Principos de Quimica Apuntes y Cuestionarios

Principios de Química Apuntes y Cuestionarios La materia de Principios de Quimica de la Preparatoria Abierta presenta varios inconvenientes para el alumno que estudia en casa, ya que el libro de texto esta dirigido a estudiantes que va a cursar carreras relacionadas con la química, y por lo mismo, el tratamiento de los temas resulta elevado para este nivel de estudio. En este material se ha resumido el contenido del curso Principios de Química para la Preparatoria Abierta de la SEP. Se han tomado en cuenta los objetivos de la guía de estudios, junto con el libro de texto. Al final de cada capítulo se encuentra el cuestionario del libro con los problemas resueltos. Dentro de esos cuestionarios se encuentra una parte correspondiente a conceptos la cual se ha dejado sin contestar para que el alumno la resuelva investigando en el libro o en internet, me parece que el material de Wikipedia puede ser mas fácil de entender que el libro de texto. Espero que este material les sea de utilidad y facilite también la labor del asesor en esta materia. Cualquier comentario o sugerencia lo pueden enviar al siguiente correo electrónico: [email protected]

Atte. LCQ. Mario León Ríos

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Modulo # 1 Energía . 1. Movimiento. Los científicos de una de las ramas de la física (la mecánica), durante siglos han dedicado especial atención al análisis del movimiento. ¿cuáles son los elementos o los aspectos más simples en cuyos términos puede describirse el movimiento? ¿Cuáles son los elementos más simples a los que pueden reducirse todas las formas de movimiento? Dos de los "elementos" más útiles se relacionan con la posición (la posición del objeto en el espacio y su posición respecto al tiempo). La descripción de un cuerpo en movimiento debe indicar en dónde está y cuándo. Se puede describir la forma en que se desplaza un objeto, indicando cómo se relacionan entre sí las dos posiciones. La mejor descripción, la proporciona la ecuación con la cual podamos decir dónde estará el objeto en un tiempo futuro, o dónde estaba anteriormente. Cinematica: Es la parte de la mecánica que se encarga de estudiar la geometría del movimiento. Velocidad = distancia/tiempo Aceleración = cambio de velocidad /tiempo

2. Sistema métrico decimal. Fue implantado por la primera Conferencia General de Pesos y Medidas (París, 1889). Se pretendía buscar un sistema de unidades único para todo el mundo y así facilitar el intercambio científico, cultural, comercial, de datos... Hasta entonces cada país, incluso cada región, tenía su propio sistema de unidades; a menudo, una misma denominación representaba un valor distinto en lugares y épocas diferentes. - Como unidad de medida de longitud se adoptó el metro, definido como la diezmillonésima parte del cuadrante del meridiano terrestre, cuyo patrón se reprodujo en una barra de platino iridiado. El original se depositó en París y se hizo una copia para cada uno de los veinte países firmantes del acuerdo. - Como medida de capacidad se adoptó el litro, equivalente a un decímetro cúbico de agua a 4 °C y 1 atm. - Como medida de masa se adoptó el kilogramo, definido a partir de la masa de un litro de agua pura a su densidad máxima[1] (unos 4 °C) y materializado en un kilogramo patrón. Las mejoras posteriores de los sistemas de medición tanto del tamaño de la Tierra como de las propiedades del agua mostraron discrepancias con los patrones. La Revolución industrial estaba ya en camino y la normalización de las piezas mecánicas, fundamentalmente tornillos y tuercas, era de la mayor importancia y estos dependían de mediciones precisas. A pesar de que las discrepancias que se encontraron habrían quedado totalmente enmascaradas en las tolerancias de fabricación de la época, cambiar los patrones de medida para ajustarse a las nuevas mediciones hubiera sido impráctico, particularmente cuando nuevos y mejores instrumentos acabarían encontrando nuevos valores cada vez más precisos. Por ello se decidió romper con la relación que existía entre los patrones y sus fuentes naturales, de tal forma que los patrones en sí se convirtieron en la base del sistema y permanecieron como tales hasta 1960, año en el que el metro fue nuevamente redefinido en función de propiedades físicas y luego, en 1983, la Conferencia General de Pesos y Medidas celebrada en París hace una nueva definición del metro como la distancia recorrida por la luz en vacío durante 1/299.792.458 segundo. De esta forma, el metro recobró su relación con un fenómeno natural, esta vez realmente inmutable y universal. El kilogramo, sin embargo, permanece formalmente definido basándose en el patrón que ya tiene dos siglos de antigüedad.El sistema métrico original se adoptó internacionalmente en la Conferencia General de Pesos y Medidas de 1889 y derivó en el Sistema Internacional de Unidades. Actualmente, aproximadamente el 95% de la población mundial vive en países en que se usa el sistema métrico y sus derivados. MULTIPLOS Y SUBMULTIPLOS DE SISTEMA METRICO DECIMAL

3. Las tres leyes de Newton sobre el movimiento. Primera ley del movimiento. Todo cuerpo permanece en su estado de reposo o de movimiento rectilíneo y uniforme siempre que las fuerzas externas no lo obligan a cambiar ese estado. A esta propiedad de la materia se le llama inercia. Segunda ley del movimiento. El cambio en el movimiento es proporcional a la fuerza y dicho cambio se produce en la dirección de la línea recta a lo largo de la cual actúa la fuerza. Fuerza = masa . Aceleración;

F→ = m a

Tercera ley del movimiento. La fuerza que un cuerpo ejerce sobre otro debe tener igual magnitud y dirección opuesta a la que el segundo ejerce sobre el primero. También conocida como “ley de la acción y de la reacción”.

Acción: Peso Reacción: Fuerza que ejerce el piso sobre el objeto

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4. Concepto de peso. La masa es la cantidad de materia que tiene un cuerpo y es una medida de la inercia. El peso es la fuerza con la que un objeto es atraído por el centro de la tierra. Una persona tiene la misma masa en la tierra que en la luna, pero el peso es diferente, porque la luna atrae con menor fuerza (1/6) que la tierra. Peso = F = mg

g= aceleración de la gravedad = 9.8 m/s 2

5. Principios en que se basa el funcionamiento de una balanza. La balanza de brazos iguales funciona por comparación de masas; lo que se hace es equilibrar el peso de un objeto con el peso de un peso estándar o patrón, por la cantidad de masa patrón requerida para equilibrar la balanza se obtiene la masa del objeto. Peso objeto = Peso patrón mo.g = mp.g dividiendo todo entre “g”. mo = mp

6. Diferencia entre energía cinética y energía potencial. La energía potencial es la que tiene un cuerpo debido a su posición en un campo gravitacional. En la superficie de la tierra es la que tiene un cuerpo debido a su altura. La energía potencial «Ep» es el trabajo realizado para elevar un cuerpo de masa «m» a una altura «h» en contra de la gravedad de la tierra. Ep = m.g.h La energía cinética es la energía «Ec» que tiene un cuerpo debido a su velocidad. Ec = ½ mv2 La energía potencial se convierte en cinética cuando un cuerpo se suelta desde su posición original «h», a medida que el cuerpo cae y la altura disminuye, la energía potencial disminuye mientras la energía cinética aumenta, pero siempre la suma de energía potencial + cinética es la misma. Etotal = Ep + Ec

7. Los diferentes tipos de energía. Energía calorífica o témica: Es la que se encuentra en forma de vibración molecular y que se percibe como calor. Energía química: Se encuentra almacenada dentro de los enlaces de las moléculas y se libera a través de la reacciones químicas. Energía luminosa: Se presenta en forma de radiación electromagnética y abarca un gran rango de longitudes de onda incluyendo a la luz visible. Energía eléctrica: Es la que se suministra a través del movimiento de electrones en un conductor.

8. Las propiedades de la luz. Absorción: Una superficie negra absorbe y transforma en calor la mayoría de la luz que le llega. Superficies grises o coloreadas absorben parte de la luz y reflejan el resto. Las de color reflejan luz de color, y las grises, luz blanca. Trasmisión: La luz puede atravesar objetos no opacos. Reflexión: Las superficies planas y pulidas reflejan la luz en un ángulo igual al ángulo del rayo incidente respecto a la normal. Refracción: Es la desviación que sufre un rayo de luz al pasar de un medio a otro de diferente densidad (como del aire al vidrio), si el segundo medio es mas denso que el primero, el rayo se acercará mas a la linea normal en cambio, si el segundo medio es menos denso que el primero, el rayo se alejará mas de la normal. La refracción se debe a que la luz viaja a menor velocidad en el medio mas denso. Dispersión: Es la separación de los componentes de la luz blanca al pasar por un prisma para formar las distintas bandas de color que forman el arco iris. Cada color corresponde a distinta longitud de onda, y todas esas longitudes de onda mezcladas forman la luz blanca. Difracción: Es la desviación que sufren los rayos cuando inciden sobre el borde de un objeto opaco. Cuando la difracción se hace utilizando una doble rendija se observa el fenómeno de interferencia, donde se forman patrones de lineas claras y oscuras. Polarización: Como la luz es un movimiento ondulatorio transversal, su plano de vibración hace un ángulo de 90º con el sentido de propagación. La luz que emiten las fuentes naturales se encuentra vibrando en todos los planos posibles, pero cuando se le hace pasar por ciertos materiales como la calcita o el vidrio polaroid, se obtiene un filtrado que solo deja pasar los rayos que vibran en un solo plano. A esta luz que ha sido filtrada de esta manera se le llama luz polarizada.

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9. Las diferentes teorías sobre la naturaleza de la luz. Teoría ondulatoria: Esta teoría, desarrollada por Christiaan Huygens, considera que la luz es una onda electromagnética, consistente en un campo eléctrico que varía en el tiempo generando a su vez un campo magnético y viceversa, ya que los campos eléctricos variables generan campos magnéticos (ley de Ampère) y los campos magnéticos variables generan campos eléctricos (ley de Faraday). De esta forma, la onda se autopropaga indefinidamente a través del espacio, con campos magnéticos y eléctricos generándose continuamente. Estas ondas electromagnéticas son sinusoidales, con los campos eléctrico y magnético perpendiculares entre sí y respecto a la dirección de propagación. Teoría corpuscular: La teoría corpuscular estudia la luz como si se tratase de un torrente de partículas sin carga y sin masa llamadas fotones, capaces de portar todas las formas de radiación electromagnética. Esta interpretación resurgió debido a que, la luz, en sus interacciones con la materia, intercambia energía sólo en cantidades discretas (múltiplas de un valor mínimo) de energía denominadas cuantos. Este hecho es difícil de combinar con la idea de que la energía de la luz se emita en forma de ondas, pero es fácilmente visualizado en términos de corpúsculos de luz o fotones.

10. Problemas que relacionan peso, masa y velocidad. a) Cual es el meso de un objeto cuya masa es 2 kg. Peso = mg = 2 kg x 9,86 m/s2 = 19.72 Newtons b) Un objeto parte del reposo con una velocidad uniforme, a los 15 segundos se encuentra a 40 metros de su punto de arranque, ¿Cuál es su velocidad?. V = d/ t = 40 m/ 15 s = 8 m/s c) Un cuerpo de 3 kg se encuentra suspendido a 15 m del suelo, luego se le deja caer. ¿Cuál es la energía potencial en el punto mas alto? ¿Cuál es la energía cinética y potencial que tiene cuando va cayendo a la mitad del recorrido?¿Cuál es su velocidad en el momento en que toca el suelo? c.1: Ep = mgh = 3 kg x 9.86 m/s2 x 15 m = 441 Kgm2/s2 = 441 Julios c.2: Ep = 3 kg x 9.8 x 7.5 m = 220.5 Julios 2

c.3: Ec = ½ mv = 441 Julios;

Ec = 441 – 220.5 = 220.5 Julios

v = √2Ec/m = √2(441)/3 = 17.1 m/s

11. Conversión entre grados Centígrados y Farenheit. ºC = 5/9(ºF-32) ºF = 9/5ºC + 32

Cuestionario 1.

¿Qué significan las siguientes palabras? NOTA: Los números en paréntesis indican la página del libro en que se encuentra la respuesta. Esta parte también se puede contestar consultando internet (Wikipedia).

a) cinemática: (18)

b) metro:(16)

c) velocidad: (18)

d) aceleración : (19)

e) inercia: (20)

f) fuerza: (22)

g) masa: (20)

h) peso: (26)

i) kilogramo: (20)

j) densidad: (39)

k) peso específico: (39)

l) caloría: (30)

m) propiedad extensiva: (30)

n) impulso: (28)

o) energía cinética: (29)

p) energía potencial:(29)

q) energía mecánica total: (30)

r) frecuencia de la luz: (34)

s) longitud de onda: (34)

t) espectro lineal: (36)

u) cuanto: (36)

2. ¿De qué maneras puede tener energía un objeto que está en un campo gravitacional? Puede tener energía potencial de acuerdo a la intensidad del campo que lo atrae y energía cinética debido a la velocidad a la que se mueve impulsado por este campo.

3. Utilizando una balanza de brazos iguales, encontramos que un objeto tiene una masa de 0.5 kg. Si la misma balanza se usara para medir este objeto en la Luna, ¿cuál sería su masa? Explique. La masa medida en una balanza de brazos iguales sería el mismo en la tierra que en la luna, debido a que hay una comparación de masas en ambos casos. Como sabemos, en la igualdad: mog = mpg ; aunque gLuna = 1/6 gTierra ambas constantes se anulan al dividir ambos miembros entre «g» y no afectan la medición.

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4. Un tipo común de balanza es el de resorte, como la que se ilustra en la fIgura 1.9. Suponga que la escala se calibra en la Tierra usando como guía el kilogramo patrón y sus unidades fraccionarías, de tal manera que las marcas de la escala correspondan a las masas. Suponga también que, usando una escala semejante en la Tierra, en el mismo lugar en donde fue calibrada, encontramos que un objeto tiene una masa de 6 kg. ¿Cuál sería la lectura si se utilizara la misma escala para determinar la masa del mismo objeto en la Luna? Explique. Como la balanza de resorte mide la fuerza con que un objeto es atraído por el lugar en que esté, y como la balanza fue calibrada en la tierra, entonces el peso registrado será 1/6 del que tendría en la tierra, ya que la aceleración gravitacional de la luna es 1/6 de la de la tierra. Por tanto el peso registrado en la luna será de 1 kg.

5. El siguiente ejemplo ilustra el cálculo en que intervienen los impulsos. Con un rifle cuya masa es de 4 kg, se dispara una bala de 10 g. a una velocidad de salida de 800 m/seg. Si el rifle tiene libertad de retroceso (no se lo tiene firmemente sujeto contra el hombro), ¿a qué velocidad retrocederá y chocará contra el hombro? Se da por supuesto que se aplica la ley de conservación del impulso y se la aplica a este problema de la siguien te manera: MrifleVretroceso + MbalaVbala = MrifleVantes disparo + MbalaVantes disparo = 0 (ya que antes de disparar es cero la velocidad tanto del rifle como de la bala) ó

4000 g X Vretroceso + 10 g X 800 m/ seg = 0 Vretroceso =

-(10) (800) =

- 2 m/seg

4000 El signo menos indica que el rifle retrocede, es decir se mueve en direccion opuesta a la de la bala. La velocidad de retroceso es 2 m/seg, que es aproximadamente 7.24 km/h.

Problema. Un bloque de madera de 4 kg descansa en una superficie horizontal tan lisa, que no existe fricción. Se dispara horizontalmente hacia él una bala de 10 g, a una velocidad de 800 m/seg, la cual se incrusta en la madera. ¿A qué velocidad se moverán el bloque y la bala de la posición de reposo que tenia el bloque? (masa bala)(velocidad bala) = (masa bala+bloque)(velocidad bala+bloque) (velocidad bala+bloque) = (masa bala)(velocidad bala) /(masa bala+bloque) (velocidad bala+bloque) = (10 g)(800 m/s) /(4010 g) = 1.9950 m/s Respuesta: 1.99 m/seg. 6. Convierta -40°C a grados Fahrenheit. ºF = 9/5 ºC + 32 = 9/5(-40) + 32 = - 40 ºF

7. Calcule el número de kilocalorías que se requieren para elevar 10 grados centígrados la temperatura de 4 litros de agua. Considerando la densidad del agua en 1 g/cc, entonces 4 litros son 4000 g de agua. La caloría está definida como el calor necesario para elevar 1 ºC la temperatura de 1 g de agua. Entonces se requieren Q = CH2O . gH2O. (T2-T1) = (1 cal/g.ºC)(4000 g) (10ºC) = 40,000 calorías

8. ¿Cuántos gramos de plomo hay en un volumen de 1000 cc? ¿Cuántos de aluminio? Densidad = masa / volumen;

dplomo = 11.2 g/cm3,

daluminio = 2.7 g/cm3

masa = densidad . volumen;

masaplomo = 11.2 x 1000 = 11,200 g,

masaaluminio = 2.7 x 1000 = 2,700 g

9. Una enfermera alemana informó que la temperatura de un paciente era de 39°C. ¿Estaba sano o enfermo el paciente? Enfermo

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Modulo # 2 Los Atomos y los Elementos. 1. Principales modelos atómicos (Thomson, Ruterford, Boh). Año

Científico

Descubrimientos experimentales

Modelo atómico

1808

John Dalton

Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

1897

J.J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

1911

E. Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

1913

Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

2. Estructura atómica de los elementos a partir de el numero y la masa atómica (colocación de electrones, protones, neutrones). Numero atómico: indica el número de protones que hay dentro del núcleo y el número de electrones que se encuentran girando al rededor. Masa atómica: la masa atómica que se encuentra en la tabla periódica es en realidad el promedio de los pesos atómicos de todos los isótopos de acuerdo a su abundancia relativa. Cuando se trata de un solo isótopo, la masa atómica representa la suma de protones y neutrones en el núcleo. Distribución de electrones en los distintos niveles energéticos: El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el erudito físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho. Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía. Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l. Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo). La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos. Y así, sucesivamente: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 Ejemplo: Llenemos las capas de los siguientes elementos: C: 1s22s22p2

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s 2s 2px 2py 2pz

Na:1s22s22p63s1

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s

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Cl: 1s22s22p63s23p5

Las flechas hacia arriba o hacia abajo indican el cuarto número cuántico “spin” o giro del electrón con los valores +1/2 (↑) o -1/2. (↓). Cuando se llega a los subniveles p,d ,f, se llenan primero todos los orbitales con electrones de spin ↑, y cuando ya están todos llenos se procede a colocar los de spin ↓ hasta donde lleguen. SUBNIVELES: El número máximo de electrones en cada subnivel es el siguiente: s 2, p 6, d 10, f 14

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz

3. Los isótopos de los elementos. Se denominan isótopos (del griego: ἴσος, isos = mismo; τόπος, tópos = lugar) a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en masa. La mayoría de los elementos químicos poseen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo natural; en contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables. Ejemplo: El elemento cloro tiene dos isótopos 35Cl y 37Cl esto significa el cloro tiene 17 protones pero sus isótopos tienen 18 y 20 neutrones respectivamente, para dar las masas atómicas 35 y 37.

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4. La Ley periódica. La ley periódica es la base de la tabla periódica de los elementos. Esta ley establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse sistemáticamente a medida que aumenta el número atómico. La tabla, por lo tanto, es un esquema que presenta a los elementos químicos según el orden creciente del número atómico.

5. Colocación de los grupos y períodos en la tabla periódica. Las columnas verticales de la tabla periódica se conocen como grupos e incluyen elementos con una misma valencia atómica (y, por lo tanto, propiedades similares entre sí). Las filas horizontales reciben el nombre de periodos y presentan elementos con propiedades diferentes pero masas similares. El numero de período (del 1 al 7) indica la capa en que se ha colocado el último electrón; los elementos que se encuentran en un mismo período tienen su último electrón en la misma capa.

6. Localización en la tabla periódica de metales, no metales, de transición y gases nobles. Este es el esquema general de una tabla periódica (debe tenerse una tabla completa a la mano). Metaloides o anfóteros

En el extremo izquierdo en rojo se han resaltado los elementos de los grupos IA y IIA (grupos 1 y2), que corresponden a los metales alcalinos y alcalinotérreos, estos son los metales que reaccionan más fácilmente con el agua y el oxígeno, por eso se les llamó metales reactivos. Al lado de ellos, en azul, están los metales de transición. Al extremo derecho en color amarillo se han resaltado los gases nobles, se les llama así porque normalmente no reaccionan con nada (como el oro y la plata). Junto a ellos, en verde, se encuentran los no metales. Entre los metales de transición y los no metales, en color naranja se encuentran los elementos anfóteros o metaloides (se les llama así por que algunas veces se comportan como metales y otras como no metales).

En la parte inferior, en color rosa, se han colocado los elementos de transición interna divididos en dos familias que derivan su nombre del primer elemento que comienza la serie (el Lantano y el Actinio). Esta serie se ha colocado aquí para evitar alargar demasiado la tabla.

7. Problemas que relacionan al Numero de Avogadro. El número de Avogadro (Aº) representa el número de partículas (átomos o moléculas) que se encuentran presentes en 1 mol de substancia. Aº = 6.02 x10 23 Ejemplo: Cúantas moléculas hay en los siguientes casos a) 1 mol de Cl2.

Respuesta: 1 mol x 6.02 x10 23 ) = 6.02 x10 23 moléculas de Cl2

b) 28 g de nitrógeno gas.

Respuesta: 28/28* = 1 mol de N2 = 1X 6.02 x10 23 = 6.02 x10 23 moléculas de N2

c) 125 g de CaCO3

Respuesta: 125/100* = 1.25 moles = 1.25 x 6.02 x10

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= 7.525 x10 23 moléculas de CaCO3

NOTA: * 28 Y 100 son los pesos moleculares del N2 y el CaCO3 respectivamente.

8. Problemas que relacionan el concepto de “mol”. 1 mol es un número definido de átomos o moléculas, el número de Avogadro ( Aº = 6.02 x10

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)

1 mol también es la cantidad en gramos de un elemento según se encuentra en la tabla periódica (en este caso se le llama átomo gramo) 1 mol es la cantidad en gramos expresada en el peso molecular (la suma de pesos atómicos) de un compuesto. Cuando se trata de gases en condiciones normales de temperatura y presión (0º C, 1 atm ) 1 mol de cualquier gas ocupa 22.4 litros. Numero de moles = peso / peso molecular;

Peso molecular = suma de pesos atómicos de la molécula.

Ejemplos. ¿Cuantas moles hay en los siguientes casos? a) 18 gr de H2O.

Respuesta: 18/18 = 1 mol de agua

b) 35 gr de CuCl2

Respuesta: 35/ 134.44 = 0.26 moles de CuCl 2

c) 75 gr de AgNO3

Respuesta: 75/ 169.86 = 0.4415 moles de AgNO3

Dado el número de moles, encuentre la cantidad en gramos de substancia ( Peso = moles x peso molecular) d) 0.25 moles de NaCl

Respuesta: gr = 0.25 moles X 58.45 = 14.61 g de NaCl

e) 1.75 moles de H2SO4

Respuesta: gr= 1.75 moles X 98 = 171.5 g de H2SO4

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9. Tipos de radiación que provienen de fuentes naturales. Las fuentes naturales de radiación emiten tres tipos de partículas: Alfa( α ): Son núcleos de helio ( 42He+2), cuando un elemento sufre una desintegración α pierde dos protones y dos neutrones, por tanto su número atómico disminuye en 2 y su masa atómica en 4. Beta( β ): Son electrones de alta energía que emergen del núcleo, cuando un átomo sufre desintegración β su número atómico aumenta en una unidad, pero su masa permanece sin cambio, esto se debe a que un neutrón se transformado en protón. Gamma( γ ): Son rayos de radiación electromagnética como la luz y los rayos x, la desintegración γ no afecta ni al número ni a la masa atómica.

10. Reacciones nucleares en el átomo de Uranio. Ejemplo 1: El Uranio 238 se desintegra emitiendo partículas alfa, observe la siguiente reacción nuclear.

Como se puede ver el Uranio con número atómico 92, ha perdido dos protones y se ha convertido en Thorio cuyo número atómico es 90. La masa atómica también ha disminuído en 4 unidades debido a la perdida de dos neutrones junto con los dos protones, quedando en 234, en lugar de los 238 que tenía originalmente. Ejemplo 2: El Thorio producido en la reacción anterior es inestable y se descompone emitiendo una partícula beta.

La desintegración beta hace que el Thorio (número atómico 90 y masa atómica 234) convierta un neutrón en protón, cambiando su número atómico en 91 y transformándolo en otro elemento, el Paladio. En este caso la masa atómica permanece sin cambiar ya que la masa del neutrón y del protón es casi la misma. El exceso de energía se emite en forma de radiación gamma.

11. El concepto de “vida media”. El periodo de semidesintegración, también llamado vida mitad, semivida, hemivida o simplemente periodo, es el lapso necesario para que se desintegren la mitad de los núcleos de una muestra inicial de una sustancia radiactiva. Se toma como referencia la mitad de ellos debido al carácter aleatorio de la desintegración nuclear. Se calcula siguiendo la siguiente fórmula. t1/2 = ln (Co/Ct)/k t1/2 = semivida ; Co= concentración inicial , constante de semidesintegración.

Ct = concentracion en el tiempo t ,

k=

12. Un ejemplo de “series de desintegración radiactiva”. La figura muestra las reacciones nucleares que tienen lugar en la desintegración del Uranio 238 hasta llegar al isótopo estable de plomo 106

13. Interacciones de la radiación con la materia. Transmutaciones inducidas. Cuando las partículas radiactivas chocan con elementos químicos y penetran en el núcleo pueden dar lugar a las transmutaciones nucleares, que conisten en la formación de nuevos elementos a partir de los anteriores. El primer ejemplo lo encontró Rutherford al bombardear nitrógeno gaseoso con rayos alfa, como resultado de la reacción se encontró el isótopo Oxígeno 17 y protones libres de alta velocidad.

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Si se bombardea Berilio con partículas alfa se obtiene una corriente de neutrones de alta velocidad, según la siguiente reacción.

Radiactividad artificial. Las reacciones anteriores proporcionan proyectiles con los que se puede bombardear toda clase de elementos y a partir de ellos obtener isótopos radiactivos artificiales que son útiles para diversos propósitos - algunos en el tratamiento de enfermedades, como el cáncer.

Cuestionario 1. En este capítulo se presentaron varios términos nuevos. Escriba, con sus propias palabras, la definición de cada uno de ellos, empleando ilustraciones cuando sea necesario. a) electrón.

b) protón

c) neutrón

d) estado estacionario

e) orbital atómico

f) número cuántico principal

g) principio de exclusión de Pauli

h) regla de Hund

i) isótopos

j) número atómico

k) propiedad física

l) reacción química

m) peso atómico

n) número de Avogadro

o) partícula alfa

p) partícula beta

q) rayo gamma

r) radiactividad

s) transmutación

t) vida media

u) Curie

v) roentgen

w) RBE

2. ¿En qué difería el modelo atómico de Thomson del de Rutherford? . R: En el modelo de Thomson los electrones se encontraban “incrustados” dentro de una gelatina de carga positiva. En el modelo de Rutherford toda la carga positiva se encuentra concentrada en un pequeño espacio en el centro, y los electrones debían estar girando al rededor. Ruterford no especificó orbitas. 3. Describa en términos generales los puntos fuertes y los débiles del modelo de Rutherford. Fuertes: explicaba la dispersión de partículas alfa al colocar la carga positiva en el centro. Débiles: el electrón girando al rededor del núcleo debería “caer” hacia el núcleo emitiendo energía electromagnética, eso no pasaba. 4. ¿Qué experimento clave llevó al rechazo del modelo de Thomson? . R: La dispersión de partículas alfa efectuada por Rutherford, que mostraban la existencia de una concentración de carga positiva en el centro. 5. En lo que respecta a la teoría clásica, ¿cuál era la objeción principal al modelo de Bohr? ¿Cómo resolvió Bohr este problema? R: La objeción era que un electrón girando al rededor de una carga positiva “caería” emitiendo energía. Bohr resolvió la cuestión estableciendo “estados estacionarios” en los que el electrón no absorbe ni libera energía. Dichos estados estacionario se definían por el número cuantico “n” que indicaba en nivel o capa energética. Para que un electrón absorbiera o emitiera energía, debía pasar de una capa a otra, y la energía emitida o absorbida era la diferencia de las energías de los dos niveles entre los cuales el electrón saltaba. 6. Describa en términos generales las semejanzas y las diferencias entre las orbitales del átomo de hidrógeno y las de otros átomos. R: El átomo de hidrógeno tiene un solo electrón ocupando el nivel n=1; los demás átomos contienen muchos electrones y su estructura, sí como la forma de sus orbitales varía de acuerdo a los números cuánticos que ocupa cada electrón. 7. ¿Cuántos protones debe contener el núcleo de un átomo que tiene la configuración electrónica 1s 22s22p6 3s23p6 3d5 4s2? R: Al sumar los electrones se obtiene su número atómico, el cual es 25, éste es también el número de protones. 8. ¿Qué representa el número atómico?. R: Representa el número de protones en el núcleo y el número de electrones que giran al rededor de él. 9. Tomando como base la configuración de la pregunta 8, diga qué es más probable, que este elemento sea uno de transición o que pertenezca a otro grupo. Explíquelo. (Debe poder contestar a esta pregunta, sin necesidad de consultar una tabla periódica o una tabla de los elementos.) R: La existencia de niveles “d” incompletos (como d5), hace que pertenezca a la serie de elementos de transición. 10. Sin usar tablas o gráficas, debe poder expresar las configuraciones electrónicas de cualquier elemento del 1 al 20. a) Utilizando el simbolismo condensado (véase la pregunta 8), escriba las configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son 3, 7, 5, 19, 14, 10, 20, 9, 5, 17 y 13. b) Sin consultar tablas, y basándose en las configuraciones electrónicas que acaba de escribir para la parte (a), diga si el elemento en cuestión puede ser metal o no metal. Explíquelo. N. A

Configuración

Tipo de elemento

N.A

Configuración

Tipo de elemento

3

1s22s1

metal

10

1s22s22p6

no-metal

7

1s22s22p3

no-metal

20

1s22s22p63s23p64s2

metal

5

1s22s22p1

no-metal

9

1s22s22p5

no-metal

19

1s22s22p63s23p64s1

metal

17

1s22s22p63s23p5

no-metal

14

1s22s22p63s23p2

no-metal

13

1s22s22p63s23p1

no-metal

Explicación: Los metales tienen su último electrón en orbitales S, mientras que los no-metales lo tienen en orbitales P.

9

11. Indique la configuración electrónica y la composición para los núcleos de un isótopo lógico del elemento de número atómico 12 y masa atómica 25. La composición del núcleo es: 12 protones y 13 neutrones La configura ción electrónica es:

1s22s22p63s2

12. El diagrama adjunto indica una parte de una tabla periódica. También se han usado símbolos atómicos hipotéticos. Debe poder contestar a las siguientes preguntas, sin necesidad de recurrir a una tabla periódica real. (Los números son los atómicos.) a) Escriba el número atómico de un elemento en la misma familia que Y.

Resp = 9

b) Escriba el número atómico de un elemento del mismo perlodo queW.

Resp = 14

e) ¿Qué es más probable que sean los elementos mostrados, metales o no metales? Resp = no-metales d) Si hay seis electrones en la capa exterior de X (nivel energético ocupado más alto, ¿cuántos tendrán las capas exteriores de los elementos 8, 15 y 36? (Debe poder deducir las respuestas sin construir configuraciones electrónicas.). Resp: 8= 6e; 15= 5; 36= 8 13. ¿Cuál sería el peso de una muestra de sodio que tiene el número de Avogadro de átomos de sodio? (Indique la unidad de peso.) R: Puesto que es un número de Avogadro = 1 mol. , entonces el peso es el peso atómico = 22.9898 gr. 14. ¿Cuál sería el peso de una muestra de criptón que tenga 3.01 X 10 23 átomos de criptón? R: moles = 3.01 X 1023 / 6.02 X 1023 = 0.5;

peso = 0.5 X 83.8 g = 41.9 gr de Kr

15. ¿Cuáles son los pesos de las siguientes muestras? Incluya la unidad correcta de peso.

a) 1 X 6.941 = 6.914 gr Li

b) 0.34 X 32 = 10.88 gr S

c) 25.6 X 22.98 = 588.28 gr Na

d) 25.6 X 6.91 = 176.896 gr Li

e) 25.6 X 1.0 = 25.6 gr H

f) 0.002 X 39.94 = 0.0798 gr

g) 3.4 x10-6 X 238 gr = 809 μg U

h) 1.56 x10 -3 X 200.6 = 312.93 mg Hg

i) 978 X 40.07 = 39.18 kg

j) (6.02 x1022 /6.02x1023 )12 = 1.2 g C

16. ¿Qué volumen ocupa 1 mol de Na (d20 = 0.97 g/cc)? R: Masa de 1 mol de sodio = 22.9898 g; si Densidad = masa / volumen, entonces: volumen = masa / Densidad VNa = 22.9898 / 0.97 = 23.7 cm3. 17. ¿Qué volumen ocupa 1 mol de He a 0º C y una presión de 1 atmósfera, si su densidad, en esas condiciones, es de 0.1785 g por litro? Note las unidades de la densidad en este caso. El helio es un gas. R: V = m/ d;

VHe = 4 g/ 0.1785 g/L = 22.4 litros

18. ¿Cuál es el volumen ocupado por cada uno de los gases siguientes, a 0º C y 1 atmósfera de presión, si tienen en esas condiciones las densidades dadas? a) Ne, d 0.9002 g/litro

b) Ar, d = 1.7824 g/litro

a) VNe = 20.1797/ 0.9002 = 22.41 litros

c) Kr,d = 3.708 g/litro

b) VAr = 39.948/1.7824 = 22.41 litros

c) VKr = 83.798 /3.708 = 22.5 litros

19. Revisando los resultados de sus cálculos en las preguntas 17 y 18, ¿cuál de las propiedades de esos gases parece ser substancialmente constante? (Asegúrese de especificar las unidades correctas.) R: Cuando las condiciones son las mismas el volumen es el mismo para cualquier gas. 20. Suponiendo que esta constante se aplique a otros gases, como el nitrógeno, el oxígeno, el cloro y el flúor, ¿cuál es el peso fórmula del nitrógeno, si su densidad medida es 1.2506 g/litro? ¿Cómo se compara esta respuesta con el peso atómico del nitrógeno? R: Suponiendo que las condiciones son 0ºC y 1 atm, y el volumen involucrado son 22.4 litros; entones la masa molecular debe ser masa=densidadXvolumen; m= 1.2506 g/l X 22.4 l = 28.01 gr; este resultado es el doble del peso atómico debido a que la molécula de nitrógeno es diatómica (N2). 21. ¿Cuántos moles habrá en cada una de las muestras siguientes?

a) 23/23 = 1 mol Na

b) 6/12 = 0.5 moles C

c) 40/ 20.17 = 1.9831 moles Ne

d) 500/39.098 = 12.78 moles K

e) 1000 / 55.84 = 17.90 moles Fe

f) f) 0.500/ 26.98 = 0.0185 moles Al

g) 454/ 6.94 = 65.41 moles Li

h) 28.6 / 32 = 0.8937 moles S

22. Agregue los símbolos de las partículas del bombardeo que se usan en las siguientes transmutaciones a) α+2 b)

1

n

0

23. Cuando el nitrógeno 14 se bombardea con partículas alfa para producir oxígeno 17 y protones, se cree que se forma un átomo intermedio con un "núcleo compuesto" y que, luego, se desintegra a los productos observados Escriba el símbolo atómico, incluyendo el número y la masa atómicos del intermediario.

10

R: intermediario =

18

F

9

24. Cuando se bombardea el boro 10 con partículas alfa se forma nitrógeno 13:

El nitrógeno 13 es también radiactivo (tl/2 = 10 minutos). Se desintegra para formar carbono 13 más una nueva partícula, denominada positrón:

Calculando de la ecuación dada, ¿cuál es la carga eléctrica de un positrón? ¿Cuál es su masa? Compare el positrón con el electrón. R: carga del positrón positiva (+), la masa es la misma del electrón y no altera la masa atómica. 25. Suponga que tiene una muestra de 100 g de un elemento radiactivo, cuya vida media es de 10 días. ¿Cuánto quedará de este elemento después de cinco períodos de vida media? R: como la vida media es el tiempo que tarda en desintegrarse la mitad de la muestra original. Cinco períodos son 50 días, en los cuales queda: 10 días

10 días

10 días

10 días

10 días

100 g → 50 g → 25 g → 12.5 g → 6.25 g → 3.125 g

11

Modulo # 3 Las Substancias y el Cambio. 1. Ley de las proporciones definidas y Ley de las proporciones múltiples. Ley de las proporciones definidas (J. L. Proust): establece que “en una substancia pura, los elementos siempre se combinan en las mismas proporciones de peso, sin que influya para nada dónde o cómo se obtuvo la substancia original”. Ejemplo: en el óxido de platino, la proporción entre el oxígeno y el platino es, evidentemente, 6.08 : 1, en peso. Pt = 195 g; O = 16.00 x2 = 32 g ;

Fórmula = PtO2 ;

Proporción = 195/32 = 6.09

Ley de las proporciones múltiples (J. Dalton): éstos quedan generalizados por la ley de proporciones múltiples: “Si dos elementos forman más de un compuesto, los diferentes pesos del elemento que se combina con el mismo peso del otro, se encuentran relacionados en una proporción de números enteros pequeños”. Ejemplo: SnO y SnO2 Compuesto

% Sn

%O

Relación Sn/O

Relación Sn/Sn

SnO

88.1

11.9

88.1/11.9 = 7.4:1

7.4/3.7 = 2:1

SnO2

78.7

21.3

78.7/21.3= 3.7:1

3.7/7.4 = 1:2

Esto significa que el SnO contiene el doble de estaño respecto al oxígeno que el SnO 2. Esto fue lo que llevó Dalton a concluir que la materia debería estar formada por partículas muy pequeñas, a las que llamó átomos.

2. Teoría atómica de Dalton. •

La materia está compuesta de átomos.

•

Los átomos son indestructibles y las reacciones químicas son simplemente un reacomodo de átomos.

•

Todos los átomos de un elemento son iguales, en lo que respecta a peso y propiedades.

•

Los distintos elementos se componen de diferentes tipo de átomos, cuya principal diferencia reside en el peso.

•

En la formación de un compuesto, un número definido, aunque pequeño de átomos se combinan para formar las partículas compuestas.

3. Cálculo del peso molecular de compuestos usando la tabla periódica. Para obtener el peso molecular, se suman los pesos atómicos de los elementos, tomando en cuenta los subíndices. Ejemplos: NaCL

CO2

CaCO3

Na2CO3

H2SO4

Na = 22.98 g

C= 12 g

Ca= 40 g

Na= 22.98 x2= 45.96

H = 1 x2= 2 g

Cl = 35.45

O= 16 x2 = 32g

C= 12 g

C=12 g

S = 32 g

O= 16 x3 = 48 g

O= 16 x3 = 48 g

O =16 x4= 64 g

PMCaCO3= 100 g

PMNa2CO3= 105.96 g

PMH2SO4= 98 g

PMNaCl= 58.43

PMCO2= 44 g

4. Cálculos que involucran pesos moleculares y moles de substancias. 1 mol es una unidad química que tiene distintos significados: a) Son 6.02 x1023 átomos o moléculas.,

b) Es el peso de substancia correspondiente a su peso molecular (suma de pesos atómicos).

c) En el caso se gases, son 22.4 litros de cualquier gas en condiciones normales de temperatura y presión (0ºC y 1 atm) Para calcular el número de moles de cualquier substancia, solo tenemos que dividir su peso entre el peso molecular: Moles = Peso/ Peso molecular Ejemplo: calcule los moles que hay en las siguientes substancias: a) 10 g de O2 10/32 = 0.3125 moles

b) 14 g de H2O 14/18 = 0.7777 moles

c) 23 g de Li 23/6.941 = 3.3136 moles

32 g de CaCO3 32/100 = 0.32 moles

5.Teoría cinética de los gases. Esta teoría permite estudiar a los gases como a partir de sus partículas: 1. Un gas consta de un número extremadamente grande de partículas diminutas en un estado de movimiento constante caótico y totalmente al azar. 2. Estas partículas son muy duras y perfectamente elásticas (lo cual significa que cuando chocan no se registra ninguna pérdida por fricción). 3. Entre una colisión y otra, las partículas se mueven en línea recta. (En otras palabras, no existen fuerzas de atracción entre ellas.) 4. Los movimientos de cada partícula obedecen todas las leyes de la mecánica clásica.

12

.

En esta teoría la energía cinética media de las moléculas está dada por la ecuación: Ec = ½ mv² ; y es proporcional a la temperatura absoluta. ⊂ ½ mv² ⊂ T ⚪ ⊂

6. Leyes de los gases (Boyle, Gay Lussac, Charles). Ley de Boyle

Ley de Gay Lussac

“A temperatura constante, el volumen de un gas varía en proporción inversa a la presión ejercida sobre él”.

“A volumen constante, la presión que ejerce un gas sobre las paredes del recipiente es directamente proporcional a la temperatura absoluta”

V1P1 = V2 P2

10 litros de un gas se encuentran a 1 atm de presión. ¿Cuál será su volumen si la presión se aumenta a 2 atm? V2 = V1P1/ P2;

V2= 10 L. x 1 atm/ 2 atm = 5 litros

Ley de Charles “A presión constante, el volumen de un gas varía en proporción directa a su temperatura absoluta”.

P1 / T1 = P2 / T2

V1 / T 1 = V 2 / T 2

Temperatura absoluta (ºK)= ºC + 273

Temperatura absoluta (ºK)= ºC + 273

2 litros de un gas a 30ºC y 1 atm de presión se calientan hasta alcanzar 50ºC. ¿Cuál será su nueva presión, si el volumen se mantiene constante? T1= 30 + 273 = 303 ºK; T2 = 50 + 273 = 323 ºK

1.5 litros de un gas a 20 ºC se han colocado en un globo. Luego el globo se sumerje en agua hasta alcanzar los 35ºC, ¿Cuál será ahora el volumen del gas contenido en el globo? T1= 20 + 273 = 293 ºK; T2 = 35 + 273 = 308 ºK

P2 = P1 T2/ T1 ;

V2 = V1 T2 / T1 ; V2 = (1.5)(308)/293 = 1.5767 litros

P2= (1)(323)/(303) = 1.066 atm.

7. Ley General del estado gaseoso. Combina las tres leyes anteriores en una sola:

P1 V1 / T1 = P2V2 / T2

Ejemplo: 40 litros de un gas a pesión de 1 atm y temperatura de 25 ºC se han calentado hasta 85 ºC y sometidos a una presión de 2.7 atm. ¿Cuál será ahora su volumen? T1= 25 + 273 = 298 ºK ; T2= 85 + 273 = 358 ºK V2 = P1 V1T2 / T1P2;

V2 = (1)(40)(358)/(298)(2.7)= 17.79 litros

8. ¿Cómo tiene energía un sistema?. Un sistema tiene energía asociada al movimiento de sus moléculas, esta energía se conoce como energía interna. En los gases ideales se asume que las moléculas solo adquieren energía de traslación al moverse y chocar entre sí y con las paredes del recipiente. En los gases reales intervienen además otros movimientos, como el de vibración y rotación, que también absorben energía. Además de la energía interna, un sistema tiene otros tipos de energía que no están asociados al movimiento molecular, dentro de esas energías se encuentran la energía eléctrica (que está disponible para las reacciones químicas) y la energía nuclear (contenida en el núcleo, y que se intercambia en las reacciones nucleares). E total= E sistema total + E interna E total= E nuclear + E eléctrica + E rotación + E vibración + E traslación

9. ¿Como gana y pierde energía un sistema?. a) Mediante transferencia de calor (el calor fluye del medio mas caliente al mas frió), b) Mediante trabajo mecánico ( ej. expansión o contracción de un gas) , c) mediante procedimientos eléctricos.

10. La primera Ley de la Termodinámica. “El calor absorbido por un sistema (Q), a partir del medio ambiente, es igual a la suma del cambio de energía interna (ΔE) de sus moléculas, mas el trabajo realizado por el sistema (w)”. Q = ΔE + w ,

ó bien:

ΔE = Q – w

Nota: Q es positiva cuando el sistema absorve calor (se enfría) y negativa cuando pierde calor (se calienta); w es positivo cuando el sistema efectúa trabajo (se expande) y negativo cuando el trabajo se efectúa sobre él (se le comprime).

EL CONCEPTO DE ENTALPÍA (H): La entalpía es el calor absorbido por el sistema a presión constante, de manera que dicho calor se utiliza para aumentar la energía interna de las moléculas y efectuar un trabajo de presión-volumen. H = E + PV ;

H = Entalpía,

P = presión,

V= volumen.

11. Principios generales que rigen al estado líquido. Los líquidos se caracterizan por moléculas con movimiento mas lento que los gases, que están mas firmemente unidas al resto y de manera constante. Entre las características que se presentan en los líquidos se encuentran: a) la presión de vapor, b)la tensión superficial, c) la capilaridad, d) la viscosidad y otras. En este módulo solo se ve la presión de vapor.

13

Presión de vapor. Un líquido en un recipiente cerrado se encuentra en equilibrio con sus moléculas que se encuentran en estado gaseoso, estas moléculas ejercen una presión sobre las paredes del recipiente que depende de la temperatura. A mayor temperatura, la presión será mayor; cuando la presión de vapor iguala a la presión atmosférica, se produce la ebullición.

12. Principios generales que rigen al estado sólido. Los sólidos conservan su forma, debido a que sus moléculas se encuentran fijas firmemente unidas por fuerzas de atracción. Si el sólido se calienta, sus moléculas comienzan a vibrar hasta que se separan deslizándose unas sobre otras para formar el estado líquido.

13. Problemas que involucran las leyes de los gases. Ver preguntas 11, 12, 13, 15, 16 y 17 del cuestionario.

14. Problemas que involucran las leyes de la termodinámica. Ver preguntas 19, 20 y 21 del cuestionario.

14

Cuestionario 1. Revise el significado de los siguientes términos, escribiendo su definición con sus propias palabras. (Puede consultar en internet para contestarlas). a) substancia químicamente pura

b) peso fórmula

c) peso fórmula-gramo

d) mol

e) sistema

f) medio ambiente

g) sistema aislado

h) ley de los gases ideales

i) constante universal de los gases

j) Presión y temperatura estándares (STP)

k) volumen molar

l) energía interna

m) entalpía

n) exotérmico

o) endotérmico

p) fuerzas de Van der Waals

q) presión de vapor en equilibrio

r) calor específico de fusión

2. Enumere los hechos que actualmente se consideran erróneos en los postulados de la teoría atómica de Dalton. R: Los átomos no son indivisibles, sino que está, constituidos por partes mas pequeñas llamadas partículas subatómicas. Los átomos de un mismo elemento pueden diferir en el peso, debido al diferente numero de neutrones (isótopos). Los elementos se distinguen principalmente por su número atómico y no por su peso. 3. Con el fin de resolver con facilidad los problemas prácticos de relaciones de peso, es conveniente manejar ciertas operaciones de rutina con el mínimo de problemas. Una de estas operaciones es la determinación de los pesos fórmula, a partir de las fórmulas y los datos que se dan en la tabla de pesos atómicos. Como práctica, calcule los pesos fórmula de cada uno de los siguientes compuestos. Redondee los pesos atómicos al entero más cercano, pero use 35.5 para el cloro. Grupo 1

Grupo 2

Grupo 3

a) S8 = 32x8 = 256

Br2 = 80 x2 = 160

NaOH = 40

b) AI(N03)3 = 27 +14x3+16x9 = 213

H3P04 = 1x3+31x1+16x4= 98

Ca(N03)2 = 164

c) (NH4)2C03 = 14x2+1x8+12+16x3 = 96

Mg(H2P04)2 =24+1x4+31x2+16x8= 218

Ba(HS04)2 = 331.3

d) C9H804 (aspirina)= 12x9+1x8+16x4= 180

C27H460 (Colesterol)= 12x27+1x46+16= 386

C8H18 (octane) = 114

e) AI2(S04)3 = 27x2 +32 x3+ 16x12= 342

Ca3(P04)2 = 40x3+31x2+16x8= 310

Sn3[Fe(CN)6]2 = 777.6

Respuesta: Grupo 3: a) 40, b) 164, c) 331, d) 114, e) 781. 4. Otra operación importante es calcular el número de moles de una substancia que se encuentran en una muestra de cualquier tamaño dado. Como práctica, calcule el número de moles que se encontrarán presentes en cada situación (las fórmulas dadas aquí aparecen en el ejercicio 3). Fórmula:

nº moles = gramos de substancia/peso molecular Grupo 1

Grupo 2

Grupo 3

a) 1000 g AI(N03)3.;

1000/213= 4.7 moles

10 g Mg(H2P04)2;

10/218 = 0.045

25 g Ca(N03)2;

R= 0.154

b) 100 g NaOH.;

100/40 = 2.5

9.8 g H3P04;

9.8/98 = 0.1

10 g Ba(HS04)2;

R= 0.0302

10 g Ca3(P04)2; R= 3.22X10-6

e) 1.6 g Br2;

1.6/160 =0.01

2 g NaOH;

d) 9.6 g (NH4)2C03;

9.6/96 = 0.1

0.387 g colesterol;

0.387/386 = 0.001

193 mg colesterol; R= 005

1 lb (NH4)2C03;

454 g/96 = 4.73

1 kg Br2;

e) 4.5 g aspirina (C9H804);

4.5/180 = 0.025

2/40 = 0.05

-3

R= 6.25

5. Los instrumentos para pesar cantidades inferiores a 1 X 10 -6 gr. son muy especializados y raros. a)¿Cuántas unidades de fórmula (moléculas) de agua (H20) se encontrarán presentes en 1 X 10-6 g, suponiendo que el número de Avogadro sea 6.02 X 10 23. b) Si pudiera contar una por segundo, ¿cuántos siglos necesitaría para contar las moléculas de agua de una muestra tan pequeña? R: a) PMH2O = 18 g/mol; 16

b) Serían 3.34 x10 segundos;

Nº moles = 1 X 10-6 gr / 18 g/mol = 5.6 x10-8 moles;

Nº Moléculas = (5.6 x10-8 moles) (6.02 x1023) = 3.34 x1016

1 año = 365 x 24 x 60 x 60 = 31,536,000 segundos;

Tiempo = 3.34 x10 16/ 31,536,000 = 1.054 x109 años

= 10,540,000 siglos 6. Si un átomo de carbono 12 pesa 2 X 10 -23 g, ¿cuánto pesa una molécula de agua? Respuesta: 18/12= x / 2 X 10-23

x = (18 )(2 X 10-23)/12 = 3 X 10-23 g.

7. Otra operación encontrada frecuentemente en química es calcular el número de gramos presente en cualquier número dado de moles de un compuesto. Como práctica, calcule el número de gramos presentes en cada uno de los casos siguientes (todas las fórmulas aparecen en el ejercicio 3). Respuesta: Los gramos se obtienen multiplicando las moles por el peso molecular ( g = moles x PM) Grupo 1

Grupo 2

Grupo 3

a) 0.1 mol de aspirina; (0.1 x 180= 18)

0.002 mol de Ca(NO3)2; (0.002 x 164 =0.328) 0.5 mol de NaOH; = 20

b) 0.3 mol de C8H18; (0.3 x 114= 34.2)

1.69 moles de Ca3(P04)2; (1.69 x 310 =523.9) 1.17 moles de Br2; = 27.2

e) 0.02 mol de H3P04; (0.02 x 98= 1.96)

25 moles de colesterol; (25 x 386 =9,650 )

15

10-6 mol de colesterol; = 3.86 x10-4

d) 2.63 moles de Br2; (2.63 x 160= 420.8)

0.125 mol de (NH4)2CO3; (0.125 x 96=12 )

0.25 mol de Br2; = 40

e) 5 moles de NaOH; (5 x 40= 200)

1.11 moles de H3P04; (1.11 x 98=108.78 )

0.33 mol de H3P04

8. Determine cuántos gramos de cada una de las substancias siguientes se necesitarían para obtener 0.1 mol: a) HF, b) HCI, c) HBr, d) HI. a) HF = 0.1 x 20 = 2.0 g

b) HCl = 0.1 x 36.45 = 3.64 g

c) HBr = 0.1 x 81 = 8.1 g

d) HI = 12.8 g

9. ¿Cuántos moles hay en 100 gramos de cada uno de los compuestos del ejercicio 8? a) HF = 100/20 = 5 moles

b) HCl = 100/36.45 = 2.74 moles

c) HBr = 100/81 = 1.23 moles

d) HI = 0.78 moles

10. Calcule los porcentajes de composición de los elementos en las substancias siguientes. A continuación se da un ejemplo. a) H20 (agua); O=88.8 % , H= 11.2 %

b) CH4 (metano); C= 75%, H= 25%

e) NH3 (amoniaco); N=82.3%, H= 17.7%

d) C2H6O (éter)

e) CHCl3 (cloroformo); C=10%, H=0.83%, Cl=89.17%

f) C12H22011 (azúcar); C=42.1% ,H=6.4% , O=51.5%

Ejemplo: C2H60. Para facilitar las cosas tabulamos los elementos del compuesto de la siguiente forma: a

b

c

d

e

f

Elemento

Cantidad

Peso atómico

Peso por elemento (b).(c)

Razón (d/Suma)

% (e x 100)

C

2

12

2 x12 = 24

24/46 = 0.5218

52.18

H

6

1

6 x1 = 6

6/46= 0.1304

13.04

O

1

16

1 x 16 =16

16/46= 0.3478

34.78

Suma= 46 g

S= 1

S= 100 %

11. Con la ecuación de los gases ideales, demuestre que el peso fórmula (peso molecular) de un gas puede calcularse utilizando la ecuación siguiente:

Peso fórmula =

Donde w es el peso en gramos de muestra de gas.

w RT PV

Respuesta: PV = nRT ... (1);

pero n = w/Pf ...(2),

Substituyendo (2) en (1), se tiene:

donde Pf = Peso fórmula.

PV = wRT/Pf;

despejando Pf, se tiene:

Pf= wRT/PV

12. Una muestra de un gas "desconocido" que pesa 0.065 g, ocupa un volumen de 100 cc, a una temperatura de 27°C y a una presión de 760 mm de Hg. Calcule su peso fórmula. Nota. Para usar la ecuación de los gases ideales, o su forma dada en el ejercicio 11, deben ponerse todos los datos en las unidades correctas para un valor de R = 0.082 (litro)(atm)/(ºK)(mol). R: w= 0.065 g; R= 0.082 (litro)(atm)/(ºK)(mol);

T= 27 + 273 = 300 ºK;

P= 760mmHg/760= 1 atm;

V= 100 cc/1000 = 0.1 litros

Peso fórmula = (0.065 g)(0.082 litro.atm/ºK.mol)(300ºK) / (1 atm )(0.1 litro) = 15.99 g/mol 13. Se analizó el gas del ejercicio 12 y se descubrió que contiene los siguientes porcentajes de sus elementos: carbono= 75.0%; hidrógeno= 25.0% Calcule su fórmula molecular. a) Calculamos primero su fórmula mínima (si tabulamos los resultados es mas fácil): Elemento (a)

Peso atómico (b)

% (c)

Moles (d)=c/b

Relación d/dmenor

Formula mínima

C

12

75

75/12=6.25

6.25/6.25 = 1

H

1

25

25/1=25

25/6.25 = 4

CH4

b) Calculamos su fórmula molecular. R: Aquí solo hay que obtener el peso molecular de la fórmula mínima y, luego, dividir el peso molecular obtenido antes, entre este valor para obtener el factor por le que se van a multiplicar los elementos. PMCH4= 12+4 = 16; Como el peso molecular del gas obtenido en el ejercicio 12 es 16, entonces el factor (f=16/16) es igual a 1 y, por tanto, la fórmula molecular es igual a la fórmula mínima = CH 4. 14. Calcule el porcentaje de composición de los elementos de las fórmulas HO y H 202. La primera, como está escrita, es hipotética, y la segunda es la fórmula real del peróxido de hidrógeno. Nota. Este problema introduce una excepción principal a la regla (p. 96), que debe usarse la proporción más pequeña en números enteros para representar una substancia. La proporción más pequeña de números enteros representa la fórmula empírica; la fórmula molecular puede estar constituida por un múltiplo simple de la fórmula empírica, y siempre indicará la composición real de una unidad de la fórmula. El benceno (C 6H6) y el acetileno (C2 H2) tienen diferentes fórmulas moleculares, aunque la empírica es la misma, CH.

16

Elemento

Cantidad

Peso atómico

Peso total

%

Elemento

Cantidad

Peso atómico

Peso total

%

O

1

16

16

94.1

O

2

16

32

94.1

H

1

1

1

5.9

H

2

1

2

5.9

Suma

17

Suma

a) ¿Cómo se comparan los porcentajes de composición de HO y H 202?

34

R: son iguales

b) ¿Qué otros datos cuantitativos experimentales se necesitarían, además de los porcentajes de composición, para conocer cuál de las dos se ha analizado? R: Se necesita calcular el peso molecular. c) Calcule los porcentajes de composición del benceno y el acetileno. Benceno (C6H6)

Acetileno (C2H2)

Elemento

Cantidad

Peso atómico

Peso total

%

Elemento

Cantidad

Peso atómico

Peso total

%

C

6

12

72

92.3

C

1

12

12

92.3

H

6

1

6

7.7

H

1

1

1

7.7

78

100

Suma

13

100

Suma

15. Un compuesto orgánico desconocido, un gas, se analizó y se obtuvieron los siguientes datos: carbono, 85.7% y H, 14.3% (¿Podrían estar presentes otros elementos? ¿Cómo podría saberlo?) Una muestra de este gas, con un peso de 0.171 g, ocupa un volumen de 100 cc a la temperatura de 27°C y a la presión de 1 atmósfera. a) Calcule su fórmula empírica. b) Calcule su fórmula molecular. Respuesta a) Calculamos su fórmula empírica: Elemento (a)

Peso atómico (b)

% (c)

Moles (d)=c/b

Relación d/dmenor

C

12

85.7

85.7/12= 7.14

7.14/7.14= 1

H

1

14.3

14.3/1=14.3

14.3/7.14 = 2

Formula mínima

CH2

El peso fórmula del CH2 es igual a 12 + 2 = 14. Respuesta b) Calculamos el peso molecular (peso fórmula):

Pf= wRT/PV;

T= 27ºC+273= 300 ºK, V= 0.1 L, P= 1 atm.

Pf = (0.171g)(0.082 L.atm/mol.ºK)(300ºK)/(1atm)(0.1 L) = 42 g/mol Para obtener la fórmula molecular, dividimos este peso entre el peso del CH2: 42/14 = 3, este número es el factor por el que debemos multiplicar CH2 para obtener la fórmula molecular; el compuesto buscado es: (CH2)3 = C2H6 16. Escriba las ecuaciones balanceadas que representen los siguientes enunciados. a) El hidrógeno (H2) reacciona con cloro (CI2), para formar cloruro de hidrógeno (HCI). R:

H2 + Cl2 → 2 HCl

b) El sodio se combina con cloro (CI2), para formar cloruro de sodio (NaCI). R:

2 Na + Cl2

→

2 NaCl

c) El metano (CH4) reacciona con oxígeno (02) para formar dióxido de carbono (C02) y agua (H20). R:

CH4 +2 02 → C02 + 2 H20

17. Si un peso fijo de gas se mantiene a una temperatura constante y si su volumen a 760 mm de Hg, es 100 cc, calcule su volumen a cada una de las siguientes presiones: a) 800 mm Hg, b) 380 mm Hg y c) 2 atmósferas. Respuesta: Fórmula (Ley de Boyle):

V1P1 = V2P2 ;

V2= V1P1 /P2

Presión:

760 mmHg

800 mm Hg

380 mm Hg

1,520 mmHg*

Volumen:

100 cc

95 cc

200 cc

50 cc

* 1 atm = 760 mmHg 18. Si un peso dado de gas se mantiene a presión constante y si su volumen a 25°C es 100 cc, calcule su volumen a cada una de las siguientes temperaturas: a) 0 ºC, b) 100°C, c) 200°C. Recuerde convertir a la escala Kelvin. Respuesta: Fórmula (Ley de Charles):

V1/T1 = V2/T2 ;

V2= V1T2 /T1

Temperatura:

T1= 25 +273= 298ºK

T2=0 +273 = 273 ºK

T2=100+273 = 373 ºK

T2=200+273 = 473 ºK

Volumen:

V1=100 cc

a) (100)(273)/298 = 91.61 cc

b) (100)(373)/298= 125.16 cc

c) 158.72 cc

19. ¿Cuántas calorías se necesitan para convertir un kilogramo de hielo en agua, a 0º C? R: Necesitamos conocer el calor latente de fusión, el cual obtenemos de tablas (p. 121): ∆H fus = + 79.7 cal/g, con este dato procedemos a hacer el calculo.

17

Calor necesario = gramos x calor de fusión = (1000 g )(79.7 cal/g) = 79,700 calorías 20. ¿Cuántos gramos de alcohol etílico podrán convertirse de sólido a líquido, en su temperatura de fusión, si se utiliza la misma cantidad de calor de la respuesta del ejercicio 19? R: El calor de fusión de alcohol etílico es ∆H fus = + 25 cal/g ; usando la misma fórmula anterior obtenemos la cantidad en gramos: Q = (g )(∆H fus);

g = Q / ∆H fus = 79,700 cal / 25 cal/g = 3,188 g = 3.188 Kg de alcohol

21. ¿Cuál es el cambio de entalpía que se registra en la conversión de 100 g de agua a vapor, a 100°C, en su punto de ebullición? R: para esto necesitamos el calor latente de vaporización del agua: ∆H vap = + 540 cal/g Q = (g)(∆H vap) = (100 g)(540 cal/g) = 5,400 calorías 22. Utilizando el modelo mecánico de átomos y moléculas en movimiento, así como ciertas características de todos los estados de la materia comprobados en este modelo, explique cada una de las siguientes observaciones comunes. En otras palabras, explíquelas desde el punto de vista molecular. a) La humedad se evapora más rápidamente cuando hay brisa que cuando no la hay. b) El hielo se derrite más rápidamente si se despedaza que si se deja en un bloque. c) El agua tibia se evapora más rápidamente que el agua fría. d) Si se tiende ropa húmeda a secarse, cuando está helando, finalmente se secará del todo, a pesar de que se "congelará" primero. e) Una rebanada de pan se secará en cuestión de minutos en el Valle de la Muerte, cuando se calienta a una temperatura de 90°C; pero, necesitará más tiempo en AtIantic City, exactamente a la misma temperatura. (Supóngase que no existen diferencias de viento.) Nota. El Valle de la Muerte es un desierto en California y Atlantic City es un puerto. a) El viento arranca las moléculas de agua de la tela húmeda, favoreciendo su evaporación. b) En el hielo despedazado, hay mas superficie expuesta a la temperatura del medio ambiente lo que implica un mayor número de moléculas de hielo intercambiando calor con las moléculas de aire, esto acelera el cambio de fase. c) Las moléculas del agua tibia contienen mayor energía cinética que las del agua fría y por lo mismo hay una mayor número de dichas moléculas golpeando a las moléculas de aire, lo que favorece su evaporación. d) El aire frío es muy seco y esto permite que las moléculas de agua congeladas sean “disueltas” por dicho aire, provocando el secado. e) La diferencia se debe al grado de saturación del aire en ambos lugares; en un desierto el aire es mucho mas seco que en un puerto, donde el aire está prácticamente saturado de humedad.

18

Modulo # 4 Las Substancias y la Estructura. ( Enlaces Químicos )

1. Diferencias entre substancias iónicas y substancias covalentes. SUBSTANCIAS IÓNICAS:

SUBSTANCIAS COVALENTES

• Si son solubles en agua, la solución conducirá electricidad. • Si son insolubles en agua; pero se funden con calor, la masa fundida conducirá electricidad. • El porcentaje de miembros de este grupo que son algo solubles en agua, es relativamente alto. • Casi ninguno de sus miembros se disuelve en solventes como tetra cloruro de carbono, gasolina, benceno, éter, alcohol, etc. (solventes orgánicos). • El elemento carbono raramente proporciona núcleos para estos compuestos (excepciones: bicarbonatos, cianuros). • Todos son sólidos a la temperatura ambiente. • Casi todos son no inflamables. • Los puntos de fusión están casi siempre encima de 350°C y, por lo común, son mucho más elevados. EJEMPLOS: - Sales (como cloruro de sodio, sulfato de bario). - Óxidos metálicos (óxido de sodio, óxidos de hierro). - Carbonatos y bicarbonatos.

• Si son solubles en agua, la solución no conducirá electricidad (excepto en unos cuantos casos). • Si son insolubles en agua, pero se funden con calor, la masa fundida no conducirá electricidad. • Sólo un porcentaje pequeño es soluble en agua. • Sus miembros son generalmente más solubles en solventes orgánicos. • Es muy común encontrar núcleos de carbono en estos compuestos (esta clase incluye prácticamente a todos los compuestos orgánicos). • Esta clase incluye a todos los gases, todos los líquidos y a muchos sólidos (suponiendo una temperatura ambiente). • Casi todos son combustibles. • Los puntos de fusión están habitualmente muy por debajo de 350°C; pero algunos de ellos se carbonizan y descomponen antes de fundirse. EJEMPLOS: - Agua, alcoholes, azúcares, grasas y aceites, lacas, perfumes, y la mayor parte de las drogas y los colorantes.

2. La electro-valencia a partir de esquemas atómicos. A la capacidad de los elementos para combinarse se le llama “valencia”, o “electro-valencia”. La valencia surge de la estructura atómica. Cuando un átomo gana o pierde electrones queda con un exceso de carga negativa o positiva, que necesita ser neutralizada. Observe el siguiente ejemplo de reacción entre el Sodio y el Cloro: El átomo de cloro que es fuertemente electronegativo, “arranca” un electrón de la última capa del sodio “que tiene baja electronegatividad”. El electrón arrancado es acomodado el la última capa del cloro para completar los ocho electrones y adquirir así la estructura de gas noble. Observe que el átomo de sodio también ha quedado con 8 electrones en la última capa después de perder el electrón, de manera que también adquiere la estructura de gas noble. Recuerde que todos los elementos que se combinan tienden a completar su última capa con 8 electrones para tener la estructura de gas noble.

3. El proceso de oxido-reducción. En una reacción de óxido reducción existe la transferencia de electrones de un elemento a otro. En la reacción anterior el sodio transfirió su electrón al cloro. Se dice que en una reacción redox hay dos agentes: el oxidante y el reductor. OXIDANTE: es el elemento que recibe o quita los electrones (como el cloro), el oxidante siempre se reduce. Cl2 → Cl-

Reacción de reducción: el oxidante se reduce.

Cloro oxidado → Cloro reducido REDUCTOR:es el elemento que cede los electrones (como el sodio) el reductor siempre se oxida. Naº

→

Na+

Reacción de oxidación: el reductor se oxida.

¿Cómo saber cual se oxida y cual se reduce? R: cuando el la valencia se vuelve negativa hay una reducción y cuando se vuelve positiva hay una oxidación.

4. La Ley de Hess. La Ley de la suma constante de calores de Hess, dice: “El calor producido o absorbido a presión constante, en una reacción química, es el mismo, sin importar el método que se haya usado para efectuar este cambio.” Ejemplo: La reacción entre el Sodio y el cloro tiene el cambio neto de entalpía siguiente: ∆Hºf = -98.2 Kcal/mol

Si esta reacción se lleva acabo a través de una serie de etapas intermedias se llega al mismo valor de entalpía*: *La entalpía es el calor liberado o absorbido a presión constante.

19

5. La “afinidad electrónica” de los grupos de la tabla periódica.. • Los elementos del grupo I tienen baja energía de ionización (la 1ª ionización) y ceden fácilmente su electrón para formar un ión positivo (+1). • Los elementos del grupo II de la tabla, tiene baja energía de ionización (para la 1ª y 2ª ionización) y ceden 2 electrones para formar iones positivos de carga +2. • Los elementos del grupo II, tienen baja energía de ionización (para la 1ª,2ª y 3ª ionización) y ceden 3 electrones formando iones positivos de +3. • Los elementos de grupo IVA y VA, tienen altas energías de ionización y no forman iones. • Los elementos de los grupos VI y VII tienen muy altas energías de ionización y tienden a “atraer” electrones hacia su ultima capa para adquirir la estructura de gas noble. Los del grupo VI atraen 2 electrones para formar un ion negativo -2. Los del grupo VII atraen 1 electrón y forman el ion negativo -1. • Los elementos del grupo VIII tienen completo su octeto en la última capa, esto los hace muy estables, por lo que no se combinan con otros elementos.

Flecha en Rojo

Flecha en Azul

6. El enlace iónico. Cuando los electrones de los átomos de sodio se han redistribuido entre átomos de cloro, de tal modo que formen iones de sodio y cloro, estas nuevas partículas, de carga contraria, se atraen. Los núcleos están protegidos y actúan de tal modo que impiden que los electrones se escapen. Esta atracción electrostática entre iones de carga opuesta la llamamos enlace iónico. Ejemplo:

Na+ + Cl- → [Na+] [Cl-]

(iones unidos por atracción electrostática)

20

7. Fórmulas de los principales iones mono atómicos.

8. El enlace covalente. El enlace covalente se forma cuando dos átomos se unen compartiendo electrones para generar una capa común de 8 electrones (el octeto). La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado. Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

9. Orbitales atómicos y orbitales moleculares. Los ORBITALES ATÓMICOS son aquellos orbitales que existen entre los átomos libres sin combinar. Cuando dos átomos se unen para formar un enlace, lo hacen a través de uno o mas orbitales comunes llamados ORBITALES MOLECULARES. El orbital molecular es, entonces, un orbital formado por la superposición de orbitales atómicos que se encuentran incompletos (es decir que tienen un electrón solitario en cada orbital). Los orbitales moleculares reciben nombres con letras griegas como sigma (σ), o pi (π). Ejemplos:

Orbitales atómicos “s” de Hidrógeno

Orbital molecular “σ”de H 2

Orbitales atomicos traslapados Orbitales Atómicos “p” de Flúor

21

Orbital molecular “σ” de fluor gaseoso ( F2 )

Esquema de orbitales moleculares para la formación del Ácido Fluorhídrico (HF). Obsérvese que la distribución de la nube de electrones es desigual, siendo mayor la densidad de carga negativa cerca del fluor. Esto se debe a la mayor electronegatividad de el fluor.

Mismo proceso representado por estructuras de Lewis

10. Características de las moléculas polares. Las moléculas polares se forman cuando átomos de diferente electronegatividad se unen para formar la molécula. En este caso el átomo de mayor electronegatividad tenderá a “jalar” la nube de electrones provocando una distribución desigual y generando zonas de carga positiva y negativa. A esta distribución desigual se le llama dipolo y para el caso del ácido fluorhídrico (último ejemplo de el inciso anterior 9) se representa de la forma siguiente: Las letras griegas “δ” indican una “carga parcial” positiva ( δ⁺) o negativa ( δ⁻). Esto significa que la molécula de HF se comporta como un dipolo. Cuando se tiene un dipolo, las moléculas tienden a agruparse formando cadenas haciendo que las propiedades de la substancia sean diferentes de las esperadas según su peso atómico (el aumento en el punto de ebullición es una consecuencia de esto).

11. Cálculo de las valencias de los radicales iónicos.

12. Covalencia de algunos elementos comunes. La covalencia eles el número de enlaces covalentes que puede formar un átomo ya sea con átomos del mimo tipo o con otros diferentes. El carbono, por ejemplo, puede formar cuatro enlaces con otros átomos; el hidrógeno solo puede formar un solo enlace, el oxígeno y el azufre forman dos enlaces cada uno.

22

Cuestionario 1. Conociendo solo el número atómico de cualquiera de los primeros veinte elementos debe ser capaz de escribir su configuración electrónica correcta y responder las preguntas siguientes: a) ¿En qué familia o grupo se encuentra el elemento? Dé el número romano y el nombre de la familia, si tiene alguno, como halógenos, gases nobles, metales alcalinos, metales alcalino térreos. b) ¿Puede presentarse el elemento en la forma de partículas eléctricamente cargadas (iones)? Si es así, ¿cuál es la configuración electrónica del ion? ¿Qué carga eléctrica tiene? ¿Cuál es el símbolo correcto? ¿Cuál es su electro valencia? c) ¿El elemento puede participar en el proceso de compartir electrones, es decir, en enlaces covalentes o covalentes coordinados? Si es así, ¿cuál es su covalencia? Ejercicio. Sin consultar gráficas o tablas, sino, más bien, construyendo y estudiando las configuraciones electrónicas correspondientes, conteste estas preguntas con relación a los elementos de los siguientes números atómicos: 20, 9, 5, 17, 2, 6, 13, 18, 19, 8, 16. Respuesta: Nº Atómico 20 9 5 17 2 6 13 18 19 8 16

Configuración

Configuración del ión

a) Grupo (familia)

b) Ión (valencia)

c) Covalencia

1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p5 1s22s22p1 1s22s22p63s23p5 1S2 1s22s22p2 1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p64s1 1s22s22p4 1s22s22p63s23p4

1s22s22p63s23p6 1s22s22p6 1s2 1s22s22p63s23p6 1S2 1s22s22p2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p6 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6

II A, (Alcalinotérreos) VII A (Halógenos) III A VII A (Halógenos) VIII A IV A III A VIII A (Gases nobles) IA VII A (Halógenos) VI A

Ca+2 F⁻ B⁺ Cl⁻ He C Al⁺³ Ar K⁺ O⁻² S⁻²

No 1 3 1 No 4 No No No 2 2

(+2) ( -1) (+3) (-1) No No (+3) No (+1) (-2) (-2)

2. Explique por qué sería poco razonable que el flúor tuviera una electrovalencia de 7 + . R: Tendría que perder 7 electrones, y arrancar el segundo y tercer electrón requiere mucho mayor energía que el primero (y lo mismo ocurre con los demás electrones) además la gran electronegatividad del fluor hace que le sea mas fácil atrapar electrones que perderlos. 3. El cloruro de sodio puede prepararse a partir de sus elementos, siguiendo este procedimiento de dos pasos (se suponen condiciones normales):

a) Escriba la suma algebraica de esas dos reacciones. R: Na(s) + ½ Cl2 (g) → NaCl(s)

∆Hºf = - 98.2 Kcal/mol

b) ¿Cuál es la entalpía neta de formación para la reacción que es la contestación de la parte a? R: ∆Hºf = ( -22.06 – 76.17

) = - 98.2 Kcal/mol

c) ¿Cómo se compara este valor con el ΔHfº del cloruro de sodio? R: Es el mismo 4. Dados los siguientes datos del fluoruro de litio, LiF, calcule su energía de rejilla.

R:

Li⁺ + F⁻ = LiF(s)

∆Hrejilla = ?

∆Hºf = +37 + 124 + 18 – 80 + ∆Hrejilla = -146;

Sumando y despejando se obtiene:

∆Hrejilla = - 146 – 99 = - 245 kcal/mol

5. Construya un ciclo de Born-Haber para la formación de LiF. (Iones en estado gaseoso)

Li⁺(g) + F⁻(g)

Respuesta: ∆Hg = + 99 kcal/mol ∆Hrejilla = - 245 kcal/mol (energía de rejilla)

Li(s ) + ½ F2(g) = LiF(s ) Elementos en sus estados estandar (25º C, 1 atmósfera)

∆Hºf = - 146 Kcal/mol Floruro de Sodio cristalino en su estado estandar

LiF(s)

23

6. Defina átomo y molécula, en tal forma que explique claramente en qué se parecen y en qué se diferencian. R: El átomo es la partícula mas pequeña de un elemento y no puede descomponerse sin que deje de ser dicho elemento. La molécula es la partícula mas pequeña de una substancia, es una agrupación de átomos unidos por enlaces químicos, puede estar formada por átomos del mismo elemento o de elementos diferentes; si los átomos o elementos que componen la molécula se separan, la substancia deja de ser la misma y se convierte en otra y con ella cambian también sus propiedades. 7. ¿Cuál es la diferencia entre una molécula y un mol?. R: Una molécula es una partícula compuesta por la unión química de átomos. El mol es un concepto abstracto que se usa para designar una cantidad de átomos o moléculas que equivalen al número de Avogadro y que es igual a 6.02 x10²³ partículas. Esta cantidad de partículas se usa como referencia para expresar los pesos atómicos de los elementos en la Tabla Periódica. Cuando se dice que el Hidrógeno H tiene un peso atómico igual a 1 g, significa que 6.02 x10²³ átomos de hidrógeno pesan 1 g. Cuando se trata de substancias en estado gaseoso como el Hidrógeno (H 2), esta misma cantidad de partículas ocupa un volumen de 22.4 litros cuando las condiciones de presión y temperatura son las estándares (0º C y 1 atm). En el caso del H 2, como la molécula es diatómica, el peso de una mol de H2 es 2 g, pero el número de moléculas de gas sigue siendo 6.02 x 10²³. 8. ¿En qué se parecen y en qué difieren una molécula y un radical iónico? R: La molécula no tiene carga neta, pero el radical iónico ha ganado o perdido electrones y por lo mismo pose una carga efectiva (positiva si ha perdido electrones Como el NH4⁺, o negativa si los ha ganado como el SO 4⁻²). 9. Tomando como base las reglas de covalencia, ¿cuál es la estructura posible del HN0 2? Respuesta : Los átomos participantes tienen las siguientes covalencias: N= 3, O= 2, H=1 ; por tanto, los acomodamos de manera que se satisfagan (cada covalencia está representada por un guión y significa un par de electrones que se comparten). O Así:  N─O─H 10. Dada la estructura electrónica de puntos del ion sulfato: a) ¿Cuál es el número total de electrones, incluyendo los de las capas internas, que no se representan con puntos; pero existen? R: El numero total de electrones lo tomamos del número atómico de cada elemento, y luego le sumamos los electrones capturados (que le dan la carga de -2). Electrones totales = 4 (No. Atómico del oxígeno) + No. Atómico del Azufre + 2 = 4 x 8 + 16 + 2 = 50 electrones b) ¿Cuál es la carga positiva total que se suma en todos los núcleos? ¿Están de acuerdo estas dos respuestas con la carga neta indicada? R: La carga positiva total es la suma de los números atómicos como en el caso anterior, sin sumar los electrones capturados ( = + 48). Estan de acuerdo por el hecho de que se trata de un grupo de átomos cargado (un ión poliatómico) y tiene un exceso de dos electrones que se manifiestan con una carga de -2. e) ¿En qué punto es más probable que se unan dos iones H+ a este radical? R: Se pegarán a la molécula en la parte de los oxígenos donde están las cargas negativas. d) Suponiendo que cuando se enlazan al radical, se forman enlaces covalentes, escriba la estructura del H 2S04, utilizando un guión para representar cada par compartido de electrones. Respuesta:

O  H─O─S─O─H  O

Nota. Las flechas indican que el par de electrones los aporta solo el azufre (no es un par compartido, sino cedido, y por lo mismo no es una covalencia), se trata de un enlace coordinado.

e) Examine esta estructura, y compruebe si se obedecen todas las leyes de covalencia. Observe especialmente si el número de líneas que parte de cada átomo es igual al de covalencia. R: Si no se toman en cuenta los enlaces coordinados podría parecer que el azufre tiene 4 covalencias en lugar de 2. f) En el H2S04 existen dos enlaces covalentes coordinados. ¿Cuáles de ellos estarían en su estructura?

R: ya los hemos indicado con flechas.

g) ¿A qué conclusión llevan estas preguntas, respecto a situaciones en las que los números de covalencia de la tabla 4.6 no puedan aplicarse? R: Cuando hay enlaces covalentes coordinados, las covalencias aparentan ser mas. 11. Si se tiene en cuenta que no existen enlaces covalentes coordinados en las fórmulas moleculares anotadas, siga las reglas de covalencia y determine una estructura lógica para cada una. Use primeramente guiones para indicar los enlaces; luego, utilice el simbolismo electrónico de puntos propuesto por Lewis, que muestra octetos (o capas exteriores K completas). Respuesta:

a)

f)

b) H-O-O-H

H  H-C-O-H  H

c) H-S-S-H

HH   H-C-C-H   HH

d)

F F   F-C-C-F   F F

h)

b) hidróxido de calcio d) nitrato de estroncio f) sulfuro de aluminio h) sulfato de cobre (II)

Ca(OH)2 Sr(NO3)2 Al2S3 CuSO4

g)

H  H-C-N-H   HH

12. Escriba las fórmulas empíricas de los siguientes compuestos. a) fosfato diácido de sodio c) fosfato de aluminio e) fosfato diácido de potasio g) óxido de hierro (III)

NaH2PO4 AlPO4 KH2PO4 Fe2O3

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e) H-C≡N

i)

H  H-N-O-H

Cl  Cl-P-Cl

i) dicromato de potasio k) fosfato de litio m) cloruro de magnesio o) cloruro de estroncio q) sulfito ácido de potasio s) fosfato de amonio

K2Cr2O7 Li3PO4 MgCl2 SrCl2 KHSO3 (NH4)3PO4

j) carbonato de bario 1) cromato de sodio n) carbonato de calcio p) cianuro de sodio r) sulfito de sodio t) carbonato de amonio

BaCO3 Na2CrO4 CaCO3 NaCN Na2SO3 (NH4)CO3

13. Escriba las configuraciones electrónicas completas, incluyendo las composiciones de los núcleos de cada una de las siguientes partículas. Consulte en las tablas los números y pesos atómicos. Las configuraciones que escriba deben reflejar el hecho de que las partículas cargadas eléctricamente no tienen el mismo número de protones que de electrones. HCa+2 Al+3

(1+2- = -1) H : 2s2 Ca : 1s22s22p63s23p6 (20+ 18- = +2) 2 2 6 (13+ 10- = +3) 13Al : 1s 2s 2p

H 0-2 F-

1

20

H: 2s1 (1+1- =0) O: 1s22s22p6 (8+ 10- = -2) 2 2 6 (9+ 10- = -1) 9F: 1s 2s 2p

H+ K+ HO-

1 8

H: 2s0 (1+0- =+1) K: 1s22s22p63s23p6 (1+8+ 1- 10- = -1 ) 1H 8O: 1

19

(19+ 18- =+1)

14. A unos pares de elementos se les dan los símbolos hipotéticos X e Y y sus números atómicos se incluyen en la lista. Indique la fórmula empírica del compuesto iónico que se espera formar con cada par. Si no puede predecirse ninguno, escriba "ninguno". No deberá tener necesidad de consultar los elementos reales que tienen estos números atómicos. Para resolver esto hay que obtener las configuraciones de cada elemento:

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

Configuración de X 1s22s22p5 1s22s22p63s23p6 1s22s1 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p64s2 1s22s2

Configuración de Y

Valencia X

Valencia Y

-1 0 +1 -1 +2 +2

+2, ±4 -1 +3 -2 +1

1s22s22p63s2 1s22s22p63s23p2 1s22s22p5 1s22s22p63s23p1 1s22s22p4 1s22s22p6 3s1

Compuesto YX2 Ninguno XY YX3 XY Ninguno

15. En la tabla 4.7 se dan datos sobre los puntos de ebullición y fusión de los cloruros de los elementos del segundo y el tercer períodos. a)¿Cuáles son compuestos iónicos probables?, b)¿Cuáles son probablemente compuestos covalentes?, c)¿Qué forma geométrica tendría BCI 3 si fuera no polar? Resp. a y b: Por sus puntos de fusión y ebullición podemos saber cuales son compuestos iónicos o covalentes, ya que los iónicos tienen alto punto de fusión y de ebullición. Iónicos

Pf ºC

Covalentes

Pf ºC

LiCl BeCl2 NaCl MgCl2 AlCl3

614 405 801 708 190

BCl3 CCl4 NCl3 OCl2 FCl SiCl4 PCl3 SCl2 Cl2

-107 -23 -40 -20 -155 -70 -112 -70 -105

Resp. c) El Boro tiene 3 electrones en su última capa, si el compuesto es covalente va a distribuir los átomos de Cloro de manera que estén lo mas alejados entre sí. Esto se consigue solo mediante una estructura TRIANGULAR.

16. a) Escriba una "estructura Lewis" para el amoniaco, NH 3.

b) Escriba la configuración electrónica del nitrógeno, distinguiendo los subniveles 2p, por medio de 2px' 2py, y 2pz. ¿Qué orbitales se encuentran disponibles para superponerse con los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno. Resp. 7N: 1S22S22P3 ...... 1S22S2 2Px↑, 2Py↑, 2Pz↑ 1S del Hidrógeno para formar enlaces covalentes.

Hay tres orbitales “P” incompletos ( 2Px↑, 2Py↑, 2Pz↑ ) que pueden superponerse con los orbitales

c) ¿Cuántos átomos de hidrógeno podrían combinarse con uno de nitrógeno? R: Tres, uno en cada orbital 2p que está incompleto.

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d) Haga un dibujo, dándole una perspectiva tridimensional, de la estructura orbital del amoniaco, suponiendo que los orbitales de los átomos de hidrógeno se superponen en los sitios en que se cuenta con los orbitales atómicos del nitrógeno.

H N H

H

Estructura supuesta

Estructura real

e) ¿Cuáles son los ángulos de enlace "previstos"? (los ángulos H - N – H). R: Ángulos = 360/3 = 120 º f) Los ángulos de enlace H-N-H del amoniaco son todos de 106° 47'. ¿Cómo puede explicarse esta desviación del valor previsto? . R: La molécula no es triangular como se suponía, sino piramidal (pirámide triangular) con el nitrógeno en uno de sus vértices. Este cambio de estructura se debe a que existe un orbital híbrido lleno (el par de electrones no compartido) que empuja hacia abajo a los orbitales del enlace N-H, reduciendo el ángulo entre ellos y dándole una estructura piramidal. g) Se han medido los siguientes ángulos de enlace de la familia del nitrógeno: Resp: Al aumentar el número atómico, aumenta el radio atómico del átomo central, y con ello aumenta también el tamaño del orbital que tiene el par no compartido (los electrones que están mas alejados del núcleo ocupar un mayor volumen). En cambio, los orbitales del hidrógeno permanecen iguales. Esto hace que los enlaces Atomo central-hidrógeno sean empujados hacia abajo con mayor fuerza reduciendo así sus ángulos de enlace.

Explique esta tendencia.

h) Dé una explicación para el cambio relativamente grande del ángulo de enlace, al pasar de NH 3 a PH3, y los cambios mucho menores en el resto de la serie. Resp: Esto se debe a que el átomo de fósforo usa orbitales “p” en lugar de los orbitales “sp 3” que usa el NH3 para formar enlaces; el resto de los átomos también usan orbitales “p”. Ver: http://quimica.laguia2000.com/gases/fosfina 17. Resuma las características esenciales de la teoría de Lewis. Según Lewis, los átomos pueden obtener configuración electrónica estable al compartir sus electrones con otros átomos. Un átomo obtiene configuración estable de gas noble cuando posee en su última capa 8 electrones. Los electrones no se transfieren de un átomo a otro, sino que se comparten al formar una molécula. Cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente. 18. Defina los términos siguientes: a) b) c) d) e) f)

médula enlace iónico afinidad electrónica calor estándar de formación electronegatividad radical

g) h) i) j) k) l)

enlace covalente polar enlace covalente energía de rejilla no saturado enlace covalente coordinado enlace metálico

m) Interpenetración o sobreposición de orbitales n) energía de sublimación o) estado estándar (de entalpía) p) orbital molecular q) electrovalencia

Esta parte se deja al alumno, se recomienda consultar en internet para mejor comprensión de los conceptos.

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Modulo # 5 Las Soluciones y las Dispersiones Coloidales. 1. Características de los diversos sistemas de suspensión de acuerdo al tamaño de partícula. Los componentes de una mezcla son SOLUTO Y DISOLVENTE. El soluto es la parte que está en menor cantidad, solvente es la parte que se encuentra en mayor proporción. De acuerdo al tamaño de partícula, las mezclas se clasifican en a) Soluciones verdaderas, b) Dispersiones coloidales y c) Suspensiones. Sus características se muestran en la tabla de al lado. Efecto Tyndall

2. Explicar las propiedades del agua basadas en la estructura molecular (polaridad,tensión superficial,hidratos) ESTRUCTURA DEL AGUA: La molécula de agua presenta una estructura angular según se ve en la figura (a). POLARIDAD: Además, la carga electrónica se encuentra desbalanceada debido a la mayor electronegatividad del oxígeno sobre el hidrógeno. Esto genera un dipolo (dos polos en la molecula), en el que hay una carga parcial negativa sobre el oxígeno (δ-) y una carga parcial positiva sobre el hidrógeno (δ+). En la fig (b) observamos la tendencia de las moléculas de agua a juntarse entre sí por la atracción de los dipolos para formar el enlace “puente de hidrógeno”. Este enlace es el responsable de las características especiales del agua.

(a)

(b) (c)

TENSIÓN SUPERFICIAL: Cuando la superficie del agua está en contacto con el aire o con aceites y grasas, se comporta como si tuviera una membrana elástica. A esto se debe que el polvo fino o los insectos pequeños e incluso agujas limpias de acero puedan flotar sobre el agua (fig. c), a pesar de ser más densos que ella. Bajo la superficie, las moléculas de agua experimentan fuerzas eléctricas de atracción hacia las circundantes, en todas las direcciones. Sin embargo, arriba de la superficie no hay moléculas de agua, ni moléculas de polaridad comparable, si arriba de la capa de agua hay aire, aceites o grasas. Por lo tanto, una molécula de agua que esté en una superficie, no puede experimentar fuerzas de atracción iguales en todas las direcciones. Existe una atracción hacia el interior (figura 5.5), pero por supuesto, las moléculas de la superficie no pueden ser arrastradas muy lejos, de manera que se aglutinan con mayor fuerza en esta parte que en cualquier otro punto del líquido. Este aglutinamiento produce el efecto de una membrana delgada, invisible y elástica, que cubre la superficie; este fenómeno se llama tensión superficial.

HIDRATOS. Hidrato es un término utilizado en química orgánica y química inorgánica para indicar que una sustancia contiene agua. En química inorgánica, los hidratos contienen moléculas de agua que (o bien están ligadas a un núcleo metálico o están cristalizadas con el complejo metálico). Tales hidratos se dice que poseen "agua de cristalización" o "agua de hidratación". Ésta es liberada cuando el hidrato es sometido a alta temperatura, la red se rompe y deja escapar una o más moléculas de agua. Los hidratos se forman debido a que el agua de cristalización se incorpora a la red cristalina por medio de puentes de Hidrógeno.

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3. Explicar a que se debe la acción disolvente del agua. Acción disolvente: El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso decimos que es el disolvente universal. Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que pueden presentar grupos polares o con carga iónica ( alcoholes, azúcares con grupos R-OH , aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas + y - , lo que da lugar a disoluciones moleculares.También las moléculas de agua pueden disolver a sustancias salinas que se disocian formando disoluciones iónicas. En el caso de las disoluciones iónicas. los iones de las sales son atraídos por los dipolos del agua, quedando “atrapados” y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados.

4. Problemas que involucran concentración molar, concentración porcentual y ppm. Hay varias formas de expresar que tan concentrado está un SOLUTO dentro de un SOLVENTE, toma en cuenta que a la suma de soluto y solvente se le llama SOLUCION. Cuando disolvemos un sólido en un líquido el volumen de solución es mayor que el volumen de líquido que teníamos originalmente. EJEMPLO: 10 g. NH3 en 1000 ml de agua. Peso molecular (M) del NH3 = 14+3 = 17 g Numero de moles (n) de NH3 = 10 g / 17 = 0.5882 moles Como este numero de moles se disolvió en un litro (1000 ml) de agua, entonces la molaridad (m) es 0.5882

A. MOLARIDAD(m): La molaridad se define como el numero de moles de soluto que hay en un litro de solución. Para conocer la molaridad (m) de 10 gr de Amoníaco (NH3) disueltos en 1000 ml de solución Necesitamos conocer el peso molecular (M) del amoníaco y obtener el número de moles(n) que se han disuelto en 1000 ml de agua.

Todas estos pasos se pueden resumir en uno solo:

FORMULAS: M = suma de pesos atómicos n = peso de substancia en gr / M m = n x 1000 / volumen en mililitros o centímetros cúbicos

m = Peso x 1000 ; M x ml

10 g x 1000 = 0.5882 molar 17 x 1000

B) CONCENTRACIÓN PORCENTUAL (%). Puede ser porcentaje peso-peso (p/p), peso-volumen (p/v) o volumenvolumen (v/v).

Ejemplo: Se pesan15 g de azucar y se les añade agua hasta completar 50 ml de solución. ¿cúal es el porcentaje (p/v) de la solución?

% (p/p): gramos de soluto que hay en 100 g de solución.

R: Si hay 15g en 50ml de solución final ¿cual será la cantidad que hay en 100 ml?

% (p/p) = gr Soluto x 100 gramos de solución

% (p/v): gramos de soluto que hay en 100 ml de solución. % (p/v) = gr Soluto x 100 ml de solución

% (p/v) = g x 100 ; ml

15 g x 100 = 30 % 50 ml

% (v/v): ml de soluto que hay en 100 ml de solución. % (v/v) = ml de Soluto x 100 ml de solución

B) PARTES POR MILLÓN (ppm): Son los Miligramos de soluto que hay en 1 litro de solución. ppm = mg de Soluto x 1000 ml de solución

EJEMPLO: Se disuelven 0.27 g de Cloro en 250 ml de agua (se supone que el cloro no aumenta el volumen de la solución) ¿Cúal es la concentraciónde Cl2 en partes por millón?. Ppm = 270 mg Cl 2 x 1000 = 1080 ppm. 250 ml de solución

5. Problemas sobre propiedades coligativas de las soluciones. Las PROPIEDADES COLIGATIVAS Son aquellas propiedades que dependen del número de partículas disueltas, entre ellas se encuentran: A. Descenso de la PRESIÓN DE VAPOR: Cuando se disuelve una substancia no volátil en un solvente (como azúcar en agua o parafina en hexano) se observa que la presión de vapor del solvente ha disminuido respecto a la presión que tenía original mente el solvente puro a las mismas condiciones de temperatura y presión atmosférica. Esto se debe a que las moléculas de soluto que se encuentran en la superficie, bloquean la salida de las moleculas de solvente, reduciendo así su presencia en el aire circundante. EJEMPLO: la presión de vapor del agua destilada a 25º C es de 31.68 mm Hg. Cuál será su presión de vapor a esa temperatura si disolvemos 5 g de glucosa en 250 ml de agua. SOLUCION. La densidad del agua a 25ºC es de 0.9970 g/cm3. Entonces 250 ml equivalen a 0.9970 x 250 = 249.25 g de agua. a) Calculamos la moles de agua: nH2O = 249.25 /18 = 13.8472 moles b) Calculamos las moles de glucosa (C 6H12O6): Nglucosa = 5 /180 = 0.0277 moles

FÓRMULA (Ley de Raoult): P = P0 X

P = presión de vapor de la solución. P0 = presión de vapor del solvente puro. X = Fracción molar del solvente X=

moles de solvente moles de soluto + moles de solvente

c) Calculamos la fracción molar X del agua: XH2O = 13.8472/(0.0277+13.8472) = 0.9980 d) Calculamos la presión de vapor de la solución: P = (31.68 mmHg)(0.9980) = 31.61 mm Hg

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B. DESCENSO CRIOSCÓPICO. Es la disminución del punto de congelación de la solución, respecto al solvente puro. Cuando un soluto se encuentra disuelto en un solvente, las partículas disueltas interfieren en el acomodamiento de las moléculas de solvente en la red cristalina, necesitandose una menor temperatura para que se congele. Desde el punto de vista cuantitativo, el descenso del punto de congelación es proporcional a la molalidad de la solución. FORMULA: Δt = K f m Δt = Descenso del punto de congelación (o fusión) Kf = Constante crioscópica del solvente. m = molalidad de la solución. m = moles de soluto x 1000 Gramos de solvente

SOLUCION: a) Calculamos primero la molalidad de la solución de etilen glicol: Para eso necesitamos su peso molecular (M). M = 62 g Con este peso calculamos en número de moles (n). n = 120 g /62 g = 1.9354 moles de etilenglicol. m = 1.9354 x 1000/ 4000 = 0.4838 molal b) Calculamos ahora el descenso crioscópico. Δt = Kf m = 1.86 x 0.4838 = 0.9 ºc Esta solución se congelará a - 0.9 ºc, en lugar de 0ºC.

EJEMPLO: Se disolvieron 120 gr de etilen glicol (C2H6O2) en 4 litros de agua destilada. ¿Cual será el punto de congelación de esta la solución si el agua destilada se congela a 0ºC? Kf H2O = 1.86

B. ASCENSO EBULLOSCÓPICO. Es el incremento del punto de ebullición de una solución respecto al solvente puro. Esto se debe a que las moléculas de soluto obstaculizan a las moléculas de solvente que están en la superficie reduciendo su presión de vapor y necesitándose mayor temperatura par igualar esta presión con la atmosférica. El aumento del punto de ebullición es proporcional a la molalidad de la solución. FORMULA: Δt = Kb m Δt = Aumento del punto de ebullición. Kb = Constante ebulloscópica del solvente. m = molalidad de la solución. m = moles de soluto x 1000 Gramos de solvente

6. El fenómeno de ósmosis. B. PRESION OSMÓTICA. En un sistema formado por un solvente separado por una membrana semipermeable y donde en uno de los lados se ha disuelto un soluto, se observa que el solvente pasa de la región menos concentrada de soluto (A) a la de mayor concentración del mismo soluto (B). Esto produce un ascenso del nivel de líquido en la región mas concentrada (B), este ascenso continúa hasta que el peso de la columna de líquido equilibra a la presión del solvente que entra. A la presión representada por la altura de la columna se le llama presión osmótica. La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración del soluto. a) Imagen de dos compartimientos de fluido separados por una membrana semipermeable. b) Amplificación de una pequeña sección de la membrana y del ambiente inmediato que lo rodea. Las moléculas de agua están representadas por los puntos, las del soluto del compartimiento B por óvalos oscuros. De acuerdo con la teoría de "colador" o "cernidor" de la ósmosis, se dice que la membrana tiene poros lo suficientemente grandes, para permitir el paso de moléculas de agua; pero son lo suficientemente pequeños para evitar el paso de moléculas (o iones) del soluto. Como podemos ver en el dibujo, de cada 5 moléculas de agua que pasan de A a B, sólo 3 de ellas regresan. Las otras dos, como se indica, chocan con las moléculas del soluto. El resultado es un flujo neto de agua de A hacia B, lo cual aumenta el nivel de esta última.

FÓRMULA:

Fig. 5.16

Pos= presión osmótica, V= volumen de solución, T= temperatura absoluta (ºK) R = constante de los gases ideales (0.082 L. Atm / mol.ºK)

EJEMPLO: Se disuelven 30 g de sacarosa (C12H 22O11) en un litro de agua destilada y se coloca en un sistema como el de la figura de al lado en la parte B a una temperatura de 25ºC. ¿Cual será la presión ejercida sobre la membrana ? Solución: 1) Calculamos el peso molecular (M) de la sacarosa: M= 342 g 2) Calculamos las moles (n) de sacarosa que se han disuelto: n= 30 g/342 = 0.08772 moles

3) Aplicamos la fórmula para obtener la presión: PosV = n RT;

PosV = n RT

Datos: n= 0.08772, R= 0.082 L.Atm/mol.ºK, T= 25+273 = 298 ºK,

V= 1 L

Pos= nRT/V = (0.08772mol)(0.0820L.Atm/mol.ºK)(298ºK)/1 L = 2.14 atm

7. Comparar las propiedades coligativas de substancias iónicas respecto a las de substancias covalentes. Como las substancias iónicas (ácidos, bases y sales) al ser disueltos en agua se disocian en los iones que los forman (el NaCl cuando está en solución se encuentra en forma de iones Na+ y Cl-, separados). Entonces las soluciones de substancias iónicas tienen un comportamiento especial en sus propiedades coligativas (ya que producen un efecto de descenso o elevación que es el doble, el triple o mas de lo esperado en los puntos de fusión, ebullición, presiones de vapor o presiones osmóticas). Esto se debe a que, en lugar de haber una partícula disuelta por molécula, ahora hay dos, tres o mas según sea el número de iones en los que se disocie.

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8. El fenómeno de la electrólisis. La electrólisis es el paso de corriente por una solución que contiene substancias iónicas disueltas, como el NaCl. Como en estas soluciones, la substancia se encuentra en forma de iones Na+ y Cl-, los electrones pueden viajar por la solución de un electrodo a otro conduciendo la corriente eléctrica. Los iones positivos viajan hasta el electrodo negativo (el cátodo) por eso se les llama cationes, mientras que los iones negativos viajan hasta el electrodo positivo (el ánodo) y se les llama aniones. A las substancias capaces de conducir la corriente eléctrica cuando están disueltas se les llama ELECTROLITOS.

9. Propiedades de las aguas duras. Se le llama aguas duras a aquellas que tienen una elevada concentración de iones Calcio (Ca +2) y Magnesio (Mg+2), en forma de Bicarbonatos ( CaHCO3 y MgHCO3). Estos iones tienen la propiedad de precipitar con el jabón formando sales insolubles. Pero la propiedad que mas preocupa es su capacidad para producir incrustaciones en las tuberías (sobre todo las de agua caliente), tapándolas y favoreciendo su corrosión. Por esa razón se utilizan sistemas para reducir o eliminar esos iones, ya sea precipitándolos o intercambiándolos por iones solubles como Na+. La dureza se mide en partes por millón (miligramos por litro) de carbonato de calcio (CaCO 3). Una agua que tiene una dureza de 80, significa que tiene 80 mg/L de carbonato de calcio.

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Cuestionario 1. ¿En qué difieren las soluciones, las dispersiones coloidales y las suspensiones? ¿Qué pruebas experimentales podríamos buscar, para identificar estas diferencias? R: Difieren esencialmente en el tamaño de partícula disuelta, las pruebas experimentales son: a) Hay que observar si la mezcla sedimenta dejandola en reposo, si sedimenta es suspensión. b) Si no sedimenta hay que hacer pasar un haz de luz a través de la mezcla, si se observa el efecto Tyndall, se trata de una dispersión coloidal. c) Si no se forma el efecto Tyndall se trata de una solución verdadera. 2. Defina o identifique cada uno de los siguientes términos: (R: se deja al estudiante ) a) estado coloidal d) movimiento Browniano g) sol j) constante dieléctrica m) desecante p) solvatación s) equilibrio dinámico v) fracción molar y) molalidad. 3.

b) dispersión coloidal e) agente emulsificador h) gel k) tensión superficial n) hidratación q) interacción dipolo-dipolo t) molaridad w) solución ideal z) presión osmótica

c) efecto Tyndall f) emulsión i) puente de hidrógeno l) agente tensoactivo o) interacción ion-dipolo r) solución no saturada u) propiedad coligativa x) Ley de Raoult

a') número molar b') actividad c') coeficiente de actividad d') electrolito e') agua dura

¿Por qué los hidratos se clasifican como compuestos y no como mezclas húmedas?

R: Porque en ellos, en agua se encuentra unida a la mólecula mediante enlaces puente de hidrógeno y llega a formar parte de la red cristalina. 4.

¿En qué forma afecta el aumento de temperatura a la tensión superficial del agua?.

R: El aumento de temperatura disminuye la fuerzas de atracción entre moléculas, y por lo mismo debe reducir la tensión superficial. 5.

El tetracloruro de carbono es un solvente no polar, ¿qué significa esto?

R: Significa que la molécula tiene una distribución de carga homogénea y no presenta dipolo. 6. Si las moléculas del tetracloruro de carbono no tienen fuerzas de atracción entre ellas tan fuertes como las tienen las moléculas de agua en el agua, ¿por qué no se disuelve el tetracloruro de carbono en esta última? R. Hay una regla a seguir el las disoluciones: lo semejante disuelve a lo semejante, una substancia polar disolverá solo a otra molécula polar, una substancia no polar disolverá a compuestos no polares. 7. La rapidez a la que un sólido puede disolverse en un solvente aumenta si a) el sólido se tritura, hasta hacerlo polvo, b) se agita la mezcla y c) se calienta la mezcla. Explique estos hechos de acuerdo con la teoría cinética. (Este problema no tiene nada que ver con la cantidad de soluto que pueda disolverse, a pesar de que el calor afecta esta cantidad. Sólo se relaciona con la velocidad con que puede hacerse una solución.) R: Según la teoría cinética, la disolución es producto de las colisiones entre partículas: a) si el sólido se pulveriza, aumenta la superficie de contacto entre las moléculas del sólido y las del líquido y esto aumenta la velocidad de disolución, ya que mas moléculas entran en contacto al mismo tiempo y se disuelven. b) la agitación remueve las partículas disueltas que están en la superficie del sólido y permite que nuevas moléculas de líquido choquen con las partículas de sólido. c) el calentamiento también aumenta la velocidad de las moléculas de líquido junto con su energía de choque, lo que favorece que mas moléculas de sólido sean arrancadas de la red cristalina. 8. La disolución de un sólido iónico de agua puede representarse mediante la siguiente ecuación, en la que se usa el símbolo Na +(ac.) que se refiere a la forma hidratada del ion en solución (ac. = acuosa).

NaCl(s) agua→ Na+(ac.) + Cl-(ac.) La entalpía de este cambio es + 930 cal/mol a 25°C. a) ¿Es exotérmico o endotérmico el proceso de disolver cloruro de sodio en agua? R: No, es endotérmico (entalpía positiva), el agua para romper la red cristalina del NaCl necesita ceder parte de su energía interna a los iones de Cl- y Na+ y por lo mismo la solución se enfría. b) Basándose en la página 133 y teniendo en cuenta la entalpía de la solución de cloruro de sodio en agua, calcule el cambio dé entalpía de la siguiente reacción: RESPUESTA: Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ΔH= - 98,200 cal/mol Na(s) + ½ Cl2(g) agua→ Na+(ac.) + Cl-(ac.) NaCl(s) → Na+(ac.) + Cl-(ac.) + 930 cal/mol ΔH= + Na(s) + ½ Cl2(g) → Na (ac.) + Cl (ac.) ΔH= -97,270 cal/mol 9. El amoniaco, NH3, es soluble en agua y el metano, CH4, es insoluble en agua. a) ¿Qué sugiere esto respecto a la capacidad que tiene el metano para formar puentes de hidrógeno? R: El amoníaco al disolverse en agua se convierte en otra especie química: el ión amonio NH 4+ además la electronegatividad del nitrógeno hace que el enlace N-H sea polar, permitiendo la formación de puentes de hidrógeno. Por su parte el carbono tiene casi la misma electronegatividad que el hidrógeno, por eso el enlace C-H no es polar y ,por lo mismo, no puede formar puentes de hidrógeno con el agua y no se disuelve. b) ¿Cómo se comparan las diferencias de electronegatividad en el sistema C-H con las del sistema N-H? (Véase la figura 4.11.) R. Diferencia de electronegatividad:

C-H = 2.5-2.2 = 0.3;

N-H = 3.07-2.2 = 0.87

e) ¿Cómo se relaciona esto con el hecho de que el CH4 sea insoluble en el agua? R: La baja diferencia de electronegatividad implica un enlace no polar, como el agua es muy polar (O-H = 1.3), eso hace que no se disuelvan.

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10. El agua temporalmente dura se suaviza mediante la ebullición. ¿Puede suavizarse con agua de amoniaco o soda para lavar? Explique ¿por qué? R: la dureza temporal se debe a que el calcio está en forma de bicarbonato (CaHCO 3), si se añade una solución alcalina (que contenga iones OH -), el Hidrógeno del bicarbonato se neutraliza y precipita el carbonato de calcio (CaCO 3). La solución de amoníaco contiene hidróxido de amonio (NH 4OH) y la soda (Na2CO3) al disolverse en agua libera iones OH por hidrólisis. Esto hace posible que tanto una como otra sean útiles para quitar la dureza temporal. Las reacciones son: a) Precipitación del calcio por iones OH-:

CaHCO3(ac.) + OH- → CaCO3↓ + H2O

b) Hidrólisis del Na2CO3:

Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + OH-

c) Hidrólisis del NH3:

NH3 + H2O

→ NH4+

+

OH-

11. Explique por qué el agua en estado líquido no admite las moléculas dispersas al azar de un compuesto covalente no polar. R: Las fuerzas de atracción entre las moléculas de agua son muy grandes debido al puente de hidrógeno que se forma, romperlo requiere mucha energía y por ello no es posible que se introduzcan en la red moléculas no polares. Para que pudieran introducirse, haría falta una mayor polaridad a fin de poder establecer fuerzas de atracción que neutralicen a las fuerzas que existen entre las moléculas de agua. 12. Se encontró que una solución de cloruro de sodio, a 50°C, contenía 36.5 g de cloruro de sodio por 100 g de agua. ¿Estaba saturada, no saturada o sobre saturada?. R: Según los datos de la tabla 5.6 , la maxima solubilidad del NaCl a 50ºC es de 37 g por 100 g de agua. Esto quiere decir que la solución del problema aún no está saturada. Por tanto es no saturada.

13. Una solución de sulfato de bario a 20°C, contenía 0.00024 g de sulfato de bario por 100 g de agua. ¿Describiría esta solución como saturada, no saturada o sobresaturada? ¿La calificaría como diluida o concentrada?. R: Es saturada (ver tabla). Por tener una baja concentración, a pesar de estar saturada, se le considera diluída. 14. Describa detalladamente la "receta" que seguiría si tuviera que ir al laboratorio para elaborar las siguientes soluciones. a) 100 cc de glucosa 1M, b) 100 g de glucosa 1 molal, c) 100 cc de glucosa al 1%, d) 100 cc de una solución que contenga 100 ppm de glucosa e) 100 cc de una solución con 25 mg % de glucosa (Describa no sólo los pesos y volúmenes, sino también todos los recipientes que emplearía para preparar las soluciones.) a) Se pesan 18 g (0.1 mol) de glucosa y se pasan a un matráz volumétrico de 100 ml, se añade agua hasta la marca. b) Se pesan 18 x100/118 = 15.25 g de glucosa y se le añaden (100-15.25) = 84.75 g de agua y se mezclan hasta disolver en un vaso de pptdo. De 50 ml. c) Se pesa 1 g de glucosa y se añade 99 g de agua. d) Se pesa en una balanza analítica 0.0100 g de glucosa y se pasan a un matraz volumétrico de 100 ml, se añade agua hasta la marca. e) Se pesan en una balanza analítica 0.0250 g de glucosa y se pasan a un matraz volumétrico de 100 ml, se añade agua hasta la marca. 15. Explique detalladamente por qué es más conveniente usar la molalidad que la molaridad, cuando se trata de las propiedades coligativas. R: Porque la molalidad no cambia con la temperatura, en cambio la molaridad sí, debido al aumento de volumen con la temperatura del líquido. 16. Suponga que no conoce las concentraciones de algunas soluciones saturadas de cierta sal, a diferentes temperaturas; pero desea preparar y almacenar una solución saturada. Sin verse obligado a efectuar análisis complicados de las concentraciones, ¿cómo podría hacer una solución saturada de una sal, a temperatura ambiente, sin lugar a dudas? R: Se toma un volumen de líquido y se va añadiendo la substancia agitando hasta que ya no se disuelva mas. La presencia de cristales en el fondo indicará que la solución está saturada. 17. Explique brevemente cómo una gran constante dieléctrica hace que un líquido sea mejor solvente de los compuestos iónicos y, al mismo tiempo, lo hace más deficiente para los compuestos no polares. R: Una gran constante dieléctrica neutraliza la carga de los iones e impide que se acerquen por atracción electrostática (los mantiene separados) y favorece así su disolución. En los compuestos no polares, la gran constante dieléctrica impide que se formen fuerzas de atracción entre el solvente y el soluto, favoreciendo el acercamiento entre las moléculas no polares, esto impide su disolución. 18. En los siguientes pares de soluciones, señale cuál de ellos tiene la presión osmótica más alta. Haga caso omiso de los coeficientes de actividad, suponiendo que son la unidad. Si la primera solución de cada par se colocara en el compartimiento A de la figura 5.16 y la segunda en el B, ¿cuál de los dos niveles se elevaría? Indique si las presiones para algunos pares son iguales. a) glucosa 0.1M y glucosa 0.2M. , b) cloruro de sodio al 1% y cloruro de sodio 1M, c) cloruro de potasio al 5% Y yoduro de potasio al 5%. R: De la fórmula:

Pos= nRT/V

Obtenemos que n/V = concentración molar de la substancia.

Entonces, la presión osmótica aumenta al aumentar la concentración de substancia, y la solución que tenga la mayor concentración de soluto provocará un aumento en la columna de líquido. En cada par de soluciones, la columna que se elevará será la siguiente: a) Columna B b) Columna B,

c) Columna A (como el Cloruro pesa menos que el yoduro habrá mas moléculas por gramo).

19. Una solución se prepara disolviendo 18 g de glucosa (peso fórmula: 180) en 1000 g de agua. a) ¿Cuál es su molalidad? b) ¿Cuál es la fracción molar de la glucosa? c) ¿Cuál es la fracción molar del agua? d) ¿Cuál es la suma de las respuestas obtenidas en b y c? ¿Cuál debería ser? R: NOTA: La molalidad (m) de una solución son los moles de soluto que hay en 1000 g de solvente: Calculamos primero las moles (n) de soluto y solvente: n gluc.= 18/180 = 0.1;

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nagua= 1000/18 = 55.5

m = moles de Soluto x 1000 gr de solvente

a) molalidad = (0.1)1000/1000 = 0.1 molal b) fraccion molar: Xgluc = 0.1 /(0.1+ 55.5) =0.0018

c) Xagua = 55.5/(0.1+55.5) = 0.9982

d) Suma = 0.0018+0.9982 = 1.0000 es lo que debe dar

20. La presión de vapor de agua, a 25°C es 23.8 mm de Hg. Suponiendo que la solución de glucosa en agua que se describe en el problema 19 fuera ideal, ¿cuál sería su presión de vapor? R: Usamos la Ley de Raoult P = Po Xagua

= (23.8 mm Hg)(0.9982) = 23.75 mm Hg

21. ¿Cuál sería el punto de congelación de una solución 2 molal de un compuesto covalente en agua? ¿Cuál sería su punto de ebullición? R:

De la Tabla 5.7 obtenemos: Kfagua = 1.86

Kbagua = 0.51;

Descenso crioscópico Δt = Kf m = (1.86)(2 molal) = 3.72 ºC;

Ascenso ebulloscópico Δt = Kb m = (0.51)(2) = 1.2 ºC;

La solución se congelará a -3.72 ºC y hevirá a 101.2 ºC 22. Para la medición de los pesos fórmula de los compuestos orgánicos, por el método de la disminución del punto de congelación, se usa con mayor frecuencia el benceno que el agua. Hay más compuestos orgánicos solubles en benceno, a temperaturas inmediata mente por encima de su punto de congelación, que en agua, pero esto no es la única razón para emplear el benceno. Aunque la solubilidad no fuera un problema, ¿cuál podría ser la razón primordial para seleccionar el benceno de preferencia al agua? (Sugerencia: Esa razón tiene relación con los valores Kf relativos y el problema práctico de medir los cambios pequeños de temperatura.) R. Según la tabla 5.7 los valores del Benceno Kb= 2.53 y Kf= 5.07 son mas altos que los del agua, esto provoca un mayor aumento en los puntos de ebullición y fusión por mol de substancia, lo que permite una medición mas precisa. Como las propiedades coligativas se usan para determinar el peso molecular de una substancia, es mejor usar un solvente con un elevado Kb y Kf. 23. El glicerol (C3H803, peso fórmula: 92) es un líquido que, para todos los fines útiles, no es volátil. Es muy soluble en agua. Si se disuelven 46 g en 250 g de agua: a) ¿Cuál será el punto de ebullición, a 760 mm de Hg, de la solución. b) ¿Cuál será su punto de congelación? c) ¿Cuál será la presión de vapor a 25°C? (La presión del vapor del agua pura es 23.8 mm de Hg a la misma temperatura.) R: 1) Calculamos primero el número de moles de cada componente de la mezcla: n glicerol= 46/92 = 0.5 moles 2) Calculamos la molalidad: mglicerol= (0.5)(1000)/250 = 2.0 molal

nagua= 250/18=13.9 moles

3) Calculamos la fracción molar: Xagua = 13.9/(13.9+0.5)= 0.9653

a) Aumento ebulloscópico: Δt = Kb m = (0.51)(2.0 molal) = 1.2 ºC, el punto de ebullición es 101.2 ºC. b) Descenso crioscópico: Δt = Kf m = (1.86)(2.0) = 3.72 ºC, c) Presión de vapor:

el punto de congelación es -3.72 ºc

P = Po X = (23.8)(0.9653) = 22.97 mmHg

24. Una solución de 12.00 gramos de un compuesto desconocido, disuelto en 200 g de benceno se congeló a 3.45°C exactamente, ¿cuál es el peso fórmula del soluto? R. Según la tabla 5.7 el punto de congelación del benceno puro es pf= 5.45 ºC y su Kf = 5.07 El descenso crioscópico es Δt = 5.45 – 3.45 = 2 ºC;

De la fórmula Δt= Kf.m obtenemos la molalidad (m)

Con ese dato calculamos el numero de moles (n): m = n Calculamos ahora el peso molecular (M): n= g /M ;

soluto

x1000/g solvente;

m = Δt/Kf = 2ºC/5.07= 0.3945 molal

n = m. g solvente /1000 = (0.3945)(200)/1000 =0.0789 moles

M= g/n = 12/0.0789 = 152 g/mol

25. Una solución 0.5 molal de un compuesto cuyo peso fórmula es 100, se congeló a 12.00°C. El punto de congelación del solvente puro es 14°C. ¿Cuál es el valor Kf del solvente? R:

Δt = Kf m ;

Kf = Δt /m = (14-12)/0.5 = 4.0

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Modulo # 6 Substancias Iónicas Importantes 1. Las principales substancias productoras de iones. Las principales substancias productoras de iones son: ácidos, bases y sales. Ejemplos: ACIDOS: HCl, HNO3, H2S, etc. BASES: NaOH, KOH, Ca(OH)2 SALES: NaCl, KCl, KNO3

2. La teoría de Arrhenius sobre ácidos y bases. Según Arrhenius, un ácido es toda substancia capaz de liberar iones hidrogeno (H+) en el agua cuando se disocia. HCl → H+ + ClPara Arrhenius una base es toda aquella substancia capaz de liberar iones OH- en el agua al disociarse. NaOH → Na+ + OH-

3. Explicar la formación de ión hidronio. El ión hidrógeno H+ (protón) no existe libre en solución, en realidad lo que se forma es el ión hidrónio (H 3O+). La reacción de formación es la siguiente: Fig. 6.1 Cuando las moléculas de cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelven en agua, reaccionan con las moléculas de agua para formar iones de hidronio y de cloruro. El protón que inicialmente estaba unido al cloro, tiene ahora un enlace más fuerte con el oxígeno, y los nuevos iones se estabilizan por hidratación.

4. Nombrar las principales características de los ácidos según Arrhenius. Las soluciones de los ácidos de Arrhenius tienen las siguientes propiedades características que son, en realidad, las que tiene el ion de hidronio en el agua. 1. Tienen un sabor agrio. Los ácidos orgánicos del vinagre, el jugo de limón, el ruibarbo y la toronja, son los que producen el sabor ácido. 2. Reaccionan con metales activos para generar sales e hidrógeno gaseoso. Por ejemplo, el cinc metálico reacciona con el ácido clorhídrico, para formar cloruro de cinc, una sal típica, e hidrógeno: Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ 3. Los ácidos reaccionan con hidróxidos metálicos, para formar sales y agua. Por ejemplo, el hidróxido de sodio y el ácido nítrico reaccionan de la manera siguiente: HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O 4. Los ácidos reaccionan con óxidos metálicos para formar sales y agua. En esta reacción, el ácido no ataca a la solución del óxido, sino a su forma sólida. Los óxidos que se disuelven en agua reaccionan con ella, para formar hidróxidos de metales, por ejemplo: Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3

+ 3H2O

5. Los ácidos reaccionan con los bicarbonatos metálicos para formar sales, agua y dióxido de carbono. Por ejemplo, el bicarbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico como sigue: NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2↑ + H2O 6. Los ácidos reaccionan con carbonatos metálicos, prácticamente en la misma forma que con los bicarbonatos. Los carbonatos son muy abundantes en toda la corteza terrestre y pueden distinguirse de otros minerales por el hecho de que cuando se les trata con ácido se desprende dióxido de carbono, que es un gas inodoro e incoloro. CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O 7. Los ácidos le dan una coloración azul al papel rojo de tornasol. Esta es una de las técnicas más comunes para detectar ácidos, aunque muchas otras substancias, además del tornasol, indicarán su presencia: se les llama indicadores.

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5. Nombrar las principales características de las bases según Arrhenius. 1. Tienen sabor amargo y al tacto son resbaladizos o jabonosos. 2. Vuelven rojo el papel azul de tornasol. 3. Como se describió antes, reaccionan con los iones de hidrógeno, para formar agua y sales. NaOH + HCl →

H2O + NaCl

6. Explicar la teoría de Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases. ÁCIDO: Brösnsted y Lowry ampliaron y generalizaron el concepto de los ácidos y las bases, clasificando como ácido a cualquier substancia capaz de ceder un protón a otro compuesto. Evidentemente, el ion de hidronio satisface estos requisitos; pero también lo hacen el de bicarbonato y un gran número de otros donadores de protones. El ion bicarbonato, por ejemplo, puede reaccionar con el de hidróxido en la siguiente forma:

BASE: Una base se define como cualquier substancia que pueda recibir un protón de otro compuesto. Las bases reciben protones. De donde, el ion bicarbonato. es también una base, ya que puede recibir un protón del ion hidronio:

Como se puede ver, el ión bicarbonato puede actuar, como ácido o como base, según sea el ambiente en que se encuentre. PARES ACIDO BASE CONJUGADOS: La característica distintiva de la teoría de ácido-base de Brönsted-Lowry es que presenta a las substancias iónicas como perteneciendo a un par acidobase, en la que una es la conjugada de la otra, ejemplo:

ácido

base conjugada acido conjugado

base

En esta reacción que está desplazada hacia la derecha (flecha larga), el ión cloruro (Cl-) es la base conjugada del ácido clorhídrico (HCl), y el ión hidrónio (H3O+) es el ácido conjugado del agua (H 2O). En la reacción inversa (flecha corta) el HCl es el ácido conjugado del ión cloruro y el agua es la base conjugada del ión hidronio. Ejemplos de algunos pares acido-base: SUBSTANCIA:

H2O

NH3

PAR ACIDO-BASE conjugado:

+

+

H3O ↔ H2O

HCO3-

HCN 3

NH4 ↔ NH3

H2CO3 ↔ HCO

HCl -

HCN ↔ CN

HCl ↔ Cl-

FUERZA DE ACIDOS Y BASES: Los ácidos y las bases pueden ser fuertes o débiles, según la facilidad con la que se disocian en iones. Un ácido que se disocia casi totalmente en solución será un ácido fuerte (como el HCL), mientras que un ácido en el que solo una pequeña porción se disocia en iones, será un ácido débil (como el ácido acético: CH3COOH). Lo mismo sucede con las bases: una base que se disocia totalmente será una base fuerte (como el NaOH), mientras que una que se disocia parcialmente será una base débil (Como el NH4OH). A continuación tenemos una tabla donde se muestra la fuerza de ácidos y bases.

En la parte superior se encuentran los ácidos mas fuertes, en la inferior están las bases mas fuertes, y en el centro se colocan los ácidos y bases débiles. REGLA:

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7. Nombrar las principales características de los ácidos y bases según Lewis. El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de la base, en donde se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones, y para el acido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones. En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases: El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas. De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis. Ejemplos de ácidos de Brønsted-Lowry: HCl, HNO3, H3PO4. Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.

Al lado vemos que el NH3 tiene un par de electrones sin compartir (base de Lewis), mientras que el BF3 tiene solo 6 electrones en su última capa y le faltan 2 para completar el octeto (lo que lo convierte en un ácido de Lewis). Al reaccionar , el Nitrógeno cede su par de electrones y lo acomoda en el espacio libre del BF3 formando el compuesto de adición NH3BF3

8. Explicar las principales características de las sales. A) De acuerdo con la definición de Arrhenius, una sal es el compuesto iónico que resulta de la adición de iones metálicos (positivos) y no metálicos (negativos). Como ejemplos tenemos al NaCI, KBr, Mg(N0 3)2 y Na2S04. B) Su solubilidad en el agua varía enormemente, pero la experiencia nos ha señalado algunas reglas experimentales: -Todas las sales de sodio, potasio y amonio, son solubles en agua: Na +, K+, NH4+ -Todos los nitratos y los acetatos son solubles: NO3-, CH3COO- Todos los cloruros, excepción hecha de los de plomo, plata y mercurio, son solubles: Cl -, menos PbCl, AgCl, HgCl. -Las sales que no entran en estos grupos son casi siempre insolubles o, en todo caso, sólo ligeramente solubles. NOTA: Se considera que una sal es soluble, cuando se disuelven por lo menos 3 g en 100 ml de agua. C) Cuando las sales se disuelven en agua, su porcentaje de disociación es elevado. D) Todas las sales de Arrhénius se preparan al hacer reaccionar un ácido según las características explicadas en el Objetivo 4 de este módulo. Cuando se evaporan a sequedad las soluciones resultantes, se obtiene la sal cristalina. E). Las sales de Arrhenius pueden prepararse también por reacciones de doble descomposición, o de "cambio de -parejas". Si se mezclan los iones de cargas opuestas, que normalmente componen una sal insoluble, estos iones se unirán y precipitarán. Este es uno de los muchos casos en los que son útiles las leyes de la solubilidad. Por ejemplo, veamos un experimento en el que se agrega una solución de sulfato de sodio a otra de nitrato de bario. Puesto que ambas son solubles en agua, inicialmente se tienen a los iones Ba 2+, N03 -, Na+ y S042 -, en estado disuelto (e hidratado). Para poder predecir l0 que puede suceder, deben examinarse todas las combinaciones posibles de los iones de cargas opuestas: En general, las reacciones entre las substancias iónicas (o las que pueden producir iones) tendrán lugar, si existe la posibilidad de que se formen: 1. Un precipitado. Ejemplo: formación de BaS04. 2. Una especie no ionizada, aunque soluble. Ejemplo: la formación de agua, cuando reaccionan H+ y OH-. 3. Un gas. Ejemplo: la acción de los ácidos sobre los carbonatos y los bicarbonatos. Por tanto en nuestro ejemplo el sulfato de bario será el producto que se forme debido a que, como es insoluble, precipita al formarse y se va al fondo del recipiente en forma de un sólido cristalino.

9. Explicar que son compuestos de coordinación. Se ha dicho que cuando un ácido y una base de Lewis se unen forman un compuesto de adición. Este compuesto de adición recibe también el nombre COMPUESTO DE COORDINACIÓN, debido a que el enlace que se establece entre el ácido y la base es de tipo COVALENTE COORDINADO. A diferencia del enlace covalente normal (donde los dos átomos que se unen aportan un electrón cada uno), en el coordinado, un solo átomo aporta un par completo (la base de Lewis), mientras que el otro solo los recibe (ácido de Lewis), sin aportar ningún electrón. A parte de los ácidos y bases de Lewis de tipo inorgánico, que ya hemos visto, existen muchos compuestos orgánicos que actúan como bases de Lewis y que actúan sobre diversos metales de transición como el Al+, Fe++, Cu++, Zn++, Co++, además del Ca++ y Mg++. Estos compuestos son importantes ya que algunos actúan en los sistemas biológicos de diversas maneras, y sin los cuales la vida no podría existir. Ejemplo de ello es el grupo Heme de la Hemoglobina, que se tiene en su estructura al Fe++ y que permite el transporte de oxígeno.

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Existen además diversas substancias capaces de formar compuestos de coordinación con ciertos iones como calcio y magnesio y que son llamados agentes quelatantes o secuestrantes, debido a que se unen a ellos en solución impidiéndoles reaccionar con las substancias que normalmente lo harían. Un ejemplo de ello es el siguiente:

Cuestionario 1. Exprese brevemente la definición y haga una ilustración, o ambas cosas, de cada uno de los siguientes términos:

2.Escriba los dos tipos de ecuaciones balanceadas,completas e iónicas, para la reacción del ácido clorhídrico en cada una de las siguientes substancias. Si se forman sales, escriba sus nombres bajo las fórmulas; si no se va a producir una reacción, escriba "ninguna". RESPUESTA: Para saber que producto se puede formar, siga las reglas del Objetivo nº 8

Grupo 1

Grupo 2

Grupo 3

↑

a) NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 (completa) a) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O Cloruro de Sodio

HCO3

-

+ H

+

→ H2O + CO2

(completa)

Cloruro de Zinc ↑

b) NH4Cl + HCl → No hay reacción

(iónica)

ZnO + 2H

+

b) Cu + 2HCl →

→ H2O + Zn CuCl2 + H2↑

Cloruro de Cobre II

Cu + 2H+ → H2↑ + Cu+2

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a) Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑

(completa)

Cloruro de Magnesio +2

(iónica)

Mg + 2H

+

+2

→ Mg + H2

b) NaBr + HCl →

↑

No hay reacción

(iónica)

Grupo 1

Grupo 2

Cloruro de Bario

Cloruro de Estroncio

CO3-2 + 2H+ → H2O + CO2↑

d) Li2CO3 + 2HCl → 2LiCl + H2O + CO2↑

CO3-2 + 2H+ → H2O + CO2↑ d) Ba(OH)2 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑

d) Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + H2O

Cloruro de Litio

Cloruro de Magnesio

CO3-2 + 2H+ → H2O + CO2↑ +

Cloruro de Sodio

OH- + 2H+ → H2O

3H2↑

HCO3- + H+ → H2O + CO2↑

e) KHCO3 + HCl → KCl + H2O + CO2↑

Cloruro de Aluminio

2Al + 6H+ →

c) SrCO3 + 2HCl → SrCl2 + H2O + CO2↑

Cloruro de Potasio

BaO + 2H+ → H2O + Ba+2

e) 2Al + 6HCl → 2AlCl3

Grupo 3

c) K2CO3 + 2HCl → 2KCl + H2O + CO2↑

c) BaO + 2HCl → BaCl2 + H2O

e) Mg(HCO3)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O + 2CO2↑

Cloruro de Potasio

3H2↑ + 2Al+3

Cloruro de Magnesio

HCO3- + H+ → H2O + CO2↑

f) NH3 + HCl → NH4Cl

HCO3- + H+ → H2O + CO2↑

f) LiNO3 + HCl → No hay reacción

f) CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

Cloruro de Amonio +

-

+ 4

NH3 + H + Cl →NH + Cl

Cloruro de Calcio -

CaO + 2H+ → H2O + Ca+2

3. Suponga que tiene soluciones separadas de cada compuesto de los siguientes pares. Prevea lo que sucederá químicamente si se mezclan las dos soluciones de cada par. Escriba la ecuación iónica de cada reacción. Si no se produce ninguna, escriba "ninguna". La forma en que debe resolver cada problema es hacer una lista de los iones que pueden mezclarse inicialmente; intente todas las combinaciones posibles entre iones de cargas opuestas y pregúntese si cada combinación posible dará a) una sal insoluble, b) una molécula no ionizada, pero soluble, o e) un gas. En este ejercicio, utilizará no sólo las reglas de solubilidad de las sales, sino también lo que conoce sobre ácidos y bases fuertes y débiles, especialmente en relación con el concepto de Arrhenius.

Respuestas:

Grupo 1

Grupo 2 ↓

+ 2KCl

K2SO4 + CaCl2 → CaSO4 Ca+2 + SO4-2 → CaSO4↓

b)

Mg(HCO3)2 + HI → MgI2 + H2O + CO2↑ HCO3- + → AgBr↓ H+ → H2O + CO2↑

b) NaHCO3 + H2SO4 → NaHSO4 + H2O + CO2↑ HCO3- + H+ → H2O + CO2↑

b) NH4Br + AgNO3 → AgBr↓ + NH4NO3 Br - + Ag+ → AgBr↓

c)

KOH + HBr → KBr + H2O OH- + H+ → H2O

c)

c)

KHCO3 + HNO3 → KNO3 + H2O + CO2 HCO3- + H+ → H2O + CO2↑

d)

LiCl + AgNO3 → AgCl↓ + LiNO3 Cl - + Ag+ → AgCl↓

d) K2CO3 + MgCl2 → MgCO3↓ + 2KCl CO3-2 + Mg+2 → MgCO3↓

d)

Na3PO4 + HCl → Na2HPO4 + NaCl PO4 -3 + H+ → HPO4 -2

e) LiBr + MgCl2 → No hay reacción

e)

2LiOH + H2SO4 → Li2SO4 + 2H2O OH- + H+ → H2O

4.

Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O OH- + H+ → H2O

a)

NH4Cl + NaOH → NH3↑ + H2O + NaCl NH4+ + OH- → H2O + NH3↑

a)

e) Na2CO3 + Ca(NO3)2 → 2NaNO3 + CaCO3↓ CO3-2 + Ca+2 → CaCO3↓

a) CaCl2 + 2AgNO3 → Ca(NO3)2 + 2AgCl Ag+ + Cl- → AgCl↓

Grupo 3 ↓

Explique cómo fueron ampliándose los conceptos de ácidos y bases, en los conceptos de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis.

i.

Primero Arrhenius definió al ácido y la base como substancias capaces de liberar iones H+ y OH- en solución, respectivamente. Pero esta definición solo era aplicable a acidos y bases fuertes en solución acuosa, no explicaba porqué el Na 2CO3 producía una solución alcalina, pintando de azul el papel tornasol.

ii.

Luego Brönsted y Lowry redefinieron el ácido y la base como substancias capaces de ceder o aceptar protones (H+) respectivamente. Surgió, demás, el concepto de par acido-base conjugado, se consideró la fuerza ácida o basica de cada substancia en solución y se explicaron muchos fenómenos de relacionados con el equilibrio ácido base en solución acuosa. Sin embargo, esta teoría no podía extenderse a substancias que actúan en solventes distintos del agua. Para ello había que desarrollar otra teoría.

iii.

Lewis desarrolló el concepto mas general, definiendo al ácido y a la base como substancias capaces de aceptar o ceder un par de electrones, respectivamente, estableciéndose un enlace coordinado. Esto permitió extender el concepto acido-base a substancias diferentes de las sales y a solventes distintos del agua. El desarrollo de estos conceptos llevó a los compuestos de coordinación y a entender muchos fenómenos biológicos.

5. El trifluoruro de boro reacciona con el ácido fluorhídrico como sigue:

Identifique el ácido y la base de Lewis en esta reacción. ACIDO: BF3

La última capa del boro solo tiene 6 electrones, quedando un espacio vacío donde acomodar 2 electrones, esto lo convierte en un ácido de Lewis.

BASE: HF

El fluoruro F- tiene 8 electrones en su última capa, por lo que puede acomodar un par de ellos en el espacio vacío de Boro.

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Modulo # 7 La Dirección de los cambios químicos 1. Explicar el concepto de espontaneidad en química. Con espontaneidad química se quiere dar a entender que un sistema pase de un estado a otro de manera natural sin que intervenga el hombre (aunque hay casos en que el hombre interviene solo para iniciar el proceso, pero una vez iniciado, éste proseguirá por sí solo). Ejemplos: la oxidación de el hierro, la combustión del papel o la madera, la decoloración de la ropa por efecto del sol, etc. La espontaneidad tiene que ver con el SENTIDO EN QUE OCURREN LAS COSAS: una hoja de papel se puede quemar generando ceniza, CO2 y calor. Pero no se puede juntar calor ceniza y CO2 para volver a formar la hoja de papel. Es decir, los cambios químicos ocurren en una dirección, la cual está determinada por los factores termodinámicos que intervienen, esto es: por la forma en que fluye la energía de reactivos a productos. Dentro de esos factores termodinámicos se encuentran la ENTALPÍA, ENTROPÍA y la ENERGÍA LIBRE, también se toma en cuenta la posible expansión o compresión de gases para generar trabajo.

2. Explicar el concepto de Entalpía Entalpía (del griego ἐνθάλπω [enthálpō], "agregar calor"; formado por ἐν [en], "en" y θάλπω [thálpō], "calentar") es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno.

Entalpía química Para una reacción exotérmica a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía liberada en la reacción, incluyendo la energía conservada por el sistema y la que se pierde a través de la expansión contra el entorno.(Es decir que cuando la reacción es exotérmica la variación de entalpía del sistema es negativa). Análogamente, para una reacción endotérmica, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía absorbida durante la reacción, incluyendo la energía perdida por el sistema y la ganada a través de la expansión contra el entorno.(En las reacciones endotérmicas el cambio de entalpía es positivo para el sistema, porque gana calor). La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente; la variación de entalpía de un sistema sí puede ser medida. La variación de entalpía se define mediante la siguiente ecuación:

ΔH = Hfinal - Hinicial • •

ΔH es la variación de entalpía. Hfinal es la entalpía final del sistema. En una reacción química, H final es la entalpía de los productos.

•

Hinicial es la entalpía inicial del sistema. En una reacción química, H inicial es la entalpía de los reactivos.

3. Explicar el concepto de Entropía. En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es una magnitud física que permite, mediante cálculo, determinar la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos. La palabra entropía procede del griego (ἐντροπία) y significa evolución o transformación. Fue Rudolf Clausius quien le dio nombre y la desarrolló durante la década de 1850;1 2 y Ludwig Boltzmann, quien encontró la manera de expresar matemáticamente este concepto, desde el punto de vista de la probabilidad Cuando se plantea la pregunta: "¿Por qué ocurren los sucesos en la Naturaleza de una manera determinada y no de otra manera?", se busca una respuesta que indique cuál es el sentido de los sucesos. Por ejemplo, si se ponen en contacto dos trozos de metal con distinta temperatura, se anticipa que finalmente el trozo caliente se enfriará, y el trozo frío se calentará, finalizando en equilibrio térmico. El proceso inverso, el calentamiento del trozo caliente y el enfriamiento del trozo frío es muy improbable que se presente, a pesar de conservar la energía. El universo tiende a distribuir la energía uniformemente; es decir, a maximizar la entropía. La función termodinámica entropía es central para la segunda Ley de la Termodinámica. La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene alta entropía. Un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), reorganización que dará como resultado un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, y entonces se alcanzará la configuración de mayor probabilidad. Coloquialmente, puede considerarse que la entropía es el desorden de un sistema, es decir, su grado de homogeneidad. Un ejemplo doméstico sería el de lanzar un vaso de cristal al suelo: tenderá a romperse y a esparcirse, mientras que jamás conseguiremos que, lanzando trozos de cristal, se construya un vaso por sí solo. La variación de entropía nos muestra la variación del orden molecular ocurrido en una reacción química. Si el incremento de entropía es positivo, los productos presentan un mayor desorden molecular (mayor entropía) que los reactivos. En cambio, cuando el incremento es negativo, los productos son más ordenados. Hay una relación entre la entropía y la espontaneidad de una reacción química, que viene dada por la energía de Gibbs.

4. Explicar el concepto de Entropía en base a la segunda ley de la termodinámica. La definición formal del segundo principio de la termodinámica establece que: “En un estado de equilibrio, los valores que toman los parámetros característicos de un sistema termodinámico cerrado son tales que maximizan el valor de una cierta magnitud que está en función de dichos parámetros, llamada entropía.” La entropía de un sistema es una magnitud física abstracta que la mecánica estadística identifica con el grado de desorden molecular interno de un

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sistema físico. La termodinámica clásica, en cambio, la define como la relación entre el calor transmitido y la temperatura a la que se transmite. El segundo principio de la termodinámica establece que dicha entropía sólo puede definirse para estados de equilibrio termodinámico, y que de entre todos los estados de equilibrio posibles –que vendrán definido por los parámetros característicos–, sólo se puede dar el que, de entre todos ellos, maximiza la entropía.

5. Explicar en que consiste el cambio de energía libre de Gibbs. En termodinámica, la energía de Gibbs o entalpía libre es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes). La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace que la entropía del universo aumente, ΔSuniverso > 0, así mismo ΔSuniverso está en función de ΔSsistema y ΔSalrededores. Por lo general sólo importa lo que ocurre en el sistema en estudio y; por otro lado el cálculo de ΔSalrededores puede ser complicado. Por esta razón fue necesario otra función termodinámica, la energía de Gibbs, que sirva para calcular si una reacción ocurre de forma espontánea tomando en cuenta sólo las variables del sistema. La variación de energía de Gibbs para un proceso a temperatura constante viene dada por:

ΔG = ΔH - T . ΔS SIGNIFICADO DE

Donde: ΔG = Cambio de energía libre, ΔH= Cambio de entalpía, T= Temperatura ºK,

ΔS= Cambio de entropía.

ΔG:

La condición de equilibrio es ΔG = 0

Esto ocurre cuando ya no hay cambio neto entre productos y reactivos.

La condición de espontaneidad es ΔG 0

Cuando la energía libre es positiva, el cambio no podrá efectuarse por sí solo y requiere ayuda.

6. Discutir la aplicación del conocimiento del cambio de energía libre de Gibbs. El cambio de energía libre permite saber si un proceso o una reacción química puede proceder espontáneamente. En la tabla de al lado se ve como varían las distintas variables termodinámicas según sea el proceso, si es espontáneo o no.

7. Explicar que se entiende por equilibrio químico. Cuando se tienen dos substancias que reaccionan (como A y B) para formar otros productos (como X y Y), se tiene la siguiente ecuación: A+B  X+Y

La flecha en doble sentido indica que la reacción puede proceder hacia un lado y hacia otro.

Al comienzo de la reacción hay gran cantidad de A y B que reaccionan y nada de X y Y, en ese momento la reacción tiene su máxima velocidad. Después de un tiempo, las concentraciones de A y B disminuyen y aparecen los productos X y Y. De esta manera la reacción proseguirá con una disminución de A y B y un aumento de X y Y. Pero llega un momento en que ya no hay disminución de reactivos A y B, ni aumento de X y Y. Cuando esto ocurre, se dice que se ha llegado al equilibrio y la reacción ya no avanzará mas. El equilibrio en una reacción química es aquel punto en ya no hay mas cambio neto de productos y reactivos.

8. Explicar el concepto de la constante de equilibrio. La constante de equilibrio es la razón de las concentraciones de reactivos y productos en el punto de equilibrio (al final de la reacción, cuando ya no hay mas cambio de concentraciones). La constante de equilibrio K está dada por la relación: K = [Productos] / [Reactivos]

Donde, [productos]= concentración molar de productos; [reactivos]= concentración molar de reactivos. K = constante de equilibrio.

Para el caso hipotético anterior se tiene. K = [X][Y] / [A][B]

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Para la reacción

H2 + O2  H2O

La constante es

K = [H2O] / [H2][O2]

9. Explicar los factores que intervienen en la velocidad de reacción. La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que reacciona por unidad de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tardar muchos años,1 pero la combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundo. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION: Naturaleza de la reacción: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción.

•

Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes, la frecuencia de colisión también se incrementa.

•

Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace importante cuando la presión es muy alta.

• •

Orden: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidad de reacción.

•

Solvente: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene efecto en la velocidad de reacción.

•

Radiación electromagnética e intensidad de luz: La radiación electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o vibracionales, etc), creando especies intermediarias que reaccionan fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.

•

Un catalizador: La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo, el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura ambiente.

•

Isótopos: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de reacción diferente para la misma molécula si tiene isótopos diferentes, generalmente isótopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el hidrógeno y el deuterio.

•

Superficie de contacto: En reacciones en superficies, que se dan por ejemplo durante catálisis heterogénea, la velocidad de reacción aumenta cuando el área de la superficie de contacto aumenta. Esto es debido al hecho de que más partículas del sólido están expuestas y pueden ser alcanzadas por moléculas reactantes.

•

Mezclado: El mezclado puede tener un efecto fuerte en la velocidad de reacción para las reacciones en fase homogénea y heterogénea..

Temperatura: Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones. Sin embargo, la principal razón porque un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. Como una regla de cajón, las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 ° C en la temperatura,3 aunque el efecto de la temperatura puede ser mucho mayor o mucho menor que esto. Por ejemplo, el carbón arde en un lugar en presencia de oxígeno, pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente. La reacción es espontánea a temperaturas altas y bajas, pero a temperatura ambiente la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. El aumento de temperatura, que puede ser creado por una cerilla, permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma, debido a que es exotérmica. Esto es válido para muchos otros combustibles, como el metano, butano, hidrógeno, etc.

Todos los factores que afectan una velocidad de reacción, excepto para la concentración y el orden de reacción, son tomados en cuenta en la ecuación de velocidad de la reacción. ECUACION DE VELOCIDAD DE UNA REACCION: Para una reacción química n A + m B → C + D, la ecuación de velocidad o ley de reacción es una expresión matemática usada en cinética química que relaciona la velocidad de una reacción con la concentración de cada reactante. Es del tipo:

v = k [A]n' . [B]m'

K = constante de velocidad; [A] y [B] = concentraciones molares de A y B; m' y n' son los órdenes de reacción para cada reactivo (se determinan experimentalmente) y no siempre coinciden con los coeficientes estequiométricos m y n.

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10. Explicar en que consiste el proceso de catálisis. La catálisis es el proceso por el cual se aumenta o disminuye la velocidad de una reacción química, debido a la participación de una sustancia llamada catalizador.Las sustancias que reducen la velocidad de la reacción son denominados «catalizadores negativos» o «inhibidores». A su vez, las sustancias que aumentan la actividad de los catalizadores son denominados «catalizadores positivos» o «promotores», y las que desactivan la catálisis son denominados venenos catalíticos. El catalizador funciona proporcionando un camino de reacción alternativo al producto de reacción. La velocidad de la reacción aumenta a medida que esta ruta alternativa tiene una menor energía de activación que la ruta de reacción no mediada por el catalizador. La dismutación del peróxido de hidrógeno para dar agua y oxígeno es una reacción que está fuertemente afectada por los catalizadores: 2 H2O2 → 2 H2O + O2 Esta reacción está favorecida, en el sentido de que los productos de reacción son más estables que el material de partida, sin embargo, la reacción no catalizada es lenta. La descomposición del peróxido de hidrógeno es de hecho tan lenta que las soluciones de peróxido de hidrógeno están disponibles comercialmente. Tras la adición de una pequeña cantidad de dióxido de manganeso, el peróxido de hidrógeno reacciona rápidamente de acuerdo a la ecuación anterior. Este efecto se ve fácilmente por la efervescencia del oxígeno.4 El dióxido de manganeso puede ser recuperado sin cambios, y volver a utilizarse de forma indefinida, y por lo tanto no se consume en la reacción. En consecuencia, el dióxido de manganeso cataliza esta reacción.5 Los catalizadores no cambian el rendimiento de una reacción: no tienen efecto en el equilibrio químico de una reacción, debido a que la velocidad, tanto de la reacción directa como de la inversa, se ven afectadas (ver también termodinámica). El hecho de que un catalizador no cambie el equilibrio es una consecuencia de la segunda ley de la termodinámica. REACCION QUIMICA CATALIZADA Y SIN CATALIZAR: La línea negra representa la ruta energética que tiene que seguir una molécula sin el uso de catalizadores. Como se puede ver, la energía de activación Ea(de color azul) es alta y pocas moléculas la llegan a alcanzar en un momento determinado. La línea verde es la ruta energética que sigue una molécula cuando interviene un catalizador. Esta ruta tiene menor energía de activación Ea(de color verde). Debido a esto hay mayor número de moléculas alcanzando este nivel energético en un tiempo determinado.

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Cuestionario 1. Escriba las definiciones de los términos siguientes. Algunos de ellos aparecieron por primera vez en capítulos anteriores, y pueden repasarse, en caso necesario.

2. ¿Qué significa un signo menos cuando se asocia a cada una de las cantidades ΔH, ΔS y ΔG? ΔH - : Entalpía negativa significa que el proceso es exotérmico, es decir el sistema pierde calor. ΔS - : Entropía negativa, indica que hay una disminución de la entropía en el sistema, esto quiere decir que el sistema se vuelve mas ordenado. El cambio de entropía negativo es contrario a la espontaneidad. ΔG -: Energía libre negativa, indica que el proceso se lleva a cabo espontáneamente. 3. ¿Qué significa un signo más cuando se asocia a cada una de las cantidades del problema número 2? ΔH + : Indica que el cambio es ENDOTÉRMICO, es decir, que el sistema absorbe calor. ΔS + : Indica que el sistema aumentó su entropía, es decir se volvió menos ordenado. La entropía positiva está asociada a los cambios espontáneos. ΔG + : Indica que el cambio no es espontáneo. 4. ¿Qué significa un valor cero, cuando se asocia a cada una de las cantidades del problema número 2? ΔH =0 : Indica que el proceso es ISOTERMICO, es decir, que no hay intercambio de calor entre el sistema y el medio. ΔS =0 : Indica que el sistema no alteró su entropía, conserva el mismo grado de orden. ΔG =0 : Indica que el sistema se encuentra en equilibrio y no hay cambio neto de reactivos a productos. 5. ¿Cómo puede ser espontáneo un proceso endotérmico para un sistema? R: Si hay un (ΔH +) solo puede haber espontaneidad si hay una fuerte aumento de entropía (ΔS +), de modo que la energía libre ΔG, sea negativa. 6. ¿Cómo puede tener lugar un proceso para un sistema, pese a que el cambio de entropía sea negativo para el citado sistema? R: Si hay un (ΔS -) se necesita un cambio de entalpía muy negativo (ΔH -), es decir, el proceso debe liberar mucho calor, de manera que la ΔG sea negativa. 7. ¿Cuándo está justificado usar ΔH en lugar de ΔG, como criterio de espontaneidad? R: Cuando se sabe que la reacción es exotérmica (libera calor), esto permite que un (ΔH-) contrarreste un posible (ΔS +), dando como resultado una energía libre negativa (que es criterio de espontaneidad). 8. ¿Qué significa la frase de que una "reacción ha alcanzado el equilibrio"? R: Significa que ya no hay cambio neto en las concentraciones de productos y reactivos. 9. Supongamos que tenemos una reacción, como A + B  AB. a) Escriba la expresión de la constante de equilibrio para esa reacción. K = [AB] [A][B] b) Suponga que la constante de equilibrio es 10² a 25°C. ¿Cómo será ΔGº ? R= 1986 cal/molºK,

T= 25+273 =298 ºK

ΔGº = -2.303 RT Log K

ΔGº = -2.303 (1986 cal/mol.ºK )(298 ºK) (Log 10²) = -2,725,959. cal/mol

ΔGº = Es negativa (el cambio es espontáneo) c) Suponga que la constante de equilibrio es 10 ⁻² a 25°C. ¿Cómo será ΔGº? ΔGº = -2.303 RT Log 10⁻² = +2,725,959 cal/mol

ΔGº = Es positiva (cambio no espontáneo)

d) ¿Cómo se relaciona con la posición de equilibrio el signo ΔGº, que ha calculado para los puntos b y c? R: (ΔGº -) indica que el equilibrio está fuertemente desplazado a la derecha (hay mas productos que reactivos), mientras que (ΔGº+) indica que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y hay mas reactivos que productos en el punto de equilibrio.

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10. Se puede obtener amoniaco a partir de sus elementos, según la ecuación siguiente:

Se conocen los siguientes datos termodinámicos para el NH3, y se refieren a la síntesis de un mol de amoniaco:

a) Tomando en consideración la ecuación para la formación del amoniaco, explique por qué es razonable que ΔSºf tenga ese signo algebraico. R: El signo de la entropía es negativo ( Δsº -) debido a que hay un aumento en el orden del sistema. Antes había cuatro moléculas, ahora solo hay dos, lo cual significa que algunos átomos quedaron mas “empaquetados” o comprimidos que al principio, por tanto este valor es razonable. b) Explique por qué es razonable que se lleve a cabo la reacción, a pesar de su respuesta al punto a. R: También es razonable que la reacción se lleve a cabo, debido a que es altamente exotérmica (ΔHºf es muy grande y negativa), esto hace que la Energía Libre (ΔGºf sea negativa) manteniendo las condiciones de espontaneidad. c) Calcule la constante de equilibrio para la reacción, a 25°C. ΔGº = -2.303 RT Log K

Log K= ΔGº/(-2.303 RT) Log K = 0.002917

R= 1986 cal/molºK,

T= 25+273 =298 ºK

Log K= -3976 cal /(-2.303)(1986cal/molºK) (298ºK) K = 100. 002917 = 1.0067

d) Esta síntesis del amoniaco se usa industrialmente. En el proceso Haber, se calientan nitrógeno e hidrógeno a una temperatura de 400 a 500°C, a una presión de 200 a 1000 atmósferas, en presencia de un. catalizador. ¿Proporcionan la constante de equilibrio o el signo de ΔGº alguna indicación de que esas condiciones tan severas son necesarias para que se produzca la reacción?. R: No, las condiciones severas y el catalizador son necesarios para romper la barrera de la energía de activación, que tienen que ver con la ruta seguida. En cambio ΔGº nos dice solo el resultado neto de los cambios de energía, y K solo nos indica la concentración de productos y reactivos en el punto de equilibrio (al final de la reacción). e) En general, ¿cómo sería posible lograr una reacción favorecida por condiciones termodinámicas (o sea, con un gran valor negativo para ΔGº), pero que, no obstante, es demasiado lenta desde el punto de vista cinético? (Use en su análisis un diagrama que muestre el progreso de la reacción.) R: En general se pueden escoger condiciones que eleven la velocidad de reacción: como elevar ta Temperatura, y buscar algún catalizador que disminuya la barrera energética de la energía de activación. (Ver el diagrama del objetivo 10 de este módulo). f) Consulte enciclopedias e historias de la ciencia, y encuentre cómo afectó al desarrollo de la Primera Guerra Mundial el proceso Haber para obtener amoniaco.

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Modulo # 8 Equilibrios Iónicos 1. Explicar como se lleva a cabo la ionización del agua. Equilibrio iónico del agua El agua pura es un electrolito débil que se disocia en muy baja proporción en sus iones hidronio o hidrógeno H 3O+ (también escrito como H+) e hidróxido o hidroxilo OH–.De todos modos, dos moléculas polares de agua pueden ionizarse debido a las fuerzas de atracción por puentes de hidrógeno que se establecen entre ellas. Aunque lo haga en baja proporción, esta disociación del agua en iones, llamada ionización, se representa según la siguiente ecuación H 2O + H 2O

H3O+ + OH-

La cual, resumiendo un poco queda como H 2O

H3O+ + OH-

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Al producto de la concentración de iones hidroxonio o hidronio (H O+) por la concentración de iones hidróxido o hidroxilo (OH−) se le denomina

w

producto iónico del agua y se representa como K . Las concentraciones de los iones H+ y OH– se expresan en moles / litro (molaridad). Este producto tiene un valor constante igual a 10−14 a 25º C, como se grafica en la siguiente ecuación Kw = [H3O+] + [OH-] = 1x10-14 O, lo que es lo mismo: Kw = [H+] + [OH-] = 1x10-14

2. Definir el concepto de pH. El pH es una medida de la acidez o alcalinidad de una solución. Lo que el pH indica exactamente es la concentración de iones hidronio (o iones hidrógeno) — [H3O+] o solo [H+]— presentes en determinadas sustancias. La sigla pH significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, = peso; potentia, = potencia; hydrogenium, = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno. Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7. El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución), y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua). En la figura de abajo se señala el pH de algunas soluciones. En general hay que decir que la vida se desarrolla a valores de pH próximos a la neutralidad.

pH y pOH : El pH se define como: pH = - Log[H⁺];

El pOH, se define como: pOH = -Log[OH]

Ambos está relacionados por la siguiente fórmula: PH + pOH = 14 esta fórmula nos permite calcular el pH cuando tenemos solo la concentración de oxhidrilos [OH ⁻]

3. Resolver problemas que involucren pH. A. Los ácidos fuertes, según Arhenius están casi totalmente disociados en sus iones, de modo que una solución 0.001 molar de HCl o HNO3 , tendrá una concentración de iones hidrógeno igual a la molaridad del ácido en cuestión, es decir [H ⁺]= 0.001 molar, por tanto el pH de estos ácidos se calcula directamente: pH = -Log[H⁺] = -Log(0.001) = -(-3)= 3 En caso de los ácidos dipróticos fuertes como el H2SO4, a concentración de iones hidrógeno es el doble que la concentración molar del ácido, de acuerdo con la siguiente reacción: H2SO4

↔ 2 H⁺ + SO4⁻²

Una solución 0.002 molar de H2SO4 nos dará una concentración de iones hidrógeno [H ⁺]= 0.004 molar, y el pH será: pH = -Log (0.004) = -(-2.4) = 2.4 B. Con las bases fuertes como el NaOH, ocurre lo mismo que con los ácidos fuertes: se encuentran totalmente disociadas, y la concentración de los iones OH⁻ es la misma que la de la base. Una solución 0.01 molar de NaOH tendrá una concentración de iones hidroxilo [OH]= 0.01 molar.

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Para calcular el pH de una base obtenemos primero el pOH pOH = -Log[OH]= -Log (0.01) = -(-2) = 2 PH + pOH = 14;

pH = 14 – pOH;

pH = 14 – 2 = 12

4. Explicar el papel de los indicadores en la medición del pH. Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador de las sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros(entre los cuales podemos destacar a la col morada y la piel de ciruela, que son usadas por algunas culturas indígenas).

Indicadores ácido-base Indicador

Zona de viraje

Color 1

Color 2

Azul de timol (1º)

1,2-2,8

Rojo

Amarillo

Rojo congo

3,0-5,2

Azul-violeta

Rojo

Naranja de metilo

3,1-4,4

Rojo

Amarillo-anaranjado

Azul de bromocresol

3,8-5,4

Amarillo

Azul

Rojo de metilo

4,2-6,2

Rojo

Amarillo

Tornasol

5,0-8,0

Rojo

Azul

Azul de bromotimol

6,0-7,6

Amarillo

Azul

Rojo neutro

6,8-8,4

Rojo

Amarillo

Azul de timol (2º)

8,0-9,6

Amarillo

Azul

Fenolftaleína

8,2-10,0

Incoloro

Magenta

Carmín índigo

11,6-14,0

Azul

Amarillo

5. Explicar la disociación de los ácidos débiles. Un ácido débil, es aquel que no está totalmente disociado en solución acuosa, aporta iones H⁺ al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representamos al ácido con la fórmula general HA, en una solución acuosa, una cantidad significativa de HA permanecerá sin disociar, mientras que el resto se disociará en iones positivos H⁺ y negativos A ⁻ formando un equilibrio ácido-base de la siguiente forma: HA ↔ H⁺ + A⁻ Las concentraciones en equilibrio de reactivos y productos se relacionan mediante la constante de acidez Ka cuya expresión es: Ka = [H ⁺] [A⁻] [HA] Entre mayor es el valor de Ka, mas se favorece la formación de H⁺, y mas bajo es el pH de la solución. La Ka de los ácidos débiles varía entre 1.8 x10⁻¹⁶ y 55.5 . Los ácidos con una Ka menor que 1x10⁻¹⁶ son ácidos mas débiles que el agua. Los ácidos con una constante Ka mayor a 55.5 son ácidos fuertes y se disocian completamente en agua. La gran mayoría de los ácidos son débiles. Entre ellos, casi todos los ácidos orgánicos. Pueden considerarse ácidos débiles:

• • • • • • • •

El ácido acético, ácido orgánico responsable de la acidez del vinagre, El ácido cítrico, presente en los limones y otras frutas, El ácido bórico, que se usa como antiséptico y en oftalmología, El ácido carbónico (H2CO3), El ácido fosfórico, presente en muchos refrescos, El ácido hipobromoso (HBrO), El ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno (H2S). También algunas sales, como el fosfato de amonio (NH4)H2PO4.

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6. Explicar el proceso de titulación ácido-base.

(b)

Valoración ácido-base o valoración de neutralización, es una técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida. Es un tipo de valoración basada Unaen una reacción ácido-base o reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. Las reacciones ácido-base son reacciones de equilibrio homogéneo (neutralización) entre los iones, que se producen al estar en contacto un ácido con una base obteniéndose una sal mas agua. Tipos de neutralización acido base: 1) Cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una disolución neutra (pH = 7). 2) Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7. 3) Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7. 4) Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

(c)

(a)

Material usado en la titulación ácidobase: a) Matráz Erlenmeyer, b) Bureta, c) Soporte con pinzas para sostener la bureta.

Tipo de indicador a usar: La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color. El punto de equivalencia se corresponde con el valor teórico de la valoración, pero en la práctica no es posible saberlo con exactitud. En dicho punto habrán reaccionado cantidades estequiométricas de ambos reactivos, y el pH de dicho punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base empleados. Para conocer dicho valor se pueden emplear las siguientes reglas: Un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una disolución neutra (pH = 7). Un ácido fuerte reacciona con una base débil para formar una disolución ácida (pH 7).

7. Definir lo que es una solución Normal. NORMALIDAD: Es el número de equivalentes químicos de substancia que hay en un litro de solución. EQUIVALENTE QUIMICO: Es el peso molecular (o peso fórmula) dividido entre el número de oxidación. En el caso de ácidos, el peso equivalente se obtiene al dividir el peso fórmula entre el número de iones H⁺ liberados al disociarse. En el caso de bases, el peso equivalente es el peso fórmula dividido entre el número de iones OH⁻ liberados en la disolución. Ejemplos: Na⁺ Pe = 23/1 = 23 g;

Ca⁺² Pe = 40/2 = 20 g

HCl Pe = 36.45/1 = 36.45 g ;

H2SO4 Pe = 98/2 = 49 g

Ca(OH)2 Pe = 74/2 = 37 g;

Al(OH)3

Pe = 78/3 = 26 g;

NaOH = 40/1 = 40 g

Una solución 1 Normal de HCl contiene 36.45 g de HCl; una solución 1N de H 2SO4 contiene 49 g de H2SO4. Otra solución 1N de Ca(OH) tiene 37 g de Ca(OH)2.

8. Resolver problemas que involucren soluciones normales. 8.1 Calcular la normalidad de una solución cuando se conocen los gramos de substancia y el volumen en que se ha disuelto. Para eso se puede utilizar la siguiente fórmula: N =g. 1000 g = N. Pe.V Pe.V 1000 g= gramos de substancia; N= Normalidad de la solución;

Pe = peso equivalente;

V= Volumen en cm³ o ml.

Ej.1: Se pesaron 4.07 g de NaOH y se disolvieron en agua hasta alcanzar 250 ml, ¿cúal será su normalidad?. N= (4.07)(1000) / (40)(250) = 0.407 Ej.2: ¿cuantos gramos de H2SO4 hay en 500 ml de una solución 2.5 N? G= (2.5)(49)(500)/1000 = 61.25 g 8.2 Cuando una solución de normalidad N1 se diluye con agua para obtener otra solución N2. Para esto se utiliza la formula siguiente: V1. N1 = V1. N2

V1 = Volumen inicial, N1= Normalidad inicial;

V2= Volumen final, N2 = Normalidad final.

Ej.3: Se toman 50 ml de una solución 1 N de HCl y se diluyen en una matraz volumétrico de 250 ml hasta la marca. ¿Cuál es la nueva normalidad de la solución? N2 = V1.N1 / V2 = (50)(1)/250 = 0.2 N NOTA: ambas fórmulas se utilizan también para hacer los cálculos en titulaciones ácido-base.

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9. Explicar la solubilidad de las sales ligeramente solubles. En las sales ligeramente solubles, la parte disuelta se encuentra totalmente disociada. En estas sales, el grado de solubilidad se expresa mediante la constante del producto de solubilidad, el cual se define como el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. Si la ecuación de equilibrio es la siguiente: CmAn ↔ m Cn+ + n Am-

Donde C es el catión, A el anión, m y n son los índices estequiométricos.

Entonces el producto de solubilidad es:

Kps = [Cn+]m [Am-]n

Kps = [Al +3] [OH-]3

Ejemplo: Para Al(OH)3

Entre menor sea la constante Kps menor será la solubilidad del compuesto. EFECTO DEL ION COMÚN. Como el valor de Kps se mantiene constante, cuando agregamos un exceso de uno de los iones involucrados en la constante de equilibrio, el otro ión reduce mas su concentración en equlibrio. Por ejemplo, si añadimos exceso de iones OH- a una solución donde se ha precipitado hidróxido de aluminio Al(OH)3 , entonces la concentración de aluminio (Al+3) disuelto se reduce mucho mas.

10. Explicar la hidrólisis de las sales Cuando se disuelve una sal que es producto de un ácido débil y una base fuerte (como el Na 2CO3), o una base débil y un ácido fuerte (como el NH4Cl). Ocurre el fenómeno de hidrólisis. Este fenómeno consiste en que el ion proveniente del ácido o la base débil reaccionan con el agua para aceptar o ceder un protón respectivamente produciendo un cambio en el pH de la solución. Ejemplos:

Na2CO3 → Na+ + CO3-2 ; + 4

-

NH4Cl → NH + Cl ;

en solución: CO3-2 + H2O ↔ HCO3- + OH+

en solución: NH4 + H2O ↔ NH3 + H3O

+

(produce una solución básica) (produce una solución ácida)

CONSTANTE DE HIDRÓLISIS Kh. Es la relación entre productos y reactivos en equilibrio al final de la hidrólisis. Cuando el ácido es débil: Kh = [AcH] [OH - ] / [Ac-] = Kw/Ka = 1x10-14/Ka; Ejemplo: Kh= [HCO3-][OH-]/[CO3-2] = 1x10⁻¹⁴/Ka Cuando la base es débil: Kh = [B] [H + ] / [BH+] = Kw/Ka = 1x10-14/Kb ;

Ejemplo: Kh= [NH3][H3O+]/[NH4+] = 1x10⁻¹⁴/Kb

Ka y Kb son las constantes de ácidez y basicidad del ácido y la base débiles correspondientes.

•

El grupo de las sales de base fuerte y ácido débil, está integrado por sales del tipo del carbonato sódico, bicarbonato de sodio, acetato de sodio, cianuro de potasio, etc.Se dice en este caso, que por la reacción de hidrólisis de los aniones, las disoluciones de las sales que proceden de las bases fuertes y ácidos débiles son básicas.

•

En el grupo de las sales de base débil y ácido fuerte, se encuentran las sales amónicas entre otras, siempre procedentes de ácidos fuertes como pueden ser por ejemplo, el cloruro de amonio, o el nitrato de amonio. En este caso se dice, que debido a la reacción de hidrólisis del catión, las disoluciones de las sales que proceden de las bases débiles y ácidos fuertes son ácidas.

•

En el grupo de las sales de base débil y ácido débil, se integran entre otras, las sales amónicas, que proceden de ácidos débiles, como puede ser el acetato de amonio, o el carbonato de amonio. En las disoluciones acuosas de este tipo de sales, tiene lugar una hidrólisis ácida de los cationes y una hidrólisis básica de los aniones. La constante de hidrólisis, Kh, se obtiene de la siguiente manera: Kh = Kw / Ka. Kb

Donde Ka, es la constante de hidrólisis ácida del anión y Kb, es la constante de hidrólisi básica en el caso del catión.

Los pH de las disoluciones dependen de los valores de Ka y Kb: Si Ka > Kb, los cationes se hidrolizan más que los aniones, siendo el pH < 7. La disolución de la sal será ácida. Si Kb > Ka, los aniones se hidrolizan más que los cationes, siendo el pH > 7. En este caso la disolución de la sal es básica. Si Ka ≡ Kb, ambos iones se encontrarán hidrolizados en proporciones similares, siendo el pH en este caso pH=7, diciéndose que la disolución es neutra.

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11. Explicar en que consisten las soluciones amortiguadoras (soluciones buffer o tampón). Es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia, ya que solamente un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la célula puede producir un paro en la actividad de las enzimas. Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH. Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.

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Cuestionario 1. . Para cada uno de los valores siguientes de la concentración de iones de hidrógeno, en moles por litro, calcule la concentración de iones de hidróxido en las mismas unidades y el pH de la solución. (A menos que se especifique otra cosa, se supone que las temperaturas son las ambientales, o sea, de 24°C.)

Kw

RESPUESTA: Para calcular la concentración [OH-], se usa la relación: Kw = [H +] [OH -] Despejando: [OH-]=Kw/[H+], Kw =10⁻¹⁴ a 24ºC Grupo 1

Grupo 2

Grupo 3

a) [OH-]= 10⁻¹⁴ /10⁻⁹ = 10⁻⁵, pH= -Log(10⁻⁹)= 9

[OH-]= 10⁻¹⁴ /10⁻⁶ = 10⁻⁸,

pH= -Log(10⁻⁶)= 6

[OH-]= 10⁻¹⁴ /10⁻¹⁴ = 1,

b) [OH ]= 10⁻¹⁴ /10⁻³ = 10⁻¹¹, pH= -Log(10⁻³)= 3

[OH ]= 10⁻¹⁴ /10⁻¹³ = 10⁻¹,

pH= -Log(10⁻¹³)= 13

[OH ]= 10⁻¹⁴ /10⁻⁸ = 10⁻⁶,

c) [OH-]= 6.81x10⁻¹⁵ /4 x10⁻⁷ = 1.7x10⁻⁸, pH= -Log(4x10⁻⁷)= 6.4

[OH-]= 1.47x10⁻¹⁴ / 7x10⁻⁷ = 2.1x10⁻⁸, pH= -Log(7x10⁻⁷)= 6.15

[OH-]= 2.42x10⁻¹⁴ /3x10⁻⁵ = 8x10⁻¹⁰, pH= -Log(3x10⁻⁵)= 4.5

d) [OH-]= 10⁻¹⁴ /3.6 x10⁻11 = 2.710⁻6, pH= -Log(3.6x10⁻¹¹)= 10.4

[OH-]= 10⁻¹⁴ /6.66x10⁻¹⁴ = 0.15, pH= -Log(6.66x10⁻¹⁴)= 13.17

[OH-]= 10⁻¹⁴ /7.05x10⁻⁹ = 1.41x10⁻⁶, pH= -Log(7.05x10⁻⁹)= 8.15

e) [OH-]= 10⁻¹⁴/9.82x10⁻¹= 1.018 x10⁻¹⁴, pH= -Log(9.82x10⁻¹)= 0.007

[OH-]= 10⁻¹⁴ /0.1 = 10⁻¹³,

[OH-]= 10⁻¹⁴ /10.52x10⁻³ = 9.5x10⁻¹³, pH= -Log(10.52x10⁻³)= 1.97

-

-

pH= -Log(0.1)= 1

-

pH= -Log(10⁻¹⁴)= 14 pH= -Log(10⁻⁸)= 8

2. Calcule el peso equivalente-gramo de cada uno de los compuestos siguientes: Resp. Se divide el peso molecular entre el numero de H + u OH- de la fórmula. Grupo 1

Grupo 2

a) PeHCl= 36.45/1 = 36.45 g b) PeBa(OH)2= 171.32/2 = 85.66 g c) PeNH3 = 17/1 =1 7 g (el NH3 es una base puede recibir un H⁺)

PeHClO4 = 100.45/1 =100.45 g PeH2SO3 = 82/2 = 41 g PeKOH = 56 /1 = 56 g

Grupo 3 PeHNO3 = 63/1= 63 g PeMg(OH)2 = 58.3/2 = 29.15 g PeNaHSO4 = 120/1 = 120 g

3. ¿Cuántos equivalentes se encuentran presente en cada una de las muestras siguientes? Respuesta: se dividen los gramos entre el peso equivalente del compuesto. Grupo 1

Grupo 2

a) 8.1/80.9 = 0.1 equivalentes b) 0.63/63 = 0.01 equivalentes c) 4.9/49 = 0.1 equivalentes d) 0.128/128 = 0.001 equivalentes

a) 100/49 = 2.04 b) 100/63 = 1.587 c) 0.125/ 29.15 = 0.0042 d) 34/17 = 2

Grupo 3 a) 32.7/63 =0.519 b) 18.25 /36.45 = 0.5006 c) 8/40 = 0.2 d) 490/49 = 10

4. ¿Cuántos equivalentes de ácido se encuentran presentes en cada una de las soluciones siguientes? Anótese cuidadosamente la unidad de concentración para cada una de ellas. Respuesta: el número de equivalentes se obtiene multiplicando la normalidad de la solución por el volumen en litros. Nº de Equivalentes = N. V ml /1000 Cuando la concentración se da en Molaridad, ésta se multiplica por el número de H ⁻ u OH ⁻ de la fórmula.

Grupo 1

Grupo 2

Grupo 3

a) #Eq = 0.5 N x 0.5 L= 0.25 equivalentes

a) #Eq = 1 x 0.7 M x 0.100 L= 0.07

a) #Eq = 2 x 0.5 M x 0.150 L= 0.150

b) #Eq = 1.2 N x 0.05 L= 0.25 equivalentes

b) #Eq = 2 x 0.1 M x 0.400 L= 0.08

b) #Eq = 0.5 N x 0.150 L= 0.075

c) #Eq =2 x 0.1 M x0.1 L= 0.02 equivalentes

c) #Eq = 0.112 N x 0.035 L= 0.0039

c) #Eq = 1 x 0.5 M x 0.150 L= 0.075

5. Describa cómo prepararía cada una de las soluciones siguientes, especificando el peso (en gramos) del soluto que usaría y el tipo de matraz que seleccionaría. Suponga que todos los solutos necesarios se encuentran disponibles en forma pura.

Respuesta: Para obtener los gramos de substancia que se van a pesar se utiliza la siguiente relación: gr = N. Pe. ml /1000

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Donde gr = gramos de substancia a pesar, N= normalidad de la solución, ml= mililitros de solución a preparar, Pe = peso equivalente del compuesto. Una vez pesada la substancia, ésta se coloca en un matraz volumétrico que tenga un volumen nominal igual al volumen total de solución a preparar, luego se llena con agua hasta la marca del aforo.

Grupo 1

Grupo 2

Grupo 3

a) g= 0.25N x 40 x 250ml /1000= 2.5 g

a) 0.125 x 56 x 500/1000 = 3.5 g

a) 0.3 x 40 x 100/1000 = 1.2 g

b) g= 0.1 N x 49 x100 ml /1000= 0.49 g

b) 0.001 x 29.15 x 1000/1000 = 0.0291 g

b) 1.5 x 49 x 250/1000 = 18.375 g

c) g= 0.005 x 37 x 50ml /1000 = 0.0092 g

c) 0.01 x 49 x 50 /1000 = 0.0245 g

c) 0.12 x 56 x 50/1000 =0.336 g

6. 500 mI de una solución de hidróxido de sodio se neutralizan añadiendo 10 mI de ácido clorhídrico 12N. ¿Cuál es la normalidad de la solución de hidróxido de sodio? ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio, en gramos, se encuentra disuelto en ella'? R: En una titulación se puede emplear la fórmula: N 1.V1 = N2.V2 ;

Despejando N2 = N1.V1 / V2

Si V1 y N1 son la normalidad y el volumen de Acido clorhídrico y N2 y V2 son la normalidad y volumen de Hidróxido de sodio, se tiene: V2= 10 ml x 12 N / 500 ml = 0.24 N, 7.

La solución de NaOH es 0.24 normal.

Si una muestra de 34.76 mI de ácido clorhídrico se neutraliza por medio de 33.24 mI de hidróxido de sodio 0.103N, ¿cuál es la normalidad del ácido? R: N HCl = 0.103 N x 33.24 ml / 34.76 ml = 0.0985 N

8. Para cada sal incluida en la lista, deduzca si su solución acuosa es ácida, básica o neutra. Grupo 1

Respuesta: Para contestar esta pregunta hay que examinar si él ácido y la base que forman la sal son fuertes o débiles. Ejemplo. Bf-Af = Sal neutra; Bf-Ad= Sal básica; Bd-Af= Sal ácida. Ver Tabla 8.3 del Objetivo 5. 9.

Grupo 2

Grupo 3

a) Neutra.

a) Neutra

a) Básica

b) Neutra.

b) Básica

b) Neutra

c) Básica

c) Neutra

c) Ácida

d) Neutra

d)Básica

d) Básica

e) Básica

e) Neutra

e) Neutra

¿Cuál es el pH, a temperatura ambiente, de una solución de formato de sodio 0.1M? La hidrólisis de la sal ocurre de la siguiente forma: HCOONa + H2O ↔ HCOOH + OH⁻ + Na⁺ Kh = Kw/Ka = 1x10 ⁻¹⁴/1.8 x 10 ⁻⁴ = 5.55 x10 ⁻¹¹ (ver tabla 8.3) Simplificando: HCOO⁻ ↔ HCOOH + OH⁻ ; Kh = [HCOOH][OH⁻] / [HCOO⁻] = 5.55 x 10⁻¹¹ (Ec. 1) (0.1 M - x) x + x “x” es la concentración desconocida de [HCOOH] y [OH⁻] Substituyendo estos valores en la Ec.1 se tiene: x.x / (0.1-x) = x² /(0.1 – x) = 5.55 x10⁻¹¹ ; como el valor de Kh es muy pequeño, se acostumbra despreciar a “x” en el término (0.1-x), substituyéndolo por 0.1, (esto se hace para facilitar los cálculos, pues de lo contrario habría que resolver la ecuación cuadrática, y al final, el resultado es casi el mismo). Una vez simplificada, la ecuación queda: x²/0.1 = 5.55 x10⁻¹¹ X = √5.55 x10⁻¹² = 2.34 x 10⁻⁶; esta es la concentración de OH ⁻ y HCOOH , entonces [ OH⁻]= 2.34 x 10⁻⁶ Calculamos el pOH = -Log ( 34 x 10⁻⁶) = 5.63 El pH lo obtenemos así: pH + pOH = 14; pH = 14 - pOH = 14 - 5.63 = 8.37

10. ¿Cuál es el pH a temperatura ambiente de una solución de formato de sodio 0.2M y ácido fórmico 0.1M? ¿Estará esa solución amortiguada? Explíquelo. Tomamos como base los datos del caso anterior: HCOO⁻ ↔ HCOOH + OH⁻ ; Kh = [HCOOH][OH⁻] / [HCOO⁻] = 5.55 x 10⁻¹¹ (Ec. 1) (0.2 M - x) ( 0.1 + x) + x “x” es la concentración desconocida de [OH⁻] Aquí las concentraciones han cambiado, el formiato es 0.2 menos lo que se hidroliza (x) y el ácido fórmico es lo que se añade (0.1) mas lo que se forma por la hidrólisis (x), x es también el valor de iones OH ⁻. Substituyendo estos valores en la Ec.1 se tiene: (0.1+x)(x) / (0.2-x) = 5.55 x 10⁻¹¹ ; Simplificando los términos queda: (0.1)(x) / (0.2) = 5.55 x 10 ⁻¹¹ x = (0.2)(5.55 x 10⁻¹¹) / 0.1 = 1.11 x10⁻¹⁰ ; Calculamos el pOH = -Log(11 x10⁻¹⁰) = 9.95

[ OH⁻]= 1.11 x10⁻¹⁰

pH= 14 – 9.95 = 4.05 Esta solución funciona como amortiguadora del pH, ya que tiene la capacidad de recibir iones H+ en el formiato y a la vez puede recibir iones OH⁻ en el ácido fórmico, sin que varíe mucho el pH.

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11. El producto de solubilidad del sulfato de bario, a temperatura ambiente, es 1.1 X 10 ⁻¹ ⁰. Calcule la solubilidad del sulfato de bario en agua pura, en una solución de nitrato de bario 0.01M y en una solución de sulfato de potasio 0.001M. En agua pura: BaSO4 ↔ Ba⁺² + SO4⁻² x + x Kps = [Ba⁺²][SO4⁻²] = 1.1 X 10⁻¹⁰ x . x = x² = 1.1 X 10⁻¹⁰ x= √1.1 X 10⁻¹⁰ = 1.04 X 10⁻⁵ x = [Ba⁺²] = [SO4⁻²] = 1.04 X 10⁻⁵ molar

En Ba(NO3) 0.01 M BaSO4 ↔ Ba⁺² + SO4⁻² (0.01+x) + x Kps = [Ba⁺²][SO4⁻²] = 1.1 X 10⁻¹⁰ (0.01+x)x = 1.1 x 10⁻¹⁰ Simplificando: (0.01) x = 1.1 X 10⁻¹⁰ x = 1.1 X 10⁻¹⁰ /0.01 = 1.1 X 10⁻⁸ x= 1.1 X 10⁻⁸ molar (la solubilidad disminuyó)

En K2SO4 0.001 M BaSO4 ↔ Ba⁺² + SO4⁻² x + (0.001+x) Kps = [Ba⁺²][SO4⁻²] = 1.1 X 10⁻¹⁰ x(0.001+x) = 1.1 x 10⁻¹⁰ Simplificando: (0.001) x = 1.1 X 10⁻¹⁰ x = 1.1 X 10⁻¹⁰ /0.001 = 1.1 X 10⁻⁷ x= 1.1 X 10⁻⁷ molar (la solubilidad disminuyó)

12. Suponga que tiene una solución 0.1M en ion cloruro y 0.1M en ion bromuro. Si se agrega una solución de nitrato de plata, ¿cuál de los dos iones precipitará primero y por qué? Respuesta: Precipitará primero la sal menos soluble (aquella cuyo producto de solubilidad es menor). En nuestro caso: KpsAgCl= 1.56 x 10⁻¹⁰

; KpsAgBr = 7.7 x 10⁻¹⁹

(ver tabla 8.4)

Precipitará primero el Bromuro de Plata (AgBr). 13. En la titulación del ácido acético con hidróxido de sodio, ¿qué sal se formará? ¿Será el pH de la solución 7, en el punto de equivalencia? Explique. ¿Qué indicador, el anaranjado de metilo o la fenolftaleína, es el más apropiado para detectar el punto de equivalencia de una titulación de este tipo? ¿Por qué? Respuesta: Se forma el Acetato de Sodio, esta sal está formada por un ácido débil y una base fuerte, por tanto, en el punto de equivalencia el pH deberá ser Básico ( mayor que 7). El indicador adecuado en este caso es la Fenolftaleína que vira entre 8.2 y 10. El Naranja de Metilo no es adecuado ya que vira entre 3.1 y 4.4 (pH ácido).

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