d1 y d2 = Densidad de los gases
moleculares
de
M1 y M2= pesos
los gases
Humedad Relativa (HR)
Es el porcentaje de
saturación del vapor de agua
en un determinado ambiente.
HR =
x 100
PvH2O
PvH2O ºC
HR = Humedad relativa
PvH2O = presión de vapor de
agua
PvH2OºC = Presión de
saturación de vapor de agua a
una determinada temperatura.
GASES RECOGIDOS SOBRE AGUA:
P.G.H. = P.G.S. + PV H2O
P.G.H = Presión de gas húmedo
P.G.S. = Presión de gas seco
PV H2O = Presión de vapor de
agua.
PVAPOR
DE H2O
=
HR
100
x PVH2OºC
Donde:
HR = Humedad relativa
PVH2OºC = Presión de saturación
de agua.
PROBLEMAS RESUELTOS
Y PROPUESTOS
1.
La Ley de Boyle – Mariotte
es un proceso
…………………
mientras que la ley de Gay
Lussac es un proceso
……………
f)
g)
h)
i)
j)
Isobárico – Isocórico
Isotérmico – Isocórico
Isobárico – Isocórico
Isocórico – Isotérmico
Isotérmico – Isobárico
Resolución:
Según la teoría de gases
ideales la Ley de Boyle –
Mariotte es un “Proceso
Isotérmico” y la Ley de
Gay Lussac es un “Proceso
Isocórico”.
Rpta. b
2.
Cierto gas se encuentra a
la presión de 5
atmósferas. ¿Hasta qué
presión debe comprimirse,
manteniendo constante la
temperatura, para producir
su volumen a la mitad?
a) 1 atm. b) 1,5 atm
c) 5 atm
d) 2 atm
e) 10 atm
Resolución:
Datos:
? 2 2
? 2
?CH4 =
6,023 x 1023
Condiciones
Condiciones
Iniciales
Finales:
P1 = 5 atm
T1 = T
V1 = V
P2 = x
T2 = T
V2 = V/2
un
proceso
Como es
isotérmico
T = constante
P
P 1
V 1
V2
Reemplazando
V
V/2
P2
5atm
?
P2 =
2 x 5 =
10 atm
3.
Rpta. e
Un sistema gaseoso se
encuentra a una
temperatura de 27ºC, si su
volumen aumenta un 50% y
su presión disminuye en
20%.
Determinar su
temperatura final.
a) 480 k
b) 360 k
c) 400
k
d) 500 k
e) 200 k
Resolución
Datos:
Cond. (1):
Cond.
(2):
T1 = 27º C
T1 = 27+273=300 K
V1 = V
T2
V2
V2
= X
= V + 0,5 V
=
1,5V
P1 = P
P2
P2
=
=
P – 0,2 P
0,8 P
Aplicamos:
P .V
T2
P 1.V 1
T 1
Reemplazamos datos:
P2.V2.T 1
T2 =
P 1.V 1
T2 =
0,8 P x 1,5V x 300 K
P x V
T2 = 360K
Rpta. b
4.
Se tiene una mezcla
gaseosa conformada por
6,023 1024 moléculas de
metano (CH4); 448 litros
de Etano (C2H6) a C.N. y
440 g de Propano
(C3H8).
Si la presión de la mezcla
es 12. Determinar la
presión parcial del
propano en atmósferas.
(P.A.
C = 12
H = 1)
a) 3 atm
b) 2 atm
c) 6 atm
d) 4 atm
e) 8 atm
Resolución:
Para mezcla de gases:
6,023 x 1024 moléculas
moléculas
mol
?CH4 = 10 moles
?C2H6 =
? 20 moles
448?
22,41?/mol
?C3H8 =
440g
44g/mol
?10 moles
MC3H8 ? 44g/mol
Luego:
?mezcla = ?CH4 + ?C2H6 + ?C3H8
?mezcla
=
10+20+10
=
40
moles
Fracción molar = fm
Fm =
1
4
10
40
?
?
?C 3 H 8
?t
Finalmente:
PC3H8 = fmC3H8 fmC3H8 x PT
PC3H8 =
1
4
x 12 atm = 3 atm
5.
PC3H8 = 3 atm
Rpta. a
si la densidad de un gas
es 4,47 g/L a condiciones
normales. Hallar su peso
b) 200
d) 44,8
molecular.
a) 100
c) 22,4
e) 11,2
6.
Qué volumen ocuparán 4 g
de hidrógeno gaseoso a
condiciones normales de
presión y temperatura
a) 5,6 L
b) 1,12 L
c) 5,9 L
d) 22,4 L
e) 44,8 L
7.
Qué presión en atmósferas
ejerce una mezcla formada
por 48 g de oxígeno
gaseoso con8 g de helio
contenidos en un
recipiente de 70 L a 225
°C?
a) 2,9
b) 2,0
c) 2,5
d) 3,5
e) 2,7
8.
Determinar el peso
molecular de una mezcla de
SO2, CO2 y NH3 que están en
una relación molar de 1, 3
y 4 respectivamente.
b) 32,42
d) 27
a) 28,96
c) 30,15
e) 20,96
9.
Qué volumen en litros
ocuparán 300 g de oxígeno
cuando se les recoge sobre
agua a la temperatura de
20 ° c y a 735 torr de
presión
PvH2O = 17,5 torr a 20 °C
a) 198 b) 239 c) 389
d) 347 e) 489
10.
Qué tiempo se demora en
difundirse 1 mL de O2, si
1 mL se demora 4 s, a las
mismas condiciones de
presión y temperatura?
a) 4 s b) 8 s
c) 12 s d) 16 s
e) 10 s
SOLUCIONES
Son mezclas o dispersiones
homogéneas entre sólidos,
líquidos y gases.
Una solución está compuesta
por dos componentes, las
cuales son:
“SOLUTO” y “SOLVENTE”.
Fig. 2
NaCl: soluto (Sto) NaCl + H2O
H2O:solvente(Ste) Solución de Na Cl)
Solución (Sol).
Soluto: Es el que se disuelve
e interviene en menor
cantidad, pudiendo ser sólido,
líquido y gaseoso.
Solvente: Es el que disuelve
al soluto e interviene en
mayor cantidad pudiendo ser
sólido, líquido y gaseoso.
CLASES DE SOLUCIONES
I.
AL
ESTADO
DE ACUERDO
FÍSICO
Las soluciones pueden ser:
Sólidas, líquidas y gaseosas, cabe señalar
que el estado de la solución, no está
determinado por el estado de sus
componentes, sino por el solvente.
Ejemplo:
Sol Gaseosa
Sol Líquida
Sol Sólida
Aire
Alcohol 70 º
Acero
II. DE ACUERDO A LA
CONCENTRACIÓN DEL SOLUTO
2.1
Físicas
a.
Soluciones Diluídas
Que contiene poco soluto en relación a
la cantidad del solvente.
Ejemplo:
0,4 g de NaOH en 100 mL de H2O
b. Soluciones Concentradas
Que contiene mucho soluto con
relación a la cantidad del
solvente.
al
98
%
en
Ejemplo:
Acido sulfúrico
peso.
c. Soluciones Saturadas
Es la que contiene disuelta la máxima
cantidad posible de soluto a una
temperatura dada.
Ejemplo:
5 g de azúcar en 100 mL de H2O
d.
Soluciones sobresaturadas
Es aquella que contiene disuelto un
peso mayor que el indicado por su
solubilidad a una temperatura dada,
constituyen un sistema inestable.
Ejemplo: Na Cl
H2O
Fig. 1
%Msto =
Msto
%Vsto ?
Vsto
Ejemplo:
50 g de azúcar en 250 mL de H2O
(Jarabe)
2.2 Químicas
a. Soluciones Acidas:
Son aquellas que presentan
mayor proporción de Iones “H+”
que los iones “OH-”
Ejemplo:
Solución acuosa de HCl
b.
Soluciones Básicas:
Son aquellas que presentan
mayor proporción de iones “OH-”
que los iones “H+”
Ejemplo:
Solución acuosa de NaOH
c.
Soluciones Neutras:
Son aquellas que presentan las
de los
mismas proporciones
iones “H+” y “OH-”
Ejemplo:
Solución acuosa de NaCl
SOLUBILIDAD (S)
Es la cantidad máxima del
soluto que se solubiliza en
100 g de solvente a una
temperatura dada:
masa (Soluto )
100g H2O
S?
SOLUCIONES VALORADAS
Son aquellas soluciones
de
concentración conocida.
CONCENTRACIÓN
Es la
cantidad
de soluto
disuelto por unidad de masa o
volumen de solución. La
concentración de una solución
valorada se puede expresar en:
DE
A.
A.1
UNIDADES FÍSICAS
CONCENTRACIÓN
Porcentaje en masa (%M)
x100
Msol
Msoluto : masa del soluto
Msolución: masa de la solución
%Msto = Porcentaje en masa del
soluto
A.2
Porcentaje en Volumen
x100
Vsol
%Vsto
= porcentaje en volumen
del soluto
Vsto = volumen del soluto
Vsol = volumen de la solución.
en
A.3 Masa del Soluto
Volumen de Solución
C
=
Msto
C =
Vsol
concentración de la
solución (g/ml, g/?, mg/?,
etc.)
Msto: masa del soluto
Vsol: volumen de la solución
Cuando la expresión se expresa
en mg/?
se denomina como
“Partes por millón” (p.p.m.).
1 p.p.m. =
1 miligramo (soluto)
1litro(solución)
B.
UNIDADES QUÍMICAS
DE
CONCENTRACIÓN
B.1 Molaridad (M)
Es el número de moles del soluto disuelto en
un litro de solución.
M =
nsto
Vsol(L)
=
msto(g)
MstoVsol(L)
M = molaridad (mol/?)
nsto = Número de moles del
soluto
Vsol = Volumen de la solución
en litros.
msto = masa del soluto en
gramos
M sto = masa molar del soluto
B.2
Normalidad (N)
Es el número de equivalentes de soluto
disuelto en un litro de solución.
N =
N º Eq ?gsto
Vsol(L)
=
msto
P.Esto ?Vsol(L)
Nº Eq-gsto
= número de
equivalente gramos del soluto
Vsol = volumen de la solución
en litros
msto
= masa del soluto en
gramos
P.E.sto = Peso equivalente del
soluto
Peso equivalente
de
algunas
funciones:
P.E. =
M
?
M = Masa molar
Ejemplos:
1.
Acido Sulfúrico (H2SO4)
M = 98
? = 2
P.E. =
98
2
? 49
2.
Hidróxido de sodio (NaOH)
M = 40
? = 1
P.E. =
40
1
? 40
+1
de
sodio
3. Carbonato
(Na2CO3)
M = 106
? = 2
P.E.
106
2
?53
RELACIÓN ENTRE “N” Y “M”
N = M x ?
Observación
Si se conoce la densidad y el
% en masa % Msto, la molaridad
se obtiene:
M =
% Msto x Dsol x 10
Msto
B.3
Molalidad (m):
Es el número de moles por masa
de solvente en kilogramos.
m =
?sto
mste(kg)
=
msto
M sto ?mste(kg)
?1
?sto = Nº de moles del soluto
mste = masa del solvente en kg
msto
= masa del soluto en
gramos
M sto = masa molar del soluto
B.4 Fracción molar (fm)
Es la fracción de moles de soluto en
relación a las moles totales.
fmsto =
?sto
?totales
manera
para
el
de igual
solvente
fmste
=
?ste
?totales
DILUCIÓN DE UNA SOLUCIÓN
Consiste en preparar
soluciones de menor
concentración a partir de
soluciones concentradas
añadiendo agua; en la cual el
número de moles permanece
constante.
Sean:
Solución inicial
Solución
final
M1 =
V1
M2 =
?2
V2
?2 = M2 . V2
Luego:
?1 = M1 . V1 y
Pero se sabe que:
?1 = ?2
Por lo tanto:
M1 . V1 = M2 . V2
ó también
N1 . V1 = N2 . V2
Ejemplo:
¿Qué volumen de agua en litros
debe agregarse a 3 litros de
HNO3 6M, para obtener una
solución 4M?
Solución
Datos:
Inicio: M1 = 6
V1 = 3 L
Dilución: M2 = 4
V2 = 3 + Vagua
En la ecuación de dilución:
M1 . V1
6 . 3
=
= M2 . V2
4 . (3 + Vagua)
Vagua = 1.5 litros
MEZCLA DE SOLUCIONES DEL
MISMO SOLUTO
Son mezclas de dos o más
soluciones de igual o
diferente concentraciones de
un mismo soluto.
Sol. Nacl
C2
V2
Sol. Nacl
C1
V1
Sol. Nacl
C3
V3
Donde:
C1, C2
y C3
= molaridad o
normalidad
V1, V2 y V3 = volumenes (ml,?)
Luego:
?sol(1) + ?sol(2) = ?sol(3)
? ? ?
M1.V1
+
M2.V2
= M3.V3
También puede ser:
?Eq-g(1) + ?Eq-g(2) = ?Eq-
g(3)
?
?
?
N1.V1
+
N2.V2
=
N3.V3
Ejemplo:
Si se añade 3 litros de HCl 6
M, a 2 litros de HCl 1,5 M.
Hallar la normalidad
resultante.
M1 = 6; V1 = 3 L
M2 = 1,5; V2 = 2
Solución:
Solución 1:
Solución 2:
L
Solución resultante: M3 = ?; V3
= 5 L
M1.V1 + M2.V2 = M3.V3
6 . 3 + 1,5 . 2 = M3.5
M3 = 21 / 5 = 4,2 M
NEUTRALIZACIÓN O TITULACIÓN
ACIDO – BASE
Es el proceso completo de la
adición de un ácido o una base
a una base o un ácido y la
determinación del punto final
o punto de equivalencia, en la
cual el ácido o la base a sido
totalmente neutralizado.
En una neutralización siempre
debe cumplirse que:
ACIDO + BASE ? SAL + AGUA
Donde se cumple:
?Eq – g(Acido) = ?Eq-g (Base)
Luego:
Nacido . Vacido = Nbase . Nbase
Ejemplo
¿Qué volumen de ácido
sulfúrico (H2SO4) será
necesario para neutralizar 30
ml de NaOH 2 N?
ESTADO LÍQUIDO
Los líquidos, como los gases,
son fluidos. Esto indica que,
aunque las moléculas sean
mantenidas juntas por fuerzas
de atracción, estas fuerzas no
son lo suficientemente fuertes
para mantenerlas, rígidamente
en su lugar.
Entre sus moléculas las Fuerza
de Repulsión, son similares en
intensidad a las Fuerzas de
Cohesión, por ello pueden
adquirir la forma del
recipiente que los contiene
sin variar su volumen: son
ISOTROPICOS, porque sus
propiedades físicas son
iguales en todas las
direcciones; son relativamente
incomprensibles al aumentar su
temperatura, se evapora más
rápidamente observándose que
la superficie tiende a
enfriarse.
A ?y
s
I.
1.
PROPIEDADES
Evaporación
Este proceso se lleva a cabo cuando
algunas moléculas de la superficie
líquida pasan lentamente a vapor.
2. Viscosidad
Es una cualidad inversa a la
fluidez. Se define como la
resistencia experimentada por
una porción de un líquido
cuando se desliza sobre otra,
debido a las fuerzas internas
de fricción.
Imaginemos que se tiene 2
gotas sobre un plano; una de
agua y otra de aceite, al
indicar el plano observamos
que la gota de agua resbala
más rápidamente que la gota de
aceite; se de debe
precisamente a la viscosidad.
Para analizar matemática y
físicamente este fenómeno,
usemos un poco la imaginación.
Supongamos un líquido entre
dos capas paralelas, como se
muestra en la figura:
Una fuerza tangencial o de
corte F se aplica a la capa
superior y se deja que la
inferior permanezca
estacionaria. Para la mayoría
de los líquidos, se ha
descubierto que la fuerza por
unidad de área F/A necesaria
para impulsar a una capa de
líquido en relación a la capa
siguiente, es proporcional a
la relación del cambio de
velocidad al cambio en la
distancia perpendicular al
flujo ?v/?y, que se denomina
gradiente de velocidad,
matemáticamente:
F
A
?v
?y
? n
?
F ?v
.
n =
F.?y
A.?v
Donde:
n = Cte de Proporcionalidad
llamada coeficiente de
viscosidad
A = Area de la capa de líquido
F = fuerza tangencial o de
corte
?y = Cambio de distancia
perpendicular
?v = cambio de velocidad
Los líquidos que obedecen a
esta relación se conocen como
líquidos newtonianos.
UNIDADES:
F =
cm
s
g.cm
2
; y ?cm
; A ?cm2; V ?
unidad
que
Por lo tanto la
tomaría “n” será:
n =
g
cm.s
? poise
ha
de
Experimentalmente se
determinado la viscosidad
H2O igual a:
nH2O = 0.01 poise = 10-2 poise =
1 centipoise (cp)
A(cm2)
y = distancia
perpendicular al flujo
entre dos placas
paralelas
F (dinas)
V (cm/s)
Entones el centipoise se usará como unidad
de viscosidad.
VISCOSIDAD DE ALGUNOS LÍQUIDOS EN cp:
Los factores moleculares que
afectan a la viscosidad de un
líquido son el tamaño
molecular, la forma y las
interacciones entre las
moléculas.
Durante la medición de la
viscosidad de un fluído, es
esencial que la temperatura
permanezca constante, puesto
que su elevación provoca una
disminución de la viscosidad
de un líquido.
3.
Tensión Superficial (t)
Podríamos definir la tensión
superficial como una medida
del trabajo que se debe hacer
para llevar una molécula del
interior
de un líquido a la
UNIDADES:
? =
erg
cm2
Dinas
cm
?
Tensión superficial para
algunos líquidos en Dinas/cm
II.
CARACTERÍSTICAS
6. Los líquidos están
caracterizados por tener
volumen propio
7. Se usan como disolventes
8. Son poco comprensibles
(necesitan alta presión)
9. Fluyen rápidamente
10. Se difunden más lentamente
que los gases
ESTADO SÓLIDO
Es aquel estado físico de
agregación de partículas
(átomos, iones o moléculas),
tal que la fuerza de cohesión
entre ellas, es lo
suficientemente intensa para
definir un sistema condensado
de gran estabilidad, este
sistema es tal que en la
estructura formada, las
partículas no se pueden
desplazar libremente y sólo
están dotadas de un movimiento
vibratorio.
Este estado se define para
cada sustancia a condiciones
precisas de presión y de
temperatura.
I.
DIAGRAMA DE FASE:
El diagrama de fase es una
representación gráfica de las
superficie.
Por tal razón, los líquidos
con mas fuerzas
intermoleculares (Dipolo-
Dipolo y Puente de Hidrógeno)
tendrán una mayor tensión
superficial.
Gráficamente, podemos
representar la atracción de
las moléculas de la superficie
de un líquido hacia el
interior.
Moléculas
en la
superficie
relaciones que existen entre
los estados SOLIDO, LIQUIDO y
GASEOSO, de una sustancia, en
función de la temperatura y
presión que se le aplique.
Por ejemplo para el diagrama
de fase del agua, las áreas de
la figura de arriba,
representan los estados
sólido, líquido y gaseoso, en
términos de la presión y
temperatura.
Si tomamos la presión media de
380 mmHg, observamos que a –
15ºC el agua es sólida a 15ºC
es líquida y a 100º C es gas.
Las curvas que separan las
áreas (fases) son curvas de
equilibrio entre las fases:
AB representa la LINEA DE
las fases
EQUILIBRIO entre
SOLIDA-GAS
AC representa la LINEA DE
EQUILIBRIO entre las fases
LIQUIDO-GAS
AD representa la LINEA DE
EQUILIBRIO entre las fases
SOLIDA Y LIQUIDA
Las tres líneas se cortan en
el punto A a este punto se
llama el PUNTO TRIPLE donde
COEXISTEN
LOS TRES ESTADO EN
EQUILIBRIO.
II.
CARACTERÍSTICAS
8.
9.
10.
11.
12.
Los sólidos no presentan
expansión.
Tienen forma definida
Conservan su volumen
(invariable)
Los sólidos son
incomprensibles, debido a
sus fuerzas de atracción.
Los sólidos tienen alta
densidad al igual que los
líquidos.
Como hemos podido notar,
valiéndonos de un diagrama de
estados de agregación es
posible determinar el
comportamiento de cualquier
sustancia, conociendo los
valores de la presión y la
temperatura; así como también
responder a ciertas preguntas
como son:
¿Qué es el punto triple?
Es el punto donde las tres
fases están en mutuo
equilibrio.
¿Qué es la temperatura
crítica?
Es la temperatura en donde las
densidades del gas y líquido
se igualan.
¿Qué es la presión crítica?
Es la presión que
se debe
aplicar a un gas en su
temperatura crítica para que
pueda licuarse.
760
380
B
mmHg
C
S
O
L
I
D
O
LIQUIDO
A GAS
Punto Triple
-15ºC 0ºC
+15ºC
100ºC
ºC
D
III.
1.
TIPOS DE SÓLIDOS
Sólidos Cristalinos
Son cuerpos que tienen la agrupación
ordenada de las partículas que forman
el sólido y presentan:
–
–
Punto de fusión definido
Una estructura interna
ordenada, de formas
geométricas uniformes.
–
–
Son Anisotropicos. Es la
cualidad de poseer
diferentes valores para
las propiedades físicas
que tenga la sustancia;
esta diferencia de valores
se debe a la dirección en
la cual se ha realizado la
medición. Por ejemplo: la
conductividad eléctrica,
la porosidad, resistencia
al corte, el índice de
refracción, dilatación.
Las propiedades que posee
un sólido cristalino
dependen de su
ordenamiento geométrico y
del tipo de enlace entre
las partículas.
S8, Gráfito,
(hielo), NaCl,
Por ejemplo:
Diamante, H2O
azúcar.
2.
Sólidos Amorfos
Son cuerpos cuya agrupación de sus
partículas no guarda ningún
ordenamiento uniforme y no presentan
estructuras geométricas definidas.
–
No poseen punto de fusión
definidos,
se ablandan
–
gradualmente hasta empezar
a fluir.
Son Isotropicos; es decir
las sustancias presentan
los mismos valores para
sus propiedades físicas no
importa la dirección en la
que se ha realizado la
medición. Los gases y los
líquidos también son
isotrópicos.
Por ejemplo: Caucho, vidrio,
polímeros sintéticos,
pléxigas, azufre amorfo, etc.
Los Siete Sistemas Cristalinos
1.
2.
3.
4.
5.
6.
I.
Cúbico (Sal Común)
Tetragonal (Circon:
Silicato Anhidro de
Circonio)
Ortorombico (Azúfre)
Romboedrico (Antimonio)
Hexagonal (Cuarzo: SiO2)
Monoclinico (Micas:
H2KAl3(SiO4)3)
7. Triclinico (Feldes Patos:
KAlSi3O6)
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
SOLUCIONES
1.
Hallar la molaridad y la
normalidad de una
solución, si se disuelven
49g de H2SO4 en 250 ml de
solución
S
32
(P.A. H = 1
O = 16)
a) 1N y 2 M
b)
=
4N
y 2 M
c) 2N y 4 M
d) 0,5
N y 1 M
e) 0,2 N y 0,4 M
Resolución:
H2SO4 ? M = 98
Luego:
M =
49g / 98g / mol
0,250?
Nsto
Vsol(?)
?
M =
0,5
0,25
? 2M
?
2 mol
?
M = 2M
Y la normalidad:
N = ? x M = 2 x 2 = 4 N
N = 4 N
Rpta. b
2.
Se prepara una disolución
añadiendo 184 g de etanol
(C2H5OH) cuya densidad es
0,8 g/mL a 144 g de agua.
Determine el porcentaje
volumétrico de alcohol en
3.
4.
la solución.
Rpta…
Determine la masa de ácido
sulfúrico que se deberá
disolver en agua para
formar 500 mL de solución
2 M.
Rpta. …..
Determine la normalidad de
una solución preparada
disolviendo 112 L de HCl(g)
a condiciones normales en
suficiente agua para
producir 500 mL de
solución.
Rpta……..
5.
Se tiene una solución
acuosa de H2SO4 al 49 % en
masa, si la densidad de la
solución es 1,6 g/mL.
Determine la normalidad de
la solución.
Rpta…………….
13.
Se mezclan 20 ml de H2SO4
1,2 M; 40 mL de H2SO4 0,8
M y 60 mL de H2SO4 0,2 M.
A la solución resultante
se agrega 200 mL e agua.
Determine la molaridad de
la solución final.
14.
de
de
12
de
la
Para neutralizar 30 mL
una solución 0,1 N
álcali se necesitaron
mL de una solución
ácido. Determine
normalidad del ácido.
?
1 mol <> M en g y n =
M
ESTEQUIOMETRÍA
Rama de la Química que estudia las
relaciones cuantitativas entre aquellas
sustancias que participan en una reacción
química.
LEYES DE LAS COMBINACIONES
QUÍMICAS
Son aquellas que gobiernan las
Para iniciar
estequiométrico
el cálculo
se debe
considerar:
d) Balancear la reacción
química para obtener las
moles estequiométricas.
e) Relacionar las moles de los
reactantes y las moles de
los productos
f) Relacionar las cantidades
de masa de los reactantes y
productos.
I.
LEYES PONDERALES
I.A
LEY DE LA CONSERVACIÓN
DE LA MATERIA (LAVOISIER)
“La suma de las masas de los reactantes es
igual a la suma de las masas de los
productos”
REACTANTES
PRODUCTOS
1Zn + 1H2SO4 ? 1ZnSO4 + 1H2
?
1
mol
?
1 mol
1 mol
?
?
?
?
1 mol
?
?
?
65 g
+
98 g
?
161g
+ 2g
163 g
163 g
DE
LAS
DEFINIDAS
I.B LEY
PROPORCIONES
(PROUST):
combinaciones de las“Cuando dos sustancias se combinan para
sustancias en una reacción
química. Se dividen en leyes
ponderales (referidas a la
masa) y volumétricas.
Ejemplo 1:
2Ca
+
O2
?
2CaO
80g
40g
20g
100g
+
+
+
+
32 g
16 g
8 g
32 g
?
?
?
?
112g
56g
28g
112g + 20 g Ca
(Exceso)
80g
+
40 g ?
112g + 8 g O2
(Exceso)
Observación: Tener presente
W V
Vm
1 mol <> 22,4? a C.N. (Gases)
Ejemplo 2:
1CaCO3 ? 1CaO + 1CO2
Relación molar 1 mol 1 mol 1 mol
Relación de masas 1 x 100g 1 x 56g 1
x 44 g
Ejemplo 3
H2 + O2 ? H2O
Relación Molar: ………………
Masas:
Relación de
………………
Ejemplo 4:
CO + O2 ? CO2
Relación Molar: ………………
Masas:
Relación de
………………
Ejemplo 5
un sólo óxido. ¿Cuántos gramos
de calcio se combinaron con
14,6 g de oxígeno?
(Dato P.A.: Ca = 40, O = 16)
f)
g)
h)
i)
j)
36,5
28,6
33,8
44,5
54,5
g
g
g
g
g
I.C. LEY DE LAS PROPORCIONES
MÚLTIPLES (LEY DE DALTON)
Siempre que dos elementos se
combinan entre sí para formar
varios compuestos, la masa de
uno de ellos permanece
constante, mientras que la
masa del otro varía en una
relación de números enteros
sencillos.
Ejemplo 1
Cl
O
Cl2O ?
Cl2O3 ?
71
71
16 x 1
16 x 3
RAZÓN
x
5
Cl2O5 ?
SENCILLA
Cl2O7 ?
71
71
16
16 x 7
Ejemplo 2
I.D
LEY DE LAS
PROPORCIONES RECIPROCAS
(WENZEL & RITCHER)
En general:
A
W1
C
+
+
+
B
W
B
?
?
AB
CB
W2
W
?
A
+
C
?
AC
W2
W1
Ejemplo 1:
8 Gramos de un elemento “A”
reaccionan con 15g de “B”,
además 24g de un elemento “c”
reacciona con 60 g de “B”
¿Cuántos gramos del elemento
“A” se requieren para que
reaccione con 120 g de “C”?
c) 160g
a) 110 g
d) 180g
b) 140g
e) 240g
4 ? 2
II. LEYES VOLUMÉTRICAS (DE
GAY LUSSAC)
Cuando las sustancias que participan en la
reacción son gases, sometidos a iguales
condiciones de presión y temperatura.
En las reacciones gaseosas;
los coeficientes molares, nos
indica los coeficientes
volumétricos.
Ejemplo 1
N2(g) + 3H2(g) ? 2NH3(g)
1 mol
3
mol
2
Relación molar
moles
?
?
1V
3V
?
Relación volumétrica
2V
Ejemplo 2:
SO2(g) + O2(g)?SO3(g)
Relación Molar:
…………………………
Relación Volumétrica
………………….
Ejemplo 3:
C3H8(g) + O2(g) ? CO2(g) + H2O(?)
Relación Molar:
…………………………
Relación Volumétrica
………………….
CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C)
Es la disminución que sufre el volumen al
reaccionar los gases; siempre y cuando
entren en volúmenes desiguales.
C =
VR ? VP
VR
los
los
volúmenes
volúmenes
Donde:
C = Contracción
VR = suma de
reactantes
VP = suma de
productos.
Ejemplo 1
2H2(g) + 102(g) ? 2H2O(g)
1V
2V
2V
Donde:
C =
1
3
?
3? 2
3
Ejemplo 2:
1N2(g) + 3H2(g) ? 2NH3(g)
Donde la contracción:
1
2
2
4
?
C = ?
4
Ejemplo 3:
Hallar la contracción:
C3H8(g) + O2(g) ? CO2(g) + H2O(?)
Contracción: …………………………………
Observación:
Para que el estudiante
entienda con más claridad los
aspectos de cálculos los hemos
separado de la siguiente
manera:
d)
e)
f)
Relación Masa – Masa
Relación Volumen –
Volumen
Relación Masa – Volumen
Lo explicamos con ejemplos de
problema resueltos en los tres
casos:
a)
Relación Masa – Masa
Ejemplo 1:
¿Cuántas moles
de oxígeno se
requieren para la
combustión
de gas
completa de 24 moles
propano (C3H8)?
Solución:
la
de
ecuación
combustión
Balanceamos
química
completa:
1C3H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O
De acuerdo a Proust:
1 mol de C3H8 ? 5 mol O2
24 mol de C3H8 ? X
Donde:
X =
24 x 5
1
? 120 moles O2 Rpta
Ejemplo 2:
¿Cuántos gramos de Hidrógeno
se producen a partir de 1300 g
de Zinc (Zn) que reacciona con
ácido sulfúrico?
(P.A. Zn = 65
H = 1
O = 16
S = 32)
reacción
la
Solución:
Escribimos la
balanceamos:
1Zn + 1H2SO4 ? 1ZnSO4 + 1H2
? ?
1 mol
1 mol
?
65 g
1300 g
?
?
?
2 g
x
x =
1300g x 2g
65g
? 40g
x = 40 g de H2 Rpta
Ejemplo 3:
¿Cuántos gramos de ácido
nítrico se requieren para
obtener 160 g de azufre, de
acuerdo a la siguiente
reacción química?
(P.A. N = 14
S = 32)
H2S + HNO3 ? NO + S + H2O
Solución:
Balanceamos la ecuación:
Por Redox:
+5
-2
+2
0
2HNO3 + 3H2S ? 2NO + 3S + 4H2O
2x
N+5
-3e-
N+2
(Oxida)
3x
S-2
+2e- Sº
(Reduce)
Tenemos la relación molar:
?
2 mol-g HNO3
?
2 x 63g
3mol-g S
? 3 x 32
g
126 g
?
x
?
? 96 g
160 g
x =
126 x 160
96
?8,4g
X = 8,4 g HNO3
Rpta
Ejemplo 4:
¿Cuántas moles de oxígeno se
obtiene en la descomposición
térmica de 490 g de clorato de
potasio (KClO3)?
K = 39
Cl = 35,5
O =
(P.A.
16)
KClO3 ? KCl + O2
b)
Relación Volumen – Volumen:
Ejemplo 1:
¿Cuántos litros de oxígeno se
requiere para la combustión
completa de 10 litros de gas
propano (C3H8)?
Solución:
La ecuación será:
1C3 H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O
? ?
1 LITRO ? 5 LITROS
10 LITROS ? X
X =
10 x 5
1
?50 litros
Rpta
Ejemplo 2:
¿Cuántos
obtendrá
litros de SO2 se
a partir de 121
litros de
de la
oxígeno (O2) a partir
siguiente reacción
química?.
FeS + O2 ? Fe2O3 + SO2
Solución:
……………………………………………………………….
……………………………………………………………….
……………………………………………………………….
c.
Relación Masa – Volumen:
Ejemplo 1:
¿Cuántos litros de oxígeno a
C.N. se requieren para la
g
combustión completa de 160
de metano (CH4)?
(P.A.
C = 12
H = 1)
Solución:
(Combustión
Reacción Química
completa)
1CH4 + 2O2 ? 1CO2 + H2O
?
16 g C.N. 2 (22,4)?
160 g
?
X
X =
160 x 2 x 22, 4
16
Rpta
X = 448 ? de O2
Ejemplo 2:
¿Cuántos litros de oxígeno se
obtiene a C.N. en la
descomposición térmica de 980
g de Clorato de Potasio
(KClO3)?
(P.A. K = 39 Cl = 35 O =
16)
KClO3
?
KCl + O2
A.
Reactivo Limitante
Si en un proceso químico los
reactivos no se encuentran en
proporción estequiométrica,
entonces uno de ellos se halla
en exceso y reacciona
parcialmente. El otro se
nN2
=
moles
consume totalmente y se le
denomina “Reactivo Limitante”
encontrándose en menor
cantidad.
Ejemplo 1
¿Cuántos gramos de NH3
se
formarán a partir de la
reacción de 50 g de N2 y 30 g
de H2?
Solución:
(Reactivo
La ecuación es:
1H2 + 3H2 ? 2NH3
? ? ?
28 g ? 6g ? 35g
50g ? 30g ? x
Aplicamos Proust:
50
28
Limitante)
nN2 =
30
6
moles (Exceso)
nN2 < nN2 ……
Luego:
28g N2 ? 34 g NH3
50g N2 ? x
x =
50 x 34
28
?60,71g
x = 60,71 g de NH3
Rpta
Ejemplo 2:
¿Cuántos gramos de agua se
formarán cuando se combinen 8g
de Hidrógeno (H2) con 8g de
oxígeno (O2)?
(P.A.
H = 1 O = 16)
B.
H2 + O2 ? H2O
Rendimiento de una reacción
Se refiere a la cantidad de sustancia
que obtendremos en la “Práctica”
después de una reacción química. Es
decir, que “Teóricamente” debemos
obtener el 100 % de una determinada
sustancia, pero en la práctica por
diversos factores está reduce en un
porcentaje de tal manera que
solamente obtendremos por ejemplo el
80 %, 90 %, etc.
Entre los factores que reducen
el 100 % esta la presencia de
impurezas, la utilización de
instrumentos obsoletos, fugas,
etc. El rendimiento expresado
en porcentajes será indicado
en cada problema.
Ejemplo 1:
Se realiza una reacción donde
720 g de C5H12 produce 200 g de
CO2 de acuerdo:
C5H12 + O2 ? CO2 + H2O
Determine el porcentaje
rendimiento del CO2 en
de
la
reacción indicada
Solución:
Balanceamos
la
reacción
química:
1C5H12 + 8O2 ? 5CO2 + 6H2O
Luego tenemos:
1 mol C5H12 ? 5 mol-CO2
?
?
72 g C5H12 ? 5 (44)g
CO2
720 g C5H12 ?
x
X =
720 X 5 X 44
72
? 2200gCO 2
Teóricamente obtenemos 2200 g
de CO2. Entonces se tiene:
g CO2
?
100%
2200
(Teoría)
x
2000
(Práctica)
X =
g CO2
2000 x 100
2200
?
?90,9%
Rendimiento = 90.9%
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
1. ¿Qué masa de oxígeno se
requiere para la combustión
completa de 11 gramos de
propano (C3H8)?
C = 12)
(P.A. O = 16
Solución
Se escribe la reacción química
y lo balanceamos:
1C3H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O
? ?
44 g ? 160 g
11 g ? X
X =
Rpta.
11 x 160
44
X = 40 g de C3H8
2. Cuántos gramos de oxígeno
se obtendrán a partir de la
descomposición térmica de
0,5 kg de clorato de
potasio:
2 KClO3 ? 2 KCl + 3 O2
(P.A. K = 39; Cl = 35,5; O
= 16)
Rpta.
3. Un pequeño trozo de zinc
reacciona completamente con
24,5 g de ácido sulfúrico
de acuerdo a la siguiente
reacción:
Zn + H2SO4 ?
ZnSO4 + H2
Cuál será el volumen en
litros de gas hidrógeno
medido a condiciones
normales que se producirá
en dicha reacción?
(P.A.
Zn = 65; S = 32;O = 16)
Rpta.
4. Cuántos mililitros de
sulfuro de carbono, CS2 de
93 % de pureza
(densidad
1,26 g/mL) deben quemarse
para obtener 12,8 g de SO2?
2 SO2 + CO2
C = 12; O =
CS2 + 3 O2 ?
(P.A. S = 32;
16)
Rpta.
5. Qué cantidad de impurezas
tiene una muestra de
carburo de calcio, si
reaccionando 2,9 g de
muestra con agua en exceso,
produce 857 cm3 de
acetileno a CN?
(P.A.
N = 14
H = 1)
Rpta.
6. Para la reacción:
NH3 + O2 ?
NO + H2O
Si reacciona 1,7 g de NH3
con 1,92 g de O2. Cuántos
gramos de NO se producen y
cuál es el reactivo
limitante?
(P. A.N = 14; H = 1; O =
16)
Rpta.
7. El Carburo de Calcio se
obtiene en hornos
eléctricos por interacción
de la sal con el carbono a
la temperatura de 2000ºC
CaO + C ? CaC2 + CO
Si a partir de 720 kg de carbono
se obtuvo 1024 kg de carburo de
calcio ¿Cuál es el rendimiento del
proceso?
C = 12
Ca = 40)
(P.A.
Rpta.
I.
CINÉTICA QUÍMICA
Estudia la velocidad de reacción y los
factores que lo modifican.
A. La Velocidad de las
Reacciones: (v)
Indica el cambio de
concentración en la unidad de
tiempo.
???x?
? t
? x ?
?x = – Para los reactantes
?x = + Para los productos
?x = Velocidad de reacción de x
??x? = Variación de
concentración de x
?t = Variación del tiempo.
B. Mecanismo de la Reacción
Las reacciones pueden ser
sencillas, cuando se dan en
una etapa o complejos cuando
se dan en varias etapas.
FACTORES QUE AFECTAN
VELOCIDAD DE LA REACCIÓN
1. Naturaleza de
LA
los
Reactantes
Si los reactivos son químicamente muy
activos entonces proceden
rápidamente. Así:
CH4 + F2 ? (Rx rápida)
CH4 + I2 ? (Rx lenta)
(Flúor más activo)
2.
Concentración
En general a mayor concentración la
reacción es más rápida. La dependencia
de la velocidad de la reacción con la
concentración, los determina “La Ley de
Acción de Masas” de Gulberg y Waage,
que dice: “La velocidad de la reacción
es directamente proporcional a la
concentración de la masas implicadas
en la Ley de Velocidad”.
Es decir ? ?? ? Velocidad (?)?
Ejemplo: Para la reacción:
a A + b B ? Productos
Su ley de velocidad (?) será de
la siguiente forma:
? = K ?A?a ?B?b
Donde:
K: Constante específica de la
velocidad.
a; b: Cantidades
experimentales
Además:
a + b : n (orden de la
reacción)
a : orden respecto a A
b : orden respecto a B
?A? : Concentración Molar de A
?B? : Concentración Molar de B.
Ejemplo:
¿Cuál es la expresión de
velocidad para la reacción
elemental siguiente?
2A + B ? C
Rpta: ? = K ?A?² ?B?
Orden Global de la Reacción= 2
+ 1= 3
3. Temperatura
Generalmente el
incremento de
aumenta cuando
de reacción,
el número de
la temperatura,
la velocidad
porque aumenta
colisiones.
Si T ? ? velocidad ?
4. Catalizador
Son sustancias que con su
presencia suficiente en
pequeña cantidades modifican
la velocidad de reacción
acelerando o retardando, según
sea el catalizador positivo
(+) o negativo
(-),
en la
práctica se habla de un
catalizador cuando acelera la
reacción e inhibidor cuando
retarda
A las reacciones afectadas por
un catalizador se denominan
reacciones de catálisis.
SO2(g) + O2(g)
NO(g)
SO3(g)
Catálisis
SO2(g) + O2(g)
Pt(s)
SO3 (g)
homogénea
Catálisis
Heterogénea
5. Grado de División de los
Reactivos
Los sólidos finamente
divididos reaccionan con más
facilidad, que los sólidos en
grandes trozos.
+
O2
lenta
Madera
?
? combustión
(Calor)
Virutas
?
+
O2
?
Combustión
rápida
II.
(Calor)
EQUILIBRIO QUÍMICO
En una reacción reversible a
temperatura constante las
sustancias alcanzan el
equilibrio, cuando la
velocidad de reacción directa
es igual a la velocidad
de
reacción inversa. A partir del
cual ya no varían las
propiedades, como la
concentración.
Equilibrios Químicos:
gaseosas,
En sustancias
líquidas y sólidas
f) 2NO2
?
N2O4
(Equilibrio
Molecular)
g) 4HCl + O2
?
2Cl2
+ 2H2O
(Equilibrio molecular)
h) CH3COOH+H2O?CH3COO-+H3O+
(Equilibrio Iónico)
con inhibidor
sin catalizador
con catalizador
AVANCE DE LA Rx
Energía
i) 3Fe + 4H2O ? Fe3O4 + 4H2
(Equilibrio Molecular)
j) H2O(SÓLIDO) ? H2O (vapor)
(Equilibrio Físico)
se
La velocidad de reacción
expresa en moles/s
V1 = Velocidad Directa (es muy
grande)
V2 = Velocidad Inversa (es muy
pequeña)
Al cabo de cierto tiempo las
dos velocidades tienden a
igualarse cuando han alcanzado
el “Equilibrio Químico”, se
representa por:
cC + dD
V2
aA + bB ?
V1
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Si en sistema químico en
equilibrio se somete a
cualquier causa exterior
perturbadora, el equilibrio
reacciona en el sentido que se
contrarresta la acción
producida entre las causas
exteriores se encuentran la
presión, temperatura y
concentración.
De acuerdo al principio de Le
Chatelier varían las
velocidades en ambos sentidos,
el equilibrio nuevamente.
1. EFECTO DE LA PRESIÓN
Al aumentar la presión de un sistema
en equilibrio, entonces el sistema se
desplazará
en el sentido
en
que
disminuya la presión (o aumente el
volumen), es decir en sentido en que se
formen menos moléculas (ºT. Const.)
Ejemplo:
1 N2 + 3H2
se produce 4 moléculas
? 2NH3
se produce 2 moléculas
se
Al aumentar
desplaza
la presión
El sistema
hacia la derecha
produciendo más NH3
que en el
equilibrio
anterior.
2. EFECTO DE LA TEMPERATURA
Al aumentar la temperatura en un
sistema en equilibrio, entonces el
sistema se desplaza en aquel sentido
donde la reacción es endotérmica.
Sabemos que una reacción química
puede ser exotérmica o endotérmica,
por consiguiente si es reversible un
sentido será exotérmico y el otro será
endotérmico.
Ejemplo:
1 N2 + 3H2
? 2NH3 ?H = –
22kcal
Exotérmico: N2 + 3H2 ? 2NH3
Endotérmico: N2 + 3H2 ? 2NH3
Al aumentar
desplaza
la temperatura
El sistema se
hacia la izquierda
produciendo más N2
e H2 del equilibrio
anterior.
Donde:
T1 < T2 ? Kc1 > Kc2
3. EFECTO DE LA
equilibrio es transitorio, CONCENTRACIÓN
porque el sistema restableceSi aumentamos la concentración de uno de
los componentes del sistema en
equilibrio, entonces el equilibrio se
desplaza en aquel sentido (opuesto)
donde se consuma ese exceso de
concentración introducido.
?C??D?? K
?NH3?2
?N2??H2?3
?p ?
p ?p ?
Ejemplo
Si aumentamos la ? H2 ? en:
1 N2 + 3H2
?
2NH3
Entonces más moléculas de N2 e
H2 reaccionan produciendo mayor
número de moléculas de NH3
1 N2 + 3H2 ? 2NH3
El sistema se
Aumento de la
desplaza
concentración del N2 hacia la
derecha
produciendo más NH3
que el equilibrio
anterior
Según la ley de Masas: “Acción de masas de
Gulberg y Waage”:
“La velocidad de una reacción química es
directamente proporcional al producto
de las masas activas de las sustancias
reaccionantes”
las
dD
Es posible expresar
velocidades V1 y V2 por:
V1
aA + bB ? cC +
V2
V1
= K1?A? ?B? ; y V2 = K2?C? ?D?
Donde:
?A?, ?B?, ?C? y ?D? son las
concentraciones molares de A,
B, c y D respectivamente.
K1 y K2 = Constante de
Proporcionalidad
En el equilibrio,
velocidades V1
y V2
las
son
iguales:
V1
K1?A? ?B?
= V2
= K2?C? ?D?
1
2
?A??B? K
? Kc
Kc = Cte de equilibrio
Donde:
a b
c d
pCxpD
pAxpB
?C?c?D?d
?A?a?B?b
K p ?
Kc ?
Kc = Constante de equilibrio
Kp = constante en función de
las presiones parciales
? ? = Molaridad de A, B, C o D
p = presión parcial de A, B C
o D
Kc y Kp dependen de la
temperatura
Ejemplo:
2NH3(g)
2
NH3
3
N2 H2
N2(g) + 3H2(g) ?
Kc ? Kc ?
Observación:
Los sólidos y líquidos puros no se
consideran en las constantes de
equilibrio.
Ejemplo:
2KClO3(S)? 2KCl(S) + 3O2(g)
Kc = ?O2?3
y Kp = (PO2)3
RELACIÓN ENTRE Kp Y Kc:
Sea la reacción:
R = 0.082
aA
+
bB
?
cC
+
dD
Tenemos la relación entre Kp y
Kc:
Kp = Kc (RT)?n
R = Constante universal de los gases
ideales.
T = temperatura absoluta en K
?n = (c + d) – (a + b)
Ejemplo:
1N2(g) + 3H2(g) ?
2NH3(g)
Si Kc = 4, T = 27 ºC, Hallar
Kp
Solución:
Atm x?
mol x k
?n = 2 – 4 = – 2
Luego:
Kp = 4(0,082 x 273)-2
kp = 7,98 x 10-3
III.
1.
TEORÍAS DE ÁCIDO Y BASE
Teoría de Arrhenius (1880)
Svante Arrhenius desarrolló una teoría
que identificaba a un ácido y una base
en soluciones acuosas. Indicaba:
a.
Acido
Es aquella sustancia que posee
átomos de hidrógeno y que una
solución acuosa se disocia en
Iones “H+”
HCl(ac)
Ejemplos:
? H+(ac) + Cl-(ac)
H2SO4(ac)
? 2H+(ac) + SO42-
(ac)
b. Base
Es aquella sustancia que posee
grupos oxidrilos y que en
solución acuosa los disocia en
“OH-”
Ejemplos:
NaOH(ac)
? Na+(ac) + OH-(ac)
? Ca2+(ac) + 2 OH-
Ca (OH)2(ac)
(ac)
2. TEORÍA DE BRÖNSTED –
LOWRY (1920)
El Danés J.N.J Brönsted y el
Inglés T.M. Lowry
desarrollaron casi
simultáneamente una teoría
para identificar un ácido,
pero considere que el protón
al cuál nos referimos será
representado por “H+”
dona
protones
a.
Ácido
Sustancia que
(H+)
b.
Base
Sustancia que acepta protones
(H+)
Ejemplo:
1.
Acido Base Base Acido
HCl + H2O ? Cl- + H3O+
2.
NH3 + H2O ? NH4+ + OH-
Base Acido Acido Base
CONJUGADA
Par Conjugado:
CONJUGADA
BH3
que
se
Sustancias conjugadas
diferencian en H+
Ejemplo:
actuar
De (1) : HCl y Cl–
De (2) : NH3 y NH4+
Anfótero
Sustancia que puede
como ácido o base.
Ejemplo:
H2O, HCO3-, HS-
3.
De acuerdo a esta teoría indicar
el par conjugado Acido – Base
CH3COOH + H2O ? CH3 COO- + H3O+
Base conjugada:
…………………..
Area conjugada:
…………………..
3.
TEORÍA DE LEWIS (1923)
Es una teoría que se basa en
la estructura electrónica.
Esta teoría involucra la
formación de un enlace
covalente.
a.
Ácido
Es aquella sustancia que puede aceptar
un par de electrones.
H
x
? B
x H
x
H
b. Base
Sustancias que pueden donar un par de
electrones
Ejemplo:
H x
N
x H (Amoniaco)
INDICE
DE
DE
Sörensen
estableció una
expresión matemática que nos
indica el grado de acidez de
toda solución, llamado “pH”.
El potencial de concentración
?H+?
se
se pueden dar para:
a.
Acidos:
pH = – log ?H3O+?
o
pH = – log ?H+?
Y su concentración
determina:
?H+? = 10-pH
log
log
5
3
Recordamos:
log 10 = 1
= 0,70
log 2 = 0,30
= 0,47
Ejemplo:
Si el pH de
una
solución de
HCl es igual a 1. Hallar la
concentración de H+.
Solución:
Para el HCl PH = 1
Entonces ?H+? = 10-1
Ejemplo:
Orbital
vacío
para (Borano)
aceptar
electrone
s
NH3
Par de
electron
x
es para
H
donar
IV. POTENCIAL
HIDRÓGENO O
HIDRÓGENO (pH)
?
?H+? = 0,1 mol/?
b.
Bases:
pOH = – log ?OH-?
?OH-? = Concentración de Iones
OH-
La concentración de los iones
OH- se determina:
?OH-? = 10-pOH
Ejemplo:
Sol NaOH ? pOH = 1
?OH-? = 10-1
?OH-? = 0,1 mol/l
Relación entre el pH y POH:
La autodisociación del agua:
H2O ? H+ + OH-
El equilibrio iónico:
KW = ?H+? ?OH-? = 10-14
Aplicamos log:
Log ?H+? ?OH-? = log 10-14
Log ?H+? + log ?OH-? = -14
(-log ?H+? ) + (-log ?OH-?) = 14
? pH + pOH = 14
En una solución Neutra
?H+?
= 10-7 ? log ?H+?=log 10-7 =
7
? pH = 7 y
pOH = 7
En una solución Acida
?H+? > 10-7 ?
log ?H+? > 10-7
pH< 7
y
pOH
>
?
7
Escala de pH
PH
NEUTRO
?
0
ACIDO
7
BASE
14
7
14
0
1.
a)
b)
c)
d)
pOH
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS
Para la reacción sencilla:
A + 2B ? 2C
La expresión de la velocidad de
reacción y el orden de la reacción
son respectivamente:
V = K ?A? ?B?; n = 2
V = K ?A? ?B?²; n = 3
V = K ?A? ?2B?; n = 2
V = K ?C?² ?A??B?²; n = 5
e)
V = K ?A? ?B?² ?C?²;
n = 5
Solución:
A + 2B ? 2C
De los reactantes aplicamos la
Ley de Gulberg – Waage:
V = K ?A?1?B?²
(Expresión de la velocidad de
Rx)
Donde:
n = 1 + 2 = 3
Es de 3º orden
Rpta. b
2.
La constante de equilibrio
para la reacción
CO + H2O ? CO2 + H2
Es 4 a una temperatura
dada.
Calcular
la
concentración de H2, si el
sistema está conformado
por 2 M de CO y 2 M de H2O
c) 1,7
a) 0,7
d) 2,3
b) 1,3
e) 1,4
Solución:
De la reacción reversible:
CO + H2O ? CO2 + H2
Aplicando:
CO +
H2O ?
CO2 + H2
2 mol = 0
Moles I: 2 mol
0
x
x
=
X
Moles rxna:
X
Moles eq.: (2-x)
(2-x)
=
X
X
Kc = 4
Luego:
x2
(2 ? x)2
4 ?
Aplicamos y sacamos raíz
cuadrada en ambos miembros:
x
(2? x)
2 ?
4 – 2 x = x
x = 4/3 = 1,3
X = 1,3
Rpta. b
3.
Se tiene una solución
preparada con 40 ml de Na
OH 0,2 M y 60 ml de HCl
0,15 M ¿Cuál es el pH y
pOH de la solución?
a) 2 y 12 b) 12 y 2
c) 1 y 13 d) 3 y 11
e) 4 y 10
Solución:
Aplicamos neutralización:
NB . VB = NA . VA
(Base) (Acido)
Donde:
0,2N x 40 ml = 0,15 N x 60 ml
NB = MB
y
NA = MA
0,2N x 0.040? = 0,15 N x 0,060?
0,2 Eq/? x 0,040? = 0,15 Eq/? x
0,060?
0,008 Eq(B) = 0,009Eq(A)
Exceso
Nº Eq (A) – Nº Eq(B) =
?
?
(Acido)
0,009Eq – 0,008 Eq = 0,001 Eq
Vsol = 40 ml + 60 ml = 100 ml
= 0,1 ?
Donde:
N = 0,001 Eq/0,1? = 0,01N
MA =
Na = 0,01M ? (Acido)
pH = -log 10-2 = 2
pOH = 12
Rpta. a
4.
¿En cuántas veces se
incrementará la velocidad
de reacción?
2NO(g) + O2(g) ? 2NO2(g)
Si el volumen del recipiente en el cual
se realiza dicha reacción
disminuye 3 veces?
Rpta.
5.
En la
reacción
de
disociación:
A + B ? C
Si inicialmente se colocan 2
moles de N2O4 en un recipiente
de 1 litro, diga cual será el grado
de disociación si la constante de
equilibrio Kc a esa temperatura
es 4,66 x 10-3.
Rpta.
6.
A 1400 K el valor de Kc
para la reacción:
2
HBr(g)
?
H2(g)
+
Br2(g)
es 1,5 x 10-5. Calcule la
concentración de
equilibrio del H2 en un
recipiente de 0,5 litros
en el cual se han colocado
0,118 moles de HBr a 1400
K
Rpta.
7.
En la siguiente reacción:
N2O3 + O2 ? N2O5
+
calor
Hacia donde se desplaza el
equilibrio al:
a) Aumentar la presión
b)
Disminuye
la
temperatura
c) Se extrae N2O3
8.
d) Aumenta el volumen
Cuál es el pH de una
solución 0,01 M de HCl.
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