BIOLOGIA , PROFESORADO EN CS BIOLOGICAS e INGENIERIA AMBIENTAL
QUIMICA GENERAL
2014 ESCUELAS DE BIOLOGIA E INGENIERIA CIVIL FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS, FÍSICAS Y NATURALES UNC
QUIMICA GENERAL BIOLOGÍA, PROFESORADO EN CIENCIAS BIOLÓGICAS e INGENIERIA AMBIENTAL FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS, FÍSICAS Y NATURALES 2014
Prof. Titular:
Dra. María Luisa Pignata
Prof. Adjuntas:
Dra. Claudia M. González Dra. Hebe A. Carreras
Prof. Asistentes: Biol. Gustavo Gudiño Dr. Eduardo D. Wannaz Dr. Carlos Harguinteguy Dra. Judith H. Rodriguez Biol. Ana Carolina Mateos
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INDICE Programa Analítico
3-5
Bibliografía
6-8
Modalidad de cursado
9 -11
Cronograma
11 - 12
Guía de problemas: Introducción. Ramas de la Química. Generalidades del Método Científico
13 – 15
Serie Complementaria: Repaso de Estequiometría
17 – 20
Clase 1 Seminario: Gases.
21 – 26
Clase 2 Seminario: Disoluciones.
27 – 34
Clase 3 Práctico 1: Disoluciones: Material de laboratorio.
35 - 48.
Clase 4 Seminario: Equilibrio Químico I:
52 - 58
Clase 5 Práctico 2: Equilibrio Químico I. Parte experimental.
59 - 63
Clase 6 Seminario: Equilibrio Químico II. Equilibrio ácido base.
64 - 69
Clase 7 Práctico 3: Equilibrio II. Parte experimental.
70 - 72
Clase 8 Seminario: Equilibrio Químico III. Disoluciones reguladoras
73 - 76
Clase 9 Práctico 4 Equilibrio Químico III. Parte experimental.
77 - 78
Clase 10 Seminario: Equilibrio químico IV. Producto de Solubilidad
79 - 81
Clase 11 Práctico 5: Equilibrio Químico IV y Titulación. Parte experimental.
81 - 86
Problemas de aplicación de teóricos: Teoría Atómica
88
Estructura electrónica de los átomos
89 - 90
Tabla Periódica y Enlace Químico
90 - 92
Estructura molecular
92 - 94
Fuerzas intermoleculares de atracción – líquidos
94 - 96
Oxido-reducción
96 – 98
Termoquímica
98 – 100
Termodinámica
100 – 104
Cinética Química
104 – 107
Química Nuclear
107 – 108
Anexo Tabla 1. Potenciales redox de reducción en disoluciones ácidas. Tabla 2. Constantes de disociación en soluciones acuosas de algunos ácidos (Temperatura: 20-25 °C). Tabla 3. Constantes de disociación en soluciones acuosas de algunas bases. Tabla 4. Producto de solubilidad.
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QUIMICA GENERAL BIOLOGÍA, PROFESORADO EN CIENCIAS BIOLÓGICAS e INGENIERIA AMBIENTAL FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS, FÍSICAS Y NATURALES Programa Analítico - Año 2014 Objetivos: Adquirir una clara comprensión de los conceptos básicos de la química relacionando éstos con propiedades atómicas y moleculares. Comprender reacciones de la química inorgánica que son esenciales en sistema biológico Comprender mediante la resolución de problemas específicos las múltiples aplicaciones de la Química en los diversos campos de la carrera. Desarrollar pensamiento crítico.
Contenidos:
Tema 1: Estructura atómica. Partículas fundamentales. Número atómico y número másico. Pesos atómicos y su escala. Estabilidad del núcleo: energía de unión. Naturaleza dual del electrón. Radiación electromagnética. Átomo de Bohr. El átomo mecano cuántico. Números cuánticos. Orbitales atómicos. Estructura electrónica de los átomos. Representación de puntos de Lewis de los átomos.
Tema 2: La tabla periódica. Propiedades periódicas. Radios atómicos. Energía de ionización. Electronegatividad. Afinidad electrónica. Enlaces químicos: enlaces iónicos y covalentes. Configuración electrónica de los iones. Números de oxidación. Radios iónicos. Momento dipolar. Regla del octeto. Resonancia. Enlaces covalentes polares y no polares. Enlace covalente y estructura molecular. Teorías del enlace covalente. Hibridización. Compuestos con enlaces dobles. Compuestos con enlaces triples. Orbitales moleculares. Fuerzas intermoleculares de atracción.
Tema 3: Gases. Propiedades físicas de los gases. Medidas en gases. La composición de la atmósfera. Unidades de presión. Ley de Boyle. Temperatura absoluta. Ley de Charles- Gay Lussac. Temperatura y presión normales. Leyes combinadas de los gases. Gases ideales. Volúmenes de gases en reacciones químicas. Mezclas de gases. Ley de Dalton. Gases reales. Teoría cinético molecular. Difusión de los gases. Ley de Graham.
Tema 4: Líquidos. Viscosidad. Tensión superficial. Capilaridad. Evaporación. Presión de vapor. Puntos de ebullición. Solubilidad. Efecto de la temperatura sobre la solubilidad. Efecto
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de la presión sobre la solubilidad. Disoluciones. Tipos de disoluciones. Electrolitos. Velocidades de disolución. Concentración de las disoluciones: al tanto por ciento en peso y en volumen, molaridad y molalidad. Propiedades coligativas de las disoluciones. Coloides.
Tema 5: Ácidos y bases. Teoría de Bronsted-Lowry. Propiedades de ácidos y bases. Teoría de Lewis. Fuerza de ácidos binarios. Neutralización. Sales. Oxido reducción. Cálculo de los números de oxidación. Agentes oxidantes y reductores. Disoluciones de agentes oxidantes y reductores. Reacciones de óxido reducción en sistemas biológicos.
Tema 6: Equilibrio químico. Constante de equilibrio. Factores que afectan a los equilibrios. Presiones parciales y constante de equilibrio. Relación entre Kp y Kc. Equilibrios químicos en disoluciones acuosas. Ionización del agua. La escala de pH. Ácidos y bases débiles. Constantes de disociación Ka y Kb. Cálculo del pH en disoluciones de ácidos y bases débiles. Indicadores ácido-base. Valoraciones ácido-base. Propiedades ácido base de las sales. Hidrólisis. Efecto del ión común y disoluciones reguladoras. Equilibrios de solubilidad. Producto de solubilidad.
Tema 7: Termodinámica y termoquímica. Energía y entalpía. Reacciones endotérmicas y exotérmicas. Cambios de entalpía. Leyes de la termoquímica. Primer principio de la termodinámica. Entropía. Segundo principio de la termodinámica. Variación de la entropía. Energía libre. Relación entre ∆G, ∆H y ∆S. Espontaneidad de reacciones químicas. Relación entre ∆G y la constante de equilibrio.
Tema 8: Cinética química. Velocidades de reacción. Teoría de las colisiones. Teoría del estado de transición. Factores que afectan a las velocidades de reacción. Orden de reacción. Energía de activación. Catalizadores. Mecanismos de reacción. Expresión de la ley de velocidades. Vida media de un reactivo.
Tema 9: Química nuclear. Características de las reacciones nucleares. Desintegración radioactiva. Detección de radiaciones. Velocidades de desintegración y vida media. Usos de los radionúclidos: determinación de la edad y trazadores radioactivos. Fisión y fusión nuclear.
Tema 10: Metales y no metales. Metales alcalinos. Metales alcalino térreos. Los metales en sistemas biológicos. Antagonismo iónico. Metales de transición. Los metales de transición como catalizadores. Compuestos de coordinación. Compuestos de coordinación en moléculas biológicas. No metales. Halógenos. Oxígeno. Compuestos de oxígeno e hidrógeno. Combustión. Respiración. Ozono. Azufre. Nitrógeno. Ciclo del nitrógeno. Fósforo. Carbono.
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Silicio. Boro. Disponibilidad de elementos inorgánicos en la naturaleza. TRABAJOS PRÁCTICOS
Objetivos: Aplicar de manera gradual los conceptos adquiridos para la resolución de problemas. Interpretar correctamente las consignas planteadas en los problemas. Conocer el material de laboratorio y adquirir práctica en el manejo de metodologías comunes en un laboratorio químico. Adquirir autonomía en el manejo de procedimientos y técnicas relacionadas a la química experimental. Desarrollar experiencia en el análisis y evaluación de métodos, así como en el tratamiento de los resultados obtenidos a partir del trabajo de laboratorio.
Contenidos teóricos 1 - Gases (seminario). 2 - Disoluciones. Unidades de concentración. Preparación de distintos tipos de disoluciones acuosas (seminario y práctico). 3 - Material de laboratorio (práctico). 4 - Equilibrio químico I: Factores que afectan el estado de equilibrio (seminario y práctico). 5 - Equilibrio químico II: Equilibrio ácido base. Determinación de pH. Indicadores ácidobase. Hidrólisis (seminario y práctico) 6 - Equilibrio químico III: Disoluciones reguladoras o buffer (seminario y práctico). 7 - Equilibrio químico IV Equilibrios de solubilidad (práctico). 8 - Titulaciones ácido base (práctico).
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BIBLIOGRAFÍA BÁSICA
Al final de cada cita, se encuentra en negrita el código de cada libro para solicitarlo en la Biblioteca de la Facultad (Biblioteca Dr. Ricardo Tutti - Centro). Atkins, P.; Jones, L. Principios de Química. Los caminos del descubrimiento. 3.ed. Buenos Aires: Medica Panamericana, 2006. 992p. Brown, Theodore L. Química: la ciencia central. 5.ed.
México: Prentice-Hall
Hispanoamericana, 1993. 1.159 p. Brown, Theodore L. Química: la ciencia central. 7.ed. México: Prentice Hall ; Pearson, 1998 . 991 p. Brown, Theodore L. Química: la ciencia central. 9. ed. México: Pearson Educación, 2004. 1046 p. + CD 25 Chang, Raymond. Química .6.ed. México; Buenos Aires: McGraw-Hill, 1999. 995 p. Chang, Raymond. Química. 7.ed. México: McGraw-Hill, 2002. 1001 p. Chang, Raymond. Química. 9..ed. México: McGraw-Hill, 2007. 1062 p. Reboiras, M.D. Química. La ciencia básica. Thompson. 2006. 1233 pp. Whitten, Kenneth W. Química general. México: Interamericana, 1986. 893 p. Whitten, Kenneth W. Química general. 3.ed. México; Buenos Aires: 1992. 884 p. Whitten, Kenneth W. Química general. 5.ed. Madrid: McGraw-Hill, 1998. 1.121 p. American Chemical Society. QuimCom: química en la comunidad. 2.ed. México: Addison Wesley Longman , 1998 . 571 p. Atkins, Peter. Química: moléculas, materia, camb . 3. ed. Barcelon: Omega, 1998 .910 p. Barceló, José R. Diccionario terminológico de química. 2.ed. Madrid : Alhambra, 1976 . 774 p. Ceretti, Helena M. Experimentos en contextos. Química, manual de laboratorio Buenos Aires: Pearson Educación, 2000. 267 p. Cotton, F. Albert. Química inorgánica básica México: Limusa-Noriega, 1996. 656 p. Cotton, F. Albert. Química inorgánica avanzada 4.ed. México: Limusa, 1995. 1.670 p. Ebbing, Darrell D. Química general. 5. ed. México: McGraw-Hill, 1997. 1987 p. Ganuza Fernández, José Luis. Química: estequiometría, estructuras, termoquímica, equilibrios, química orgánica. Madrid: Mc Graw-Hill, 1995. 407 p. Leithe, Wolfgang. Química y la protección del medio ambiente. Madrid: Paraninfo, 1981. 159 p.
Masterton, William L. Química general superior. 6.ed. Madrid: Interamericana, 1992 . 746 p.
Mortimer, Charles E. Química. México: Grupo Editorial Iberoamericano, 1983-90. 768 p.
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Muhana, Julio. Moderna química básica universitaria. Córdoba: Universidad Nacional, 1984. Petrucci, Ralph H. Química general: principios y aplicaciones modernas. 7.ed. Madrid: Prentrice Hall, 1999. 1.088 p. Quiñoá, Emilio. Nomenclatura y formulación de los compuestos inorgánicos: una guía de estudio y autoevaluación Madrid: McGraw-Hill, 1996. 133 p. Rayner-Canham, Geoff. Química inorgánica descriptiva. 2.ed. México: Pearson Educación, 2000 . 595 p. Rodgers, Glen E. Química inorgánica Madrid: McGraw-Hill, 1995. 663 p. Rosenberg, Jerome L. Química general. 7.ed. México: McGraw-Hill, 1996. 422 p. Valenzuela Calahorro, Cristóbal. Introducción a la química inorgánica.Madrid: McGrawHill, 1999. 706 p. Umland, Jean B.. Química general. 3. ed. México: International Thomson, 2000. 1016 p. BIBLIOGRAFÍA CON EJERCICIOS PRÁCTICOS
Douglas, Bodie Problemas de química inorgánica. Madrid: Paraninfo, 1991. 354 p.
Rosenberg, Jerome L. Teoría y problemas de química general. 2.ed. México: McGrawHill, 1982 . 317 p.
Schaum, Daniel. Teoría y problemas de química general. México: McGraw-Hill, 1976. 246 p.
Sienko, Michel J. Problemas de química. Barcelona: Reverté Venezolana, 1976. 380 p.
Teijón, J. M. Química en problemas. 2.ed. México: Alfaomega, 2000. 479 p.
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MODALIDAD DE CURSADO
Las actividades propuestas para la parte práctica de Química General contemplan el cursado de Seminarios y Trabajos Prácticos. Durante los Seminarios se realizará una presentación del tema teórico, se plantearán y discutirán las dudas. Posteriormente se resolverán algunos problemas de aplicación y se discutirán los resultados en una puesta en común. Es necesario conocer en profundidad el tema teórico y resolver por lo menos los problemas señalados como esenciales en cada uno de los seminarios. Durante los Trabajos Prácticos se realizará una presentación teórica del tema, discutiendo las bases conceptuales. Posteriormente se desarrollará el trabajo práctico según lo indicado en la guía y finalmente se evaluará en forma oral o escrita alguno de los aspectos vistos en el mismo. Antes de cada trabajo práctico, deberá leerse cuidadosamente el procedimiento, analizando cada paso a seguir, sus fundamentos y el material a emplear, cuyas características y manejo figuran en la bibliografía citada. Todos los cálculos, resolución de problemas, material bibliográfico consultado y deducciones que se realicen durante las experiencias, deberán anotarse en un cuaderno o carpeta de laboratorio, junto con las observaciones y datos que surjan en el trabajo práctico.
Requisitos para realizar los Seminarios y Trabajos Prácticos Para asistir a los Seminarios y Trabajos Prácticos se deberán traer resueltos los ejercicios y problemas correspondientes a cada uno de ellos. NO SE PERMITIRÁN CAMBIOS DE ALUMNOS DE UNA COMISIÓN A OTRA, salvo por razones justificadas. Los Seminarios y/o Trabajos Prácticos que coincidan con un día feriado, deberán recuperarse en las otras comisiones de esa misma semana. Para Trabajos Prácticos es obligatorio el uso de guardapolvo y de anteojos de protección. Durante los Trabajos Prácticos deberán cumplirse todas las normas de seguridad que se indiquen, sobre todo en lo referente al manejo de sustancias químicas (ver hojas de seguridad al final de esta guía). Además se deberá controlar el buen funcionamiento y limpieza del material a utilizar. Una vez concluido el Seminario o Trabajo Práctico, deberán dejarse las mesadas y el material limpio y ordenado.
Regularización de la Asignatura Deberá asistir al 80% de seminarios y prácticos, sólo se pueden tener 2 faltas injustificadas. Se podrán recuperar clases por razones de salud, presentando certificado
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médico otorgado por BIENESTAR ESTUDIANTIL exclusivamente.
Parcial de regularidad. Se tomará un parcial de regularidad en los que se evaluará contenidos conceptuales y procedimentales desarrollados en los seminarios y las clases prácticas de laboratorio. El alumno deberá obtener un mínimo de 6 puntos para alcanzar la regularidad. En caso de no alcanzar el mínimo (o tener una inasistencia justificada), se podrá recuperar el parcial. PARA LOS PARCIALES Y/O EXÁMENES LOS ALUMNOS DEBERÁN PRESENTARSE CON LIBRETA ESTUDIANTIL.
El alumno que asistió al 80% de las clases prácticas (seminarios y prácticos de laboratorio) y obtuvo 6 o más puntos en el parcial de regularidad alcanza la REGULARIDAD de la asignatura. Aquellos que no cumplan con alguno de estos requisitos quedan bajo la condición de alumnos LIBRES.
La condición de alumno REGULAR debe constar en la libreta estudiantil. Para ello, se fijarán dos días (a convenir) entre la finalización de los Trabajos Prácticos y el primer turno de examen para la firma de la regularidad en la libreta.
Régimen de Examen Opcional Los requisitos para optar por el régimen de examen opcional (sin examen final) al concluir el período de cursado de la materia comprenden:
Regularización de los Seminarios y Trabajos Prácticos con un mínimo de 7 puntos según lo anteriormente expuesto.
Realizar el examen opcional y obtener una nota de 7 puntos o mayor. En este examen se evaluarán todos los aspectos de la materia.
Aquellos que obtuvieron 7 puntos o más en el examen opcional, deberán anotarse en alguno de los turnos de examen que estipula la Facultad (Febrero-Marzo, Julio, Septiembre y Diciembre) para que la nota sea pasada a las ACTAS DE EXAMEN.
Examen Final de la Asignatura
Los alumnos en condición de REGULAR y de LIBRES pueden rendir el Examen Final en cualquiera de los turnos de examen (previa inscripción en Despacho de Alumnos), para lo que deberán presentarse con Libreta Estudiantil.
Aquellos que se presenten al Examen en condición de alumnos LIBRES deberán rendir en una primera instancia una EVALUACIÓN PRÁCTICA relacionada con los contenidos conceptuales y procedimentales trabajados durante los seminarios y trabajos prácticos de laboratorio. Una vez aprobada esta instancia con un mínimo de seis puntos, accederán a rendir el Examen Final de la materia.
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El Examen Final de la materia se aprueba con un mínimo de 4 (cuatro) puntos. La calificación constará en las actas de examen para todos los alumnos que rindieron (aprobados y no aprobados), mientras que en la libreta estudiantil sólo se colocará para aquellos que lo aprobaron.
Los alumnos LIBRES que habiendo pasado la Evaluación Práctica no aprobaran el Examen Final de la materia siguen bajo la condición de LIBRES. Esto implica que deberán rendir de nuevo la Evaluación Práctica en otro turno de examen previamente al Examen Final.
HORARIOS DE ACTIVIDADES Teóricos: Días Martes y Jueves en dos turnos Horario Turno I: de 12:00 a 14:00 hs Horario Turno II: de 15:00 a 17:00 hs Lugar: ANF III. Edificio Centro.
Seminarios y Trabajos Prácticos: GRUPOS 1 y 6: Lunes de 10 a 13:30 hs GRUPOS 2 y 7: Lunes de 14 a 17:30 hs GRUPOS 4 y 9: Miércoles de 10 a 13.30 hs GRUPOS 3 y 8: Miércoles de 16:45 a 20:15 hs GRUPO 11: Jueves de 17:30 a 21 hs GRUPOS 5 y 10: Viernes de 10 a 13:30 hs Lugar: Laboratorio 13. Edificio Ciudad Universitaria. AULA VIRTUAL En el sitio correspondiente al Laboratorio de Educación Virtual (LEV) de la Facultad de Ciencias Exactas, Físicas y Naturales se encuentra alojada nuestra Aula Virtual “Química General (Ciencias Biológicas)”. Allí se encuentra toda la información necesaria para el cursado de la asignatura, tales como el programa, la guía de Trabajos Prácticos, presentaciones de algunos temas, etc. Además, allí podrán informarse de las novedades, horarios de clases, parciales, notas, etc. Para acceder a este sitio deben registrarse ingresando aquí: http://lev.efn.uncor.edu/
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NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD La actividad el laboratorio implica un cierto riesgo, se requiere un cierto orden y precisión en la realización de cualquier trabajo experimental. Es necesario por tanto cumplir ciertas normas de funcionamiento en el laboratorio.
1. Usa el delantal en todo momento para proteger la piel del cuerpo y su propia ropa. Si el delantal es salpicado por productos químicos, sacarlo inmediatamente y lavarlo antes de usarlo de nuevo. 2. Es obligatorio el uso de anteojos de protección transparentes y calzado de seguridad. 3. Familiarízate con los elementos de seguridad del laboratorio (extintores, lavaojos, duchas, salidas, etc.). 4. Lee el práctico que vas a realizar, previamente. Una vez en el laboratorio, antes de comenzar comprueba que tienes todo lo que te hace falta, no toques nada que no corresponda a esa experiencia. Cuando comprendas lo que hay que hacer empieza a trabajar, no antes. 5. Lee las hojas de seguridad (MSDS) de cada una de las sustancias a emplear. No olvides leer las etiquetas de seguridad de reactivos y aparatos. 6. Las prendas personales, las mochilas y los libros no deben dejarse sobre las mesadas de laboratorio. Ellos pueden estropearse con los reactivos y quitan espacio para trabajar. 7. Solicita el material que te falte al profesor. No lo busques por tu cuenta. Ten muy presente los símbolos y advertencias que aparecen en los frascos de reactivos químicos. 8. Cuidado con los aparatos eléctricos. Ten las manos limpias y secas. No manipules aparatos eléctricos con las manos mojadas. 9. Cuidado con los líquidos, no los derrames. Los ácidos y bases deben manejarse con especial precaución y mucho cuidado. 10. Cuando calientes un tubo de ensayo hazlo por la parte superior del líquido, nunca por el fondo para evitar proyecciones y no orientes la boca del tubo hacia ninguna persona. 11. Evita respirar gases desconocidos (el profesor te indicará como se huelen las sustancias) y no pruebes ninguna sustancia. 12. Los reactivos no utilizados no los devuelvas al frasco, contaminarías todo el contenido. Usa solo lo que te haga falta. 13. Los materiales sólidos inservibles: papel de filtro, vidrios rotos, reactivos insolubles... no los arrojes a la pileta, deposítalos en el recipiente que a tal fin exista en el laboratorio. Si arrojas líquidos en la pileta deja correr el agua. No eches ácidos concentrados ni líquidos corrosivos.
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14. Los materiales de vidrio que contienen soluciones que se han calentado se deben manipular con pinzas. Cuidado con las sustancias inflamables (lo indica en el frasco). 15. Al finalizar el práctico comprueba que todo el material ha quedado limpio y en orden, los aparatos desconectados. Cierra las llaves del agua y de gas si has usado mecheros. 16. Lava tus manos antes de salir del laboratorio. Protección de los ojos
Utiliza las gafas de seguridad.
No uses lentes de contacto.
Vestimenta
Lleva guantes, guardapolvo, calzado de seguridad y gafas de protección.
Manipulación del vidrio
Protege tus manos al introducir los tubos de vidrio en los tapones.
Atención: el vidrio caliente no se distingue del frío.
No uses vidrio agrietado.
Productos químicos
No utilices ningún frasco de reactivos al que le falte la etiqueta.
No huelas, inhales, pruebes o toques los productos químicos.
No pipetees nunca con la boca.
Utiliza las campanas extractoras para manipular productos volátiles.
Ponte guantes y lávate las manos a menudo, si usas productos tóxicos o corrosivos.
No acerques envases de reactivos a una llama.
No calientes en el mechero líquidos inflamables.
Eliminación de residuos
Deposita en contenedores especiales y debidamente señalizados: el vidrio roto y los reactivos tóxicos, nocivos o dañinos para el medio ambiente. En ningún caso se arrojarán residuos sólidos a las piletas.
En caso de accidente, avisa inmediatamente al profesor.
PICTOGRAMAS DE PELIGROSIDAD
En las etiquetas de algunos reactivos pueden encontrarse 1 ó 2 de los pictogramas mostrados a continuación. Estos símbolos muestran, gráficamente, el nivel de peligrosidad de la sustancia etiquetada
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E Explosivo
F Fácilmente inflamable
F+ Extremadamente inflamable
Las sustancias que incluso en ausencia de oxígeno del aire, puedan reaccionar de forma exotérmica con rápida formación de gases y que, en condiciones de ensayo determinadas, detonan, deflagran rápidamente o, bajo el efecto del calor, en caso de confinamiento parcial, explotan. Identifica a aquellas sustancias que se inflaman por un contacto breve con una fuente de ignición y después de haberse separado de dicha fuente de ignición continúan quemándose.
Identifica a aquellas sustancias que a temperatura ambiente y en contacto con el aire arden espontáneamente.
L
Las sustancias y preparados que, en contacto con tejidos vivos, puedan ejercer una acción destructiva de los mismo
T
La sustancias y preparados que, por inhalación, ingestión o penetración cutánea en pequeñas cantidades puedan provocar efectos agudos o crónicos, o incluso la muerte.
Tóxico
T+ Muy Tóxico
O Comburente
Xn Nocivo
Xi Irritante
N Peligro para el medio ambiente
Las sustancias y preparados que, por inhalación, ingestión o penetración cutánea en muy pequeña cantidad puedan provocar efectos agudos o crónicos o incluso la muerte.
Las sustancias y preparados que, en contacto con otras sustancias, en especial con sustancias inflamables, produzcan una reacción fuertemente exotérmica.
Las sustancias y preparados que, por inhalación, ingestión o penetración cutánea puedan provocar efectos agudos o crónicos, o incluso la muerte.
Las sustancias y preparados no corrosivos que, por contacto breve, prolongado o repetido con la piel o las mucosas puedan provocar una reacción inflamatoria.
Las sustancias o preparados que, en caso de contacto con el medio ambiente, presenten o puedan presentar un peligro inmediato o futuro para uno o más componentes del medio ambiente.
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Ficha personal (Entregar el primer día de clases) Foto carnet Nombre:………………………………………………………….. DNI:……………………………………………………………….. Edad:……………………………………………………………… Domicilio:……………………………………………………………………………………………. TE:……………………………………………………………………………………………………. Grupo sanguíneo:………………………………………………………………………………….. Toma alguna medicación?.................................................Cual?.................................................. Padece alguna enfermedad?........................................................................................................ Alergias?........................................................................................................................................ En caso de emergencia avisar a:………………………………………TE………………………
Declaro haber leído la presente normativa de seguridad en el laboratorio y me comprometo a seguir las indicaciones que en ella se detallan acerca del comportamiento y trabajo durante los Trabajos Prácticos de laboratorio de Química General.
Fecha: Firma Aclaración DNI
PROBLEMAS DE TP GUÍA DE PROBLEMAS QUIMICA GENERAL (CIENCIAS BIOLÓGICAS)
La resolución de problemas es un aspecto necesario para el aprendizaje de la Química por dos razones: orienta su estudio en la dirección adecuada y luego de estudiar un tema determinado indica si el mismo se ha comprendido o no.
Se debe tratar de resolver todos los problemas y en caso de no lograrlo, solicitar ayuda al docente. En la Serie Complementaria se presentan problemas sencillos que sirven como entrenamiento para escribir fórmulas, nombres de compuestos y reacciones. En las demás Series, los problemas se presentan en orden creciente de complejidad. Los últimos de cada Serie requieren el conocimiento profundo del tema y pondrán a prueba su capacidad para aplicar lo aprendido. Además, en cada serie están indicados con negrita aquellos problemas que el alumno debe ser capaz de resolver si tiene una base conceptual clara del tema.
Es importante que cada ejercicio sea leído con detenimiento y que se haya estudiado previamente la parte teórica sobre la cual se va a trabajar, solo así se cumplirán los objetivos previstos para el presente curso.
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PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 1
SEMINARIO: GASES OBJETIVOS
Comprender el papel que cumplen las funciones de estado en el comportamiento de los
gases.
Interpretar conceptual, procedimental y gráficamente los diferentes cambios que
experimenta un sistema gaseoso de acuerdo con las funciones de estado.
CONCEPTOS BASICOS Unidades derivadas del Sistema SI Área Volumen Densidad Fuerza Presión Energía
m2 m3 kg/m3 N= Kg . m/s2 Pa= N/m2 J= Kg . m2/s2
metro cuadrado metro cúbico kilogramo por metro cúbico newton pascal joule
Unidades comunes de volumen 1 litro (l)
= 1 decímetro cúbico (dm3)
= 1000 centímetros cúbicos (cm3)
= 0.001 metro cúbico (m3) 1 mililitro (ml)
= 1 centímetro cúbico
= 0.001 litro
Unidades comunes de fuerza* y presión 1 atmósfera (atm) = 760 milímetros de mercurio (mm Hg) = 760 torr = 1.013 x 105 pascales (Pa) = 1 bar 1 torricelli (tor) 1 bar 1 Pa
= 1 mm Hg = 105 Pa = 1kg/m. s2 1 N/ m2
*Fuerza: 1 newton (N) =1kg/m. s2
Unidades comunes de masa y peso 1 gramo (g) = 10 decigramos = 100 centigramos = 1000 miligramos (mg) Unidades comunes de energía 1J
= 1 kg m2/ s2
=1Nm
= 4.18 cal
1kJ = 1000 J
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PROBLEMAS DE TP Unidades comunes de temperatura Cero absoluto
= - 273.15°C
K (kelvin)
= °C + 273.15°
Gases Relación entre presión y volumen a temperatura constante. (Ley de Boyle): A Temperatura y n constates: P1 x V1 = P2 x V2 Relación entre volumen y temperatura a presión constante. (Ley de Guy-Lussac): A Presión y n constantes: V1 / T1 = V2 / T2 Relación entre presión, volumen y temperatura (n constante). (P1 x V1) / T1 = (P2 x V2) / T2 Constante de los gases:
R = 0.08205 atm x l / mol x K
Ecuación del gas ideal:
PV=nRT
Para calcular la densidad o la masa molar:
(P
Ecuación de van der Waals:
δ= P M / RT +
an2 V2
) (V
– nb) = nRT
Ecuación para calcular la velocidad de difusión de un gas: Velocidad de difusión del gas A / velocidad de difusión del gas B = Raíz cuadrada del PM del gas B / el PM del gas A CSPT: (Condiciones estándares de presión y temperatura). Temperatura:
273 K = 0 °C
Presión:
1 atm = 760 mmHg = 101.325 Pa (Pascales)
CNPT: (Condiciones normales de presión y temperatura). Temperatura: Presión:
298 K = 25 °C 1 atm = 760 mmHg = 101.325 Pa (Pascales)
Resumen de las relaciones entre variables que definen el estado gaseoso (tomado de Ebbing, Darrell D. “Química General”)
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PROBLEMAS DE TP 1. A 25°C y 1 atm, varios elementos y compuestos moleculares existen en forma de gases. Los compuestos iónicos son sólidos en estas condiciones. 2. Los gases ocupan el volumen del recipiente que los contiene, ejercen presión porque sus moléculas se mueven libremente y chocan contra la superficie con la que hacen contacto. Las unidades de presión de los gases incluyen milímetros de mercurio (mmHg), torr, pascales (Pa) y atmósferas. Una atmósfera es igual a 760 mmHg, ó 760 torr. 3. Las relaciones entre presión y volumen de los gases ideales están gobernadas por la ley de Boyle: el volumen es inversamente proporcional a la presión (a T y n constantes). 4. Las relaciones de temperatura-volumen de los gases ideales se describen por la ley de Charles y Gay-Lussac: el volumen es directamente proporcional a la temperatura (a P y n constantes). 5. El cero absoluto (-273.15°C) es la menor temperatura teóricamente obtenible. La escala de temperatura Kelvin toma como 0 K (-273.15°C) el cero absoluto. En todos los cálculos de las leyes de los gases, la temperatura se debe expresar en kelvin. 6. Las relaciones de cantidad y volumen de los gases ideales se describen por la ley de Avogadro: volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas (a la misma T y P). 7. La ecuación del gas ideal, PV = nRT, combina las leyes de Boyle, Charles y Avogadro. Esta ecuación describe el comportamiento del gas ideal. 8. La ley de Dalton de las presiones parciales establece que, en una mezcla de gases, cada gas ejerce igual presión que la que ejerciera si estuviese solo y ocupase el mismo volumen. 9. La teoría cinético molecular, describe el comportamiento de las moléculas de los gases, se basa en las siguientes suposiciones: las moléculas de los gases están separadas por distancias más grandes que las de sus propias dimensiones, poseen masa pero su volumen es despreciable, están en constante movimiento y con frecuencia chocan entre sí. Las moléculas no se atraen ni se repelen entre sí. 10. La difusión de los gases demuestra el movimiento molecular aleatorio. 11. La ecuación de van der Waals es una modificación de la ecuación del gas ideal que toma en cuenta el comportamiento no ideal de los gases reales. Hace correcciones (con factores que corrigen P y T) considerando que las moléculas de un gas real sí ejercen fuerzas entre ellas y que además tienen volumen. Las constantes de van der Waals se determinan experimentalmente para cada gas.
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PROBLEMAS DE TP EJERCICIOS Mediante la resolución correcta de los problemas 1, 2, 5, 7, 9, 12 y 13 se adquirirán los contenidos mínimos para la comprensión del tema, lo cual permitirá resolver el/los problema(s) que se verán en el seminario. 1) a) Calcule el volumen que ocupa una masa de gas a 900 torr sabiendo que a 520 torr ocupa un volumen de 357,5 cm3, manteniendo la temperatura constante. b) Realice un gráfico en eje de coordenadas. R: 206,56 cm3 2) Calcule el volumen que ocuparía a 50ºC una masa de gas que a 0ºC tiene un volumen de 168.10 cm3, si la presión se mantiene constante. Realice un gráfico en ejes de coordenadas cartesianos. R: 199 cm3
3) Indique qué relación guarda el volumen final con respecto del inicial de una dada masa de gas, si: a) Se aumenta la presión de 1 atm a 2 atm, a 25ºC. b) Se disminuye su temperatura de 300 K a 100 K, a 1 atm de presión. c) Se aumenta su T de 200 K a 300 K, aumentando simultáneamente su presión de 2 atm a 3 atm.
4) La respiración es la función fisiológica por la cual la célula oxida sustancias con la consiguiente liberación de energía, la cual es utilizada para efectuar distintos trabajos metabólicos según el tipo de organismo. La oxidación puede ser completa, para lo cual necesita oxígeno libre (respiración aeróbica) o bien incompleta en ausencia de oxígeno libre (respiración anaeróbica). De acuerdo a las reacciones que la representan: 1-
C6H12O6 (s) + 6O2 (g)
========
6CO2 (g)
+ 6H2O (l)
2-
C6H12O6 (s)
========
2CO2 (g) + 2C2H5OH (l)
a) ¿En cuál de los casos el barómetro no muestra cambios? b) Por cada 180 g de glucosa oxidada, ¿qué volumen de dióxido de carbono se obtiene en condiciones normales en cada uno de los casos? R: a) 1; b) 134,4 l y 44,8 l 5) Calcule la densidad en condiciones estándares, de un gas cuya densidad a 463,5 torr y 99,5ºC es de 0,00306 g.cm-3. R: 6,83 g.dm-3 19
PROBLEMAS DE TP
6) Calcule el peso molecular de un gas cuyo volumen es de 100 ml a 25 ºC y 1,5 atm de presión, siendo su masa de 0,392 g. R: 63,93 7) Se vaporiza una masa de 1,225 g de un líquido volátil, dando 400 ml de vapor cuando se mide sobre agua a 30ºC y 770 mm Hg. La presión de vapor de agua a 30ºC es 32 mm Hg. ¿Cuál es el P.M. de la sustancia? R: 78,44
8) El neumático de una bicicleta contiene un volumen de aire de 11 litros, medidos a 3 atm y 27ºC. Después de una carrera, la temperatura es de 50ºC. Suponiendo el volumen invariable, a) ¿Qué presión habrá en el interior? b) ¿Qué presión habrá si la carrera se realiza sobre la nieve (0 ºC)? c) ¿Cuántos moles de gases contiene el neumático de la bicicleta? R: a) 3,23 atm; b) 2,73 atm; c) 1,34 mol 9) Calcule la presión parcial de cada gas y la presión total cuando se mezclan dentro de un recipiente de 10,0 dm3; 2,0 dm3 de hidrógeno y 3,0 dm3 de nitrógeno, medidos en condiciones estándares de presión y temperatura. R: H2 0,20 atm; N2 0,30 atm; PT 0,50 atm 10) Un balón de dos litros de capacidad que contiene N 2 a 2 atm de presión y 25ºC es conectado mediante una llave a otro balón de 5 l de capacidad que contiene CO 2 a 5 atm de presión y 25ºC. Una vez mezclados los gases, calcule: a) la presión total del sistema; b) las presiones parciales de cada uno de los gases; c) las fracciones molares de cada gas R: a) 4,12 atm; b) N2 0,56 atm y CO2 3,56 atm; c) N2: 0,14 y CO2: 0,86. 11) Una muestra de nitrógeno se difunde a través de una membrana a la velocidad de 2,65 ml min-1. ¿A qué velocidad se difundirá el NF 3 a través de la misma membrana y en las mismas condiciones? R: 1,67 ml.min-1
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PROBLEMAS DE TP
12) Dos moles de un gas ideal realizan las transformaciones indicadas en el siguiente gráfico. A- Complete la siguiente tabla. B- Represente las transformaciones en un gráfico P-V y V-T.
T (K)
1 2 5
3
4
P (atm)
Estados 1 P (atm)
10
V (l)
6
2
3 20
4
5
| 1,5
T (K)
137
13) Calcule la presión que ejercen 79,2 kg de dióxido de carbono a 80ºC, contenidos dentro de un tanque de 0,400 m3, sabiendo que tiene comportamiento real. a= 3,592 atm(dm3)2 mol-2; b= 0,04267 dm3 mol-1 R: 88,47 atm. 14) Dadas las siguientes transformaciones, represéntelas en un diagrama de coordenadas V=f(T) y T=f(P). V(l)
1
2
5 3 4
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P(atm)
PROBLEMAS DE TP
DESARROLLO EXPERIMENTAL Experiencia N1 Objetivo: Comprobar experimentalmente la ley de Boyle La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle): PV = k donde k es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes. Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante
para poder
hacer uso de la ley: si consideramos las dos condiciones diferentes debido a variaciones en la P o el V siendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación: P1V1 = P2 V2 Procedimiento Colocar en un recipiente un globo conteniendo un volumen de aire o un recipiente de material expandible para permitir la variación del volumen cuando el mismo sea sometido a una disminución de presión por la acción del vacío a temperatura constante. Prediga el resultado de la experiencia: Con la disminución de la presión el volumen del gas………………………….
Experiencia Nº 2: Objetivo: Comprobar experimentalmente la ley de Charles La Ley de Charles y Gay-Lussac (o Ley de Charles) V / T = k donde k es constante si la presión y la masa del gas permanecen constantes. Cuando aumenta la temperatura, el volumen de una gas aumenta y viceversa, siendo la presión y la cuando la presión se mantiene constante al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. No es necesario conocer el valor exacto de la constante k para su aplicación si: dos condiciones son diferentes debido a variación en la T o el V siendo constante la cantidad de gas y la P, deberá cumplirse la relación V1 / T1 = V2 / T2 Procedimiento Colocar un globo en la boca de un erlenmeyer para observar la variación de volumen por efecto del aumento de temperatura (baño de agua caliente) o disminución de la misma (baño de hielo) a presión constante (atmosférica). Prediga el resultado de la experiencia: Cuando aumente la temperatura del sistema el volumen del gas …….…………. …… Cuando disminuya la temperatura del sistema el volumen del gas……………………….
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PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 2
SEMINARIO: DISOLUCIONES OBJETIVOS:
Comprender el concepto de disolución y las unidades de expresión.
Relacionar las distintas propiedades de una solución (densidad, molaridad, pureza, % P/P,
% P/V, % V/V) y sus cambios en procesos de dilución. CONCEPTOS BASICOS Disolución: Es una mezcla homogénea de sustancias puras. Las disoluciones verdaderas constan de un disolvente y uno o varios solutos. Disolvente es el medio en el que están disueltos los solutos, siendo arbitrariamente denominado como tal el componente que se encuentra en mayor proporción. Soluto es la/s sustancia pura disuelta en el disolvente. Las disoluciones pueden presentar diferentes combinaciones entre sólidos, líquidos o gases como soluto o disolvente.
Concentración: Es la cantidad de soluto disuelto en una cantidad específica de disolución, es decir la relación existente entre soluto y solvente. Existen diferentes unidades para expresar la concentración de una disolución. En los trabajos prácticos utilizaremos tanto por ciento o porcentuales (%) y molaridad (M). Tanto por ciento: La concentración de la disolución se expresa en peso o volumen de soluto por 100 unidades de peso o volumen de disolución (soluto/s más disolvente), por lo cual pueden expresarse como % P/P; P/V; V/V; etc. Molaridad: La concentración de la disolución se expresa en número de moles (soluto) por litro de disolución (soluto/s más disolvente), debe tenerse muy en cuenta que la unidad de volumen es 1 L (1000 ml) de disolución y se expresa como M. 1 M (molar) = 1000 mM (milimolar) = 1 x 103 mM 1 M (molar) = 1000000 M (micromolar) = 1 x 106 M 1 M (molar) = 1000000000 nM (nanomolar) = 1 x 10 9 nM 1 M (molar ) = 1000000000000 picoM (picomolar) = 1 x 10 12 1 M (molar ) = 1000000000000 femtoM (femtomolar) = 1 x 10 15 Dilución: Procedimiento que permite disminuir la concentración de una solución (disminuye la cantidad de soluto en la disolución) mediante el agregado de disolvente al volumen de
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PROBLEMAS DE TP disolución existente o bien tomando una alícuota (porción exacta) de una disolución y llevándola a un volumen mayor por el agregado de disolvente. Por ejemplo para diluir 10 veces la concentración de una solución 0,5 M, se podría agregar 9 volúmenes iguales al que tiene la solución inicial, o bien, tomar una alícuota de la solución inicial y llevarla a un volumen final 10 veces mayor que el de dicha alícuota por agregado de 9 partes iguales a la misma. En ambos casos los moles presentes en el volumen de partida inicial (total de la disolución o alícuota) finalmente estarán en un volumen 10 veces mayor que el inicial y la molaridad habrá disminuido, siendo ahora 0,05 M.
Valoración o titulación: Es el procedimiento mediante el cual es posible conocer con exactitud la concentración de una disolución. Uno de los métodos más comunes para valorar disoluciones se basa en reacciones de neutralización. Es posible determinar el título (concentración exacta) de una disolución mediante la reacción (neutralización) de ésta con una disolución de concentración conocida (patrón secundario) o de una cantidad exacta de sustancia (patrón primario). Es importante destacar que si se trata de una reacción es indispensable considerar la estequiometría de la misma para realizar los cálculos correctamente.
Es importante recordar que: Los ácidos inorgánicos existen como tales en disoluciones acuosas con diferentes grados de pureza, por lo cual para preparar soluciones es necesario tomar volúmenes de soluciones concentradas de los mismos, denominadas generalmente “comerciales”. Volumen molar en condiciones normales de presión y temperatura (CNPyT), es inherente sólo a las sustancias gaseosas, pero no es posible aplicarlo a disoluciones sólidas o líquidas.
EJERCICIOS Mediante la resolución correcta de los problemas presentes en esta guía se adquirirán los contenidos mínimos para la comprensión del tema, lo cual permitirá resolver el/los problemas que se verán en el seminario correspondiente. 1) ¿Cuántos gramos y miligramos de cada sustancia hay en…? a) 0,5 mol de Ba(OH)2. b) 3 moles de NaOH. c) n moles de H2SO4.
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PROBLEMAS DE TP R: a) 85,66 g; 85665 mg b) 120 g; 120000 mg c) n x 98 g; n x 98000 mg. 2) Se tiene un mol de NaOH en un litro de disolución. ¿Qué molaridad tiene dicha solución? ¿Cuántos moles en 1,0 l de dicha solución, cuántos en medio litro y cuántos en cuarto litro? R: 1 l = 1 mol; 0,5 l = 0,5 mol; 0,250 l = 0,25 mol
3) ¿Cómo se pueden preparar 500 ml de una solución de NaCl 1 M, partiendo de NaCl puro, agua destilada y un matraz aforado de 500 ml? Indique justificando su respuesta, cuál de estas afirmaciones es correcta: a) Pesar 29,25 g de NaCl y completar hasta 500 ml con agua destilada. b) Pesar 29,25 g de NaCl y agregar 500 ml de agua destilada. R: a) correcta
4) a) Calcular los gramos de soluto requeridos para preparar un litro de Mg(OH) 2 0,2M. b) ¿Cómo puede prepararse con esta solución 0,5 l de solución de Mg(OH) 2 0,1M? c) ¿Cómo podría preparar 100 ml de una solución 10 veces más diluida que la primera? R: a) 11,6 g; b) 250 ml de la primer sol. c) 10 ml de la disol. a se llevan a 100 ml finales. 5) a) Determinar el volumen de solución 0,01 M de Ba(NO3)2 que puede prepararse con 5 g de soluto. b) Si diluye esta solución cinco veces, ¿qué molaridad tendrá la misma? R: a) 1913,22 ml; b) 0,002 M 6) Se tiene una solución de H2SO4 cuya densidad es de 1,445 g/ml y posee una concentración de 35% P/P. Calcule Molaridad (M) y mmolaridad (mM). Equivalencia:1 mol = 1000 mmoles) R: 5,16 M; 5.160 mM; 5.160.000 M.
7) Una solución de CaBr2 contiene 66,7 g de soluto en 100 g de agua (densidad de la solución: 1,42 g/ml). Calcule Molaridad de la solución. R: 2,84 M 8) a) ¿Cómo (se pide el procedimiento además de los cálculos) prepararía 100 ml de solución de cloruro de calcio al 5% P/V a partir de una solución 2 M de la misma sal? b) ¿Cuántos moles de calcio y de cloruro hay en dicho volumen de solución? R: a) 22,52 ml de sol. 2 M; 0,045 moles de Ca +2 y 0,09 moles de Cl-1 9) a) ¿Cuántos ml de H3PO4 de concentración 40% P/P y densidad 1,25 g/ml son necesarios para preparar 500 ml de solución 0,3 M? b) ¿Qué volumen de agua debe agregar a 5 ml de la solución anterior (suponiendo volúmenes 25
PROBLEMAS DE TP aditivos) para preparar una solución 0,001 M? ¿Cuántas diluciones realizó? R: a) 29,40 ml; b) 1495 ml; 300 dil. 10) El yodo es un elemento fisiológicamente importante en vegetales, pero no se sabe si es esencial. Se ha demostrado un efecto benéfico adicionando de 0,025 a 0,2 ppm (partes por millón: mg / l) de yodo a los mismos, pero es muy tóxico a concentraciones de 1 ppm. a) ¿Cuáles son las concentraciones molares de esas soluciones? b) ¿Cuántos mg de droga sólida se necesitan para preparar 10 l de solución de concentración igual a 0,2 ppm? R: a) 9,8 x 10-8; 7,8 x 10-7; b) 2 mg 11) ¿Cómo prepararía 250 ml de solución 5 M de ácido sulfúrico partiendo de 50 ml de una solución del mismo ácido de densidad d = 1,71 g/ml y 79% P/P de concentración, agregando la cantidad necesaria de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/ml y concentración 98% P/P y enrasando a volumen con agua destilada? R: la primer sol. aporta 0,68 moles en los 50 ml a la que debe agregarse 30,97 ml (0,57 moles) de la segunda sol.
12) A partir de 50,00 ml de una solución de ácido sulfúrico se prepararon 0,300 g de sulfato de bario, ¿cuál es la molaridad del ácido? R: 0,025 M 13) 50 ml de una disolución de NaOH requieren 27,8 ml de ácido H2SO4 0,10 M para su valoración. ¿Cuál es su molaridad? ¿Cuántos mg de NaOH hay en cada ml? R: 0,1112 M; 4,48 x 10-3 g (4,448 mg)
14) Se neutralizan 50 ml de una solución de KOH y en la titulación se gastaron 100 ml de una solución de ácido HCl 0,1 M. ¿Cuál es la concentración de la solución de KOH? R: 0,2 M
15) Una muestra de 75 ml de jugo gástrico tiene una concentración de 0,17 M de ac. clorhídrico (representado por H+). Calcular el peso de bicarbonato de sodio (NaHCO 3: representado por HCO3-) necesario para neutralizar exactamente esta cantidad de ácido, según la siguiente reacción: H+ + HCO3- =======
H2O + CO2 R: 1,067 g
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PROBLEMAS DE TP 16) Una muestra de 40,8 ml de H2SO4 se neutraliza con 50 ml de una disolución de Na2CO3 de la cual se conoce que 25 ml reaccionan completamente con 23,8 ml de HCl 0,102 M. ¿Cuál es la molaridad del ácido sulfúrico? R: 0,0595 M
17) Calcule cuántos g de NaOH se necesitan para preparar 100 ml de solución O,7 M y cuántos ml de esta solución se requieren para preparar 5O ml de solución O,1 M. R: 2,8 g; 5 x 10-3; 7,142 ml de disol. inicial se llevan a 50 ml
18) La concentración del ión calcio en el suero sanguíneo humano es de aproximadamente de 10 mg por 100 ml. ¿Cuál es la molaridad de ión calcio (Ca+2) en esta solución? R: 2,5 x 10-3 19) Calcular el número de moles de Al+3 y Cl-1 (moles de iones) presentes en 200 ml de una solución de AlCl3 0,4 M (suponga que este compuesto está totalmente disociado). R: 0,08 moles de Al+3; 0,24 moles de Cl-1
20) Hallar la molaridad de una solución de KI preparada con 20 g de esa droga y 100 g de agua, sabiendo que su densidad es de 1,63 g/ml. R: 1,636 M
21) Se tiene una solución que contiene 4,41g de H2SO4 en 0,200 l de solución: a) ¿Cuál es la molaridad? Expresar en μmol y nmol. b) Cuando se agregan 0,30 l de agua a los 0,2 l iniciales, ¿cuál será molaridad, cuántas veces diluyó la solución? c) La solución final (500 ml) se hace reaccionar con NaOH, ¿cuántos moles de NaOH se necesitan para neutralizar totalmente la solución y a cuántos g de NaOH corresponden? d) ¿Cuántos ml de NaOH 0,01 M necesitaría? R: a) 225000 μM y 225 x 106 nM; b) 2,5 veces, 0,09 M; c) 0,09 moles y 3,6 g de NaOH; d) 9.000,0 ml
22) Una concentración de alcohol (C2H5OH) de 0,0065 M en la sangre humana produce evidentes síntomas de intoxicación en la mayoría de los seres vivos. Una concentración de 0,17 M es prácticamente mortal. Si una persona tiene un volumen total sanguíneo de 7 l. ¿Cuál es el peso en g de alcohol que corresponde a la diferencia entre la dosis de intoxicación y dosis letal? R: 52,64 g de etanol 27
PROBLEMAS DE TP
23) La glucosa, azúcar de la sangre fisiológicamente importante en los vertebrados, sólo es por lo general un constituyente de poca importancia en la hemolinfa de los insectos, y no hay pruebas de ningún mecanismo regulador que controle su concentración. Sin embargo, este azúcar se ha encontrado en cantidades apreciables en la hemolinfa de algunas moscas y alcanza concentraciones muy elevadas (30 g/l) en la sangre de las abejas obreras encargadas de producir la miel. ¿Cuántos milimoles de glucosa hay por ml de linfa en estas abejas? (PM de la glucosa = 180 g). R: 0,166 mmoles/ml 24) Se sabe que el (NH4)2SO4 a concentración de 1x 10-4 M estimula el desarrollo de las yemas foliares. Para preparar 5 l. de solución nutritiva, ¿qué cantidad de droga sólida se necesita? R: 0,066 g
25) ¿Cuántos ml de solución de Ca(OH)2 de concentración 0,236 M se requieren para neutralizar 60 ml de solución de ac. H2SO4 0,1 M? R: 25,423 ml (sol. 0,236 M) 26) Calcular la molaridad de cada uno de los iones en la solución obtenida a partir 100 ml de Fe2(SO4)3 0,3 M a los que se le agregaron 300 ml de CuSO 4 0,1 M. R: 0,15 Fe +3; 0,3 SO4-2; 0,075 Cu+2 27) Una solución de HCl se neutraliza con Na 2CO3 puro: a) Escriba e iguale la reacción. b) 0,200 g de Na2CO3 requirieron 30 ml del ácido, ¿cuál será la molaridad del ácido HCl? R: 0,126 M
28) ¿Cómo prepararía 100 ml de ácido fosfórico 0,15 M partiendo de H 3PO4 de densidad d = 1,22 g/ml (concentración 35% P/P)?. ¿Qué molaridad tiene esta última solución? R: 3,443 ml llevar a 100 ml; 4,357 M.
29) a) ¿Cómo prepararía 100 ml de una solución 2 M de hidróxido de sodio partiendo de hidróxido de sodio puro? b) ¿Cuál será la molaridad de la misma? c) ¿Cuántos moles de sodio hay en el volumen de solución preparada? R: 0,2 moles 28
PROBLEMAS DE TP
30) a) ¿Cómo prepararía 250 ml de solución de ácido nítrico 0,3 M partiendo de HNO 3 de densidad d=1,52 g/ml y concentración 99,67 % P/P? b) ¿Cuántos moles de iones de H+ contiene esta solución? R: 3,118 ml llevar a 250 ml; 0,075 moles de iones 31) ¿Cuántos litros de solución 0,1 M de H2SO4 se necesitan para reaccionar con…? a) 1,71 g de Ba(OH)2 b) 10 ml de NaOH 0,1 M c) 10 ml de Al(OH)3 0,1 M R: a) 100 ml (0,1 l); b) 5 ml (0,005 l); c) 15 ml (0,015 l)
32) El ácido butírico es el responsable del olor rancio de la manteca alterada. En análisis de calidad de alimentos el contenido de ácido butírico en una muestra de manteca se determina por extracción del ácido a partir de una muestra pesada de manteca, titulándolo con NaOH, según la siguiente reacción:
C3H7CO2H + NaOH ======= H2O +
Na(C3H7CO2)
En un análisis 25 ml de ac. butírico fueron neutralizados con 17,6 ml de solución 0,118 M de NaOH. ¿Cuál será la molaridad del ácido butírico? R: 0,083 M
33) El carbonato ácido de sodio es un remedio casero para la acidez de estómago. La ecuación calmante es: HCO3- (ac) + H+ (ac) ---------- CO2 (g) + H2O (l) a) ¿Cuántas cucharadas de té (1 cda= 7,8 g) de NaHCO3 debe tomar para eliminar 0,200 l de exceso de ácido estomacal (HCl 0,12 M)? b) ¿Qué volumen de CO2 se producirá a la temperatura corporal de 37C y 1 atm? R: 0,258 cucharadas (1/4) 34) Calcular la concentración M de cada uno de los iones presentes en una disolución preparada a partir de 100 ml 0,2 M de NaOH + 200 ml 0,1 M de HCl + 100 ml 0,3 M de Na2SO4 + 100 ml de agua. R: 0,16 M Na+1; 0,04 M Cl-1; 0,06 M SO4-2 29
PROBLEMAS DE TP
35) La mayor parte de los iones del suelo sólo se encuentran a concentraciones de mmol/l. Incluso un suelo enriquecido en fosfatos puede contener sólo 0,05 mmol/l de iones PO 4H2libres en disolución. Para preparar 10 l de solución nutritiva con una concentración de PO 4H2de 0,045 mmol/l, ¿qué cantidad de fosfato diácido de sodio se deberá pesar? R: 0.0540 g
36) ¿Cuántos g de Cu(NO3)2 se deben pesar para preparar 75O ml de una solución O,25M y cuántos para 28O ml de una solución O,4M? ¿Cuántas veces deberá diluir la primer solución para obtener una solución 0,025 mM? R: 35,06 g (sol. 0,25 M); 21 g (sol. 0,4 M); deberá diluir 10000 veces.
37) El agua regia es una solución que se utiliza en joyería para detectar la presencia de oro en aleaciones y se obtiene mezclando soluciones acuosas concentradas de ácido clorhídrico (HCl) y ácido nítrico (HNO3) en una relación molar 3 a 1 respectivamente. Hallar el volumen de solución acuosa de ácido nítrico al 66,97% P/P (ʆ.= 1,4 g/cm3) que deberá añadirse a 1 dm3 de solución acuosa de ácido clorhídrico al 40% P/P (ʆ= 1,2 g/cm3) para obtener agua regia. Rta.: 294,55 cm3.
38) Las estalactitas y las estalagmitas se producen por evaporación del agua de soluciones acuosas de carbonato ácido de calcio (Ca(HCO3)2). Calcular el tiempo en que se formará una estalactita cónica de 2 cm de radio y 50 cm de altura sabiendo que la concentración de la solución es de 2 g/l de solución. Volumen del cono: 1/3. Π .r2 . h Densidad de la estalactita = 2,71 g/cm3 Velocidad de evaporación del agua: 5 cm3 de agua por día.
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Rta: 155,5 años.
PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 3
TRABAJO PRÁCTICO: MATERIAL DE LABORATORIO Y DISOLUCIONES OBJETIVOS:
Identificar el material de laboratorio, conocer sus usos, ventajas y desventajas.
Realizar procedimientos de uso frecuente: pipetear, enrasar, disolver, trasvasar, etc.
Aplicar los conocimientos teóricos en los procedimientos prácticos.
PARA ASISTIR AL TP DEBERA USAR GUARDAPOLVO Y ANTEOJOS DE PROTECCION LIMPIEZA DEL MATERIAL DE VIDRIO El cuidado del material en cuanto a su limpieza y conservación tiene gran importancia en cualquier laboratorio. Es necesario extremar la limpieza del material y de los aparatos para tenerlos en perfectas condiciones de uso, pues un material defectuoso puede echar a perder cualquier análisis. - Limpiar perfectamente todo el material inmediatamente después de su uso es una regla de oro en todo laboratorio. De no hacerlo así, los restos de las sustancias manipuladas pueden dejar manchas que luego son casi imposibles de eliminar. - Para la limpieza del material de vidrio suele ser suficiente el empleo de un detergente suave, teniendo la precaución de enjuagar luego perfectamente con agua. Se recomienda utilizar escobillas para remover las adherencias. Cuando se trata de manchas más resistentes, la mezcla crómica es el sistema más empleado (100 g de dicromato potásico en 1 litro de ácido sulfúrico diluido en proporción 1:4). Esta mezcla NO debe descartarse en los desagües. - Uno de los materiales que más rápidamente se debe limpiar después de su uso son las pipetas. Se desaconseja el empleo de hidróxido sódico si la solución va a estar en contacto durante mucho tiempo con el material (ataca el vidrio). - Los ácidos concentrados y calientes pueden ser muy útiles para determinadas manchas, pero su manejo es siempre peligroso. - El último paso aconsejable en la limpieza es enjuagar el material con agua destilada desionizada dos o tres veces. - Determinados materiales que utilizan juntas de vidrio o llaves pueden ser objeto de un cuidado especial para evitar que se seque el lubricante que asegura el buen funcionamiento del cierre hermético, por ejemplo las buretas a emplear en el práctico de titulación.
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PROBLEMAS DE TP MEDICIONES Y NOTACIÓN: CONCEPTOS BÁSICOS Exactitud: La exactitud indica cuán cerca está una medición (cantidad medida) del valor real. Por lo tanto, exactitud = valor medio medido - valor real La exactitud se expresa mejor en términos porcentuales sobre el valor real, o mejor aún, como el % de error de exactitud. Por lo tanto, mientras mayor sea el error de exactitud, menos exacta será la medida. Una medición bien exacta será aquella cuyo % de error de exactitud sea 0 (cero).
Precisión: La precisión se refiere a cuánto concuerdan dos o más medidas de una misma cantidad, es decir a la concordancia que tienen entre sí un grupo de resultados experimentales; no tiene relación con el valor real ya que pueden realizarse mediciones precisas sin exactitud. Los valores precisos pueden ser inexactos, ya que un error que causa desviación del valor real puede afectar todas las mediciones en igual forma y por consiguiente no perjudicar su precisión. La precisión se expresa por lo general en términos de la desviación estándar; mientras mayor sea la desviación, menos precisa será la medición. La precisión de una medición tiene la dimensión de la unidad medida y se expresa como precisión, significando este símbolo que cada medida puede tener un valor entre el valor medio más la precisión y el valor medio menos la precisión. Por lo tanto, a modo de ejemplo, si la balanza, que tiene una precisión de 0,01 g, se usa para medir una masa varias veces, y el valor medio de esas medidas es de 6,35 g, las varias medidas tendrán valores entre 6,34 g y 6,36 g. Si la balanza es maltratada, produciendo desgaste prematuro, o si ella no es usada correctamente, el valor del error de la precisión de las medidas será mayor que 0,01 g. Esto mismo puede ocurrir con cualquier aparato o instrumento de medición.
Incertezas de las Mediciones Toda medición tiene un cierto grado de incerteza o error. La incerteza de una medición puede ser detectada y cuantificada realizando la medición varias veces de la misma manera. Los valores individuales resultantes se usan para calcular el valor medio o promedio. La incerteza tiene dos componentes: Imprecisión (error de precisión): es la media de todas las diferencias entre los valores individuales y valor medio de las mediciones. También se define como el grado de concordancia entre dos o más mediciones de una misma cantidad. La imprecisión de una
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PROBLEMAS DE TP medición es indicada por el número de cifras significativas del resultado de la medición o valor medido. Ejemplo: Se indica que la precisión de una balanza es de 0,001 g. Esto quiere decir que la imprecisión de la balanza es del orden de 0,001 g. Inexactitud es la diferencia entre el valor medio de las mediciones y el valor verdadero de la magnitud medida, o también, la indicación de cuán cerca está una medición del valor real de la cantidad medida. La inexactitud se minimiza por calibración del instrumento y por capacitación del operador. La imprecisión se reduce por rediseño del instrumento o por medición de la magnitud con otro instrumento. Número de cifras significativas Es el número de dígitos representativo de una cantidad medida o calculada. Ejemplo: Longitud de 3,48 m; las cifras significativas son 3, 4 y 8, por lo que el número de cifras significativas es 3. El último dígito de las cifras significativas es incierto. Ejemplo: Si una balanza tiene una precisión de 0,001 g, el resultado de una determinación de masa de 2,483 g tiene 4 cifras significativas y la última cifra, que es 3, es incierta. Esto quiere decir que el valor verdadero debe encontrarse con certeza entre 2,482 y 2,484. Muchas mediciones son el resultado de varias mediciones directas con varios instrumentos y el valor final es el resultado de una operación aritmética. Guía para el uso de cifras significativas 1.- Cualquier cifra diferente de 0 es significativo. 842 tiene 3 c.s.
1,258 tiene 4 c.s.
2.- Los ceros ubicados entre dígitos distintos de 0 son significativos. 105 tiene 3 c.s.
20108 tiene 5 c.s.
3.- Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de 0 no son significativos. 0,000243 tiene 3 c.s.
0,8 tiene 1 c.s.
4.- Si un número es mayor que 1, todos los ceros escritos a la derecha de la coma cuentan como cifras significativas y si es menor que 1, solamente los ceros que están al final del número o entre dígitos diferentes de cero son significativos. 2,0 tiene 2 c.s.
40,062 tiene 5 c.s.
0,090 tiene 2 c.s.
5.- Para números sin coma (números enteros), los ceros que están después del último dígito diferente de cero pueden ser o no significativos. 400 puede tener 1, 2 o 3 c.s.
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PROBLEMAS DE TP Para evitar esta ambigüedad se usa la notación científica. 4 x 102 tiene 1 c.s., 4,0 x 102 tiene 2 c.s. y 4,00 x 102 tiene 3 c.s. 6.- En la adición y la sustracción el número de cifras significativas a la derecha de la coma en la cantidad resultante está determinado por el número mínimo de cifras significativas a la derecha de la coma en cualesquiera de los números originales. 41,842 + 0,1
_______________ 41,942 una c.s. después de la coma; se redondea a 41,9. 2,094 - 0,12
_______________ 1,9742 c.s. después de la coma; se redondea a 1,97. 7.- Para redondear se usa el siguiente procedimiento: Si el número que sigue al último dígito es <5 el último dígito se conserva. Si el número que lo sigue es 5 el último dígito se aumenta en uno. 2,85 con 2 c.s. se escribe 2,9; 1,84 con 2 c.s. se escribe 1,8 4,56 con 2 c.s. se escribe 4,6 8.- En la multiplicación y en la división, el número de cifras significativas del producto o del cociente es igual al menor número de cifras significativas de las cifras originales. 2,8 x 4,5039 = 12,61092 se redondea para 13 6,85/112,04 = 0,0611388789 se redondea para 0,0611 9.- Los números exactos obtenidos por definición o al contar un número de objetos se deben considerar constituidos por un número infinito de cifras significativas. el Nº = 3,1415... tiene infinitas c.s. el Nº 1000 o 1 x 103 tiene infinitas c.s. 10.- En cálculos complejos que constan de varias operaciones, el redondeo debe ser hecho sobre el resultado final. Autor: Prof. Ernesto Madsen Curso, de Química General I, Universidad de las Américas .
MATERIAL DE LABORATORIO (ver Figura 1) Material de Vidrio A. Material de vidrio calibrado volumétricamente Este material, generalmente de vidrio de boro-silicato (Pyrex) para que resista el calor, sirve para medir volúmenes de líquidos. Ellos vienen calibrados, con la precisión indicada y la
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PROBLEMAS DE TP temperatura a la cual fueron calibrados. Es aquel que permite la medición de volúmenes exactos y está diseñado de tal forma que un pequeño incremento del volumen del líquido que contiene, da lugar a una variación grande en el nivel de dicho líquido. Todo material volumétrico está calibrado a una temperatura de 20 °C, de manera que en ningún caso podrá calentarse dicho material. 1. Pipetas: Ellas son destinadas a transferir volúmenes conocidos de líquidos de un recipiente a otro. Existen dos tipos: pipetas aforadas, que poseen una sola marca de calibración que corresponde al volumen indicado y pipetas graduadas, cuyo volumen está subdividido con marcas en fracciones del volumen total. Sus capacidades son de 1 ml hasta 50 ml. Existen pipetas de simple enrase (se enrasa una vez: cuando se carga la pipeta) y de doble enrase (se enrasa dos veces: cuando se carga y descarga la pipeta). 2. Buretas: Permiten transferir volúmenes variables hasta 25 o 50 ml, con fracciones de 0,1 ml (precisión de 0,1 ml), siendo que la velocidad de salida del líquido puede ser regulado por medio de una llave o robinete. 3. Probetas: Son cilindros de vidrio con pie graduados en fracciones del volumen total, pero que son de menor precisión que los materiales anteriormente descritos. Sus capacidades varían de l0 ml a 2 l. 4. Matraces con aforo: Son balones de fondo plano y cuello largo con una marca de aforo. Su función específica es contener volúmenes exactos de disoluciones, usadas en la preparación de éstas. Sus capacidades varían de 10 ml a 5 l. B. Material de vidrio no calibrado Estos no están destinados directamente para mediciones de volúmenes exactos sino aproximados y son necesarios para las distintas operaciones que hacen parte de las experiencias de laboratorio. 1. Vasos de precipitado: Son vasos cilíndricos. Se usan para contener líquidos, para calentar líquidos, para efectuar reacciones y para mezclar sustancias. Son generalmente de vidrio de boro-silicato y son generalmente graduados en volumen, pero no sirven para medir volúmenes. Sus capacidades varían de 20 ml a 2 l. 2. Frascos Erlenmeyer: Son vasos cónicos de cuello estrecho. Se usan para realizar reacciones de titulación y reacciones que envuelve la precipitación de un producto y para calentar líquidos. 3. Vidrios de reloj: Como indica su nombre el nombre, son platillos de vidrio cóncavos que tienen la forma de un vidrio de reloj. Se usan para contener sustancias durante las determinaciones de masa en las balanzas, sustancias que puedan corroer el plato de las balanzas. Además se usan para cubrir la boca de vasos (principalmente durante el calentamiento) y para evaporar líquidos por secado.
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PROBLEMAS DE TP
Recordar que GRADUADO no es lo mismo que CALIBRADO Otros materiales de laboratorio 1.
Propipetas: Son unas pequeñas bombas manuales destinadas a succionar líquidos dentro de las pipetas para evitar el contacto de la boca para aspirar. Se colocan en la parte superior de la pipeta y permitiendo o impidiendo el ingreso de aire en la misma se produce el ascenso o descenso del líquido de la pipeta.
2.
Soporte universal: Es una vara de metal rígida vertical sobre una plancha o placa de metal pesado, destinada a soportar otros aparatos fijados a la vara mediante pinzas.
3.
Pinzas: Son garras de metal o de madera destinadas a fijar tubos, buretas y otros equipos a los soportes universales, y pinzas para sostener vasos, cápsulas, crisoles y tubos de ensayo calientes.
4.
Espátulas: Son destinadas a transferir reactivos sólidos durante la determinación de masa. Tienen la forma de cuchillo o cuchara y tienen diversos tamaños, siendo metálicos o de vidrio. Las espátulas de vidrio son preferidas para transferir reactivos sólidos corrosivos para los metales.
5.
Desecador: Es una caja de plástico o vidrio de tapa hermética que contiene una sustancia absorbente de humedad, destinada a contener sustancias en un ambiente libre de humedad.
6.
Matraz de filtración y embudo de filtración: Estos dos aparatos son destinados a ser usados en conjunto para filtrar líquidos que tienen sustancias sólidas en suspensión con la ayuda de succión por vacío hecho en el matraz. El líquido se recibe en el matraz y el sólido queda en el papel filtro colocado en el embudo.
7.
Crisol de porcelana: Es un vaso pequeño de porcelana que se usa para calentar sustancias a altas temperaturas (hasta 900 C) en estufas especiales o en el mechero Bunsen para secarlas o descomponerlas. Están provistas de tapa de porcelana que retiene la sustancia que pueda saltar durante el calentamiento.
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PROBLEMAS DE TP MATERIAL DE LABORATORIO Material de vidrio volumétrico
Probeta Pipeta aforada
Matraz Aforado
Pipeta graduada
Bureta
Material de vidrio no volumétrico
Vaso de precipitados
Cristalizador Balón de base esférica Matraz de Erlenmeyer
Vidrio de reloj
Embudo
Kitasato
Desecador Material de porcelana, metal, plástico, etc.
Cápsula Mortero
Crisol
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PROBLEMAS DE TP
Material de sostén
Pinzas con nuez Broche para tubos
Pinza para buretas Aro con nuez Pinza para crisoles
Soporte universal de Bunsen
Rejilla
Otro material auxiliar.
Piseta
8.
Mechero Bunsen: Este aparato es un quemador que quema gas en presencia de aire (ver figura en anexo al final del capítulo). El gas llega a la base del mechero donde se mezcla con el aire necesario para la combustión, y la mezcla arde en el extremo superior del cañón. La entrada de aire se puede regular en la base del mechero y la altura de la llama de puede ajustar abriendo o cerrando la válvula de gas en la base. El mechero se enciende cerrando totalmente el paso de aire y abriendo el paso del gas con la llama de un fósforo o encendedor colocado en el extremo superior del mechero. Después se puede abrir el paso de aire. Cuando no se está usando el mechero, se
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PROBLEMAS DE TP debe mantener el paso del aire cerrado, porque así la llama es bien luminosa y visible, minimizando el peligro de quemarse inadvertidamente. CUESTIONARIO GUIA SOBRE MATERIAL DE LABORATORIO 1) Nombre el material de laboratorio necesario para preparar soluciones a partir de droga líquida. 2) Nombre el material de laboratorio necesario para preparar soluciones a partir de droga sólida. 3) Indique qué material de laboratorio se puede calentar y por qué. 4) ¿Qué material de laboratorio utiliza si es necesario calentar para disolver completamente una droga sólida? 5) ¿Qué significa trasvasar cuantitativamente? 6) ¿En qué ocasiones no podría utilizar un material de vidrio calibrado como un matraz aforado si este se encontrara mojado con agua destilada? 7) En el caso de que al enrasar un determinado volumen en un matraz aforado cometiera un error con el solvente de modo que la solución resultante tuviera un volumen superior a lo que indica el aforo, ¿qué solución propone? 8) En el caso de diluir ácidos concentrados ¿qué precauciones siempre deben tenerse en cuenta en relación con el orden en que se colocan solvente y soluto? 9) En el caso de realizar una dilución de un ácido concentrado, lo que normalmente libera calor, ¿qué precauciones deben tenerse al momento de efectuar el enrase? 10) ¿Cuántos g de K2Cr2O7 son necesarios para preparar 100 ml de solución 0,005 M? Explique brevemente cómo prepararía dicha solución. 11) ¿Qué cantidad de Na2CO3 es necesaria para preparar 100 ml de solución 0,05 M? 12) Con 0,5402 g de Na2CO3 se preparan 100 ml de solución disolviéndolos en agua destilada. ¿Qué concentración M tiene dicha solución? 13) ¿Cuántos ml de H2SO4 al 65% P/P y densidad igual a 1,50 g/ml son necesarios para preparar 100,00 ml de solución 0,1 M? DESARROLLO EXPERIMENTAL Para realizar cada una de las experiencias detalladas a continuación, cada alumno deberá buscar en las mesadas (en el sitio asignado para el material de laboratorio) todo el material necesario para poder llevar a cabo la parte experimental respetando las consignas establecidas. Cada alumno deberá trabajar individualmente de modo de relacionarse con todo el material disponible.
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PROBLEMAS DE TP Materiales a utilizar en este trabajo práctico: Se hará uso del siguiente material: a) Material de vidrio calibrado volumétrico: En ningún caso podrá calentarse: Pipetas graduadas Ballpipetas de doble enrase Buretas Matraces aforados Probetas. b) Material de vidrio no calibrado: Puede calentarse: Matraces de erlenmeyer
Varillas de vidrio
Vasos de precipitación o Beacker.
Tubos de ensayo
Vidrios de reloj
Embudos
c) Material de sostén y calentamiento: Soporte de Bunsen
Aros metálicos
Agarraderas metálicas
Pinzas
Gradillas
Telas metálicas con amianto
Trípodes
Mecheros de Bunsen
Experiencia N1 Objetivos:
Identificar el calibre indicado y realizar los procedimientos correctos de pipeteo y
enrasado de soluciones.
Realizar pipeteos de simple y doble enrase con pipetas de simple y doble enrase.
Procedimientos: a) Llenar con agua destilada una probeta de 50 ml de capacidad, mediante el uso de pipetas graduadas de 10 ml, 5 ml, 2 ml, 1 ml, 0,25 ml, 0,2 ml, 0,1 ml, y ballpipetas, hasta conseguir un enrase correcto y un escurrimiento lento y uniforme. b) Repetir lo indicado en el punto a, pero usando una solución de permanganato de potasio (coloreada). c) Tomar una alícuota de la solución de permanganato de potasio y colocarla en un matraz aforado y enrasar con agua destilada para preparar una nueva solución. Repetir tantas veces como sea necesario hasta lograr un enrase correcto.
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PROBLEMAS DE TP
Experiencia N2 Objetivos:
Identificar los materiales necesarios para la preparación de una solución a partir de
una droga sólida.
Comprender la importancia del trasvasado cuantitativo.
Procedimientos: a) Colocar en un vidrio de reloj (usando una espátula) 3,5 gr de KOH (tener en cuenta que es higroscópico) y trasvasar cuantitativamente a un vaso de precipitación. b) Disolver con una varilla de vidrio, agregando un pequeño volumen de agua destilada. c) Una vez disuelta, trasvasar cuantitativamente a un matraz aforado (el que tenga disponible). d) Calcule la molaridad (M) de la solución resultante.
Experiencia N3 Objetivos:
Identificar los materiales necesarios para la preparación de una solución a partir de
una droga sólida.
Ejercitar el trasvasado cuantitativo.
Procedimientos: a) Colocar en un beacker de 200 o 250 ml de capacidad 4,5 gr de CuSO 4.5H2O. b) Agregar 45 ml de agua destilada, medidos en probeta y disolver con ayuda de una varilla de vidrio calentando suavemente. c) Trasvasar cuantitativamente a un matraz aforado (el que tenga disponible) y enrasar. d) Calcule la M de la solución resultante.
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PROBLEMAS DE TP Experiencia N 4: Objetivos:
Preparar una solución a partir de una droga líquida
Ejercitar el trasvasado cuantitativo.
Procedimientos: a) Preparar según el volumen del matraz disponible una solución 0,1 M de H 2SO4 a partir de un ácido sulfúrico comercial, d= 1,84 gr/ml y al 98 % P/P (Prestar especial atención a las indicaciones del Jefe de Trabajos Prácticos). b) Calcular el volumen de solución concentrada que se requiere. c) Medir con una pipeta el volumen requerido y trasvasarlo cuantitativamente.
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PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 4
SEMINARIO: EQUILIBRIO QUÍMICO I
OBJETIVOS:
Comprender la reversibilidad y el estado de equilibrio dinámico de las reacciones químicas.
Predecir la influencia de la temperatura, la concentración y la presión en una reacción en
equilibrio.
Interpretar la posición del equilibrio de una reacción a través del valor de su constante de
equilibrio (K).
Relacionar el cociente de acción de masas (Q) con la constante de equilibrio (K).
Relacionar el equilibrio químico con los prácticos de disolución y gases.
CONCEPTOS BÁSICOS Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección; la mayoría son reversibles. Al inicio la reacción procede hacia la formación de productos (reacción directa) y cuando se forman moléculas de productos, estas reaccionan entre sí y forman moléculas de reactivo (reacción inversa).
A temperatura constante:
T3 T1 T2 cC( g ) dD( g ) aA( g ) bB( g ) T0
REACTIVOS ( R )
PRODUCTOS ( P )
T0
T1
T2
T3
100 % R 0%P
80 % R 20 % P
60 % R 40 % P
60 % R 40 % P
(1)
Luego de un tiempo (T), la reacción directa y la reacción inversa ocurren a la misma velocidad (
), las concentraciones de los reactivos R y los productos P permanecen
constantes y el sistema alcanzó el equilibrio dinámico (dos cambios justamente opuestos
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PROBLEMAS DE TP ocurren con la misma rapidez) cuando la temperatura ºt permanece constante. La relación (cociente) entre los compuestos producidos y los que reaccionan en el tiempo T2 y T3 son iguales. La expresión que define el equilibrio químico K se basa en la ley de acción de masas establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, existe una relación determinada (proporción) entre las concentraciones de los reactivos y los productos. Se define como:
C D K a b A B c
d
Así esta expresión resulta del producto de las concentraciones de los productos elevados a una potencia dada por el coeficiente estequiométrico de la ecuación balanceada (numerador) en relación al producto de las concentraciones de los reactivos elevados a una potencia dada por el coeficiente estequiométrico de la ecuación balanceada (denominador). El valor numérico de esta relación se conoce como constante de equilibrio de la reacción y se determina experimentalmente. El valor de la constante sólo depende de la reacción específica y de la temperatura. Los valores tabulados generalmente son determinados a 25 ºC. Cabe destacar que los líquidos y sólidos puros presentes en un sistema de reacción heterogéneo no intervienen en la expresión de la constante.
La constante de equilibrio K es adimensional, sin embargo debemos saber que si se trata de la relación entre las concentraciones molares (M) de los productos y reactivos la constante de equilibrio se representa como Kc y si por el contrario se trata de la relación de las presiones parciales (atm), la constante de equilibrio se representa como Kp. En la mayoría de los casos Kc es distinto de Kp.
Kp Kc RT
n
n nº moles.( g ).P nº moles.( g ).R
¿Qué indica la magnitud de la constante de equilibrio K? ¿La reacción es favorable a la formación de los productos o reactivos? Nos informa sobre la proporción entre reactivos y productos en el equilibrio químico, entonces:
Sí K >>> 1, entonces K
por lo tanto en el equilibrio resultante la mayoría
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PROBLEMAS DE TP de los reactivos se han convertido en productos. Por otro lado,
Sí K <<< 1, entonces K
, indica que, cuando se establece el equilibrio, la
mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar, formándose solo pequeñas cantidades de producto. Coeficiente de Reacción Q: Representa un valor adimensional que expresa la relación entre las concentraciones los productos y los reactivos en el tiempo donde aún no se alcanzó el equilibrio o no sabemos si se alcanzó el equilibrio (por ej. T0 y T1 de la reacción (1)). Si nosotros no sabemos que la reacción esta en equilibrio, calculamos Q:
C D a b A B c
QT0
d
Sí Q = K entonces el sistema está en equilibrio.
Sí Q < K el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con K.
Sí Q > K el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con K.
El equilibrio químico con reactivos y productos que están todos en la misma fase se denomina equilibrio homogéneo. El equilibrio en sistemas que tienen más de una fase se denomina heterogéneo. En la construcción de la ecuación de equilibrio químico solo participan los compuestos en fase gaseosa (g) y/o acuosa (ac), (aq); ya que la concentración de un sólido se puede obtener de su densidad (propiedad intensiva). Por ej. la concentración molar de cloruro de bario (BaCl 2) cuya densidad es 3,856 g/cm3 a 25 ºC es la misma para 1 mg ó 1 kg de la sal. Principio de Le Chatelier Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o
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PROBLEMAS DE TP minimizar el efecto causado por la perturbación.
Factores que afectan el estado de equilibrio (desplazan la posición de equilibrio) –
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
–
Cambio en la presión
–
Cambio en el volumen
–
Presencia de catalizadores
–
Cambio en la temperatura. El sistema alcanza un nuevo estado de equilibrio, ya que éste es dependiente de la temperatura.
CUESTIONARIO GUÍA Objetivo:
Indagar el grado de comprensión del concepto de equilibrio químico.
Consignas: A. Analiza si son verdaderas o falsas las respuestas a cada una de las siguientes preguntas (dadas por alumnos en años anteriores) y justifica tu respuesta. Además, en el caso de que sean incorrectas, reescríbelas. I. ¿Qué es el equilibrio químico? a. Toda sustancia que no posee ni excedente ni faltante en su fórmula química. b. Es el momento en que los reactivos son iguales a los productos. c. El equilibrio químico es cuando una reacción está balanceada. d. El equilibrio químico significa un equilibrio entre los productos y los reactivos, donde la constante de equilibrio es igual a 1. e. Cuando la velocidad de formación de productos y reactivos se hace constante. f. El equilibrio químico significa que a medida que reactivos reaccionan para formar productos, dichos productos sufren la reacción inversa y obtienen reactivos. g. ……………………………………………………………………………………………… ………………………………. II. ¿Para qué me sirve conocer el valor de la constante de equilibrio (K)? a. Conocer el valor de la constante de equilibrio sirve para predecir si una reacción tiene probabilidad de producirse en forma reversible. b. K sirve para averiguar la velocidad de una reacción química. c. Conocer el valor de K sirve para saber en qué momento la reacción va a estar
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PROBLEMAS DE TP equilibrada. d. K sirve para saber cuáles son las concentraciones de los reactivos que tengo que poner para empezar la reacción. e. Porque refleja la eficiencia de la reacción para formar productos en esas condiciones. f. Sirve para saber la relación de concentración entre productos y reactivos, y para saber hacia dónde tiende la misma (si favorece a los productos o a los reactivos). g. ……………………………………………………………………………………… III. Otras expresiones sobre K: a. Si K es mayor a uno se consume todo el reactivo. b. Cuanto mayor sean las concentraciones de los reactivos, mayor será el valor de K. c. Si una reacción se encuentra en equilibrio el valor de K = 1. d. Los líquidos y sólidos puros no participan de K porque no se consumen. e. Para que una reacción esté en equilibrio los reactivos y los productos tienen que estar en la misma fase. f. ……………………………………………………………………………………………… IV. ¿Qué sucede al efectuar cambios a un sistema que está en equilibrio? a. Cuando aumento la concentración de un producto, la posición del equilibrio se desplaza hacia los reactivos debido a que la velocidad de la reacción izquierda es mayor que la derecha. Luego se alcanza un nuevo equilibrio. b. Una reacción con un K=20 se realiza mucho más rápido que otra con K=2. c. Si aumento la concentración de un reactivo se formará más producto, y por ende, la K aumenta. d. Con un aumento de temperatura, K no debería aumentar en una reacción endotérmica porque el producto formado vuelve a generar más reactivo, con lo que la relación producto/reactivo es constante. e. Si agrego más reactivo (líquido puro) el equilibrio no se desplaza ni cambia K. f. ………………………………………………………………………………………………
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PROBLEMAS DE TP B. Completa la siguiente tabla acerca del efecto de las perturbaciones sobre el equilibrio. Cambio para que la Perturbación
mezcla
vuelva
al
equilibrio Se consume parte Adición de reactivo
del reactivo adicionado.
Adición de producto
……………….
Efecto
sobre
equilibrio
Desplazamiento hacia la derecha
el
Efecto sobre K
Ninguno
……………….
……………….
……………….
……………….
Ninguno
……………….
……………….
……………….
……………….
……………….
……………….
……………….
Aumento de V ∆n gas < 0 ……………….
………. la presión
∆n gas > 0 Aumento de P ∆n gas < 0 ∆n gas = 0
Disminución de V
Desplazamiento
……………………
hacia la izquierda
……………….
Aumento de P por la adición de un Sin cambio de V gas inerte Aumento de T ∆H° reac < 0 ∆H° reac > 0
Energía en forma de calor
……………….
……………….
……………….
……………….
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PROBLEMAS DE TP C. Analice los cambios del siguiente sistema y compare la constante de equilibrio K y coeficiente de reacción Q. Prediga cómo evoluciona el sistema a temperatura contaste.
Tinicial 2HI ( g ) I 2( g ) H 2( g )
HI inicial 1 1 I 2 inicial H 2 inicial 2
QTinicial
equilibrio I 2( g ) H 2( g ) 2HI ( g )
T
HI equilibrio 1 1 I 2 equilibrio H 2 equilibrio 2
KTequilibrio
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PROBLEMAS DE TP EJERCICIOS 1)
Defina e ilustre los siguientes términos: a) reacción reversible, b) equilibrio químico, c) constante de equilibrio, K.
2)
¿Por qué los equilibrios químicos se consideran equilibrios dinámicos?
3)
Explique el significado de: a) un valor muy grande de K, b) un valor muy pequeño de K, c) un valor de K aproximadamente igual a 1.0.
4)
¿Qué indica el valor de K acerca del tiempo que se requiere para que la reacción alcance el equilibrio?
5)
Escriba la expresión de Kc para cada una de las siguientes reacciones: CO2 (g) + H2 (g) ===== CO (g) + H2O (g) 2NO2 (g) ====2NO (g) + O2 (g) SrCO3 (s) ==== SrO (s) + CO2 (g) 2HBr (g) ==== H2 (g) + Br2 (l) P4(g) + 3O2 (g) ==== P4O6 (s) 2CO (g) + O2 (g) ==== 2CO2 (g) 2H2O (g) + 2SO3 (g) === 2H2S (g) + 4O2 (g) NH3 (g) + HCl (g) ====== NH4 Cl (s)
6)
¿Por qué se omiten las concentraciones de los sólidos puros y de los líquidos puros en las expresiones de las constantes de equilibrio?
7)
Ordene de modo creciente las siguientes reacciones según su tendencia formar productos (producirse hacia la derecha):
8)
a) H2O (g) ==== H2O (l)
Kc= 782
b)
Kc= 4.9 x 10–21
F2 (g)
==== 2F (g)
c) H2 (g) + C2H4 (g) ==== C2H6 (g)
Kc=9.8 x 1018
d) N2O4(g) ===== 2NO2 (g)
Kc= 4.6 x 10-3
La constante de equilibrio K en concentraciones para la reacción en fase gaseosa HCHO ===== H2 + CO
Tiene el valor numérico de 0.50 a determinada temperatura. Se introduce una mezcla de HCHO, H2 y CO a un matraz a esta temperatura. Transcurrido cierto tiempo el análisis de una pequeña muestra de la mezcla de reacción indica las siguientes concentraciones: HCHO = 0.50 M; H2 = 1.50 M y CO = 0,25 M. Clasifique cada una de las siguientes afirmaciones como verdadera o falsa: a) La mezcla de reacción está en equilibrio. b) La mezcla de reacción no está en equilibrio, pero ya no se efectuará más reacción. c) La mezcla de reacción no está en equilibrio, pero lo conseguirá consumiendo H 2 y CO. d) La velocidad hacia la derecha en esta reacción es igual a la velocidad hacia la 50
PROBLEMAS DE TP izquierda. 9)
Defina el cociente de reacción Q. Establezca la diferencia entre Q y K. Indique la situación en el caso de a) Q=K , b) QK?
Cálculos y aplicaciones de K 10)
Dada la siguiente ecuación: A(g) + B(g) ======= C(g) + D(g)
Se colocan un mol de A y un mol de B en un recipiente de 0.40 L. Una vez alcanzado el equilibrio, hay 0.20 moles de C en el recipiente. Calcule la constante de equilibrio para la reacción. R: Kc= 0,0625 11)
A 800°C, los valores de Kc para la disociación en fase gaseosa de los dos halogenuros de hidrógeno son: 2HBr(g) ===== H2 (g) + Br2(g)
Kc= 7.00 x 10-7
2HI(g) ====== H2(g) + I2(g) Kc= 2.31 x 10-3 a) se comienza con [HBr] 0.1 M a 800°C ¿Cuál será la concentración de H 2 en el equilibrio? b) se comienza con [HI] 0.1 M a 800°C ¿Cuál será la concentración de H2 en el equilibrio? R: a) [H2]= 8,346 x 10-5 b) [H2]= 4,38 x 10-3 12)
Para la reacción: CO (g) + H2O (g) ====== CO2 (g) + H2 (g)
El valor de la constante de equilibrio Kc es 1,845 a determinada temperatura. Se colocan 0.50 moles de CO y 0.50 moles de H2O en un recipiente de 1,0 litro a esa temperatura, y se permite que alcance el equilibrio. ¿Cuáles serán las concentraciones en el equilibrio de todas las sustancias presentes? R: [CO]=0,212M; [H2O]=0,212; [CO2]=0,288M; [H2]=0,288M 13)
Un mol de cloro y un mol de Br se colocan en un matraz de 5,00 litros y se permite que alcancen el equilibrio a determinada temperatura. Kc= 4,7 x 10-2
Cl2 (g) + Br2(g) ===== 2ClBr(g)
a) ¿Qué porcentaje de cloro ha reaccionado en el equilibrio? b) ¿Qué masa de cada especie se encuentra presente en el equilibrio? 51
PROBLEMAS DE TP c) ¿Cómo desplazará la posición del equilibrio una disminución de volumen? R: a) 10%; b) [Cl2] 63,81 g; [Br2] 143,82 g; [ClBr] 23,06 g 14)
Dada la siguiente ecuación: A(g) + 3B(g) ======= C(g) + 2D(g)
Un mol de A y un mol de B se colocan en un recipiente de 4,0 L. Una vez alcanzado el equilibrio 0,4 moles de D se encuentran en el recipiente. Calcule la constante de equilibrio Kc, para la reacción. R: Kc= 2,5
15)
El pentacloruro de antimonio se descompone en fase gaseosa a 448°C como sigue: SbCl5(g) ===== SbCl3(g) + Cl2(g)
Se encuentra aquí una mezcla en equilibrio en un recipiente de 5,0 litros, contiene 3,84 gramos de SbCl5, 9,15 gramos de SbCl3 y 2,84 gramos de Cl2. Calcule Kc a 448 °C. R: Kc=0,025
16)
En general, los compuestos nitrogenados presentes en altas concentraciones en los
ecosistemas acuáticos interfieren en la habilidad para sobrevivir, crecer y reproducirse de los animales. El ión amonio (NH4+) y el amoniaco (NH3) se encuentran estrechamente relacionados a través del equilibrio químico NH 4+(ac) + OH–(ac) ==== NH3(ac) + H2O(ac). Las concentraciones relativas de NH4+ y NH3 dependen básicamente del pH y la temperatura del agua: a medida que los valores de pH y temperatura aumentan, la concentración de NH3 también aumenta pero la concentración de NH 4+ disminuye. a)
Evalúe que efectos puede tener la adición de un acido (H +) sobre el equilibrio químico
en un sistema con condiciones con temperatura controlada. b)
Grafique los cambios que podría observar en la experiencia.
K en términos de presiones parciales 17)
Escriba la expresión de Kp para a)
CO2 (g) + H2 (g) ===== CO(g) + H2O(g)
b)
2NO2(g) ====2NO(g) + O2(g)
c)
SrCO3(s)==== SrO(s) + CO2(g)
d)
2HBr (g)====H2(g) + Br2 (l)
e)
P4(g) + 3O2 (g) ====P4O6 (s)
f)
2CO (g) + O2 (g) ====2CO2 (g) 52
PROBLEMAS DE TP g)
2H2O (g) + 2SO4 (g) === 2H2S (g) + 3O2 (g)
h)
NH3 (g) + HCl (g) ====== NH4Cl (s)
18)
¿En qué condiciones son iguales Kc y Kp para una reacción?
19)
Para la siguiente reacción de gases ideales plantee la ecuación de equilibrio Kc y Kp.
M Además, sí
n nRT P V y V , desarrolle la ecuación que relaciona a ambas
constantes. 4HCl (g) + O2 (g) ====== 2H2O(l) + 2Cl2(g) 20)
Para la reacción entre gases ideales 2A+B ===== A 2B
Las presiones de equilibrio a una temperatura dada son de 1 atm para A; 2 atm B y 1,5 atm. A2B. Calcular la K correspondiente. R: Kp = 0,75 21)
Kp para la descomposición de N2O4 es 0.143 a 25°C. Si la presión inicial de N 2O4 en un matraz de 1,00 L a 25°C es 0,050 atm, ¿cuáles serán las presiones parciales de N2O4 y de NO2 y la presión total en el equilibrio? N2O4(g) ========= 2NO2(g) R: P(N2O4) = 0,021 atm; P(NO2)= 0,0538 atm; PT=0,0748 atm.
22)
¿Cuáles son las concentraciones en el equilibrio de N 2O4(g) y NO2(g) en el ejercicio anterior? R: 8,8 x 10-4 y 2,24 x 10-3
23)
El compuesto interhalogenado cloruro sólido de yodo ICl, se descompone en el sólido color violeta oscuro, I2 y el gas color amarillo verdoso, Cl2. a 25°C, Kp para la reacción es 0,24. 2 ICl(s) ====== I2(s) + Cl2(g) a)
Si se colocan dos moles de ICl en un recipiente cerrado, ¿cuál será de presión de Cl2 en el equilibrio?
b)
Si se colocan dos moles de ICl
en un recipiente de 1,0 L ¿Cuál será la
concentración de Cl2 en el equilibrio? c)
¿Cuántos gramos de ICl quedarán en el equilibrio en el recipiente de 1,0L? R: a) 0,24 atm; b) 9,8 x 10-3 mol/l; 53
PROBLEMAS DE TP c) 321,51 g
24)
Según la siguiente ecuación PCl5(g) ====== PCl3(g) + Cl2(g)
A 250 °C se colocó una muestra de PCl5 en un recipiente de reacción al vacío de 24,0 L y se permitió que alcanzara el equilibrio. En el análisis se encontraron 0,42 moles de PCl 5, 0,64 moles de PCl3 y 0,64 moles de Cl2 en el equilibrio. Calcule Kp y Kc para este sistema a 250°C. R: Kp= 1,631; Kc= 0,038
25)
En un recipiente de 1,0 L tenemos inicialmente 0,7 moles de PCl 5. Si calentamos a 250ºC en el equilibrio se forman 0,2 moles de Cl 2. Calcular la constante de equilibrio correspondiente a la reacción de disociación del PCl5 y las concentraciones de cada una de las especies en el equilibrio. PCl5(g) ======= PCl3 (g) + Cl2(g) R: Kc= 0,08; Kp= 3,43; [PCl5] = 0,5M; [PCl3] y [Cl2] = 0,2 M
Tensiones sobre el equilibrio 26)
4HCl (g) + O2 (g) ====== 2H2O(g) + 2Cl2(g)
∆H<0
Indicar en forma razonada cómo influirá en dicho equilibrio.
27)
a)
Explique los cambios físicos ante una disminución del volumen
b)
Un aumento de la temperatura.
c)
Una disminución de la presión.
d)
Aumento en la concentración de HCl.
e)
Añadiendo un catalizador.
¿Qué sucede a la concentración de N2 gaseoso en el sistema en equilibrio? N2 (g) + O2(g) ==== 2NO
∆H<0
Si producimos: a) Disminución en la concentración de oxígeno. b) Aumento en la presión total. c) Incremento de la temperatura. 54
PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 5
PRÁCTICO: EQUILIBRIO QUÍMICO I OBJETIVOS
Comprender la reversibilidad de las reacciones químicas y los efectos del cambio de T y concentración sobre la posición y la constante de equilibrio.
Desarrollar aptitudes experimentales para el buen desempeño en el laboratorio.
CUESTIONARIO DE ORIENTACIÓN No se desarrolla en clase. Ante cualquier duda podrá concurrir a los horarios de consulta en la Cátedra. 1) Plantee la constante de equilibrio para la siguiente ecuación: 2 NO2 (g)
∆H = - 13,9 Kcal
============== N2O4 (g)
2) ¿Qué entiende por reacción exotérmica, y por reacción endotérmica? 3) Prediga cualitativamente como varía el valor numérico de la constante de equilibrio ante un aumento de la temperatura del sistema: a) Para una reacción endotérmica. b) Para una reacción exotérmica. 4) Cualquier factor que modifique la posición de equilibrio, ¿modificará también la constante de equilibrio correspondiente? Justifique su respuesta. 5) En un recipiente de 200 ml de capacidad, a 45 C se tiene una mezcla en equilibrio de 0,0036 moles de NO2 y 0,0025 moles de N2O4. Calcular Kp y Kc para la reacción: 2 NO2 (g) =============== N2O4 (g). 6) Dada la siguiente reacción: CrO4= (ac) + H+ (ac) ============== Cr2O7= (ac) + H2O a) Nombre las especies químicas que intervienen. b) Prediga cuantitativamente qué especie química predominará ante un aumento de: I) Concentración de protones del sistema. II) Concentración de oxhidrilos del sistema. III) Concentración de CrO4= del sistema. 7) Nombre todos los factores externos que afectan la posición de equilibrio de un sistema del tipo: 2 A (g) + 4 B (s) ========= 2 AB2 (g) DH = + 3,56 Kcal.
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PROBLEMAS DE TP DESARROLLO EXPERIMENTAL Para realizar cada una de las experiencias detalladas a continuación, cada alumno deberá buscar en las mesadas (en el sitio asignado para el material de laboratorio) todo el material necesario para poder llevar a cabo la parte experimental respetando las consignas establecidas. Cada alumno deberá trabajar individualmente de modo de relacionarse con todo el material disponible.
Materiales a utilizar en este trabajo práctico: Tubos de ensayo
Vasos de precipitación
Pipetas
Morteros de porcelana
Gradillas
Papel de filtro
Tapones de goma
Virutas de Cu
Embudos
Experiencia N 1: Objetivos:
Comprender el efecto de un cambio de temperatura en la posición y constante de
equilibrio de una reacción.
Comprobar hipótesis sobre los factores que afectan el equilibrio químico a partir de
predicciones y el diseño experimental. Sistema a estudiar: 2 NO2 (g)
<============> N2O4 (g)
(pardo rojizo)
(incoloro)
Los óxidos de nitrógeno son contaminantes comunes de la atmósfera en las ciudades. Generalmente, se producen por combustión a altas temperaturas y son liberados al aire desde el escape de vehículos motorizados (principalmente diésel), de la combustión del carbón, petróleo o gas natural, y durante procesos tales como la soldadura, galvanoplastia, grabado de metales y detonación de dinamita. El monóxido de nitrógeno (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2) constituyen dos de los óxidos de nitrógeno tóxicos más importantes. El NO es un gas a temperatura ambiente de olor dulce penetrante, fácilmente oxidable a NO2con un fuerte olor desagradable. El NO 2 es un gas de color pardo-rojizo y por efecto de cambios en la temperatura del entorno puede formarse en compuestos de tetraóxido de dinitrógeno (N2O4), un gas incoloro. En la época de otoño-invierno es frecuente observar una capa de color pardo-rojizo sobre la
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PROBLEMAS DE TP ciudad de Córdoba, la que se debe preponderantemente al dióxido de nitrógeno atmosférico. Procedimientos: a) Coloque en dos tubos de ensayo una viruta de cobre y 2 ml de ácido HNO 3 concentrado (siga las indicaciones del Jefe de Trabajos Prácticos). b) Complete la siguiente reacción de acuerdo con lo que pasará al mezclar el cobre con el ácido. Realice gráficos esquemáticos de los cambios observados. Cu + .......... =============== Cu(NO3)2(ac) + 2 NO2 (g)+ ............. Aclaración: esta reacción es de oxido-reducción; es decir que los estados de oxidación de algunas sustancias participantes cambian a lo largo de la misma. Este tema se analizará en profundidad en los teóricos de la materia. Para ampliar puede remitirse a los libros de Química listados al principio de esta Guía. c) Lea y deténgase en la correspondencia que existe entre la hipótesis y las predicciones que se exponen a continuación.
HIPÓTESIS: La temperatura es una condición que afecta el equilibrio químico de una reacción. PREDICCIÓN 1: Si la reacción es exotérmica, una disminución de la temperatura favorecerá la formación de N2O4 (incoloro). PREDICCIÓN 2: Si la reacción es endotérmica, una disminución de la temperatura favorecerá la formación de NO2 (pardo-rojizo). d) Varíe la temperatura de uno de los tubos de la reacción colocándola en baño de hielo. Deje reposar unos 30 minutos. Realice gráficos esquemáticos de los cambios observados en el sistema gaseoso comparando los dos tubos. e) De acuerdo con los cambios observados, determine si la verifica la hipótesis planteada y extraiga conclusiones. ……………………………………………………………………………………………………….... ……………………………………………………………………………………………………….... ……………………………………………………………………………………………………….... ……………………………………………………………………………………………………….... ……………………………………………………………………………………………………….... ………………………………………………………………………………………………………....
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PROBLEMAS DE TP Experiencia N 2: Objetivos:
Comprender el efecto de un cambio de concentración en la posición y constante de
equilibrio de una reacción.
Elaborar hipótesis y predicciones de resultados a partir de los conocimientos teóricos
del equilibrio químico.
Sistema a estudiar: 2 CrO42-(ac) + 2 H+(ac) ============ Cr2O72-(ac) + H2O (l) (amarillento)
(anaranjado)
En base a los objetivos de esta experiencia plantee una hipótesis y elabore las predicciones respectivas. Para elaborar estas últimas, concéntrese en el reactivo señalado en negrita y tenga en cuenta que pueden utilizarse ácidos y bases.
HIPÓTESIS: …………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………… PREDICCIÓN 1: ……………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………… PREDICCIÓN 2: ……………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………
Procedimientos: a. Coloque en tres tubos de ensayo 2 ml de disolución de K2Cr2O7 0,1M. b. Enumere los tubos, agregando al primero gota a gota 1 ml de base (disolución de NaOH 1M). Al segundo tubo agregue gota a gota 1 ml de ácido (disolución de HNO3 1M.) c. ¿Qué sustancia podría agregar en el tercer tubo para que actúe como control? ¿Qué volumen? d. Escriba las reacciones para cada tubo. e. Realice gráficos esquemáticos de los cambios observados. f. Determine si se verifica la hipótesis planteada y extraiga conclusiones.
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PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 6
SEMINARIO: EQUILIBRIO ACIDO BASE - pH - HIDRÓLISIS (Consultar Tablas 2 y 3 del anexo) OBJETIVOS
Reconocer el equilibrio ácido-base como una situación particular del equilibrio químico.
Interpretar el grado de acidez o de basicidad de una solución a partir de las Ka y Kb,
respectivamente, del soluto.
Realizar cálculos e interpretar el pH y el pOH en la situación de equilibrio.
Aplicar conceptos de disoluciones.
CONCEPTOS BÁSICOS Equilibrio ácido base: se aplicarán los mismos conceptos generales de equilibrio químico, con la particularidad de analizar el equilibrio de soluciones acuosas diluidas de ácidos o bases, es decir la disociación de los mismos en agua. Así, Kc (constante para la concentraciones de equilibrio) será Ka o Kb, constante para las concentraciones de equilibrio (o constante de disociación) del ácido o de la base en cuestión. Ácido: Toda sustancia capaz de ceder protones o aceptar electrones. Base: Toda sustancia capaz de aceptar protones o ceder electrones. “Fuerza de un ácido o base”: es dependiente de la magnitud de disociación de la misma. p: “p minúscula” que antecede a cualquier símbolo indica el logaritmo negativo del valor asignado al mismo. pH: logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones, refleja la acidez o alcalinidad de un medio. La escala de pH empleada varía de 1 a 14, lo que no significa que no existan pH inferiores a 1 o superiores a 14. Así, un valor de pH bajo indica alta concentración de hidrogeniones y baja de oxidrilos, lo cual resulta en un valor alto de pOH. Hidrólisis: es la reacción con el agua, la que resulta en una alteración de los valores de H + u OH- , no debe confundirse con ionización o disociación de un compuesto.
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PROBLEMAS DE TP Es importante recordar que:
Siempre que se mezclen dos soluciones cambian las concentraciones de ambas.
Sólidos y líquidos puros no intervienen en la expresión matemática empleada para describir el equilibrio.
La concentración de H+ y OH- en agua pura a 25 °C es 1 x 10-7 M, y es este valor constante el que se altera por la presencia de ácido o base en disolución acuosa.
Kw = Ka x Kb
La sal de un ácido débil (por ejemplo: acetato de sodio) hidroliza, por lo que la solución tiene un pH básico (dado la Kb del ácido acético).
La sal de una base débil (por ejemplo: cloruro de amonio) hidroliza, por lo que la solución tiene un pH ácido (dada la Ka del amoníaco).
Procedimiento para el cálculo del pH de una solución resultante de la mezcla de un ácido y una base A) Caso 1: ácidos y bases fuertes (HCl y NaOH): a. Determinar cuántos moles reaccionan de cada uno de ellos. Tres posibles resultados: i- Sobran moles de ácido: calcular el pH con la concentración molar de los moles sobrantes (pH final ácido). ii- Sobran moles de base: calcular el pH con la concentración molar de los moles sobrantes (pH final básico). iii- No sobran moles ni de ácido ni de base ya que se consumen completamente: ha ocurrido una neutralización completa (pH final= 7). b. Calcular la nueva molaridad del ácido o la base para los casos en los que no reaccionan completamente el ácido y la base.
B) Caso 2: un ácido fuerte con una base débil (HCl y NH3): a. Determinar cuántos moles reaccionan de cada uno de ellos. Tres posibles resultados: i. Sobran moles de ácido: como el ácido es fuerte, su efecto será mucho más significativo que el que aportará la hidrólisis de la sal resultante (NH4Cl). Entonces, calcular el pH con la concentración molar de los moles sobrantes de ácido (pH final ácido). ii. Sobran moles de base: como la base es débil, la sal resultante hidrolizará (NH4Cl). Pero como también hay un exceso de la base (NH3), se formará una solución amortiguadora o buffer debido a la presencia conjunta de NH4Cl y NH3. Para calcular el pH se debe tener en cuenta el efecto del ión común. Este tema se trabajará en el próximo seminario.
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PROBLEMAS DE TP iii. No sobran moles ni de base ni di ácido ya que se consumen completamente: en este caso, se calcula el pH realizando la hidrólisis de la sal (pH final ácido). b. Calcular las nuevas molaridades.
C) Caso 3: base fuerte con un ácido débil (NaOH y ácido acético) a. Determinar cuántos moles reaccionan de cada uno de ellos. Tres posibles resultados: i. Sobran moles de ácido: como ácido es débil, la sal resultante hidrolizará (acetato de sodio). Pero como también hay un exceso del ácido (HCl), se formará una solución amortiguadora o buffer debido a la presencia conjunta del acetato de sodio y ácido acético. Para calcular el pH se debe tener en cuenta el efecto del ión común. Este tema se trabajará en el próximo seminario. ii. Sobran moles de base: como la base es fuerte, su efecto será mucho más significativo que el que aportará la hidrólisis de la sal resultante (acetato de sodio). Entonces, calcular el pH con la concentración molar de los moles sobrantes de base (pH final básico). iii- No sobran moles ni de base ni di ácido ya que se consumen completamente: en este caso, se calcula el pH realizando la hidrólisis de la sal (pH final básico). b. Calcular las nuevas molaridades.
EJERCICIOS Mediante la resolución correcta de los problemas 1, 3, 5, 7, 9, 11, 12 y 13 se adquirirán los contenidos mínimos para la comprensión del tema. 1) Dados los siguientes equilibrios de disociación: H2O + HNO3 ======= NO3- + H3O+
Ka= infinito
H2O + HCN ======= CN- + H3O+
Ka= 5x10-10
H2O + HClO ======= ClO- + H3O+
Ka= 3x10-8
H2O + HBrO ======= BrO- + H3O+
Ka= 2x10-9
H2O + HAc ======= Ac- + H3O+
Ka= 2x10-5
Ordene en orden creciente de acidez a las siguientes sustancias: HNO3, HCN, HClO, HBrO y HAc. 2) a) Muestre específicamente cómo los términos ácido, base, ácido conjugado y base conjugada se aplican al siguiente equilibrio en H2SO4 como solvente. HI
+ H2SO4 ======= IH2+ + SO4H-
HClO4 + H2SO4 ======= SO4H3 + ClO4b) Demostrar cómo el H2O puede actuar como ácido o como base de acuerdo a la teoría de Brönsted. Explique qué entiende por auto ionización del agua y plantee la constante K w.
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PROBLEMAS DE TP c) Defina pH y pOH. 3) Calcule [H+] y [OH-], pH y pOH de las siguientes soluciones acuosas: a) HCl 0,1M. b) 0,63 g de HNO3 en 100 ml de solución. c) 0,02 g de NaOH en 100 ml de solución. d) 20 ml de KOH 3x10-2 M. R: a) pH = 1; b) pH = 1; c) pH = 11,7; d) pH = 12,48
4) Si se añaden 5,15 g de HClO4 a 250ml de HClO4 0,16M suponiendo que no varía el volumen de la solución, calcular la concentración de H+ y de ClO4R: 0,36M 5) Encontrar la concentración M de H+ y OH- en las siguientes soluciones acuosas: a) pH= 4,0
c) 50ml de solución de pH= 2,10
b) pOH= 3,0
d) 30ml de solución de pH= 11,7 R: [H+] a) 1. 10-4; b) 1. 10-11; c) 7,94 . 10-3; d) 1,99. 10-12 [OH-] a) 1.10-10; b) 1.10-3; c) 1,26 . 10-12; d) 5,03 .10-3
6) Calcular la concentración de H+ y el pH de una solución de ácido acético (HAc) 0,1M. Ka acético=
2 x 10-5.
R: pH 2,85
7) Calcular [H+], [OH-] y el pH de: a) Una solución formada por la mezcla de 25ml de ácido Acético 0,1M con 35ml de H 2O. Ka acético=
2 x 10-5.
b) Una solución formada por la adición de 2,3 g de ácido fórmico HCOOH (PM= 46) a suficiente cantidad de agua para preparar 100ml de solución. Ka fórmico = 2 x 10-4 R: a) pH 3.04; b) pH 2
8) Teniendo en cuenta la fuerza de los ácidos y sus bases conjugadas, analice las características ácido - base de las siguientes soluciones: a) NaCl
b) NaAc
c)NH4Cl
I) Plantee los equilibrios correspondientes II) ¿Qué entiende por hidrólisis? 9) Calcular el pH y pOH de una solución preparada con 100 ml de HCl 0,1 M y 200 ml de 62
PROBLEMAS DE TP NH4OH 0,05 M. Kb hidróxido de amonio = 2 x10-5 R: pH 5,3; pOH 8,6
10) Calcular el pH de las siguientes soluciones: a) 50ml de H3C-COOH 0,1M con 50ml de NaOH 0,1M. b) 50ml de H3C-COOH 0,05M con 50ml de NaOH 0,1M. R: a) pH 8.72; b) pH 12.39 11) Calcular el pH de las siguientes soluciones: a) 25ml de HCl 0,2M con 50ml de NaOH 0,1M. b) 50ml de HCl 0,2M con 50ml de NaOH 0,1M. c) 50ml de HCl 0,2M com 25ml de NaOH 0,1M. d) 25ml de HCl 0,1M con 50ml de NaOH 0,2M. R: a) pH 7; b) pH 1.3; c) pH 1; d) pH 13 12) Calcular el pH de: a) 100 ml de NaOH 0,2 M; b) 50 ml de H3C-COOH 0,4 M; c) la solución resultante de mezclar las dos anteriores (a + b). Ka acéico = 2 x10-5. R: a) pH 13,3; b) pH 2,54; c) pH 8,90 13) ¿Cuál será la concentración de H+ y OH- de: a) 100 ml de NaOH 0,3 M? b) 150 HClO 0,2 M? c) La solución de hipoclorito de sodio resultante de la mezcla de las dos anteriores (a y b)? Ka hipocloroso = 3,5 x 10-8. R: H+ y OH- : a) 3,33 x 10-14 y 0,3; b) 8,36 x 10-5 y 1,19 x 10-10; 5,4 x 10-11 y 1,85 x 10-4 14) Se desea valorar una disolución de HCN (Ka= 5.10-10) aproximadamente 0.2 M con una disolución 0.2 M de NaOH. Calcular el pH el punto de equivalencia. R: pH= 11.15 SERIE COMPLEMENTARIA 1) Para cada proteína hay una concentración de iones hidrógeno en que es mínima su solubilidad. En este punto, las propiedades: viscosidad, presión osmótica y conductividad eléctrica están reducidas al mínimo y las proteínas presentan el máximo de estabilidad. A este pH se lo denomina punto isoeléctrico. El punto isoeléctrico de la gelatina corresponde a un pH 4,95 y el de las globulinas de la sangre 4,33, ¿cuál será la [H+] en cada uno de los casos? R: gelatina [H+] 1,12 . 10-5 ; globulinas [H+]4,68 . 10-5
63
PROBLEMAS DE TP
2) Los fertilizantes químicos se utilizan comúnmente para adicionar N 2 y otros elementos esenciales a las tierras de cultivo. Los abonos nitrogenados consisten en sales de amonio que por ser muy solubles en agua pueden ser lavadas por el agua de lluvia o sistemas de riego artificial. Las aguas residuales pueden pues contener concentraciones relativamente altas de amoníaco o sales amoniacales que afectan el pH del agua. a) ¿Cuál es el pH aproximado de las aguas residuales agrícolas cuya alcalinidad equivale a una concentración de 5 x 10-4 M de amoníaco (Kb = 2 x 10-5) b) ¿Cuál será el pH de las mismas cuya acidez equivale a una concentración de 1,8 g/l de nitrato de amonio. R: a) pH 10; b) pH 5.47
3) El cianuro de hidrógeno es un gas tóxico con olor a almendras amargas. En algunos estados de EE.UU. la pena de muerte a los convictos se ha aplicado mediante las "cámaras de gas" en las que este gas es utilizado. Algunos insectos también usan esta sustancia como protección contra sus enemigos. Cuando son molestados algunos ciempiés secretan soluciones diluidas de HCN. ¿Cuál es el pH aproximado de una solución 0,20 M de HCN? (Ka = 5 x 10-10) R: pH 5
4) Los organismos marinos a diferencia de los mamíferos terrestres y los insectos, eliminan los desechos nitrogenados en forma de amoníaco. ¿Cuál es el pH de un acuario, suponiendo que todas las especies allí existentes han eliminado amoníaco a una concentración 0,023 M? R: pH 10.82 5) La nicotina (C10H14N2O), alcaloide tóxico del tabaco, se usa en soluciones acuosas como insecticida y su Kb es 1 x 10-6. ¿Cuál es el pH aproximado de una solución que contiene 10 g de nicotina por litro? R: pH 10.38 6)¿Cuál es la relación [HCO3- ] : [H2CO3] que se requiere para mantener un pH de 7,4 en la corriente sanguínea, sabiendo que el valor de Ka para el H2CO3 en la sangre es de 8,0 x 10-7 ? R: 20.1
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PROBLEMAS DE TP
CLASE N °7 PRACTICO: INDICADORES NATURALES y pH OBJETIVOS
Modificar experimentalmente reacciones de equilibrio ácido-base e interpretar los
resultados.
Aprender a medir el pH de una solución y relacionar el valor experimental con el valor
teórico, a fin de evaluar si se ha trabajado correctamente (sin errores operativos). CONCEPTOS BÁSICOS Indicadores Acido-Base Los indicadores ácido-base están constituidos por ácidos o bases orgánicas débiles, en las cuales la forma disociada tiene una estructura diferente de la no disociada y cada una de ellas se caracteriza por presentar diferente color. La razón que explica el cambio de color es que existe un equilibrio entre las dos formas diferentes del indicador. Para el rojo de metilo (un indicador ácido-base) este equilibrio puede demostrarse por la ecuación: HIn
===================== In- + H+
Forma ácida
Forma básica
Rojo
Amarillo -
En las disoluciones básicas (aumento de OH ) el indicador existe como In- debido a la baja concentración de H+. En disoluciones ácidas, la concentración de H+ es mayor, siendo ésta la causa de que el indicador esté presente como HIn. Debido a que casi todos los indicadores son ácidos orgánicos débiles o bases orgánicas débiles se cumple en ellos esta condición de equilibrio.
Indicadores Naturales La mayoría de los pigmentos rojos y azules de las flores son flavonoides y se encuentran en las plantas como glicósidos. Dentro de estos compuestos muchos tienen colores distintos según varíe la concentración de H+ u OH- (es decir que se comportan como indicadores ácidobase naturales). Estos cambios de color ocurren porque las moléculas son ácidos o bases en las cuales la forma no disociada tiene un color distinto a la disociada. Un claro ejemplo es el del color de las flores de las hortensias, que depende de la acidez que hay en el suelo. Si el suelo es ácido, sus pétalos se verán de color azulado, pero si es básico, el color será rosado.
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PROBLEMAS DE TP En este grupo de compuestos encontramos las antocianinas, que son pigmentos solubles en agua y responsables de gran variedad de colores de flores y frutos: rojo, violeta y azul. Tienen carácter anfótero, con ácidos generalmente son rojas, sus sales metálicas (al combinarse con una base que tenga un metal) son azules y en solución neutra son de color violeta.
HAn + NaOH
===============
NaAn + H2O
Forma ácida
Sal metálica
Roja
Azul
DESARROLLO EXPERIMENTAL Para realizar cada una de las experiencias detalladas a continuación, cada alumno deberá buscar en las mesadas (en el sitio asignado para el material de laboratorio) todo el material necesario para poder llevar a cabo la parte experimental respetando las consignas establecidas. Cada alumno deberá trabajar individualmente de modo de relacionarse con todo el material disponible.
Materiales a utilizar en este trabajo práctico: Matraces aforados
Papel indicador de pH
Pipetas
Indicadores ácido- base
Tubos de ensayo
Experiencia Nº 1: Objetivos:
Estudiar el empleo de pigmentos naturales como indicadores ácido-base.
Demostrar la influencia de la concentración de H+ y OH- sobre el equilibrio de pigmentos naturales.
Procedimientos: a) Preparación del extracto: se toman 5 a 10 g de material vegetal a determinar. Por ejemplo, pétalos de flores o frutos, hojas. Se homogeneizan en un mortero de porcelana a fin de facilitar la disgregación del material agregando si es necesario pequeños volúmenes de agua destilada. El homogeneizado se filtra recogiendo el filtrado en un tubo de ensayo. b) El color del extracto obtenido se debe a un equilibrio químico entre diferentes formas de uno o varios compuestos, organice experiencias a partir de las cuales se modifique la condición de equilibrio y trate de restablecer el mismo. c) Interprete los resultados.
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PROBLEMAS DE TP Experiencia Nº 2: Objetivo:
Aprender a medir el pH con pH-metro y papel indicador.
Comparar e interpretar los valores de pH teóricos y los obtenidos experimentalmente.
Procedimientos: a) Prepare 100 ml de solución de pH = 1 a partir de HCl comercial de densidad 1,19 g/ml y de concentración 37 % P/P (siga las indicaciones del Jefe de Trabajos Prácticos). b) Tome el pH. Guardar esta solución después de rotulada, anotar el valor de pH hallado y compararlo con el teórico. pH teórico
pH experimental
c) Tome 1,0 ml de la solución preparada, colóquelo en un matraz de 100,00 ml de capacidad y enráselo. Calcule el valor teórico de pH. Luego tome el valor experimental. Anote y compare el valor de pH obtenido con el calculado. pH teórico
pH experimental
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PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 8 SEMINARIO: DISOLUCIONES REGULADORAS (BUFFER) Objetivos:
Reconocer una solución reguladora como una situación particular del equilibrio químico.
Evaluar la capacidad amortiguadora de las soluciones buffer ante el agregado de ácidos y bases.
Valorar la importancia de las soluciones reguladoras en la naturaleza.
CUESTIONARIO GUÍA: Objetivos:
Repasar conceptos vistos hasta el momento necesarios para la comprensión del tema “soluciones amortiguadoras”.
Indagar el grado de comprensión del concepto de “buffer”.
Para resolverlo, ten en cuenta que puede haber más de una opción correcta para cada pregunta. 1) El pH resultante de la mezcla de una solución ácida y de una básica es siempre igual a: a) 7. b) depende de las concentraciones iniciales del ácido y de la base. c) si las concentraciones iniciales del ácido y de la base son iguales, el pH final es 7. d) b y c son correctas. e) depende de la naturaleza química del ácido y de la base. f) menos o más de 7, pero nunca 7. 2) En relación con las constantes de equilibrio (K): a) Kc depende de la temperatura, pero no Kp. b) Para la disociación del ácido clorhídrico gaseoso en agua, Kc = Ka (K ácida). c) Su valor puede conocerse cuando las velocidades de la reacción derecha e inversa se hacen iguales (expresada por ejemplo en moles/segundo). d) La opción “b” es correcta, pero no aplica para un ácido débil. e) Sólo puede calcularse cuando la concentración inicial de productos es igual a cero. f) Depende de las concentraciones iniciales de los reactivos. 3) ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas y cuáles son falsas? a) La disociación en agua de una base siempre genera iones que pueden comportarse como ácidos. b) Es correcta la opción “a” pero no sucede lo inverso para los ácidos (es decir, que al disociarse en agua generen iones que se comporten como bases). c) Es incorrecta la opción “a” porque sólo ocurre con las bases que son
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PROBLEMAS DE TP débiles. d) La disociación en agua del cloruro de potasio sólido forma iones que hidrolizan para mantener el pH en 7. e) El anión de la disociación del cloruro de sodio en agua no hidroliza, porque proviene de un ácido fuerte, pero si proviniera de un ácido débil sí reaccionaría con agua. f) Las opciones “d” y “e” son verdaderas sólo si está presente una solución amortiguadora o buffer. 4) Si tengo una solución buffer formada por amoníaco y cloruro de amonio, y agrego: a) agua, el pH no va a disminuir por efecto dilución. b) agua, el pH no va a disminuir pero su capacidad amortiguadora sí. c) cloruro de amonio sólido, el pH no cambiará. d) cloruro de amonio sólido, la K no cambiará. e) una solución de ácido clorhídrico, la concentración de cloruro de amonio aumentará. f) una solución de hidróxido de sodio, una parte o todo el amoníaco se consumirá.
CONCEPTOS BÁSICOS: Una disolución amortiguadora, reguladora o buffer es la que admite la adición de ácido o base sin que se produzcan grandes cambios de pH. Las disoluciones amortiguadoras constan de un ácido débil y su sale, una base débil y su de sus sale, o una combinación de ácidos y bases débiles. La eficacia de la capacidad amortiguadora refiere a la máxima cantidad de ácido o de base que puede añadirse a un buffer antes de que pierda su capacidad para amortiguar los cambios de pH. Esta capacidad depende de la concentración de sus componentes y es máxima cuando se encuentran en proporciones aproximadamente iguales (es decir la relación entre el ácido o base y su sal es 1). La solución buffer pierde su capacidad amortiguadora (se agota como tao) cuando la mayor parte de su base débil se ha convertido en su ácido conjugado o cuando la mayor parte del ácido débil se ha convertido en su base conjugada. Por ello resulta fundamental conocer cuáles son los componentes del buffer que van a reaccionar ante el agregado de un ácido o base. La sangre, que puede ser vista como un tejido líquido en el que las células se hallan en suspensión, es un ejemplo característico de solución reguladora, ya que su valor de pH ronda entre los 7.39 y 7.45. Cuando su valor disminuye por razones metabólicas (al ingerir alimentos ácidos como cítricos o conservas, o al realizar actividad física intensa) o respiratorias (cuando disminuye la concentración de oxígeno en el aire que ingresa a los pulmones), la condición se denomina acidosis, y asume el tipo de origen que tiene: acidosis metabólica o acidosis respiratoria. Del mismo modo, cuando el pH de la sangre aumenta, el fenómeno se llama alcalosis, pudiendo también ser metabólica o respiratoria. Según Reboiras (2006), el cuerpo humano utiliza tres procedimientos básicos para controlar el pH: a) la sangre posee varios sistemas amortiguadores, entre los que se destacan los pares
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PROBLEMAS DE TP H2CO3/HCO3- (ácido carbónico/bicarbonato) y H2PO4-/HPO42-.y la hemoglobina en forma de par ácido-base conjugado; b) en los riñones se absorbe o desprenden protones (H +); y c) la concentración de H+ también está influenciada por la desaparición del dióxido de carbono en los pulmones (por difusión en los alveolos). De este modo, su la sangre es demasiado básica, las moléculas de ácido carbónico neutralizan el exceso de iones OH-: H2CO3 + OH- === H2O + HCO3En otros casos, como cuando los riñones no son capaces de eliminar el exceso de iones H + de la sangre y disminuye el pH de la misma, se activa el sistema regulador del bicarbonato que consume este exceso de protones: HCO3- + H+ === H2CO3 Situaciones análogas pueden darse con el “mal de altura”, síndrome ocasionado por la baja presión parcial de oxígeno en zonas que superan los 2500 m de altitud sobre el nivel del mar. En su forma leve se manifiesta con dolores de cabeza, falta de apetito, náuseas, fatiga o cansancio, sangrado en la nariz, pulso acelerado y edema (hinchazón) periférico (manos, pies). En estos casos, la respuesta ventilatoria es la más inmediata y decisiva debido a que la hiperventilación (frecuencia respiratoria incrementada) provoca una alcalosis respiratoria que compensa la acidosis dada por la falta de oxígeno. Si la exposición a estas condiciones continúa por varios días, se activa la excreción renal del bicarbonato. Estos temas serán tratados con mayor profundidad durante la carrera en materias como Química Biológica y Fisiología Animal. Sin embargo, “buffer” es un tema estructurante en toda la Biología y las Ciencias Ambientales ya que numerosos procesos bioquímicos, químicos e industriales dependen de la presencia y efectividad de soluciones amortiguadoras. Aprender a preparar buffers, calcular concentraciones de iones y el pH son nociones fundamentales para el ejercicio profesional del biólogo. EJERCICIOS Mediante la resolución correcta de los problemas 1, 4, 5, 6, 9 y 10 se adquirirán los contenidos mínimos para la comprensión del tema. 1) Completa el siguiente cuadro teniendo en cuenta la naturaleza de la solución amortiguadora y la solución que se incorpora al mismo. Ten en cuenta que el ión acetato puede ser representado como “Ac”, de forma que el ácido acético sería “HAc”.
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PROBLEMAS DE TP
Reacciona con la base conjugada del ácido débil
+ HCl
Reacción:
Buffer ácido
HCl + NaAc
(ácido acético y
HAc + NaCl
acetato de sodio) se consume HAc ==== H+
se genera
+ AcReacciona con el ácido débil
NaAc
Na+ + Ac-
+ NaOH Reacción:
ión común
HAc + NaOH
…………………………… …
NaAc + H2O
……………………………
Reacciona con …………………………………
+ HCl
………………………………………………………………………… Reacción:
Buffer básico
___ + ___
(amoníaco y
___ + ___
cloruro de amonio) ………………………… .... ==== .... + .... ....
.... + ....
……………………………
Reacciona con …………………………………
+ NaOH
………………………………………………………………………… Reacción:
ión común
___ + ___
…………………………
___ + ___
……………………………
2) ¿Qué sucederá con el valor de pH de un buffer ante el agregado de las disoluciones que figuran en tabla? Realice las reacciones químicas para cada caso y justifique sus respuestas.
Tipo de buffer
Disolución que se agrega Ácido fuerte
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pH (=, ↑ o ↓)
PROBLEMAS DE TP Ácido
Base fuerte
(por ejemplo:
Sal de la base conjugada
HAc/NaAc)
Sal de un ácido débil distinto al componente del buffer (por ejemplo, formiato de sodio) Base fuerte
Básico
Ácido fuerte
(por ejemplo:
Sal del ácido conjugado
NH3/NH4Cl)
Sal de una base débil distinta al componente del buffer (por ejemplo, cafeinato de sodio)
3) Calcular el pH de una solución de H3C-COOH/H3C-COONa con concentraciones de 0.5 M y 0.4 M, respectivamente. R: 4.6 4) ¿Cuántos moles de cloruro de amonio deben disolverse en 1 litro de solución 0,1 M de amoníaco (Kb= 1.8 x 10-5) para que funcione como una solución amortiguadora a un pH= 9? R: 0.18 moles 5) Calcule el pH resultante de la mezcla de las siguientes soluciones: 50 mL de HCl 0.1 M con 50 mL de NH3 0.05 M. De ser necesario, suponga volúmenes aditivos. R: 1.6 6) ¿Cuál será el número de moles de cloruro de amonio contenidos en 400 mL de disolución, para que al agregarlos a 600 mL de amoníaco 0.6 M se obtenga una solución buffer de pH igual a: a) 8.6? b) 7.0? Interprete las diferencias en los resultados. Suponga volúmenes aditivos. R: a) 1.8; b) 72 7) ¿Cuál de las siguientes mezclas acuosas no es una verdadera disolución reguladora? El volumen total es un litro. a) 1.0 mol de NH3 + 0.5 mol de KOH. b) Ninguna de estas disoluciones. c) 1.0 mol de NH3 + 0.5 mol de HCI. d) 1.0 mol de NH3 + 0.5 mol de NH4Cl.
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PROBLEMAS DE TP e) 1.0 mol de NH4Cl + 0.5 mol de KOH. R: c y d 8) Calcular el pH de una solución formada por la mezcla de 50 mL 0.1 M de hidróxido de sodio y 50 mL de ácido acético 0.5 M. De ser necesario, suponga volúmenes aditivos. R: 4.1 9) Calcular la variación de pH que se producirá al añadir 20 mL de NaOH 0.1 M a 80 mL de una disolución amortiguadora formada por NH3 0.169 M y NH4Cl 0.183 M. En caso de ser necesario suponga que los volúmenes son aditivos. R: el pH pasa de 9.26 a 9.39, diferencia = 0.13 10) Una disolución reguladora ha sido preparada disolviendo 0.020 moles de ácido propiónico y 0.015 moles de propionato de sodio en agua y completando con agua destilada hasta alcanzar 1 L de solución. Ka= 1.3x 10-5 a) ¿Cuál es el pH de la solución reguladora? b) ¿Cuál será el cambio de pH si se añaden 1.10-5 moles de HCl (en estado gaseoso) a 10 mL de dicha solución? Asuma que no se producen cambios de volumen en la solución. R: a) 4.76; b) 4.71 11) Calcular el pH final de 50 mL de solución 0.4 M de ácido acético a la que se agregan 50 mL de acetato de sodio 0.2 M. Suponga volúmenes aditivos. R: 4.4 12) Dentro del área de biotecnología, la industria farmacéutica emplea hongos para la producción de antibióticos. Los cultivos de hongos deben ser mantenidos bajo cuidadosas condiciones, incluido el control de pH mediante buffers. Para un medio de cultivo para síntesis de penicilina se preparó una solución buffer con 75 g de ácido acético y 90 g de acetato de sodio disueltos en 25 L. ¿Cuál es el pH de esta solución? R: 4.6 13) El Deuterio es un isótopo no-radioactivo del hidrógeno, con una masa atómica que es doble de la del hidrógeno normal. En un experimento hecho para estudiar los efectos del agua pesada (D2O) sobre los organismos vivos, la solución destinada al cultivo de bacterias fue preparada con agua pesada y estabilizada (buffer) con una mezcla de 15 g de acetato de sodio y 10 g de ácido deuteroacético, H3C-COOD (Ka en D2O: 5,5 x 10-6) disueltos hasta 100 mL de solución. ¿Cuál era aproximadamente el pH del buffer? (en este caso sería más apropiado referirse al pD en vez del pH). R: 5.2 14) Un cultivo de bacterias fue mantenido en un medio acuoso estabilizado con una solución preparada con 0.25 M de amoníaco y 0.35 M de cloruro de amonio. Periódicamente se retiraron muestras del cultivo para ser tratadas con ácido pícrico, a fin de colorear y examinar 73
PROBLEMAS DE TP así las bacterias. Suponiendo que el ácido pícrico monoprótico estuviera ionizado 100%, ¿cuál sería el pH de una solución preparada mezclando volúmenes iguales de la solución buffer y solución 0.050 M de ácido pícrico? Kb del amoníaco 2 x 10-5. R: 9 15) Calcular el pH del ácido benzoico (C6H5-COOH) en una disolución de 100 mL que contiene 1.22 g de ácido benzoico y 2.88 g de benzoato de sodio. ¿Cuál será el pH antes y después de añadir a la disolución anterior 50 mL de HCl 0.05 M? Ka para el ácido benzoico = 6,3 x 10-5. Suponga volúmenes adtivos. R: pH inicial = 4.50; pH final = 4.44
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PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 9
PRÁCTICO: DISOLUCIONES REGULADORAS OBJETIVOS
Probar la capacidad amortiguadora de soluciones reguladoras.
Detectar las condiciones que determinan la capacidad reguladora de una solución buffer.
CUESTIONARIO DE ORIENTACIÓN 1)
Describa por medio de reacciones en equilibrio la razón por la cual se mantiene relativamente constante el valor de pH de una disolución buffer formada por CH3COOH/CH3COONa cuando se agrega una pequeña cantidad de HCl o NaOH.
2)
¿Cuáles iones provenientes de las siguientes sales pueden disminuir o aumentar el pH del agua? Justifique su respuesta y escriba las fórmulas. Carbonato ácido de sódio Cloruro de sodio Carbonato de sódio Sulfato cúprico o sulfato de cobre (II) Fosfato de sódio Cloruro de aluminio Fosfato ácido de potasio Cloruro de magnesio Cloruro de amonio Bromuro de potasio
3)
Una solución reguladora, ¿puede mantener indefinidamente su poder amortiguador ante el agregado de ácidos o bases?
CONCEPTOS BÁSICOS La contaminación de los suelos superficiales El suelo no sólo constituye una parte del ecosistema sino que cumple un rol básico en la supervivencia de los humanos debido a que se encuentra estrechamente relacionado con la productividad de los agroecosistemas. Kabata-Pendias y Murkherjee (2007) sostienen que el suelo actúa como un sistema de filtro, amortiguamiento, almacenamiento, transformación y protección contra los efectos de la contaminación. Además, representa la fuente principal de
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PROBLEMAS DE TP metales y elementos traza para las plantas, algunos de ellos nutrientes, aunque también constituye un reservorio para los contaminantes orgánicos e inorgánicos que de depositan sobre él. A su vez, el suelo aporta directamente elementos y compuestos diversos al hombre a través de su ingestión, de la inhalación de polvo y de la absorción a través de la piel. La frecuente asociación de la contaminación por metales pesados como el Pb, Cd, Ni, Mn, Zn y Cu con la deposición atmosférica ácida (principalmente de azufre y nitrógeno –y sus diversos compuestos como el dióxido de azufre, y los óxidos de nitrógeno representados como NOx- determina relaciones ambientales particulares en cuanto a la disponibilidad, efectos tóxicos y daños en los materiales. Recuperando la idea de “buffer”, las propiedades del suelo que determinan su capacidad de amortiguamiento son su pH inicial, el contenido de arcillas, su composición de minerales, el contenido de materia orgánica y el contenido de (hidr)óxidos de Al(III), Fe(III) y Mn (III/IV) (James, 2005). De estas propiedades, Sposito (2008) afirma que el humus o materia orgánica del suelo es el principal factor en esta regulación de las concentraciones de los protones y cationes. La reacción de intercambio catiónico de una porción de suelo en solución con un catión como Ca 2+ puede ser representada de la siguiente manera: SH2(ac) + Ca2+(ac) === SCa(ac) + 2H+(ac) donde “S” significa una molécula hipotética de algún ácido húmico y “ac” significa “acuoso”; es decir, formando una disolución. Sin embargo, el subíndice “ac” de los términos SH2(ac) y SCa(ac) pueden ser reemplazados por una “p”, entendiéndose por ello su presencia en forma de partículas en suspensión. La capacidad buffer del suelo se determina agregando cantidades crecientes de un ácido o base a una masa determinada de suelo, midiendo el pH luego de un tiempo suficiente para equilibrar y estabilizar la mezcla según la siguiente fórmula (James, 2005):
donde β es la capacidad buffer en unidades de moles de H+ o OH- agregados por kg de suelo (dC) por unidad de cambio de pH, dpH. Para calcularlo y representarlo se realiza un gráfico de coordenadas cartesianas en las que se establece el pH en el eje de las ordenadas (eje y), como función de los moles de protones u oxidrilos, que se colocan en las abscisas (eje x). DESARROLLO EXPERIMENTAL Para realizar cada una de las experiencias detalladas a continuación, cada alumno deberá buscar en las mesadas (en el sitio asignado para el material de laboratorio) todo el material necesario para poder llevar a cabo la parte experimental respetando las consignas
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PROBLEMAS DE TP establecidas. Cada alumno deberá trabajar individualmente de modo de relacionarse con todo el material disponible.
Experiencia Nº 1: Objetivo:
Elaborar soluciones amortiguadoras.
Procedimientos: 1) Prepare una solución buffer a partir de las disoluciones con las que cuenta en el laboratorio. Decida la relación entre las concentraciones de las sustancias intervinientes que sea más conveniente. 2) Prediga teóricamente (mediante cálculos) los valores de pH de cada solución por separado y de la solución amortiguadora final. Interprete los resultados. 3) Medir el pH de las tres soluciones y compare los resultados experimentales con los obtenidos en el punto anterior. Interprete los resultados. 4) Diluir 5 mL de la solución amortiguadora agregando agua destilada hasta volumen total de 25 mL. Calcule teóricamente el pH y determine su valor experimentalmente. ¿Qué influencia tiene sobre el pH la dilución de la solución buffer? ¿La capacidad para amortiguar cambios de pH de un buffer, depende de su concentración? 5) Explique las diferencias que pudieran haber entre el pH experimental y el pH teórico en función de los instrumentos utilizados.
Experiencia N°2: Objetivo:
Poner a prueba la capacidad amortiguadora de las soluciones buffer.
Procedimientos: a) Diseñe experiencias con ácidos (HCl) y bases (NaOH) fuertes para poner a prueba la capacidad amortiguadora del buffer o buffers anteriormente elaborados. Realice los controles necesarios. b) Escriba las reacciones y cálculos del pH teórico. c) Mida el pH experimentalmente y compárelo con el pH teórico. d) Vuelva a las preguntas del punto “4” de la experiencia anterior y modifique o amplíe su respuesta en caso de ser necesario. e) Interprete los resultados y extraiga conclusiones.
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PROBLEMAS DE TP Experiencia N°3 (adaptado de US EPA, 2007): Objetivo:
Calcular y poner a prueba la capacidad amortiguadora del suelo.
Procedimientos: a) Coloque cantidades conocidas de suelo de distintos tipos y granulometrías (suelos ricos en humus, suelos arenosos, arena, arcilla, etc.) en un vaso de precipitado. Quite previamente de forma manual o con un tamiz la materia orgánica (hojas secas, etc.) y rocas que pudiera contener. b) Agregue un volumen conocido de agua destilada, mida el volumen final o llévelo a uno conocido (trasvase cuantitativamente a un recipiente adecuado) y determine el pH una vez que se haya estabilizado la mezcla. c) Coloque la misma cantidad de agua destilada que el volumen final del punto “b” en otro recipiente. Mida el pH, interprete este valor y compárelo con el obtenido con la solución de suelo. d) Prepare soluciones ácidas simulando la lluvia ácida. Tenga en cuenta que la lluvia tiene en condiciones normales un pH de 5.6 y que la lluvia ácida uno inferior, que puede llegar hasta un valor de pH de 3.5. e) Coloque alícuotas iguales de estas soluciones ácidas a los recipientes de agua destilada y solución de suelo y mezcle con varilla de vidrio durante unos segundos. Mida e interprete los cambios en el pH. Tome nota de todos los datos registrados. f) Puede modificar las condiciones de este experimento con el agregado de pequeñas cantidades de cal hidratada o cemento al suelo, o con el agregado de soluciones alcalinas, típicas de la deposición atmosférica húmeda en los alrededores de plantas cementeras. g) Prepare al menos tres mezclas de suelo diferentes con agua destilada (de la misma manera que en los puntos anteriores) y con el agregado de bases y ácidos fuertes determine la “capacidad buffer” de cada muestra según la fórmula dada por James (2005). Tenga en cuenta que no es necesario usar cantidades de suelo iguales a 1 kg, pero sí cantidades iguales y conocidas en todos los casos. No obstante, no olvide de expresar la capacidad buffer en las unidades correctas. h) Grafique los moles de H+ y OH- agregados a cada tipo de suelo en función de cambios de pH unitarios (iguales a un punto). Es decir, grafique los moles de protones u oxidrilos necesarios para que la solución aumente o disminuya un punto en la escala de pH. i) Interprete los resultados obtenidos en función de la tipología del suelo, de las soluciones amortiguadoras y de los cambios climáticos y contaminación ambiental.
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PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 10
SEMINARIO: EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD OBJETIVOS
Reconocer la solubilidad como una situación particular del equilibrio químico.
Comprender que la capacidad de las sustancias para disolverse a una temperatura
dada depende del solvente y de los solutos que puedan estar en él.
Predecir si una determinada solución formará precipitado o no.
CONCEPTOS BÁSICOS Hasta ahora hemos hablado de equilibrios acuosos dados por ácidos y bases, y la formación de sus sales. Ahora se aplicarán los mismos principios al equilibrio que existe entre una sustancia sólida (poco soluble, es decir de escasa disociación en agua a temperatura ambiente) y sus iones disueltos en una solución saturada. Se puede utilizar la constante de equilibrio de disolución de una sustancia para predecir la solubilidad de una sal y controlar la formación de precipitado. El equilibrio de solubilidad es aquel equilibrio químico en que intervienen compuestos iónicos poco solubles (se debe interpretar como poco soluble a temperatura ambiente, por lo que la solubilidad es relativa según las condiciones de la disolución) y que implica la disolución y precipitación de los mismos. Así, este equilibrio se establece entre un sólido en contacto con sus disoluciones saturadas. Innumerables procesos naturales involucran equilibrios de solubilidad; como ejemplos pueden mencionarse: la formación de caries por disolución del esmalte dental, la producción de cálculos renales por precipitación de ciertas sales, la formación de estalactitas y estalagmitas por precipitación del CaCO 3 presente en las aguas mineralizadas que atraviesan las cavernas de piedra caliza. Para los equilibrios de solubilidad puede definirse una nueva clase de constante de equilibrio llamada producto de solubilidad (Kps), cuyo valor indica el grado de solubilidad de un compuesto. Así, los productos de solubilidad pueden utilizarse para determinar si en una disolución dada se formará o no un precipitado, las concentraciones de los iones que permanecen en disolución después de la precipitación y el grado de precipitación de varios compuestos poco solubles que estén presentes en esa disolución, así como el orden en que lo harán. Por lo general, la expresión del producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones de los iones que lo constituyen, elevadas cada una a la potencia que corresponde al número de iones en una unidad fórmula del compuesto. Por otro lado, la
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PROBLEMAS DE TP solubilidad molar de un compuesto es el número de moles del mismo (no de iones) que se disuelven en un litro de solución (saturada), es decir que la solubilidad hace referencia a lo que se disuelve del compuesto. EJERCICIOS Mediante la resolución correcta de los problemas 1, 2, 4, 6, 8 y 10 se adquirirán los contenidos mínimos para la comprensión del tema. (Consultar Tabla 4 del anexo) 1) El Kps del CaF2 es 4.10-11 a 25C a) Calcular la solubilidad en moles/l del CaF2 en agua destilada. b) ¿Cuántos moles de CaF2 se disuelven en 200 ml de agua sin que aparezca precipitado? R: a) 2,15 10-4 moles/l, b) 4,30 10-5 moles
2) La solubilidad del PbSO4 en agua es 0.0433 mg/ml a una temperatura de 20C. a) Exprese la solubilidad del PbSO4 en moles/l. b) Calcular el Kps del PbSO4 a la temperatura dada. R: a) 1,43 10-4 moles/l, b) 2,04 10-8
3) Experimentalmente se encontró que una solución saturada de BaF 2 en agua pura a 25C tiene una concentración de ión Ba2+ de 7,6 x 10-3 moles/l. a) Hallar el Kps del BaF2. b) Calcular la concentración del ión F-. R: a) 1,76 10-6 , b) 1,52 10-2 M 4) El Kps del AgCl es 1,7 x 10-10 a 25C. En tres recipientes se colocan 20 g de AgCl. Al primero se le agregan 2 l de agua, al segundo 1 l y al tercero 0,5 l de agua. Calcule la concentración molar de iones en solución en cada recipiente.
R: en 0.5L: 1,3.10-5M; en 1L: 1,3.10-5M; en 2L: 1,3.10-5M
5) La solubilidad del Ag2CrO4 es 4,35 mg/100ml a 25C. Calcular la concentración de los iones en equilibrio a esa temperatura. R: 1,31 10-4M y 2,62 10-4M
6) Calcule las solubilidades molares, concentraciones de los iones y solubilidades en g/l del AgCl (Kps= 1,7 x 10-10) y Zn(OH)2. (Kps Zn(OH)2 = 4,5 x 10-17)
80
PROBLEMAS DE TP R: s AgCl = 1.3 x 10 -5 M y 1.9 x 10-3 g/l; [Ag] = [Cl] = 1.3 x 10-5 s Zn(OH)2 = 2.2 x 10-6 M y 2.2 x 10-4 g/l; [Zn 2+] = 2.2 x 10-6; [OH] = 4.4 x 10-6 7) La solubilidad molar del fluoruro de magnesio es 1.2 10 -3 en agua pura 25 º C. Calcule la solubilidad molar de este compuesto en fluoruro de sodio 0.10 M, a 25 ºC. K ps MgF2 = 6.4 10-9. R: 6.4 x 10-7. 8) Si se mezclan 20 ml de cloruro de bario 0.01 M con 30 ml de fluoruro de sodio 0.01 M, ¿se formará precipitado? ¿Por qué? Kps BaF2 = 1.4 10-6. R: no, Q < Kps 9) ¿Precipitará hidróxido de calcio al mezclar 2 l de CaCl 2 0.05 M con 0.5 l de NaOH 0.5 M? Kps Ca(OH)2 = 6.5 10-6. R: si, Q > Kps 10) Sabiendo que el Kps del cromato de plata es 1.9 10-12, calcular cuántos gramos de cromato de plata podrán disolverse en 5.6 l de a) nitrato de plata 0.125 M y b) cromato de sodio 0.125 M. R: a) 2.3 x 10-7; b) 3.6 x 10-3 g.
11) Si se mezclan 25 ml de BaCl2 0.012 M con 50 ml de Ag2SO4 0.01 M ¿Cuáles serán las concentraciones de los iones en la disolución? Kps AgCl = 1.7 x 10 -10 ; Kps BaSO4 = 1.5 x 10-9 R: Cl- = 3 x 10-8; Ba2+ = 5.6 x 10-7; Ag+ = 5.10-3 M y SO4= = 2,7.10-3 M 12) Si bien se reconoce el efecto analgésico y antipirético de la aspirina, el consumo de cantidades superiores a su solubilidad puede provocar graves trastornos. El ácido acetil salicílico mismo es un ácido moderadamente fuerte (K a=3,3 x 10-4). ¿Cuál es el pH aproximado de una solución acuosa saturada de aspirina? Considere que la aspirina, al disolverse, forma una solución molecular e inmediatamente se ioniza liberando protones. Solubilidad: 0,35 g x 100 ml de H2O. PM: 186. R: 2,6 13) Residuos industriales y restos de productos agroquímicos son las fuentes principales de metales pesados contaminantes del agua. Entre éstos, el plomo puede causar serios trastornos cerebrales. ¿Cuál es la concentración de Pb +2 en ppm, en las aguas de un pozo de desagüe de una fundición, en el cual hay un sedimento lodoso de PbCO3? (Kps para el PbCO3 = 1,5 x 10-3. R: 8.017 ppm. 81
PROBLEMAS DE TP
CLASE N° 11 PRÁCTICO: EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD y TITULACIÓN
OBJETIVO
Detectar las condiciones que determinan la solubilidad de una sustancia y experimentar
sobre las mismas. CUESTIONARIO DE ORIENTACIÓN 1) Dadas las siguientes reacciones químicas en equilibrio: AgCl (s)
=========
Ag+(ac)
+
Cl-(ac)
Ag2CrO4 (s)
=========
2Ag+ (ac)
+
CrO=4 (ac)
a- Escriba la expresión de la constante de equilibrio (K ps) para cada uno de los casos. b- Exprese la concentración de los iones en función de la solubilidad de la sal en los equilibrios dados. c- Calcule la solubilidad de cada sal en los equilibrios dados en moles/l (solubilidad molar) y g/l. 2) ¿Qué diferencia existe entre el producto de solubilidad (Kps) y el producto iónico (Q)? ¿Qué relación guardan entre sí (>, < o =) en las soluciones insaturadas, saturadas y sobresaturadas? 3) ¿Qué entiende por efecto del ión común? Explique de qué manera se afecta la solubilidad del AgCl al agregar AgNO3 a una solución saturada del mismo. 4) ¿Cómo influye el pH estomacal para favorecer la disolución de la leche de magnesia Mg(OH)2? 5) Al aumentar la temperatura del sistema, ¿cómo varía el valor del K ps de una sustancia cuya disolución es un proceso endotérmico?. Fundamente su respuesta. 6) Considere una solución que contenga concentraciones iguales de Ca + y Ba+. ¿Qué características deberían tenerse en cuenta al elegir un reactivo que permita una precipitación fraccionada de estos iones? Ejemplifique justificando su respuesta. 7) ¿Se puede decir que una sustancia es realmente insoluble? ¿Qué se indica normalmente al afirmar que una sustancia es insoluble?
DESARROLLO EXPERIMENTAL Para realizar cada una de las experiencias detalladas a continuación, cada alumno deberá buscar en las mesadas (en el sitio asignado para el material de laboratorio) todo el material
82
PROBLEMAS DE TP necesario para poder llevar a cabo la parte experimental respetando las consignas establecidas. Cada alumno deberá trabajar individualmente de modo de relacionarse con todo el material disponible.
Experiencia Nº 1: Objetivos:
Preparar una sal insoluble a partir de una soluble y un ácido fuerte.
Predecir los cambios en el equilibrio de solubilidad al modificar las condiciones del
sistema. Materiales: Tubos de ensayo, gradilla, pipetas. Soluciones de BaCl2 0,2 M y H2SO4 0,1 M. Procedimientos: a) Colocar en un tubo 3 ml de BaCl2 0,2 M. b) Agregar 8 ml de una solución de H2SO4 0,1 M. Dejar decantar 60 minutos. c) Calcular la concentración de sal precipitada y la cantidad de iones en el sobrenadante. d) Separar cuidadosamente 4 ml del líquido sobrenadante y colocar 2 ml en dos tubos de ensayo. Prediga qué ocurrirá si se le agrega BaCl2 y H2SO4 al líquido sobrenadante. e) Agregar a uno de los tubos 2 ml de BaCl 2 0,2 M y al segundo tubo 2 ml de H2SO4 0,1 M. Dejar reposar 15 minutos. f) Calcular la concentración de sal precipitada y la cantidad de iones en el sobrenadante en cada uno de los tubos de ensayo. g) Realice gráficos esquemáticos sobre lo ocurrido con cada tubo h) Escribir la constante de equilibrio para la sal que precipita.
TITULACIÓN CONCEPTOS BÁSICOS Se denomina disolución valorada a la disolución que contiene una cantidad exactamente conocida de un compuesto dado, en un volumen determinado, es decir, tiene concentración conocida. Para conocer exactamente la concentración de una disolución, se procede a titularla o valorarla.
83
PROBLEMAS DE TP Una titulación consiste en agregar a una disolución cuya concentración se desea conocer, una disolución valorada (de concentración exacta) con una bureta, hasta que la cantidad total sea equivalente (que reaccione completamente) a la de la sustancia cuya concentración queremos conocer. Este punto se llama Punto de equivalencia o Punto final teórico. Se coloca en el sistema un reactivo auxiliar, conocido como indicador ácido-base, para señalar el punto en el cual la cantidad de reactivo agregado es equivalente a la de la sustancia que se determina. Cuando ha concluido prácticamente la reacción entre la solución valorada y la que se quiere valorar, el indicador seleccionado debe experimentar un cambio visible (viraje de color o aparición de turbidez). El punto final así obtenido puede no coincidir necesariamente con el punto de equivalencia y mientras que a este último se lo denomina punto final teórico, al punto en que se produce el cambio de color, se lo llama punto final de titulación. Siempre se debe tratar de elegir un indicador tal que presente la menor diferencia entre el punto de equivalencia y el punto final de la titulación. CUESTIONARIO DE ORIENTACIÓN: 1) ¿Qué entiende por sustancia patrón primario? Cite ejemplos. 2) ¿Qué entiende por sustancia patrón secundario? Cite ejemplos. 3) Señale qué indicador utilizaría al titular un ácido con una base fuerte y una base fuerte con un ácido fuerte. Justifique esta elección teniendo en cuenta la curva de valoración tipo. 4) ¿Qué material de laboratorio es necesario para realizar una titulación ácido - base? 5) ¿Qué entiende por titulación ácido - base? 6) ¿Qué es un indicador y qué requisitos debe cumplir para ser utilizado en una titulación ácido-base? 7) ¿Qué indicador utilizaría para titular un ácido débil con una base fuerte? 8) ¿Qué indicador utilizaría para titular una base débil con un ácido fuerte? 9) ¿Cuántos ml de una solución de NaOH de concentración 0,126 M son requeridos para neutralizar a 72,0 ml de solución de ácido HCl 0,1 M? 10) Se titularon 100 ml de una solución de NaOH y en la valoración se gastaron 50,0 ml de una solución de ácido HCl 0,1 M. ¿Cuál es la concentración de la solución de NaOH?
Indicadores
Color a pH ácido
Color a pH básico
Rango de pH
Naranja de metilo
Rojo
Amarillo
3,1 - 4,4
Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
4,4 - 6,2
Azul de bromotimol
Amarillo
Azul
6,2 - 7,6
Fenolftaleína
Incolora
Roja
8,0 - 10,0
84
PROBLEMAS DE TP
DESARROLLO EXPERIMENTAL: Para realizar cada una de las experiencias detalladas a continuación, cada alumno deberá buscar en las mesadas (en el sitio asignado para el material de laboratorio) todo el material necesario para poder llevar a cabo la parte experimental respetando las consignas establecidas. Cada alumno deberá trabajar individualmente de modo de relacionarse con todo el material disponible.
Experiencia Nº 2: Objetivos:
Determinar el título (concentración) de una solución.
Adquirir destrezas experimentales con el material de laboratorio.
Materiales a utilizar en este trabajo práctico: Matraces de erlenmeyer, matraces aforados, buretas, probetas, pipetas. Solución de NaOH de concentración desconocida (aproximadamente 0.1M). Indicaciones: 1) Lavar cuidadosamente la bureta. Lubricar su llave con una pequeña cantidad de grasa siliconada, evitando que se tape el orificio de desagote.
85
PROBLEMAS DE TP 2) Antes de emplear la bureta con una determinada solución, debe lavarse y enjuagarse tres veces con una pequeña porción de la disolución que se va a utilizar, con lo cual se evita que sea necesario secarla. 3) Al enrasar la bureta se debe verificar que no queden burbujas de aire en el extremo inferior. 4) Es conveniente colocar una hoja de papel blanco debajo del matraz erlenmeyer en que se efectúa la titulación, así se podrá observar más nítidamente el cambio de color del indicador. Procedimientos: a) Se coloca la solución valorada de ácido acético (H3COOH) en la bureta. Utilice embudos si es necesario. Asegúrese de tomar nota del volumen indicado antes de comenzar la experiencia. Volumen cargado en la bureta (ml): ……….……………………………………………………. b) Se colocan en un matraz de erlenmeyer 25 ml de disolución de concentración desconocida de NaOH y se le agregan dos gotas de solución de fenolftaleína. c) Se titula dejando caer la disolución de H3COOH desde la bureta gota a gota, hasta el viraje del indicador. Anotar el volumen gastado en el punto final de la titulación. Volumen gastado en la titulación (ml): …………………………………………………………. d) Con el volumen de la disolución de NaOH utilizado, el volumen de la disolución de H3COOH y la concentración de la misma, calcule el título de la disolución de NaOH. Concentración de H3COOH: …………………………………………………………………………. Concentración de NaOH: …………………...………………………………………………….
86
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS
PROBLEMAS DE APLICACIÓN DE LA PARTE TEÓRICA Algunas personas parecen tener una comprensión intuitiva acerca de la manera de abordar un problema para llegar a una rápida y correcta solución. Sin embargo, se trata de una habilidad que puede ser adquirida y en ésta como en las demás habilidades, la eficiencia aumenta con la práctica. Cuando nos enfrentamos a un problema, el mismo se puede resolver analizando varios puntos, a saber: 1) Identificación del problema. 2) Observación de las informaciones que pueden ser útiles. 3) Determinación de otras informaciones que son necesarias y que no han sido suministradas (Por ejemplo: conocimientos que se poseen o que se pueden conseguir de otras fuentes). 4) Selección de un método para abordar el problema. 5) Preparación de la información necesaria para lograr la solución del problema. 6) Verificación de que la solución ideada resulta satisfactoria. Estos puntos permiten:
Establecer los datos de que se dispone y separarlos de otros que no son importantes.
Buscar otras informaciones en diversas experiencias con problemas similares.
Elegir los pasos a seguir para la resolución del problema.
Plantear los mismos y obtener los resultados.
Verificar y comprobar que la respuesta obtenida puede ser la correcta.
El anterior es un esquema general para resolver toda clase de problemas y constituye la base para numerosas investigaciones científicas. Cuanto mayor número de problemas se resuelvan más fácil se hace su solución hasta que, se llega a un momento en que éstos se resuelven sin necesidad de detenerse a pensar en cada paso o etapa del proceso. Sin embargo, hasta tanto no se alcance la etapa de "intuitiva" habilidad, debe procederse lentamente y en forma sistemática a lo largo de las etapas.
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PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS SERIE N° 1: TEORÍA ATÓMICA. 1. ¿Qué es un modelo? 2. Los experimentos de rayos catódicos de Thompson y de la gota de aceite de Millikan fueron interpretadas de acuerdo a las ecuaciones 1 y 2 respectivamente. Describa en qué consistieron dichos experimentos e identifique las variables dependiente e independiente en cada ecuación. e
=
m
2.
E
l2
H2
q.E – m.g V
Ec.1
=
Ec.2 6...r
Donde: e y m: carga y masa del electrón; E y H: intensidad de campos eléctrico y magnético;
:
desflexión del haz de rayos catódicos; l: longitud del espacio atravesado por el haz bajo el efecto de campos eléctrico y magnético; q, m, r: carga total, masa, radio de la gota de aceite; : viscosidad del medio, g: aceleración de la gravedad. 3. En relación a los modelos atómicos de Thompson, Rutherford, Bohr y mecano-cuántico de Schröinger indique: i) características fundamentales, ii) resultados experimentales que los sustentan, iii) limitaciones. 4. Indique en qué consisten, quien demostró y cómo influyeron sobre el desarrollo del modelo atómico mecano-cuántico: i) la teoría cuántica, ii) el efecto fotoeléctrico, iii) la dualidad ondapartícula. 5. ¿Qué es un orbital? Cuál es su relación con la función de onda que aparece en la ecuación de Schrödinger? ¿Qué son y de dónde surgen los números cuánticos? 6. Defina el principio de exclusión de Pauli. 7. Se requiere una energía de 118.5 Kcal/mol para ionizar los átomos de sodio. Calcule la menor frecuencia y la correspondiente longitud de onda de luz capaz de ionizar átomos de sodio. Datos: h= 6.6262 10-34 J.s; 1cal= 4,18 J. 8. En un átomo con un electrón, los orbitales con números cuánticos n
iguales pero l
diferentes, poseen la misma energía. i) Cuál es la diferencia de energía entre los orbitales 1s y 2p en el átomo de hidrógeno? ii) En el espectro de emisión de rayos X del cobre aparece la longitud de onda 0.0154 nm cuando un electrón cambia su localización desde un orbital 2p al orbital 1s. Cúal es la diferencia de energía entre esos orbitales en el cobre? iii) Explique la difencia entre los valores de energía de H y Cu para la transición 2p-1s.
88
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS SERIE N° 2: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS. 1. Cuáles son los posibles valores de m para: a) l = 1
b) l = 2
c) n = 2 (todos los subniveles)
2. Cuáles son los posibles valores de l para n = 4? Identifique cada valor de l con un subnivel s, p, d o f. 3. Establezca la capacidad total de electrones de: a)
el nivel principal n = 3
b)
el subnivel 3d
c)
un orbital 3d.
4. Complete la tabla siguiente:
Símbolo
Carga
N° de e-
N°de
N° de
protones
neutrones
-------
-2
34
46
-------------
-------
+3
63
88
-------------
------------
-------------
-------------
82Pb
207
0
5. Cuál es el número de protones y electrones en: a) un ion Cr3+
b) una molécula de HCl
2+
d) una molécula de H2O
c) un ion Cr
6. Escriba las configuraciones electrónicas completas, incluyendo la composición 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: a) H-
b) H
c) H+
d) Ca2+
e) O2-
f) K+
g) Al3+
h) F-
7. Indique a qué grupos pertenecen los elementos indicados por cada una de las siguientes letras, cuando el valor de los números cuánticos para el último electrón es el indicado en la tabla. Qué dato necesitaría para identificar a cada elemento? Elemento
l
m
s
A
1
+1
+ 1/2
89
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS B
0
0
+ 1/2
C
1
0
+ 1/2
D
3
-2
- 1/2
a) Cuántos electrones diferentes pueden existir con n = 4 y l =3? Cuántos en total con n = 3? 8. Realice las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e iones: a) As
b) Cr
c) Cl-
d) Be
e) Cu2+
f) N3-
g) V
h) Sc+
i) Mo3+
j) Pb4+
9. Calcule el peso atómico del bromo a partir de las masas atómicas y la abundancia relativa de sus isótopos: Br79: 50,53% 78,943 uma Br81: 49,463% 80,9421 uma 10. Si cada uno de los orbitales p está ocupado igualmente, la distribución de la carga en el átomo es esféricamente simétrica. Una conclusión similar puede alcanzarse con relación a los orbitales d: un conjunto de orbitales d llenos o a medio llenar es esféricamente simétrico. ¿Cuál de las especies siguientes tiene simetría esférica? a) Na g) O
2-
b) Na+
c) Al
d) Zn
e) N
f) F
h) Cr
SERIE N° 3: TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO 1. Considerando los elementos B, C y Al, prediga cuál de los tres elementos tiene: a) El mayor radio atómico y el radio atómico menor. b) La mayor energia de ionización y la menor. 2. Ordene los siguientes elementos según el grado decreciente de sus energías de ionización: Cl, Na, B, Ne, Co, I y Rb. 3. Ordene según radio atómico creciente a los siguientes elementos: Ga, Fe, Ca, Ge, Ni, Kr y Se. 4. ¿Cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a átomos en estado fundamental, cuáles a átomos excitados y cuáles no son posibles? a)
1s1 2s1
b)
1s2 2s2 2p3
c)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 4s1
d)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4f4
90
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS e)
1s2 2s2 2p4 3s1
5. Ordene de mayor a menor potencial de ionización a los siguientes elementos: Be, F, Ni y Li. 6. Especifique el símbolo de todos los elementos que: a) tienen la configuración electrónica del tipo ns2 np3 y b) tienen lleno y completan su estructura con un subnivel p. 7. ¿Cuál será la configuración electrónica del último orbital del elemento con número atómico 120? 8. Ordene en orden decreciente de electronegatividad a los siguientes elementos: Ba, Cs, As, Br, Li, K y Ti. 9. La afinidad electrónica del Cl es muy negativa, es decir, la adición de un electrón al átomo de Cl es un proceso exotérmico. En cambio, la adición de un electrón al Ar es un proceso endotérmico. Explique esta diferencia en términos de configuraciones electrónicas de los dos elementos. 10. Ordene los siguientes elementos según su carácter metálico creciente: As, P, Bi, Sb y N. 11. En cada uno de los pares siguientes ¿Cuál será el ion de mayor tamaño? a) Ti2+, Fe2+
b) O2-, F-
c) S2-, Se2-
d) Tl+, Tl3+
e) Mn2+, Zn2+
12. Prediga cuál especie de cada uno de los siguientes pares tendrá mayor electronegatividad: a) Al, C
b) Na, Mg
c) Au, Al
d) P, Cu
13. Indique para los siguientes compuestos cuál es el tipo de enlace que presentan: iónico, covalente polar o covalente apolar y haga la estructura de Lewis de las moléculas. a) BaCl2
b) SiH4
c) NO2
d) SO3
e) CH3-NH2
f) Na2SO4
g) LiHS
h) H2S
14. Indique justificando su respuesta cuál de las siguientes moléculas tendrá doble o triple enlace: a) NH3
b) SO2
c) HCN
d) C2H4
15. Ordene a los siguientes enlaces según el orden creciente de su carácter iónico: a) Be-O
b) C-O
16. ¿Porqué
los
d) N-O aniones
e) O-O
monoatómicos
correspondientes?
91
f) Si-O son
mayores
g) Se-O que
los
átomos
neutros
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS a) ¿Porqué los cationes monoatómicos son menores que los átomos de los cuales se originan? b) ¿Porqué el tamaño de los iones aumenta a medida que descendemos en un grupo de la Tabla Periódica? c) ¿Porqué el tamaño de los iones isolelectrónicos decrece con el aumento de la carga nuclear? 17. Explique las variaciones siguientes en los radios atómico o iónico: I- > I > I+ , b)Ca 2+ > Mg 2+ > Be 2+ , c) Br- > Kr > Rb+, d) N 3- > O 2- > F18. Discuta cada una de las siguientes observaciones: a) La energía del enlace C-F es mayor que la energía del enlace C-Cl. b) La energía del enlace Br-Br es mayor que la energía del enlace I-I. c) La energía del enlace C=O es mayor que la energía del enlace C-O, C-S ó C=S. 19. Los enlaces más fuertes que forman los elementos B y C son cuando se unen al F, mientras que los enlaces formados entre F y N, y F y O no son los más fuertes que forman el N y el O. 20. Ordene los elementos correspondientes a cada uno de los siguientes grupos según su orden creciente en electronegatividad: a)O, P, S
b) Mg, Al, Si
c) S, Cl, Br
d) C, Si, N.
21. Para los siguientes enlaces: a) B – Cl
b) Cl – Cl
c) As – F
d) C – Br
e) N – O
f) Cl – Br
Indique cuáles son polares. Para los que son polares, señale cuál átomo es el que portará la densidad de carga negativa. SERIE N°4: ESTRUCTURA MOLECULAR 1. Explique desde el punto de vista de la estructura de las respectivas moléculas, porqué el metano al reaccionar con halógenos da productos de sustitución y el etileno los da de adición. 2. Represente mediante T.E.V la estructura del ion ClO 3-, suponiendo que el átomo de O no hibridiza. 3. Determine en base a la configuración electrónica y a la hibridización del mercurio, la geometría molecular del HgCl2. Señale el tipo de enlaces y si la molécula es polar o no. 4. Determine la geometría de las siguientes moléculas según TEV, indicando tipo de enlace y si las moléculas son solubles en agua o no.
92
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS a)
Cl3CH
b) H2CO3
c) HClO
d) Al(OH)3
e) OF2
5. Los elementos B, C y D tienen 1, 5 y 6 electrones en su último nivel respectivamente: a) Escriba la fórmula del compuesto más simple que cada uno forma con el hidrógeno. b) Qué geometría tendrán estas moléculas? c) Cuáles serán polares? 6. Determine el tipo de orbitales moleculares presentes en las siguientes moléculas, indicando el número de ellos: a) CO2 , b) CH4 , c) C2H4 y d) CH3CN 7. Si considera átomos hipotéticos A, B, C y D, todos del mismo período con 1, 4, 6 y 7 electrones respectivamente: a) Qué fórmulas y qué estructuras según TEV corresponderán a los compuestos formados por I) A y D, II) B y A, III) C y D? b) Compare las electronegatividades de A y D y prediga si se unirán por enlace iónico o covalente. Realice la estructura de Lewis del compuesto formado. c) realice la estructura según TEV del compuesto formado por B y D. d) Explique si la molécula formada por B y D será polar o no polar. e) De los cuatro átomos iniciales ¿Cuál presentará mayor energía de ionización? 8. Explique si el enlace de la molécula de F 2 será más o menos fuerte que el de los átomos en la molécula de O2. 9. Diga en cuál de los siguientes compuestos hay que recurrir a la resonancia para realizar la estructura molecular y que cumplan con la regla del octeto. a) NO3-
b) SO2
c) ClO-
d) ClO2-
10. Indique el número de enlaces sigma y pi que hay en las siguientes moléculas: a)
a) HC CCl
b) O = NCl
11. Dé la fórmula de una molécula o ion en los que: a)
N forme cuatro enlaces usando orbitales híbridos 4sp 3.
b)
N forme un enlace pi y dos sigma.
c)
C forme cuatro enlaces usando orbitales híbridos sp 2 en tres de ellos.
12. Cuál es la hibridización del átomo central subrayado en: a) NHF2
b) F2CO
c) HOIO2
13. Se han medido los siguientes ángulos de enlace del grupo del nitrógeno: a)
NH3
106°47'
b)
PH3
93°30'
93
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS c)
AsH3
92°0'
d)
SbH3
91°30'
a)
Explique esta tendencia.
b)
Dé una explicación para el cambio relativamente grande del ángulo de enlace al pasar de NH3 a PH3 y los cambios menores del resto de la serie.
14. Discuta cada una de las siguientes observaciones: a)
La energía del enlace C-F es mayor que la energía del enlace C-Cl.
b)
La energía del enlace Br-Br es mayor que la del enlace I-I.
c)
La energía del enlace C=O es mayor que la del enlace C-O, C-S ó C=S.
d)
Los enlaces más fuertes que forman los elementos B y C son cuando se unenal F, mientras que los enlaces formados entre F con N y F con O, no son los enlaces más fuertes que forman el N y el O. Justifique su respuesta en cada caso.
15.
Un compuesto preparado por reacción del flúor con trióxido de azufre, contien un 27% de S, un 32% de F y el resto de O. El peso molecular calculado a partir de la medida de las densidades de vapor, es de 118,6 y se sabe que uno de los átomos de F está enlazado a un átomo de O. Determine la estructura de este compuesto y explique cómo se relaciona con el ácido H2SO4.
16.
3,50 g de un compuesto de arsénico e hidrógeno ocupan un volumen de 1,0 l a 273 K y 1 atm de presión. Calcule: a) El peso molecular del gas. b) La estructura molecular con hibridización del átomo central.
SERIE N° 5: FUERZAS INTERMOLECULARES DE ATRACCIÓN – LÍQUIDOS 1. ¿Qué clases de fuerzas de atracción hay que vencer para: a) Fundir el hielo. b) Hervir el Br2. c) Fundir el NaCl. d) Disociar el NaCl en iones. e) Disociar el F2 en átomos de F. f) Hervir el CCl4. g) Hervir el H2O. h) Disociar el H2O en átomos de H y O. i) Explique el término polarizabilidad. 2. Cuál de las moléculas siguientes espera que sea más polarizable?. Justifique su respuesta. a) F2 b)
Cl2
Br2
I2
CO2
CCl4
¿Cómo cambia la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos cuando aumenta la intensidad de las fuerzas intermoleculares?
3. ¿Cómo cambia la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos al aumentar la
94
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS temperatura? 4. Porqué los ácidos aunque sean líquidos requieren ser disueltos en agua para ser buenos conductores de la corriente eléctrica? 5. Explique qué fenómenos químicos ocurren cuando las semillas se hinchan al colocarlas en agua, pero se encogen si se colocan en una solución concentrada de azúcar o de alguna sal. a) ¿De qué factor químico depende la presión de vapor? b) ¿Porqué la presión de vapor es independiente de la cantidad de líquido que se está evaporando? 6. Cómo explica mediante la teoría cinético-molecular que un aumento de temperatura aumente la presión de vapor? 7. Mediante fuerzas intermoleculares, explique cada uno de los siguientes casos: a) El hecho de que el HF tenga un punto de ebullición superior al del HCl. b) Que el HF gaseoso tenga un volumen molar que es aproximadamente el 20% del de un gas ideal. c) Que las proteínas formen estructura de hélice. 8. Explique justificando su respuesta las diferencias de solubilidad en agua de: a) NaCl es más soluble que N2. b) NH3 es más soluble que CH4. c) KCl es más soluble que CaCO3. d) CaS es más soluble que CaSO4. 9.
Dados los puntos de ebullición del: H2O, H2S, H2Se y H2Te que son respectivamente: 100
°C, -60,7 °C, -41,5 °C y -2,2 °C, explique: a) Porqué es tan alto el punto de ebullición del H 2O. b) Porqué los otros puntos de ebullición presentan la variación indicada. 10. Según muestran mediciones muy precisas, el agua pura aumenta ligeramente su densidad al hervir. Explique la causa. 11.
Considere las siguientes sales: RbCl, PbSO 4, CaCl2, AlCl3, SrCrO3, PbCl2, BaS. a) Cuáles supone que serán insolubles en agua a 25 °C? b) De las que se disuelven ¿Cuál se hidroliza proporcionando una solución ácida? Escriba la ecuación de hidrólisis. c) ¿Cuál dará una solución básica? Escriba la ecuación correspondiente.
12. En función de la distribución de densidades de carga en la molécula: ¿Cómo explica el
95
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS hecho de que a medida que aumenta el número de átomos de cloro en la molécula de ácido acético, crece la fuerza del ácido resultante? 13.
a) CH3-COOH
b) CH2Cl-COOH
b) CHCl2-COOH
b) CCl3-COOH
14. El punto de ebullición normal del SO 2 es -10 °C. A 32 °C su presión de vapor es de 5 atm. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?. Justifique su respuesta. a) Un tanque de SO2, a 32 °C y 4 atm de presión debe contener SO 2 líquido. b) Un tanque de SO2, a 32 °C y 1 atm de presión no puede contener SO2 líquido. 15. Explique porqué una solución 0,1 N de ácido HCl conduce unas 100 veces mejor la corriente eléctrica que una solución 0,1 N de ácido acético. Ka HCl=
Ka CH3COOH = 2 x 10-5
16. De qué forma afecta un aumento de temperatura a la tensión superficial del agua? 17. Si las moléculas de CCl4 no tienen fuerzas de atracción entre ellas tan fuertes como las que tienen las moléculas de agua. ¿Porqué no se disuelve el CCl 4 en esta última? 18. Para cualquier temperatura ¿Cuál de los dos compuestos: NH3 o PH3 tendrá mayor presión de vapor? ¿Porqué? 19. Explique porqué en el grupo 4A de la Tabla Periódica el punto de bullición normal para el SiH4 es mayor que el punto de ebullición normal para el CH 4, mientras que en el grupo 7A, el punto de ebullición normal para el HF es mayor que el punto de ebullición normal del HCl. SERIE N° 6: OXIDACIÓN-REDUCCIÓN 1. Indica el nº de oxidación de cada elemento en los siguientes compuesto e iones: a) NH4ClO4; b) CaH2; c) HPO42–; d) ICl3; e) HCOOH; f) CH3-CO-CH3. 2. Determina los estados de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido fosfórico, ácido hipocloroso, cloruro de calcio, sulfato de hierro (III). 3. Determina los estados de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las siguientes sustancias: yoduro de plata, trióxido de azufre, ion sulfito, ion cromato, ion perclorato, ion nitrito. 4. Dada la siguiente reacción:
c)
a)
As + HNO3 + H2O H3AsO4 + NO
b)
Indique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor.
¿Cuántos ml de una disolución de HNO 3 0,035 M reaccionarán con 50 g de arsénico sólido?
96
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS 5. El permanganato de potasio (de color violeta) y el peróxido de hidrógeno reaccionan en presencia de ácido, con desprendimiento e oxígeno para dar una solución incolora. a)
Demuestre cómo usar la siguiente información para determinar la ecuación estequiométrica equilibrada de la reacción:
b) MnO4- + 8 H+ + 5 e- +
c) O2 + 2 H + 2 e
-
° = + 1,52 V
Mn2+ + 4 H2O
H2O2
° = + 0,68 V
d) ¿Qué volumen de KMnO2 de concentración 0,2 M será necesario para reaccionar con 100 ml de H2O2 de concentración 0,01 M (en exceso de ácido) y qué volumen de O 2 a 20 °C se desprenderá? 6. Considere la reacción de cobre con ácido nítrico: a. Cu(s) + 4H+(ac) + 2 NO3- (ac)
Cu2+(ac) + 2 H2O + 2 NO2(g)
a) Qué volumen de HNO3 16,0 M se necesita para suministrar los iones H+ que reaccionan con 10,0 g de cobre? b) Qué masa de NO2 (g) se formará cuando reaccionen 10,0 g de Cu? 7. A partir de los potenciales redox de la tabla que figura en la Guía de Seminarios indique si: a)
El Fe(s) se oxidará a Fe2+ al tratarlo con HCl 1M
b) El Cu(s) se oxidará a Cu2+ al tratarlo con HCl 1M. c) El Cu(s) se oxidará a Cu2+ al tratarlo con HNO3 1M. 8. Mediante el uso de la tabla de potenciales redox, ordene los siguientes agentes reductores por orden de fuerza creciente: a) SO2
b) Au
d) F-
c) K
e) Fe2+
9. Mediante el uso de la tabla de potenciales redox, clasifique cada una de las siguientes especies como agente reductor u oxidante. Indique cuál será el más fuerte de cada categoría: a) Co2+
c) Cu2+
b) Br2
d) Sn2+
e) Al
10. Cuál o cuáles de las siguientes reacciones son espontáneas en condiciones estándar? a) Al(s) + Cu2+(ac)
Al3+(ac) + Cu(s)
b) Cd(s) + H+(ac) + NO3-(ac) c) Sn2+(ac) + Pb(s)
Cd2+(ac) NO(g) + H2O
Sn(s) + Pb2+(ac)
11. Para resolverlo, emplee la tabla de °, iguale las reacciones y calcule el valor de ° total. 12. Cuál o cuáles de las siguientes especies serán oxidadas por HNO 3 1 M? a) F-
b) I-
c) Ag
d) Au
13. Usando la tabla de °, decida qué reacción se producirá (si se produce alguna) cuando se mezclan las siguientes especies (en condiciones estándar):
97
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS a)
Al3+, Al, Fe2+
b)
Fe2+, Fe3+, Ag+
c)
ClO-, H+, Hg(l)
d)
NO3-, SO32-, F2
14. Prediga qué reacción (si se produce alguna) tiene lugar cuando se añade bromo líquido a una disolución acuosa ácida de los siguientes compuestos (en concentraciones estándar) a) Ca(NO3)2
b) FeI2
c) AgF
15. Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones: a) Zn + NO3- + H+
Zn+2 + NH4+ + H2O
b) Fe+2 + NO3c) C + HNO3
Fe+3 + NO CO2
+
NO2 + H2O
16. Ponemos en un vaso de precipitados 175 ml de cloruro de hierro (II), acidulados con HCl, que se valoran con 47 ml. de una disolución de dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0,20 M, a) Formula y ajusta la reacción redox sabiendo que se forman cloruro de hierro (III) y cloruro de cromo (III); b) calcular la masa de cloruro de hierro (II) contenida en el vaso. 17. Los potenciales normales de reducción en condiciones estándar de los pares Cu2+/Cu, Pb2+/Pb y Zn2+/Zn son respectivamente, 0,34 V, –0,13 V y –0,76 V. a) Explique, escribiendo las reacciones correspondientes qué metal/es producen desprendimiento de hidrógeno al ser tratados con un ácido b) Realice un esquema y escriba las reacciones de ánodo y cátodo de la pila formada por electrodos de Zn y Pb.
18. Deduce a partir de la ecuación ajustada: a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a Fe(II) con MoO 42– b) Si el hierro(II) puede ser oxidado a Fe(III) con NO3–. Datos: Eo(MoO42– /Mo3+) = 0,51 V; Eo(NO3–/NO) = 0,96 V; Eo(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V; Eo(Fe2+/Fe0) = –0,44 V. 19. Completar las siguientes reacciones e indicar cuál será posible: a) Cu2++ H+; b) Cu2++H2 ; c) Cu0 + H+ ; d) Cu0 + H2 . b) Datos: [Cu2+ + 2e- == Cu (E0 = 0,34 V); 2 H+ + 2e- == H2 (E0 = 0,00 V)]. 20. Dados los datos de potencial estándar de reducción de los siguientes sistemas: E o(I2/I–) = 0,53 V; Eo(Br2/Br–) = 1,07 V Eo(Cl2/Cl–) = 1,36 V. Indica razonadamente: a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre otras las mencionadas anteriormente? b) ¿Cuál es la forma reducida con mayor tendencia a oxidarse? c) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ion ioduro? d) ¿Es espontánea la reacción entre el ion cloruro y el bromo molecular
98
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS SERIE N° 7: TERMOQUÍMICA 1. Clasifique los procesos siguientes como endotérmicos o exotérmicos: a)
Combustión de una madera.
b)
Fusión del hielo.
c)
Solidificación de un metal fundido.
d)
Evaporación del alcohol etanol.
e)
Transformación de N2 gas en N2 líquido.
2. Una forma común para obtener pequeñas cantidades de gas oxígeno en el laboratorio, es calentar el KClO3: 2KClO3 (s)
2KCl (s) +
3O2 (g) H= -89,4 kJ
Para esta reacción, calcule H para la formación de:
3.
a)
0,345 moles de O2
b)
7,85 g de KCl.
c)
9,22 g de KClO3 a partir de KCl y O2.
Cuando se mezclan las soluciones que contienen iones plata y cloruro se precipita
cloruro de plata de acuerdo a: Ag + (ac)
4.
+ Cl – (ac)
H = - 65,5 kJ
AgCl (s)
a)
Calcule H para la formación de 0,200 moles de AgCl según la reacción.
b)
Calcule H para la formación de 2,50 g de AgCl.
c)
Calcule H cuando 0,350 moles de AgCl se disuelven en agua.
A partir de los calores de reacción siguientes: N2 (g) + 2O2 (g) 2NO2 (g)
H = +67,6 kJ
NO (g) + ½ O2 (g)NO2 (g)
H = -56,6 kJ
Calcule el calor de la reacción para: N2 (g) + O2 (g) 5.
2NO (g)
A partir de los calores de reacción siguientes: H2 (g) + F2 (g)
2HF (g)
H = -537 kJ
C (s) + 2F2 (g)
CF4 (g)
H = -680 kJ
2C (s) + 2H2 (g) C2H4 (g)
H = +52,3 kJ
Calcule el calor de reacción del etileno con F 2: C2H4 (g) + 6F2 (g)2CF4 (g) 6.
+ 4HF (g)
Cuando un mol de hielo seco, CO 2 (s), se convierte en CO2 (g) a la presión atmosférica
y a -78 ºC, el calor absorbido por el sistema excede el aumento en energía interna del CO 2.
99
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS a) ¿Porqué sucede esto?, b) ¿Qué le pasa a la energía remanente? 7.
Cuando las frutas y las semillas se fermentan, la glucosa se convierte en alcohol etílico
según la reacción: 2C2H5OH (l) + 2CO2 (g)
C6H12O6 (s)
H = -69,4 kJ
a) ¿Esta reacción es endotérmica o exotérmica? b) ¿Cuál tiene la entalpía más elevada en esta reacción, los reactivos o los productos? c) Calcule H para la formación de 5,00 g de C2H5OH (l) d) ¿Qué cantidad de calor se libera cuando se forman 95,0 g de C 2H5OH (l) a presión constante? 8.
Empleando los siguientes datos, a 25°C y 1 atm., calcule la entalpía de formación del
KCl (s).
a) KOH (ac) + HCl (ac)
KCl (ac) + H2O (l)
c) 1/2 O2 (g) + 1/2 Cl2 (g)
-285,9
HCl (ac)
d) K (s) + 1/2 O2 (g) + 1/2 H2 (g)
H° (kJ) -57,3
H2O (l)
b) H2 (g) + 1/2 O2 (g)
e) KCl (s)
-164,2
KOH (ac)
-487,0
KCl (ac)
+18,4 R= H= -441 kJ
9.
Use la siguiente expresión para calcular : a) la entalpía de formación de metano a partir de carbono grafito e hidrógeno (g). b) la entalpía de enlace C-H en la molécula de metano
H°
CH4 (g) + 2O2 (g)
CO2 (g) + 2 H2O (l)
-890 kJ mol-1
C grafito + O2 (g)
CO2 (g)
-394 kJ mol-1
H2 (g) + 1/2 O2 (g)
H2O (l)
-286 kJ mol-1
C grafito C(g) H2 (g)
-717 kJ mol-1
2H (g)
436 kJ mol-1
10. De acuerdo a la reacción: Mg3 N2 (s) + 6 H2O (l)
3 Mg (OH)2 (s) + 2 NH3 (g)
H= -691 kJ
a) Calcule el H cuando 75,0 g de Mg3N2 reaccionan con H2O. b) Usando las tablas calcule el calor de formación del Mg 3N2. c) 11. La combustión de 1 g de benceno C6H6 (g), que produce CO2 (g) y H2O(l), libera 41.8 kJ cuando todas las sustancias se encuentran a 25 0C y 1 atm. Calcular el calor de formación del benceno sabiendo que los calores de formación por cada mol de CO 2 y H2O son, 393.5 y 285.8 kJ/mol, respectivamente.
100
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS 12. Si la Hf del CO2 (g) y del agua líquida son 393.5 y 285.8 kJ/mol, respectivamente, y en la H de combustión del acido acético es 875.4 kJ/mol, calcular Hf del ácido acético.
SERIE N° 8: TERMODINAMICA 1. Cuál es la función termodinámica de estado que representa una medida del desorden del sistema. 2. Qué es una función termodinámica de estado. De ejemplos. 3. Cuál es la función termodinámica de estado que refleja la cantidad de energía útil para producir trabajo que es posible obtener a partir de cierto proceso. 4. Señale una ecuación matemática que ponga de manifiesto la relación entre entropía y desorden. 5. Suponga un sistema constituido por un gran número de moléculas cuyas energías se distribuyen de acuerdo a la ley de Boltzmann, si al comparar la energía de los estados 1 y 2 resulta que
Energía
1
Energía 2, cúal de los dos estados tendrá mayor múmero de
moléculas a una dada T?. 6.
Explique si el hecho de que en un proceso irreversible se espere que S0 obliga a que
el sistema se desordene? 7. ¿Cómo cambia la entropía de un sistema cuando ocurren los siguientes procesos? a) Se funde un sólido cristalino. b) Se funde un sólido molecular. c) Se evapora etanol. d) Se licúa N2. e) Se disuelve NaSO4 en agua. 8. Para cada uno de los pares siguientes, indique cuál sustancia poseerá la mayor entropía estándar (por mol) a una temperatura dada: a) O2 (g) a 5 atm o O2 (g) a 0,5 atm. b) Br2 (l) o Br2 (g) c) CO2 (g) o CO2 (ac) 9.
Para cada uno de los pares siguientes, indique cuál sustancia tiene la mayor entropía
estándar (por mol) a) 1 mol de Cl2 (g) a 273 K, 1 atm de presión o 1 mol de Cl 2 (g) a 373 K, 1 atm de presión. b) 1 mol de H2O (g) a 100ºC, 1 atm de presión o 1 mol de H2O (l) a 100ºC. c) 1 mol de O2 (g) a 300 K; 30,0 L de volumen o 2 moles de O 2 (g) a 300 K; 60,0 L de volumen. d) 1 mol de KNO3 (s) a 40ºC o 1 mol de KNO3 (ac) a 40ºC. 10. Prediga el signo de S° para cada una de las siguientes reacciones.
101
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS a) CuSO4. 5 H2O (s)
Cl2 (g)
b) 2 Cl (g)
c) 2 H2 (g) + O2 (g)
CuSO4 (s) + 5 H2O (g) 2 H2O (l)
11. Calcule G° a 25°C para las reacciones en que: a) H= -109,0 kJ ; S°= + 27,8 J/K b) b) H= +842 kJ ; S°= - 116,2 J/K c) H= +8,29 kJ ; S°= + 0,115 kJ/K 12. Calcule para cada una de los puntos del ejercicio anterior G° a 700 °C. 13. Usando tablas, calcule el H para la reacción de un mol de: a) cloruro de amonio, al disolverse en agua b) cloruro de plata al cristalizarse en agua c) etano, C2H6 al arder al aire para liberar CO2 y agua líquida. 14. Calcule Gº para: H2O2 (g)
H2O (g) +
½ O2 (g)
Dado que Hº298 = -106 kJ y Sº 298 = +58 J/K para ese proceso. ¿Esperaría usted que H2O2 (g) fuera muy estable?. Explíquelo. 15. Cierta reacción no es espontánea a 85ºC. La reacción es endotérmica con un valor de 34 kJ. ¿Cuál es el valor mínimo de S para la reacción? 16. Para determinado proceso, H = 178 kJ y S = 160 J/K. ¿Cuál es la temperatura mínima a la que dicho proceso será espontáneo?. Considere que H y S no varían con la temperatura. 17. Usando la ecuación de Gibbs - Helmholtz, calcule G° a 0° K para cada una de las reacciones del problema anterior. 18. El oxígeno se puede obtener en laboratorio haciendo reaccionar peróxido de sodio con agua. a) 2 Na2O2 (s) + 2 H2O (l) b) H° = -126,0 kJ
4 NaOH (s) + O2 (g)
G° = -173,8 kJ a 25°C
c) Calcule S° para esta reacción. ¿Es razonable su signo? d) Usando tablas, obtenga S° para Na 2O2 (s) e) Usando tablas, obtenga H° para Na2O2 (s) 19. Discuta el efecto del cambio de temperatura sobre la espontaneidad de las siguientes
102
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS reacciones a 1 atm. a) Al2O3 (s) + 2 Fe (s) 2 Al (s) + Fe2O3 (s) b) b) CO (g)
c) c) SO3 (g)
SO2 (g) + 1/2 O2 (g)
C (s) + 1/2 O2 (g)
H= 847,6 kJ
S°= +41,2 J/K
H= + 110,5 kJ
S°= -89,7 J/K
H = +99,1 kJ
S°= +94,8 J/K
20. ¿A qué temperatura cada una de las reacciones anteriores alcanzará el equilibrio? 21. El calor de formación del Br2 (g) es 30,7 kJ/mol su entropía estandar es 245,3 J/mol K. Usando tablas obtenga el punto de ebullición normal del bromo. 22. Se encontró que la k de equilibrio de la reacción del SO 2 con O2 para formar SO3 es de 1,87 x 10
12
. ¿En qué sentido transcurriría la reacción si las sustancias se mezclan en un
recipiente con las siguientes presiones parciales? SO3 = 1 atm. ; SO2 = 1/4 atm. ; O2 = 1/4 atm. La reacción que ocurre es: SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) 23. En condiciones estándar una de las etapas en la producción fotosintética de glucosa no sucede espontáneamente. fructosa-6-fosfato + gliceraldehido-3-fosfato eritrosa-4-fosfato + xilulosa-5-fosfato (1)
(2)
G° = +1,5 k cal mol-1
(3)
(4)
R= 1,987 cal mol-1 K-1
Indique si con las siguientes concentraciones para cada uno de los compuestos la reacción ocurriría espontáneamente (1) 8,2 x 10-5 M
(2) 7,1 x 10-5 M
(3) 1,65 x 10-5 M
(4) 1,81 x 10-5 M
24. A partir de los valores dados para Hº y Sº calcule Gº para cada una de las reacciones siguientes a 298 K. Si la reacción no es espontánea bajo condiciones estándar a 298 K ¿A qué temperatura (si la hay) podría ser espontánea la reacción? a) 2PbS (s) + 3O2 (g) 2PbO (s) + 2SO2 (g) Hº = - 844 kJ; Sº = - 0,165 J/K b) 2POCl3 (g)
2PCl3 (g) + O2 (g)
Hº = 572 kJ; Sº = 179 J/K
25. Para la reacción: 2 CO (g) +
O2 (g)
2 CO2 (g)
a) Con datos de Tablas calcule Gº para esta reacción a 298 K b) Calcule G a 298 K si la mezcla de reacción consta de 6,0 atm de CO, 300 atm de O 2 y 0,10 atm de CO2. 26. Utilizando datos de Tablas, calcule el valor de Kp a 298 K para cada una de las reacciones siguientes: a) H2 (g) +
Cl2 (g)
2 HCl (g) 103
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS
b) 3 C2H2 (g) c) N2O (g)
+
NO2 (g)
C6H6 (g)
3 NO (g)
27. Considere la descarboxilación del carbonato de calcio según: CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
Con datos de Tablas, calcule la presión de CO2 en el equilibrio a 298 K y a 800 K 28. Si la Ka del ácido benzoico (HC7H5O2) es de 6,5 x 10–5 ¿cuál será el valor de
Gº
para la disociación de esta sustancia en disolución acuosa? a) ¿Cuál es el valor de G en el equilibrio? b) ¿Cuál es el valor de G cuando: [H+] = 3,0 x 10-3M, [C7H5O2- ] = 2,0 x 10
–2
M y
[HC7H5O2]= 0,10 M?
SERIE N° 9: CINÉTICA QUÍMICA
1.
Dada la reacción
A B, grafique la variación de las concentraciones de A y de B si
se comienza con A = 10 mM y B = 0 mM y a los 10 min se alcanza el equilibrio. En base al gráfico anterior, indique cómo varía la velocidad de la reacción en función del tiempo?.
2.
Dada la reacción A(s) + B(g) C(s) + 2D(g) si (D2 / B)=10, Keq= 20, S0 y H0, a) Explique si la reacción puede en estas condiciones transcurrir espontaneamente en la dirección en que está planteada b) cuál será el efecto de un aumento de temperatura? c) cuál será el efecto de un aumento del volumen del sistema a temperatura constante; d) cuál será el efecto de un aumento en la concentración de A.
3. A partir de los siguientes datos calcule k y la expresión de velocidad para la reacción: 2A + B2 + C
Experimento
A2B + BC [A]
[B]
[C]
v inic.
M
M
M
M.min-1
1
0,2
0,2
0,2
2,4 x 10-6
2
0,4
0,3
0,2
9,6 x 10-6
3
0,2
0,3
0,2
2,4 x 10-6
4
0,2
0,4
0,4
4,8 x 10-6
104
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS
R: x = 2, y = 0, z = 1, k = 3,0 x 10 -4 M-2 min-1 4. Según los siguientes datos iniciales, determine la expresión de la ecuación de velocidad de: 3A + 2B 2C + D
Experimento
[A]
[B]
v inic.
M
M
M.min-1
1
1,0 x 10-2
1,0 x 10-2
6,00 x 10-3
2
2,0 x 10-2
3,0 x 10-2
1,44 x 10-1
3
1,0 x 10-2
2,0 x 10-2.
1,20 x 10-2 R: x = 3, y = 1
5. El compuesto A se descompone para formar B y C en una reacción de primer orden con respecto a A y de primer orden global. A 25 °C, la constante de velocidad específica tiene un valor de 0,0450 s-1. Cuál será la vida media de A a 25 °C? R: 15,4 s 6. La reacción: N2O5 (g)
N2O4 (g) + 1/2 O2 (g)
sigue la ecuación: v = k[N2O5] en donde la constante de velocidad específica es de 1,68 x 10 -2 s-1, a una cierta temperatura. Si se colocan 2,50 moles de N 2O5 (g) en un recipiente de 5,0 litros a esa temperatura. Cuántos moles de N2O5 quedarán después de 1 minuto? Cuánto oxígeno se habrá producido? R: 0,91 moles de N2O5 y 0,795 moles de O2 7. Los compuestos A y B reaccionan y originan C y D según una reacción que es de segundo orden global y de segundo orden con respecto a B. La constante de velocidad a 30 °C es de 0,622 l mol-1 min-1. Cuál es la vida media de B cuando reaccionan 4,10 x 10 -2 M de B con exceso de A? R: 39,2 min 8. La descomposición de N2O5 para dar NO2 sigue una ecuación de primer orden respecto a N2O5. 2 N2O5
4 NO2 +
O2
A 45ºC la constante de velocidad es 6,08 x 10 –4 s–1. Calcule la velocidad de reacción cuando: [N2O5] = 0,100 M
105
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS [N2O5] = 0,305 M 9.
La reacción de descomposición A
B + C es de segundo orden con respecto a
A, con una constante de velocidad a 25 0C de 21 L/mol.min-1. Si la concentración inicial de A es de 0.030M, calcular: a)
El tiempo en el cual la concentración será 0.01 M
b)
La concentración después de 100 minutos de reacción.
10. Dos reacciones tienen idénticos valores de energía de activación. ¿Esto asegura que deban tener la misma constante de velocidad si se llevan a cabo a la misma temperatura? Justifique su respuesta. 11. Se obtuvieron los siguientes datos para la reacción: 2A
4B + C
Tiempo
[A]
[B]
(min)
M
M
0
1,0
0,0
10
0,8
0,4
20
0,667
0,667
30
0,571
0,858
40
0,5
1,0
50
0,444
1,112
Haga un gráfico de las concentraciones de A y B respecto al tiempo. estime la velocidad de desaparición de A y la velocidad de formación de B a t = 25 min y t = 40 min. Compare la velocidad de desaparición de A y de formación de B ¿Cuál esperaría que fuese la velocidad de formación de C, en t = 25 min y t = 40 min? R:
v de [A] a t=25 min : - 1,0 x 10-2 mol l-1 min-1 v de [B] a t=25 min : 2,0 x 10 -2 mol l-1 min-1 v de [A] a t=40 min : - 7,2 x 10-2 mol l-1 min-1 v de [B] a t=40 min : 1,35 x 10-2 mol l-1 min-1 v de [C] a t=25 min : 5,0 x 10-3 mol l-1 min-1 v de [C] a t=40 min : 3,5 x 10-3 mol l-1 min-1
12. A 27 °C se observó que la reacción: 2 NOCl(g)
2 NO(g) + Cl2(g)
presenta la siguiente relación entre la velocidad y la concentración: v inicial (mol l-1 seg-1)
[NOCl]i (M)
106
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS 0,30
3,60 x 10-9
0,60
1,44 x 10-8
0,90
3,24 x 10-8
c) ¿Cuál es la ley de velocidad para la reacción? d) ¿Cuál es la constante de velocidad? e) ¿Porqué factor debe aumentar la velocidad si la concentración inicial de NOCl aumentara de 0,30 a 0,45? R: a) v = k [NOCl]2
b) k=4,0 x 10-8 l mol-1 s-1
c) 2,25
13. La vida media de la reacción de primer orden C6H5N2Cl(ac)
C6H5Cl(ac) + N2(g)
es de 11 minutos, en qué período de tiempo la concentración de C 6H5N2Cl(ac) se reducirá al 1 % de la inicial? SERIE N° 10: QUÍMICA NUCLEAR 1. Un químico encontró que después de 23 días, una muestra de 1,85 g de
222
Rn, que tenía
para estudio se había degradado en un 78%. ¿Cuál es la constante de velocidad para la degradación a del 222Rn? 2. El sol irradia energía al espacio a la velocidad de 3,9 x 10 26 J/s. Calcule la velocidad de pérdida de la masa del sol. 3. La vida media del
239
Pu
es 24.000 años. ¿Qué fracción del
239
Pu existente en los
deshechos nucleares generados actualmente existirá en el año 3000? 4. El potasio-40 se desintegra a argón-40 con una vida media de 1,27 x 10 9 años. ¿Cuál es la edad de una roca en la cual la relación en peso de
40
Ar a 40K es 3,6?
5. La vida media del tritio (hidrógeno-3) es 12,3 años. Si se escapan 48,0 mg de tritio en un accidente en una planta de energía nuclear a) ¿qué masa de este nuclido permanecerá después de 12,3 años?, b) ¿qué masa permanecerá después de 49, 2 años? 6. Una muestra de un núclido radioactivo presenta 8540 desintegraciones por segundo. Después de 350 min, el número de desintegraciones por segundo es 1250. ¿cuál es la vida media del radionúclido?. 7. La constante de velocidad para la degradación del
45
Ca es 4,23 x 10-3 días-1. ¿Cuál es la
vida media del 45Ca ? R: 163,829 días.
107
PROBLEMAS DE TEMAS TEÓRICOS 8. Una muestra de roca contiene 4,64 mg de roca, sabiendo que la vida media del 238
U92
238
U y 1,22 mg de
238
206
Pb. Estime la edad de la
9
U es 4,51 x 10 años.
Pb82 + 8 He2 + 6 -1
206
4
0
R: 1,72 x 109 años 9.
El tratamiento de cobalto utilizado en medicina para contrarrestar ciertos tipos de cáncer se basa en la capacidad que presentan los rayos para destruir tejidos cancerosos. El cobalto-60 se desintegra y emite partículas y rayos con una vida media de 5,27 años: Co27
60
Ni28 + 0-1 + 00
60
10. ¿Qué cantidad de cobalto-60 quedará después de 30 años, si la muestra original era de 3,42 mg? R: 0,067 mg 11. 1, 7 mg de yodo-131 , utilizado como trazador en medicina, se desintegran en 0.0212 mg después de 24 días, emitiendo partículas β. Determinar la vida media del I-131. R: 8 días 12. Se diseñó un experimento para determinar si una planta acuática absorbía el ion yoduro del agua. Se adicionó al agua del tanque que contenía las plantas yodo-131 (t ½ = 8,1 días) como trazador bajo la forma de ion yoduro. la actividad inicial de una muestra de 1 L del agua fue de 89 cuentas por minuto. Después de 32 días, el nivel de actividad de una muestra de 1 L fus de 5,7 cuentas por minuto. ¿Absorbieron las plantas el yoduro del agua?. 13. Un objeto antiguo de madera tiene una actividad de 9,6 desintegraciones por minuto por gramo de carbono. En cambio, el carbono de un árbol vivo sufre 18,4 desintegraciones por minuto por gramo de carbono. En base a la actividad del carbono-14, con una vida media de 5,73 x 103 años, calcule la edad del objeto.
108
ANEXO TABLA 1. POTENCIALES REDOX DE REDUCCIÓN EN DISOLUCIONES ÁCIDAS Eo298 (voltios)
Ecuación Li+
+
e
======
Li
-3,02
+
e
======
Cs
-3,02
+
e
======
K
-2,99
Ba+2 +
2e
======
Ba
-2,90
Sr+2 +
2e
======
Sr
-2,89
+2
+
2e
======
Ca
-2,87
+
+
e
======
Na
-2,712
Mg+2 +
2e
======
Mg
-2,34
Be+2 +
2e
======
Be
-1,70
+
3e
======
Al
-1,67
+
2e
======
Mn
-1,05
Zn+2 +
2e
======
Zn
-0,762
Cr+3 +
3e
======
Cr
Cs K
+
+
Ca Na
+3
Al
Mn
+2
+
a-Cetoglutarato +2H + 2e +
-0,71
====== Succinato + CO
2
-0,67
Acetato + 2H + 2e
====== Acetaldehído
-0,60
Fe+2 +
2e
======
Fe
-0,44
Cr+3 +
e
======
Cr+2
-0,41
2e
======
Cd
+2
Cd
+ +
+
-0,402 +
NAD + 2H +
2e
======
NADH + H
-0,32
NADP+ + 2H+ +
2e
======
NADP + H+
-0,32
Co+2 +
2e
======
Co
-0,277
2e
======
Ni
-0,25
+2
Ni V
+3
+
e
======
V
Piruvato + 2H+ + 2e
======
Lactato
-0,19
Sn+2 +
2e
======
Sn
-0,136
2e
======
Pb
Pb
+2
+
+2
+ +
-0,2
-0,126 2
FAD + 2H +
2e
======
FADH
-0,12
Fe+3 +
3e
======
Fe
-0,036
H+
e
======
1/2 H2
0,000
2e
======
H2S(aq)
0,141
======
Sn
+2
Cu+2 + e
======
Cu+
0,167
SO4= + 4H+ + 2e
======
H2SO3 + H2O
0,20
======
Cu
0,3448
+ +
S + 2H + Sn
+4
+2
+
Cu +2e
2e
109
0,15
ANEXO H2SO4 + 4H+ +4e +
Cu +e
======
S + 3H2O
0,45
======
Cu
0,522
-
1/2I2+e
======
I
O2 +2H+ + 2e
0,5345
======
H2O2
0,682
+3
Fe +e
======
Fe
+2
0,771
+
Ag +e
======
Ag
0,7995
Hg+2+2e
======
Hg
0,854
NO3- + 3H+ +
2e
======
HNO2 + H2O
0,94
NO3-
+
3e
======
NO + 2H2O
0,96
+
HNO2 + H +
e
=====
NO + H2O
0,99
HIO + H+
+ 2e
======
I- + H2O
0,99
ClO4- + 2H+ +
2e
======
ClO3- + H2O
1,0
4e
======
2 NO +2H2O
1,03
+ 4H +
+
N2O4 + 4H + B2(l) +2e
-
======
Br
1,065
N2O4 + 2H+ +
2e
======
2HNO2
1,07
IO3- +6H+ +
6e
======
I- +3 H2O
1,085
Br2(aq) + 2e IO3-
+
+6H +
5e
Pt+2 +2e 1/2 O2 + 2H+ + 2e ClO3-
+
+ 3H + +
MnO2 + 4H +
2e
-
======
2 Br
1,087
======
1/2 I2 +3H2O
1,195
======
Pt
1,2
======
H2O
1,229
=====
HClO2 +H2O
1,23
+2
2e
======
Mn + H2O
1,28
2 HNO2 + 4H+ + 4e
======
N2O +3H2O
1,29
Au+3 +2e
======
Au+
1,29
+
-
HBrO + H +
2e
======
Br H2O
1,33
ClO4-
7e
======
1/2 Cl2 + 4H2O
1,34
1/2 Cl2 +e
======
Cl-
1,358
Cr2O7= + 14H+ +6e
======
2Cr+3 + 7H2O
1,36
======
Au
1,42
6e
======
-
Br + 3H2O
1,44
HIO + H+ +
e
======
1/2 I2 + H2O
1,45
ClO3- + 6H+ +
6e
======
Cl- 3H2O
1,45
+
+ 8H +
+3
Au + 3e BrO3-
+
+ 6H +
+
+3
PbO2 +4H +
2e
======
Pb + 2H2O
1,456
ClO3-
5e
======
1/2 Cl2 + 3H2O
1,47
2e
======
Cl- + H2O
1,49
======
Mn+
1,51
-
1,56
+
+ 6H +
HClO + H+ + Mn+3 + e +
HClO2 + 3H + 4e
======
Cl + 2H2O
110
ANEXO HBrO + H+ + e +
2NO + 2H + 2e +4
Ce + e
======
1/2 Br2 + H2O
1,59
======
N2O + H2O
1,59
+3
======
Ce
1,61
HClO2 + 3H+ 3e
======
1/2 Cl2 2H2O
1,63
MnO4-
======
MnO2 + 2H2O
1,67
Au + e
======
Au
1,68
NiO2 + 4H+ + 2e
======
Ni+2 + 2H2O
1,75
H2O2 + 2H+ + 2e
======
2H2O
1,77
======
N2 + H2O
1,77
+
+ 4H + 3e
+
+
N2O + 2H + 2e +3
+2
Co + e
======
Co
1,84
Ag+2 + e
======
Ag+
1,98
O3 + 2H+ + 2e
======
O2 + H2O
2,07
1/2 F2 + e +
1/2 F2 + H + e
======
-
F
2,85
======
HF
3,03
111
ANEXO TABLA 2. CONSTANTES DE DISOCIACION EN SOLUCIONES ACUOSAS DE ALGUNOS ACIDOS (Temperatura: 20-25C) Ácidos monopróticos Nombre
Fórmula
Ka
Bromhídrico
HBr
∞
Ciánico
HCNO
∞
Clorhídrico
HCl
∞
Iodhídrico
HI
∞
Nítrico
HNO3
∞
Perclórico
HClO4
∞
Permangánico
HMnO4
∞
Tiociánico
HSCN
∞
Brómico
HBrO3
2,0 x 10-1
Yódico
HIO3
1,6 x 10-1
Tricloroacético
Cl3C-COOH
1,3 x 10-1
Cloroso
HClO2
1,0 x 10-2
Pícrico
C6H2OH(NO2)3
5,0 x 10-3
Pirúvico
H3C-CO-COOH
3,2 x 10-3
Salicílico
C6H4OH-COOH
1,1 x 10-3
Fluorhídrico
HF
7,0 x 10-4
Nitroso
HNO2
6,0 x 10-4
Acetilsalicílico
3,0 x 10-4
C8H7O2COOH
3,0 x 10-4
Tricloroacético (TCA) CCl3COOH Fórmico
HCOOH
2,0 x 10-4
Láctico
H3C-CHOH-COOH
1,5 x 10-4
Ascórbico
7.4 x 10-5
H2C6H6O6
Benzoico
HCOO-C6H5
6,9 x 10-5
Acético (etanoico)
H3C-COOH
2,0 x 10-5
Propiónico
1,4 x 10-5
CH3CH3COOH
Hipocloroso
HClO
3,5 x 10-8
Hipobromoso
HBrO
2,0 x 10-9
Peryódico Cianhídrico
5,6 x 10-9
HIO4
5,0 x 10-10
HCN
2,4 x 10-12
Peróxido de hidrógeno H2O2
112
ANEXO Acidos polipróticos Nombre
Fórmula
K1
K2
K3
Sulfúrico
H2SO4
∞
1 x 10-2
-
Crómico
H2CrO4
2 x 10-1
3 x 10-7
-
Oxálico
HOOC-COOH
6 x 10-2
6 x 10-5
-
2 x 10
-2
6 x 10
-8
-
Fosforoso H3PO3
2 x 10
-2
3 x 10
-7
-
Malónico (HCOO)2COOH
1 x 10-3
2 x 10-6
-
Ftálico
1 x 10-3
4 x 10-6
-
-3
-8
Sulfuroso H2SO3
C6H4COOHCOOH
Fosfórico
H3PO4
7 x 10
7 x 10
5 x 10-13
7.4 x 10-3
1.7 x 10-5
Succínico HCOO(CH2)2COOH
7 x 10-5
3 x 10-6
-
Sulfhídrico H2S
1 x 10-7
1 x 10-14
-
-7
-11
-
Cítrico
C3H5O(COOH)3
Carbónico H2CO3
4 x 10
6 x 10
7.4 x 10-7
TABLA 3. CONSTANTES DE DISOCIACION EN SOLUCIONES ACUOSAS DE ALGUNAS BASES
Nombre
Fórmula
Kb1
Hidróxido de sodio
NaOH
∞
Hidróxido de potasio
KOH
∞
Hidróxido de litio
LiOH
4 x 10-1
Etilamina
H3CCH2NH2
5 x 10-4
Metilamina
CH3NH2
5 x 10-4
Hidróxido de plata
AgOH
1 x 10-4
Cafeína
C8H10N4O2
Amoníaco
NH3
Hidróxido de amonio Nicotina Hidrazina
NH4OH C10H14N2 N2H4
4.1 x 10-4 1.8 x 10-5 2 x 10-5 1.0 x 10-6 1.4 x 10-6
Morfina
C17H19O3N
1.6 x 10-6
Piridina
C5H5N
1.6 x 10-9
Anilina Urea
C6H5NH2 NH2CONH2
Kb2
3 x 10-10 14 X 10-14
Hidróxido de calcio
Ca(OH)2
∞
4 x 10-3
Hidróxido de bario
Ba(OH)2
∞
1 x 10-1
113
ANEXO TABLA 4. PRODUCTOS DE SOLUBILIDAD (t= 18-25 ºC)
Nombre
Fórmula
Kps
Arseniato de plata
Ag3AsO4
1 x 10-22
Bromuro de plata
AgBr
5 x 10-13
Carbonato de bario
BaCO3
8 x 10-9
Carbonato de calcio Carbonato de hierro (II)
5,3 x 10-9
CaCO3
3,4 x 10-11
FeCO3
Cloruro de plata
AgCl
1,7 x 10-10
Cromato de plata
Ag2CrO4
1,9 x 10-12
Difluoruro de bario
BaF2
1,4 x 10-6
Fluoruro de calcio
CaF2
4 x 10-11
Fluoruro de magnesio Fosfato de aluminio Hidróxido de aluminio
6,4 x 10-9
MgF2
6 x 10-19
AlPO4
1,5 x 10-33
Al(OH)3
Hidróxido de calcio
Ca(OH)2
6,5 x 10-6
Hidróxido de estroncio
Sr(OH)2
1,6 x 10-9
Hiodróxido de hierro (II)
Fe(OH)2
8,3 x 10-15
Hiodróxido de hierro (III)
Fe(OH)3
2,4 x 10-38
Hidróxido de magnesio Hidróxido de plomo (II)
1 x 10-11
Mg(OH)2
7,4 x 10-16
Pb(OH)2
Iodato de plomo (II)
Pb(IO3)2
2 x 10-13
Oxalato de calcio
Ca(C2O4)2
2 x 10-9
Sulfato de bario
1,1 x 10-10
BaSO4
Sulfato de plomo (II)
PbSO4
2 x 10-8
Sulfuro de cobre (II)
CuS
1 x 10-38
Sulfuro de mercurio (II) Sulfuro de plomo (II) Sulfuro de zinc
7,5 x 10-53
HgS
1 x 10-28
PbS
1,1 x 10-21
ZnS
114
