Quimica II Apuntes Agosto-2013

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE COAHUILA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS

Apuntes de QUÍMICA II

PARA INGENIEROS QUÍMICOS

DRA. ELIA MARTHA MÚZQUIZ RAMOS

Dra. Elia Martha Múzquiz Ramos

1 Facultad de Ciencias Químicas

QUÍMICA II

INDICE

Página Unidad 1 ESTEQUIOMETRÍA 4 1.1. Ecuaciones químicas 4 1.2. Pesos atómicos y moleculares 4 1.2.1. Unidades de masa atómica 4 1.2.2. Masa atómica promedio 5 1.2.3. Pesos formula y moleculares 5 1.3. El mol 7 1.3.1. Masa molar 7 1.3.2. Interconversión de masas, moles y números de partículas 8 1.4. Formula empírica 15 1.4.1. Formula molecular a partir de formula empírica 16 1.4.2. Análisis por combustión 17 1.5. Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas 18 1.6. Reactivo limitante 20 1.7. Rendimiento teórico 23 1.8. Reacciones químicas en serie. 26 ¡A practicar! 29 Unidad 2 FUERZAS INTERMOLECULARES LÍQUIDOS Y SÓLIDOS 33 2.1. Comparación molecular de líquidos y sólidos 33 2.2. Fuerzas intermoleculares 34 2.2.1. Fuerzas ion-dipolo 35 2.2.2. Fuerzas dipolo-dipolo 35 2.2.3. Fuerzas de dispersión de London 35 2.2.4. Puentes de hidrógeno 37 2.2.5. Comparación de fuerzas intermoleculares 38 2.3. Algunas propiedades de los líquidos 40 2.3.1. Viscosidad 40 2.3.2. Tensión superficial 40 2.4. Cambios de fase 43 2.4.1. Cambios de energía que acompañan a los cambios de fase 44 2.4.2. Curvas de calentamiento 45 2.4.3. Temperaturas y presión críticas 45 2.5. Presión de vapor 46 2.5. Diagramas de fase 46 2.6. Estructuras de sólidos 47 2.6.1. Enlaces en los sólidos 47 2.6.2. Celdas unitarias 48 2.6.3. Propiedades de los sólidos 48 2.6.3.1. Punto de fusión de un sólido 48



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2.6.3.2. Sublimación y presión de vapor de sólidos 49

Unidad 3 SOLUCIONES 53 3.1. Formas de expresar la concentración 54 3.1.1. % en masa y volumen 54 3.1.2. Partes por millón (ppm) 55 3.1.3. Fracción molar. (X) 56 3.1.4. Molaridad (M) 57 3.1.5. Molalidad (m) 57 3.1.6. Diluciones 64 3.1.7. Titulaciones 64 3.1.8. Normalidad (N) 67 3.1.9. Estequiometria de soluciones y análisis químicos 69 ¡A practicar! 75 3.2. Soluciones saturadas y solubilidad 81 3.2.1. Soluciones saturadas, insaturadas y sobresaturadas 81 3.3. Factores que afectan la solubilidad 81 3.3.1. Interacciones soluto-solvente 81 3.3.2. Efectos de presión 82 3.3.3. Efectos de temperatura 83 3.4. Propiedades coligativas 85 3.4.1. Abatamiento de la presión de vapor 85 3.4.2. Elevación del punto de ebullición 86 3.4.3. Depresión del punto de congelación 87 3.4.4. Osmosis 88 3.4.5. Determinación del peso molecular 90 3.5. Coloides 92 Unidad 4 EQUILIBRIO QUÍMICO 94 4.1. El concepto de equilibrio 94 4.2. La constante de equilibrio 95 4.2.1. Magnitud de la constante de equilibrio 97 4.2.2. El sentido de la ecuación química y Keq 98 4.2.3. Otras formas de manipular ecuaciones químicas y valores de Keq

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4.3. Equilibrios heterogéneos 100 4.4. Cálculo de constantes de equilibrio 102 4.4.1. Cómo relacionar Kc. y Kp 103 4.5. Aplicaciones de las constantes de equilibrio 104 4.5.1. Cálculo de las concentraciones de equilibrio 104 4.5.2. Reacciones con disociación parcial. 106 4.6. El principio de Le chatelier 107 4.6.1. Cambios de concentración de reactivos o productos 107



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4.6.2. Efectos de los cambios de volumen y presión 108 4.6.3. Efectos de los cambios de temperatura 108 4.6.4. El efecto de los catalizadores 110 ¡A practicar! 110

Unidad 5 CINÉTICA QUÍMICA 119 5.1. Velocidad de reacción 119 5.1.1. Velocidad en términos de concentración 120 5.1.2. Velocidad de reacción y estequiometria 122 5.2. Velocidad y concentración 123 5.2.1. Orden de reacción 124 5.3. Concentración y tiempo 126 5.3.1. Reacciones de primer orden 127 5.3.2. Vida media 129 5.3.3. Reacciones de segundo orden 130 5.4. Temperatura y velocidad 131 5.4.1. Modelo de colisiones 131 5.4.2. Energía de activación 131 5.4.3. La ecuación de Arrhenius 131 ¡A practicar! 132 BIBLIOGRAFÍA

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UNIDAD 1 ESTEQUIOMETRIA OBJETIVO: Se introducirá al alumno en conceptos como el mol, masa y número de partículas. Al terminar la unidad tendrá la capacidad para encontrar una fórmula molecular a partir de un análisis químico, podrá calcular composiciones porcentuales de los elementos, calcular la cantidad de productos a partir de masas definidas de reactivos obteniendo además el porcentaje de rendimiento 1.1. Ecuaciones Químicas. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo, cuando el hidrógeno H2 arde, reacciona con oxígeno, O2 del aire para formar agua, H2O. Esta reaccione se escribe como sigue:

2H2 + O2 2 H2O El signo + se lee como “reacciona con” y la flecha “produce”. Las fórmulas a la izquierda de la flecha representan a los reactivos y los productos aparecen a la derecha. Una ecuación debe tener números iguales de átomos de cada elemento a cada lado de la flecha. Es aquí cuando se dice que está balanceada. 1.2. Pesos atómicos y moleculares. La fórmula H2O indica que una molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, y la ecuación anterior 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) nos indica en forma cuantitativa que dos moléculas de hidrógeno gaseoso reacciona con una molécula de oxígeno gaseoso para producir dos moléculas de agua líquida. 1.2.1. Unidades de masa atómica. Hoy en día se pueden medir las masas de los átomos individuales con un alto grado de exactitud. Se sabe que el átomo de hidrógeno-1 tiene una masa de 1.6735 X 10-23 g, por ser muy pequeño se utiliza es conveniente emplear la unidad llamada unidad de masa atómica que se define asignando una masa de exactamente 12 uma al isótopo 12C del carbono. En estas unidades, la masa del átomo de hidrógeno-1 es de 1.0080 uma y la del oxígeno-16 es de 15.9949. 1 uma = 1.66054 X 10-24 g y 1g = 6.02214 X 10 23 uma.



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1.2.2. Masa atómica promedio. La mayor parte de los elementos están en la naturaleza como una mezcla de isótopos. Se puede determinar la masa atómica promedio de un elemento a partir de la masa de sus diversos isótopos y su abundancia relativa. Ejemplo: El carbono que ocurre naturalmente se compone de un 98.892% de 12C y de 1.108% de 13C. Las masa de estos núclidos son de 12 uma (exactamente) y de 13.00335 uma respectivamente. Calculamos la masa atómica promedio como sigue:

(0.98892)(12uma) + (0.01108)(13.00335) = 12.011 uma. La masa atómica promedio de cada elemento (expresada en uma) también se le denomina peso atómico. Ejercicio: El cloro que ocurre naturalmente es 75.53% 35Cl, que tiene una masa atómica de 34.969 uma, y 24.47% 37Cl que tiene una masa atómica de 36.966 uma. Calcule la masa atómica promedio (el peso atómico) del cloro. R = 35.46 uma Ejercicio: Ocurren tres isótopos del silicio en la naturaleza: 28Si (92.21%), que tiene una masa de 27.97693 uma, 29Si (4.70%) que tiene una masa de 28.97659 uma; y 30Si (3.09%), que tiene una masa 29.97376 uma. Calcule el peso atómico del silicio. R = 28.09 uma 1.2.3. Pesos fórmula y moleculares. El peso fórmula es la suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos de su fórmula química, por ejemplo el ácido sulfúrico H2SO4 tiene un peso fórmula de 98.0 uma. PF = 2(PA de H) + (PA de S) + 4(PA de O) PF = 2(1.0 uma) + 32.0 uma + 4(16.0 uma) PF = 98 uma Si la fórmula química de una sustancia es su fórmula molecular, al peso fórmula también se le llama peso molecular. Ejercicio: Calcula el peso molecular de la glucosa C6H12O6 R = 180 uma.



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P1.- Calcula el peso formula de: a) Sacarosa, C12H22O11 b) Nitrato de calcio c) hidróxido de aluminio y d) metanol R = a) 342 uma, b) 164.1 uma, c) 78.0 uma d) 32.0 uma Composición porcentual a partir de fórmulas. Es el porcentaje en masa que corresponde a cada elemento de la sustancia. Si se quiere verificar la pureza de un compuesto se puede comparar la composición calculada de la sustancia con la obtenida experimentalmente. Ejemplo: Calcule la composición porcentual del C12H22O11

(Átomos del elemento )(PA) X 100 PF del compuesto El PF de C12H22O11 es 342 uma por lo tanto la composición porcentual es: %C = 42.1%, %H = 6.4% y %O = 51.5% Ejercicio: Calcule el porcentaje en masa de nitrógeno en el nitrato de calcio. R = 17.1% Ejercicio: El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones y cosméticos. Su formula molecular es C9H10O. Calcule la composición porcentual en masa del compuesto.



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1.3. El Mol. Se define como la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas o cualquier otro tipo de objetos que estemos considerando) como átomos hay en 12 g de 12C. Mediante experimentos se encontró que en esta cantidad hay 6.022 X 1023 átomos, a este número se le llama número de Avogadro. 1 mol de átomos de 12C = 6.022 X 1023 átomos de12C 1 mol de moléculas de agua = 6.022 X 1023 moléculas de agua 1 mol de iones NO3

- = 6.022 X 1023 iones de NO3-

Ejemplo: Calcule el número de átomos de carbono que hay en 0.350 mol de C6H12O6

Plan: moles de C6H12O6 Moléculas de C6H12O6 átomos de C 1 mol = 6.022 X 1023 moléculas y 1 molécula = 6 átomos. R = 1.26 X 1024 átomos Ejercicio: ¿cuántos átomos de oxígeno hay en a) 0.25 mol de nitrato de calcio b) 1.50 moles de carbonato de sodio. R = a) 9.0 X 10 23 b) 2.71 X 1024 P2.- Cuántos átomos hay en 15.10 mol de azufre? 1.3.1. Masa Molar. La masa de un solo átomo de un elemento (en uma) es numéricamente igual a la masa (en gramos) de un mol de átomos de ese elemento. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (uma).



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Ejemplo: El nitrógeno molecular, N2 tiene peso fórmula de 28 uma, masa molar de 28 g, 6.022 X 1023 molécula de N2 y 2 (6.022 X 1023) átomos de N. Ojo: masa molar se expresa en gramos, peso molecular en uma. Ejercicio: calcule la masa molar del nitrato de calcio. R = 164.1 g P3.- Calcule la masa molecular de cada una de las siguientes sustancias:

a) CH4

b) NO2

c) SO3

d) C6H6

e) NaI

f) K2SO4

g) Ca3(PO4)2

h) NaF

i) CaCO3 j) KMnO4

k) H2SO4

l) MgO

1.3.2. Interconversión de masas, moles y números de partículas. Éstos se facilitan si se usa análisis dimensional. Moles y gramos: Ejemplo: Calcule el número de moles de glucosa C6H12O6 que hay en 5.380 g de esta sustancia. R = 0.02989 mol



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Ejercicio: ¿cuántos moles de bicarbonato de sodio están presentes en 508 g de esta sustancia? R = 6.04 mol Ejercicio: Calcule la masa en gramos de 0.433 moles de nitrato de calcio. R = 71.02 g Ejercicio: Calcule la masa en gramos de a) 6.33 moles de NaHCO3; b) 3.0 X 10-5 moles de ácido sulfúrico. R = a) 532 g b) 2.9 X 10-3 g P4.- ¿Cuantos moles de átomos de calcio hay en 77.4 g de Ca? P5.- ¿Cuantos gramos de oro hay en 15.3 moles de Au? P6.- ¿Cuantas moles de yoduro de potasio se encuentran en 450 g de yoduro de potasio?



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Gramos y partículas: Ejemplo: Calcule el número de átomos de cobre que hay en una moneda tradicional de un centavo de dolar. La moneda pesa 3 g y es 100% cobre. 1 mol = 63.5 g 1 mol = 6.022 X 1023 átomos. R = 3 X 1022 átomos de Cu. Ejercicio: ¿Cuántas moléculas de glucosa hay en 5.23 g de C6H12O6? R = 1.75 X 1022

Ejercicio: ¿Cuántos átomos de oxígeno están presentes en 4.20 g de bicarbonato de sodio? R = 9.03 X 1022 átomos. P7.- ¿Cuántos moles de átomos de cobalto hay en 5.00 x 103 átomos de cobalto? P8.- ¿Cuántos átomos están presentes en 3.27 gr de Cu? P9.- ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos: 1.39 gr de Hidrógeno o 12.45 gr de cromo?



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P10.- ¿Un gramo de moléculas de hidrógeno contiene la misma cantidad de átomos que un gramo de átomos de hidrógeno? P11.- ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene mayor cantidad de masa: 2 átomos de oro o 3.2 x 10–23 moles de helio? P12.- ¿Cuántos átomos de calcio están presentes en una solución en la cual se disolvieron 45 g de carbonato de calcio? ¿Cuántos átomos de oxigeno contiene la solución? P13.- ¿Cuantos moles de átomos de cobalto hay en 6.0 x 109 de átomos de Co? P14.- ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes elementos?:

a) Hg

b) Ne

c) As

d) Ni P15.- ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 x 1012 átomos de plomo?



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P16.- ¿Cuantos átomos están presentes en 3.14 g de cobre? P17.- Cuales de las siguientes cantidades contiene más átomos: a) 1.1 g de átomos de hidrogeno b) 14.7 átomos de cromo P18.- Cuales de las siguientes cantidades contiene más masa:

a) 2 átomos de plomo

b) 5.1 x 10-23 moles de helio P19.- Calcular la masa molecular de un compuesto si 0.372 moles de él tienen una masa de 152 g. P20.- Calcule la masa molar de un compuesto si 0.432 moles tienen una masa de 234.5 gr. P21.- El Aspartame es un edulcorante artificial comercializado como Nutra Sweet, tiene como formula molecular C14H18N2O5

a) Calcule la masa de 2.00 mol de aspartame b) ¿Cuántos moles de aspartame hay en 3.56 g de aspartame? c) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 0.0034 g de aspartame?



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P22.- Se requiere un mínimo de 25 g de tetrahidrocanabinol (THC), el ingrediente activo de la marihuana, para producir intoxicación. La formula molecular del THC es C21H30O2 ¿Cuántos moles representa esa cantidad? ¿Cuántas moléculas? P23.- Calcule el numero de átomos de C, H y O en 1.50 g de glucosa (C6H12O6) P24.- Cuantas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0.334 g de etano. P25.- La urea [(NH2)2CO] se utiliza entre otras cosas como fertilizante. Calcule el numero de átomos de N, C, O e H en 1.68 x 104 g de urea. P26.- La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4oC. ¿Cuantas moléculas de agua están presentes en 2.56 mL de agua a dicha temperatura?



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P27.- Las feromonas, son un tipo especial de compuestos secretados por las hembras de muchas especies de insectos, con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una feromona tiene fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hembra es de alrededor de 1.0 x 10-12 g. ¿Cuantas moléculas hay en esta cantidad? P28.- La masa atómica de un elemento X es de 33.42 uma. Una muestra de 27.22 g de X se combina con 84.10 g de otro elemento Y para formar un compuesto XY Calcule la masa atómica de Y. P29.- Cuantos moles de O se necesitan para combinarse con 0.212 moles de C para formar:

a) CO

b) CO2 P30.- El sulfato de aluminio hidratado [Al2(SO4)3∙X H2O] contiene 8.20 % en masa de aluminio. Calcule X, es decir la cantidad de moles de agua por cada mol de aluminio. P31.- Todas las sustancias que aparecen enlistadas a continuación se utilizan como fertilizantes que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas representa una mejor fuente de nitrógeno, basándose en la composición porcentual en masa?

- Urea (NH2)2CO



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- Nitrato de amonio NH4NO3 - Guanidina HCN(NH2)2 - Amoniaco NH3

1.4. Fórmula empírica. Indica el número relativo de átomos de cada elemento que contiene una sustancia. Ejemplo: El mercurio forma un compuesto con cloro que tiene 73.9% en masa de mercurio y 26.1 % en masa de cloro. Esto implica que si tuviéramos una muestra de 100 g de sólido, contendría 73.9 g de Hg y 26.1 g de Cl. Dividimos cada una de estas masas entre el peso atómico apropiado para obtener el número de moles de cada elemento en 100 g:

73.9 g de Hg / 200.6 = 0.368 mol de Hg 26.1 g de Cl / 35.5 = 0.735 mol de Cl

A continuación dividimos entre el número más pequeño para obtener la relación de moles:

0.368 mol de Hg / 0.368 = 1 mol de Hg 0.735 mol de Cl / 0.368 = 1.99 moles de Cl

Como la relación es de 1:2 se puede concluir que la fórmula empírica es HgCl2 Ejercicio: El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40.92% en masa de C, 4.58% en masa de H y 54.50% en masa de O. Determine la fórmula empírica del ácido ascórbico. R = C3H4O3



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Ejercicio: Se determina que una muestra de 5.325 g de benzoato de metilo, contiene 3.758 g de C, 0.316 g de H y 1.251 g de O. Obtenga la fórmula empírica. R = C4H4O 1.4.1. Fórmula molecular a partir de fórmula empírica. Se puede conocer la fórmula molecular a partir de la empírica si se conoce el peso molecular del compuesto. Los subíndices de la fórmula molecular de una sustancia siempre son múltiplos enteros de los subíndices correspondientes a la fórmula empírica. Obtenemos el múltiplo comparando el peso fórmula de la fórmula empírica con el peso molecular. Ejemplo: La fórmula empírica del ácido ascórbico es C3H4O3 lo que da un peso fórmula de 88 uma. El peso molecular determinado experimentalmente es 176 uma, así pues, la molécula tiene el doble de masa (176/88 = 2) y por tanto debe tener el doble de átomos que los indicados en la fórmula empírica. Los subíndices se multiplican por 2 para obtener la fórmula molecular: C6H8O6 Ejercicio: El mesitileno tiene fórmula empírica C3H4 y peso molecular de 121 uma. Determina la fórmula molecular. R = C9H12 P32.- La alicina es el compuesto responsable del olor del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual: C: 44.4% H: 6.21 % S: 39.5% O: 9.86% Calcule su formula empírica. Si su peso molecular es de 162 gr ¿Cuál es la formula molecular de la alicina?



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P33.- Se sospecha que el glutamato monosódico (MSG), saborizante de alimentos, es el causante del “síndrome del restaurante chino”, ya que puede causar fuertes dolores de cabeza y de pecho. El MSG tiene la siguiente composición porcentual: C: 35.51% H: 4.77% O: 37.85% N: 8.29% Na: 13.60% Si su masa molar es de 169 gr ¿Cuál es su formula molecular? 1.4.2. Análisis por combustión. Cuando un compuesto que contiene carbono e hidrógeno se quema por completo, todo el carbono del compuesto se convierte en CO2 y todo el hidrógeno en agua. La cantidad de CO2 producida se puede utilizar para determinar la cantidad de C en el compuesto y la de H2O para el H. Ejemplo: El alcohol isopropílico contiene C, H y O. La combustión de 0.255 g de alcohol produce 0.561 g de CO2 y 0.306 g de H2O. R = C3H8O Ejercicio: El butirato de etilo contiene C, H y O. La combustión de 2.78 mg de butirato de etilo produce 6.32 mg de CO2 y 2.58 mg de H2O. Determine la fórmula empírica del compuesto. R = C3H6O



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Ejercicio: El mentol se compone de C, H, y O. Una muestra de 0.1005 g de mentol se quema, produciendo 0.2829 g de CO2 y 0.1159 g de agua. Determine su fórmula molecular si su masa molar es 156 g/mol. R = C9H19O P34.- La vainillina, el saborizante que domina en la vainilla, contiene tres elementos, C, H y O. Cuando se quema totalmente 2.10 g de esta sustancia, se producen 4.86 g de CO2 y 1.0 g de H2O. Determine la formula empírica de la vainillina. 1.5. Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas. Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden interpretar como los números relativos de moléculas (o unidades formulares) que intervienen en la reacción y como los números relativos de moles.

2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

2 moléculas 1 molécula 2 moléculas 2(6.022 X 10

23 moléculas) 6.022 X 10

23 moléculas 2(6.022 X 10

23 moléculas)

2 moles 1 mol 2 moles



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Ejemplo: Calcule los moles de agua que se producen a partir de 1.57 moles de O2. R = 3.14 mol de H2O Ejercicio: Calcule la masa de CO2 que se produce al quemar un gramo de butano. R = 3.03 g de CO2

2 C4H10(l) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(l)

Ejercicio: Determine cuantos gramos de agua se producen por la combustión de 1.00 g de glucosa, C6H12O6 R = 0.6 g de agua.

C6H12O6 (s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)

Ejercicio: El hidróxido de litio reacciona con el dióxido de carbono gaseoso formando carbonato de litio sólido y agua líquida. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono puede absorber cada gramo de hidróxido de litio? R = 0.919 g de CO2



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P35.- El clorato de potasio se descompone en cloruro de potasio y oxígeno gaseoso. ¿Cuántos gramos de oxígeno molecular se pueden preparar a partir de 4.5 g de KClO3? R = 1.77 g de O2 P36.- ¿Qué masa de O2 se consume en la combustión de 1.0 g de propano (C3H8)? R = 3.64 g de O2 1.6. Reactivo Limitante. En las reacciones químicas cuando uno de los reactivos se agota antes que los demás la reacción se detiene, dejando reactivos en exceso como sobrante. Ejemplo: Una mezcla de 10 moles de H2 y 7 moles de O2 reaccionan para formar agua.

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Dado que 2 moles de H2 reacciona con 1 mol de O2, el número de moles de O2 que se necesitan para reaccionar con todo el H2 es 5 moles de O2

Como se tenían 7 moles disponibles al inicio de la reacción, quedarán 2 moles de O2 cuando se haya consumido todo el H2.



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Al reactivo que se consume por completo al final de la reacción se le llama reactivo limitante. En el ejemplo anterior el limitante es el hidrógeno. Ejercicio: ¿Cuánto ácido sulfúrico se puede formar a partir de 5.0 moles de SO2, 2 moles de O2 y una cantidad ilimitada de agua? R = 4 moles ¿cuánto reactivo en exceso queda?

2SO2 + O2 + 2H2O 2H2SO4

Ejercicio: Considere la reacción 2Al + 3Cl2 2AlCl3 Se permite que reaccione una mezcla de 1.5 moles de Al y 3 moles de Cl2 a) ¿cuál es el reactivo limitante? b) ¿cuántos moles de AlCl3 se forman? ¿Cuánto reactivo en exceso queda al final de la reacción? R = a) Al; b) 1.5 moles; c) 0.75 mol Cl2

Otra forma de resolver el problema del reactivo limitante es calcular la cantidad de producto que podría formarse a partir de cada una de las cantidades dadas de reactivo, suponiendo que se consumiera totalmente. Ejemplo: Una solución de 3.5g de fosfato de sodio se mezcla con una solución que contiene 6.40 g de nitrato de bario. ¿Cuántos gramos de fosfato de bario podrán formarse? R = 4.92 g



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Ejercicio: Una tira de zinc metálico que pesa 2.0 g se coloca en una solución acuosa que contiene 2.5 g de nitrato de plata. ¿Cuántos gramos de plata se forman? R = 1.59 g P37.- Cuando se burbujea sulfuro de hidrógeno gaseoso en una solución de hidróxido de sodio, la reacción forma sulfuro de sodio y agua. ¿Cuántos gramos de sulfuro de sodio se forman si 1.50 g de sulfuro de hidrógeno se burbujean en una solución que contiene 1.65 gramos de hidróxido de sodio? P38.- Si se enciende una mezcla de 10.00 g de acetileno C2H2 y 10.00 g de oxígeno, la reacción de combustión resultante produce dióxido de carbono y agua.

a) Escriba la ecuación química balanceada para esta reacción. b) ¿Qué reactivo es el limitante en esta reacción? c) ¿Cuántos gramos de cada uno de los compuestos están presentes al finalizar la

reacción?



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1.7. Rendimiento Teórico. La cantidad de producto, que según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante se llama rendimiento teórico. La cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción se denomina rendimiento real. El rendimiento real casi siempre es menor que (y nunca puede ser mayor que) el rendimiento teórico. El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico (calculado):

Porcentaje de rendimiento = rendimiento real X 100 rendimiento teórico Ejemplo: Si se calcula que se forman 4.92 g de Ba3(PO4)2 cuando se mezclan fosfato de sodio y nitrato de bario (rendimiento teórico), pero en el laboratorio se obtienen 4.70g (rendimiento real). El porcentaje sería:

4.70 g X 100 = 95.5% 4.92 g Ejercicio: El ácido adípico H2C6H8O4, es un material empleado en la producción de nailon; se fabrica comercialmente por una reacción controlada entre ciclohexano, C6H12, y O2:

2 C6H12 + 5O2 2 H2C6H8O4 + 2H2O a) Suponga que partimos de 25.0 g de ciclohexano, y que es el limitante. Calcule el rendimiento teórico. R = 43.5 g b) Si obtenemos 33.5 g de ácido adípico en la reacción, calcule el porcentaje de rendimiento del ácido. R = 77.0% P39.- El fluoruro de hidrógeno se utiliza en la manufactura de los freones (los cuales destruyen la capa de ozono) y en la producción de aluminio metálico. Se prepara mediante la siguiente reacción:

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + HF En un proceso se tratan 6.0 Kg de fluoruro de calcio con un exceso de ácido sulfúrico y se producen 2.86 Kg de fluoruro de hidrógeno. Calcule el porcentaje de rendimiento.



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P40.- El titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, en sus motores y en la construcción de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido, a una temperatura entre 950° y 1 150°

TiCl4 + Mg Ti + MgCl2 En cierta operación industrial 3.54x107 gr de TiCl4 reaccionan con 1.13x107 gr de Mg.

a) Calcúlese el rendimiento teórico de Ti, en gramos b) Calcúlese el % de rendimiento si realmente se obtienen 7.91x106 gr de Ti. c) ¿Cuántos átomos de titanio se obtienen? d) ¿Cuántos átomos de magnesio se ocupan? e) ¿Cuantas moléculas de cloruro de Titanio (IV) se colocan en la reacción? f) ¿Cuantas moléculas del cloruro realmente reaccionan? g) Si sólo el 75 % del TiCl4 reacciona, ¿Qué cantidad se tiene que utilizar para

poder obtener 2.56x108 gr de Ti?



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P41.- Una barra de hierro pesó 664 g. Después de que la barra se deja a la intemperie durante un mes, exactamente una octava parte del hierro se ha convertido en herrumbre (Fe2O3). Calcule la masa final del hierro y la masa de la herrumbre. P42.- Una muestra impura de zinc se trata con un exceso de acido sulfúrico para formar sulfato de zinc e hidrógeno molecular. Si se obtienen 0.0764 g de H2 a partir de 3.86 g de la muestra, calcule el porcentaje de pureza en la muestra.



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1.8. Reacciones Químicas en serie. Generalmente un proceso químico se lleva a cabo en una serie de reactores, en cada uno de los cuales se realiza una reacción específica, en este caso, el resultado no depende de una sola reacción, sino que es necesario considerar todas las involucradas sin olvidar la estequiometría y balance de las mismas. Ejemplo: Considere la siguiente serie de reacciones:

CaO + C CaC2 + CO2

CaC2 + H2O Ca(OH)2 + C2H2

¿Cuánto hidróxido de calcio puede prepararse a partir de 30 g de CaO y 30 g de C? R = 39.64 g Ejemplo: Considere la siguiente serie de reacciones:

P + Cl2 PCl3

PCl3 + Cl2 PCl5

Si se prepararon 3.25 g de PCl5, ¿cuánto P y cuánto Cl2 se necesitaron? R = 2.70 g de Cl2 y 0.48 g de P



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Ejercicio: Considere las siguientes reacciones:

NO(g) + O2(g) NO2(g)

NO2(g) + H2O(g) HNO3(g) + NO(g)

Si en la primer reacción se formaron 15.15 g de NO2 ¿cuánto HNO3 se puede formar? ¿Cuánto O2 se necesitó? R = 13.8 g de ácido y 5.26 g de O2

P43.- Considere las siguientes reacciones:

NO(g) + Cl2 NOCl2(g)

NOCl2(g) + NO(g) NOCl(g)

a) ¿Qué cantidad en gramos y moles se obtendrán de NOCl, si se parte de 2.00 g de Cl2 y 2.00 g de NO? b) ¿Cuál será la cantidad total utilizada de NO? c) ¿Cuántos gramos de NOCl2 se obtienen? d) Considerando que solo el 80% del NOCl2 producido en la primera reacción se utiliza, ¿cuál será la cantidad de NOCl que se obtenga?



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P44.- Considere la siguiente serie de reacciones:

HBr + O2 HOOBr

HOOBr + HBr HOBr

HOBr + HBr H2O + Br2

a) Cual será la cantidad de agua y de bromo que se producen si se hacen reaccionar 45.98 g se HBr con 6 moles de oxígeno? – Considerar que solo se usa esa cantidad en la primera reacción- b) Cuantas moléculas de oxígeno se utilizan? c) Si se requiere que se produzcan 34.56 g de bromo ¿qué cantidad de cada reactivo se debe pedir? – Considerar todas las reacciones-



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EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRÍA CON RESPUESTA.

¡¡PARA PRACTICAR!!

1. Las soluciones de carbonato de sodio y nitrato de plata reaccionan para formar carbonato de plata sólido y una solución de nitrato de sodio. Una solución que contiene 5.00 g de carbonato de sodio se mezcla con otra que contiene 5.00 g de nitrato de plata. Una vez que la reacción llega a su término, la solución se evapora a sequedad, dejando una mezcla de sales. ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio, nitrato de plata, carbonato de plata y nitrato de sodio están presentes al final de la reacción? R = carbonato de sodio 3.44g, nitrato de plata Nada, carbonato de plata 4.05g y nitrato de sodio 2.50g

2. Cuatro fertilizantes comunes que contienen nitrógeno son el amoniaco, el nitrato de amonio, el sulfato de amonio y la urea [(NH2)2CO], ¿Cuánto de cada compuesto debe aplicarse para suministrar 1.00 kg de nitrógeno? R = 1.2 kg de amoniaco, 2.86 kg de nitrato de amonio, 4.71 kg de sulfato de amonio y 2.14 kg de urea.



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3. Una molécula del antibiótico llamado Penicilina G tiene una masa de 5.342 X 10-21 g. Calcule la masa molecular de la Penicilina G. R = 3217 g/mol.

4. La hemoglobina, la proteína portadora de oxígeno de los glóbulos rojos de la sangre, tiene cuatro átomos de hierro por molécula y contiene 0.34% en masa de hierro. Calcule la masa molar de la hemoglobina. R = 6.57 X 104

5. Un elemento X forma un yoduro XI3 y un cloruro XCl3. El yoduro se convierte cuantitativamente en el cloruro cuando se calienta en una corriente de cloro:

2XI3 + 3Cl2 2XCl3 + 3I2

Si se trata 0.5000 g de XI3, se obtiene 0.2360 g de XCl3.

a) Calcule el peso atómico del elemento X R = 138.9

b) Identifique el elemento X R = La



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6. Se determinó que un compuesto orgánico tiene solo tres elementos, C, H y Cl. Cuando se quemó por completo en aire una muestra de 1.50 g del compuesto, se formó 3.52 g de CO2. En otro experimento, el cloro de una muestra de 1.0 g del compuesto se convirtió en 1.27 g de AgCl. Determine la fórmula empírica del compuesto. R = C6H5Cl

7. La grasa almacenada en la joroba de un camello es una fuente tanto de energía como de agua. Calcule la masa de agua producida por el metabolismo de 1 kg de grasa, suponiendo que la grasa consiste exclusivamente en tristearina (C57H110O6), una grasa animal típica, y que durante el metabolismo la tristearina reacciona con O2 para formar solamente CO2y agua. R = 1.1 kg de agua



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8. ¿cuántos kg de CO2 se obtienen cuando se quema en aire una muestra de 0.15 m3 de C8H8(l), cuya densidad es de 0.69 g/mL? R = 3.2 X 102 kg de CO2

9. Cierta hulla contiene 2.8% en masa de azufre. Cuando se quema esta hulla, el azufre se convierte en dióxido de azufre gaseoso. Se hace reaccionar el dióxido de azufre con óxido de calcio para formar sulfito de calcio sólido. Si la hulla se quema en una planta de energía que gasta 2000 toneladas de hulla al día calcule la producción diaria de sulfito de calcio. R = 1.9 X 105 kg de CaSO4 / día



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UNIDAD 2 FUERZAS INTERMOLECULARES LIQUIDOS Y SÓLIDOS OBJETIVO: Que el alumno entienda la naturaleza y la intensidad de las fuerzas intermoleculares para que esté en capacidad de relacionar la composición y la estructura de las moléculas con sus propiedades físicas. El vapor de agua (o humedad) del aire, el agua de un lago y el hielo de un glaciar son formas de la misma sustancia, H2O. Todas tienen las mismas propiedades químicas, pero sus propiedades físicas muestran grandes diferencias. Las propiedades físicas de una sustancia dependen de su estado físico. En este capítulo enfocaremos nuestra atención en las propiedades físicas de los líquidos y los sólidos.

Muchas de las sustancias que consideraremos son moleculares. De hecho, prácticamente todas las sustancias que son líquidos a temperatura ambiente son sustancias moleculares. Los enlaces covalentes, que son fuerzas dentro de las moléculas, influyen en la forma molecular, las energías de enlace y muchos aspectos del comportamiento químico. Las propiedades físicas de los líquidos y sólidos moleculares, en cambio, se deben en gran medida a fuerzas intermoleculares, las fuerzas que existen entre las moléculas. Si entendemos la naturaleza e intensidad de éstas fuerzas, podremos comenzar a relacionar la composición y la estructura de las moléculas con sus propiedades físicas. 2.1. Comparación molecular de líquidos y sólidos. Gas. Moléculas separadas en constante movimiento, energía cinética > energía de atracción entre moléculas, la falta de fuerzas de atracción permite al gas expandirse. Líquido. Las fuerzas de atracción mantienen juntas a las moléculas, son más densos que los gases, menos compresibles, con volumen definido. Sin embargo las fuerzas no son tan fuertes como para impedir que las moléculas se muevan unas con respecto a otras, por ello los líquidos pueden verterse y asumen la forma del recipiente. Sólido. Las fuerzas de atracción son tan intensas que no solo mantienen juntas a las moléculas sino que prácticamente las mantienen fijas en un sitio. No son compresibles porque no tienen espacio libre entre ellas, las moléculas ocupan posiciones en un patrón altamente regular. Los sólidos que poseen estructuras muy ordenadas se clasifican como cristalinos. Calentar o reducir presión Calentar

GAS LÍQUIDO SÓLIDO CRISTALINO Enfriar o comprimir Enfriar

El estado de una sustancia depende del balance de energía del sistema entre la E cinética y la E de atracción de las partículas.



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La E cinética tiende a mantener las partículas separadas y en constante movimiento. Depende de la temperatura. La energía de atracción las mantiene juntas siendo mayor para los sólidos. En vista de que las partículas de los sólidos y líquidos están más juntas que las del gas, a veces se les llama a los sólidos y líquidos fases condensadas. Se puede hacer que una sustancia cambie de un estado a otro mediante calentamiento o enfriamiento. Ejemplo: El NaCl es un sólido a temperatura ambiente que se funde a 804ºC y hierve a 1465 ºC a una presión de 1 atm. Por otro lado, el N2O, es un gas a temperatura ambiente, se licúa a -88.5ºC y se solidifica a -102.4ºC a una presión de 1 atm. Si aumentamos la presión sobre una sustancia, obligamos a las moléculas a juntarse, lo que a su vez causa un incremento en la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Por ejemplo, el propano es un gas a temperatura ambiente y 1 atm de presión. El gas propano licuado LP, es un líquido a temperatura ambiente porque se almacena a una presión mucho mayor. http://medicina.usac.edu.gt/quimica/enlace/Fuerzas_Intermoleculares.htm 2.2. Fuerzas Intermoleculares. Son más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Ejemplo:

H-Cl---------H-Cl Enlace Covalente atracción intermolecular (fuerte) (débil)

Se requieren 16 Kj/mol para cambiar HCl(l) a HCl(g) venciendo fuerzas intermoleculares y 431 Kj/mol para disociar el HCl en H y Cl rompiendo enlace covalente. Se requiere menos energía para un cambio de estado que para romper enlaces. Propiedades que reflejan las fuerzas intermoleculares. Punto de ebullición: Un líquido hierve cuando burbujas de su vapor se forman dentro del líquido. Deben vencer fuerzas de atracción y separarse para formar vapor. Fuerzas de atracción intensas llevan a puntos de ebullición altos. Punto de Fusión: Se incrementan al elevarse las fuerzas intermoleculares. Se sabe que existen tres tipos de fuerzas de atracción entre moléculas neutras: dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London y puentes de hidrógeno. Estas fuerzas también se denominan fuerzas de Van der Waals.

Otro tipo de fuerzas de atracción, la ion-dipolo, es importante en soluciones. Al considerar estas fuerzas, cabe señalar que son de naturaleza electrostática, pues implican atracciones entre especies positivas y negativas.



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2.2.1. Fuerzas ion-dipolo. Ocurren entre un ion y la carga parcial de un extremo de una molécula polar. Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo. La atracción aumenta al incrementarse la carga del ion o la magnitud del momento bipolar. Las fuerzas ion dipolo son importantes en soluciones de sustancias iónicas en líquidos polares. Por ejemplo el NaCl en agua. 2.2.2. Fuerzas dipolo-dipolo. Ocurre entre moléculas neutras polares. Éstas se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de otra.

Son solo efectivas cuando las moléculas polares están muy juntas, y generalmente son más débiles que las fuerzas ion-dipolo. En los líquidos, las moléculas polares están en libertad de moverse unas con respecto a otras. Para moléculas con masas y tamaños aproximadamente iguales, la intensidad de las atracciones aumenta al incrementarse la polaridad. Esto se puede observar en la tabla siguiente:

Sustancia Masa molar (uma)

Momento dipolar

()

Punto de ebullición (K)

Propano 44 0.1 231 Eter dimetílico 46 1.3 248 Cloruro de metilo 50 1.9 249 Acetaldehído 44 2.7 294 acetonitrilo 41 3.9 355

2.2.3. Fuerzas de dispersión de London. Las fuerzas de dispersión son las fuerzas principales que atraen las moléculas no polares entre sí. Las moléculas no polares son aquellas que no tienen separación de

carga dentro de las moléculas. Las fuerzas de dispersión también existen en los gases nobles que se pueden licuar.

Si no existe separación de carga dentro de una molécula, ¿cómo se pueden atraer las moléculas entre sí?. Se conoce como un dipolo inducido instantáneo, cuando un átomo o molécula produce un dipolo momentáneo o instantáneo en otro átomo. Se puede pensar, que la fuerza de dispersión es



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una fuerza de atracción débil del núcleo de un átomo (o molécula) por los electrones de otro átomo cuando los dos átomos pasan cerca. La resistencia de estas fuerzas depende principalmente de cuántos electrones estén distribuidos alrededor del átomo y de que tan unidos se mantengan. En los átomos y en las moléculas con gran número de electrones débilmente atraídos, se encuentran fuerzas de dispersión más fuertes

La facilidad con que la distribución de carga de una molécula puede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico externo es su polarizabilidad. O sea, es como una medida de la maleabilidad de su nube de electrones, cuanto mayor es su polarizabilidad más fácil puede distorsionarse para crear un dipolo momentáneo. La intensidad de las fuerzas de London tienden a incrementarse al aumentar el peso molecular. Porque a mayor cantidad de electrones están más lejos del núcleo.

Halógeno Punto de ebullición (K)

Gas noble Punto de ebullición (K)

F2 85.1 He 4.6 Cl2 238.6 Ne 27.3 Br2 332.0 Ar 87.5 I2 457.6 Kr 120.9 Xe 166.1

La forma de la molécula afecta la atracción: el n-pentano tiene un punto de ebullición de 309.4 K , mientras que el neo-pentano ebulle a 282.7 K. Esto se debe a que en las moléculas lineales hay mayor número de puntos de contacto que en las que no lo son, lo que hace más intensas las fuerzas de atracción. Las fuerzas de dispersión operan en todas las moléculas sean polares o no, contribuyendo más que las atracciones dipolo-dipolo. Al comparar las intensidades relativas de las atracciones intermoleculares, resultan útiles las generalizaciones siguientes:

Si las moléculas tienen forma y peso molecular comparables, las fuerzas de dispersión son aproximadamente iguales. En este caso las diferencias de magnitud de las fuerzas de atracción se deben a diferencias en las intensidades de las atracciones dipolo-dipolo, y las moléculas más polares tienen atracciones más fuertes.

Si las moléculas difieren ampliamente en su peso molecular, las fuerzas de dispersión suelen ser las decisivas. En este caso, las diferencias en las magnitudes de las fuerzas de atracción casi siempre pueden asociarse a



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diferencias en los pesos moleculares, y la molécula más masiva tiene las atracciones más fuertes.

Sin embargo, el puente de hidrógeno es más intenso que las fuerzas de dispersión. Ejercicio: ¿Cuál de las sustancias siguientes es más probable que exista como gas a temperatura ambiente y presión atmosférica normal: P4O10, Cl2, AgCl o I2? Ejercicio: De Br2, Ne, HCl, HBr y N2 ¿cuál es más probable que tenga a) las fuerzas de dispersión intermoleculares más grandes b) las fuerzas de atracción dipolo-dipolo más grandes? 2.2.4. Puentes de Hidrógeno. Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como el O-H o el N-H, y un átomo electronegativo como O, N o F.



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Los puentes de hidrógeno se pueden considerar como atracciones dipolo-dipolo la carga positiva del núcleo de H es atraída por la carga negativa de un átomo electronegativo cercano. Los puentes de H son más débiles que los enlaces químicos ordinarios pero más fuertes que las atracciones dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión. Ejercicio: ¿Por qué el agua como hielo flota en el líquido si generalmente la fase sólida es más densa? 2.2.5. Comparación de fuerzas intermoleculares. En resumen, las fuerzas de dispersión están presentes en todas las sustancias. La intensidad de estas fuerzas se incrementa al aumentar el peso molecular y también depende de la forma de las moléculas. Las fuerzas dipolo-dipolo se suman al efecto de las fuerzas de dispersión y se encuentran en las moléculas polares. Los puentes de hidrógeno, que se reconocen por la presencia de átomos de H unidos a F, O ó N, también se suman al efecto de las fuerzas de dispersión, sin embargo son más intensos de las fuerzas intermoleculares. Ninguna de estas fuerzas intermoleculares es tan fuerte como los enlaces iónicos o covalentes ordinarios.



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Ejercicio: Liste las sustancias BaCl2, H2, CO, HF y Ne en orden de punto de ebullición creciente. Ejercicio: a) Identifique las fuerzas intermoleculares presentes en las sustancias siguientes y b) seleccione la sustancia que tenga el punto de ebullición más alto: CH3CH3, CH3OH, CH3CH2OH.

Tipo de fuerza de atracción Ejemplo

A Fuerzas de dispersión de London (dipolos inducidos) Ar, I2

B Fuerzas dipolo-dipolo H2S, CH3Cl

C Puentes de H H2O, NH3, HF

D Fuerzas ion-dipolo KBr en H2O

E Enlaces ionicos NaCl, NH4NO3

¿Participan moléculas

polares? ¿Participan iones? ¿Están presentes

moléculas polares y

también iones?

¿Hay átomos de H

unidos a átomos de N,

O o F?

A B C D E

Moléculas o iones

interactuantes

NO

OO

OO

O

NO

OO

OO

O NO

OO

OO

O

NO

OO

OO

O

SI

SI

SI

SI



QUÍMICA II

2.3. Algunas propiedades de los líquidos. 2.3.1. Viscosidad. Es la resistencia a fluir que presenta un líquido, a mayor viscosidad fluye más lento. Se mide determinando el tiempo que cierta cantidad de líquido tarda en fluir a través de un tubo delgado bajo la influencia de la gravedad. Los líquidos viscosos tardan más. También se puede determinar midiendo la velocidad en que esferas de acero caen a través de un líquido, viscosidad grande = esferas lentas. La viscosidad tiene que ver con la facilidad de movimiento de las moléculas, por lo que depende de las fuerzas de atracción y características estructurales que hacen que las moléculas se enreden.

La viscosidad es una

propiedad de los fluidos que

es de gran importancia en

múltiples procesos

industriales, además de ser

una variable de gran

influencia en las mediciones

de flujo de fluidos, el valor

de viscosidad se usa como

punto de referencia en la

formulación de nuevos

productos, facilitando la

reproducción de la

consistencia de un lote a otro.

La viscosidad disminuye al incrementarse la temperatura porque aumenta la energía cinética y vence más fácil las fuerzas de atracción. 2.3.2. Tensión superficial. En física se denomina tensión superficial al fenómeno por el cual la superficie de un líquido tiende a comportarse como si fuera una delgada película elástica. Este efecto permite a algunos insectos, como el zapatero (Hydrometra stagnorum), desplazarse por la superficie del agua sin hundirse. La tensión superficial (una manifestación de las fuerzas intermoleculares en los líquidos), junto a las fuerzas que se dan entre los líquidos y las superficies sólidas que entran en contacto con ellos, da lugar a la capilaridad, por ejemplo.

A nivel microscópico, la tensión superficial se debe a que las fuerzas que afectan a cada molécula son diferentes en el interior del líquido y en la superficie. Así, en el seno de un líquido cada molécula está sometida a fuerzas de atracción que en promedio se anulan. Esto permite que la molécula tenga una energía bastante baja. Sin embargo, en la superficie hay una fuerza neta hacia el interior del líquido. Rigurosamente, si en el exterior del líquido se tiene un gas, existirá una mínima fuerza atractiva hacia el exterior, aunque en la realidad esta fuerza es despreciable debido a la gran diferencia de densidades entre el líquido y el gas.

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica

http://es.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADquido

http://es.wikipedia.org/wiki/Insecto

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Hydrometra_stagnorum&action=edit

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Hydrometra_stagnorum&action=edit

http://es.wikipedia.org/wiki/Capilaridad

http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerza

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Gas

http://es.wikipedia.org/wiki/Densidad_%28f%C3%ADsica%29



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La tensión superficial tiene como principal efecto la tendencia del líquido a disminuir en lo posible su superficie para un volumen dado, de aquí que un líquido en ausencia de gravedad adopte la forma esférica, que es la que tiene menor relación área/volumen.

Energéticamente, las moléculas situadas en la superficie tiene una mayor energía promedio que las situadas en el interior, por lo tanto la tendencia del sistema será a disminuir la energía total, y ello se logra disminuyendo el número de moléculas situadas en la superficie, de ahí la reducción de área hasta el mínimo posible.

En un fluido cada molécula interacciona con las que le rodean. El radio de acción de las fuerzas moleculares es relativamente pequeño, abarca a las moléculas vecinas más cercanas. Vamos a determinar de forma cualitativa, la resultante de las fuerzas de interacción sobre una molécula que se encuentra en

A, el interior del líquido B, en las proximidades de la superficie C, en la superficie

Consideremos una molécula (en color rojo) en el seno de un líquido en equilibrio, alejada de la superficie libre tal como la A. Por simetría, la resultante de todas las fuerzas atractivas procedentes de las moléculas (en color azul) que la rodean, será nula.

En cambio, si la molécula se encuentra en B, por existir en valor medio menos moléculas arriba que abajo, la molécula en cuestión estará sometida a una fuerza resultante dirigida hacia el interior del líquido.

http://es.wikipedia.org/wiki/Volumen_%28f%C3%ADsica%29

http://es.wikipedia.org/wiki/Gravedad



QUÍMICA II

Si la molécula se encuentra en C, la resultante de las fuerzas de interacción es mayor que en el caso B.

Las fuerzas de interacción, hacen que las moléculas situadas en las proximidades de la superficie libre de un fluido experimenten una fuerza dirigida hacia el interior del líquido.

Como todo sistema mecánico tiende a adoptar espontáneamente el estado de más baja energía potencial, se comprende que los líquidos tengan tendencia a presentar al exterior la superficie más pequeña posible siendo esta forma la esférica.

Cuando colocamos agua en la superficie de una cera, forma gotas casi esféricas debido a un desequilibrio entre las fuerzas intermoleculares en la superficie del líquido.

La tensión superficial es la medida de las fuerzas hacia adentro que deben vencerse para expandir el área superficial de un líquido. Se define como la energía requerida para aumentar el área superficial de un líquido en una unidad de área. Por ejemplo, la tensión superficial del agua a 20ºC es de 7.29 X 10-2 J/m2 lo que significa que es necesario suministrar 7.29 X 10-2 J de energía para aumentar en 1 m2 el área superficial de una cantidad dada de agua.

Las fuerzas intermoleculares que unen moléculas similares unas a otras, como los puentes de hidrógeno del agua, se llaman fuerzas de cohesión. Las fuerzas intermoleculares que unen una sustancia a una superficie se llaman fuerzas de adhesión.

Cuando las fuerzas de cohesión son grandes en relación a las fuerzas adhesivas los ángulos de contacto tienden a ser grandes. Cuando las fuerzas de cohesión en relación a las fuerzas de adhesión los ángulos de contacto son pequeños resultando en una tendencia del fluido a mojar la superficie.

Cuando las fuerzas adhesivas son mayores que las fuerzas cohesivas, el menisco tiende a ser cóncavo como en el caso de vidrio y agua. Por otra parte cuando las fuerzas cohesivas son superiores a las adhesivas, el menisco es convexo como en el caso de mercurio en vidrio.



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Si colocamos un tubo de vidrio de diámetro pequeño (un capilar) en agua, el líquido sube por el tubo, a este fenómeno se le denomina acción capilar.

La acción capilar es importante para mover el agua (y todas las cosas que están disueltas en ella). Se define como el movimiento del agua dentro de los espacios de un material poroso, debido a las fuerzas de adhesión y a la tensión de la superficie.

La acción capilar ocurre porque el agua es pegajosa -- las moléculas del agua se pegan unas a otras y a otras substancias como el vidrio, la ropa, tejidos orgánico y la tierra. Ponga una toalla de papel dentro de un vaso de agua y el agua se le "pegará" a la toalla de papel. Aún más, empezará el agua a moverse hacia arriba de la toalla hasta que el jalón de la gravedad sea mucho para ella y no pueda continuar.

Esto es más importante de lo que usted piensa:

Cuando usted vierte un vaso de agua en la mesa de la cocina, se forma una tensión superficial que mantiene al líquido en un charquito sobre la mesa, en lugar de una mancha delgada y grande que se extienda hasta el piso. Cuando usted coloca la toalla de papel sobre el agua, el líquido se adhiere a las fibras de la toalla.

Las plantas y los árboles no podrían crecer sin acción capilar. Las plantas ponen las raíces dentro de la tierra y éstas son capaces de llevar agua de la tierra hacia la planta. El agua, que contiene nutrientes disueltos, químicos y minerales se introduce dentro de las raíces y empieza a elevarse por dentro de los tejidos de la planta. Al momento que la molécula de agua #1 empieza a subir, ésta jala a la molécula de agua #2, quien a su vez, por supuesto, jala a la molécula de agua #3, y así sucesivamente.

Piense en los más pequeños vasos sanguíneos de su cuerpo -- sus capilares. La mayor parte de su sangre es agua y la acción capilar ayuda a la acción de bombeo que ejecuta su corazón al mantener su sangre moviéndose dentro de sus vasos sanguíneos.

2.4. Cambios de fase. Muchas propiedades de los líquidos y sólidos tienen que ver con la facilidad con que cambian de un estado a otro. En general, todo estado de la materia puede cambiar a cualquiera de los otros dos estados

http://water.usgs.gov/gotita/waterproperties.html



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2.4.1. Cambios de energía que acompañan a los cambios de fase. Cuando un sistema ordenado pasa a ser un sistema desordenado, se requiere proporcionar energía para vencer las fuerzas intermoleculares. La fusión, evaporación y sublimación son cambios endotérmicos, mientras que la condensación, solidificación y deposición son cambios exotérmicos.

El calor de fusión también denominado entalpía de fusión Hfus, es el cambio de

entalpía asociado a la fusión. Hfus del hielo = 6.01 Kj/mol.

El calor de vaporización o entalpía de vaporización Hvap es el calor requerido para

evaporar un líquido. Hvap del agua = 40.67 Kj/mol

Ejercicio: Explica porqué Hfus < Hvap Ejercicio: ¿Por qué te enfrías al salir de una alberca o al sudar? Ejercicio: ¿Por qué quema más el vapor del agua que el agua líquida?



QUÍMICA II

Curva del calentamiento del agua

-25

-5

15

35

55

75

95

115

135

0 20 40 60 80

calor agregado

Tem

p.

°C

2.4.2. Curvas de calentamiento. Al calentar una muestra de hielo, la adición de calor

hace que la temperatura del hielo aumente, pero mientras esté debajo de cero grados permanecerá congelada. Cuando se llega a 0ºC, el hielo comenzará a fundirse y como es un proceso endotérmico, el calor agregado se utiliza para convertir hielo en agua y la temperatura permanecerá constante hasta que todo el hielo se haya fundido.

Ejercicio: En la curva marca con azul el calentamiento de una fase desde una temperatura más baja hasta una más alta, con rojo la conversión de una fase a otra, señala:

a) vapor de agua b) agua líquida c) hielo d) vaporización (agua líquida y

vapor) e) fusión (agua líquida y hielo)

Al pasar un sólido a líquido por calentamiento, la Ec alta rompe las fuerzas intermoleculares que mantienen el orden rígido del sólido, al enfriar un líquido la Ec baja favoreciendo la formación de fases bien ordenadas. 2.4.3. Temperatura y presión críticas. Para licuar los gases se requiere comprimir a la temperatura adecuada. A altas temperaturas es difícil comprimir porque aumenta la Ec. Para cada sustancia, existe una temperatura por encima de la cual el gas no puede licuarse, sea cual sea la presión. La temperatura más alta en la que una sustancia puede existir como líquido es su temperatura crítica. La presión crítica es la presión que debe aplicarse para lograr la licuefacción a esa temperatura crítica. Cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción intermoleculares, más fácil será licuar un gas, y por tanto más alta será la temperatura crítica de la sustancia. Los datos de presión y temperatura crítica son muy importantes para los ingenieros porque proporciona información sobre el comportamiento de los gases.



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2.5. Presión de vapor. Mide la tendencia de un líquido a evaporarse, cuanto más débiles son las fuerzas de atracción más moléculas escapan a la fase gaseosa y por tanto es mayor la presión de vapor y el líquido es más volátil. Un líquido y su vapor están en equilibrio dinámico cuando la evaporación y la condensación ocurren con la misma rapidez. La presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por su vapor cuando los estados líquido y gaseoso están en equilibrio dinámico. En un sistema abierto no se establece el equilibrio (el vapor se pierde). Cuando un líquido se evapora fácilmente decimos que es volátil. El agua caliente se evapora más rápido que el agua fría porque la temperatura aumenta la presión de vapor. A mayor temperatura las moléculas se mueven más y escapan de sus vecinas. Cuando la presión de vapor = presión externa el líquido hierve. 2.5. Diagramas de fases. Podemos representar cualquier estado de equilibrio del sistema formado por una sustancia pura mediante un punto en un diagrama bidimensional de presión-temperatura. Este diagrama se denomina diagrama de fases. Un ejemplo del diagrama de fases de una sustancia pura se muestra en la figura siguiente.

En el diagrama de la figura las líneas AB, BD y BC corresponden a valores (P,T) en las que coexisten dos fases:

En AB coexisten en equilibrio sólido y gas. La curva AB es la curva de presión de vapor del sólido

En BD coexisten en equilibrio sólido y líquido.

En BC coexisten en equilibrio líquido y gas. El punto B marca los valores de P y T en los que coexisten tres fases, sólido, líquido y gas, y se denomina Punto Triple. Este punto, que indica la temperatura mínima a la que el líquido puede existir, es característico de cada sustancia, y puede emplearse como referencia para calibrar termómetros.

El punto C indica el valor máximo (PC,TC) en el que pueden coexistir en equilibrio dos fases, y se denomina Punto Crítico. Representa la temperatura máxima a la cual se puede licuar el gas simplemente aumentando la

presión. Fluidos con T y P mayores que TC y PC se denominan fluidos supercríticos

http://www.ciencia-hoy.retina.ar/hoy43/fluid1.htm



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Definiciones:

Punto de ebullición: se define punto de ebullición de un líquido a la presión P, como la temperatura a la cual la presión de vapor de equilibrio del líquido es igual a dicha presión, en el gráfico anterior para la presión P el punto de ebullición es T2. La curva BC representa la presión de vapor del líquido en función de la temperatura, y/o la temperatura de ebullición en función de la presión

Punto de fusión: se define punto de fusión de un sólido a la presión P, como la temperatura a la cual el sólido y el líquido se encuentran en equilibrio a dicha presión, en el gráfico anterior para la presión P el punto de fusión de la sustancia será T1.

Si la presión es de 1 atmósfera (o más correctamente, de 1 bar) a estos puntos se les denomina punto de ebullición y punto de fusión normales respectivamente 2.6. Estructuras de sólidos. Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos (no cristalinos). Un sólido cristalino es un sólido cuyos átomos, iones o moléculas, están ordenados en arreglos bien definidos. Estos sólidos suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos definidos unos con otros. Los conjuntos ordenados de partículas son los que producen estas caras y también provocan que los sólidos tengan formas muy regulares. El cuarzo y el diamante son ejemplos de sólidos cristalinos.

Un sólido amorfo, es un sólido cuyas partículas no tienen una estructura ordenada. Estos sólidos carecen de caras y formas bien definidas. Muchos sólidos amorfos son mezclas de moléculas que no se empacan bien entre sí. Otros están compuestos de moléculas grandes y complicadas. Entre los sólidos amorfos que nos son familiares están el caucho y el vidrio. Es posible que una misma sustancia pueda existir en estas dos formas. Así el SiO2 amorfo es el vidrio común y en cambio el SiO2 cristalino se conoce como cuarzo.

2.6.1. Enlaces en los sólidos.

Los sólidos cristalinos se clasifican en cuatro categorías, según los tipos de partículas que forman su retículo y los enlaces e interacciones que se presentan entre ellas. Estas cuatro categorías son: 1) sólidos moleculares, 2) sólidos covalentes, 3) sólidos iónicos y 4) sólidos metálicos. Algunas de sus características son:



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Como las partículas de un sólido amorfo carecen de un orden apreciable, las intensidades de las fuerzas intermoleculares varían de una muestra a otra. Por ello, los sólidos amorfos no funden a temperaturas específicas. En su lugar, se suavizan durante un intervalo de temperatura a medida que se vencen fuerzas intermoleculares de diversas magnitudes. Por otro lado, un sólido cristalino funde siempre a una temperatura específica.

2.6.2. Celdas unitarias.

El orden característico de los sólidos cristalinos permite tener la descripción de un cristal, con sólo observar una pequeña parte de él. Podemos considerar que el sólido está construido por el apilamiento de bloques idénticos que construyen al sólido, de forma semejante como una pared se forma apilando ladrillos individuales e idénticos. La unidad que se repite en un sólido, “el ladrillo” cristalino, se conoce como la celda unitaria. Hay varias formas para seleccionar el patrón de repetición de las celdas unitarias, las cuales no serán motivos de estudio en este curso.

2.6.3. Propiedades de los sólidos.

2.6.3.1. Punto de fusión de un sólido.

El punto de fusión de un sólido (que es el mismo que el punto de congelación de un líquido) es la temperatura a la que la velocidad de fusión de un sólido es la misma que la velocidad de congelación de un líquido bajo una presión determinada. Es decir, la temperatura a la que el sólido y el líquido están en equilibrio.



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El punto de fusión normal de una sustancia es su punto de fusión a una atmósfera de presión. Las variaciones de los puntos de fusión y ebullición de las sustancias suelen ser paralelas, ya que son similares las fuerzas intermoleculares de las que dependen. Para el agua sólida (hielo) el punto de fusión normal es 0ºC.

2.6.3.2. Sublimación y presión de vapor de sólidos.

Algunos sólidos, como el yodo y el hielo seco (anhídrido carbónico sólido), se vaporizan sin pasar por el estado líquido a presión atmosférica. Se dice que subliman. Al igual que los líquidos, los sólidos tienen presiones de vapor, pero son muy inferiores a las de aquéllos. Los sólidos con presión de vapor elevada subliman fácilmente. Los olores característicos de algunos sólidos caseros como el naftaleno (bolas de naftalina) se deben a la sublimación. El proceso inverso, o sea, aquel mediante el cual el vapor solidifica sin pasar por el estado líquido, se denomina deposición.

Algunos sólidos impuros pueden purificarse por sublimación y posterior deposición del vapor (como sólido) sobre una superficie fría.

P45. Enumere los tres estados de la materia en orden de:

a) desorden molecular creciente, b) atracciones intermoleculares crecientes.

P46 ¿Por qué un aumento de temperatura puede hacer que una sustancia cambie sucesivamente de sólido a líquido a gas?



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P46 ¿Qué tipo de fuerza de atracción intermolecular opera entre:

a) todas las moléculas b) las moléculas polares c) el átomo de hidrógeno de un enlace polar y un átomo electronegativo

cercano

P47 Describa las fuerzas intermoleculares que es preciso vencer para pasar las sustancias siguientes del estado líquido al gaseoso:

a) Br2 b) CH3OH c) H2S

P48 Responda: a) ¿Qué significa el término polarizabilidad?

b) ¿Cuál de los átomos siguientes cabe esperar que sea más polarizable: O, S, Se o Te? Explique.

c) Ordene las moléculas siguientes de menor a mayor polarizabilidad: GeCl4, CH4, SiCl4, SiH4, GeBr4.

d) Prediga el orden de los puntos de ebullición de las sustancias de la parte c). P49 ¿Cuál miembro de cada uno de estos pares tiene mayores fuerzas de dispersión de London?

a) H2O o H2S b) CO2 o CO c) CH4 o CCl4

P50.- El butano y el 2-metilpropano, cuyos modelos de espacio ocupado se muestran en seguida, son no polares y tienen la misma fórmula molecular; sin embargo, el butano tiene un punto de ebullición más alto (-0.5 °C, en comparación con -11.7 °C). Explique.



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P51.- ¿Cuál de las moléculas siguientes pueden formar puentes de hidrógeno con otras moléculas de la misma especie: CH3F, CH3NH2, CH3OH, CH3Br? P52.- Explique la diferencia entre los puntos de ebullición de los miembros de los pares de sustancias siguientes:

HF (20°C) y HCl (-85 °C).

CHCl3 (61°C) y CHBr3 (150°C)

Br2 (59°C) e ICl (97°C) P53.- Cite tres propiedades del agua que se pueden atribuir a la existencia de puentes de hidrógeno. P54.- Responda:

a) ¿Cómo cambian la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos al hacerse más intensas las fuerzas intermoleculares?

b) ¿Cómo cambian la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos al aumentar la temperatura? Explique estas tendencias.

P55.- Explique las observaciones siguientes:

a) La tensión superficial del CHBr3 es mayor que la del CHCl3.

b) Al aumentar la temperatura, el aceite fluye con mayor rapidez a través de un tubo delgado.

c) Las gotas de lluvia que se acumulan en la tapa del motor de un automóvil encerado son casi esféricas.



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P56.- Mencione todos los posibles cambios de fase que pueden darse entre diferentes estados de la materia. ¿Cuáles de ellos son exotérmicos y cuáles son endotérmicos? P57.- Explique por qué el calor de fusión de cualquier sustancia generalmente es menor que su calor de vaporización. P58.- Responda:

a) ¿Qué importancia tiene la presión crítica de una sustancia?

b) ¿Qué sucede con la temperatura crítica de una serie de compuestos al aumentar la fuerza de atracción entre las moléculas?

P59.- Explique cómo se ve afectada la presión de vapor de un líquido por cada una de estas cosas:

a. volumen del líquido.

b. área superficial

c. fuerzas de atracción intermoleculares

d. temperatura. P60.- Acomode las sustancias siguientes en orden creciente de volatilidad: CH4, CBr4, CH2Cl2, CH3Cl, CHBr3, CH2Br2. Explique su respuesta. P61.- ¿Qué diferencia hay entre un sólido amorfo y uno cristalino? Dé un ejemplo de sólido amorfo.



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UNIDAD 3 SOLUCIONES OBJETIVO: Que el alumno conozca el efecto de las fuerzas intermoleculares en las interacciones entre solutos y disolventes además de saber manejar las diferentes formas de expresar la concentración de las soluciones. Una solución es una mezcla homogénea en la que se encuentran dos o más sustancias puras. Su composición puede variar dentro de ciertos límites. La solución puede ser gaseosa, líquida o sólida. Ejemplos: aire, latón, fluidos corporales. La solución está compuesta por el soluto que es la sustancia disuelta en la solución; por lo general presente en menor cantidad que el disolvente. El disolvente está presente en mayor cantidad que el soluto. Las soluciones acuosas de sustancias iónicas son las más importantes en la química, aquí las fuerzas intermoleculares participan también en las interacciones entre soluto y solvente. Ejercicio: Antes de empezar la unidad consulta lo siguiente: P62.- ¿Cómo participan las fuerzas intermoleculares en el proceso de disolución? P63.- ¿Cómo se disuelve un cristal de NaCl en agua? Explícalo en función de cargas y atracciones. P64.- ¿Qué es la solvatación y qué la hidratación?



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P65.- ¿Qué cambios de energía se experimentan en la formación de soluciones? P66.- ¿Cuál es la diferencia entre una solución física y una química? P67.- ¿Cuál miembro de cada uno de los siguientes pares tiene mayor probabilidad de ser soluble en agua? a) CH3CH2CH2CH2OH o CH3CH2OH b) CCl4 o CaCl2

c) C6H6 o C6H5OH 3.1. Formas de expresar la concentración. Se puede expresar en forma cualitativa (diluida y saturada) y en forma cuantitativa (%masa, %volumen, %m/v, ppm, fracción molar, molaridad, molalidad, normalidad) 3.1.1. % en masa y volumen. (%) Son las partes de masa (o volumen) de soluto por cien partes de la masa (o volumen) de solución.

% masa de un componente = masa del compuesto X 100 masa total de la solución Ejemplo: Una solución de HCl al 35% en masa tiene 35 g de HCl por cada 100 g de solución. Ejercicio: Calcule el % en masa de una solución de NaCl que se prepara disolviendo 16 g de esta sal en 80 g de agua. R = 16.7% Ejercicio: Calcule los mL de agua que deben agregarse a 50 mL de alcohol para tener una solución al 20% v/v P68.- Calcule el porcentaje en masa de cloruro de calcio en una solución que contiene 16.5 g de cloruro de calcio en 456 g de agua.



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P69.- Calcule el porcentaje en masa del soluto de cada una de las siguientes soluciones acuosas:

a) 5.50 g de NaBr en 78.2 g de solución

b) 31.0 g de KCl con 158 mL de agua

c) 4.5 g de tolueno en 29 g de benceno P70.- Calcula la cantidad de agua que debe de agregarse a:

a) 5.0 g de urea (NH2)2CO para preparar una disolución al 16% en masa.

b) 26.2 g de MgCl2 para preparar una disolución al 2.5% en masa. 3.1.2. Partes por millón (ppm). Es la medida de concentración de una solución expresada como las partes de la masa de soluto por un millón de partes de la masa de solución.

ppm = ___masa del soluto ___ X 106

masa total de la solución

1 ppm = 1 mg de soluto 1 kg de solución Y si el solvente es agua la densidad es de 1g/mL o 1 Kg/L por lo que:

1 ppm = 1 mg de soluto 1 L de solución Este tipo de concentración es muy útil para sustancias tóxicas como el As cuyo límite persimible es de 0.05 ppm o sea 0.05 mg de As por litro de agua. En cantidades muy pequeñas se utilizan ppb.

1 ppb = 1 g de soluto 1 L de solución



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Ejemplo: Una muestra de 825 mL de agua contiene 3.5 mg de F-1. Calcule las ppm de F- en el agua. R = 4.2 ppm Ejercicio: Calcule los mg de F en 1.25 L de una muestra de agua que tiene 4.0 ppm de F. R = 5.0 mg P71.- Calcule las ppm de una solución acuosa que contiene 355 mg de Na en 750 mL de una muestra de agua. La densidad de la solución es de 1g/mL. R = 473 ppm P72.- Calcule los mg de Na en 1.5 L de una solución acuosa que contiene 285 ppm de Na. R = 428 mg P73.- Calcule las ppm de Zn2+ en una muestra de 2.5 g de agua freática que contenía

5.4 g de Zn2+ R = 2.2 ppm P74.- Un mineral de plata contiene 83.5 g de plata por tonelada de mineral. Expresa la concentración de plata en ppm. 3.1.3. Fracción Molar. (X). Es la proporción de los moles de un componente con relación al total de los moles de los componentes de una solución.

XA = ______ moles de A _________ Moles totales de todos los componentes La suma de las fracciones molares es igual a la unidad.



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Ejemplo: Calcule la fracción molar de cada componente de una solución al 20% de HCl en agua. 3.1.4. Molaridad. (M). Es el número de moles de soluto que hay en un litro de solución. La molaridad cambia con la temperatura, porque se modifica el volumen.

M = moles de soluto . Volumen de solución en litros Si los moles de cualquier sustancia = gramos de la sustancia / peso molecular, sustituyendo tenemos:

M = __ gramos de soluto _____ . (peso molecular del soluto)(L de solución) Ejemplo: Calcule la molaridad de una solución que se preparó disolviendo 23.4 g de sulfato de sodio para tener 125 mL de solución. R = 1.32 M Ejercicio: Calcule la molaridad de una solución preparada disolviendo 5.0 g de glucosa C6H12O6, en suficiente agua para formar 100 mL de solución. R = 0.278 M 3.1.5. Molalidad (m). Es la cantidad de moles de soluto por kilogramo de disolvente.

m = moles de soluto . Kg de disolvente Obsérvese que en este caso no es necesario aforar, por lo que la temperatura no afecta la concentración.



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Ejemplo: Calcule la molalidad de una solución de glicerol (C3H8O3) que contiene 32.7 g de glicerol en 100 g de agua. R = 3.55 m Ejercicio: Calcule los gramos de azúcar (C12H22O11) que se necesitan para preparar 600 g de una solución 1.00 m de azúcar en agua. R = 153 g Ejercicio: Calcule los gramos de agua que se debe agregar a 180 g de azúcar para preparar una solución 1.20 m de azúcar en agua. R = 439 g Ejercicio: Una disolución de HCl contiene 36% en masa de HCl, calcule la fracción molar del HCl y la molalidad. R = XHCl = 0.22; 15 m Ejercicio: Una disolución blanqueadora comercial contiene 3.62% en masa de NaOCl en agua. Calcule (a) molalidad, (b) fracción molar de NaOCl en la disolución. R = (a) 0.505 m; (b) 9.00 X 10-3



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P75.- Calcula la molaridad de las siguientes soluciones acuosas: a).- 8.5 g de cloruro de potasio en 250 mL de solución. b).- 3.45 g de ácido sulfúrico en un litro de solución. c).- 9.23 g de hidróxido de aluminio en 100 mL de solución. d).-0 .0056 Kg de nitrato de amonio en 500 mL de solución. P76.- Calcula la concentración de las siguientes soluciones. Exprésalas en % en masa. Calcula la fracción mol, de cada componente. a).- 250 mL de HCl cuya densidad es de 1.16 g/mL en 1 litro de solución con agua. b).- 850 g de carbonato de calcio en 20 litros de solución cuya densidad es 1.15 g/mL. (disolvente agua)



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P77.- Calcula el contenido en gramos de los solutos en cada una de las siguientes soluciones. En todos los casos el disolvente es agua. a) 1L de carbonato de plomo (II) 0.7 M b) 50g de solución de hipoclorito de sodio al 3% c) 250 mL de nitrato de magnesio 4.23 M d) 100 mL de ácido clorhídrico al 8% vol-vol. e) Sulfato cúprico al 5% masa-masa. P78.- ¿Como prepararías las siguientes soluciones? a).- 500 g de yodato de potasio al 1.45% masa-masa. b).- medio litro de ácido sulfúrico 3% vol-vol. c).- 600 g de yoduro de litio de 6 ppm d).- 250 mL de bicarbonato de hierro (III) al 9.5% masa-vol.



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e).- 20 litros de sulfuro de amonio 6M f).- 25 mL de hidróxido de sodio 3 m. d = 1.358 g/mL P79.- Calcule la molalidad de cada una de las soluciones:

a) disolución de NaCl 0.25 M (densidad de la solución = 1.08 g/ml)

b) disolución de KBr al 48.2% en masa P80.- El ácido sulfúrico concentrado que se utiliza en el laboratorio comúnmente es al 98% en masa y tiene una densidad de 1.83 g/mL. Calcule la molaridad y la molalidad de la solución.



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P81.- La densidad de una disolución acuosa que contiene 10.0% en masa de etanol (C2H5OH) es de 0.984 g/mL calcula:

a) la molaridad de la solución b) la molalidad c) la fracción molar d) ¿Qué volumen de la disolución contendrá 0.125 moles de etanol?

P82.- La densidad de una solución 1.80 M de LiBr en acetonitrilo CH3CN es 0.826 g/mL. Calcule la concentración de la solución en:

a) molalidad b) fracción molar del LiBr c) porcentaje en masa del acetonitrilo



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P83.- Si la densidad de una solución que contiene 5.0 g de tolueno y 225 g de benceno es de 0.876 g /mL calcule: Tolueno C7H8 Benceno C6H6

a) la molaridad de la solución b) el % en masa del soluto c) la fracción molar del tolueno

P84.- Una muestra de acido nítrico concentrado tiene una densidad de 1.41 g/mL y contiene 70.0% de HNO3 por masa. a) ¿Cuál es la masa de HNO3 presente por litro de solución? b) ¿Cuál es la molaridad de la solución? P85.- El blanqueador casero ordinario es una solución acuosa de hipoclorito de sodio. ¿Cuál es la molaridad de una solución de blanqueador que contiene 20.5 g de hipoclorito de sodio en un volumen de 375 mL?



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3.1.6. Diluciones. En un laboratorio es común comprar disoluciones en forma concentrada llamadas stock o patrón, como el HCl concentrado (12 M). Luego agregando agua se obtienen disoluciones de más baja concentración. Los moles de soluto no cambian al agregar disolvente para diluir la solución, así:

Moles de soluto antes de diluir = moles de soluto después de diluir Se pueden calcular los moles si se conoce la concentración y el volumen de solución, en el laboratorio se emplea una fórmula simple:

Mconc X .Vconc = Mdil X .Vdil

Ejemplo: ¿Cuántos mL de ácido sulfúrico 3.0 M se requieren para preparar 450 mL de ácido 0.1M? R = 15 mL Ejercicio: ¿Cuántos mL de disolución 5.0 M de dicromato de potasio deben diluirse para preparar 250 mL de disolución 0.10 M? R = 5.0 mL Ejercicio: Si 10 mL de una solución stock 10.0 M de NaOH se diluyen a 250 mL, ¿qué concentración tendrá la solución así obtenida? R = 0.40 M P86.- ¿Cómo prepararía 1 litro de una solución 0.646 M de HCl a partir de una solución 2M del ácido? Descríbelo! 3.1.7. Titulaciones. El análisis volumétrico es una técnica de análisis químico cuantitativo. Se basa en la medida del volumen de una disolución de concentración conocida necesario para reaccionar completamente con el compuesto a determinar (analito).

http://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lisis_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n



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El proceso de adición de volúmenes de la disolución conocida se denomina valoración. Generalmente la disolución con el reactivo conocido (disolución patrón) se coloca en una bureta y la disolución del analito en un Erlenmeyer. La disolución patrón se añade gota a gota hasta que ha reaccionado con todo el analito. Entonces se mide el volumen consumido y mediante un cálculo estequiométrico sencillo se puede calcular la cantidad del compuesto problema.

El final de la valoración se aprecia por un cambio brusco de alguna propiedad de la disolución en el Erlenmeyer, generalmente un cambio de color que se ve a simple vista. Para que se produzca este cambio es preciso poner en la disolución del Erlenmeyer una pequeñísima cantidad de una sustancia llamada indicador.

El final de la valoración se denomina punto de equivalencia o punto final.

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio se necesitan para neutralizar 25 mL de ácido nítrico 0.1 M? R = 0.0926 g de Ca(OH)2

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para neutralizar 20.0 mL de una disolución 0.15 M de ácido sulfúrico? R = 0.24 g Ejemplo: Cuántos litros de HCl 0.500 M se requieren para una reacción completa con 0.10 mol de Pb(NO3)2 con formación de un precipitado PbCl2 R = 0.400 L

A la hora de estandarizar un ácido o una base, en ocasiones resulta conveniente utilizar un estándar primario sólido en lugar de una solución estándar, esto debido a que las soluciones tienen fecha de caducidad, además de que su concentración puede variar por mala manipulación o uso inadecuado de material para su manejo.

http://es.wikipedia.org/wiki/Patr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Bureta

http://es.wikipedia.org/wiki/Matraz_de_Erlenmeyer

http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Indicador_%28qu%C3%ADmica%29



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En el caso de los ácidos es común utilizar carbonato de sodio o de calcio estándar (con certificado) el cual deberá ser secado a peso constante a 110 °C y guardado en desecador. Ejemplo: Calcule la M de una solución de H2SO4 si 0.364 g de Na2CO3 se neutralizan con 40 mL de la solución. R = 0.085M Las bases se estandarizan con el hidogenoftalato de potasio KC6H4 (COO)(COOH) o KHP. (PM = 204 g/mol) Ejemplo: Se pesaron 0.3641 g de KHP para estandarizar una solución de NaOH usando fenolfatleína como indicador. El vire ocurrió al gastarse 20 mL de la solución ¿cuál es la molaridad? R = 0.089M P87.- Calcule el volumen en mL de una solución 1.420 M de NaOH que se requieren para titular hasta su neutralización las siguientes soluciones:

a) 25.00 mL de una sln. 2.430 M de HCl

b) 25.00 mL de una sln. 4.500 M de H2SO4

c) 25.00 mL de una sln. 1.500 M de H3PO4



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3.1.8. Normalidad (N). Cuando una solución se utiliza en una reacción, los científicos suelen preferir expresar la concentración en términos de Normalidad. La normalidad es la cantidad de equivalentes (eq) de soluto por litro de solución:

N = número de equivalentes de soluto Litro de solución

Su definición es semejante a la de molaridad, excepto que la normalidad considera los equivalentes en lugar de los moles, pero ¿Qué es un equivalente? En el caso de una neutralización, para determinar cuanto es un equivalente de un ácido se divide la masa molar entre el # de hidrógenos (H+) o hidróxidos (OH-) que se utilizan en la reacción. Cuando es una sal, se divide entre los iones intercambiables. 1 eq = PM o 1 eq = PM H+ OH-

1 eq de HCl = 36.46/1 = 36.46 g, 1 eq de H2SO4 = 98/2 = 49 g 1 eq Ca(OH)2 = 37 g

N = gramos de soluto . (peso molecular)(L de solución) # de H+, OH- Ejemplo: Calcule la normalidad de una solución de ácido sulfúrico que contiene 2.75 g de ácido en 1.20 L de solución. R = 4.68 X 10-2 N. Ejercicio: Calcule los gramos de carbonato de sodio necesarios para preparar 5.0 L de carbonato de sodio 0.1 N a partir de un estándar sólido suponiendo que la solución se va a utilizar en titulaciones en las que la reacción es:

CO32- + 2H+ H2O + CO2 R = 26.50 g en 5 L



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Cálculo de normalidades a partir de datos de titulación. Cuando se alcanza el punto final de la titulación, se dice que existe una equivalencia entre los reactivos, es decir, el número de equivalentes es igual. Si tratamos con normalidades, al titular tenemos que:

Nácido X Vácido = Nbase X Vbase

Esto facilita los cálculos Ejemplo: 50.0 mL de una solución de HCl necesitaron 29.71 mL de Ba(OH)2 0.03926 N para dar un punto final con el indicador verde de bromocresol. Calcule la normalidad del HCl. R = 0.02333N Cambiando M a N. Al igualar molaridad y normalidad tenemos que: N = M X A donde “A” es el número de H+ o de OH- . Ejemplo: Una solución 1M de CaCl2 es 2N P88.- Calcule el volumen en mL de una solución 1.420 M de NaOH que se requiere para titular hasta su neutralización las siguientes soluciones, cambia la molaridad a normalidad y compara con el P87.

a) 25.00 mL de una sln. 2.430 M de HCl

b) 25.00 mL de una sln. 4.500 M de H2SO4

c) 25.00 mL de una sln. 1.500 M de H3PO4



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3.1.9. Estequiometría de soluciones y análisis químico. P89.- Calcule el volumen de una solución 0.165 M de CuSO4 que reaccionaría con 7.89 g de Zn. P90.- Calcule la masa del precipitado que se forma al mezclar 2.27 litros de una solución 0.098 M de Ba(OH)2 con 3.16 litros de Na2SO4 0.0066 M. P91.- El acido muriático, un grado industrial de HCl concentrado, se utiliza para limpiar mampostería y cemento. Su concentración es de 11.7 M. a) Escriba las instrucciones para preparar 5 galones de acido 3.5 M para uso rutinario. b) Cuantos mililitros de la solución de acido muriático contiene 9.55 g de HCl? P92.-Calcule cada una de las cantidades siguientes: a) El volumen de ácido sulfúrico 18.0 M que debe adicionarse a agua para preparar 2.0 L de una solución 0.309 M?



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b) La molaridad de la solución obtenida al diluir 80.6 mL de cloruro de amonio 0.225 M a 0.250 L. c) El volumen de agua adicionado a 0.150 L de hidróxido de sodio 0.0262 M para obtener una solución 0.010 M. P93.- Una muestra de 3.664 g de un ácido monoprótico se disolvió en agua. Se consumieron 20.27 mL de una disolución 0.1578 M de NaOH para neutralizar el ácido. Calcule la masa molar del ácido. P94.- Se mezclan 60.0 mL de una solución de glucosa C6H12O6 0.513 M con 120.0 mL de una solución 2.33 M de glucosa. ¿Cuál es la concentración de la disolución final? Suponga que los volúmenes son aditivos. P95.- ¿Cuantos mililitros de HCl 0.55 M se necesitan para reaccionar con 5.7 g de CaCO3?

HCl + CaCO3(S) → CaCl2 + CO2 + H2O



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P96.- ¿Cuantos gramos de NaH2PO4 son necesarios para reaccionar con 38.74 mL de NaOH 0.275 M?

NaH2PO4 + NaOH → Na3PO4 + H2O P97.- ¿Cuantos gramos de sulfato de bario sólido se forman cuando 25.0 mL de cloruro de bario 0.160 M reaccionan con 68.0 mL de sulfato de sodio 0.055 M? P98.- ¿Cuantos moles y de que reactivo están en exceso cuando 350 mL de ácido sulfúrico 0.210 M reaccionan con 0.500 L de hidróxido de sodio 0.196 M?



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P99.- Una muestra de magnesio impuro fue analizada haciéndola reaccionar con un exceso de solución de HCl. Después de que 1.32 g del metal impuro se trataron con 0.100 L de HCl 0.750 M quedaron 0.0125 mol de HCl. Asumiendo que las impurezas no reaccionan con el acido. ¿Cuál es el % en masa del Mg en la muestra? P100.- El nivel de alcohol (C2H5OH) en la sangre en una persona puede determinarse por la titulación de una muestra de plasma sanguíneo con una solución de dicromato de potasio. La ecuación iónica neta balanceada es:

16 H+(ac) + 2Cr2O7

-2(ac) + C2H5OH(ac) → 4Cr+3

(ac) + 2CO2(g) + 11H2O(l) Si se requieren 35.46 mL de Cr2O7

-2 0.05961 M para titular 28.00 g de plasma. ¿Cuál es el % en masa de alcohol en la sangre?



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P101.- Los analistas de gobierno y de la industria miden rutinariamente la cantidad de acido ascórbico (vitamina C C6H8O6) en productos comerciales como jugos de frutas y tabletas de vitaminas. El acido ascórbico reacciona con un exceso de yodo, y el I2 restante se determina con tiosulfato de sodio (Na2S2O3). En un análisis, una tableta de vitamina se mezcla en agua y se trata con 53.20 mL de I2 0.1030 M, según la ecuación:

C6H8O6(s) + I2(ac) → C6H6O6(ac) + 2HI(ac) Después que todo el acido ascórbico reaccionan, el exceso de I2 reacciona con 27.54 mL de Na2S2O3 0.1153 M según la ecuación:

I2(ac) + 2Na2S2O3(ac) → 2NaI(ac) + Na2S4O6(ac) ¿Cuantos gramos de acido ascórbico hay en la tableta de vitamina?



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P102.- En el análisis químico de un compuesto desconocido, los químicos a menudo adicionan un exceso de un reactivo, determinan la cantidad del reactivo que queda después de la reacción con el desconocido, y usan esas cantidades para determinar la cantidad del desconocido. Para el análisis de una solución desconocida de NaOH, se adicionan 50.0 mL de la solución a 0.150 L de una solución acida que se preparo disolviendo en agua 0.588 g de acido oxálico dihidratado sólido (C2O4H2∙2H2O).

NaOH(ac) + C2O4H2(ac) → H2O(l) + Na2C2O4(ac) El NaOH sin reaccionar reacciona entonces completamente con 9;65 mL de HCl 0.116 M

NaOH(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) Cual es la molaridad de la solución original de NaOH?



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¡Para practicar más! Soluciones y concentraciones con respuestas

1.- Describa con detalle los pasos de preparación de 125 mL de ácido oxálico 0.745 M, a partir del ácido oxálico dihidratado sólido, H2C2O4 • 2 H2O. Describa los utensilios de laboratorio que se necesitan, las sustancias químicas, las cantidades de cada sustancia y la secuencia de los pasos que seguirá. 2.- El cloruro de plata es muy poco soluble en agua: sólo se disuelven 0.00019 de AgCl en 100mLde agua. Calcule la molaridad de esta solución. R = 1.3 X 10-5 M 3.- Durante un examen médico, se determinó que uno de los autores tiene una concentración de colesterol de 160 miligramos por decilitro (0.100L). Si la masa molecular del colesterol es de 386.67gramos por mol, ¿cuál es “el nivel” (la concentración) de colesterol en su sangre, en moles por litro? R = 4.13 X 10 –3 M 4.- Calcule la masa de Na2SO4 necesaria para preparar 500 mL de una solución 0.150M. R = 10.7 g de Na2SO4



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5.- El benceno, C6H6, se usaba con frecuencia como solvente en química. Hoy se limita su empleo, por el temor de que pueda causar cáncer. El límite recomendado de exposición al benceno es de 3.2 miligramos de benceno por metro cúbico de aire (3.2 mg/m3). Calcule la molaridad de la solución. Estime la cantidad de partes por millón (mg/kg) en masa de benceno en la solución. La densidad del aire es de 1.29 g/L. R = 2.5 ppm 6.- Se puede saber que personas fuman mariguana analizando los tetrahidrocannabinoles, THC, que son su ingrediente activo. En la actualidad, el límite de detección de THC en la orina es de 20 nanogramos de THC por mililitro de orina (20 ng/mL). Calcule la molaridad en la solución en el límite de detección, si el peso molecular de los THC es de 315 g/mol. R = 6.3 X 10-8 M 7.- Una solución contiene 32.0% de fructuosa, C6H12O6, en agua y su densidad es de 1.14 g/mL a 20 °C. ¿Cuál es la molalidad de la fructuosa en esta solución? R = 2.61 m 8.- En determinada solución de etanol y metanol, la fracción molar del primero es de 0.42. ¿Cuál es la fracción molar del metanol? R = 0.58



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9.- ¿Cuál es el porcentaje en masa del tolueno, C7H8 y del tetracloruro de carbono CCl4, en una solución en la cual cada uno tiene una fracción molar de 0.500? R = 37.42 para el tolueno y 62.57 para el CCl4 10.- Una solución de vinagre contiene 5.11 % de ácido acético, su densidad es de 1.007 g/mL ¿cuál será su molaridad? R = 0.857 M

Cálculos de dilución

1.- Calcule el volumen de ácido acético 17.4 M necesario para preparar un litro de ácido acético 3.00 M. R = 172 mL. 2.- Describa como prepararía 0.200 L de ácido nítrico 1.25 M a partir de una solución de HNO3 5.94 M.

Estequiometría de soluciones

1.- Calcule la concentración de una solución acuosa de KCl, si 25.00 mL de ella producen 0.430 g de AgCl al tratarlos con un exceso de AgNO3. Escriba la ecuación iónica y la iónica neta de la reacción. KCl(ac) + AgNO3 (ac) AgCl (s) + KNO3 (ac) R = 0.120 M



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2.- Calcule la molaridad de una solución de ácido acético si se necesitan 34.57 mL de la solución para neutralizar 25.19 mL de hidróxido de sodio 0.1025 M. R = 7.46 X 10-2 M

3.- La -D-glucopiranosa reacciona con el ion peryodato como sigue: C6H12O6 (ac) + 5 IO4

-1 (ac) 5 IO3- (ac) + 5 HCO2H (ac) + H2CO (ac)

Calcule la molaridad de la solución de glucopiranosa, si se requieren 25.0 mL de solución 0.75 M de IO-

4 para reaccionar con 10 mL de la solución. R = 0.376 M 4.- Una muestra de 5.00 X 102 mL de una disolución 2.00 M de HCl se trata con 4.47 g de Mg. Calcule la concentración de la disolución del ácido después de que todo el metal ha reaccionado. Suponga que el volumen de la disolución permanece constante. R = 1.26 M 5.- El ácido acético (CH3COOH) es un ingrediente importante del vinagre. Una muestra de 50.0 mL de vinagre comercial se tituló con una disolución 1.00 M de NaOH. ¿Cuál es la concentración (en M) del ácido en el vinagre si se necesitaron 5.75 mL de la base para la titulación? R = 0.115 M



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6.- Calcule la concentración del ácido (o base) remanente en la disolución cuando se agregan 10.7 mL de HNO3 0.211 M a 16.3 mL de NaOH 0.258 M. R = 0.0722 M 7.- Se mezclan 60.0 mL de una disolución de glucosa (C6H12O6) 0.513 M con 120.0 mL de una disolución 2.33 M de glucosa. ¿Cuál es la concentración de la disolución final? Suponga que los volúmenes son aditivos. R = 1.73 M 8.- Una aplicación útil del ácido oxálico consiste en eliminar la herrumbre (Fe2O3) del metal de la bañera, de acuerdo con la reacción: Fe2O3 (s) + 6 H2C2O4 (ac) 2 Fe(C2O4)3

3- (ac) + 3 H2O + 6 H+ (ac) Calcule el número de gramos de herrumbre que se puede remover con 5.00 X 102 mL de una disolución 0.100 M de ácido oxálico. R = 1.33 g

Estandarización y Titulaciones

1.- Una muestra impura de (COOH)2 2 H2O con masa de 2.00 g se disolvió en agua y se tituló con solución estándar de NaOH. En la titulación se ocuparon 40.32 mL de

solución de NaOH 0.198 M. Calcule el porcentaje de (COOH)2 2 H2O en la mezcla. R = 25.28 %



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2.- Una solución de NaOH se estandariza con KHP. A partir de los siguientes datos calcule la molaridad de la solución de NaOH: R = 0.08963 M Masa del KHP (PM = 204.2g) 0.8407 g Lectura de la bureta antes de la titulación 0.23 mL Lectura de la bureta después de la titulación 46.16 mL 3.- Una muestra de 34.53 mL de solución de ácido sulfúrico se neutraliza con 27.86 mL de NaOH del ejemplo anterior. Calcule la molaridad de la solución de ácido sulfúrico. R = 0.03616 M 4.- Una tableta de antiácido contiene carbonato de calcio como ingrediente activo y requiere 22.6 mL de HCl 0.0932 M para su neutralización total. ¿Qué masa de CaCO3 contiene la tableta? R = 0.105 g 5.- Se tituló una muestra de 44.4. mL de NaOH con 41.8 mL de solución de ácido sulfúrico 0.100 N. Una muestra de 36.0 mL de HCl requirió 47.2 mL de solución de NaOH para su titulación ¿Cuál es la normalidad de la solución de ácido clorhídrico? R = 0.12 N 6.- Calcule la normalidad y molaridad de una solución de ácido clorhídrico si 33.1 mL de la misma reaccionan con 0.318 g de carbonato de sodio. R = 0.18 N y 0.18 M



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3.2 . Soluciones saturadas y solubilidad. Al disolver el soluto aumenta la cantidad de partículas del mismo en la solución, y por tanto, hay más probabilidad de que choquen con la superficie del sólido quedando la partícula unida al sólido. Este proceso opuesto a la disolución se llama cristalización. Disolver

Soluto + disolvente disolución Cristalizar

Se establece un equilibrio dinámico cuando las velocidades de estos procesos se igualan y no hay aumento neto de la cantidad de soluto en la solución.

3.2.1. Soluciones saturadas, insaturadas y sobresaturadas. a) Solución saturada Es una disolución que está en equilibrio con el soluto no disuelto. Si se agrega más soluto no se disolverá. La cantidad de soluto necesaria para formar una disolución saturada en una cantidad dada de disolvente se conoce como solubilidad de ese soluto, por ejemplo, para el NaCl en agua a 0 °C es de 35.7 g por 100 mL de agua. Es la cantidad máxima que puede disolver para alcanzar el equilibrio a esa temperatura. b) Solución insaturada. Contiene menos cantidad de soluto que el necesario para saturar la solución. c) Solución sobresaturada. Tiene mayor cantidad de soluto que la necesaria para formar una solución saturada. Se preparan saturando una solución a alta temperatura y enfriando. d) Cristalización. Proceso para la purificación de cristales o sales. Se prepara una solución sobresaturada a alta temperatura, se enfría con cuidado y se agrega un “cristal semilla” que sirve como plantilla para la formación de cristales. Como es un proceso exotérmico se utiliza baño de hielo para facilitar la cristalización.

3.3. Factores que afectan la solubilidad. El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de:

Naturaleza del soluto y solvente

Temperatura

Presión (en el caso de los gases)

3.3.1. Interacciones soluto-solvente. Cuanto mayor sean las atracciones entre el soluto y las moléculas del disolvente, mayor será la solubilidad.

Tabla de solubilidades de gases en agua a, 20°C con una presión de gas de 1 atm

Gas Solubilidad (M)

N2 0.69 X 10 -3

CO 1.04 X 10

-3

O2 1.38 X 10 -3

Ar 1.50 X 10

-3

Kr 2.79 X 10 -3

Cl2 0.102



QUÍMICA II

a) En la tabla se puede observar que la solubilidad aumenta al aumentar la masa molecular porque a mayor tamaño se incrementan las fuerzas de dispersión de London (fuerzas de atracción entre los gases y el agua).

b) Si ocurre una reacción química aumenta la solubilidad. Por ejemplo el Cl2 tiene solubilidad muy grande porque reacciona con el agua.

c) Los líquidos polares se disuelven en solventes polares por ejemplo la acetona se disuelve en agua en todas las proporciones. Los pares de líquidos como la acetona y el agua que se mezclan en todas proporciones se les llama líquidos miscibles, y los que no se disuelven unos en otros se les llama inmiscibles como el agua y el hexano. Los líquidos no polares suelen ser insolubles en líquidos polares. La dietilcetona CH3CH2COCH2CH3 tiene una masa molar más alta que la acetona y se disuelve hasta 47 g/L de agua a 20 °C. No es totalmente miscible.

d) Los puentes de hidrógeno entre soluto y solventes aumentan la solubilidad como en el caso del etanol y agua.

e) El número de átomos de carbono afecta la solubilidad, al aumentar la longitud de la cadena se asemeja más a un hidrocarburo, si aumenta el número de OH en la cadena aumenta la probabilidad de formar puentes de hidrógeno y aumenta la solubilidad.

Tabla de solubilidades de algunos alcoholes en agua y hexano

Alcohol Solubilidad en agua* Solubilidad en C6H14

Metanol ∞ 0.12 Etanol ∞ ∞ Propanol ∞ ∞ Butanol 0.11 ∞ Pentanol 0.030 ∞ Hexanol 0.0058 ∞ heptanol 0.0008 ∞

*(mol/100 g de solvente a 20 °C)

Conclusión: “Lo similar disuelve a los similar”

Sustancias no polares son solubles en solventes no polares como la grasa en gasolina.

Solutos iónicos y polares son solubles en solventes polares como el agua.

Sólidos de red (cuarzo, diamante) son insolubles tanto en solventes polares como en no polares a causa de las intensas fuerzas de enlace dentro del cristal.

3.3.2. Efectos de presión. La presión no afecta a la solubilidad de sólidos y líquidos. En los gases la solubilidad aumenta en proporción directa a la presión de acuerdo a la Ley de Henry:

Sg = KPg

Donde: Sg es la solubilidad del gas (M), Pg es la presión parcial del gas sobre la solución y K es la constante de Henry. Es diferente para cada conjunto de soluto-solvente y varía con la temperatura.



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Ejemplo: Las bebidas carbonatadas se embotellan a P superior a 1 atm, al destaparlas la Pco2 sobre la solución se reduce, disminuyendo la solubilidad y se desprende como burbujas. Ejercicio: Calcule la concentración de CO2 en una bebida gaseosa que se embotella bajo una P parcial de CO2 de 4 atm sobre el líquido a 25 °C. La constante de Henry para el CO2 en agua a esta temperatura es de 3.0 X 10 -2 mol/L-atm. R = 0.12 M Ejercicio: Calcule la concentración de CO2 en una bebida gaseosa después de abrir la botella y se equilibra a 25 °C a una P parcial de CO2 de 3.0 X 10-4 atm. R = 9.0 X 10-6 M. 3.3.3. Efectos de temperatura. La solubilidad de la mayor parte de los sólidos en agua aumenta al incrementarse la temperatura de la disolución porque aumenta el movimiento molecular. En los gases la solubilidad disminuye si la temperatura aumenta, por ejemplo al calentar agua se ven las burbujas de aire que estaban disueltas a temperatura ambiente y se liberan a altas temperaturas.



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P103.- Considere una serie de ácidos carboxílicos cuya fórmula general es CH3(CH2)nCOOH. ¿Cómo cabría esperar que cambie la solubilidad de estos compuestos en agua y en hexano a medida que n aumenta? Explique. P104.- ¿Cuál miembro de cada uno de los pares siguientes tiene mayor probabilidad de ser soluble en agua:

a) CCl4 o CaCl2

b) Benceno (C6H6) o fenol (C6H6OH)

c) Explique su respuesta para cada caso. P105.- Explique (a) porqué las bebidas carbonatadas deben almacenarse en recipientes cerrados (b) Una vez que se ha abierto el recipiente, ¿porqué se mantiene cierta carbonatación cuando se refrigera? P106.- La constante de la Ley de Henry para el helio gaseoso en agua a 30 °C es de 3.7 X 10-4 M/atm; la del N2 a 30 °C es de 6.0 X 10-4 M/atm. Si cada uno de estos gases está presente a una presión de 1.5 atm, calcule la solubilidad de cada gas.



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3.4. Propiedades coligativas. Las propiedades de las soluciones son diferentes a las del solvente puro. Por ejemplo el agua congela a 0 °C, pero las soluciones acuosas se congelan a temperaturas más bajas. El etilenglicol se utiliza como anticogelante-antiebullente porque baja la temperatura de congelación y eleva la de ebullición. Estas propiedades dependen de la cantidad, pero no del tipo de soluto por lo que se les llama propiedades coligativas (dependen del efecto colectivo del número de partículas del soluto)

Abatimiento de la presión de vapor

Elevación del punto de ebullición

Depresión del punto de congelación

Osmosis 3.4.1. Abatimiento de la presión de vapor. La presión de vapor del solvente puro es más alta que la de una solución. Al tratar de equilibrarse el solvente puro se evapora, la solución saca las moléculas del vapor para alcanzare el equilibrio. El grado en que un soluto no volátil abate la presión de vapor de un disolvente se expresa con La ley de Raoult , que dice que la presión parcial ejercida por el vapor del disolvente sobre una disolución PA, es igual al producto de la fracción molar del disolvente, XA, y la presión de vapor del disolvente puro.

PA = XA P°A

Ejemplo: La presión de vapor del agua es de 17.5 torr a 20 °C. Si se agrega glucosa a temperatura constante hasta tener una Xglucosa= 0.20. La presión de vapor del agua sobre la solución será el 80% de la del agua pura. Pagua = (0.80)(17.5 torr) = 14 torr 1 atm = 760 mm de Hg = 760 Torr



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Ejercicio: La glicerina C3H8O3 es un no electrolito no volátil con una densidad de 1.26 g/mL a 25 °C. Calcule la presión de vapor a 25 °C de una solución que se preparó agregando 50 mL de glicerina a 500 mL de agua. La P de vapor del agua pura es de 23.8 Torr. R = 23.2 torr. P107.- La P de vapor del agua pura a 110 °C es de 1070 torr. Una solución de etilenglicol y agua tiene una P de vapor de 1.0 atm a 110 °C. Suponiendo que se obedece la Ley de Raoult, calcule la fracc. molar del etilenglicol en la solución. R = 0.29 Una solución ideal es aquella que obedece a la Ley de Raoult, las interacciones entre solutos y solventes no son de disoluciones ideales. 3.4.2. Elevación del punto de ebullición. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor es igual a una atm. En el punto de ebullición normal del líquido puro, la P de vapor de la solución es menor a 1 atm, por lo que hay que elevar la temperatura para alcanzar la P de vapor de 1 atm, entonces el punto de ebullición de la solución es más alto que la del líquido puro.

El aumento del punto de ebullición respecto al solvente puro Tb está dado por:

Tb = Kb m donde Kb es la constante molal de elevación del punto de ebullición, depende solo del disolvente y está en tablas. Para el agua es de 0.52 °C/m, y m es la molalidad. Una solución acuosa 1 m de cualquier sustancia hervirá a una temperatura 0.52 °C más alta que el agua pura. IMPORTANTE: La elevación del punto de ebullición es proporcional al número de partículas. Ejemplo: NaCl H2O Na+ + Cl- Sacarosa Sacarosa Electrolito No electrolito

El NaCl 1 m en agua eleva el doble el punto de ebullición que la sacarosa 1 m.



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3.4.3. Depresión del punto de congelación. El punto de congelación de la disolución es más bajo que el del líquido puro.

Tf = Kf m donde Kf es la constante molal de abatimiento del punto de ebullición, depende solo del disolvente y está en tablas. Para el agua es de 1.86 °C/m, y m es la molalidad. Ejemplo: Un anticongelante para automóviles consiste en etilenglicol C2H6O2, un no electrolito no volátil. Calcule el punto de congelación y de ebullición de una solución al 25 % en masa de etilenglicol en agua. R = -10.0 °C y 102.8 °C Ejercicio: Calcule el punto de congelación de una solución que contiene 0.600 Kg de CHCl3 y 42 g de eucaliptol, C10H18O, una sustancia fragante que se encuentra en las hojas de eucalipto Kf = 4.68°C/m, Pto de fusión del CHCl3 -63.5 R = -65.6 °C



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Ejercicio: Ordene las soluciones acuosas según su punto de congelación esperado: 0.05 m CaCl2; 0.15 m NaCl; 0.1 m HCl; 0.050 m HC2H3O2; 0.10 m C12H22O11.

Ejercicio: ¿Cuál de los solutos siguientes producirá la mayor elevación en el punto de ebullición al agregarse a 1 Kg de agua? 1 mol Co(NO3)2, 2 mol KCl o 3 mol de etilenglicol. R = KCl

3.4.4. Osmosis. Una membrana semipermeable pura contiene poros, al igual que cualquier filtro. El tamaño de los mismos (poros) es tan minúsculo que deja pasar las moléculas pequeñas pero no las grandes. Por ejemplo, deja pasar las moléculas de agua que son pequeñas, pero no las de azúcar que son muy grandes.

Si una membrana como la descrita separa dos líquidos, uno agua pura y otra, agua con azúcar, van a suceder varias cosas:

Debido a la temperatura, las moléculas se mueven de un lado para otro. Las moléculas de agua pasan por los poros en ambas direcciones: de la zona de agua pura a la de agua con azúcar y viceversa.

Las moléculas de azúcar también se mueven, pero al no poder atravesar la membrana, rebotarán en ella, aunque algunas, momentáneamente obstruyan los poros. Un detalle importante: se obstruyen los poros del lado del azúcar (alta concentración), por lo que taponan el paso del agua.

En la zona de agua, baja concentración, todas las moléculas que llegan a los poros son de agua y la atraviesan.

En la zona de alta concentración llegan a los poros moléculas de agua y moléculas de azúcar; por tanto, habrá menos moléculas de agua capaces de atravesar la membrana hacia la zona del agua.

El resultado final es que aunque el agua pasa de la zona de baja concentración a la de alta concentración y viceversa, hay más moléculas de agua que pasan desde la zona de baja concentración a la de alta.

Dicho de otro modo, dando el suficiente tiempo, parte del agua de la zona sin azúcar habrá pasado a la de agua con azúcar. El agua pasa de la zona de baja concentración a la de alta concentración.



QUÍMICA II

La presión necesaria para evitar la ósmosis se

llama presión osmótica de la solución, obedece la siguiente ley:

= (n/V) RT = MRT Donde V es el volumen de la solución, n son los moles, R es la constante de los gases y T es la temperatura en kelvin.

Si dos soluciones con idéntica presión osmótica se separan con una membrana semipermeable, no ocurrirá ósmosis. Se dice que las soluciones son isotónicas. Si una solución tiene menor presión osmótica, se describe como hipotónica respecto a la solución más concentrada. Decimos que la solución más concentrada es hipertónica respecto a la solución diluida.

Ejemplos: Un pepino colocado en salmuera concentrada pierde agua por ósmosis y se encoge hasta formar un encurtido. Si una zanahoria se ha marchitado por pérdida de agua a la atmósfera, se coloca en agua y recupera su firmeza al penetrar el agua por ósmosis. Una bacteria en carne salada o fruta azucarada pierde agua, se encoge y muere. Ejercicio: La presión osmótica media de la sangre es de 7.7 atm a 25 °C ¿qué concentración de glucosa, C6H12O6, será isotónica con la sangre? R = 0.31 M. Ejercicio: Calcule la presión osmótica a 20 °C de una solución de sacarosa, C12H22O11, 0.0020 M. R = 0.048 atm o 37 torr.



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3.4.5. Determinación del peso molecular. Cualquiera de las cuatro propiedades coligativas sirve para este fin. Ejercicio: Se preparó una solución de un electrolito no volátil desconocido disolviendo 0.250 g en 40.0 g de CCl4. El punto de ebullición normal de la solución resultante aumentó en 0.357 °C. Calcule la masa molar del soluto. R = 87.9 g/mol. KbCCl4 = 4.95 Ejercicio: El alcanfor C10H16 O funde a 179.8 °C, y tiene una constante de depresión del punto de congelación excepcionalmente grande, Kf = 40.0 °C/m. Si 0.186 g de una sustancia orgánica desconocida se disuelve en 22.01 g de alcanfor líquido, se observa que el punto de congelación de la mezcla es de 176.7 °C. Calcule la masa molar aproximada del soluto. R = 110 g/mol. Ejercicio: Se midió la presión osmótica de una solución acuosa de cierta proteína con el fin de determinar su masa molar. La solución contenía 3.5 mg de proteína disuelta en suficiente agua para formar 5.0 mL de solución. La presión osmótica de la solución a 25 °C fue de 1.54 torr. Calcule la masa molar de la proteína. R = 8.45 X 103 g/mol. 1 atm = 760 torr Ejercicio: Una muestra de 2.05 g de plástico poliestireno se disolvió en suficiente tolueno para formar 100 mL de solución. La presión osmótica de esta solución fue de 1.21 kPa a 25 °C. Calcule la masa molar del poliestireno. R = 4.20 X 104 g/mol. 1 atm = 101,325 Pa



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P108.- ¿Por qué una disolución acuosa 0.10 m de NaCl tiene un punto de ebullición más alto que una disolución acuosa 0.10 m de C6H12O6? P109.- Acomode las disoluciones acuosas siguientes en grado creciente de punto de ebullición: glucosa al 10% (C6H12O6); sacarosa al 10% (C12H22O11) y nitrato de sodio al 10%. P110.- Calcule la presión osmótica de una disolución que se forma disolviendo 50.0 mg de aspirina (C9H8O4) en 250 mL de agua a 20°C. R = 0.026 atm P111.- Una disolución de 0.64 g de adrenalina en 36 g de CCl4 causa una elevación del punto de ebullición de 0.49 °C en el punto de ebullición. Determine la masa molar de la adrenalina. R = 183.27 g/mol P112.- Una disolución que contiene 0.150 g de lisozima en 210 mL de disolución tiene una presión osmótica de 0.953 torr a 25 °C. Calcule la masa molar de la lisozima. R = 13,978 g/mol



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3.5. Coloides.

Un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema físico que está compuesto por dos fases: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas, por lo general sólidas, de tamaño mesoscópico (es decir, a medio camino entre los mundos macroscópico y microscópico). Así, se trata de partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes que cualquier molécula. En particular, la comunidad científica define la escala mesoscópica como la situada entre unos 10 nanómetros y 1000 micrómetros.

El nombre coloide fue introducido por el físico escocés Thomas Graham en 1861 y proviene de la raíz griega kolas que significa que puede pegarse. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o formar coágulos.

Aunque el coloide por excelencia es aquel en el que la fase continua es un líquido y la fase dispersa se compone de partículas sólidas, pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación. En la siguiente tabla se recogen los distintos tipos de coloides según el estado de sus fases continua y dispersa:

Fase Dispersa

Gas Líquido Sólido

Fase

Continua

Gas

No es posible porque

todos los gases son

solubles entre sí

Aerosol líquido,

Ejemplos: niebla, bruma

Aerosol sólido,

Ejemplos: Humo, polvo en

suspensión

Líquido

Espuma,

Ejemplos: Espuma de

afeitado

Emulsión,

Ejemplos: Leche, salsa mayonesa, crema de manos,

sangre

Dispersión coloidal,

Ejemplos: Pinturas, tinta

china

Sólido

Espuma Sólida,

Ejemplos: piedra Pómez

Gel,

Ejemplos: Gelatina, gominola, queso

Emulsión sólida,

Ejemplos: Cristal de rubí

Actualmente, y debido a sus aplicaciones industriales y biomédicas, el estudio de los coloides ha cobrado una gran importancia dentro de la química física y de la física aplicada. Así, numerosos grupos de investigación de todo el mundo se dedican al estudio de las propiedades ópticas, acústicas, de estabilidad y de su comportamiento frente a campos externos. En particular, el comportamiento electrocinético (principalmente las medidas de movilidad electroforética) o la conductividad de la suspensión completa.

http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica

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http://es.wikipedia.org/wiki/Part%C3%ADcula

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QUÍMICA II

Por lo general, el estudio de los coloides es experimental, aunque también se realizan grandes esfuerzos en los estudios teóricos, así como en desarrollo de simulaciones informáticas de su comportamiento. En la mayor parte de los fenómenos coloidales, como la conductividad y la movilidad electroforética, estas teorías tan sólo reproducen la realidad de manera cualitativa, pero el acuerdo cuantitativo sigue sin ser completamente satisfactorio.

Los coloides hidrofílicos son aquellos que tienen afinidad con el agua, es decir que pueden interactuar con ella. En cambio los coloides hidrofóbicos repelen al agua.

Una posible forma de interacción entre un coloide hidrofílico y el agua es mediante el enlace puente hidrógeno. El mismo ocurre si las partículas del coloide poseen, por ejemplo, átomos de oxígeno enlazados en forma covalente polar y el átomo de hidrógeno de la molécula del agua Los detergentes y los jabones son agentes emulsionantes, o sea que están constituidos por una zona de la molécula no polar y otra polar. La zona no polar le permite enlazarse con las manchas lipídicas, ya sean aceites o grasas. El área polar le permite interaccionar con el agua. De esta manera el agente emulsionante logra recubrir la superficie de la sustancia lipídica permitiendo que la misma sea desplazada por el agua. Molécula de un típico emulsionante: Jabón Estearato de Sodio

Aunque las partículas coloidales pueden ser tan pequeñas que la dispersión aparece uniforme, incluso bajo el microscopio, son lo bastante grandes para dispersar la luz con gran eficacia. Por ello los coloides tienen generalmente aspecto turbio u opaco a menos que estén muy diluidas. A esta dispersión se conoce como efecto Tyndall

P113.- Muchas proteínas que permanecen distribuidas homogéneamente en un medio acuoso tienen masas moleculares del orden de 30,000 uma o más. ¿En qué sentido es apropiado considerar tales suspensiones como coloides en vez de disoluciones? Explique. P114.- Indique si cada unos de los siguientes coloides es hidrofílico o hidrofóbico: a) grasa de leche en leche homogenizada; b) hemoglobina en sangre; c) aceite vegetal en un aderezo para ensalada.



QUÍMICA II

UNIDAD 4 EQUILIBRIO QUIMICO OBJETIVOS: Que el alumno comprenda el significado de equilibrio químico, además de que describa los diferentes tipos de reacciones en equilibrio, el significado de la constante de equilibrio así como los factores que alteran a un sistema en equilibrio. 4.1. El concepto de equilibrio. Después de cierto tiempo las reacciones “se detienen” a veces antes de que la reacción se complete conduciendo a mezclas de reactivos y productos. Por ejemplo:

N2O4 (g) 2 NO2 (g) Incoloro Pardo

Queda una mezcla de reactivos y productos en la cual la concentración no cambia, así se dice que se alcanza el equilibrio químico. “Se establece el equilibrio químico cuando están ocurriendo reacciones opuestas con la misma velocidad”. Para esto los reactivos y productos no deben poder escapar del sistema. Ejemplos de equilibrio:

a) Vapor encima de un líquido, la velocidad de cambio del líquido a gas es igual a la velocidad de gas a líquido.

b) Solución saturada de NaCl, la velocidad con que los iones dejan la superficie del sólido es igual a la velocidad con que los iones se incorporan al sólido.

En el equilibrio la velocidad de formación de productos a partir de reactivos es igual a la velocidad de formación de reactivos a partir de productos. Si tenemos las reacciones: A B y su inversa B A Las velocidades de estas reacciones unimoleculares son: A B Velocidad = Kd [A] d = directa B A Velocidad = Ki [B] i = inversa Donde Kd y Ki son constantes de velocidad. En un sistema cerrado: conforme A reacciona para formar B la [A] disminuye y [B] aumenta. Conforme [A] disminuye la velocidad de la reacción directa se reduce, conforme [B] aumenta la velocidad de la reacción inversa aumenta. Finalmente se alcanza un punto donde las velocidades directa e inversa son iguales, los componentes A y B están en equilibrio:



QUÍMICA II

Kd [A] = Ki [B] Vel directa Vel. inversa

Al arreglar se obtiene: _[B] . = Kd . = Una constante [A] Ki En el equilibrio las concentraciones de A y B no cambian, aunque sí reaccionan, así se alcanza el equilibrio dinámico. A B Ejemplo: El proceso Haber para sintetizar amoniaco N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 4.2. La constante de equilibrio. En cierto punto la reacción parece detenerse, con los tres componentes de la mezcla de reacción presentes al mismo tiempo. En la figura que te voy a mostrar en el pizarrón, se ve cómo varían las concentraciones al acercarse al equilibrio la reacción: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) La condición de equilibrio se alcanza en uno u otro sentido. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) Si se modificaran sistemáticamente las cantidades relativas de los tres gases en la mezcla inicial y luego se analizaran las mezclas gaseosas en el equilibrio, se podrìa establecer la relación entre las presiones parciales de equilibrio. Se postuló la Ley de acción de masas para expresar la relación entre concentraciones, ya sea como presiones parciales (para gases) o molaridad (para soluciones) de los reactivos y productos presentes en el equilibrio en cualquier reacción. La ecuación general de equilibrio es:

aA + bB cC + dD



QUÍMICA II

Donde A, B, C y D son las especies químicas participantes y a, b, c, y d son los coeficientes de la ecuación balanceada. El equilibrio para los gases será: Keq. = (PC)c (PD)d (PA)a (PB)b Y en el caso de las soluciones la condición de equilibrio se expresa en molaridad: Keq. = [C]c [D]d [A]a [B]b Los productos se colocan en el numerador y los reactivos en el denominador, así para la reacción A B Keq = PB/ PA Para el proceso Haber: Keq. = (PNH3)

2 PN2 (PH2)

3 La expresión de equilibrio depende solo de la estequiometría de reacción, no de su mecanismo.

El valor de Keq a una temperatura dada no depende de las concentraciones iniciales de reactivos y productos, tampoco importan otras sustancias presentes si no reaccionan con un reactivo o producto.

El valor de Keq varía con la temperatura. La ley de acción de masas se descubrió empíricamente:

N2O4(g) 2 NO2(g) Incoloro Pardo

Se hicieron varios experimentos en tubos cerrados hasta que no se observaron más cambios de color:

Presiones parciales iniciales y de equilibrio a 100 ºC

Experimento Presión parcial inicial de N2O4 (atm)

Presión parcial inicial de NO2

(atm)

Presión parcial de equilibrio de

N2O4 (atm)

Presión parcial de equilibrio de

NO2 (atm)

Keq

1 0.0 0.612 0.0429 0.526 6.45

2 0.0 0.919 0.0857 0.744 6.45

3 0.0 1.22 0.138 0.944 6.45

4 0.612 0.0 0.138 0.944 6.46

La expresión de equilibrio es: Keq. = (P NO2)

2 P N2O4

Si se sustituyen cualquier par de datos en el equilibrio se obtiene la constante. Nótese que salvo errores experimentales el valor de K permanece constante. En la figura siguiente se nota como los experimentos 3 y 4 dan por resultado la misma mezcla de equilibrio no obstante haber iniciado en diferentes condiciones. Dibújalo!



QUÍMICA II

Ejercicio: Escriba la ecuación de equilibrio correspondiente a Keq para: a) 2O3(g) 3 O2(g) b) 2NO(g) + Cl2(g) 2NOCl(g) c) Ag+ (ac) + 2NH3(ac) Ag(NH3)2

+(ac)

d) Cd2+

(ac) + 4Br- (ac) CdBr42- (ac)

4.2.1. Magnitud de la constante de equilibrio. Proporciona importante información acerca de la composición de una mezcla de equilibrio. Por ejemplo para la reacción: CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) Keq = PCOCl2 = 1.49 X 108 PCO PCl2

Una constante de equilibrio tan grande indica que el numerador (productos) es mucho más grande que el denominador (reactivos) por lo que se dice que el equilibrio está desplazado a la derecha. Una constante pequeña indica desplazamiento a la izquierda. Keq>>>1: El equilibrio está desplazado a la derecha; predominan los productos. Keq<<<1: El equilibrio está desplazado a la izquierda; predominan los reactivos



QUÍMICA II

Ejercicio: La reacción entre N2 y O2 que forma NO podría considerarse como un medio para “fijar” nitrógeno.

N2 (g) + O2 (g) 2NO (g) Keq= 1 X 10-30 a 25 ºC Describa la factibilidad de usar esta reacción para fijar nitrógeno. Ejercicio: La constante de equilibrio para la reacción H2(g) + I2(g) 2HI(g) varía con la temperatura de la siguiente manera: Keq = 794 a 298 K; Keq = 54 a 700 K. ¿a qué temperatura se favorece más la formación de HI? 4.2.2. El sentido de la ecuación química y Keq.

Debido a que la aproximación a un equilibrio puede ser desde uno u otro extremo, el sentido en el que se escribe la ecuación química de un equilibrio es arbitrario. Por ejemplo: N2O4(g) 2 NO2 (g) Se puede escribir: Keq. = (P NO2)

2 = 6.46 P N2O4

Y para la reacción inversa: 2 NO2 (g) N2O4(g) Keq. = P N2O4 = 0.155 (P NO2)

2

La expresión de la constante de equilibrio de una reacción escrita en un sentido es el recíproco de la que corresponde a la reacción escrita en el sentido inverso. No tiene sentido decir que la K del equilibrio entre NO2 y N2O4 es de 6.46 o 0.155 sin indicar cómo se escribe el equilibrio de la reacción y sin especificar además la temperatura. Ejercicio: Escriba la expresión de Keq de la reacción: 2NO (g) N2 (g) + O2 (g) Determine el valor de Keq a 25 ºC. Ejercicio: Para la reacción: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 (g), Keq = 4.34 X 10-3 a 300 ºC. ¿cuál es el valor de Keq para la reacción inversa? R = 2.30 X 102



QUÍMICA II

4.2.3. Otras formas de manipular ecuaciones químicas y valores de Keq. Las constantes de equilibrio de reacciones relacionadas guardan relación entre sí. Por ejemplo, si se multiplica el equilibrio original N2O4 - NO2 por 2 se tendría: 2N2O4(g) 4NO2(g) Y el equilibrio es: Keq. = (P NO2)

4 = 6.462 = 41.7 (a 100ºC) (P N2O4)

2

Cuando se utilizan reacciones compuestas de dos o más pasos, la ecuación neta se obtiene sumando las ecuaciones individuales y cancelando los términos idénticos. Ejemplo: Considérese las dos reacciones siguientes a 100 ºC: 2NOBr(g) 2NO(g) + Br2(g) Keq = (PNO)2PBr2 = 0.42 (PNOBr)

2 Br2(g) + Cl2(g) 2BrCl(g) Keq = (PBrCl)

2 = 7.2 PBr2 PCl2 La suma de las dos ecuaciones es: 2NOBr(g) + Cl2(g) 2NO(g) + 2BrCl(g) Y la expresión de constante de equilibrio de la ecuación neta es: Keq = (PNO)2(PBrCl)

2 (PNOBr)

2 PCl2 Debido a que la expresión de constante de equilibrio es el producto de dos expresiones, su constante de equilibrio es el producto de las dos constantes de equilibrio individuales: 0.42 X 7.2 = 3.0 En resumen:

1. La Keq de una reacción en el sentido inverso es el inverso de Keq de la reacción en el sentido directo.

2. La Keq de una reacción que ha sido multiplicada por un número es la Keq elevada a una potencia igual a ese número.

3. La Keq de una reacción neta compuesta de dos o más pasos es el producto de las constantes de equilibrio de los pasos individuales.

Ejercicio: Dada la información siguiente, HF(ac) H+

(ac) + F- (ac) Keq = 6.8 X 10-4

H2C2O4(ac) 2H+(ac) + C2O4

-2(ac) Keq= 3.8 X 10-6



QUÍMICA II

Determine el valor de la constante de equilibrio de la reacción siguiente: 2HF(ac) + C2O4

-2(ac) 2F-

(ac) + H2C2O4(ac) R = 0.12 Ejercicio: Se tiene la información siguiente a 700 K: en la reacción H2(g) + I2(g) 2HI(g) Keq = 54.0, y en la reacción N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 (g), Keq = 1.04 X 10-4. Determine el valor de la constante de equilibrio de la reacción 2NH3(g) + 3I2(g) 6HI(g) + N2(g) a 700K. R = 1.51 X 109 4.3. Equilibrios heterogéneos. Ocurre cuando se tienen fases distintas. Si un sólido puro o líquido puro participa en un equilibrio heterogéneo, su concentración no se incluye en la expresión de equilibrio de la reacción. Ejemplo: En la descomposición del carbonato de calcio



QUÍMICA II

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

La expresión será Keq= PCO2

A pesar de que no aparecen en la expresión de equilibrio, los sólidos y líquidos puros que participan en la reacción deben estar presentes para que se establezca un equilibrio. Ejercicio: Escriba las expresiones de las constantes de equilibrio de las reacciones siguientes:

a) H2O (l) + CO32-

(ac) OH-(ac) + HCO3

-(ac)

b) CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O (l)

c) SnO2(s) + 2CO(g) Sn(s) + 2CO2(g)

d) Sn(s) + 2H+ (ac) Sn2+

(ac) + H2(g) Ejercicio: cada una de estas mezclas es colocada en un recipiente cerrado y se dejó en reposo ¿cuál de estas mezclas es capaz de alcanzar en equilibrio que expresa la ecuación CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

a) CaCO3 puro b) CaO y una presión de CO2 mayor que el valor de Keq c) Un poco de CaCO3 y una presión de CO2 mayor que el valor de Keq d) CaCO3 y CaO

Ejercicio: ¿Cuál de las sustancias siguientes – H2(g), H2O(g), O2(g)- cuando se agrega a Fe3O4(s) en un recipiente cerrado a alta temperatura, permite que se alcance el equilibrio en la reacción 3Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g)?



QUÍMICA II

4.4. Cálculo de constantes de equilibrio. Si se conocen las presiones parciales o concentraciones en el equilibrio el cálculo es directo. Ejemplo: Se permite que una mezcla de hidrógeno y nitrógeno en un recipiente de reacción alcancen el equilibrio a 472 ºC. Se analiza la mezcla de gases en el equilibrio y se encuentra que contiene 7.38 atm de H2, 2.46 atm de N2 y 0.166 atm de NH3 Calcula Keq R = 2.79 X 10-5

Ejercicio: Se encuentra que una disolución acuosa de ácido acético contiene las siguientes concentraciones al equilibrio a 25 ºC: [HC2H3O2] = 1.65 X 10-2; [H+] = 5.44 X 10-4; y [C2H3O2

-] = 5.44 X 10-4 M. Calcule la constante de equilibrio de la disociación del ácido acético. R = 1.79 X10-5

En muchos casos no se conocen las concentraciones de todas las especies en el equilibrio. No obstante, si se conoce la concentración de al menos una especie en el equilibrio, se utiliza la estequiometría de la reacción como sigue:

1. En una tabla escriba las concentraciones iniciales y de equilibrio conocidas de las especies de la expresión de la constante de equilibrio.

2. En el caso de las especies de las que se conocen las concentraciones tanto inicial como de equilibrio, calcule el cambio de concentración que ocurre cuando el sistema alcanza el equilibrio.

3. Use la estequiometría de la reacción (esto es, los coeficientes de la ecuación química balanceada) para calcular los cambios de concentración de todas las demás especies del equilibrio.

4. Con base en las concentraciones iniciales y cambios de concentración, calcule las concentraciones de equilibrio. Con ésta se evalúa la constante de equilibrio.

Ejemplo: Se disuelve suficiente amoniaco en 5 litros de agua a 25 ºC para preparar una disolución de amoniaco 0.0124 M. Después se permite que la disolución alcance el



QUÍMICA II

equilibrio. El análisis de la mezcla de equilibrio muestra que la concentración de OH- es 4.64 X 10-4 M Calcule Keq a 25 ºC para la reacción: R = 1.81 X 10-5 NH3(ac) + H2O(l) NH4

+ (ac) + OH-

(ac)

Inicio 0.0124M 0M 0 M

Cambio

Equilibrio 4.64 X 10-4 M

Ejercicio: El trióxido de azufre se descompone en un recipiente cerrado: 2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g). El recipiente se carga inicialmente, a 1000 K, con SO3(g) a una presión parcial de 0.500 atm. En el equilibrio la presión parcial de SO3 es de 0.20 atm. Calcule el valor de Keq a 1000K. R = 0.338 4.4.1. Cómo relacionar Kc y Kp. Las constantes de equilibrio se pueden expresar en unidades de concentración Kc o de presión Kp ¿cuál es la relación?

PV = nRT; por tanto, P = (n/V)RT = MRT

PA = [A](RT)

Sustituyendo se obtiene: Kp = Kc(RT)n

Donde n es el número de moles de gas al pasar de reactivos a productos.



QUÍMICA II

Ejemplo: Para N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g), Kc = 0.105 a 472 °C, calcule Kp. R = 2.81 X 10-5

Ejercicio: Para el equilibrio 2 SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) a una temperatura de 1000 K, el valor de Kc es de 4.08 X 10-3 . Calcule Kp. R = 0.335

4.5. Aplicaciones de las constantes de equilibrio. 4.5.1. Cálculo de las concentraciones de equilibrio. En muchos casos se necesita calcular las cantidades de reactivos y productos presentes en el equilibrio. Por lo regular se despeja la cantidad desconocida de la constante de equilibrio. Ejemplo: En el proceso Haber N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 (g), Keq = 1.45 X 10-5 a 500 ºC. En una mezcla al equilibrio de los tres gases a 500 ºC, la presión parcial de H2 es de 0.928 atm, y la de N2, de 0.432 atm. ¿Cuál es la presión parcial del NH3 en la mezcla en el equilibrio? R = 2.24 X 10-3atm. Ejercicio: A 500 K la reacción PCl5(g) PCl3(g) + PCl2(g) tiene una Keq = 0.497. En una mezcla en equilibrio a 500 K, la presión parcial de PCl5 es de 0.860 atm, y la de PCl3, de 0.350 atm. ¿Cuál es la presión parcial de Cl2 en la mezcla en equilibrio? R = 1.22 atm



QUÍMICA II

En algunos casos se conoce el valor de la constante de equilibrio y las concentraciones al inicio de todas las especies y se debe determinar las concentraciones de equilibrio. Ejemplo: Se llena un matraz de 1 L con 1.0 mol de H2 y 2.0 mol de I2 a 448 ºC. El valor de la constante de equilibrio para la reacción H2(g) + I2(g) 2HI(g) a 448 ºC es de 50.5. ¿Cuáles son las presiones parciales de cada componente en el matraz en el equilibrio? R = PH2 = 3.85 atm, I2 = 63.1 y HI = 110.6 atm. Ejercicio: A 500 K la reacción PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) tiene una Keq = 0.497. Se carga un cilindro de gas a 500 K con PCl5 a una presión inicial de 1.66 atm. Calcula las presiones de equilibrio a esta temperatura. R = PPCl5 = 0.967 atm; PPCl3 = PCl2 = 0.693 atm



QUÍMICA II

Ejercicio: A 2000ºC la constante de equilibrio de la reacción

2NO(g) N2(g) + O2(g)

es Kc= 2.4 X 103. Si la concentración inicial de NO es de 0.500 M, ¿cuáles son las concentraciones de NO, N2, O2 en el equilibrio? R= [NO] = 5 X 10-3M, [N2] = [O2]=0.25M 4.5.2. Reacciones con disociación parcial. Ejemplo: A 500 K 1 mol de ONCl(g) se introduce en un recipiente de un litro. En equilibrio el ONCl(g) se disocia en un 9%. Calcule el valor de Kc. R = 4.4 X 10-4



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Ejercicio: Si 0.025 moles de COCl2(g) se colocan en un recipiente de un litro a 400 °C, 16% del COCl2 se disocia cuando se establece el equilibrio:

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)

Calcule el valor de Kc para el equilibrio a 400 °C. 4.6. El principio de Le Chátelier. “Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación” Consideraremos tres formas de perturbar el un equilibrio químico: a) agregar o quitar un reactivo o producto, b) modificar la presión y 3) cambiar la temperatura. 4.6.1. Cambios de concentración de reactivos o productos. Si un sistema químico está en equilibrio y agregamos una sustancia (ya sea un reactivo o un producto) la reacción se desplazará para restablecer el equilibrio consumiendo parte de la sustancia adicionada. A la inversa, la extracción de una sustancia da por resultado que la reacción se lleve a cabo en el sentido en el que se forma mayor cantidad de la sustancia. No se modifica el valor de K. Ejemplo: Considere una mezcla en equilibrio de N2, H2 y NH3

N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g)

La adición de H2 hace que la rx. Se desplace de forma de reducir la concentración de H2 y esto solo ocurre si se forma más NH3, al mismo tiempo también se reduce el N2.

Si agregamos N2 también se causa la formación de más NH3

Si se agrega NH3 las concentraciones se ajustarán para reducir la cantidad de NH3, o sea que el amoniaco se descompondrá para formar N2 y H2



QUÍMICA II

La extracción de NH3 hace que el equilibrio se desplace a la derecha para formar más NH3. Si se retira de manera continua, el rendimiento de NH3 de la reacción de Haber puede aumentar enormemente. Esto se aplica en la producción industrial de amoniaco para llevar la reacción hasta completarse totalmente.

Ejercicio: Para la descomposición del CaCO3, que forma CaO(s) y CO2(g), ¿cómo se puede forzar la conversión completa? 4.6.2. Efectos de los cambios de volumen y presión. En un sistema en equilibrio a T constante, si el volumen disminuye aumenta la presión. Para reducir la presión se requiere disminuir el número de moléculas de gas; menos moléculas de gas ejercen menos presión. La reducción del volumen de una mezcla gaseosa en equilibrio causa que el sistema se desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas, al contrario, un aumento de volumen causa un desplazamiento en el sentido que produce más moléculas de gas. No se modifica el valor de K Ejemplo: Para el equilibrio N2O4 (g) 2NO2(g) qué sucede si la presión total de la mezcla en equilibrio aumenta por una disminución de volumen? Ejercicio: Para la reacción N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ¿hacia donde se desplazará el sistema por un aumento de presión? Ejercicio: para el caso H2 (g) + I2(g) 2HI (g) si se modifica la presión ¿cómo afecta al equilibrio? Los cambios de presión / volumen no modifican el valor de K en tanto la temperatura permanezca constante, más bien cambia la concentración de las sustancias gaseosas. La presión total del sistema también puede aumentar por la adición de un gas que no participe en el equilibrio, por ejemplo, se agrega Ar al sistema en equilibrio de NH3. Esta adición no alteraría la presión parcial de ninguno de los componentes de la reacción, y no causa desplazamiento alguno. 4.6.3. Efecto de los cambios de temperatura. Casi todas las constantes de equilibrio cambian al modificar la temperatura. Ejemplo: Cuando se disuelve cloruro de cobalto II en HCl (ac):

Co(H2O)62+

(ac) + 4Cl- (ac) CoCl42-

(ac) + 6H2O(l) H > 0 Endotérmica Rosa pálido Azul intenso



QUÍMICA II

Tenemos una reacción endotérmica.

A temperatura ambiente es de color violeta (mezcla de rosa y azul)

Si se aplica calor cambia a azul

Si se enfría la solución es rosa ¿Cómo podemos explicar la dependencia de de este equilibrio con la temperatura? La forma más simple es tratar el calor como reactivo.

Endotérmica: reactivos + calor productos H > 0

Exotérmica: reactivos productos + calor H < 0 Ejercicio: Hacia donde se desplazará el equilibrio, en ambos casos si: a) se aumenta la temperatura Endotérmica: Exotérmica: b) Se enfría el sistema.

Endotérmica: Exotérmica: En una reacción endotérmica un incremento de T hace que K aumente por el desplazamiento hacia la formación de productos, mientras que en una exotérmica K disminuye. Ejercicio: ¿qué pasará con K si se enfría el sistema? a) sistema endotérmico b) sistema exotérmico

Ejercicio: Considere el equilibrio siguiente: N2O4(g) 2NO2(g) H = 58.0 kJ ¿En que sentido se desplazará el equilibrio cuando se haga cada uno de los cambios siguientes a un sistema en equilibrio:

a) Agregar N2O4 b) Quitar NO2 c) Aumentar la presión total agregando N2 d) Aumentar el volumen e) Reducir la temperatura

Ejercicio: Para la reacción PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Hº = 87.9 kJ ¿En que sentido se desplazará el equilibrio cuando:

a) Se agrega Cl2(g) b) Se aumenta la temperatura c) Se reduce el volumen del sistema d) Se agrega PCl5



QUÍMICA II

4.6.4. El efecto de los catalizadores. Un catalizador incrementa la rapidez con la que el equilibrio se alcanza, pero no modifica la composición de la mezcla en equilibrio. La presencia de un catalizador no afecta el valor de la Keq

¡A practicar se ha dicho!

P115.- Considere el siguiente equilibrio heterogéneo:

CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g) A 800 ºC, la presión del CO2 es 0.236 atm. Calcule Keq. R =0.236 P116.- Considere el siguiente equilibrio a 295 ºK:

NH4HS(s) NH3 (g) + H2S(g) La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. Calcule Keq para la reacción. R = 1.265 P117.- Una muestra de NO2 se descompone a 1000 ºK:

2NO2 (g) 2NO(g) + O2 (g)

La constante de equilibrio Keq es 158. Un análisis muestra que la presión parcial del NO2 es 0.400 atm y la presión parcial del NO es 0.270 atm en el equilibrio. Calcula la presión parcial del O2 (g). R = 346 atm



QUÍMICA II

P118.- El trióxido de azufre se descompone a alta temperatura en un recipiente cerrado:

2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g)

El recipiente se carga inicialmente a 1000 ºK con SO3(g) a una concentración de 6.09 x 10-3 M. En el equilibrio la concentración de SO3 es 2.44 x 10-3 M. Calcule el valor de Keq ¿Favorece el equilibrio a los reactivos o a los productos? R = 9.96 X 10-6

P119. Escriba las expresiones correspondientes de las Keq de las reacciones siguientes. En todos los casos indique se la reacción es homogénea o heterogénea. a) N2(g) + O2(g) 2NO(g)

b) N2H4(g) N2(g) + 2H2(g)

c) 2C2H4(g) + 2H2O(g) 2C2H6(g) + O2(g)

d) FeO(s) + H2(g) Fe(s) + H2O(g)

e) Ti(s) + 2Cl2(g) TiCl4(l)



QUÍMICA II

P120. La constante de equilibrio de la reacción:

2NO(g) N2(g) + O2(g)

Es Keq= 2.4 X 103 a 2000ºC. a) Calcule Keq para N2(g) + O2(g) 2NO(g)

b) A esta temperatura, ¿favorece el equilibrio al NO, o al N2 y O2? R= Kc = 4.2 X 10-4

P121. Se coloca yoduro de hidrógeno gaseoso es un recipiente cerrado a 425ºC, donde se descompone parcialmente en hidrógeno y yodo: 2HI(g) H2(g) + I2(g)

En el equilibrio se encuentra que [HI] = 3.53 X 10-3 M; [H2] = 4.79 X 10-4 M; [I2] = 4.79 X 10-4 M. ¿Cuál es el valor de Keq a esta temperatura? R= 1.84 X 10-2

P122. A 500 K, la constante de equilibrio de la reacción 2NO(g) + Cl2(g) 2NOCl(g) es Keq = 52.0. Una mezcla de los tres gases en equilibrio tiene presiones parciales de 0.095 atm y 0.171 atm de NO y Cl2, respectivamente. ¿Cuál es la presión parcial de NOCl en la mezcla? R= 0.28 atm

P123. Una mezcla de 0.100 mol de NO, 0.050 mol de H2 y 0.10 mol de H2O se coloca en un recipiente de 1.0 L. Se establece el equilibrio siguiente:

2NO(g) + 2 H2(g) N2(g) + 2H2O(g) En el equilibrio, [NO]= 0.062 M. a) Calcule las concentraciones del equilibrio de H2, N2 y H2O b) Calcule Keq R= a) H2 = 0.012 M, N2 = 0.019M y H2O = 0.138M b) Keq = 6.5 X 102



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P124.- A 700ºC, Keq= 20.4 para la reacción:

SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) a) ¿Cuál es el valor de Keq para la reacción SO3(g) SO2(g) + ½ O2(g)? R= Keq = 0.0490

P125. Una mezcla de 0.1000 mol de CO2, 0.05000 mol de H2 y 0.1000 mol de H2O se coloca en un recipiente de 1.000 L. Se establece el equilibrio siguiente:

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) En el equilibrio [CO2]= 0.0954 M. a) Calcule las concentraciones de equilibrio de H2, CO y H2O. b) Calcule la Kc de la reacción. c) ¿Se dispone de suficiente información para calcular la Kp de la reacción? Explique. R= a) H2 = 0.0454 M, CO = 0.0046M, H2O = 0.1046M b) Kc = 0.11



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P126. A 1285ºC la constante de equilibrio de la reacción Br2(g) 2Br(g) es Kc=1.04 X 10-3. Un recipiente de 0.200 L que contiene una mezcla de los gases en equilibrio tiene 0.245 g de Br2(g) en su interior. ¿Cuál será la masa de Br(g) que hay en el recipiente? R= 0.0451g

P127. A 373 K, Kp= 0.416 para el equilibrio

2NOBr(g) 2NO(g) + Br2(g)

Si las presiones parciales de NOBr(g) y NO(g) son iguales, ¿cuál es la presión de Br2(g) en el equilibrio? R= 0.416 atm

P128.- A 80ºC, Kc= 1.87 X 10-3 para la reacción siguiente:

PH3BCl3(s) PH3(g) + BCl3(g)

a) Calcule las concentraciones de equilibrio de PH3 y BCl3 si se coloca una muestra sólida de PH3BCl3 en un recipiente cerrado y se descompone hasta que se alcanza el equilibrio. b) Si el matraz tiene un volumen de 0.500 L, ¿cuál será la masa mínima de PH3BCl3(s) que se debe agregar al matraz para alcanzar el equilibrio? R= [PH3]= [BCl3]= 0.0432M b) Se necesita un poco mas de 3.27g



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P129. A 250ºC, la reacción

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

tiene una constante de equilibrio Kc= 1.80. Si se agregaron 0.100 mol de PCl5 a un recipiente de 5.00 L, ¿cuáles son las concentraciones de PCl5, PCl3 y Cl2 en el equilibrio a esta temperatura? R= [PCl3]= [Cl2]= 0.0198M [PCl5] = 2 X 10-4 M



QUÍMICA II

P130. Considere el equilibrio H< 0:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

¿Cómo afectará lo siguiente a una mezcla en equilibrio de los tres gases? a) Se adiciona O2(g) al sistema; b) La mezcla de reacción se calienta; c) Se duplica el volumen del recipiente de reacción; d) Se agrega un catalizador a la mezcla; e) Se incrementa la presión total del sistema adicionando un gas noble; f) Se retira SO3(g) del sistema P131. ¿Cómo afectan los cambios siguientes el valor de la constante de equilibrio de una reacción exotérmica: a) Extracción de un reactivo o producto b) Disminución del volumen c) Disminución de la temperatura d) Adición de un catalizador? P132.- Una muestra de bromuro de nitrosilo, NOBr, se descompone de acuerdo con la ecuación siguiente:

2NOBr(g) 2NO(g) + Br2(g)

Una mezcla en equilibrio en un recipiente de 5.00 L contiene 3.22 g de NOBr, 3.08 g de NO y 4.19 g de Br2. a) Calcule Kc R= Kc= 6.43 X 10-2

b) Calcule Kp R= Kp= 1.97

c) ¿cuál es la presión total que ejerce la mezcla de gases? R= 0.91 atm



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P133. Para el equilibrio

2IBr(g) I2(g) + Br2(g)

Kc= 8.5 X 10-3 a 150ºC. Si se colocan 0.040 mol de IBr en un recipiente de 1.0 L, ¿cuál es la concentración de esta sustancia una vez que se alcanza el equilibrio? R= 0.034 M

P134. Una muestra de 0.831 g de SO3 se coloca en un recipiente de 1.00 L y se calienta a 1100 K. El SO3 se descompone en SO2 y O2:

2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) En el equilibrio, la presión total en el recipiente es de 1.300 atm. Encuentre los valores de Kp y Kc para esta reacción a 1100 K. R= Kc= 0.047, Kp =4.3



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P135.- Considere el equilibrio siguiente, para el cual ∆Ho < 0:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Como afectara lo siguiente a una mezcla en equilibrio de los tres gases?

a) Se adiciona oxigeno al sistema b) La mezcla de reacción se calienta c) Se duplica el volumen del recipiente de reacción d) Se agrega un catalizador a la mezcla e) Se incrementa la presión total del sistema f) Se retira SO3(g) del sistema



QUÍMICA II

UNIDAD 5 CINETICA QUIMICA OBJETIVO: Que el alumno sepa como determinar la rapidez con que se lleva a cabo una reacción química y como se puede expresar de forma matemática esta velocidad conociendo los factores que la afectan. El área de la química que estudia la velocidad o rapidez con la que ocurren las reacciones se llama cinética química. La velocidad de las reacciones se ve afectada por varios factores:

1. La concentración de los reactivos. A mayor concentración aumenta la velocidad de reacción. Ejemplo, la lana de acero arde con dificultad al aire, pero se enciende con oxígeno puro.

2. La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción. Temperaturas altas aumenta la rapidez de las reacciones. Por ello se refrigeran los alimentos porque las reacciones bacterianas ocurren con mucha mayor rapidez a temp. Ambiente.

3. La presencia de un catalizador. Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción sin ser consumido en la misma. Por ejemplo las enzimas actúan como catalizadores al aumentar la velocidad de las reacciones bioquímicas.

4. El área superficial de los reactivos o catalizadores sólidos o líquidos. Por ejemplo una medicina actúa más rápido cuando está en forma de polvo fino que cuando se consume como tableta.

5.1. Velocidad de reacción. La velocidad de un suceso se define como el cambio que tiene lugar en un intervalo de tiempo. Ejemplo: Para la reacción A B si se coloca 1 mol de A, después de un tiempo se observa que disminuye la cant. de A y aparece B como se muestra en la gráfica: Gráfica del número de moles de A y B en función del tiempo de reacción para la reacción A B. En t = 0 (tiempo cero), hay 1.0 mol de A y 0 mol de B El número de moles de A disminuye y el número de moles de B aumenta conforme la reacción avanza

La velocidad de reacción es una medida de la rapidez con que se produce B o se consume A. Así, para un intervalo de tiempo dado, podemos expresar la velocidad media de la reacción como el aumento en el número de moles de B a lo largo de ese intervalo:

Velocidad media = cambio del número de moles de B cambio del tiempo

= (moles de B)

t



QUÍMICA II

Donde:t = (t al final) – (t al inicio), y (moles de B) es la diferencia en moles entre el inicio y el final.

Datos de velocidad para la reacción hipotética A B

Tiempo, t (min)

Moles de A

Moles de B

Velocidad media (mol/min) por intervalos de 10 min.

0 1.00 0 10 0.74 0.26 0.026 20 0.54 0.46 0.020 30 0.40 0.60 0.014 40 0.30 0.70 0.010 50 0.22 0.78 0.008 60 0.16 0.84 0.006

La estequiometría de esta reacción nos dice que una molécula de A desaparece por cada molécula de B que aparece. Así, para cualquier intervalo de tiempo, el número de

moles de A, moles de A) es un número negativo de igual magnitud que moles de B) pero de signo contrario:

moles de A) = (moles de A en el tiempo final) – (Moles de A en el tiempo inicial)

= - moles de B) Así la ec. de velocidad media en términos del cambio de moles de A:

Velocidad media = - cambio del número de moles de A cambio del tiempo

= - (moles de A)

t Esta relación es la rapidez de desaparición de A. El signo negativo indica que se consume A durante la reacción.

5.1.1. Velocidad en términos de concentración. Para casi todas las reacciones químicas la velocidad de reacción se determina siguiendo los cambios de concentración. Las unidades de velocidad generalmente son molaridad por segundo (M/s). Ejemplo: Para la reacción

C4H9Cl(ac) + H2O(l) C4H9OH(ac) + HCl(ac) Cloruro de butilo alcohol butílico

Velocidad media = - [C4H9Cl] = - ([C4H9Cl] tiempo ifinal - [C4H9Cl]tiempo inicio

t (tiempo final) – (tiempo inicial)



QUÍMICA II

En la tabla siguiente se muestran los datos obtenidos:

Datos de velocidad para la reacción del C4H9Cl con agua

Tiempo, t (s) [C4H9Cl] (M) Velocidad media (M/s)

0.0 0.1000 50.0 0.0905 1.9 X 10-4

100.0 0.0820 1.7 X 10-4 150.0 0.0741 1.6 X 10-4 200.0 0.0671 1.4 X 10-4 300.0 0.0549 1.22 X 10-4 400.0 0.0448 1.01 X 10-4 500.0 0.0368 0.80 X 10-4 800.0 0.0200 0.560 X 10-4 10,000 0

Si estos datos se grafican se obtiene la curva siguiente:

Usando la curva se puede medir la velocidad instantánea de la reacción en cualquier punto. Esta es la velocidad a un tiempo en particular. Se obtiene de la tangente recta que toca la curva en el punto de interés.

Ejercicio: (a) Usando los datos de la tabla calcula la velocidad media de desaparición del cloruro de butilo a lo largo del intervalo de tiempo de 50 a 150 s. (b) Usando la figura haga un estimado de la velocidad instantánea de desaparición del cloruro de butilo en t = 0 (la velocidad inicial) R = a) 1.64 X 10-4 M/s; b) 2.0 X 10-4 M/s

Concentración de cloruro de butilo en

función del tiempo

0

0,01

0,02

0,03

0,04

0,05

0,06

0,07

0,08

0,09

0,1

0 200 400 600 800 1000

Tiempo (s)

[Clo

ruro

de b

uti

lo](

M)



QUÍMICA II

Ejercicio: Usando la Figura, estime la velocidad instantánea de desaparición del cloruro de butilo en t = 300 s. R = 1.1 X 10-4 M/s 5.1.2. Velocidad de reacción y estequiometría. En las reacciones analizadas previamente, vimos que la estequiometría exige que la rapidez con que desaparece el producto es igual a la rapidez de aparición del producto:

Velocidad = - [C4H9Cl] = [C4H9OH]

t t ¿Qué sucede cuando las relaciones estequiométricas no son de uno a uno? Por ejemplo para la reacción,

2HI(g) H2(g) + I2(g) Como desaparecen 2 moles de HI por cada mol de H2 o I2 que se forma, la velocidad de aparición de HI es el doble de la velocidad de desaparición de H2 o I2, por tanto, para igualar las velocidades se debe dividir la velocidad de desaparición de HI entre 2 (su coeficiente de la ecuación química balanceada. La velocidad está dada por:



QUÍMICA II

Ejercicio: (a) ¿Cuál es la relación entre la velocidad de desaparición del ozono y la velocidad de aparición del oxígeno en la ecuación siguiente: 2O3(g) 3O2 (g)?

(b) Si la velocidad de aparición de O2, [O2] / t, es 6.0 X 10-5 M/s en un instante en

particular, ¿Cuál es el valor de la velocidad de desaparición de O3, - [O3] / t, en ese mismo momento? Ejercicio: La descomposición del N2O5 en un instante específico en un recipiente de reacción es de 4.2 X 10-7 M/s, ¿Cuál es la velocidad de aparición de a) NO2 b) O2 R = a) 8.4 X 10-7 b) 2.1 X 10-7 M/s 5.2. Velocidad y concentración. Una forma de estudiar el efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción es determinar de qué forma la velocidad al comienzo de una rx depende de las concentraciones iniciales. Para la rx siguiente:

NH4

+ (ac) + NO2

- (ac) N2 (g) + 2H2O (l)

Tabulando los datos:

Datos de velocidad para la reacción de iones amonio y nitrito en agua a 25ºC

Número de experimento

Concentración inicial de NH4

+ (M) Concentración

inicial de NO2- (M)

Velocidad inicial observada (M/s)

1 0.0100 0.200 5.4 X 10-7

2 0.0200 0.200 10.8 X 10-7 3 0.0400 0.200 21.5 X 10-7 4 0.0600 0.200 32.3 X 10-7 5 0.200 0.0202 10.8 X 10-7 6 0.200 0.0404 21.6 X 10-7 7 0.200 0.0606 32.4 X 10-7 8 0.200 0.0808 43.3 X 10-7 Estos datos indican, que al modificar las concentraciones de ambos reactivos la velocidad de reacción cambia.



QUÍMICA II

Si se duplica [NH4+] mientras se mantiene [NO2

-] constante, la velocidad se duplica (exp. 1 y 2)

Si se aumenta [NH4+] por un factor 4 (exp 1 y 3), la velocidad cambia por un

factor de 4. Estos datos indican que la velocidad es proporcional a [NH4

+] elevada a la primera potencia.

Cuando se hace variar [NO2-] de forma similar mientras que [NH4

+] se mantiene constante, la velocidad se afecta de la misma manera.

La velocidad también es directamente proporcional a la concentración de NO2-.

Podemos expresar la dependencia global respecto a la concentración como sigue:

Velocidad = k [NH4+][NO2

-]

A esta expresión se le conoce como ecuación de velocidad. La magnitud de k proporciona información muy valiosa como se verá más delante. Si se conoce la ecuación de velocidad para una reacción y su velocidad para un conjunto dado de concentraciones de reactivos, podemos calcular k Ejemplo: Para el experimento 1, sustituyendo: Y despejando k se tiene: Una vez conociendo la ecuación de velocidad y el valor de k podemos calcular la velocidad de reacción para cualquier conjunto de concentraciones. Ejemplo: para [NH4

+] = 0.100M y [NO2-] = 0.100M :

Observe que si se duplica la concentración de cualquiera de los dos reactivos la velocidad se duplicará también. 5.2.1. Orden de reacción. La ecuación de velocidad tienen forma general:

Velocidad = k [reactivo 1]m [reactivo 2]n….. m y n son órdenes de reacción y se calculan experimentalmente. La suma de los mismos es el orden general de reacción. Ejemplo: Para Velocidad = k [NH4

+][NO2-] el orden de rx para el amonio es 1, la rx es

de primer orden respecto a NH4+, También es de primer orden respecto a NO2

-



QUÍMICA II

Ejercicio: Determina a) el orden respecto a cada reactivo, b)el orden general de la rx, c) las unidades de la constante de velocidad.

a) Velocidad = k [N2O5]

b) Velocidad = k [CHCl3][Cl2]1/2

c) Velocidad = k [H2][I2] Usando la velocidad para determinar constantes de velocidad. La ecuación de velocidad para cualquier reacción química se debe determinar de manera experimental; no se puede predecir mirando la ecuación química

Reacción de orden cero. La modificación de la concentración del reactivo no influye sobre la velocidad.

Reacción de primer orden. Los cambios en concentración producen cambios proporcionales en la velocidad. Por ejemplo, al duplicar la concentración se duplica la velocidad.

Reacción de segundo orden. Al duplicar la concentración la velocidad aumenta en un factor 22 = 4 y si se triplica aumenta 32 = 9

IMPORTANTE: La velocidad depende de la concentración, la k se ve afectada por la temperatura y la presencia de un catalizador. Ejercicio: Se midió la velocidad inicial de una reacción A + B C para varias concentraciones iniciales distintas de A y B, con los resultados que se indican a continuación:

Número de experimento

[A] (M) [B] (M) Velocidad inicial (M/s)

1 0.100 0.100 4.0 X 10-5

2 0.100 0.200 4.0 X 10-5

3 0.200 0.100 16.0 X 10-5

Usando estos datos determine (a) la ecuación de velocidad para la reacción; (b) la magnitud de la constante de velocidad; (c) la velocidad de la reacción cuando [A] = 0.050 M y [B] = 0.100 M.



QUÍMICA II

Ejercicio: Se encontró que una reacción en particular dependía de la concentración del ion [H+]. Las velocidades iniciales variaban en función de [H+] como sigue:

[H+] (M) 0.0500 0.100 0.200

Velocidad inicial (M/s) 6.4 X 10-7 3.2 X 10-7 1.6 X 10-7

a) ¿cual es el orden de la reacción respecto a [H+]? R = -1 b) Prediga la velocidad inicial de reacción cuando [H+] = 0.400 M R = 0.80 X 10-7M/s

5.3. Concentración y tiempo. Las ecuaciones de velocidad no solo indican los cambios de velocidad con relación a la concentración de los reactivos, sino que también nos pueden decir cuales son las concentraciones de los reactivos o productos en cualquier momento en el curso de una reacción.



QUÍMICA II

5.3.1. Reacciones de primer orden. Es aquella cuya velocidad depende de la concentración de un solo reactivo elevada a la primera potencia. Para la rx: A Productos, La ecuación de velocidad es:

Velocidad = - [A] = k[A]

t Se puede relacionar la concentración de A al inicio y a un tiempo determinado: Rearreglando: Esta ecuación tiene la forma general de la ecuación de línea recta y = mx + b donde m es la pendiente y b es la intercepción en y de la línea (ordenada en el origen). Reacción de primer orden: al graficar ln[A]t contra t da una línea recta con pendiente de –k y una intercepción en y de ln[A]0. Ejemplo: En la conversión del metil isonitrilo en acetonitrilo, sabiendo que la ecuación es de primer orden:

Velocidad = - [CH3NC] = k[CH3NC]

t Al graficar se obtiene:

Para una reacción de primer orden las ecuaciones se pueden usar para determinar:

1. La concentración que queda de un reactivo en determinado tiempo. 2. El tiempo que se requiere para que reaccione una fracción dada de muestra. 3. El tiempo necesario para que la concentración de un reactivo alcance cierto

nivel.



QUÍMICA II

Ejemplo: La constante de primero orden para la descomposición de un cierto insecticida en agua a 12 ºC es 1.45 años -1. Una cierta cantidad de este insecticida es arrastrada hacia un lago el 1º de junio, lo que origina una concentración de 5.0 X 10-7 g/cm3 de agua. Suponga que la temperatura efectiva del lago es 12 ºC.

a) ¿Cuál es la concentración del insecticida en 1º de junio del año siguiente? R = 1.2 X 10-7 g/cm3

b) ¿Cuánto tiempo tomará para que la concentración del insecticida descienda a

3.0 X 10-7 g/cm3? R = 0.35 años Ejercicio: La descomposición del N2O5 según la ecuación:

N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)

Tiene una ecuación de velocidad de primer orden. El valor de k es de 8.5 X 10-3 s-1. Si la presión inicial del N2O5 es 240 torr, ¿cuál será su presión después de 300 s? R = 19 torr.



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5.3.2. Vida media. Es el tiempo que se requiere para que la concentración descienda a la mitad su valor inicial. [A]t1/2 = ½ [A]0

Si la reacción es de primer orden: Note como T1/2 es independiente de la concentración inicial de los reactivos. Este concepto es usado en desintegración radiactiva. Ejemplo: Si la concentración del reactivo es 0.12 M, en cierto tiempo será ½ (0.120 M) = 0.060 M, y una vida media después será 0.03 M. Los datos para el metil isonitrilo se muestran en la grafica siguiente:

La primer vida media se muestra a 13,300 s. A un tiempo 13,300 s más tarde, la concentración del isonitrilo se ha reducido a la mitad de un medio, es decir, a una cuarta parte de la concentración original. Márcalos en la gráfica.

En una reacción de primer orden la concentración disminuye la mitad en cada uno de una serie de intervalos de tiempo espaciados con regularidad, específicamente, t1/2. Para calcular la vida media en una gráfica, se localiza la mitad de la concentración y se extrapola en el tiempo.

Presión del metil isonitrilo en función

del tiempo

0

20

40

60

80

100

120

140

0 10000 20000 30000

Tiempo (segundos)

Pre

sió

n C

H3

NC

(to

rr)



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5.3.3. Reacciones de segundo orden. Es aquella cuya velocidad depende de la concentración del reactivo elevada a la segunda potencia, o de la concentración de dos reactivos distintos, elevada en ambos casos a la primera potencia. La ecuación de velocidad está dada por:

Velocidad = k[A]2

Que con cálculo se deduce a:

1 . = kt + 1 . [A]t [A]0 Al igual con la de primer orden, tiene la forma de una línea recta (y = mx + b). Si la reacción es de segundo orden, la gráfica de 1/[A]t contra t dará una línea recta con pendiente igual a k e intercepción en e igual a 1/[A]0. Una manera de distinguir entre ecuaciones de velocidad de primer y segundo orden consiste en graficar tanto ln[A]t como 1/[A]t contra t. Si la primer gráfica es lineal, la reacción es de primer orden, si la lineal es la segunda la ec es de segundo orden.

La vida media de una reacción de segundo orden es:

t1/2 = 1 . k[A]0

A diferencia de las reacciones de primer orden, la vida media de una reacción de segundo orden depende de la concentración inicial del reactivo. Ejercicio: Los datos siguientes se obtuvieron para la descomposición del dióxido de nitrógeno en fase gaseosa a 300 ºC, 2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)

Tiempo (s) [NO2] (M)

0.0 0.01000

50.0 0.00787

100.0 0.00649

200.0 0.00481

300.0 0.00380

¿Es la reacción de primero o segundo orden respecto al NO2?



QUÍMICA II

5.4. Temperatura y velocidad. La velocidad de casi todas las reacciones químicas aumenta conforme se eleva la temperatura.

Esto no afecta a las expresiones de velocidad, y puesto que la temperatura no afecta mucho la concentración, la constante de velocidad k debe aumentar cuando la temperatura se eleva.

5.4.1. Modelo de colisiones. Las moléculas deben chocar para que reaccionen. Cuanto más grande sea el número de colisiones que ocurren por segundo, mayor será la velocidad de reacción. En cuanto a la concentración, al aumentar ésta, también aumenta el número de colisiones por segundo, incrementándose la velocidad de reacción. Cuando la temperatura aumenta, también lo hace la velocidad de las moléculas. Al moverse las moléculas más rápido chocan con mas fuerza (con más energía) y con mayor frecuencia, haciendo que aumente la velocidad de reacción.

5.4.2. Energía de activación. Según Arrhenius, las moléculas deben poseer cierta cantidad mínima de energía para reaccionar. Esta energía proviene de la energía cinética de las moléculas en colisión. La energía mínima requerida para iniciar una reacción química se llama energía de activación, Ea. El valor varía de una reacción a otra. 5.4.3. La ecuación de Arrhenius. Arrhenius observó que para casi todas las reacciones el aumento de la velocidad con la temperatura no es lineal. Encontró que la mayor parte de los datos de velocidad de reacción obedecían la ecuación

K = Ae-Ea/RT

Donde k es la constante de velocidad, Ea es la energía de activación, R es la constante de los gases (8.314 J/mol-K), T es la temperatura absoluta. A se conoce como Factor de frecuencia y está relacionado con la frecuencia de las colisiones y la probabilidad de que las mismas tengan una orientación favorable para la reacción



QUÍMICA II

A PRACTICAR!!! P136.- Un matraz contiene 0.100 mol de A y se deja que reaccione para formar B de acuerdo con la reacción hipotética en fase gaseosa A(g) B(g). Se recogen los datos siguientes:

Tiempo (s) 0 30 60 90 120 Mol de A 0.100 0.0595 0.0354 0.0210 0.0125

(a) Calcule el número de moles de B en cada tiempo indicado en la tabla . (b) calcule la velocidad media de desaparición de A para cada intervalo de 30 s, en unidades de mol/s. (c) ¿Qué información adicional se necesitaría para calcular la velocidad en unidades de concentración por tiempo? P137.- Para cada una de las siguientes reacciones en fase gaseosa, indique cómo se relaciona la velocidad de desaparición de cada reactivo con la velocidad de aparición de cada producto: (a) H2O2 (g) H2 (g) + O2 (g) (b) 2N2O (g) 2N2 (g) + O2 (g) (c) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)



QUÍMICA II

P138.- (a) Considere la combustión del 2H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g). Si el hidrógeno se quema a una velocidad de 4.6 moles/s, ¿Con que rapidez se consume el oxígeno? ¿Cuál es la velocidad de formación de vapor de agua? (b) la reacción 2 NO (g) + CI2 (g) 2 NOCI (g) se lleva a cabo en un recipiente cerrado. Si la presión parcial del NO esta disminuyendo a una velocidad de 30 torr/min, ¿cuál es la velocidad de cambio de la presión total del recipiente? P139.- La descomposición del N2O5 en tetracloruro de carbono tiene lugar como sigue: 2 N2O5 4 NO2 + O2. La ecuación de velocidad es de primer orden respecto al N2O5. A 45ºC, la constante de velocidad es de 6.08 X 10-4 s-1.

(a) Escriba la ecuación de velocidad para la reacción. (b)¿Cuál es la velocidad de la reacción cuando [N2O5] = 0.100M ? (c)¿Qué sucede con la velocidad cuando la concentración de N2O5 se duplica a 0.200M ? P140.- Considere la reacción siguiente: CH3Br (ac) + OH –

(ac) CH3OH (ac) + Br – (ac)

La ecuación de velocidad para esta reacción es de primer orden respecto al CH3Br y de primer orden respecto al OH- . Cuando [CH3Br] es 0.010 M y [OH -] es 0.10 M, la velocidad de reacción a 298 K es 0.28 M/s (a) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad? (b) ¿Cuáles son las unidades de la constante de velocidad? (c) ¿Qué sucederá con la velocidad si se triplicara la concentración de OH - ?



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P141.- Para una reacción del tipo A+B+C productos, se hacen las siguientes observaciones al duplicar la concentración de A se duplicara la velocidad, si se triplica la concentración de B no se observa efecto alguno sobre la velocidad, y si se triplica la concentración de C la velocidad aumenta por un factor de 9. (a) ¿Cuál es la ecuación de velocidad para la reacción? (b) ¿Por qué factor cambiará la velocidad si las concentraciones de A, B y C se reducen todas a la mitad?

P142.- Se recogieron los datos siguientes para la velocidad de desaparición del NO en la reacción 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) :

Experimento [NO] M [O2] M Velocidad Inicial

(M/s) 1 0.0126 0.0125 1.41 X 10-2

2 0.0252 0.0250 1.13 X 10-1

3 0.0252 0.0125 5.64 X 10-2

(a) ¿Cuál es la ecuación de velocidad para la reacción? (b) ¿Cuáles son las unidades de la constante de velocidad? (c) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?



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P143.- Considere la reacción en fase gaseosa entre el oxido nítrico y el bromo a 273ºC: 2NO(g) + Br2 (g) 2 NOBr (g). Se obtuvieron los datos siguientes para la velocidad inicial de aparición de NOBr:

Experimento [NO] M [Br2] M Velocidad Inicial (M/s)

1 0.10 0.20 24

2 0.25 0.20 150

3 0.10 0.50 60

4 0.35 0.50 735

(a) Determine la ecuación de velocidad (b) Calcule el valor de la constante de velocidad para la aparición de NOBr. (c) ¿Cuál es la relación entre la velocidad de aparición de NOBr y al velocidad de desaparición de Br2? (d) ¿Cuál es la velocidad de desaparición de Br2 cuando [NO] = 0.075 M y [Br2] =0.185 M?

P144.- La descomposición térmica del N2O5(g) para formar NO2(g) y O2(g) es una reacción de primer orden. La constante de velocidad para la reacción es 5.1 X 10-4 s-1 a 318 K ¿Cuál es la vida media de este proceso?

P145.- La constante de velocidad de primer orden para la descomposición del N2O5 a NO2 y O2

a 70º C es 6.82 X 10-3 s-1. Suponga que partimos de 0.300 mol de N2O5 (g) en un recipiente de 0.500 L. (a) ¿Cuántos moles de N2O5 quedarán después de 1.5 min? (b) ¿Cuántos minutos tomará para que la cantidad de N2O5 se reduzca a 0.030 mol? (c) ¿Cuál es la vida media del N2O5 a 70°C?



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P146.- La reacción: SO2CI2 (g) SO2 (g) + CI2 Es de primer orden respecto a SO2CI2. Usando los datos cinéticos siguientes, determine la magnitud de la constante de velocidad de primer orden:

Tiempo Presión de SO2CI2

0 1.000

2,500 0.947

5,000 0.895

7,500 0.848

10,000 0.803

P147.- La descomposición del NO2 en fase gaseosa para formar NO y O2 se estudia a 383°C y se obtienen los datos siguientes:

Tiempo (s) [NO2] M

0.0 0.100

5.0 0.017

10 0.0090

15.0 0.0062

20.0 0.0047

(a) ¿La reacción es de primer o segundo orden respecto a la concentración de NO2? (b) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?



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P148.- El sulfuro de hidrógeno, H2S, es un contaminante común y problemático en las aguas de desecho industriales. Una forma de eliminar esta sustancia consiste en tratar el agua con cloro, en cuyo caso tiene lugar la reacción siguiente:

H2S (ac) + CI2 (ac) S(s) + 2H + (ac) + 2CI- (ac) La velocidad de esta reacción es de primer orden respecto a cada uno de los reactivos. La constante de velocidad para la desaparición del H2S a 28°C es 3.5 X10-2 M-1 s -1 Si en un momento dado la concentración de H2S 1.6 X 10- 4 M y la de CI2 es 0.070 M, ¿Cuál es la velocidad de formación de CI-? P149.- El cloruro de sulfurilo, SO2CI2, se descompone en fase gaseosa para dar dióxido de azufre, SO2

y cloro, CI2 se sigue la concentración de SO2CI2 con el tiempo. Se encuentra que una grafica de ln [SO2CI2] contra el tiempo es lineal, y que en 240 s la concentración disminuye de 0.400 M a 0.280M. (a) ¿Cuál es la constante de velocidad para la reacción SO2CI2 (g) SO2 (g) + CI2 (g) (b) ¿Cuál es la vida media de la reacción?



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150.- El ciclopentadieno, C5H6, reacciona consigo mismo para formar diciclopentadieno, C10H12 . Se observó una solución 0.0400 M de C5H6 en función del tiempo conforme tenía lugar la reacción 2 C5H6 C10H12. Se recogieron los datos siguientes:

Tiempo (s) [C5H6] M

0.0 0.0400

50.0 0.0300

100.0 0.0240

150.0 0.0200

200.0 0.0174

Grafique [C5H6] contra el tiempo, ln[C5H6] contra el tiempo y 1/[C5H6] contra el tiempo. ¿Cuál es el orden de la reacción?¿cual es el valor de la constante de velocidad?



QUÍMICA II

BIBLIOGRAFIA 1.- Química La Ciencia Central Brown LeMay Bursten Editorial Prentice Hall Novena Edición (2004) 2.- Química Silberberg Editorial Mc Graw Hill Segunda Edición (2002) 3.- Química Chang, Raymond Editorial Mc Graw Hill Septima Edicion (2002) 4.- Química Estructura y Dinamica Spencer, Bodner, Richard Editorial CECSA Primera Edicion (2000) 5.- Introducción a la Quimica Malone Editorial Limusa Segunda Edicion (2001) 6.- Química Daub 7° edición Prentice Hall.

Quimica II Apuntes Agosto-2013

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