Hoy vimos el último tema antes de terminar la cursada: Soluciones reguladoras.
Una solución reguladora es aquella que evita que haya variaciones importantes en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte.
En esencia para que una solución regule el pH debe estar formada por un ácido débil y una sal que contenga a la base conjugada de ese ácido débil (por ejemplo ácido acético y acetato de sodio CH3COOH / CH3COONa). También podría estar formado por una base débil y una sal que contenga al ácido conjugado de esa base débil (por ejemplo amoníaco y cloruro de amonio NH3 /
NH4Cl).
Las disociaciones del sistema de una solución reguladora serán (ejemplo para el CH3COOH / CH3COONa)
CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+
Es importante destacar que el ácido débil está poco disociado (recordá que los valores de Ka son chiquitos lo que da un indicio que en el equilibrio "casi todo" está como reactivo y por lo tanto la concentración de CH3COOH es mucho mayor que la de CH3COO-. Entonces, como la reacción de disociación de la sal es completa, la principal fuente de base conjugada (CH3COO-) es el CH3COONa.
Con estos supuestos se considera que la concentración del ácido (ca) es la concentración inicial (es decir se supone que el CH3COOH no se disocia) y que la concentración de la base (cb) es lo que se puso inicialmente de sal (porque de acuerdo a la estequiometría de la reacción si se ponen x moles de CH3COONa, se obtendrán x moles de CH3COO-).
Entonces, teniendo en cuenta estos supuestos se puede calcular el pH de un buffer aplicando la fórmula de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log cb/ca
donde cb es la concentración de la base y ca es concentración del ácido.
Para que una solución tenga buenas propiedades reguladoras debe cumplir algunas condiciones: 1) Las concentraciones del par ácido/base conjugada o base/ácido congujada deben estar comprendidas entre 0,05 y 1 molar.2) La relación cb/ca debe estar comprendida entre 0,1 y 10
De esta forma si la relación cb/ca es 0,1 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:
pH = pKa -1
y si la relación es cb/ca es 10 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:
pH = pKa +1
Por lo tanto una solución reguladora tiene un intervalo de valores de pH para los cuales "regula bien".
pKa -1 < pH < pKa +1
Por ejemplo para una solución reguladora de CH3COOH / CH3COONa con un pKa de 4,74 se deduce que regulará bien a pH entre 3,74 (pKa -1) y 5,74 (pKa +1).
Por último estudiamos qué sucede al agregar una pequeña cantidad de ácido o base fuerte a una solución reguladora. En ese caso hay que analizar qué especie de la solución reguladora reaccionará con los H3O+ u OH- agregados.
CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+
Se tendrá una determinada relación cb/ca que junto al pKa producirán un pH "inicial"
Si se agrega un ácido fuerte se estarán agregando H3O+. ¿Qué especie de la solución reguladora que reaccionará con los H3O+ (ácido conjugado del H2O)? La respuesta es que la base de la solución reguladora reaccionará con los H3O. Entonces en la solución reguladora:
CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+
será la base conjugada CH3COO- quien reaccionará con los H3O+. La siguiente es la ecuación representa como actúa el sistema para amortiguar el agregado de un ácido fuerte:
CH3COO- + H3O+ --------> CH3COOH + H2O
Para los cálculos numéricos hay que tener en cuenta que se consume base conjugada y se produce más ácido débil por lo tanto cambiará la relación cb/ca y por lo tanto se tendrá otro pH.
Para ejemplificar el tipo de cálculo por el agregado de ácido o bases fuertes hicimos el ejercicio 10.65.
Además en clase hicimos los ejercicios: 10.54, 10.56, 10.58, 10.62, 10.67 y 10.69.
Esperamos tus comentarios.
martes, 30 de junio de 2009
Problemas Soluciones Reguladoras
1) Se desea preparar una solución reguladora de etilamina (pKb=3,33)/ cloruro de etilamonio de pH = 10,30. Calcular cuántos moles de etilamina habrá que agregar a 500 mL de solución de cloruro de etilamonio 0,500M, suponiendo que no hay cambio de volumen.
2) Se dispone de una solución acuosa de ácido propanoico (CH3CH2COOH, pKa = 4,85) y se desea preparar una solución reguladora de pH = 4,80. Indicar cuál o cuáles de las siguientes sustancias podría elegir para agregar a la solución anterior: a) NaOH, b) HCl, c) NaCl, d) CH3CH2COONa.
3) Cuáles de los pares conjugados siguientes podrían usarse para obtener una solución que regule el pH alrededor del valor 10,00?. a) HA/A- (Ka = 4,80.10-10), b) B/BH+ (pKb = 4,74), c) X/XH+ (Kb = 4,20.10-10).
4) Se desea preparar una solución reguladora de pH = 4,20, a partir de ácido fórmico ( HCOOH, pKa = 3,77) y su sal de sodio. Calcular la relación entre las concentraciones molares ácido/base conjugada que se requiere para tal propósito.
5) Se dispone de 1800 cm3 de una solución reguladora de ácido acético (pKa = 4,75) y su sal de potasio. La relación de concentraciones molares entre la base conjugada y el ácido es 1,22.
a) Calcular la concentración molar de iones hidronio.
b) A la solución del enunciado se le agrega 5,00 cm3 de agua, ¿Cuál de las afirmaciones siguientes es correcta?. i) [H3O+] aumenta; ii) el pH aumenta; iii) el pOH aumenta; iv) [OH-] no cambia; v) el pKa disminuye
6) Se prepara una solución reguladora de ácido propanoico (C2H5COOH) y su sal de potasio, de pH = 4,20, siendo la relación de las concentraciones molares ácido/base conjugada igual a 4,51. Calcular la constante de equilibrio de ionización del ácido, Ka.
REPUESTAS:
1) 0,107
2) a) d)
3) a) y b)
4) 0,372
5) a) 1,46.10-5; b) iv) [OH-] no cambia
6) 1,40.10-5
2) Se dispone de una solución acuosa de ácido propanoico (CH3CH2COOH, pKa = 4,85) y se desea preparar una solución reguladora de pH = 4,80. Indicar cuál o cuáles de las siguientes sustancias podría elegir para agregar a la solución anterior: a) NaOH, b) HCl, c) NaCl, d) CH3CH2COONa.
3) Cuáles de los pares conjugados siguientes podrían usarse para obtener una solución que regule el pH alrededor del valor 10,00?. a) HA/A- (Ka = 4,80.10-10), b) B/BH+ (pKb = 4,74), c) X/XH+ (Kb = 4,20.10-10).
4) Se desea preparar una solución reguladora de pH = 4,20, a partir de ácido fórmico ( HCOOH, pKa = 3,77) y su sal de sodio. Calcular la relación entre las concentraciones molares ácido/base conjugada que se requiere para tal propósito.
5) Se dispone de 1800 cm3 de una solución reguladora de ácido acético (pKa = 4,75) y su sal de potasio. La relación de concentraciones molares entre la base conjugada y el ácido es 1,22.
a) Calcular la concentración molar de iones hidronio.
b) A la solución del enunciado se le agrega 5,00 cm3 de agua, ¿Cuál de las afirmaciones siguientes es correcta?. i) [H3O+] aumenta; ii) el pH aumenta; iii) el pOH aumenta; iv) [OH-] no cambia; v) el pKa disminuye
6) Se prepara una solución reguladora de ácido propanoico (C2H5COOH) y su sal de potasio, de pH = 4,20, siendo la relación de las concentraciones molares ácido/base conjugada igual a 4,51. Calcular la constante de equilibrio de ionización del ácido, Ka.
REPUESTAS:
1) 0,107
2) a) d)
3) a) y b)
4) 0,372
5) a) 1,46.10-5; b) iv) [OH-] no cambia
6) 1,40.10-5
Problemas Ácidos y Bases Débiles
1) Se dispone de 2,50 L de una solución de trimetilamina 0,200M (Kb = 7,40.10-5).
a) Calcular cuántos moles del ácido conjugado están presentes en el equilibrio. Justificar con cálculos.
b) Escribir las fórmulas de las especies iónicas presentes en la solución.
2) Una solución de ácido cianhídrico (pKa = 9,30) tiene pOH = 9,20. Calcular la concentración molar de iones cianuro.
3) Se dispone de una solución acuosa de ácido nitroso (HNO2, pKa = 3,29) que tiene un PH = 3,50. Calcular la concentración inicial del ácido, expresada en mol/dm3. Justificar con cálculos.
4) Calcular el pH de una solución acuosa de amoníaco (pKb = 4,75), sabiendo que la concentración de iones amonio es 7,00.10-4 M.
5) Se prepara una solución de dietilamina (CH3CH2)2NH (Kb = 9,55.10-4) disolviendo 0,150 moles de la base en agua hasta obtener 1800 cm3 de solución.
a) Calcular el pH de la solución. Justificar con cálculos.
b) Escribir las fórmulas de los cationes presentes en la solución.
c) Una solución de dimetilamina (pKb = 3,13) tiene el mismo pH que el de la solución del enunciado. Indicar si la molaridad de la solución de dimetilamina será: i) mayor; ii) menor; iii) igual, que la correspondiente a la solución de dietilamina.
RESPUESTAS
1) a) 9,53.10-3; b) (CH3)3NH+ , OH- , H3O+
2) 1,58.10-5
3) 5,11.10-4
4) 10,84
5) a) 11,93; b) H3O+, (CH3CH2)2NH2+; c) i) mayor
a) Calcular cuántos moles del ácido conjugado están presentes en el equilibrio. Justificar con cálculos.
b) Escribir las fórmulas de las especies iónicas presentes en la solución.
2) Una solución de ácido cianhídrico (pKa = 9,30) tiene pOH = 9,20. Calcular la concentración molar de iones cianuro.
3) Se dispone de una solución acuosa de ácido nitroso (HNO2, pKa = 3,29) que tiene un PH = 3,50. Calcular la concentración inicial del ácido, expresada en mol/dm3. Justificar con cálculos.
4) Calcular el pH de una solución acuosa de amoníaco (pKb = 4,75), sabiendo que la concentración de iones amonio es 7,00.10-4 M.
5) Se prepara una solución de dietilamina (CH3CH2)2NH (Kb = 9,55.10-4) disolviendo 0,150 moles de la base en agua hasta obtener 1800 cm3 de solución.
a) Calcular el pH de la solución. Justificar con cálculos.
b) Escribir las fórmulas de los cationes presentes en la solución.
c) Una solución de dimetilamina (pKb = 3,13) tiene el mismo pH que el de la solución del enunciado. Indicar si la molaridad de la solución de dimetilamina será: i) mayor; ii) menor; iii) igual, que la correspondiente a la solución de dietilamina.
RESPUESTAS
1) a) 9,53.10-3; b) (CH3)3NH+ , OH- , H3O+
2) 1,58.10-5
3) 5,11.10-4
4) 10,84
5) a) 11,93; b) H3O+, (CH3CH2)2NH2+; c) i) mayor
Problemas Ácidos y Bases Fuertes
1) Se diluyen con agua 20,0 mL de una solución del ácido fuerte HI hasta completar un volumen de 120 mL. El pH de la solución resultante es 2,10. Calcular la concentración
molar de la solución original
2) El pH de una solución de Ca(OH)2 es 11,40. Calcular cuántos moles de cationes calcio hay en 3,00L de solución
3) Se dispone de dos soluciones acuosas básicas con igual pH, denominadas A y B. La solución A es de hidróxido de calcio 0.0300 M; la solución B es de hidróxido de litio. Calcular la masa de hidróxido de litio (M = 23,9g/mol) disuelta en 600 mL de la solución B.
4) ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes correspondientes a una solución 0,0400 M de un ácido fuerte HA son verdaderas? : a) [A-] = [OH-] ;b) [HA] > 0,0200M; c) pH > 7,00; d) pOH = 12,60; e) [HA] = [A-].
5) Se dispone de 400 cm3 de una solución acuosa de KOH (M = 56,1 g/mol) de pH=13,30. Se diluye en agua hasta un volumen final de 1500 cm3. Calcular la concentración de la solución final expresada en %m/V.
RESPUESTAS
1) 4,76.10-2
2) 3,77.10-3
3) 0,860 g
4) d) y e)
5) 0,299% m/V
molar de la solución original
2) El pH de una solución de Ca(OH)2 es 11,40. Calcular cuántos moles de cationes calcio hay en 3,00L de solución
3) Se dispone de dos soluciones acuosas básicas con igual pH, denominadas A y B. La solución A es de hidróxido de calcio 0.0300 M; la solución B es de hidróxido de litio. Calcular la masa de hidróxido de litio (M = 23,9g/mol) disuelta en 600 mL de la solución B.
4) ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes correspondientes a una solución 0,0400 M de un ácido fuerte HA son verdaderas? : a) [A-] = [OH-] ;b) [HA] > 0,0200M; c) pH > 7,00; d) pOH = 12,60; e) [HA] = [A-].
5) Se dispone de 400 cm3 de una solución acuosa de KOH (M = 56,1 g/mol) de pH=13,30. Se diluye en agua hasta un volumen final de 1500 cm3. Calcular la concentración de la solución final expresada en %m/V.
RESPUESTAS
1) 4,76.10-2
2) 3,77.10-3
3) 0,860 g
4) d) y e)
5) 0,299% m/V
sábado, 27 de junio de 2009
Clase Nº 22 25/6/2009
Hoy teminamos con el ejercicio 10.29 que habíamos empezado la clase pasada. Insisto en la resolución de la ecuación cuadrática porque noto que les cuesta mucho llegar al resultado final.
Les aconsejo que aprendan a usar cada uno su calculadora ya que notamos que la mayoría de los errores provenían del mal uso de la misma (especialmente porque se olvidan de abrir paréntesis)
Luego resolvimos el 10.26 para aprender a plantear las ecuaciones de ionización en agua de ácidos y bases débiles. También hicimos del 10.27 los ítems a) y e).
Resolvimos luego el 10.39, donde el pH es dato del problema (a diferencia del 10.28 y 10.29 donde es la incógnita) y se pide calcular concentraciones inicial y en el equilibrio.
Vimos luego de que se trata el Grado de Disociación de un ácido como el cociente entre la concentración molar de la base conjugada en el equilibrio y la concentración molar inicial del ácido. Usando la notación acostumbrada:
Grado de disociación α = x/C
Para una base el grado de disociación es el cociente entre la conasecentración molar del ácido conjugado en el equilibrio y la concentración molar inicial de al b.
Resolvimos el probema 10.43 con el que pudimos concluir que a mayor concentración inicial de un ácido (para una base vale igual) menor es el grado de disociación del mismo.
Además usamos en el problema 10.46 el:
Porcentaje de Disociación = ( x/C ).100
Por último vimos la relación que hay entre las Constantes de Equilibrio de un ácido y su base conjugada (Ka y Kb), donde mediante un desarrollo matemático llegamoa a:
Ka.Kb = Kw y pKa + pKb = pKw
Matemáticamente la conclusión es que las Constantes de Equilibrio de un ácido y su base conjugada son inversamente proporcionales. Es decir que cuanto menor es una mayor es la otra, ya que el producto de ambas es igual a una constante.
Desde el punto de vista químico vemos que cuanto mayor es la fuerza de un ácido, más débil es su base conjugada y viceversa……
Terminamos resolviendo el 10.33. Sigan adelante!! (hasta el 10.70)
Les aconsejo que aprendan a usar cada uno su calculadora ya que notamos que la mayoría de los errores provenían del mal uso de la misma (especialmente porque se olvidan de abrir paréntesis)
Resolvimos luego el 10.39, donde el pH es dato del problema (a diferencia del 10.28 y 10.29 donde es la incógnita) y se pide calcular concentraciones inicial y en el equilibrio.
Vimos luego de que se trata el Grado de Disociación de un ácido como el cociente entre la concentración molar de la base conjugada en el equilibrio y la concentración molar inicial del ácido. Usando la notación acostumbrada:
Grado de disociación α = x/C
Para una base el grado de disociación es el cociente entre la conasecentración molar del ácido conjugado en el equilibrio y la concentración molar inicial de al b.
Resolvimos el probema 10.43 con el que pudimos concluir que a mayor concentración inicial de un ácido (para una base vale igual) menor es el grado de disociación del mismo.
Además usamos en el problema 10.46 el:
Porcentaje de Disociación = ( x/C ).100
Por último vimos la relación que hay entre las Constantes de Equilibrio de un ácido y su base conjugada (Ka y Kb), donde mediante un desarrollo matemático llegamoa a:
Ka.Kb = Kw y pKa + pKb = pKw
Matemáticamente la conclusión es que las Constantes de Equilibrio de un ácido y su base conjugada son inversamente proporcionales. Es decir que cuanto menor es una mayor es la otra, ya que el producto de ambas es igual a una constante.
Desde el punto de vista químico vemos que cuanto mayor es la fuerza de un ácido, más débil es su base conjugada y viceversa……
Terminamos resolviendo el 10.33. Sigan adelante!! (hasta el 10.70)
Esperamos tu comentario!!!
miércoles, 24 de junio de 2009
pH y pHmetros
Link 1) Video sobre la utilización del pHmetro. Este es el dispositivo que contamos en clase que se utiliza para medir el pH. Está en inglés, pero es muy entendible. Inicialmente tiene agua en un vaso de precipitado con el electrodo del pH sumergido y se observa en el display que el pH es aproximadamente 7 (agua neutra). Luego agreganunas gotas de HCl 1M y el pH desciende bruscamente a 3. A continuación tienen H2O ligeramente ácida en el vaso y le agregan NaOH 1M y el pH sube a aproximadamente 12, es decir que como era de esperar se alcaliniza.
http://www.youtube.com/watch?v=Z0C7PgquH_A&feature=related
Link 2) Más allá de lo cómico de la tonada del "relator", lo que pueden ver es como el CO2 que se libera en la respiración acidifica el contenido del recipiente y hace virar al indicador del color fuxia a transparente. Tal como habíamos contado en clase, existen compuestos que a diferentes pH poseen distintos colores y efectivamente el CO2 disuelto en H2O produce el ácido carbónico H2CO3.
http://www.youtube.com/watch?v=ZT-T6enxZkQ&feature=related
Link 3) Por último, una perlita para que se diviertan un rato. A bailar al ritmo de los ácidos y las bases!
http://www.youtube.com/watch?v=kWuR_XV8S2M&feature=related
http://www.youtube.com/watch?v=Z0C7PgquH_A&feature=related
Link 2) Más allá de lo cómico de la tonada del "relator", lo que pueden ver es como el CO2 que se libera en la respiración acidifica el contenido del recipiente y hace virar al indicador del color fuxia a transparente. Tal como habíamos contado en clase, existen compuestos que a diferentes pH poseen distintos colores y efectivamente el CO2 disuelto en H2O produce el ácido carbónico H2CO3.
http://www.youtube.com/watch?v=ZT-T6enxZkQ&feature=related
Link 3) Por último, una perlita para que se diviertan un rato. A bailar al ritmo de los ácidos y las bases!
http://www.youtube.com/watch?v=kWuR_XV8S2M&feature=related
Clase Nº 21: 23/06/2009
Continuamos con Ácidos y Bases fuertes. En esta clase empezamos haciendo los problemas : 10.14, 10.16, 10.20, 10.22 y 10.25.
Luego comenzamos con Ácidos y Bases débiles. Son aquellos que no se disocian completamente en solución porque establecen un Equilibrio Químico.
Por lo tanto la disociación para un ácido débil HA
HA + H2O <----> A- + H3O+
Es decir que luego de un tiempo la reacción transcurre de reactivos a productos y de productos a reactivos a la misma velocidad. Entonces se puede definir una Ka (constante de equilibrio ácida)
Ka = [A-] . [H3O+] / [HA]
Y la disociación para una base débil B será
B + H2O <----> BH+ + OH-; y su constante Kb será
Kb = [BH+] . [OH-] / [B]
Hicimos el problemas 10.28 en el que vimos cómo calcular el pH en una solución de ácidos débil. Para eso es muy importante que plantees bien cómo se ioniza el ácido, que escribas la expresión de la Ka y te armes bien la tabla de equilibrio. En este tipo de problemas es común que tengas que resolver una ecuación cuadrática así que practicá mucho el uso de tu calculadora para no equivocarte en las cuentas.
Luego empezamos a resolver el problema 10.29 en el que había que calcular el pH, pero de una Base débil. Lo dejamos planteado y lo vamos a terminar la próxima clase.
Con lo visto hasta aquí podés hacer hasta el ejercicio 10.32
Esperamos tu comentario
Luego comenzamos con Ácidos y Bases débiles. Son aquellos que no se disocian completamente en solución porque establecen un Equilibrio Químico.
Por lo tanto la disociación para un ácido débil HA
HA + H2O <----> A- + H3O+
Es decir que luego de un tiempo la reacción transcurre de reactivos a productos y de productos a reactivos a la misma velocidad. Entonces se puede definir una Ka (constante de equilibrio ácida)
Ka = [A-] . [H3O+] / [HA]
Y la disociación para una base débil B será
B + H2O <----> BH+ + OH-; y su constante Kb será
Kb = [BH+] . [OH-] / [B]
Hicimos el problemas 10.28 en el que vimos cómo calcular el pH en una solución de ácidos débil. Para eso es muy importante que plantees bien cómo se ioniza el ácido, que escribas la expresión de la Ka y te armes bien la tabla de equilibrio. En este tipo de problemas es común que tengas que resolver una ecuación cuadrática así que practicá mucho el uso de tu calculadora para no equivocarte en las cuentas.
Luego empezamos a resolver el problema 10.29 en el que había que calcular el pH, pero de una Base débil. Lo dejamos planteado y lo vamos a terminar la próxima clase.
Con lo visto hasta aquí podés hacer hasta el ejercicio 10.32
Esperamos tu comentario
domingo, 21 de junio de 2009
Clase Nº 20 18/6/2009
Comenzamos la clase Nº 20 resolviendo los ejercicios11.30.a) y 9.15.
Retomamos entonces Equilibrio Ácido-Base que habíamos comenzado la clase pasada:
Planteamos el pH: Concepto y cálculos.
Definición de pH y pOH
pH = -log [H3O+]; pOH = -log [OH-]
Y las inversas
[H3O+] = 10 –pH; [OH-] = 10-pOH
Definimos soluciones ácidas, básicas y neutras en base a la [H3O+] y a la [OH-] y a pH:
Soluciones neutras [H3O+] = [OH-] y pH = pOH
Soluciones ácidas [H3O+] > [OH-] y pH < pOH
Soluciones básicas [H3O+] < [OH-] y pH > pOH
Redefinimos pero teniendo en cuenta que Kw a 25º vale 1.10-14.
Entonces a 25º vale:
Soluciones neutras [H3O+] = [OH-] = 10-7M y pH = pOH = 7
Soluciones ácidas [H3O+] > 10-7 M; [OH-] <> 7
Soluciones básicas [H3O+] <> 10-7 M y pH >7; pOH < 7
Después del intervalo comenzamos a trabajar con soluciones de ácidos y bases fuertes y cálculo de pH.
Teniendo en cuenta que un ácido fuerte es aquel que está totalmente disociado. Si la concentración molar del ácido es Ca (y suponiendo despreciable el aporte de H3O+ del agua), entonces el pH se calcula como:
pH = -log Ca
De la misma forma, una base fuerte en solución acuosa está totalmente disociada. Si la base tiene concentración molar Cb (y suponiendo despreciable el aporte de OH- del agua), entonces el pOH será:
pOH = -log Cb
Resolvimos los ejercicios:10.3; 10.8; 10.11 y 10 14.
Ya podés resolver hasta el 10.25!!!!
FELIZ DÍA DEL PADRE!
Retomamos entonces Equilibrio Ácido-Base que habíamos comenzado la clase pasada:
Planteamos el pH: Concepto y cálculos.
Definición de pH y pOH
pH = -log [H3O+]; pOH = -log [OH-]
Y las inversas
[H3O+] = 10 –pH; [OH-] = 10-pOH
Definimos soluciones ácidas, básicas y neutras en base a la [H3O+] y a la [OH-] y a pH:
Soluciones neutras [H3O+] = [OH-] y pH = pOH
Soluciones ácidas [H3O+] > [OH-] y pH < pOH
Soluciones básicas [H3O+] < [OH-] y pH > pOH
Redefinimos pero teniendo en cuenta que Kw a 25º vale 1.10-14.
Entonces a 25º vale:
Soluciones neutras [H3O+] = [OH-] = 10-7M y pH = pOH = 7
Soluciones ácidas [H3O+] > 10-7 M; [OH-] <> 7
Soluciones básicas [H3O+] <> 10-7 M y pH >7; pOH < 7
Después del intervalo comenzamos a trabajar con soluciones de ácidos y bases fuertes y cálculo de pH.
Teniendo en cuenta que un ácido fuerte es aquel que está totalmente disociado. Si la concentración molar del ácido es Ca (y suponiendo despreciable el aporte de H3O+ del agua), entonces el pH se calcula como:
pH = -log Ca
De la misma forma, una base fuerte en solución acuosa está totalmente disociada. Si la base tiene concentración molar Cb (y suponiendo despreciable el aporte de OH- del agua), entonces el pOH será:
pOH = -log Cb
Resolvimos los ejercicios:10.3; 10.8; 10.11 y 10 14.
Ya podés resolver hasta el 10.25!!!!
FELIZ DÍA DEL PADRE!
martes, 16 de junio de 2009
Problemas Equilibrio Químico
1) La reacción representada por I2 (g) + Br2 (g) ↔ 2 IBr (g) tiene a la temperatura T, un valor de Kc= 20,0. En un recipiente de 0,500 L se colocan 0,400mol de IBr(g), 0,300 mol de I2 (g) y 0,100 mol de Br2 (g). La reacción se lleva a cabo con liberación de calor.
a) Indicar si el sistema a esa temperatura se encuentra: i) en equilibrio, ii) se desplaza hacia la formación de reactivos o iii) se desplaza hacia la formación de producto.
b) Si se aumenta la temperatura, el valor de Kc: aumenta/ disminuye/no cambia. Justificar
c) Calcular la masa de IBr (Mr = 207) en el equilibrio si en este estado la molaridad de I2 (g) es igual a 0,500.
d) Representar en un gráfico la variación del número de mol de IBr (g) en función del tiempo.
2) A 227 ºC, se introducen en un recipiente de 5,00 dm3 2,40 kg de O2 (g) formándose ozono (O3) (g) según la siguiente ecuación: 3 O2 (g) ↔ 2 O3 (g). Luego de alcanzado el equilibrio a esa temperatura, se verifica que en el recipiente quedan 60,0 moles de O2(g).
a) Calcular la concentración molar de O3(g) en el equilibrio.
b) Calcular el valor de la constante de equilibrio a 227 ºC.
c) Representar gráficamente la concentración molar de O2 en función del tiempo.
d) Si la reacción se lleva a cabo a igual temperatura pero en un recipiente de mayor volumen, indicar qué ocurre con el valor numérico de Kc: i) es menor, ii) es mayor o iii) es igual al calculado en el item b). Justificar la respuesta.
3) En un recipiente rígido de 5,00 dm3 se coloca, a la temperatura T, un cierto número de moles de NH3(g). Cuando se alcanza el equilibrio han desaparecido por descomposición 1,16 mol de NH3(g), que equivalen al 44,0 % de los moles colocados inicialmente. La ecuación que representa al sistema es : 2 NH3 (g) ↔ N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular Kc (T).
4) A una cierta temperatura, T se colocan en un recipiente de 4,00 L 2 moles de SiH4 (g), 5,60 moles de H2 (g) y 5,60 moles de Si2H6 (g). La ecuación que representa al proceso es :
Si2H6 (g) + H2 (g) ↔ 2 SiH4 Kc (T) = 0,409 EXOTÉRMICA
a) Indicar hacia dónde evolucionará el sistema en las condiciones dadas.
b) Calcular la concentración molar de Si2H6 (g) en el estado final si se sabe que la concentración de SiH4 (g) es 0,800M.
c) Representar gráficamente la variación de [Si2H6] en función del tiempo
d) Indicar si la temperatura del sistema deberá ser mayor, menor o igual a T para que el número de moles de H2 (g) en el equilibrio sea menor. Justificar
5) En un recipiente de 10,0 dm3 se colocan 1,92 mol de CO y 1,05 mol de H2 a 500 K. Se establece el equilibrio simbolizado por: 2 H2 (g) + CO (g) ↔ CH3OH (g). Se encuentra 0,203 mol del alcohol en el equilibrio. Calcular Kc a 500K.
Si se repite la reacción del inciso anterior a 300K y se determina que disminuyó la cantidad del óxido en el equilibrio. Indicar: i) si el valor de Kc aumentó, disminuyó o no cambió; ii) si la reacción es exo o endotérmica.
JUSTIFICAR:
1)b) Como la reacción exotérmica, libera calor cuando se produce:
I2+Br2 <--> 2 IBr + calor
Si la temperatura aumenta, por el Principio de Le Chatelier, el sistema va a tratar de contrarrestarlo consumiendo calor. Esta reacción lo hace yendo de Productos a Reactivos. Por lo que se van a consumir productos ( IBr) y se van a producir reactivos ( I2 y Br2).
Como Kc= (P)/(R), es decir productos está en el numerador ( que disminuye) y reactivos está en el denominador (que aumenta) . Por lo tanto el cociente disminuye.
2)d) Si la temperatura no cambia, aunque varíe el volumen, Kc no cambia ya que esta es constante que solo depende de la temperatura. Por lo tanto el valor numérico de Kc no cambia y es igual al calculado en el item b).
4)d) Como esta reacción es exotérmica, libera calor al producirse.
Si2H6 + H2 <--> 2 SiH4 + calor
Si T aumenta, por el Principio de Le Chatelier el sistema evoluciona para consumir calor, de P a R. Y si T disminuye evolucionará de R a P para liberar calor.
Para que disminuya el número de moles de H2, la reacción debe ir de R a P (ya que H2 es un reactivo) y como dije antes esto ocurre cuando T disminuye. Es decir la temperatura será menor que T.
5) A 300K hay una cantidad de CO menor que a 500K. Esto indicaría que cuando la temperatura disminuye, este sistema evoluciona de Reactivos a Productos (por lo que CO disminuye ya que es un reactivo).
Como Kc= (P)/(R), y R, que está en el denomunador disminuye, entonces Kc aumenta.
Una reacción que evoluciona de R a P cuando la temperatura disminuye es exotérmica ya que de esa forma libera calor contrarrestando el descenso de T.
a) Indicar si el sistema a esa temperatura se encuentra: i) en equilibrio, ii) se desplaza hacia la formación de reactivos o iii) se desplaza hacia la formación de producto.
b) Si se aumenta la temperatura, el valor de Kc: aumenta/ disminuye/no cambia. Justificar
c) Calcular la masa de IBr (Mr = 207) en el equilibrio si en este estado la molaridad de I2 (g) es igual a 0,500.
d) Representar en un gráfico la variación del número de mol de IBr (g) en función del tiempo.
2) A 227 ºC, se introducen en un recipiente de 5,00 dm3 2,40 kg de O2 (g) formándose ozono (O3) (g) según la siguiente ecuación: 3 O2 (g) ↔ 2 O3 (g). Luego de alcanzado el equilibrio a esa temperatura, se verifica que en el recipiente quedan 60,0 moles de O2(g).
a) Calcular la concentración molar de O3(g) en el equilibrio.
b) Calcular el valor de la constante de equilibrio a 227 ºC.
c) Representar gráficamente la concentración molar de O2 en función del tiempo.
d) Si la reacción se lleva a cabo a igual temperatura pero en un recipiente de mayor volumen, indicar qué ocurre con el valor numérico de Kc: i) es menor, ii) es mayor o iii) es igual al calculado en el item b). Justificar la respuesta.
3) En un recipiente rígido de 5,00 dm3 se coloca, a la temperatura T, un cierto número de moles de NH3(g). Cuando se alcanza el equilibrio han desaparecido por descomposición 1,16 mol de NH3(g), que equivalen al 44,0 % de los moles colocados inicialmente. La ecuación que representa al sistema es : 2 NH3 (g) ↔ N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular Kc (T).
4) A una cierta temperatura, T se colocan en un recipiente de 4,00 L 2 moles de SiH4 (g), 5,60 moles de H2 (g) y 5,60 moles de Si2H6 (g). La ecuación que representa al proceso es :
Si2H6 (g) + H2 (g) ↔ 2 SiH4 Kc (T) = 0,409 EXOTÉRMICA
a) Indicar hacia dónde evolucionará el sistema en las condiciones dadas.
b) Calcular la concentración molar de Si2H6 (g) en el estado final si se sabe que la concentración de SiH4 (g) es 0,800M.
c) Representar gráficamente la variación de [Si2H6] en función del tiempo
d) Indicar si la temperatura del sistema deberá ser mayor, menor o igual a T para que el número de moles de H2 (g) en el equilibrio sea menor. Justificar
5) En un recipiente de 10,0 dm3 se colocan 1,92 mol de CO y 1,05 mol de H2 a 500 K. Se establece el equilibrio simbolizado por: 2 H2 (g) + CO (g) ↔ CH3OH (g). Se encuentra 0,203 mol del alcohol en el equilibrio. Calcular Kc a 500K.
Si se repite la reacción del inciso anterior a 300K y se determina que disminuyó la cantidad del óxido en el equilibrio. Indicar: i) si el valor de Kc aumentó, disminuyó o no cambió; ii) si la reacción es exo o endotérmica.
JUSTIFICAR:
1)b) Como la reacción exotérmica, libera calor cuando se produce:
I2+Br2 <--> 2 IBr + calor
Si la temperatura aumenta, por el Principio de Le Chatelier, el sistema va a tratar de contrarrestarlo consumiendo calor. Esta reacción lo hace yendo de Productos a Reactivos. Por lo que se van a consumir productos ( IBr) y se van a producir reactivos ( I2 y Br2).
Como Kc= (P)/(R), es decir productos está en el numerador ( que disminuye) y reactivos está en el denominador (que aumenta) . Por lo tanto el cociente disminuye.
2)d) Si la temperatura no cambia, aunque varíe el volumen, Kc no cambia ya que esta es constante que solo depende de la temperatura. Por lo tanto el valor numérico de Kc no cambia y es igual al calculado en el item b).
4)d) Como esta reacción es exotérmica, libera calor al producirse.
Si2H6 + H2 <--> 2 SiH4 + calor
Si T aumenta, por el Principio de Le Chatelier el sistema evoluciona para consumir calor, de P a R. Y si T disminuye evolucionará de R a P para liberar calor.
Para que disminuya el número de moles de H2, la reacción debe ir de R a P (ya que H2 es un reactivo) y como dije antes esto ocurre cuando T disminuye. Es decir la temperatura será menor que T.
5) A 300K hay una cantidad de CO menor que a 500K. Esto indicaría que cuando la temperatura disminuye, este sistema evoluciona de Reactivos a Productos (por lo que CO disminuye ya que es un reactivo).
Como Kc= (P)/(R), y R, que está en el denomunador disminuye, entonces Kc aumenta.
Una reacción que evoluciona de R a P cuando la temperatura disminuye es exotérmica ya que de esa forma libera calor contrarrestando el descenso de T.
RESPUESTAS
1) a) iii) se desplaza hacia la formación de producto; b) Kc disminuye; c) 103,5g; d) los moles de IBr de 0,400 a 0,500.
2) a) 2,00; b) 2,31.10-3; c) [O2] : de 15,0M a 12.0M; d) iii)
3) Kc = 0,0558
4) a) R a P; b) 1,25; c) [Si2H6]: de 1,40M a 1,25M; d) menor
5) Kc (500K) = 28,5; i) aumenta; ii) es exotérmica
lunes, 15 de junio de 2009
Clase Nº 19 11/06/2009
Empezamos haciendo los ejercicios 9.7 y 9.8. Luego terminamos el ejercicio 9.6 que habíamos empezado la clase pasada.
Continuando con los temas de Equilibrio Químico, analizamos qué ocurre cuando un sistema NO ESTA EN EQUILIBRIO o al menos no tenemos ninguna información que nos diga si el sistema está en el equilibrio. Para definir hacia donde están evolucionando las reacciones definimos el cociente de reacción (Qc).
Por ejemplo para una reacción
2 A + B2 <----> 2 AB
se define Qc = [AB]2 / [A]2.[B2]
Es decir el producto de la concentración molar de los productos elevados a su coeficiente estequimétrico sobre el producto de la concentración molar de los reactivos elevados a su coeficiente estequimétrico. La diferencia con la definición de la constante de equilibrio Kc es que en ésta última las concentraciones molares son las del EQUILIBRIO.
Al comparar Qc con Kc surgen tres posiblidades (es muy importante que recuerdes que el sistema siempre evolucionará hacia el equilibrio, es decir que la tendencia será que Qc se iguale con Kc):
1) Kc menor que Qc, matemáticamente se ve que Qc tiene que disminuir su valor para igualarse a Kc, entonces tiene que aumentar el valor en el denominador y químicamente esto implica que aumentará la concentración de los reactivos, es decir que la reacción consumirá productos y formará más reactivos, o sea que la reacción se desplazará hacia la izquierda.
2) Kc mayor que Qc, matemáticamente se ve que Qc tiene que aumentar su valor para igualarse a Kc, entonces tiene que aumentar el valor en el numerador y químicamente esto implica que aumentará la concentración de los productos, es decir que la reacción consumirá reactivos y formará más productos, o sea que la reacción se desplazará hacia la derecha.
3) Kc igual a Qc la reacción está en equilibrio.
También estudiamos el Principio de le Chatelier y como analizar que ocurre cuando se perturba un sistema en equilibrio cuando: modificamos la concentración de Reactivos o Productos, cuando se varía el volumen y/o la presión y cuando se modifica la temperatura con la consiguiente variación de Kc.
Entonces, en una reacción endotérmica
calor + 2 A + B2 <----> 2 AB
Si aumenta la temperatura, el sistema reaccionará de manera de minimizar ese aumento consumiendo reactivos y desplazando la reacción hacia la formación de productos. Al aumentar la concentración de productos y disminuir la de reactivos el valor de Kc aumenta.
Si disminuye la temperatura, el sistema reaccionará de manera de minimizar esa disminución, formando más reactivos para lo cual debe consumir productos y por lo tanto Kc disminuye.
Te invitamos a que pienses vos las consecuencias de la variación de temperatura en una reacción exotérmica del tipo:
2 A + B2 <----> 2 AB + calor
Hicimos el ejercicio 9.11 y el 9.14. También el 11.31 a) de los complementarios.
Al final empezamos con Equilibrio ácido –base:
Definimos ácido y base según Arrhenius y según Bronsted y Lowry (incluidos ácido y base conjugados). Analizamos la autoionización del agua y planteamos Kw.
Para la clase que viene pueden terminar la serie 9 y hacer los ejercicios 11.29 b) y 11.30 a) de los complementarios.
Esperamos tus comentarios!
Continuando con los temas de Equilibrio Químico, analizamos qué ocurre cuando un sistema NO ESTA EN EQUILIBRIO o al menos no tenemos ninguna información que nos diga si el sistema está en el equilibrio. Para definir hacia donde están evolucionando las reacciones definimos el cociente de reacción (Qc).
Por ejemplo para una reacción
2 A + B2 <----> 2 AB
se define Qc = [AB]2 / [A]2.[B2]
Es decir el producto de la concentración molar de los productos elevados a su coeficiente estequimétrico sobre el producto de la concentración molar de los reactivos elevados a su coeficiente estequimétrico. La diferencia con la definición de la constante de equilibrio Kc es que en ésta última las concentraciones molares son las del EQUILIBRIO.
Al comparar Qc con Kc surgen tres posiblidades (es muy importante que recuerdes que el sistema siempre evolucionará hacia el equilibrio, es decir que la tendencia será que Qc se iguale con Kc):
1) Kc menor que Qc, matemáticamente se ve que Qc tiene que disminuir su valor para igualarse a Kc, entonces tiene que aumentar el valor en el denominador y químicamente esto implica que aumentará la concentración de los reactivos, es decir que la reacción consumirá productos y formará más reactivos, o sea que la reacción se desplazará hacia la izquierda.
2) Kc mayor que Qc, matemáticamente se ve que Qc tiene que aumentar su valor para igualarse a Kc, entonces tiene que aumentar el valor en el numerador y químicamente esto implica que aumentará la concentración de los productos, es decir que la reacción consumirá reactivos y formará más productos, o sea que la reacción se desplazará hacia la derecha.
3) Kc igual a Qc la reacción está en equilibrio.
También estudiamos el Principio de le Chatelier y como analizar que ocurre cuando se perturba un sistema en equilibrio cuando: modificamos la concentración de Reactivos o Productos, cuando se varía el volumen y/o la presión y cuando se modifica la temperatura con la consiguiente variación de Kc.
Entonces, en una reacción endotérmica
calor + 2 A + B2 <----> 2 AB
Si aumenta la temperatura, el sistema reaccionará de manera de minimizar ese aumento consumiendo reactivos y desplazando la reacción hacia la formación de productos. Al aumentar la concentración de productos y disminuir la de reactivos el valor de Kc aumenta.
Si disminuye la temperatura, el sistema reaccionará de manera de minimizar esa disminución, formando más reactivos para lo cual debe consumir productos y por lo tanto Kc disminuye.
Te invitamos a que pienses vos las consecuencias de la variación de temperatura en una reacción exotérmica del tipo:
2 A + B2 <----> 2 AB + calor
Hicimos el ejercicio 9.11 y el 9.14. También el 11.31 a) de los complementarios.
Al final empezamos con Equilibrio ácido –base:
Definimos ácido y base según Arrhenius y según Bronsted y Lowry (incluidos ácido y base conjugados). Analizamos la autoionización del agua y planteamos Kw.
Para la clase que viene pueden terminar la serie 9 y hacer los ejercicios 11.29 b) y 11.30 a) de los complementarios.
Esperamos tus comentarios!
sábado, 13 de junio de 2009
Problemas Reacciones Químicas
Datos: R = 0,082 dm3 atm K-1mol-1
1) Se hacen reaccionar 13,5 dm3 de H2S (g) medidos a 25,0 ºC y 1,00 atm con 4,00 dm3 de una solución 9,00 % m/V de FeCl3, según la siguiente ecuación :
2 FeCl3 (aq) + H2S (g) -> 2FeCl2 (aq) + S (s) + 2 HCl (aq)
a) Indicar cuál/cuáles de las siguientes afirmaciones es/son correctas: i) El H2S es el agente reductor, ii) El H2S se oxida, iii) El FeCl3 es el agente reductor.
b) Si el rendimiento de la reacción es del 94,0%, calcular la molaridad de la solución que se obtiene disolviendo la cantidad de FeCl2 obtenido en agua hasta un volumen de 4,50 dm3. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Si se hacen reaccionar 15,0 dm3 de H2S (g) manteniendo el resto de las condiciones constantes, la concentración de la solución de FeCl2 será: i) igual, ii) mayor, iii)menor.
2) Una muestra de 2,50 g de dióxido de plomo de 88,0 % de pureza se hace reaccionar con 400cm3 de una solución de HCl de pH 1,06 de acuerdo a la siguiente ecuación:
PbO2 (s) + 4 HCl (aq) -> PbCl2 (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O
a) Se obtienen 2,08 g de sal. Calcular el rendimiento de la reacción.
b) El gas obtenido se recoge en un recipiente rígido de 750 cm3 a 22,0 ºC, el cual contenía inicialmente 0,600 g de Ne (g). Calcular la presión total que ejercerá la mezcla final de la reacción.
3) Cuando se hacen reaccionar 900 mg de una muestra de carbono que posee 10,0 % de impurezas inertes, con 45,0 cm3 de una solución de HNO3 10,0 M se obtienen 0,250 mol de NO2 (g). La reacción que se produce es:
C (s) + 4 HNO3 (aq) -> CO2 (g) + 4 NO2 (g) + 2 H2O
a) Identificar al agente reductor y especificar los números de oxidación del mismo antes y después de producida la reacción
b) Calcular el rendimiento de la reacción. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Si la pureza del carbono utilizado fuese del 95,0%, la cantidad de moles de NO2 obtenidos sería: i) Mayor, ii) Menor, iii) Igual.
4) Dadas las sustancias Cr2O3, Cr y oxígeno, combinarlas para expresar una reacción de síntesis, balanceada.
5) Cuando se hacen reaccionar 87,0g de MnO2 que contiene una cantidad desconocida de impurezas inertes con exceso de HCl, se obtienen 4,97 dm3 de Cl2 (g) a una temperatura de 50,0ºC y una presión de 4,00 atm.La reacción química que se produce está representada por:
4 HCl (aq) + MnO2 (s) -> MnCl2 (aq) + 2 H2O + Cl2 (g)
a) Indicar el tipo de reacción: i) Neutralización, ii) Redox, iii) Precipitación
b) Calcular la masa de impurezas inertes presentes en el MnO2 utilizado, si el rendimiento de la reacción es del 100%. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Calcular la masa de MnCl2 obtenida
Respuestas:
1) a) i) y ii), b) 0,231, c) ii) Mayor
2) a) 85,9% ; b) 1,20atm
3) a) C: 0 -> +4, b) 92,6%, c) i) Mayor
4) 4 Cr + 3 O2-> 2 Cr2O3
5) a) ii) Redox, b) 21,8 g, c) 94,6 g.
1) Se hacen reaccionar 13,5 dm3 de H2S (g) medidos a 25,0 ºC y 1,00 atm con 4,00 dm3 de una solución 9,00 % m/V de FeCl3, según la siguiente ecuación :
2 FeCl3 (aq) + H2S (g) -> 2FeCl2 (aq) + S (s) + 2 HCl (aq)
a) Indicar cuál/cuáles de las siguientes afirmaciones es/son correctas: i) El H2S es el agente reductor, ii) El H2S se oxida, iii) El FeCl3 es el agente reductor.
b) Si el rendimiento de la reacción es del 94,0%, calcular la molaridad de la solución que se obtiene disolviendo la cantidad de FeCl2 obtenido en agua hasta un volumen de 4,50 dm3. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Si se hacen reaccionar 15,0 dm3 de H2S (g) manteniendo el resto de las condiciones constantes, la concentración de la solución de FeCl2 será: i) igual, ii) mayor, iii)menor.
2) Una muestra de 2,50 g de dióxido de plomo de 88,0 % de pureza se hace reaccionar con 400cm3 de una solución de HCl de pH 1,06 de acuerdo a la siguiente ecuación:
PbO2 (s) + 4 HCl (aq) -> PbCl2 (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O
a) Se obtienen 2,08 g de sal. Calcular el rendimiento de la reacción.
b) El gas obtenido se recoge en un recipiente rígido de 750 cm3 a 22,0 ºC, el cual contenía inicialmente 0,600 g de Ne (g). Calcular la presión total que ejercerá la mezcla final de la reacción.
3) Cuando se hacen reaccionar 900 mg de una muestra de carbono que posee 10,0 % de impurezas inertes, con 45,0 cm3 de una solución de HNO3 10,0 M se obtienen 0,250 mol de NO2 (g). La reacción que se produce es:
C (s) + 4 HNO3 (aq) -> CO2 (g) + 4 NO2 (g) + 2 H2O
a) Identificar al agente reductor y especificar los números de oxidación del mismo antes y después de producida la reacción
b) Calcular el rendimiento de la reacción. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Si la pureza del carbono utilizado fuese del 95,0%, la cantidad de moles de NO2 obtenidos sería: i) Mayor, ii) Menor, iii) Igual.
4) Dadas las sustancias Cr2O3, Cr y oxígeno, combinarlas para expresar una reacción de síntesis, balanceada.
5) Cuando se hacen reaccionar 87,0g de MnO2 que contiene una cantidad desconocida de impurezas inertes con exceso de HCl, se obtienen 4,97 dm3 de Cl2 (g) a una temperatura de 50,0ºC y una presión de 4,00 atm.La reacción química que se produce está representada por:
4 HCl (aq) + MnO2 (s) -> MnCl2 (aq) + 2 H2O + Cl2 (g)
a) Indicar el tipo de reacción: i) Neutralización, ii) Redox, iii) Precipitación
b) Calcular la masa de impurezas inertes presentes en el MnO2 utilizado, si el rendimiento de la reacción es del 100%. Mostrar todos los cálculos necesarios para la resolución de este ítem.
c) Calcular la masa de MnCl2 obtenida
Respuestas:
1) a) i) y ii), b) 0,231, c) ii) Mayor
2) a) 85,9% ; b) 1,20atm
3) a) C: 0 -> +4, b) 92,6%, c) i) Mayor
4) 4 Cr + 3 O2-> 2 Cr2O3
5) a) ii) Redox, b) 21,8 g, c) 94,6 g.
miércoles, 10 de junio de 2009
Clase Nº 18 8/6/2009
Comenzamos haciendo 2 problemas de Reacciones Químicas: 8.25 y 8.39
Luego empezamos con la Unidad 10 de Equilibrio Químico: Vimos la diferencia entre una reacción que se completa con una reacción que llega al equilibrio (cuando los reactivos no se transforman totalmente en productos).
vimos como se `puede "seguir" una reacción reversible (que puede evolucionar en ambos sentidos) haciendo un gráfico de concentraciones (de reactivos y productos) en función del tiempo.
Planteamos la constante de equilibrio como cociente entre el producto de las concentraciones de los Reactivos sobre el producto de las concentraciones de los Productos (todas las concentraciones elevados a sus coeficientes estequimétricos)
Vimos como podemos calcular las concentraciones en el equilibrio en función de x, teniendo como dato las concentraciones iniciales.
Resolvimos los ejercicios: 9.1, 9.2, 9,4 y comenzamos a resolver el ejercicio 9.6 que terminaremos la clase que viene!
Luego empezamos con la Unidad 10 de Equilibrio Químico: Vimos la diferencia entre una reacción que se completa con una reacción que llega al equilibrio (cuando los reactivos no se transforman totalmente en productos).
vimos como se `puede "seguir" una reacción reversible (que puede evolucionar en ambos sentidos) haciendo un gráfico de concentraciones (de reactivos y productos) en función del tiempo.
Planteamos la constante de equilibrio como cociente entre el producto de las concentraciones de los Reactivos sobre el producto de las concentraciones de los Productos (todas las concentraciones elevados a sus coeficientes estequimétricos)
Vimos como podemos calcular las concentraciones en el equilibrio en función de x, teniendo como dato las concentraciones iniciales.
Resolvimos los ejercicios: 9.1, 9.2, 9,4 y comenzamos a resolver el ejercicio 9.6 que terminaremos la clase que viene!
domingo, 7 de junio de 2009
Aplicaciones de los conocimientos de Química: La respiración celular
Las reacciones en las cuales las sustancias experimentan cambio del número de oxidación se conocen como reacciones de óxido reducción. Esa reacción viene acompañada de una cantidad de energía que se libera y que puede ser transformada, por ejemplo, en un proceso biológico: la respiración celular.
Los invitamos a hacer click en el siguiente link en el que podrán visualizar una aplicación biológica de las reacciones de óxido reducción. http://www.maph49.galeon.com/respcel/review4.html
Se trata nada más ni nada menos de la síntesis de ATP (energía) que se produce al final de la cadena respiratoria en la mitocondria de las células. La imagen representa la membrana interna de la mitocondria con unas proteínas (representadas esquemáticamente, son los dibujos de color celeste y rojo que tienen como un "canal" en su interior). Animación I: Cuando un transportador de electrones (NAD+) llega a la membrana de la mitocondria, "entrega" sus electrones a la primer proteína de la cadena (en color celeste con un número I; es decir que el transportador se oxida y la proteína se reduce). La energía que se libera en esa óxido reducción es utilizada para bombear H+ (pelotita celeste) hacia el otro lado de la membrana mitocondrial. Animación II: Se suceden una serie de transferencias de esos electrones entre distintas proteínas y moléculas hasta que (Animación III) una molécula representada con unas pelotitas en rojo es la última en aceptarlos (es decir que se reduce). Ese último aceptor de electrones es el O2 y cuando se reduce se forma dos moléculas de H2O. Como se ve en la animación, el traspaso de los electrones de una proteína a la otra permite que los hidrógenos pasen al otro lado de la membrana. Este proceso es fundamental para que al final de toda la cadena, esos hidrógenos vuelvan a pasar a través de la membrana (Animación IV), pero canalizados por una proteína específica. Con la energía del flujo de los hidrógenos esa proteína sintetizará el ATP (¿te acordás su estructura cuando estudiaste compuestos de interés biológico?) que es la forma de energía que utilizan las células para llevar a cabo todas sus funciones.
Esperamos que les guste y podamos seguir charlando en clase.
Los invitamos a hacer click en el siguiente link en el que podrán visualizar una aplicación biológica de las reacciones de óxido reducción. http://www.maph49.galeon.com/respcel/review4.html
Se trata nada más ni nada menos de la síntesis de ATP (energía) que se produce al final de la cadena respiratoria en la mitocondria de las células. La imagen representa la membrana interna de la mitocondria con unas proteínas (representadas esquemáticamente, son los dibujos de color celeste y rojo que tienen como un "canal" en su interior). Animación I: Cuando un transportador de electrones (NAD+) llega a la membrana de la mitocondria, "entrega" sus electrones a la primer proteína de la cadena (en color celeste con un número I; es decir que el transportador se oxida y la proteína se reduce). La energía que se libera en esa óxido reducción es utilizada para bombear H+ (pelotita celeste) hacia el otro lado de la membrana mitocondrial. Animación II: Se suceden una serie de transferencias de esos electrones entre distintas proteínas y moléculas hasta que (Animación III) una molécula representada con unas pelotitas en rojo es la última en aceptarlos (es decir que se reduce). Ese último aceptor de electrones es el O2 y cuando se reduce se forma dos moléculas de H2O. Como se ve en la animación, el traspaso de los electrones de una proteína a la otra permite que los hidrógenos pasen al otro lado de la membrana. Este proceso es fundamental para que al final de toda la cadena, esos hidrógenos vuelvan a pasar a través de la membrana (Animación IV), pero canalizados por una proteína específica. Con la energía del flujo de los hidrógenos esa proteína sintetizará el ATP (¿te acordás su estructura cuando estudiaste compuestos de interés biológico?) que es la forma de energía que utilizan las células para llevar a cabo todas sus funciones.
Esperamos que les guste y podamos seguir charlando en clase.
sábado, 6 de junio de 2009
17ava. CLASE: 04/06/2009
En esta clase continuamos con el tema de REACCIONES QUIMICAS.
Empezamos la clase analizando cómo encarar problemas en los que alguno de los reactivos posee impurezas. Tenés que recordar que la masa de impurezas puede aparecer como uno de los datos, pero también puede estar informada en porcentaje en cuyo caso tenés que multiplicar ese porcentaje por la masa total del reactivo y luego dividir ese resultado por 100. Pero conceptualmente es fundamental que recuerdes esa masa de impurezas NO REACCIONA y por lo tanto tenés que descontarla de la masa total de reactivo para obtener la masa de reactivo puro que es lo que reacciona y con lo que tenés que hacer los cálculos. En clase hicimos los ejercicios 8.16 y 8.19 para practicar los cálculos relacionados al concepto de purezas e impurezas en los reactivos.
Después explicamos el concepto de rendimiento. En muchas reacciones se observó que hay una diferencia entre la masa o la cantidad de productos esperados por la estequiometría de la reacción y lo que experimentalmente se obtiene. La proporción de lo que se obtuvo respecto de lo que se esperaba obtener es el rendimiento de la reacción y se expresa como un porcentaje. El rendimiento de la reacción es una particularidad de cada reacción. Más adelante (cuando veamos equilibrio químico) vamos a ver una de las razones por las que podría ser que no se produzca todo lo que uno espera cuando pone los reactivos a reaccionar (podría ser que parte de los productos vuelva a reaccionar para volver a originar a los reactivos).
Por ahora para hacer los cálculos de este tipo de ejercicio tenés que recodar que cuando el rendimiento de la reacción NO es del 100% vas a tener menos masa (y por lo tanto menos cantidad) de productos de lo que te dice la estequimetría de la reacción. Por ejemplo:
2 H2 + O2 ------> 2 H2O
La estequiometría de la reacción te dice que si se ponen a reaccionar 2 moles (ó 4 gr) de H2 y 1 mol (ó 32 gr) de O2 se obtendrán 2 moles (ó 36 gr) de H2O. Pero esos cálculos son considerando que el rendimiento de la reacción es del 100%. Ahora suponé que el rendimiento de la reacción es del 80%. Entonces si se ponen a reaccionar 2 moles (ó 4 gr) de H2 y 1 mol (ó 32 gr) de O2 se obtendrán 1,6 moles (ó 28,8 gr) de H2O.
Para practicar este concepto hicimos los problemas 8.31 y el 8.28 y el 8.37. Este último tiene la particularidad que nos dan los datos de lo que se obtuvo de producto y el rendimiento de la reacción y tenemos que calcular la masa de uno de los reactivos que se puso a reaccionar. Tené en cuenta que las relaciones estequiométricas entre productos y reactivos siempre las establecemos "como si" el rendimiento fuera del 100%. Por lo tanto para poder resolverlo primero tendrías que averiguar cuánto hubieras obtenido del producto si el rendimiento fuera del 100% y recién después establecer la relación con el reactivo.
Con lo visto hasta esta clase ya pueden hacer toda la serie 8. La próxima clase vamos a repasar con algunos problemas un poco más todos estos conceptos y vamos a comenzar con la serie 9 (Equilibrio químico).
Esperamos tu comentario
Empezamos la clase analizando cómo encarar problemas en los que alguno de los reactivos posee impurezas. Tenés que recordar que la masa de impurezas puede aparecer como uno de los datos, pero también puede estar informada en porcentaje en cuyo caso tenés que multiplicar ese porcentaje por la masa total del reactivo y luego dividir ese resultado por 100. Pero conceptualmente es fundamental que recuerdes esa masa de impurezas NO REACCIONA y por lo tanto tenés que descontarla de la masa total de reactivo para obtener la masa de reactivo puro que es lo que reacciona y con lo que tenés que hacer los cálculos. En clase hicimos los ejercicios 8.16 y 8.19 para practicar los cálculos relacionados al concepto de purezas e impurezas en los reactivos.
Después explicamos el concepto de rendimiento. En muchas reacciones se observó que hay una diferencia entre la masa o la cantidad de productos esperados por la estequiometría de la reacción y lo que experimentalmente se obtiene. La proporción de lo que se obtuvo respecto de lo que se esperaba obtener es el rendimiento de la reacción y se expresa como un porcentaje. El rendimiento de la reacción es una particularidad de cada reacción. Más adelante (cuando veamos equilibrio químico) vamos a ver una de las razones por las que podría ser que no se produzca todo lo que uno espera cuando pone los reactivos a reaccionar (podría ser que parte de los productos vuelva a reaccionar para volver a originar a los reactivos).
Por ahora para hacer los cálculos de este tipo de ejercicio tenés que recodar que cuando el rendimiento de la reacción NO es del 100% vas a tener menos masa (y por lo tanto menos cantidad) de productos de lo que te dice la estequimetría de la reacción. Por ejemplo:
2 H2 + O2 ------> 2 H2O
La estequiometría de la reacción te dice que si se ponen a reaccionar 2 moles (ó 4 gr) de H2 y 1 mol (ó 32 gr) de O2 se obtendrán 2 moles (ó 36 gr) de H2O. Pero esos cálculos son considerando que el rendimiento de la reacción es del 100%. Ahora suponé que el rendimiento de la reacción es del 80%. Entonces si se ponen a reaccionar 2 moles (ó 4 gr) de H2 y 1 mol (ó 32 gr) de O2 se obtendrán 1,6 moles (ó 28,8 gr) de H2O.
Para practicar este concepto hicimos los problemas 8.31 y el 8.28 y el 8.37. Este último tiene la particularidad que nos dan los datos de lo que se obtuvo de producto y el rendimiento de la reacción y tenemos que calcular la masa de uno de los reactivos que se puso a reaccionar. Tené en cuenta que las relaciones estequiométricas entre productos y reactivos siempre las establecemos "como si" el rendimiento fuera del 100%. Por lo tanto para poder resolverlo primero tendrías que averiguar cuánto hubieras obtenido del producto si el rendimiento fuera del 100% y recién después establecer la relación con el reactivo.
Con lo visto hasta esta clase ya pueden hacer toda la serie 8. La próxima clase vamos a repasar con algunos problemas un poco más todos estos conceptos y vamos a comenzar con la serie 9 (Equilibrio químico).
Esperamos tu comentario
miércoles, 3 de junio de 2009
Problemas de Gases
PROBLEMAS DE GASES
1) Un recipiente rígido y cerrado de 6,50 dm3 contiene 0,600 moles de O2(g) y una cierta cantidad de N2 (g). La mezcla está a una temperatura de 50,0 ºC y a una prestión total de 3,00 atm. Calcular la fracción molar del O2 en la mezcla.
2) Un recipiente rígido y cerrado de 10,0 dm3 contiene una mezcla gaseosa de H2 y Ne. El sistema está a una temperatura de 70,0ºC y a una presión tatal de 4,50atm. La fracción molar de H2 en la mezcla es 0,750. Calcular cuántos moles de H2 hay en un recipiente.
3) Un recipiente rígido de 8,00 dm3 contiene CO2 (g) a 30,0ºC. Manteniendo constante la temperatura se agregan 0,680 moles de SO3 (g) hasta que la fracción molar de CO2 en la mezcla es 0.390. Calcular la presión total ejercida por la mezcla de gases.
4) En una mezcla gaseosa de F2 y Cl2, el número de moles de Cl2 es la mitad que el de F2. Los gases están en un recipiente rígido de 20,0 dm3 a 0ºC. La presión parcial de Cl2 es de 0,842atm. Calcular:
a) La presión total del sistema.
b) El número de moles de F2
5) Un recipiente rígido de 1250 cm3. a 121 ºC y 1.03 atm, contiene una mezcla de los gases A y CO2. La masa total de la mezcla es de 1,34 g, y la fracción molar de A en la mezcla es 0,65. Calcular:
a) La presión parcial de CO2 en la mezcla gaseosa.
b) La masa molar de A.
6) Un recipiente rígido de 25,0 dm3 contiene 80,0 g de un gas X a 127ºC. A temperatura constante se agregan 64,0 g de O2(g). La presión parcial de X es un tercio de la presión total. Calcular la masa molar del gas X
a) La presión parcial de CO2 en la mezcla gaseosa.
b) La masa molar de A.
RESPUESTAS
1) 0,815
2) 1,20
3) 3,46 atm
4) a)2,53 atm y b) 1,50
5) a)0,361 atm y b) 28,0 g/mol
6) 80,0 g/mol
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1) Un recipiente rígido y cerrado de 6,50 dm3 contiene 0,600 moles de O2(g) y una cierta cantidad de N2 (g). La mezcla está a una temperatura de 50,0 ºC y a una prestión total de 3,00 atm. Calcular la fracción molar del O2 en la mezcla.
2) Un recipiente rígido y cerrado de 10,0 dm3 contiene una mezcla gaseosa de H2 y Ne. El sistema está a una temperatura de 70,0ºC y a una presión tatal de 4,50atm. La fracción molar de H2 en la mezcla es 0,750. Calcular cuántos moles de H2 hay en un recipiente.
3) Un recipiente rígido de 8,00 dm3 contiene CO2 (g) a 30,0ºC. Manteniendo constante la temperatura se agregan 0,680 moles de SO3 (g) hasta que la fracción molar de CO2 en la mezcla es 0.390. Calcular la presión total ejercida por la mezcla de gases.
4) En una mezcla gaseosa de F2 y Cl2, el número de moles de Cl2 es la mitad que el de F2. Los gases están en un recipiente rígido de 20,0 dm3 a 0ºC. La presión parcial de Cl2 es de 0,842atm. Calcular:
a) La presión total del sistema.
b) El número de moles de F2
5) Un recipiente rígido de 1250 cm3. a 121 ºC y 1.03 atm, contiene una mezcla de los gases A y CO2. La masa total de la mezcla es de 1,34 g, y la fracción molar de A en la mezcla es 0,65. Calcular:
a) La presión parcial de CO2 en la mezcla gaseosa.
b) La masa molar de A.
6) Un recipiente rígido de 25,0 dm3 contiene 80,0 g de un gas X a 127ºC. A temperatura constante se agregan 64,0 g de O2(g). La presión parcial de X es un tercio de la presión total. Calcular la masa molar del gas X
a) La presión parcial de CO2 en la mezcla gaseosa.
b) La masa molar de A.
RESPUESTAS
1) 0,815
2) 1,20
3) 3,46 atm
4) a)2,53 atm y b) 1,50
5) a)0,361 atm y b) 28,0 g/mol
6) 80,0 g/mol
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16ava CLASE 1/6/2009
A pedido de algunos alumnos hicimos los ejercicio 7.17 y 7.18 de Gases.
Luego dimos las notas del primer parcial e hicimos revisión.
Finalmente empezamos con la Unidad 9 de Reacciones Químicas:
Hablamos de las ecuaciones químicas como representación simbólica de una reacción química y de los elementos que la componen:
-Reactivos y productos
-Coeficientes estequimétricos ( Para balancear las ecuaciones y que se cumpla la Ley de conservación de la masa)
- Estequimetría: cálculos que se realizan en base a las ecuaciones balanceadas.
También vimos distintos tipos de reacciones: de Descomposición, de Síntesis, de Precipitación, de Combustión, de Neutralización, de Oxidación (formación de un óxido a partir de los elementos).
Resolvimos los siguientes ejercicios: 8.6, 8.7 a) c) y g), 8.8, 8.10 y 8.14
Para la clase que viene pueden resolver hasta el ejercicio 8.15
Hasta la próxima.
Espero tu comentario
Luego dimos las notas del primer parcial e hicimos revisión.
Finalmente empezamos con la Unidad 9 de Reacciones Químicas:
Hablamos de las ecuaciones químicas como representación simbólica de una reacción química y de los elementos que la componen:
-Reactivos y productos
-Coeficientes estequimétricos ( Para balancear las ecuaciones y que se cumpla la Ley de conservación de la masa)
- Estequimetría: cálculos que se realizan en base a las ecuaciones balanceadas.
También vimos distintos tipos de reacciones: de Descomposición, de Síntesis, de Precipitación, de Combustión, de Neutralización, de Oxidación (formación de un óxido a partir de los elementos).
Resolvimos los siguientes ejercicios: 8.6, 8.7 a) c) y g), 8.8, 8.10 y 8.14
Para la clase que viene pueden resolver hasta el ejercicio 8.15
Hasta la próxima.
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