base que resulta del efecto del ion común, presente éste en la sal y en el ácido o base débiles.. Todos los sistemas naturales están formados por soluciones buffer o reguladoras, como por ejemplo los suelos, el agua de lagos, ríos, aguas, sedimentos; así como también todas las disoluciones que forman parte de los sistemas biológicos: líquidos intra e intercelulares, savia, linfa, sangre, etc. Los procesos bioquímicos, así como los químicos e industriales requieren para su especificidad que el pH del medio de reacción no se modifique o que lo haga dentro de un rango muy estrecho. La sangre humana es un ejemplo de cómouncionan f las soluciones buffer.


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El pH fisiológico normal de ésta se encuentra entre 7,39y 7,45. Cuando su valor disminuye por razones metabólicas (en la digestión o al realizar actividad física intensa) lo hace sólo dentro de ese rango. La sangre posee varios sistemas buffer, entre los que se destacan 2HCO3/HCO3(ácido carbónico/carbonato ácido), H2PO4-/HPO42-, y el par ácido-base conjugado de la hemoglobina. El primer sistema (ácido carbónico/carbonato ácido o bicarbonato) regula el pH por la liberación de CO2 en la respiración. En los animales con pulmones, este sistema buffer es altamente efectivoya que el H2CO3 del plasma sanguíneo está en equilibrio con el CO2 gaseoso presente en el espacio aéreo de los pulmones, lo que supone una reserva prácticamente ilimitada de CO 2 que puede participar en el equilibrio. En este sistema tienen lugar tres equilibrios reversibles: a) el equilibrio entre el CO 2 gaseoso de los pulmones y CO2 disuelto en La sangre, b) el equilibrio entre el CO 2 y el H2CO3 disueltos en la sangre y c) el equilibrio entre el H2CO3 y el HCO3- disueltos.

Sangre Aire en pulmones

A partir del análisis de estas reacciones es sencillo comprender por qué, al aumentar la concentración de H+ en la sangre (por ej. en la digestión o al realizar ejercicio físico) aumenta la velocidad de respiración con lo que el organismo elimina CO 2 a fin de mantener el valor de pH dentro del rango fisiológico. Analicemos ahora de qué manera funciona una solución reguladora manteniendo el pH. 1) Si hacemos reaccionar un ácido-5débil (CH3COO) con una base fuerte (NaOH) y queda un exceso del ácido (Ka = 1,85 x10 ), en la mezcla de reacción tendremos el exceso del ácido débil y la sal que se formó. La presencia de un ácido débil y su sal conjugada nos indica que se habrá formado una solución reguladora obuffer. CH3COOH (ac) + NaOH(ac)

NaCH3COO (ac) + H2O (l)

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL Conc. inic.

0,4 M

Volumen

200 mL

0,3 M

66

0

100 mL

inicial Nº de moles que reaccionan

8 x 10-2 moles

moles 3 x 10-2

Exceso

5 x 10-2 moles 5 x 10-2 moles

0

Nº moles finales

0

0

3 x 10-2 moles

Volumen final

300 mL

300 mL

Conc. M final

0,17 M

0,1 M

El análisis de la reacción nos muestra de qué modo se formó una disolución buffer donde la concentración M del ácido es 0,17 M y la concentración M de la sal deese ácido es 0,1 M. Ahora bien, como el ácido acético es un ácido débil ensolución estará parcialmente disociado según el equilibrio: CH3COOH (ac) + H2O (l)

CH3COO-(ac) + H 3O+ (ac)

Pero en el mismo medio de reacción tenemos la sal que está disociada completamente (porque está disuelta) según: NaCH3COO (ac)

Na+(ac) + CH 3COO- (ac)

Reacción esta última que no está en equilibrio por lo cual la disociación es completa. Si nos fijamos, las dos reacciones forman CH3COO- (ion acetato) por lo que lo denominamosion común . Por otro lado, según el principio de Le Chatelier, como la concentración de CH 3COO

que aporta la sal al disociarse es mayor que la que aporta el ácido débil, estos iones acetato provenientes de la sal desplazan haciala izquierda el equilibrio de disociacióndel ácido acético, con lo cual la concentración de iones CH3COO- provenientes del ácido será menor y también será menor la concentración de H3O+. Por lo tanto, el pH de esta solución bufferserá mayor que el pH de una solución de ácido acético puro aunque tenga la misma concentración, 0,17 M.


67

Para calcular cuál es al pH de la solución buffer empleamos la expresión de la constante de equilibrio Ka del ácido acético. Ka = [CH3COO-] [H3O+] [CH3COOH]

Despejando la concentración de H3O+ para así calcular pH: H3O+ = Ka [CH3COOH] [CH3COO-] Los iones acetato en la solución resultante sonla suma de los que aporta la disociación de la sal NaCH3COO más los que aporta la disociación del ácido CH3COOH (estos últimos despreciables si las concentraciones de sal yácido son similares). Si analizamos las dos reacciones podemos comprobar que la concentración de iones acetato provenientes de la sal es igual a la concentración de la sal reacción ( completa, no reversible), y que la concentración de ácido CH3COO al estar desplazado hacia la izquierda el equilibrio de su disociación es prácticamente igual ala concentración inicial. Para calcular el pH de la disolución buffer acético/acetato de sodio, calculamos la nueva concentración de H3O+ a partir de la expresión de la constante de equilibrio: [H3O+] = Ka [ CH3COOH] [CH3COO-] Ka ácido acético = 1,85 x 10-5 Podemos generalizar diciendo que en un buffer formado por un ácido débil y su sal: [H3O+] = Ka [ácido] [sal] Supuestos: a) En presencia de iones acetato provenientes de lasal acetato de sodio, la concentración de ácido acético en el buffer es prácticamente igual a la concentración inicial (principio de Le Chatelier). b) La concentración de iones acetato en el buffer es igual a la concentración de la sal (se desprecian los que provienen de la disociación del ácido por estar desplazado el equilibrio hacia la izquierda (B)).


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En un buffer formado por una base débil y su sal: [OH-] = Kb [base] [sal] 2) Del mismo modo podríamos preparar una disolución reguladora, por ejemplo para mantener el pH de una disolución o medio de cultivo en pH = 6,5, a partir de la mezcla de acetato de sodio sólido y ácido acético comercial. ¿Quécálculos deberíamos realizar? Si el pH que deseamos mantener en la solución es de 6,5 tendremos que preparar un buffer cuya relación entre las concentraciones de ácido y sal permitan llegar a ese valor teniendo en cuenta que la Ka acético = 1,85 x 10-5. pH = – log [H3O+] +

[H3O ] = inversa log de – pH [H3O+] = inversa log de – 6,5 [H3O+] = 3,16 x 10-7 En el buffer que debemos preparar [H3O+] = Ka [ácido] [sal] 3,16 x 10-7 = 1,85 x 10-5 [ácido] [sal] La relación ácido/sal se calcula dividiendo 3,16 x10-7/1,85 x 10-5 = 0,0171 Así, en el buffer que necesitamos preparar, para una concentración del ácido 0,01 M la concentración de la sal en la solución debe ser 0,585 M. Para calcular cuántos g de la sal acetato de sodio debemos pesar: PM acetato de sodio = 82 1 mol acetato de sodio

82 g

0, 585 moles de ac. de sodio

x = 47, 97 g de acetato de sodio


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Si la concentración del ácido acético comercial es 2,5 M,0,01 moles están en 4 ml. Por lo tanto para preparar ese buffer se pesan 47,97 g dela sal acetato de sodio, se agregan 4 mLde ácido acético 2,5 M y se completa con agua hasta un volumen de 1L de disolución. Analicemos, ahora, qué sucede al agregar pequeñas cantidades de un ácido o de una base fuertes a una solución buffer y de qué modo ésta impide la variación brusca de pH. Como la solución amortiguadora ácido acético/acetato de sodio está formada por un ácido débil y la sal de dicho ácido, tanto uno como la otra al disociarse producen iones acetato pero, mientras el ácido se disocia según una reacción en equilibrio, la sal lo hace mediante una reacción no reversible (ya que está completamente disuelta). De este modo las reacciones planteadas son: CH3COO(ac)

NaCH3COO (ac)

+(ac) Na

CH3COO- (ac)

CH3COOH (ac) + H2O (l)

+

+ (ac) H3O+

(A) (B)

Para entender cómo funciona el buffer debemos aplicar a la reacción (B), en equilibrio, el principio de Le Chatelier. Los iones acetato provenientes de ambas reacciones y marcados con un recuadro se denominan “ion común” en este buffer (todas lassoluciones buffer tienen

un ion común en ambas reacciones.

Al agregar pequeñas cantidades de un ácido fuerte como por ejemplo HCl, los +Hque libera el ácido HCl reaccionarán con los iones acetato y según el principio de Le Chatelier desplazarán el equilibrio de la reacción (B) hacia la izquierda favoreciendo la formación de ácido acético. Como a iguales concentraciones de sal y de ácido en el buffer, la disociación de la sal (A) aporta mayor cantidad de iones acetato que la disociación del ácido acético (B), los H+ del ácido HCl reaccionarán con los iones acetato que provienen de la sal (en realidad con el pool de iones acetato) para formar ácido acético. En este buffer los iones acetato (ion común) permiten regular el pH ante el agregado de un ácido fuerte. Para calcular el pH de la disolución buffer acético/acetato de sodio después del agregado de ácido HCl, calculamos la nueva concentración de H3O+ a partir de la expresión de la constante de equilibrio tal como lo hicimos en el buffer inicial. Si la cantidad de HCl agregada es tal que su concentración en la solución buffer sea de 1 x 10-3 M, la concentración de H 3O+ agregados al buffer también será de 1 x 10-3 M, y la nueva concentración de [H3O+] en el buffer se calculará según: [H3O+] = Ka

[CH3COOH + 1 x 10-3] [CH3COO- - 1x10-3]


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Nota: si hay cambio de volumen al agregar la disolución de HCl se deben volver a calcular las c oncentraciones mol ares (M) de toda s l as espe cies químic as presentes. + Si analizamos la última ecuación vemos que el agregado de H 3O al buffer no impacta

demasiado en la concentración de H3O+ de la disolución reguladora de pH. El funcionamiento de amortiguación cuando a esa solución buffer agregamos una base fuerte (NaOH) es el mismo. En este caso ante el agregado de NaOH que produzca una concentración de OH- 1 x 10-3 M en el buffer, el desplazamiento del equilibrio se analiza teniendo en cuenta que los OH - reaccionarán con los H3O+ producidos en la reacción (B). La reacción se desplazará hacia la derecha, es decir hacia la formación de productos. La + ecuación para el cálculo de la nueva concentración de H 3O en el buffer después del agregado

de 1 x 10-3 M de OH-, quedaría representada: [H3O+] = Ka

[CH3COOH - 1 x 10-3] [CH3COO- + 1x10-3]

El pH de un sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido (buffer ácido) o entre la sal y la base (buffer básico), pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. Por ejemplo, un sistema amortiguador 0,2 M en sal y 0,1 M en ácido, regula el mismo pH que un sistema amortiguador 0,4 M en sal y 0,2 M en ácido, debido a que la relación concentración de sal / concentración de ácido es la misma. CUESTIONARIO 1 - Las soluciones amortiguadoras están presentes en todos los organismos (sangre, linfa, savia, etc.) y sirven para: a) Mantener el pH dentro de un rango muy estrecho. b) Amortiguar los cambios de temperatura. c) Proteger a los organismos de la deshidratación. d) Facilitar el cambio de pHde éstos a medida que cambia el del ambiente en que se encuentran. 2 - Indique cuál de los siguientes sistemas puede considerarse una solución buffer: a) HCl y KCl b) HCN (Ka = 4,9 x 10 -10) y NaNO2 c) NH3 (Kb = 1,85 x 10-5) y NH4NO3 d) H2SO4 y Ca(HSO4)2 e) CH3COOH (Ka = 1,85 x 10-5) y NaCO 3


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3 - Una proteína utilizada para experimentación en el laboratorio debe ser almacenada a un pH = 9,25 para lo cual se necesita elegir un sistema buffer. ¿Cuál de los sistemas buffer es apropiado y por qué? a) ácido hipocloroso – hipoclorito de sodio Ka= 3 x 10-8 b) hidróxido de amonio – cloruro de amonio Kb= 1,8 x10-5 c) ácido carbónico – carbonato de sodio Ka= 4,4 x 10-7 d) ácido acético – acetato de sodio Ka= 1,8 x 10-5 4 - Una solución amortiguadora o buffer se formó mezclando hidróxido de sodio y ácido acético. El buffer tendrá un carácter: a) básico b) podría ser ácido o básico c) ácido d) neutro, si las concentraciones son iguales. 5 - Una solución amortiguadora tiene un pH de 5, al agregar una pequeña cantidad de un ácido fuerte, su pH: a) aumentará levemente b) disminuirá levemente c) no cambiará, porque las soluciones amortiguadoras impiden el cambio de pH. 6 - Cuáles de las siguientes disoluciones buffer tendrá mayor capacidad paraamortiguar el agregado de una base fuerte. a) acetato de sodio (1M)-ácido acético (1M) b) acetato de sodio (5M)-ácido acético (1M) c) acetato de sodio (1M)-ácido acético (5M) d) acetato de sodio (5M)-ácido acético (5M) 7 - Dadas las siguientes disoluciones discuta e indique cuál o cuáles podrían comportarse como soluciones reguladoras. Justificar indicando el par ácido/base conjugado. a) Una solución 0,1 M de ácido acético (HAc). b) Una solución de ácido acético (HAc) 0,1My acetato de sodio (NaAc) 0,05M (KaHAc =1,85 x 10-5). c) Una solución de ácido clorhídrico 0,1M y cloruro de sodio 0,1M (KaHCl = ∞). d) Una solución 0,1 M de carbonato de sodio y 0,1 M de carbonato ácido de sodio. e) Una solución que se prepara disolviendo masasiguales de NaH2PO4 y Na2HPO4. f) Una solución que se prepara disolviendo NH3 en NH4OH. g) Una solución 0,05 M de cloruro de amonio a la que se agregó amoníaco 0,1 M (KbNH3=1,85 x10-5)

h) Un litro de disolución de NH 4Cl 0,1 M a la que se le agrega un mol de HCl


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EJERCICIOS Al comenzar la clase de Seminario cada alumno deberá entregar al docente los problemas resueltos: 5, 8 y 12 (señalados con flechas) en hojas donde consten su nombre completo y número de documento. La nota de esta evaluación se promediará con las notas de los parciales. Los problemas de esta Serie que están en negrita 3, ( 4, 6, 7, 10 y 11) son considerados “tipo”. Es decir que si logran resolverlos correctamente esto les indicará que han comprendido los conceptos básicos del tema. Recuerden: debe ira la clase con todos los problemas resueltos y aquellos con los que tengan dudas podrán aclararlas previamente con algún docente en los horarios de consulta establecidos por la cátedra. 1) Especifique cuáles de los siguientes sistemas pueden constituir una solución buffer: a) KCl/HCl

b) NH4OH/NH4NO3

c) NaO/HCl

d) KNO3/HNO3

e) K2SO4/H2SO4 g) NaOH/NaCl

f) KCOOH/HCOOH h) NaOH/NH4OH

2) Calcule el pH de una solución de H3C-COOH/H3C-COONa con concentraciones de 0,5 M y 0,4 M, respectivamente. (Ka= 1,85 x 10-5) 3) Calcule el pH de una sol ución que se realizó-5mez clando 100 mL de H 3C-COOH 0,3 M con 200 mL de NaOH 0,1M. (KaHAc=1,85 x10 ) 4) ¿Cuántos m oles de clor uro de amonio deben disolverse en 50 0 mL de una disolu ción 0,1 M de hidróxido de amonio (Kb= 1,8 x 10

-5

) para que funcione como una solución

amortig uadora de pH = 9? Consid ere que al agregar la sal e l vol umen de la disolu ción no cambia. -5 5) Calcule la relación entre las concentraciones de ácido acético (Ka= 1,85 x 10 )-acetato de

sodio que debería tener una disolución para que su pH sea igual a 5,6. 6) Calcule el pH resultante de la mezcla de 100 mL de HCl 0,1 M con 150 mL de NH

4OH

-5

(Kb= 1,8 x 10 ) 0,05 M. Supong a volúm enes aditivos . 7) ¿Cuál será el número de moles de cloruro de amonio contenidos en 200 mL de disol ución , para que al a gregarlos a 300 mL de N H 4OH (Kb= 1.8 x 10-5) 0,6 M se obt enga una solu ción buff er de pH= 8,6. 8) Cuáles de los siguientes buffer tendrá mayor capacidad de amortiguar el agr egado de un ácido fuerte. Justifique su respuesta. a) acetato de sodio (1M)-ácido acético (1M) b) acetato de sodio (5M)-ácido acético (1M) c) acetato de sodio (1M)-ácido acético (5M) d) acetato de sodio (0.1M)-ácido acético (0.5M)


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9) Calcule el pH de una solución formada por la mezcla de 150 mL 0,10 M dehidróxido de sodio y 50 mL de ácido acético 0,5 M (Ka= 1,85 x 10-5). 10) Calcule la variación de pH que se producirá al añadir 20 mL de NaOH 0,5 M a 80 mL de una disolución amortiguadora formada por NH

4OH

0,16 M (Kb= 1,8 x 10-5) y NH4Cl

0,18 M. 11) Una solución de cultivo debe ser almacenada a un pH = 7,50 para lo cual se necesita elegir un sistema buffer óptimo para proporcionar ese pH. Cuáles de los sistemas buff er elegiría en func ión de su mayor capacidad buff er para guardar el cultivo ? a) ácido hipocloroso – hipoclorito de sodio Ka= 3 x 10-8 b) ácido carbónico – carbonato de sodio Ka= 4,4 x 10-7 c) ácido acético – acetato de sodio Ka= 1,8 5 x 10-5 12) Una disolución reguladora se preparó disolviendo 0,026 molesde ácido propiónico (Ka= 1,3x 10-5) y 0,013 moles de propionato de sodio en agua y completando con agua destilada hasta alcanzar 650 mL de solución. a) ¿Cuál es el pH de la solución reguladora? b) ¿Cuál será el cambio de pH si se añaden 150 mL de HCl (0,06M) a dicha solución? -5

13) Calcule el pH de 50 mL de disolución 0,4 M de hidróxido de amonio (Kb= 1,8 x10 ) a la que se agregan 50 mL de cloruro de amonio 0,3 M. 14) Dentro del área de biotecnología, la industria farmacéutica emplea hongos para la producción de antibióticos. Los cultivos de hongos deben ser mantenidos bajo cuidadosas condiciones, incluido el control de pH mediante buffers. Para preparar un medio de cultivo en la síntesis de penicilina se empleó una solución buffer en la que se usaron 210 g de H3C-COOH (Ka= 1,85 x 10-5) y 266,5 g de NaH3C-COO disueltos en 25 L. ¿Cuál esel pH de esta solución? 15) El Deuterio es un isótopo no-radioactivo del hidrógeno, con una masa atómica que es el doble de la del hidrógeno normal. En un experimento hecho para estudiar los efectos del agua pesada (D2O) sobre los organismos vivos, la solución destinada al cultivo de bacterias fue preparada con agua pesada y estabilizada (buffer) con una mezcla de 15 g de acetato de sodio y 10 g de ácido deuteroacético, H3C-COOD (Ka en D2O: 5,5 x 10-6) disueltos hasta 100 mL de solución. ¿Cuál era aproximadamente el pH del buffer? 16) Un cultivo de bacterias fue mantenido en un medio acuoso que contiene 0,25 M dehidróxido de amonio (Kb= 1,85 x 10-5) y 0,35 M de cloruro de amonio. Periódicamente se retiraron muestras del cultivo para ser tratadas con ácido pícrico, a fin de colorear y examinar así las bacterias. Suponiendo que el ácido pícrico monoprótico estuviera ionizado 100%, ¿cuál sería


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el pH de una solución preparada mezclando volúmenes iguales de la solución buffer y solución 0,12 M de ácido pícrico?. -5 17) Una disolución contiene 1,22 gramos de ácido benzoico (C 6H5-COOH, Ka= 6,3 x 10 ) y 2,88

g de benzoato de sodio (C6H5-COONa) en un volumen final de 100 mL. ¿Cuál será el pH antes y después de añadir a la disolución anterior 50 mL de HCl 0,05 M?


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ANEXOS TABLA 1 - CONSTANTES DE DISOCIACIÓN EN SOLUCIONES ACUOSAS DE ALGUNOS ÁCIDOS (a 25 C) Ácidos mo noprótic os Nombre

Fórmula

Ka

Bromhídrico Ciánico

HBr HCNO

∞

Clorhídrico

HCl

∞

Iodhídrico

HI

∞

Nítrico

HNO3

∞

Perclórico

HClO4

∞

Permangánico

HMnO4

∞

Tiociánico

HSCN

∞

Brómico

HBrO3

2,0 x 10

Yódico

HIO3

1,6 x 10

Tricloroacético

Cl3C-COOH

Cloroso Pícrico

HClO2 C6H2OH(NO2)3

Pirúvico

H3C-CO-COOH

3,2 x 10-3

Salicílico

C6H4OH-COOH

1,1 x 10-3

Fluorhídrico

HF

7,0 x 10-4

Nitroso

HNO2

Ac. Acetilsalicílico

C8H7O2COOH

3,0 x 10-4

Ac.Tricloroacético (TCA)

CCl3COOH

3,0 x 10-4

Fórmico

HCOOH

2,0 x 10-4

Láctico

H3C-CHOH-COOH

1,5 x 10-4

Ascórbico

H2C6H6O6

Benzoico

HCOO-C6H5

Acético (etanoico) Propiónico

H3C-COOH

∞

-1 -1

1,3 x 10-1 -2

1,0 x 10 5,0 x 10

6,0 x 10

7.4 x 10 6,9 x 10

-3

-4

-5 -5

1,85 x 10-5 1,4 x 10-5

Hipocloroso

CH3CH3COOH HClO

Hipobromoso

HBrO

2,0 x 10-9

Peryódico

HIO4

5,6 x 10-9

Cianhídrico

HCN

5,0 x 10-10

Peróxido de hidrógeno

H2O2

3,5 x 10-8

2,4 X 10

-12

QUÍMICA GENERAL - B IOLOGÍA E INGENIERÍA A MBIENTAL Nombre

Fórmula

ácido acrílico

HC3H3O2

iones aluminio +3

Al3+(ac)

ión amonio

NH4+

ácido bromoacético

HC2H2BrO2

Ka –5

5,5 x 10

1,4 x 10–5 –10

5,6 x 10

iones berilio +2

Be (ac)

ácido bórico ácido butírico

H3BO3 HC4H7O2

ácido cloroacético

HC2H2ClO2

ácido cloroso

HClO2

–3

1,3 x 10

2+

3,0 x 10–7 –10

5,9 x 10 1,5 x 10

–5 –3

1,4 x 10

–2

1,1 x 10

Cr (aq)

6,6 x 10–4

Ión cobalto +2

2+

Co (ac)

1,3 x 10–9

ácido ciánico

HOCN

3,5 x 10–4

ácido dicloroacético

HC2HCl2O2

5,5 x 10

–2

ácido fluoroacético

HC2H2FO2

2,6 x 10

–3

ácido fórmico

HCHO2

iones cromo +3

3+

–4

1,8 x 10

–10

ácido cianhídrico

HCN

6,2 x 10

ácido fluorhídrico

HF

Ion selenato ácido

HSeO4

2,2 x 10

Ion sulfato ácido

HSO4–

1,1 x 10

ácido hipobromoso

HOBr

2,5 x 10–9

ácido hipocloroso

HClO

2,9 x 10–8

ácido hipoyodoso

HIO

2,3 x 10–11

ácido yódico

HIO3

ácido yodoacético

HC2H2IO2

6,6 x 10–4 –

–2 –2

–1

1,6 x 10

–4

6,7 x 10

2+

–10

Ion hierro 2+

Fe (ac)

3,2 x 10

Ion hierro 3+

Fe3+(ac)

6,3 x 10–3

ácido láctico

HC3H5O3

–4

1,3 x 10

2

–11

iones níquel 2+

Ni +(ac)

ácido nitroso Fenol

HNO2 C6H5OH

ácido fenilacético

HC8H7O2

4,9 ×10

–5

ácido propiónico

HC3H5O2

1,3 ×10

–5

ácido pirúvico

HC3H3O3

1,4 ×10

–4

Tiofenol

HSC6H5

3,2 ×10

Ion zinc 2+

2+

Zn (ac)

2,5 ×10

–4

7,2 ×10

–10

1,0 ×10

–7

2,5 x 10–10

77


Acidos polipróticos Nombre ácido sulfúrico

Fórmula H2SO4

ácido sulfuroso

H2SO3

ácido ftálico

C6H4COOHCOOH

ácido succínico ácido ascórbico ácido carbónico ácido crómico ácido cítrico ácido hidroselénico ácido sulfhídrico ácido telurhídrico ácido hiponitroso ácido malónico ácido oxálico ácido fosfórico

HCOO(CH2)2COOH 7 x 10-5 H2C6H6 O6 6,8 x 10 –5 –7 H2CO3 4,4 x 10 –1 H2CrO4 1,5 x 10 H3C6H5 O7 7,4 x 10 –4 H2Se 1,3 x 10–4 H2S 1,0 x 10–7 H2Te 2,3 x 10–3 –8 H2N2O2 8,9 x 10 H2C3H2 O4 1,5 x 10 –3 –2 H2C2O4 5,4 x 10 –3 H3PO4 7,1 x 10

ácido fosforoso ácido pirofosfórico

H3PO3 H4P2O7 HP2O73–

Pirofosfato ácido

K1

K2 1 x 10

∞

-2

K3 -

-2

6 x 10

-8

-

1 x 10-3

4 x 10

-6

-

2 x 10

3,7 x 10 3,0 x 10 5,6 x 10

–2 –2 –10

3 x 10 -6 2,8 x 10 –12 4,7 x 10 –11 3,2 x 10 –7 1,7 x 10 –5 4,0 x 10 –7 1 x 10 –11 1 x 10 –19 1,6 x 10 –11 4 x 10 –12 2,0 x 10 –6 5,3 x 10 –5 6,3 x 10 –8 4,2 x 10 –13 2,1 x 10 –7 4,4 x 10 –3 2,5 x 10 –7

78


79

TABL A 2 - CONSTANTES DE DISOCIACIÓN EN SOLUCIONES ACUOSAS DE ALGUNAS BASES (25 ºC) Nombre Hidróxido de sodio Hidróxido de potasio Hidróxido de litio Etilamina Metilamina Hidróxido de plata Cafeína Amoníaco Hidróxido de amonio Nicotina Hidrazina Morfina Piridina Anilina Urea Hidróxido de calcio Hidróxido de bario

Fórmula NaOH KOH LiOH H3CCH2NH2 CH3NH2 AgOH C8H10N4O2 NH3 NH4OH C10H14N2 N2H4 C17H19O3N C5H5N C6H5NH2 NH2CONH2 Ca(OH)2 Ba(OH)2

Kb1

Kb2

∞ ∞

4 x 10-1 5 x 10 5 x 10

-4 -4

1 x 10-4 -4 4,1 x 10 -5 1,85 x 10 1,85 x 10-5 -6 1,0 x 10 1,4 x 10-6 1,6 x 10-6 1,6 x 10-9 -10 3 x 10 -14 1,4 x 10 ∞ 4 x 10 ∞ 1 x 10

-3 -1

RESPUESTAS Serie 1

1) Al = 26,98 g; Pt = 195,09 g; S = 32,064 g; Be = 9,012 g; Cu = 63,54 g; I = 253,8 g. 2) a) 1 mol; b) 2 moles; c) 0.25 moles; d) 1,5 moles. 3) a) 2,11 x 10-22 g; b) 2,37 x 1024 átomos y 1,185 x 10 25 moléculas. 4) a) 52,8 g; b) 2,65 x 10 -23 g; c) 2, 035 g de O2. 5) a) 1,2 x 1023 moléculas; b) 8 x 1023 moléculas; c) 1,5 x 1023 moléculas. 6) a) 200,07 g; b) 1 mol; c) 1,8 x 1024 átomos; d) 0,025 moles de A. 7) 13,624 g. 8) 1,5 x 1023 moléculas. 9) 6,022 x 1023 átomos. 10) 5,84 x 1023 moléculas de O2. 11) 140 g de nitrógeno. 12) B 13) A 14) 418,46 g. 15) 1,64 g. 16) a) Bromuro de hidrógeno

m) Fosfato Ácido de Potasio

b) Fluoruro Fosforoso

n) Ioduro de Cadmio

c) Hipoclorito de Sodio

o) Permanganato de Potasio

d) Óxido Férrico

p) Carbonato de Litio

e) Ácido Bromhídrico

q) Sulfato de Estroncio

f) Fluoruro Fosfórico

r) Clorato de Cesio

g) Carbonato de Plata

s) Peróxido de Sodio

h) Hidruro de Sodio

t) Nitrito de Amonio

i) Fosfato Diácido de Potasio

u) Hidróxido de Aluminio

j) Óxido Fosfórico

v) Óxido Ferroso

k) Cloruro Ferroso

w) Cianuro de Aluminio

l) Nitruro de Litio 17) a) Cu(NO2)2

f) KH2PO4

k) CuCN

b) K2S

g) IF7

l) Sr(ClO2)2

c) Ca(HS)2

h) (NH4)2SO4

m) HBrO3

d) Mg3(PO4)2

i) AgClO4

n) HI(ac)

e) BaHPO4

j) Fe2(CrO4)3

o) Pb(CO3)2

p) SnF2

s) CuSO4

v) Au2O3

q) HgO

t) LiCl • H2O

w) NO2

r) Hg2I2

u) Fe(HCO3)2

x) Cl2O5

a) K2Cr2O7

e) Zn(NO2)2

i) Mg(NO3)2

b) Sn3(PO4)2

f) PbI2

j) SrClO3

c) Au2S

g) Al2O3

k) Cu2S

d) Cr2(SO4)3

h) NaHSO4

l) Mg(HCO3)2

18) S

19) 77,42 g. 20) a) 6 moles; b) 2 moles. 21) a) 1170 g; b) 10 moles y 1060 g. 22) a) 477,67 g; b) 325,5 g. 23) a) 24,48 g y 17,4 L; b) 100,68 g. 24) a) HCl, 2,412 moles; b) 92,86 g; c) 17,77 L. 25) a) 12,55 g de H2SO4 en exceso; b) 1,072 x 1024 ; c) 0,891 moles y 155,26 g. 26) a) 89,6 L; b) 264 g. 27) 8,438 L. 28) a) 900 g, b) 224 L. 29) 209,52 g. 30) 241,9 g. 31) 0,985 kg. 32) a) Óxido Hipocloroso b) Óxido Ferroso c) Óxido Peryódico d) Óxido Cuproso e) Óxido Férrico f) Anhídrido Permangánico g) Óxido Estannoso h) Óxido Yódico i) Anhídrido Carbónico j) Hidróxido Férrico k) Hidróxido Plúmbico l) Hidróxido Cuproso m) Hidróxido de Amonio n) Hidróxido de Aluminio

ñ) Hidróxido de Potasio o) Hidróxido Aúrico p) Hidróxido Manganoso q) Hidróxido Crómico r) Ácido Nitroso s) Ácido Fosoforoso t) Ácido Sulfuroso u) Ácido Sulfúrico v) Ácido Fluorhídrico w) Ácido Clorhídrico x) Ácido Sulfhídrico y) Ácido Ortofosfórico/Fosfórico z) Ácido Cianhídrico

aa) Ácido Carbónico

cc) Ácido Perclórico

bb) Ácido Nítrico 33) a) Cu = +1; O = -2

m) K = +1; O = -2; H = +1

b) Fe = +3; O = -2

n) Au = +3; O = -2; H = +1

c) Fe = +3; O = -2; H = +1 d) Pb = +4; O = -2; H = +1

ñ) Mn = +4; O = -2; H = +1 o) K = +1; H = +1; P = +3; O = -2

e) H = +1; Br = -1 f) Ag = +1; C = +2; O = -2

p) K = +1; Mn = +7; O = -2

g) Na = +1; H = -1

q) Li = +1; C = +2; O = -2

h) K = +1; H = +1; P = +5; O = -2

r) Sr = +2; S = +6; O = -2

i) Fe = +2; Cl = -1

s) Cs = +1; Cl = +5; O = -2

j) Li = +1; N = +3

t) Cu = +1; H = +1; S = +6; O = -2

k) N = +3; H = +1; O = -2; H = +1

u) Cr = +3; O = -2; H = +1

l) Al = +3; O = -2; H = +1

Serie 2

1) 206,56 cm3 2) 199 cm3 3) a) disminuye a la mitad su volumen, b) disminuye a su tercera parte, c) no cambia el volumen 4) a) 1; b) 134,4 L y 44,8 L 5) 6,83 g.L-1 6) 63,90 g.mol-1 7) 78,25 g.mol-1 8) a) 3,23 atm; b) 2,73 atm; c) 1,34 mol 9) H2 0,20 atm; N2 0,30 atm; PT 0,50 atm 10) a) 4,12 atm; b) N2 0,56 atm y CO2 3,56 atm; c) N2: 0,14 y CO2: 0,86. 11) 1,67 mL.min-1 12) 13) 88,67 atm 14) 15) 154,02 g.mol-1 16) 3,0 g.L-1

17) a) 1,63; 1,62 atm. b) 489; 1,88x103 atm. A baja presión, la ley de los gases ideales da esencialmente el mismo valor que la ecuación de Van der Waals pero, a altas presiones, hay una diferencia muy significativa. 18) 110 g.mol-1 19) a) 3,84 atm; b)1,61 L; c) 1,20 atm 20) 257,64 L

Series 3 y 4

1) a) 85,66 g; 85665 mg; b) 120 g, 120000 mg; c) n x 98 g;, n x 98000 mg. 2) a) 1 M; b) 0,5 moles; 1 M, c) 0,25 moles; 1 M 3) “a” es correcta. 4) a) 11,6 g; b) 250 mL de la primer disolución c) 10 mL de la disolución “a” se llevan a 100 mL finales. 5) a) 1913,22 mL; b) 0,002 M 6) 5,16 M; 5.160 mM; 5.160.000 M 7) 2,84 M. 8) a) 22,52 mL de sol. 2 M; b) 0,045 moles de Ca+2 y 0,09 moles de Cl9) a) 29,40 mL; b) 1495 mL; 300 diluciones. 10) a) 9,8 x 10-8; 7,8 x 10-7; b) 2 mg. 11) 50 mL de la 1° solución + 30,97 mL de la 2° solución. 12) 0,025 M. 13) 0,1112 M; 4,48 x 10-3 g; 4,448 mg. 14) 0,2 M. 15) 1,071 g 16) 0,375 M 17) 2,8 g; 5 x 10-3; 7,142 mL de disolución inicial se llevan a 50 mL 18) 2,5 x 10-3 M 19) 0,08 moles de Al+3; 0,24 moles de Cl20) 1,636 M. 21) a) 225000 μM y 225 x 106 nM; b) 2,5 veces, 0,09 M; c) 0,09 moles y 3,6 g de NaOH; d) 9.000 mL 22) 52,64 g de etanol. 23) 0,166 mmoles.mL-1 24) 0,066 g. 25) 25,423 mL (sol. 0,236 M) 26) 0,15 Fe +3; 0,3 SO4-2; 0,075 Cu+2

27) 0,126 M. 28) 3,443 mL; 4,357 M. 29) a) 8 ; b) 2; c) 0,2 moles. 30) a) 4,18 mL ; b) 0,075 moles de iones H+ 31) a) 100 mL (0,1 L); b) 5 mL (0,005 L); c) 15 mL (0,015 L) 32) 0,083 M 33) a) 0,258 cucharadas (1/4); b) 0,61 L +1

-1

-2

34) 0,16 M Na ; 0,04 M Cl ; 0,06 M SO4 35) 0,0540 g 36) 35,06 g (sol. 0,25 M); 21 g (sol. 0,4 M); deberá diluir 10000 veces. 37) 294,55 cm3 38) a) 0,0618 m, b) 2,03 m 39) a) 1,73 m, b) 0,90 m, c) 6,87 m 40) 6,88 M y 10,20 m 41) a) 2,14M; b) 2,41 m; c) 58,41 mL.

Serie 5

6) Kc= 0,0625 7) 8,346 x 10-5 M y 4,38 x 10-3 M 8) H2 0,29 M; CO2 0,29 M; CO 0,21M; H2O 0,21 M 9) a) 10%, Cl2 63,81 g; Br2 143,82 g; ClBr 23,06 g 10) Kc= 2,5 11) Kc=0,025 14) Kp = 0,75 15) 0,24 atm; b) 9,8 x 10-3 mol.L-1 16) Kp= 1,72; Kc= 0,04 17) Kc= 0,08; Kp= 3,43; [PCl5] = 0,5 M; [PCl 3] y [Cl2] = 0,2 M 20) a) Kc = 50,02; b) El equilibrio se desplaza hacia los reactivos. 21) 0,77 M N2O4, 0,06 M NO2

Serie 6

1) HCN, HBrO, HClO, CH3COOH, HNO3 2) En la guía. 3) c) pH= 7,00 ; [H+]= 1x10-7M; [OH-]= 1x10-7M; d) pH= 2; [H+]= 0,01M; [OH-]= 1x1012 M 4) a) pH = 1,00; b) pH = 2,00; c) pH = 11,70; d) pH = 12,48

5) 0,36 M 6) [H+]: a) 1x 10-4M; b) 1x 10-11M; c) 7,94x 10-3M; d) 1,99x 10-12M // [OH-]: a) 1x 1010 M; b) 1x 10-3M; c) 1,26x 10-12M; d) 5,03x 10-3M 7) [H+] = 1,36x10-3 M; pH = 2,87 8) a) [H+]: 8,81x10-4M; [OH-]: 1,14x10-11M; pH: 3,05; b) [H+]: 0,01M; [OH-]: 1x10-12M; pH: 2,00 9) I) Neutro; II) Básico; III) Ácido 10) pH= 5,37; pOH= 8,63 11) a) pH = 8,72; b) pH = 12,40 12) a) pH= 7,00; b) pH= 1,30; c) pH= 1,00; d) pH= 13,00 13) a) +pH= 13,30 pH=x 2,57 c) ypH= 14) [H ] y [OH ]: a)b)3,33 10-14 M 0,3 8,93 M; b) 8,37 x 10-5 M y 1,19 x 10-10 M; c) 5,4 x 10-11M y 1,85 x 10-4M 15) 11,36 mL 16) pH= 11,30 17) Gelatina [H+] = 1,12x10-5M; Globulinas [H+] = 4,68x10-5M. 18) a) pH = 9,94; b) pH = 5,48. 19) pH = 5,00 20) pH = 10,83 21) pH = 10,39 22) 20

Serie 7

2) pH= 4,64 3) pH= 5,03 4) 0,09 moles 5) 0,1356 6) pH= 2,00 7) 0,81 moles 8) B, el acetato neutraliza al ácido. 9) pH= 4,91 10) El pH pasa de 9,20 a 9,97 11) b 12) a) 4,59; b) 3,94 13) pH = 9,38 14) pH = 4,70 15) pH = 5,30 16) pH= 8,71 17) pH inicial = 4,50; pH final = 4,34

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