Folleto Química General I - ESPOL

QUÍMICA GENERAL I

CAPÍTULOS

Pág.

1. ENLACE QUÍMICO

2

2. GEOMETRÍA MOLECULAR

8

3. LÍQUDOS

19

4. SÓLIDOS

34

5. SOLUCIONES

44

6. CINÉTICA QUÍMICA

57

7. EQUILIBRIO QUÍMICO

74

8. ÁCIDOS Y BASES - EQUILIBRIO IÓNICO

83

1

CAPÍTULO 1 ENLACE QUÍMICO Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes.

Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace covalente y el enlace iónico suelen estar descritos como “fuertes”, mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como “débiles”. Debe tenerse cuidado porque los enlaces “débiles” más fuertes pueden ser más fuertes que los enlaces “fuertes” más débiles.

ENLACE COVALENTE En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. Si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos tiende a atraer los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente polar. Cuando los átomos

2

unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o apolar.

ENLACE IÓNICO

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad.

No hay un valor preciso que distinga la

ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 1.7 suele ser iónica y una diferencia menor a 1.7 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel

3

en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.

Taller 1 1) Representar con símbolos de Lewis a) Cloro b) Cloro molecular c) Ión cloruro a)

b)

c)

4

2) Clasifique los enlaces de las moléculas y dibuje una X en la columna correspondiente:

Molécula

Enlace Iónico

Enlace covalente

Enlace covalente

polar

No polar

KF N2 H2 CH4 MgCl2

Cálculos:

3) Las siguientes especies químicas determine el tipo de enlace que une a los átomos (iónico ó covalente); en caso de ser un enlace covalente determine su polaridad (polar ó no polar). Analice el fundamento de3 electronegatividad.

Molécula

Tipo de enlace

CH4

Cl2

NaF

5

6

DEBER 1 Prediga el tipo de enlace que deben tener los siguientes compuestos:

Molécula

Tipo de enlace

a. Cl2

b. HBr

c. KCl

d. NH3

e. CO2

f.

MgBr2

g. H2

h. CCl4

i.

O2

j.

HF

k. SO2

7

Estructura de Lewis

CAPÍTULO 2 GEOMETRÍA MOLECULAR

La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas como por ejemplo, el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en que pueden participar.

En general, la longitud y el ángulo de los

enlaces se deben determinar en forma experimental.

Sin embargo, existe un

procedimiento sencillo que permite predecir la geometría de las moléculas o iones con bastante éxito, si se conocen el número de electrones que rodean al átomo central, según su estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es la suposición de que los pares electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí.

MODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV) La geometría que finalmente adopta la molécula (definida por la posición de todos los átomos) es aquella en que la repulsión es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular se llama modelo RPECV, ya que explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean el átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares. Dos reglas para la aplicación del modelo RPECV son:  Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los dobles y los triples enlaces se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos.

8

Éste es un

enfoque con propósitos cuantitativos. Sin embargo se debe observar que, en realidad, los enlaces múltiples son “mayores” que los enlaces sencillos; es decir, como hay dos o tres enlaces entre dos átomos.

La densidad

electrónica ocupa mayor espacio.  Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, es posible aplicar el modelo RPEVC a cualquiera de ellas. Por lo general las cargas formales no se muestran.

Con este modelo en mente, se puede predecir la geometría de las moléculas (e iones) de manera sistemática. Para lograrlo, es conveniente dividir las moléculas en dos categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pares electrónicos libres en el área central.

AB2: Cloruro de Berilio (BeCl2) La estructura de Lewis del cloruro de Berilio en estado gaseoso es:

Debido a que los pares enlazantes se repelen entre sí, deben estar en los extremos opuestos de una línea recta para estar tan alejados como sea posible. Así, es posible predecir que el ángulo del ClBeCl es de 180° y la molécula es lineal.

9

AB3 Trisulfuro de boro (BFe3) El trisulfuro de boro contiene tres enlaces covalentes, o pares enlazantes, en la distribución más estable, los tres enlazantes BF apuntan hacia los vértices de un triángulo equilátero con el B en el centro del triángulo.

La geometría del BFe3, es trigonal plana porque los tres átomos terminales están en los vértices de un triángulo equilátero, que es plano:

Entonces, cada uno de los tres ángulos BFB es de 120°, y los cuatro átomos se encuentran en el mismo plano.

AB4: Metano (CH4) La estructura de Lewis del metano es:

10

Debido a que hay cuatro pares enlazantes, la geometría del CH4 es tetraédrica.

Un

tetaedro tiene cuatro lados, o cuatro caras, siendo todas triángulos equiláteros. En una molécula tetraédrica, el átomo central se localiza en el centro del tetraedro y los otros cuatro átomos están en los vértices. Los ángulos de enlace sonde 109.5°.

AB5: Pentacloruro de fósforo (PCl5) La estructura de Lewis del pentacloruro de fósforo (en fase gaseosa) es

La única forma de reducir las fuerzas de repulsión entre los cinco pares enlazantes es distribuir los enlaces PCl en forma de una pirámide trigonal. Una bipirámide trigonal se forma al unir por la base de tetraedros.

11

AB5: Hexafluoruro de azufre (SF6)

La distribución es más estable para los seis pares enlazantes SF es en forma de octaedro.

Un octaedro tiene ocho lados y se forma uniendo por la base dos pirámides de base cuadrada. El átomo central en este caso es el S está en el centro de la base cuadrada y los átomos que lo rodean se encuentran en los seis vértices.

Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres

Para identificar el número total de pares enlazantes y pares libres, se designarían las moléculas con pares libres como ABxEy, donde A es el átomo central, B es un átomo de los alrededores y E es un par libre sobre A. tanto x como y son números enteros.

12

AB2E: Dióxido de azufre (SO2) La estructura de Lewis del dióxido de azufre

Debido a que en el modelo RPECV se tratan los dobles enlaces como si fueran sencillos, la molécula de SO2 se puede visualizar como un átomo central de S con tres pares de electrones. De éstos, dos son pares enlazantes y uno es un par libre. Se ve que la distribución de los pares de electrones es trigonal plana. Pero, debido a que uno de los pares de electrones es un par libre, la molécula de SO2 tiene forma angular.

AB2E: Amoníaco (NH3) La molécula de amoníaco contiene tres pares enlazantes y un par libre:

13

La distribución global para cuatro pares de electrones es tetraédrica. Pero en el NH3, uno de los pares de electrones es un par libre, por lo que la geometría del

es

piramidal con base triangular.

Debido a que un par libre repele con más fuerza a los pares enlazantes, los tres pares enlazantes NH se acercan.

AB2E2: Agua (H2O) Una molécula de agua contiene dos pares enlazantes y dos pares libres:

14

La distribución global de los cuatro ppares de electrones libres en el agua es tetraédrica, al igual que en el amoníaco. Sin embargo a diferencia de éste, el agua tiene dos pares libres sobre el átomo central de Oxígeno.

Estos dos pares libres tienden a alejarse entre sí lo más posible. Como consecuencia, los dos pares enlazantes OH se acercan más entre sí, por lo que se puede predecir una mayor desviación del ángulo tetraédrico que en el NH3.

AB4E: Tetrafluoruro de azufre (SF4) La estructura de Lewis:

El átomo central de azufre tiene cinco pares de electrones, cuya distribución de acuerdo al gráfico es bipiramidal trigonal. Sin embargo, en la molécula de SF4 uno de

15

los pares de electrones es un par libre, por lo que la molécula debe tener una de las siguientes geometrías.

GEOMETRÍA DE MOLÉCULAS CON MÁS DE UN ÁTOMO CENTRAL La geometría de las moléculas que tienen sólo un átomo central. La geometría global de las moléculas con más de un átomo central es difícil de definir en la mayoría de los casos. Con frecuencia se puede describir sólo la forma alrededor de cada átomo central. Por ejemplo, considere el metanol,

Los dos átomos centrales en el metanol son C y O. Los tres pares enlazantes CH y el par enlazantes CO tienen una distribución tetraédrica en torno al átomo de C. El ángulo de los enlaces HCH y OCH es aproximadamente de 109°. El átomo de O en este caso se parece al del agua, que tiene dos pares libres y dos pares enlazantes. Por tanto, la parte HOC de la molécula es angular y el ángulo HOC es aproximadamente igual a 105°. TALLER 2 1) Para

la siguiente especie química SF6, identifique el átomo central, los

electrones de valencia de cada átomo periférico, número de enlaces y tipos de enlace.

16

2) Indique en la siguiente tabla la estructura de Lewis, forma molecular, geometría molecular y tipo de enlace para las siguientes especies químicas.

No.

Especie

Estructura

Forma

Geometría

Pares de

Pares de

química

de Lewis

Molecular

Molecular

electrones

electrones no

enlazantes

enlazantes

1.

PCl3

2.

CH2Cl2

3.

HCN

4.

H2SO3

5.

CCl4

6.

NH4+

7.

HNO3

8.

CH4

9.

NO3-

17

DEBER 2 Complete la siguiente tabla correspondiente al capítulo de geometría molecular.

No.

Especie

Pares de

Pares de

Distribución Geometría

Ángulo

química

electrones

electrones

de

compartidos

solitarios

enlace Ideal

1.

BeCl2

2.

BF3

3.

SO2

4.

CH4

5.

NH3

6.

H2O

7.

PCl5

8.

SF4

9.

ClF3

10.

SF6

11.

BrF5

18

Gráfico

CAPÍTULO 3 LÍQUIDOS CAPACIDAD CALORÍFICA La capacidad calorífica de un cuerpo es el cociente entre la cantidad de energía calorífica transferida a un cuerpo o sistema en un proceso cualquiera y el cambio de temperatura que experimenta.

Para medir la capacidad calorífica bajo unas

determinadas condiciones es necesario comparar el calor absorbido por una sustancia (o un sistema) con el incremento de temperatura resultante. La capacidad calorífica viene dada por:

Donde: 

C es la capacidad calorífica, que en general será función de las variables de estado.



Q es el calor absorbido por el sistema.



DT es la variación de temperatura.

Se mide unidades del SI julios/K (ó también en cal/°C). La capacidad calorífica (C) de un sistema físico depende de la cantidad de sustancia o masa de dicho sistema. Para un sistema formado por una sola sustancia homogénea se define además el calor específico o capacidad calorífica específica c a partir de la relación:

Donde: 

c es el calor específico o capacidad calorífica específica.



m la masa de sustancia considerada.

19

CALOR LATENTE El calor necesario para que se produzca el cambio de estado de una sustancia se llama calor latente (L). Según el cambio de estado que sufra la sustancia puede ser, calor latente de fusión (Lf), calor latente de vaporización (Lv) o calor latente de sublimación (Ls). El calor latente depende de algunos datos: 

La masa (m) de dicha sustancia.



Cantidad de Calor Q.

La fórmula es: Q=m * L

CALOR DE VAPORIZACIÓN Y PUNTO DE EBULLICIÓN (LA ECUACIÓNM DE CALUSIUS – CLAPEYRON) Para pasar de la fase líquida a la fase de vapor necesita una absorción de energía por parte de las moléculas líquidas, ya que la energía total de estas es menor que la de las moléculas gaseosas.

En el caso contrario, en la condensación, se produce un

desprendimiento energético, en forma de calor. El calor absorbido por un líquido para pasar a vapor sin variar su temperatura se denomina calor de vaporización. Se suele denominar calor latente de vaporización cuando nos referimos a un mol. El proceso de vaporización en equilibrio para una sustancia X se puede esquematizar como: X (l) ____ X (g)

Donde (l) y (g) representan el estado líquido y gaseoso respectivamente.

El

intercambio calórico que entra en el juego se invierte en vencer la fuerza de atracción del líquido y se suele denominar calor latente interno de vaporización molar.

La

relación cuantitativa entre la presión de vapor P de un líquido y la temperatura absoluta T está dada por la ecuación Clausius-Clapeyron:

20

Donde C es una constante, ln es el logaritmo natural y R es la constante de los gases. Ahora bien si consideramos dos presiones de vapor P1 y P2 del mismo líquido a dos temperaturas T1 y T2 distintas, la ecuación se puede rescribir en la forma:

Cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa que ejerce el gas en contacto con el líquido, se observa la formación de burbujas en el seno del líquido y se dice que este entra en ebullición. Así pues, el punto de ebullición de un líquido se define como:

La temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión externa.

Si se produce una disminución de la presión externa, el punto de ebullición disminuye, mientras que un aumento de la presión externa provocará un aumento del punto de ebullición.

DIAGRAMA DE FASES

21

Se denomina diagrama de fase a la representación gráfica de las fronteras entre diferentes estados de la materia de un sistema, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo. Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado.

Los diagramas de fase más sencillos son los de presión – temperatura de una sustancia pura, como puede ser el del agua. En el eje de ordenadas se coloca la presión y en el de abscisas la temperatura.

Generalmente, para una presión y

temperatura dadas, el cuerpo presenta una única fase excepto en las siguientes zonas:



Punto triple: en este punto del diagrama coexisten los estados sólido, líquido y gaseoso. Estos puntos tienen cierto interés, ya que representan un invariante y por lo tanto se pueden utilizar para calibrar termómetros.



Los pares (presión, temperatura) que corresponden a una transición de fase entre: a) Dos fases sólidas: Cambio alotrópico; b) Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión – solidificación; c) Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación – deposición (o sublimación inversa); d) Entre una fase líquida y una fase de vapor: vaporización – condensación (o licuefacción).

Es importante señalar que la curva que separa las fases vapor-líquido se detiene en un punto llamado punto crítico. Más allá de este punto, la materia se presenta como un fluido supercrítico que tiene propiedades tanto de los líquidos como de los gases.

22

CALOR DE VAPORIZACIÓN Y PUNTO DE EBULLICIÓN

El calor molar de vaporización (DHvap) es una medida de la intensidad de las formas intermoleculares que se ejercen en un líquido. Esta propiedad se define como la energía (por lo general, en Kilojoules) necesaria para evaporar un mol de un líquido. El calor molar de vaporización está relacionado directamente con la magnitud de las fuerzas intermoleculares que hay en el líquido. Si la atracción intermolecular es fuerte, se necesita mucha energía para liberar las moléculas de la fase líquida.

Por

consecuencia, el líquido tiene una presión de vapor relativamente baja y un elevado calor molar de vaporización.

La relación cuantitativa entre la presión de vapor P de un líquido y la temperatura absoluta T está dada por la ecuación de Clausius – Clapeyron.

23

Ejercicios 1) El éter etílico es un líquido orgánico muy inflamable que se utiliza como disolvente. La presión de vapor del éter dietílico es 401 mmHg a 18 °C . calcule su presión de vapor a 32 °C.

2) La presión de vapor del etanol es de 100 mmHg a 34.9 °C. ¿Cuál es su presión de vapor a 63.5 °C? (El AH del etanol es 39.3 Kj/mol)

24

PUNTO DE EBULLICIÓN Es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa.

El punto de ebullición normal de un líquido es la

temperatura a la cual hierve cuando la presión externa es 1 atm.

TEMPERATURA CRÍTICA (Tc) Temperatura por arriba de la cual la fase gaseosa no se puede licuar, independientemente de la magnitud de la presión que se aplique. PRESIÓN CRÍTICA (Pc) Es la mínima presión que se debe aplicar para llevar a cabo la licuefacción a la temperatura crítica.

25

EQUILIBRIO LÍQUIDO - SÓLIDO La transformación de un líquido en sólido se conoce como congelación; el proceso inverso se denomina fusión.

El punto de fusión o el punto de

congelación de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en el equilibrio. El punto de fusión (o congelación) normal de una sustancia es la Temperatura a la cual una sustancia se funde (o se congela) a 1 atm de presión.

Por lo general, se omite la palabra “normal” cuando la

presión es de 1 atm. Calor molar de fusión Es la energía necesaria (comúnmente en Kilojoules) para fundir 1 mol de sólido. EQUILIBRIO SÓLIDO – VAPOR Los sólidos también experimentan evaporación y por consiguiente, poseen una presión de vapor.

El proceso en el cual las moléculas pasan directamente de sólido a vapor se conoce como sublimación.

El proceso inverso se denomina

deposición, esto es, las moléculas hacen

la transición directa de vapor a

sólido.

Como las moléculas están unidas con más fuerza en un sólido, su presión de vapor suele ser mucho menor que la del líquido correspondiente. La energía (por lo general en kilojoules) necesaria para sublimar un mol de sólido recibe el nombre de calor molar de sublimación, y es igual a la suma de los calores molares de fusión y vaporización.

26

27

Ejercicios 1) Calcule la cantidad de energía (en Kilojoules) necesaria para calentar 346 g de agua líquida desde 0°C a 182°C. suponga que el calor específico del agua es 4.184 J/g °C en todo el intervalo líquido y que el calor específico de vapor es 1.99 J/g °C.

Gráfico:

2) Calcule el calor que se libera cuando 68.0 gramos de vapor a 124°C. se convierten en agua a 45°C

Gráfico:

Cálculos:

28

TALLER 3 1) Durante muchos años, el agua potable se ha enfriado en climas cálidos evaporándola de las superficies de bolsas de lona u ollas de barro poroso. ¿Cuántos gramos de agua se pueden enfriar de 35° C a 22 °C por la evaporación de 50 gramos de agua? (El calor de vaporización del agua en este intervalo de temperatura es de 2,4 KJ/g el calor específico del agua es de 4,18 J/g°K)

2) El etanol (C2H5OH) donde a -114°C y ebulle a 78°C; la entalpía de fusión del etanol es de 5.02 KJ/mol, y su entalpía de vaporización es de 38.56 KJ/mol. Los calores específicos del etanol sólido y líquido son 0.97 J/g°K y 2.3 J/g°K respectivamente. ¿Cuánto calor se requiere para convertir 75 g de etanol a 120°C, a la fase de vapor a 78°C? Gráfico:

Cálculos:

29

3) Calcule el cambio de entalpía para convertir 3 moles de hielo de -50 ° C en vapor de agua a 150 ° C bajo una presión constante de 1 atm. Los datos para el problema se detallan a continuación: Gráfico:

Cálculos:

30

4) A continuación se muestran cinco mediciones de presión de vapor para el mercurio a distintas temperaturas.

Determine mediante un gráfico el calor

molar de vaporización del Hg. T(°C) P (mmHg)

340

320

300

250

200

557,9

376,3

246,8

74,4

17,3

T (°K) 1/T°K (lnP(mmHg))

Gráfico:

Cálculos:

31

5) La presión de vapor del etanol es de 100 mmHg a 34.9 °C.

proceda a

determinar la presión de vapor a 63,5 °C. tomar en cuenta que calor molar de vaporización del etanol es de 39,3 Kj/mol (DHvap). Datos:

Cálculos:

32

DEBER 3 1) Los puntos de ebullición y de congelación del dióxido de azufre (SO2) son 10°C y – 72.7 °C (a 1 atm), respectivamente. El punto triple es – 75.5 °C y 1.65 x 10-3 atm; su punto crítico está a 157 °C y 78 atm. Con esta información, dibuje un esquema no escalan del diagrama de fases SO2.

33

CAPÍTULO 4 SÓLIDOS

Los sólidos se dividen en dos categorías: cristalinos y amorfos. El hielo es un sólido cristalino que posee un ordenamiento estricto y regular, es decir, sus átomos moléculas o iones ocupan posiciones específicas. La celda unitaria es la unidad estructural repetida de un sólido cristalino. TIPOS DE CELDAS

CELDA CÚBICA SIMPLE Se la conoce como la unidad básica que se repite en la distribución de las esferas.

CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO Se distingue de un cubo simple en que la segunda capa de esferas se acomoda en los huecos de la primera capa, mientras que la tercera lo hace en los huecos de la segunda capa.

Cada esfera de esta estructura tiene un número de coordinación de 8 (cada una está en contacto con cuatro esferas de la capa superior y cuatro de la capa inferior).

34

CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS En esta celda hay esferas en el centro de cada una de las seis caras del cubo, además de las 8 esferas de los vértices.

CELDAS UNITARIAS Se define como celda unitaria, la porción más simple de la estructura cristalina que al repetirse mediante traslación reproduce todo el cristal. Todos los materiales cristalinos adoptan una distribución regular de átomos o (ión/iones) en el espacio.

La celda unitaria cúbica simple contiene el equivalente de un solo átomo. La celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo contiene dos átomos. La celda unitaria centrada en las caras contiene el equivalente de cuatro átomos.

LEY DE BRAGG

35

La ley

de

Bragg permite

estudiar

las

direcciones

en

las

que

la difracción de rayos X sobre la superficie de un cristal produce interferencias constructivas, dado que permite predecir los ángulos en los que los rayos X son difractados por un material con estructura atómica periódica (materiales cristalinos). Fue derivada por los físicos británicos William Henry Bragg y su hijo William Lawrence Bragg en 1913. La ley de Bragg confirma la existencia de partículas reales en la escala atómica, proporcionando una técnica muy poderosa de exploración de la materia, la difracción de rayos X. Los Bragg fueron galardonados con el Premio Nobel de Física en 1915por sus trabajos en la determinación de la estructura cristalina del NaCl, el ZnS y el diamante.

36

a interferencia es constructiva cuando la diferencia de fase entre la radiación emitida por diferentes átomos es proporcional a 2π. Esta condición se expresa en la ley de Bragg:

Donde 

n es un número entero,



λ es la longitud de onda de los rayos X,



d es la distancia entre los planos de la red cristalina y,



θ es el ángulo entre los rayos incidentes y los planos de dispersión.

37

SÓLIDOS CRISTALINOS:

TIPOS DE SÓLIDOS CRISTALINOS: Las estructuras y propiedades de los cristales 

Iónicos: Se caracterizan porque sus redes cristalinas están formadas por cationes y aniones unidos por fuerzas electrostáticas (NaCl). Tienen puntos de fusión elevados, son solubles en agua y conducen la electricidad cuando se encuentra en una disolución acuosa.



Moleculares: Las unidas que se repiten en la red cristalina son átomos moléculas neutras (I2). Tienen bajos puntos de fusión, son solubles en disolventes no polares y no conducen la electricidad.



Metálicos: Formados por cationes metálicos rodeados de electrones móviles (Fe, Na). Tienen puntos de fusión elevados, son insolubles en el agua y la mayoría de los disolventes orgánicos y son buenos conductores.



Red Covalente:

38

Los átomos que forman la red se unen mediante enlaces covalentes y no forman moléculas discretas (diamante).

Tienen sus puntos de fusión muy

elevados, son insolubles en la mayoría de los disolventes comunes y no son conductores.

SÓLIDOS AMORFOS

Los sólidos son más estables en forma cristalina. Los sólidos amorfos como el vidrio, carecen de una distribución tridimensional regular de átomos.

TALLER 4 1) Un elemento cristaliza en una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo. La arista de la celda unitaria es 2.86 A° y la densidad del cristal es de 7.92 g/cm3. Calcular el peso atómico del elemento.

39

2) La celda en un retículo cúbico centrado en las caras. Por difracción de rayos X se determinó que la longitud de una arista de la celda unitaria es 408.6 pm. La densidad de la plata es 10.50g/cm3. Determine la masa de un átomo de plata y el número de Avogadro, considerando que el peso atómico de la plata es 107.87g/cm3.

3) El Xenón sólido forma cristales con una celda unitaria centrada en las caras cuya arista mide 0.620 nm. Calcule el radio atómico del Xenón.

4) El fluoruro de potasio tiene una estructura cristalina del tipo del cloruro de sodio (la estructura posee una red con una celda unitaria centrada en las

40

caras). La densidad de la sal referida a 25°C es 2.468g/cm3. Calcule el valor de la arista.

5) El acomodo geométrico de los iones en cristales de LiF es el mismo que en NaCl. Una arista de una celda unitaria de LiF mide 4.02 A°. calcular la densidad del LiF (a 20 °C la densidad experimental del fluoruro es 2.94g/cm3).

6) La distancia entre capas de NaCl cristalino es de 282 pm. Los rayos X se difractan de estas capas en un ángulo de 23°.

Suponiendo que n=1,

calcule la longitud de onda de los rayos X en pm.

7) La celda unitaria de la plata metálica es cúbica centrada en las caras con aristas igual a 4.086 A°. determine: a) El radio atómico de la plata. b) El volumen de un átomo de plata en cm3, si el de la esfera es V = (4/3) πr3. c) El porcentaje del volumen de la celda unitaria ocupado por átomos de Ag. d) El porcentaje del espacio vacío.

41

e) La densidad de la plata metálica.

CAPÍTULO 5 SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.

42

PORCENTAJE MASA-MASA (%M/M): Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de disolución:

MOLARIDAD (M): La Molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro de solución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 100 ml de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar).

Se representa también como M=n/V, en donde: 

“n” son los moles de soluto



“V” es el volumen de la disposición en litros.

MOLALIDAD (m): La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente (no de disolución). Para preparar disoluciones

de una determinada molalidad, no

se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poder restar el correspondiente valor.

43

NORMALIDAD (N): La Normalidad (N) es el número de Equivalente químico (Eq-q) de soluto por litro de disolución.

PROPIEDADES COLIGATIVAS: Las propiedades coligativas aquellas propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración molal, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto.

Están

estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.

DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR: Cuando se prepara una solución con un disolvente puro y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura) se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.

DESCENSO CRIOSCÓPICO:

44

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.



m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/Kg.)



DTfes el descenso del punto de congelación y es igual a T f– T donde T es el punto de congelación de la solución y T fes el punto de congelación del disolvente puro.



Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1.86 °C Kg/mol

AUMENTO EBULLOSCÓPICO Al agregar moléculas o iones a un disolvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.



m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/Kg.)



DTbes el descenso del punto de ebullición y es igual a T - Tbdonde T es el punto de ebullición de la solución y Tbes del disolvente puro.



Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 0.52 °C Kg/mol

45

PRESIÓN OSMÓTICA La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de mayor hacia zonas de menor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a “diluir”. Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.



N es el número de moles de partículas en la solución.



R es la constante universal de los gases, donde R= 8.314472 J.K-1.mol-1.



T es la temperatura en grados Kelvin.

Teniendo en cuenta n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos: Al igual que en ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.

TALLER 5

1. Calcule el porcentaje en masa del Sulfato de Sodio en una disolución que contiene 11.7 gramos de Sulfato de Sodio en 443 gramos.

2. Se prepara una disolución que contiene 7.5 gramos de CH3OH en 245 gramos de H2O. calcular: a) La fracción molar del CH3OH, b) El porcentaje en masa del CH3OH; c) La molalidad del CH3OH.

46

3. Calcule la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 10.5 gramos de Nitrato de Magnesio Mg(NO3)2 en 250 ml de disolución.

4. La densidad del acetonitrilo CH3CN es 0.786 g/ml y la densidad del metanol CH3OH es de 0.791 g/ml. Se prepara una disolución disolviendo 15 ml de metanol en 90 ml de acetonitrilo. Calcular: a) La fracción molar del metanol en la disolución; b) Calcule la molalidad de la disolución.

47

5. Determine la Normalidad de una solución de H3PO4 que tiene un volumen de 850 ml y en que están presentes 20g de dicho ácido.

6. La glicerina C3H8O3 es un electrolito no volátil con una densidad de 1.26 g/ml a 25 °C. Calcular la presión de vapor a 25°C de una disolución que se preparó agregando 50 ml de glicerina a 500 ml de agua. La presión de vapor de agua pura a 25°C es de 23.8 torr.

7. Calcule el punto de congelación y ebullición de una disolución que contiene 0.6 Kg de cloroformo CHCl3 y 42 gramos de eucalipto C10H18O; una sustancia fragante que se encuentra en las hojas de los eucaliptos. Sabiendo que los puntos de fusión y ebullición del cloroformo son -63.5 °Cy 61.2 °C respectivamente. Datos: Kb= 3.63 °C/m; Kf= 4.68 °C/m.

48

8. El alcanfor C10H16O funde a 179.8 °C y tiene una constante del punto de congelación excepcionalmente grande, Kf= 40°C/m. Si 0.186 gramos de una sustancia orgánica desconocida se disuelve en 22.01 gramos de alcanfor líquido; se observa que el punto de congelación de la mezcla es de 176.7 °C. Calcule la masa molar del soluto.

9. Calcule la presión osmótica de una disolución que se prepara disolviendo 50 mg de aspirina C9H8O4 en 0.250 L de agua a 25°C.

49

DEBER 5 1. Calcule, en primer lugar, la presión de vapor de una disolución preparada al disolver 218 gramos de glucosa (masa molar= 180.2 g/mol) en 460 ml de agua a 30°C. luego determine la disminución en la presión de vapor a esa temperatura en relación a la presión del agua (solvente puro), esto luego de la intervención de la glucosa sobre el agua.

50

2. El ácido Sulfúrico concentrado que se utiliza laboratorio es H2SO4 a 98% en masa. La densidad de esta solución es de 1.83 g/ml. A continuación calcule la molalidad y molaridad de la solución ácida. respuestas con las dimensiones correspondientes.

51

Presente sus

3. La presión de vapor de una disolución de glucosa es de 17.01 mmHg a 20°C, mientras que la del agua pura es de 17.25 mmHg a la misma temperatura.

Calcule la molalidad de la disolución.

Datos: número de

moles de agua en un kilogramo de agua es de 55.49.

4. El etilenglicol CH2(OH)CH2(OH), es un anticoagulante común para los automóviles. Es soluble en agua y bastante no volátil (punto de ebullición de 197°C). datos: La masa molar del etilenglicol es de 62.01 g; Kf= 1.86 °C/m; Kb= 0.51 °C/m; los puntos de ebullición y congelación del agua son 100.00 °C y 0.0 °C, respectivamente.

52

5. La presión osmótica promedio del agua de mar, medida a temperatura de 25 °C, es alrededor de 30.0 atm. Calcule la concentración molar de una disolución acuosa de urea [(NH2)2CO] que es isotónica del agua de mar.

6. La solubilidad de MnSO4.H2O en agua a 20°C es de 70 g. por 100 ml de agua. Con los cálculos pertinentes proceda a contestar si una disolución de 1.22 de sulfato de manganeso mono hidratado en agua a 20°C esta ¿saturada, insaturada o sobresaturada?

53

7. Se prepara una disolución disolviendo 35.0 g. de hemoglobina (Hb) en suficiente agua para obtener un volumen de 1L. si la presión osmótica de la disolución es de 10.0 mmHg a 25°C, calcule la masa molar de la hemoglobina. ¿Qué unidades debemos utilizar para π y la temperatura?

54

CAPÍTULO 6 CINÉTICA QUÍMICA

VELOCIDAD DE REACCIÓN: La rapidez o velocidad de reacción se define como la cantidad de reactivos que se transforma o el producto que se forma por unidad de tiempo.

La unidad es

molaridad/segundos (M/s).

En una reacción química pueden intervenir diversos factores que se encargan de modificar (ya sea aumentando o disminuyendo) la rapidez de la misma. Estos factores son: a) TEMPERATURA: A mayor temperatura, mayor rapidez de reacción.

La temperatura

representa uno de los tipos de energía presente en la reacción. El sentido

55

del flujo de energía entre los miembros de reacción determina si esta es exotérmica o endotérmica.

b) SUPERFICIE DE CONTACTO. A mayor superficie de contacto, mayor rapidez de reacción. La superficie de contacto determina el número de átomos y moléculas disponibles para la reacción. A mayor tamaño de partícula, menor superficie de contacto para la misma cantidad de materia.

c) ESTADO DE AGREGACIÓN: El estado de agregación es el estado en el que se encuentra la materia y depende de sus características físicas y químicas. El estado de agregación que presenta mayor rapidez de reacción es el gaseoso, seguido de las disoluciones y por último los sólidos.

d) CONCENTRACIÓN: A mayor concentración (mayor presencia de moléculas por unidad de volumen), mayor rapidez de reacción de uno de los reactivos.

La

concentración se refiere a la cantidad de átomos y moléculas presentes en un compuesto o mezcla.

e) CATALIZADORES: Los catalizadores son sustancias que modifican la rapidez de una reacción sin sufrir cambio aparente en su composición o peso.

REACCIÓN DE ORDEN CERO:

56

REACCIÓN DE ORDEN UNO

REACCIÓN DE ORDEN 2

57

CINETICA QUIMICA

El término Cinética Química se refiere al estudio de las Velocidades de Reacción y de los factores que influyen en ellas Velocidad:

V = Espacio recorrido/Unidad de tiempo

Velocidad de reacción: Vr = Cambio de concentración de reactivo o producto en función del tiempo que sucede el cambio

(M/s)

A  B

Para la reacción:

Velocidad que se consumen los reactivos = Velocidad que se forman los productos

VA = - A/ t

VB = B/ t

Velocidad de reacción y Estequiometría Cuando la relación estequiométrica es diferente a 1

aA

+

bB



Velocidad = -

cC

+ dD

(1)

1 A 1 B  1 C  1 D     a t b t c t d t

Factores que afectan la velocidad de reacción Naturaleza de los reactivos Cambios de concentración Cambios de temperatura Presencia de un catalizador Efecto de la Naturaleza de los reactivos

58

Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz. Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no son miscibles entre sí, como por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite, se hace reaccionar éste con agua, para lograrlo, el agua de la parte inferior (recordemos que el aceite es más liviano que el agua) se recircula hacia la parte superior rociándola sobre la superficie del aceite. Otro ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera, que se quema más rápido que un tronco de un kilo de masa. Efecto del Cambio de la Concentración. Una forma de estudiar el efecto de la concentración en la velocidad de reacción consiste en establecer cómo depende la velocidad al comienzo de la reacción (velocidad inicial) de las concentraciones de partida

La dependencia de la concentración se expresa:

Para la reacción (1) V = k A B m

n

V = k R 

(2)

Donde: -

K es la constante de velocidad

-

m y n determinan el orden de reacción (son números enteros pequeños 0, 1, 2….)

Exponentes de la ecuación de Velocidad

59

Los exponentes determinan el orden de reacción con respecto a los reactivos y la suma de ellos establece el orden general de reacción. -

Si la concentración varía y no se ve afectada la velocidad, la reacción es de orden 0

-

Si la concentración varía y la velocidad varía en la misma proporción, la reacción es de orden 1

-

Si la concentración se duplica y la velocidad varía en una proporción de 22, la reacción es de orden 2

-

Si la concentración se triplica y la velocidad varía en una proporción de 32 es de orden es de orden 3

Para



V = k NH 4

 NO 

 2



El orden general de reacción es 2

2

La constante de velocidad y sus unidades De lo expuesto anteriormente (2) se deduce que k depende del orden de reacción Si Velocidad se expresa en M/s y Concentración en M Para una reacción de primer orden: s-1 Para una reacción de segundo orden:

M-1s-1

Para una reacción de tercer orden: M-2s-1 Reacciones de Primer Orden Es la que depende de la concentración de uno de sus reactivos elevado a la primera potencia Para una reacción del tipo

A  Productos

Velocidad = -

 A = k  A t

Si relacionamos la concentración de A al comienzo de la reacción A0 con su concentración en cualquier otro tiempo t, At

60

lnAt  lnA0  kt ó

ln

At A0

 kt

(3)

La ecuación 2 también se puede ordenar

lnAt  kt  lnA0  Dónde

Y

= mx + b

Reacciones de Segundo Orden Es aquella cuya velocidad depende de la concentración de un reactivo elevada a la segunda potencia o de las concentraciones de dos reactivos diferentes, cada una elevada a la primera potencia.

Velocidad = 

A 2  k A t

Si relacionamos la concentración de A al comienzo de la reacción A0 con su concentración en cualquier otro tiempo t, At

1 1  kt  At A0  Dónde

Y = mx + b

Vida media (t1/2) Es el tiempo necesario para que la concentración de un reactivo descienda a la mitad de su valor original At

1

2

1

2

A0 61

La vida media es una forma conveniente para describir la rapidez con la que una reacción ocurre

1 0,693 =  2  k k ln

Para una reacción de Primer Orden

t1/2

Para una reacción de Segundo Orden

t1/2 =

1 k A0

Efecto de la Temperatura La velocidad de casi todas las reacciones cambia por efecto de la temperatura. Se puede ver este efecto en la descomposición de los alimentos, cuando los ponemos en refrigeración y cuando los dejamos al medio ambiente en una ciudad como Guayaquil. Cuando dos moléculas interaccionan, parte de la energía cinética se convierte en energía vibracional. Si la energía es muy grande, las moléculas comenzarán a vibrar fuertemente, con lo cual algunos enlaces se romperán. El rompimiento de los enlaces es el primer paso para que se produzca una reacción. ¿Pero que pasa si la energía es pequeña? ¿o muy grande? En realidad eso depende de las moléculas que deben reaccionar, pero siempre será necesaria una cantidad mínima de energía para que la reacción se produzca; a esa energía llamaremos Energía de activación

Con este modelo es fácil entender el efecto de la temperatura en la velocidad de reacción, porque al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas y con ello se aumenta la posibilidad de que se supere la energía de activación durante la colisión. El concepto de energía de activación fue concebido a finales del siglo XIX por el químico sueco Svante Arrhenius, quien demostró que la constante de velocidad para una reacción varía con la temperatura de acuerdo a la siguiente expresión conocida como la Ecuación de Arrhenius

62

k  Ae

Donde:

 Ea

RT

Ea es la energía de activación R es la constante de los gases T es la temperatura absoluta e es la base de los logaritmos naturales A es el número de choques entre las partículas reaccionantes

Si obtenemos el logaritmo para cada lado de la igualdad, nos queda:

ln k   Ea

RT

 ln A

Ecuación que puede identificarse con la ecuación de una recta

Curvas de energía para (a) una reacción exotérmica; (b) una reacción endotérmica Efecto de los catalizadores

Un catalizador es una sustancia que

Su

modifica la velocidad de una reacción,

disminuye

sin que sufra un cambio químico

temperaturas y altas presiones en

permanente y sin consumirse durante

procesos industriales, razón por lo que

la misma

actualmente

63

presencia la

en

muchos

necesidad

se

hacen

casos

de

altas

grandes

inversiones de dinero en estudios,

buscando más y mejores catalizadores.

Existen dos tipos de catálisis: homogénea y heterogénea.

En la catálisis homogénea todas las sustancias (reactivos, productos y catalizadores) están en el mismo estado físico. En la heterogénea en cambio el catalizador es una sustancia sólida y las demás sustancias están en otros estados físicos. Ejercicios TALLER 6 1) La descomposición del compuesto A sigue una cinética de ordencero con k=1,0x10-5M/s. Si se parte de una concentración inicial de A 1,000M, calcula: a) la concentración molar de A al cabo de 12 h de descomposición, b) el tiempo necesario para que la concentración sea 0,200M, c) la vida media

2) La descomposición del compuesto A sigue una cinética de segundoorden con k=1,0x10-5M-1s-1. Si se parte de una concentración inicial de A 1,000M, calcula: a) la concentración molar de A al cabo de 12 h de descomposición, b) el tiempo necesario para que la concentración sea 0,200M, c) la vida media

64

3) La constante de velocidad de primer orden de descomposición de un insecticida de jardín(x) en agua a 20°C es de 0.725 año-1. Cierta cantidad del insecticida x es arrastrada por casualidad el 1 de Agosto de 2007 al lago de la ESPOL en el Campus Prosperina y alcanza una concentración de 4.0 x 107

g/cm3 de agua. Suponga que la temperatura media del lago es de 20°C.

proceda a calcular la concentración de x para el 1 de Agosto del 2008.

4) El desastre de Chernóbil es el nombre que recibe el accidente nuclear sucedido en la central nuclear de Chernóbil el 26 de abril de 1986. Este suceso ha sido considerado el accidente nuclear más grave según el INES y uno de los mayores desastres medioambientales de la historia.

La central nuclear de

Chernóbil (Central eléctrica nuclear memorial V.I. Lenin) se encuentra en

65

Ucrania, a 18 Km al Noroeste de la ciudad de Chernóbil, a 16 Km de la frontera entre Ucrania y Belorusia y a 110 Km al norte de la capital de Ucrania, Kiev. Inmediatamente después del accidente, la mayor preocupación se centró en el yodo radioactivo, con un periodo de semidesintegración de ocho días. Hoy en día 2011 las preocupaciones se centran en la contaminación del suelo con Estroncio -90 y Cesio-37, con periodos de desintegración de unos 30 años. Los niveles más altos de cesio-137 se encuentran en las capas superficiales del suelo, donde son absorbidos por plantas, insectos hongos, entrando en la cadena alimenticia. A) Calcule la vida media del Estroncio-90 en base a los datos abajo proporcionados (su respuesta en años): La desintegración de 1 gramo de estroncio-90 después de 2 años deja un residuo de 0.953 gramos. b) Determine cuanto estroncio-90 quedará después de 5 años a partir de la masa inicial de la muestra dada en la parte A, su respuesta en gramos. C) En qué continente queda el accidente ocurrido.

66

DEBER 7 1) Análisis del gráfico de reacción NO2 -------- NO + O2

t

0

5

10

15

20

M

0.100

0.017

0.0090

0.0062

0.0047

67

2) Análisis del gráfico de reacción NO2 -------- NO + O2

Ts

0

39

80

140

210

M

0.316

0.274

0.238

0.190

0.146

68

3) Considere la reacción acuosa hipotética siguiente A (ac) ------- B(ac). Se carga un matraz con 0.065 mol de A en un volumen total de 100 ml. Se recopilan los siguientes datos: Ts

0

5

10

15

20

M

0.100

0.017

0.0090

0.0062

0.0047

Calcule el número de moles de B en cada tiempo suponiendo que no hay moles de B en el tiempo cero. B) Calcule la velocidad media de desaparición de A a cada intervalo de 10 min, en unidades M/s. c) entre t=10 min y t= 30 min cuál es la velocidad media de aparición de B en unidades de M/s. Suponga que el volumen de la disolución es constante.

69

4) A 500 °, el gas butadieno se convierte en gas ciclobuteno. Determine gráficamente el orden de la reacción respecto al butadieno y la constante de velocidad, a partir de los siguientes datos: Ts 195 604 1,246 2,810 4,140 8,135 M

0.100

0.017

0.0090

70

0.0062

0.0084

0.0057

5) Se estudió la isomeración del metilisonitrilo (CH 3NC) a acetonitrilo (CH3CN) en fase gaseosa a 215|C y se obtuvieron los siguientes datos: Tiempo (s) dT Concentración dM Velocidad M/s 0

0.01650

2000

0.01100

5000

0.00591

8000

0.00314

12000

0.00137

15000

0.00074

71

CAPÍTULO 7 EQUILIBRIO Es un estado en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo

EQUILIBRIO QUIMICO

Las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes El equilibrio se establece cuando Velocidad de la reacción Directa = Velocidad de la reacción Inversa AB

B A

Vd = Vi



kdA = kiB



kd = k i

kd / ki

B / A =

Keq (constante de equilibrio)

Para la reacción

aA

+

bB



cC

+

dD

Donde -

A y B son reactivos y C y D son productos

a, b, c, d son los coeficientes en la ecuación química balanceada

72

De acuerdo con la ley de acción de masas, la ecuación que expresa la constante del equilibrio es: Keq = P / R Keq = CcDd / AaBb

Donde -

Keq es la constante de equilibrio a determinada temperatura

-

La constante se expresa en función de las concentraciones (expresada en Molaridad)

Equilibrio Heterogéneo Participan sustancias que están en diferentes fases La concentración de los sólidos y líquidos no se incluye en la expresión de equilibrio para la reacción Sí se incluye la concentración de los gases y soluciones Equilibrio Homogéneo Participan sustancias que están en la misma fase. En el caso que todas las sustancias están en fase gaseosa, se puede formular la expresión de equilibrio en término de presiones parciales.

Kp = (PC)c (PD)d / (PA)a (PB)b

Relacionando Kc con Kp

Utilizando la ecuación del gas ideal para convertir la concentración (en Molaridad M) a presión (en atmósferas) PV = nRT

por lo tanto

P = (n/V) RT = MRT

73

PA = A RT

Para una sustancia A:

Reemplazando en la expresión correspondiente a Kp, obtenemos la expresión general que relaciona Kp con Kc Kp = Kc (RT)n Donde n es el cambio en el número de moles de gas al pasar de reactivos a productos. PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Si un sistema en equilibrio es perturbado por una tensión (como cambio de Presión, Temperatura o Concentración de uno de sus componentes), el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO

Cambios de Concentración.Si un sistema químico está en equilibrio y agregamos una sustancia (reactivo o producto) la reacción se desplazará para restablecer el equilibrio consumiendo parte de la sustancia adicionada. Por el contrario la extracción de una sustancia da por resultado que la reacción se lleve a cabo en el sentido que se forme mayor cantidad de sustancia No cambia el valor de la constante de equilibrio

Agrega reactivo



Quita reactivos



Agrega producto



Quita productos



Cambios de temperatura.-

74

Se puede considerar que: 

En una reacción endotérmica el calor sea un reactivo Reactivos + Calor

Agrega Calor







Productos



Quita Calor

En una reacción exotérmica, el Calor sea un Producto Reactivos = Productos + Calor

Agrega Calor



Quita Calor



Como resultado:

En una Reacción Endotérmica:

Un incremento de T hace que K aumente

En una Reacción Exotérmica:

Un incremento de T hace que K disminuya

Cambios de Volumen y Presión

Para que los cambios de presión tengan algún efecto significativo sobre una reacción química en equilibrio, es preciso que uno o varios de sus componentes sea un gas. A temperatura constante, la reducción del volumen de una gaseosa en equilibrio causa que el sistema se desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas. A la inversa, un aumento de volumen causa un desplazamiento en el sentido que produce más moléculas de gas.

75

Reduce Volumen – Aumenta Se mueve hacia donde reduce el número de Presión

moles

Aumenta Volumen – Reduce Se mueve hacia donde aumenta el número de Presión

moles

Estos cambios no alteran el valor de la constante

TALLER 7

1) Cuando 1 mol de monóxido de carbono y 1 mol de agua llegan al equilibrio a 1000°C en un vaso de 10 L, la mezcla en equilibrio contiene 0,57 mol de CO; 0,57 mol de agua; 0,43 mol de CO2 y 0,43 mol de H2. a) Escriba la ecuación química para el equilibrio b) ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio?

2) Para aumentar la proporción del gas de síntesis (mezcla de CO y agua) se aplica la siguiente reacción.

76

3) La disociación del dióxido de nitrógeno en monóxido de nitrógeno y oxígeno se desarrolla en un matraz cerrado a 327|C, la concentración molar de los gases de equilibrio es N2 0.0146M; NO 0.0382 M; O2 0.00191 M. hallar las constantes Kc y Kp para la disociación del dióxido de nitrógeno a 327°C

4) El Bromuro de nitrosilo está en equilibrio con bromo y óxido nítrico

77

DEBER 7

5) Si el bromuro de nitrosilo, NOBr, está disociado al 34% en Br2, a 24°C, y la presión inicial del bromuro de nitrosilo es 0,25 atm, calcule Kp y Kc a esa temperatura.

6) La constante de equilibrio Kp para la reacción:

es de 55,3 a 700°C. en un

matraz de 2L que contiene una mezcla en equilibrio de los tres gases, hay 0.056 g. de N2 y 4.36 g. de H2 ¿Cuál es la masa de NH3 en el matraz?

7) La descomposición del N2O5 se lleva de acuerdo a la siguiente ecuación N2O5

----) NO2 + O2 en base a lo proporcionado, determine la velocidad

de aparición de producto N2.

78

CAPÍTULO 8 ÁCIDOS Y BASES - EQUILIBRIO IÓNICO

ÁCIDOS Y BASES 

Los ácidos de Bronsted donan protones y las bases de Bronsted aceptan protones.

Ésta es la definición a la que normalmente se

refieren los términos “ácido” y “base”. 

La acidez de una disolución acuosa se expresa como su pH, que se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno (en mol/L).



A 25°C, una disolución ácida tiene un pH7, y una disolución neutra tiene un pH=7.



Los siguientes ácidos se clasifican como ácidos fuertes en disolución acuosa: HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4 (primera etapa de ionización) y HNO3. Las bases fuertes en disolución acuosa incluyen los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos (excepto el berilio).



La constante de ionización Ka aumenta al incrementarse la fuerza del ácido. De forma semejante, la Kb expresa la fuerza de las bases.



El porcentaje de ionización es otra forma de medir la fuerza de los ácidos. Cuanto más diluida es una disolución de un ácido débil, mayor será su porcentaje de ionización.

79



El producto de la constante de ionización de un ácido y la constante de ionización de su base conjugada es igual a la constante de procto iónico del agua.



Las fuerzas relativas de los ácidos se explican cualitativamente en términos de su estructura molecular.



La mayoría de las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo en sus iones cuando se disuelven. La reacción de estos iones con el agua, denominada hidrólisis de la sal, puede producir disoluciones ácidas o básicas. En la hidrólisis de una sal, las bases conjugadas de los ácidos débiles forman disoluciones básicas en tanto que los ácidos conjugados de las bases débiles producen disoluciones ácidas.



Los iones metálicos pequeños con cargas elevadas, como el Al3+ y el Fe3+, se hidrolizan para formar disoluciones ácidas.



La mayoría de los óxidos pueden clasificarse como ácidos, básicos o anfóteros. Los hidróxidos metálicos pueden ser básicos o anfóteros.



Los ácidos de Lewis “ácido de Lewis” por lo general se utiliza para sustancias que están en posibilidad de aceptar pares de electrones pero que no contienen átomos de hidrógeno ionizables.

80

81

82

83

Contante del producto iónico del agua

Definición del pH de una disoluci{on

Definición del pOH de una disolución

84

Otra forma de la ecuación

Relación de constantes de ionización

85

EQUILIBRIO IÓNICO 

El efecto del ion común tiende a suprimir la ionización de un ácido débil o una base débil. Este efecto se explica por medio del principio de Le Chätelier.



Una disolución amortiguadora es una combinación de un ácido débil y una base conjugada débil (añadida en forma de sal) o una base débil y su ácido conjugado débil (añadido en forma de sal).

La disolución reacciona con

pequeñas cantidades de ácido o de base añadidos, de tal forma que el pH de la disolución permanece casi constante. Los sistemas amortiguadores tienen una función importante en el mantenimiento del pH de los fluidos corporales.



El pH en el punto de equivalencia de una valoración ácido-base depende de la hidrólisis de la sal formada en la reacción de neutralización.

En las

valoraciones ácido fuerte-base fuerte, el pH del punto de equivalencia es 7; en las valoraciones ácido débil- base fuerte, el pH del punto de equivalencia es mayor que 7; en las valoraciones ácido fuerte – base débil, el pH del punto de equivalencia es menor que 7. 

Los indicadores ácido base son ácidos o bases orgánicas débiles que cambian de color cerca del punto de equivalencia de una reacción de neutralización entre un ácido y una base.



El producto de la solubilidad Kps expresa el equilibrio entre un sólido y sus iones en disolución. La solubilidad se puede calcular a partir de Kps, y viceversa.



La presencia de un ion común disminuye la solubilidad de una sal ligeramente soluble.

86



La solubilidad de las sales ligeramente solubles que contienen aniones básicos aumenta con el incremento de la concentración de iones de hidrógeno. La solubilidad de sales que tienen aniones derivados de ácidos fuertes no se modifica con el pH.



Los iones complejos se forman en disolución por la combinación de un catión metálico con una base de Lewis.

La constante de formación Kf mide la

tendencia de la formación de un ion complejo específico. La formación de un ión complejo puede aumentar la solubilidad de una sustancia insoluble. 

El análisis cualitativo es la separación e identificación de cationes y aniones en disolución.

TALLER 8 PROBLEMAS DE EQUILIBRIO ÁCIDO BASE 1) Calcule el pH de una solución que contiene 0.10 M de ácido nitroso y 0.10 M de nitrito de potasio, el valor de Ka = 4.5 *10-4

87

2) Calcule el pH de una disolución preparada combinada 50.0 ml de ácido acético 0.15 M con 50.0 ml de acetato de sodio 0.20 M.

3) Complete lo solicitado en las columnas de la tabla, esto en base a los cálculos pertinentes para las entradas que faltan.

H

OH

pH

pOH

¿äcida?

¿básica?

¿neutra?

6.4 * 10-6 11.9 7.07 * 107

4) Conteste, tomando en consideración las soluciones que se preparan durante la prácitca “Efecto Ión Común y soluciones buffer” Solución A: 55 ml de agua y 5 ml de una solución 8M de NH4OH. Solución B: tomando la mitad de la solución A y se le agregó 2 g. de NH4Cl. Solución C: tomando la otra mitad de la solución A y se le agregó 5 ml de ZnCl2.

88

5) Calcule el pH de las siguientes soluciones de ácidos fuertes: a) Ácido nítrico 0.0575 M. b) 0.723 g. de perclorato de k en 2.00 l de disolución. c) 5.00 ml de HCl 1.00 M diluidos a 0.75 L.

DEBER 8 1) Cierta muestra de vinagre tiene un pH de 2.90. suponiendo que el único ácido que el vinagre contiene es ácido acético (Ka=1.8*10-5), calcule la concentración de ácido acético en el vinagre.

2) El ácido HC6H7O2 (0.1M), es un ácido monoprótico débil con Ka=1.7*10-5. Su sal (sorbato de potasio) se agrega al queso para inhibir la formación de mohos. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 4.93 g. de sorbato de potasio en 0.5 L de solución? (H=1g, O=16g., C=12g; K=39 g/mol).

89

3) ¿Cuántos gramos de lactato de sodio (NaC3H5O3) se deben agregar a 1 litro de ácido láctico HC3H5O3 0.15 M, para formar una solución amortiguadora de pH 2.95? ; Suponga que el volumen no cambia al agregar el NaC3H5O3. Ka= 1.4*10-4.

4) Complete lo solicitado en las columnas de la tabla, esto en base a los cálculos pertinentes para las entradas que faltan. H 7.5 * 10-3

OH

pH

pOH

3.6 * 1010

8.25 5.70

90

¿Ácida?

¿Básica?

¿Neutra?

BIBLIOGRAFIA



C Raymond, Química séptima edición, mcGraw Hill Companis Inc, séptima edición.



Apuntes del Estudiante Luis Vaca



Material de trabajo Ing. Jenny Venegas.



Material de trabajo Ing. Diego Muñoz



http://www.google.com.ec/imgres?q=geometria+molecular&start=92&um=1&hl=es&s a=N&biw=1092&bih=533&tbm=isch&tbnid=7oQK9obQbdIOcM:&imgrefurl=http://geo metria2430.blogspot.com/&docid=2r

91