Respuestas:
8) 10,7M
9) 2,14 dm3
10) 74,9%
11) 1,59 atm
12) 2,42
13) 5,02 % m/V
14) 2,25 mol
lunes, 10 de agosto de 2009
domingo, 9 de agosto de 2009
Problemas Examen Final / Bloque I
Respuestas:
1) SrI2
2) c)
3) 9,90g
4) ácido 3-metilbutanoico
5) Hay varias respuestas posibles. Tiene que ser un alcano isómero del 2-metiloctano, o sea con 9 Carbonos, y más ramificado para que tenga menor punto de ebullición.
6) CH3(CH2)4CH=O
7) London y Dip-dip
miércoles, 5 de agosto de 2009
Problema gases
Problema a pedido:
Se tiene 15.0 moles de O2 en un recipiente rigido a 2.50 atm y 30.0 Cº .Manteniendo constante la T. se agregan 220 gr de CO2 (g)b) Determinar el numero total de moles de atomos de oxigeno contenidos en el recipiente.c) Calcular la presion final en el recipiente.GRACIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIIAS
Problema gases
Problema a pedido:
Una consulta mucho más facil pero que no me sale..PROBLEMA DE GASES (menos mal que no son humanos jaja)Una mezcla gaseoa formada por 4.00 gr de H2 y 2.5 mol de moleculas de CH4 , se coloca en un recipiente rígido de 10.00 dm3, a 273 K.A) sI SE DESEA DUPLICAR LA PRESION DEL RECIPIENTE, MANTENIENDO T Y V CONSTANTE, CALCULAR EL NUMERO DE MOLECULAS DE O2 (g) que deben agregarse.*** NO LOGRO LLEGAR AL RESULTADO PORQUE CREO QUE USO MAL LA FORMULA.
viernes, 31 de julio de 2009
Hola a todos! El lunes retomamos nuestras clases inconclusas, en el horario de siempre, con un repaso general.
Vengan preparados para trabajar!
Aprovechen oportunidad que tuvieron de tener más días para estudiar!
Vamos a tratar de hacer uno o dos problemas de cada tema:
Gases
Estequiometría
Equilibrio Químico
Ácidos y Bases fuertes
Ácidos y Bases débiles
Soluciones reguladoras
Elijan que problemas quieren hacer, en particular de los ejercicios de parcial dejados en fotocopiadora y/o de la guía de trabajos prácticos.
Por supuesto también podrán hacer consultas particulares.
Hasta el lunes!
Espero tu comentario
Vengan preparados para trabajar!
Aprovechen oportunidad que tuvieron de tener más días para estudiar!
Vamos a tratar de hacer uno o dos problemas de cada tema:
Gases
Estequiometría
Equilibrio Químico
Ácidos y Bases fuertes
Ácidos y Bases débiles
Soluciones reguladoras
Elijan que problemas quieren hacer, en particular de los ejercicios de parcial dejados en fotocopiadora y/o de la guía de trabajos prácticos.
Por supuesto también podrán hacer consultas particulares.
Hasta el lunes!
Espero tu comentario
viernes, 24 de julio de 2009
¡¡¡ULTIMAS NOTICIAS!!!
Hola a todos nuevamente.
Confirmamos cronograma "definitivo":
Por favor lean bien la información porque este blog es para alumnos de dos comisiones diferentes , ¡no confundan los horarios!
- Para los alumnos de la Comisión de Lunes y Jueves de 13 a 16 hs (sede Montes de Oca).
Clase de repaso: 3 de agosto a las 13 hs.
2º parcial: 6 de agosto a las 13 hs.
Final: 12 de agosto a las 10 hs.
- Para los alumnos de la Comisión de Lunes y Jueves de 17 a 20 hs (sede Montes de Oca).
Clase de repaso: 3 de agosto a las 17 hs.
2º parcial: 6 de agosto a las 17 hs.
Final: 12 de agosto a las 18 hs.
Entonces, nos reencontramos el lunes 3 de agosto en el horario de clase habitual.
La semana entrante pueden seguir haciendo consultas por el blog.
A los alumnos de otras sedes: agradecemos que sean usuarios del blog y pueden consultar dudas si los desean. Lamentablemente no tenemos información sobre el cronograma en otras sedes. Traten de comunicarse telefónicamente (sigan este link http://www.cbc.uba.ar/dat/cbc/sedes.html) o acérquense a su sede en el día y horario habitual de vuestra comisión a partir del lunes 3 de agosto.
Elvira y Daniel
Confirmamos cronograma "definitivo":
Por favor lean bien la información porque este blog es para alumnos de dos comisiones diferentes , ¡no confundan los horarios!
- Para los alumnos de la Comisión de Lunes y Jueves de 13 a 16 hs (sede Montes de Oca).
Clase de repaso: 3 de agosto a las 13 hs.
2º parcial: 6 de agosto a las 13 hs.
Final: 12 de agosto a las 10 hs.
- Para los alumnos de la Comisión de Lunes y Jueves de 17 a 20 hs (sede Montes de Oca).
Clase de repaso: 3 de agosto a las 17 hs.
2º parcial: 6 de agosto a las 17 hs.
Final: 12 de agosto a las 18 hs.
Entonces, nos reencontramos el lunes 3 de agosto en el horario de clase habitual.
La semana entrante pueden seguir haciendo consultas por el blog.
A los alumnos de otras sedes: agradecemos que sean usuarios del blog y pueden consultar dudas si los desean. Lamentablemente no tenemos información sobre el cronograma en otras sedes. Traten de comunicarse telefónicamente (sigan este link http://www.cbc.uba.ar/dat/cbc/sedes.html) o acérquense a su sede en el día y horario habitual de vuestra comisión a partir del lunes 3 de agosto.
Elvira y Daniel
miércoles, 22 de julio de 2009
ATENCION: NUEVO CRONOGRAMA!!
Hola a todos. Finalmente la semana que viene NO SE REINICIAN LAS CLASES.
En breve les daremos el nuevo cronograma bien completo. Mantenganse comunicados.
En principio les anticipamos que el 2º parcial será el jueves 6 de agosto y el final será el 12 de agosto.
Daniel y Elvira
En breve les daremos el nuevo cronograma bien completo. Mantenganse comunicados.
En principio les anticipamos que el 2º parcial será el jueves 6 de agosto y el final será el 12 de agosto.
Daniel y Elvira
jueves, 2 de julio de 2009
Último Momento!
Acá les enviamos el nuevo calendario para los alumnos de lunes y jueves:
Las clases se reanudarían el 27 de julio donde tendríamos clase de consulta en nuestro horario habitual. El 2º parcial se estaría tomando el jueves 30 de julio en el mismo horario.
El examen final sería el miércoles 5 de agosto.
Esto es lo decidido hasta ahora pero estas fechas pueden sufrir modificaciones. Manténganse informados por este medio o en la página web del CBC.
Saludos
Elvira y Daniel
Las clases se reanudarían el 27 de julio donde tendríamos clase de consulta en nuestro horario habitual. El 2º parcial se estaría tomando el jueves 30 de julio en el mismo horario.
El examen final sería el miércoles 5 de agosto.
El segundo cuatrimestre será desde 7/9/07 hasta 15/12/09
Esto es lo decidido hasta ahora pero estas fechas pueden sufrir modificaciones. Manténganse informados por este medio o en la página web del CBC.
Saludos
Elvira y Daniel
miércoles, 1 de julio de 2009
Chicos:
Quería comentarles que hace un rato me encontré con la coordinadora de la banda horaria de la mañana, quien me ánunció que efectivamente, el CBC suspende las actividades a partir de lunes 6 de julio.
No sé si se va a tomar el parcial de este viernes ( 3 de julio ) pero espero tener pronto novedades. Mañana habrá clases de consulta como habíamos previsto aunque no están obligados a venir.
Nos vemos mañana o nos mantenemos en contacto por este medio.
Saludos
Elvira
Quería comentarles que hace un rato me encontré con la coordinadora de la banda horaria de la mañana, quien me ánunció que efectivamente, el CBC suspende las actividades a partir de lunes 6 de julio.
No sé si se va a tomar el parcial de este viernes ( 3 de julio ) pero espero tener pronto novedades. Mañana habrá clases de consulta como habíamos previsto aunque no están obligados a venir.
Nos vemos mañana o nos mantenemos en contacto por este medio.
Saludos
Elvira
martes, 30 de junio de 2009
CLASE 23: 29/06/2209
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.
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.
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
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