QUÍMICA

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4 QUÍMICA

Profesor: Sergio García Uriol.

I , II BIMESTRE

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TERCERAÑO

Tabla de contenido I BIMESTRE .................................................................................................................................... 3

ESTEQUIOMETRÍA .................................................................................................................................. 3

II BIMESTRE ................................................................................................................................. 10

SOLUCIONES O DISOLUCIONES ............................................................................................................. 10

ÁCIDOS Y BASES ................................................................................................................................... 16

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QUÍMICA I BIMESTRE ESTEQUIOMETRÍA

Introducción En la industria y en el laboratorio se requiere conocer la cantidad de sustancias empleadas y las cantidades de las sustancias que se obtienen. Puesto que a los símbolos y fórmulas les corresponde, además, una significación cuantitativa, es posible calcular con su ayuda las cantidades de sustancias (masas o volúmenes) con las que participan como reactantes o productos en las reacciones químicas. La palabra Estequiometría se deriva del griego stoeichion que significa "primer principio o elemento", y metron que significa "medida". Por consiguiente significa realizar cálculos o medidas de cantidades de elementos en la formación de compuestos. En la actualidad, éstas cantidades pueden ser no sólo de elementos sino también de sustancias compuestas. Concepto La estequiometría es una parte de la química que describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos y entre las sustancias cuando sufren cambios químicos.

PRINCIPALES RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

1. Ponderal (relación masa–masa). 2. Volumétrica (relación volumen–volumen). 3. Masa–volumen.

Leyes de la combinación química

Leyes Ponderales 1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Fue planteada por el químico francés Antoine Lavoisier (1743–1794), considerado el padre de la química moderna; nos indica que en toda reacción química completa y balanceada la masa total de las sustancias reactantes es igual a la masa total de las sustancias de los productos. Ejemplos: 2H2 + O2 → 2H2O 2 mol 1 mol 2 mol 2(2 g) + 1(32 g) 2 (18 g) 36 g = 36 g Se cumple: Σ masas (react.) = Σ masas (produc.) 2. LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS Fue enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust (1748–1822); establece que en todo proceso químico los reactantes y productos participan manteniendo sus masas o sus moles en una proporción fija, constante y definida; cualquier exceso de uno de ellos permanece sin reaccionar.

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TERCERAÑOEjemplos: N2 + 3H2 → 2NH3 1 mol 3 mol 2 mol 28 g 6 g 34 g 14 g 3 g 17 g mN2 mH2 mNH3 Para la reacción se cumple:

𝑚𝑁228

=𝑚𝐻26

=𝑚𝑁𝐻334

De la ecuación: 28 g de N2. se requieren para reaccionar con 6 gramos de H2 y producir 34 g de NH3. Si se combinan 28 g de N2 con 10 g de H2 se observa que las masas de los elementos no intervienen en la misma relación de Proust o relación estequiométrica. Entonces, cierta masa de algún elemento que dejará de combinarse o reaccionar a esta sustancia, se llama Reactivo en Exceso. Reactivo en Exceso (R.E.): Es aquel reactante que interviene en mayor proporción estequiométrica, por lo tanto, sobra (exceso) al finalizar la reacción. En el ejemplo anterior, el R.E. es el H2,ya que sólo reaccionarán 6 g; 4 g de H2 permanecen sin reaccionar. El reactivo que se consume totalmente se llama reactivo limitante. Reactivo limitante (R.L.): Es aquel reactante que interviene en menor proporción estequiométrica, por lo tanto, se agota o se consume totalmente y limita la cantidad de producto(s) formado(s).

En nuestro ejemplo, el R.L. es el N2, pues al agotarse limitó sólo a 34 gramos la masa del amoniaco formado (masa máxima). 3. LEY VOLUMÉTRICA O LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN Fue anunciada por el científico Joseph Louis Gay–Lussac (1778–1850), quien investigando las reacciones de los gases determinó: A las mismas condiciones de presión y temperatura existe una relación constante y definida entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química; cualquier exceso deja de combinarse. Estas relaciones sólo serán aplicables a sustancias gaseosas. Ejemplos: 2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g) Rel. molar → 2 mol 1 mol 2 mol Rel. Vol- → 2 V 1 V 2 V 20 L 10 L 20 L 10 ml 5 ml 10 ml 2(22,4 L) (22,4 L) 2(22,4L) VSO2 VO2 VSO3 Por la reacción se cumple:

𝑉𝑆𝑂22

=𝑉𝑂21

=𝑉𝑆𝑂32

Porcentaje de pureza de una muestra química Sólo reaccionan las sustancias químicamente puras, las impuras no reaccionan; por consiguiente, en los cálculos estequiométricos sólo trabajaremos con la parte pura de la muestra química. % Pureza = Cantidad de muestra impura

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QUÍMICA/Cantidad de sustancia pura × 100 Porcentaje de rendimiento o eficiencia de una reacción (%R) – Rendimiento teórico. - Es el máximo rendimiento que puede obtenerse cuando los reactantes dan solamente el producto; la cantidad real del reactivo limitante se usa para los cálculos estequiométricos de rendimientos teóricos. – Rendimiento real. - Es la cantidad obtenida de un producto en la práctica cuando se ha consumido totalmente el reactivo limitante; es decir que teóricamente debemos obtener el 100% de una determinada sustancia, pero por diversos factores, como presencia de impurezas, fugas, malos equipos, etc., este porcentaje se reduce. El porcentaje de rendimiento es la medida de la eficiencia de la reacción y se define como: %R = Cantidad real / Cantidad teórica*100%

Problemas 1. Hallar el peso de oxígeno que puede obtenerse al calentar 43,4 g de óxido mercúrico. (P.A. = 201) HgO -> Hg + O2 a) 3,2 g b) 32 g c) 64 g d) 0,32 g e) 16 g 2. Se combinan 40 g de SO2 y 25 g de O2 determine el porcentaje en masa del exceso con respecto a su masa inicial.

SO2 + O2 -> SO3 P.A.(S = 32; O = 16) a) 30% b) 40% c) 50% d) 60% e) 70% 3. ¿Cuántas mol - g de PbI2 se obtiene al hacer reaccionar 0,2 mol - g de NaI con 0,3 mol - g de Pb(NO3)2? NaI + Pb(NO3)2 -> PbI2 + NaNO3 a) 0,3 b) 0,6 c) 0,2 d) 0,7 e) 0,1 4. ¿Cuántos gramos de amoniaco reaccionarán para producir 36 g de agua, según la reacción mostrada? P.M.(NH3 = 17; H2O = 18). NH3 + O2 -> NO + H2O a) 22,7 b) 114 c) 34 d) 68 e) 36 5. ¿Cuántas moles de cloruro de potasio se producirán al reaccionar 7,8 g de potasio con cloro suficiente según? K + Cl2 -> KCl a) 0,2 b) 0,02 c) 2 d) 0,1 e) 0,4 6. ¿Cuántos gramos de H2O se requieren para producir 280 g de KOH? P.A.(H = 1 , O = 16 , K = 39) K + H2O -> KOH + H2 a) 180 b) 90 c) 45 d) 6 e) 2 7. ¿Cuántas moles de óxido de hierro III se producirán al reaccionar 280 g de hierro con oxígeno suficiente? P.A.(Fe = 56) a) 2 b) 4 c) 1,25

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TERCERAÑOd) 2,5 e) 5 8. Calcular el peso de carbonato de calcio (CaCO3) que se produce por la reacción de 0,02 moles de carbonato de sodio (Na2CO3) según la ecuación. P. (CaCO3 = 100). Na2CO3 + Ca(OH)2 -> NaOH + CaCO3 a) 0,02 b) 2 c) 0,2 d) 4 e) 0,4 9. ¿Qué volumen de oxígeno medido a condiciones normales se requieren para la combustión completa de 0,684 g de sacarosa? P. (C12H22O11 = 342) a) 0,45 l b) 0,54 c) 2,4 x 10-2 l d) 4,5 l e) 5,4 l 10. ¿Cuántos gramos de H2O se producirán por la combustión completa de 3 moles de propano? (C3H8) (P.M. = 44) C3H8 + O2 -> CO2 + H2O a) 12 b) 218 c) 108 d) 432 e) 6 11. Al descomponer por calentamiento 1/2 kg. de piedra caliza que contiene 80% de pureza del carbonato de calcio (P.M. = 100); se produce CO2, el volumen en litros liberado a 4,1 atmósferas y 400 K es : CaCO3 -> CO2 + CaO a) 32 b) 89,6 c) 67,2 d) 112 e) 40 12. ¿Cuántos gramos de sulfato de zinc (P.M. = 161) se formarán al reaccionar 13 g de zinc (P.M. = 65) con suficiente ácido si el rendimiento es 60%? Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2

a) 64,4 b) 32,2 c) 19,32 d) 53,67 e) 28,23 13. Se tiene 432 l de NH3 a 624 mmHg y 87ºC que reacciona con O2 según: NH3 + O2 -> NO + H2O si al medir los productos se tiene 10 moles de NO, el rendimiento de la reacción es : a) 73,33% b) 83,33% c) 93,33% d) 23,33% e) 33,33% 14. Si 28 g de hierro (P.A. = 56) reacciona con 9 g de agua (P.M = 18) según: Fe + H2O � Fe2O3 + H2 la cantidad en exceso es : a) 18,67 g de Fe d) 56 g de Fe b) 9,33 g de Fe e) 22,4 g de H2O c) 27 g de H2O 15. La cantidad de moléculas de Fe2O3 obtenidas en el proceso anterior es: a) 1023 b) 3 x 1023 c) 3 x 1022 d) 1,5 x 1022 e) 10-1 16. El volumen de oxígeno en litros que se necesita a 83 Kpa y 27ºC para la combustión completa de 780 g de benceno (C6H6) es : a) 4500 b) 2750 c) 2250 d) 1175 e) 1125 17. Si 28 g de un metal por oxidación produce 28,8 g de un óxido di - atómico con 80% de rendimiento. El peso atómico del metal es : a) 56 b) 40 c) 27 d) 133 e) 207 18. En la reacción Ca + H2O -> Ca(OH)2 + H2 al combinarse 10

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QUÍMICAg de Ca con 15 g de agua, el reactivo limitante y la sustancia en exceso respectivamente son : a) H2 y Ca(OH)2 b) Ca y H2O c) H2O y Ca d) Ca y Ca(OH)2 e) H2 y H2O 19. Las moles en exceso del proceso anterior son: P.A. (Ca = 40; H = 1; 0 = 16) a) 9 b) 6 c) 1/3 d) 2 e) 2/3 20. La masa en gramos, d una muestra que contiene 80% de carbonato de calcio (P.M. = 100) que se requiere para producir 5,74 � de dióxido de carbono a 4 atm y 7ºC y con 80% de rendimiento es CaCO3 + HCl -> CaCl2 + CO2 + H2O a) 75 b) 60 c) 93,75 d) 100 e) 80 21. Indicar cuántas proposiciones son verdaderas: I. Se denomina estequiometría al estudio de las reacciones químicas desde el punto de vista cuantitativo, como relaciones de masas, volúmenes, eficiencia del proceso, etc. II. La ley de Lavoisier se aplica tanto en reacciones ordinarias como en reacciones nucleares. III. En toda reacción química real, reactantes y reactivos presentan iguales cantidad de sustancia. IV. Reactivo en exceso es aquella sustancia de menor valor comercial. a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

22. Se oxida totalmente 280 g de hierro mediante el proceso: Fe + H2O -> Fe2O3 + H2 Determine la masa de hidrógeno producido. Masas atómicas: Fe = 56, H = 1 a) 10 g b) 15 g c) 18 g d) 20 g e) 25 g 23. El metanol CH3OH se quema en aire de acuerdo con la ecuación. CH3OH + O2 -> CO2 + H2O Si se utilizan 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿cuál es la masa de H2O producida? a) 225 g b) 235 g c) 245 g d) 265 g e) 325 g 24. El acetileno (C2H2) se obtiene por la acción del agua sobre el carburo de calcio de acuerdo a: CaC2 + H2O -> C2H2 + Ca(OH)2 ¿Cuántos gramos de agua deberán reaccionar con 2 moles de carburo de calcio, para que este reaccione totalmente? a) 20 g b) 40 g c) 64 g d) 72 g e) 84 g 25. Se tiene la siguiente reacción de fermentación: C6H12O6(ac) -> C2H5OH(ac)+CO2(g) Si se consumen 9 g de glucosa, ¿qué volumen de gas a condiciones normales se pueden obtener? a) 22,4 L b) 2,24 L c) 1,22 L d) 11,2 L e) 2 L

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TERCERAÑO26. ¿Cuántos litros de oxígeno a 1248 mmHg y 27°C se requieren para la combustión completa de 780 g de benceno (C6H6)? a) 125 L de O2 b) 1,25 L de O2 c) 225 L de O2 d) 1 125 L de O2 e) 228,25 L de O2 27. Se combustionan 440 g de C5H11OH con 256 g de O2. Calcular el volumen de CO2 producido a condiciones normales e indicar el reactivo en exceso. C5H11OH + O2 -> CO2 + H2O a) 22,4 L y O2 b) 112 L y C2H11OH c) 119,5 L y O2 d) 235 L y O2 e) 235 L y C5H11OH 28. Se combinan, a iguales condiciones de presión y temperatura, 8 L de SO2 con 8 L de O2, ¿qué volumen de SO3, se pueden obtener? SO2(s) + O2(g) -> SO3(g) a) 8 L b) 9 L c) 10 L d) 12 L e) 16 L 29. Se obtiene amoniaco mediante la síntesis de Haber: N2(g) + H2(g) à NH3(g) Si se combinan 42 g de N2 y 10 g de H2. Calcular la masa de amoníaco obtenido. a) 43 g b) 45 g c) 47g d) 49 g e) 51 g 30. ¿Cuántas moléculas de cloro se obtendrían a partir de 4,9 kg de ácido sulfúrico, de acuerdo a la siguiente ecuación química: Dato: Masa atómica: S = 32 H2SO4+KMnO4+KCl ->

MnSO4+K2SO4 +Cl2+H2O a) 31,25 No b) 19,25 No c) 40 No d) 30 No e) 41,25 No 31. ¿Cuántos gramos de peróxido de hidrógeno se requieren para obtener 1120 L de oxígeno a C.N. de acuerdo a: KMnO4 + H2SO4 + H2O2 ->

MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O a) 300 g b) 800 g C) 1 700 g D) 1 370 g E) 1 430 g 32. En un crisol de porcelana se calienta 245 g de clorato potasio, de acuerdo a: KClO3 (s) + calor -> KCl (s) + O2 (g) ¿Qué masa de oxígeno se produce, si la eficiencia del proceso es del 80%? Dato: Masa atómica: K=39; Cl=35,5; O=16 a) 76,8 g b) 96 g c) 36 g d) 48,6 g e) 82,6 g 33. Combustionan 720 g de C5H12 produciendo 2 kg de CO2 ,de acuerdo a: C5H12 + O2 -> CO2 + H2O Determine el rendimiento, en términos porcentuales del proceso. a) 1% b) 29% c) 90,9% d) 41,9% e) 0,1% 34. En un proceso químico, reacciona 91 g de fosfuro de calcio, al 80% de pureza, con agua. Determinar la masa máxima que se puede obtener de fosfina (PH3) Ca3P2 + H2O -> Ca(OH)2 + PH3 a) 45,5 g b) 20 g c) 72,3 g

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QUÍMICAd) 91 g e) 27,2 g 35. El vanadio metálico, utilizado en aleaciones ferrosas, se puede obtener haciendo reaccionar óxido de Vanadio (V) con calcio a temperaturas elevadas: 5 Ca + V2O5 ->5 CaO + 2V Si reaccionan 1,54 kg de V2O5 con 1,96 kg de Ca. Calcular el rendimiento del proceso, si se obtienen 803 g de V. Dato: MA (Ca = 40, V = 51) A) 7% B) 47% C) 73% D) 93% E) 87% 36. Se produce fósforo de acuerdo: Ca3(PO4)2+SO3 -> CaSO4+P2O5 ...(i) P2O5 + C -> CO + P4 ...(ii) Determine qué masa de fósforo se podrá obtener a partir de 100 g de fosforita que contiene 70% en masa de fosfato de calcio. Dato: mA (O = 18; Ca = 40; P = 31) a) 12 g b) 14 g c) 16 g d) 24 g e) 32 g 37. Se mezclan masas iguales de bromo y calcio; el bromo se convierte completamente en bromuro de calcio. ¿Qué porcentaje en masa de calcio inicial permanece sin reaccionar? Masa atómica: Ca = 40; Br = 80 a) 15% b) 35% c) 48% d) 75% e) 95% 38. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 al 98% de pureza pueden obtenerse a partir de 300g de sal gema al 93,6% de pureza?

Masa atómica: Na = 23; Cl = 35,5 NaCl + H2SO4 -> Na2SO4 + HCl a) 312,4 b) 333,3 c) 303,3 d) 347,7 e) 403,2 39. El jugo gástrico contiene, aproximadamente, 3,0 g de HCl por litro. Si una persona produce unos 2,5 L de jugo gástrico diariamente, ¿cuántas tabletas antiácidas, cada uno de 400 mg Al(OH)3,se necesitan para neutralizar todo el HCl producido en un día? Al(OH)3(s)+3 HCl(ac) -> AlCl3(ac)+6 H2O(l) a) 24 tabletas b) 20 tabletas c) 13 tabletas d) 8 tabletas e) 1 tableta 40. ¿Qué volumen de aire se necesita para la combustión completa de 80 L de gas butano, C4H10, considere que el aire contiene 20% de O2 en volumen? A) 1,5 m3 B) 1,7 m3 C) 2,6 m3 D) 3,4 m3 E) 4,5 m3

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TERCERAÑOII BIMESTRE SOLUCIONES O DISOLUCIONES

Disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución, esta relación se expresa en unidades de concentración, las cuales se clasifican en unidades físicas y unidades químicas.

• SOLUBILIDAD: Se define como la máxima cantidad de un soluto que se puede disolver en determinada cantidad de un disolvente a una temperatura específica.

• SOLVENTE: Sustancia química en la que se disuelve un soluto y la que le da la apariencia a la solución, normalmente es la que se encuentra en mayor proporción.

• SOLUTO: Sustancia química que es disuelta en un solvente, normalmente es la que se encuentra en menor proporción.

1.1. Tipos de soluciones establecemos que una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Debido a que esta definición no restringe, en modo alguno, la naturaleza de las sustancias implicadas, se

distinguen seis tipos de disoluciones, dependiendo del estado físico original (sólido, líquido o gaseoso) de los componentes.

Estado de la disolución resultante

Componente 1

Componente 2

Ejemplos

Gas Gas Gas Aire

Líquido Gas Líquido Agua gaseosa (CO2 en agua)

Sólido Gas Sólido H2 gaseoso en paladio

Líquido Líquido Líquido Etanol en agua

Líquido Sólido Líquido NaCl en agua

Sólido Sólido Sólido Latón (Cu/Zn) Soldadura (Sn/Pb)

Los químicos también diferencian las disoluciones por su capacidad para disolver un soluto:

a. Disolución saturada contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura específica.

b. Disolución no saturada contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver.

c. Disolución sobresaturada: contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada. Las

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QUÍMICAdisoluciones sobresaturadas no son muy estables. Con el tiempo, una parte del soluto se separa de la disolución sobresaturada en forma de cristales.

• La cristalización es el

proceso en el cual un soluto disuelto se separa de la disolución y forma cristales. Observe que tanto la precipitación como la cristalización describen la separación de un exceso de la sustancia sólida a partir de la disolución sobresaturada. Sin embargo, los sólidos que se forman durante estos dos procesos tienen apariencia diferente. En general pensamos que los precipitados están formados por

1.2. Efecto de la temperatura

con la solubilidad La temperatura afecta la solubilidad de la mayor parte de las sustancias. 1.2.1. Solubilidad de los sólidos y la temperatura La dependencia de la solubilidad de algunos compuestos iónicos en agua con respecto a la temperatura. En la mayor parte de los casos, aunque no en todos, la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura.

1.2.2. Solubilidad de los gases y la temperatura La solubilidad de los gases en agua por lo general disminuye al aumentar la temperatura 1.3. Efecto de la presión en la

solubilidad de los gases Para todos los propósitos prácticos, la presión externa no tiene influencia sobre la solubilidad de líquidos y sólidos, pero afecta enormemente la solubilidad de los gases. La relación cuantitativa entre la solubilidad de los gases y la presión está dada por la ley de Henry, que establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución: c 𝖺 P c= Kp Aquí, c es la concentración molar (mol/L) del gas disuelto; P es la presión (en atmósferas) del gas sobre la disolución y, para un gas determinado, k es una constante que sólo depende de la temperatura. Las de la constante k son mol/L x atm. Como puede observar, cuando la presión del gas es de 1 atm, c es numéricamente igual a k. Si hay varios gases presentes, P es la presión parcial. 1.4. Concentración de las

soluciones en unidades físicas

Estas unidades suelen expresarse en porcentajes, referidos a la masa (gramos) y al volumen (mililitros).

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TERCERAÑO1.4.1. Porcentaje referido a la

masa (%p/p) Relaciona la masa de soluto, en gramos, presente en una cantidad dada de solución. Por ejemplo: En la etiqueta de un frasco de vinagre aparece la información: solución de ácido acético al 4% en peso gramos. El 4% en peso indica que el frasco contiene "4 gramos de ácido acético en 100 gramos de solución" para hallar este porcentaje se utiliza la siguiente expresión:

%𝑃𝑃=

𝑃𝑒𝑠𝑜𝑑𝑒𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑃𝑒𝑠𝑜𝑑𝑒𝑙𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

1.4.2. Porcentaje referido al

volumen (%v/v) Se refiere al volumen de soluto, en mililitros (mL), presente en cada 100 mL de solución. Por ejemplo: una solución tiene una concentración de 5%v/v, esto significa que se tienen 5 mL de soluto disueltos en 100 mL de solución. Se expresa con la siguiente expresión:

%𝑃𝑃=

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑑𝑒𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑑𝑒𝑙𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

1.4.3. Porcentaje masa-

volumen (%p/v) Representa la masa de soluto (en gramos) por cada 100 mL de solución se puede hallar con la siguiente expresión:

%𝑃𝑃=

𝑃𝑒𝑠𝑜𝑑𝑒𝑙𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑃𝑒𝑠𝑜𝑑𝑒𝑙𝑎𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

1.5. Concentración de las soluciones en unidades químicas

1.5.1. Molaridad Se define como el número de moles de soluto disuelto en un litro de solución. Matemáticamente se expresa así:

𝑀 =𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Donde: n = moles de soluto V = litros de solución M = molaridad 1.5.2. Molalidad Indica la cantidad de moles de soluto presentes en 1Kg de solvente. IMPORTANTE: cuando el solvente es agua, y debido a que la densidad de esta es de 1g/mL, 1 Kg de agua equivale a un litro. Se expresa así:

𝑚 =𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝐾𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Donde: m es la molalidad n es el número de moles. Kg son los kilogramos de solvente 1.5.3. Normalidad Relaciona el número de equivalentes gramos o equivalentes químicos de un soluto con la cantidad de solución (1L). Se expresa:

𝑀 =𝑁°𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑠

𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

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QUÍMICANota: El número de equivalentes químicos se determina con base a: los ácidos oxácidos, bases o hidróxidos y sales. El concepto de equivalente gramo o equivalente químico ha sido desarrollado para referirse a ácidos y bases. Así un equivalente gramo es la masa de sustancia (ácido o base) capaz de producir un mol de iones H+ u OH-, según sea el caso. Por ejemplo, para el ácido sulfúrico (H2SO4), un equivalente gramo corresponde al peso molecular dividido entre el número de H+ capaz de producir, en este caso sería: 1 equiv = 98 gr/ 2H+ = 49 gramos. 1 equiv = 40 gr/ OH = 40 gramos (NaOH) 1 equiv = 58.5 g/1= 58.5 gr(NaCl) • Dilución Es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada. Al efectuar un proceso de dilución, agregando más disolvente a una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de mol de soluto. C inicial x V inicial = C final x V final Donde: C1 = es la concentración molar inicial.

C2 = es la concentración molar final. • Fracción molar Expresa la cantidad de mol de cada componente en relación a la totalidad del mol de disolución. La fracción molar de una solución puede ser expresada de dos maneras: • Fracción molar del soluto La fracción molar del soluto (XS) es la relación entre el número de moles del soluto (ns) y el número de moles de la solución (ns+ nd).

𝑋𝑠 =𝑛𝑠

𝑛𝑠 + 𝑛𝑑

• Fracción molar del solvente La fracción molar del solvente (XD) es la relación entre el número de moles del solvente (nd) y el número de moles de la solución (nd+ ns).

𝑋𝑑 =𝑛𝑑

𝑛𝑑 + 𝑛𝑠

La suma de la fracción molar del soluto (𝑋𝑆) y de la fracción molar del solvente (𝑋𝑑) es siempre igual a uno. 𝑋𝑆 + 𝑋𝑑 = 1 PRÁCTICA 1. Calcular el porcentaje peso a peso de una solución que tiene 6g de soluto en 80g de solución. 2. Calcular el peso de ortoborato cúprico que hay en 38ml de sulfuro de Al concentrado, de densidad 1,63g/ml y que contiene orto

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TERCERAÑOborato cúprico de 37,5 % en peso. 3. ¿Cuántos ml de ácido nítrico 2M reaccionaran con 28g de carbono al estado atómico?, la reacción es la siguiente: 𝐻𝑁𝑂3 + C 𝐶𝑂2 + 𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂 4. ¿Cuál es el % de una solución que se prepara disolviendo 20g de NaCL en 200g de agua? 5. La leche entera posee un 4% V/V de crema. Sabiendo que la masa de un litro de leche entera es 1032gs, calcula %M/V Y %M/M (Densidad de la crema 0,865g/ml) 6. Para determinar la concentración, en % en P/P, de una solución que ha sido preparado disolviendo 20g de NaOH en 180g de agua. 7. Determinar el volumen de etanol necesario para preparar 800 cm3 de una solución hidroalcohólica al 5% v/v 8. A partir de 250 g de una disolución acuosa de sulfato de cobre (CuSO4) se obtiene por evaporación un residuo de 30 g de sulfato. Calcula: ¿Cuál es el porcentaje por peso del soluto? ¿Cuál es el porcentaje de disolvente? 9. ¿Cuántos gramos de agua se necesitan para mezclar 60 g de nitrato de sodio (NaNO3) y obtener una disolución al 25% en peso? 10. Una solución de ácido sulfúrico al 34% tiene una densidad de 1.25 g/ml. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico están

contenidos en 1 litro de solución? 1. ¿Cuál la molaridad de una disolución de 2 moles de KOH en 2?5 litros de disolución? 2. ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para preparar 1500mL de disolución 0.50 M? 3. ¿Cuál es la molaridad de ácido permanganato de potasio concentrado, si la solución contiene 33% de permanganato de potasio en peso y la densidad de la solución es 2,81g/ml? 4. ¿Cuál es la molaridad de 250g de H2SO4 en 2500 mL de disolución? 5. Calcular la concentración molar de una solución de bicromato de estroncio que se prepara mezclando 100 ml de bicromato de estroncio 0,2 M con 150 mL de agua. Suponga que los volúmenes son aditivos. 6. ¿Calcular la molalidad de una disolución que tiene 0.5 Moles de NaCl en 0.2kg de agua? 7. ¿Cuantos gramos de solución de ácido sulfúrico concentrado que debe utilizarse para preparar 273ml 2,5M de ácido sulfúrico? El ácido sulfúrico 8. ¿Calcular los gramos de NaOH que se requieren para preparar un a disolución 0.80M en 1200mL de agua? 9. ¿Cuál es la normalidad de una disolución de HCl que contiene 0.35 Eq-g en 600mL de dicha disolución? 10. ¿Calcular la normalidad que habrá en 1200 m de una

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QUÍMICAdisolución la cual contiene 50g de H2SO4? 11. ¿Cuantos mL de una disolución de Na (OH) 0.61 M se necesitan para neutralizar completamente 20 mL de una solución de ácido sulfúrico 0.245 M? 12. Cuantos gramos de bromuro plúmbico precipitaran al añadir suficiente ácido nítrico para reaccionar con 1750 mL de solución de NO 0.65 M, la reacción la siguiente: 13. ¿Cuantos gramos de soluto habrá 800mL de una disolución 0.75N de H3BO3? 14. Determinar la fracción molar de una disolución que contiene 40 g de benceno C6H6 y 60 g de etanol C2H5OH. 15. ¿Cuál es la molalidad de una disolución acuosa de ácido fosfórico a 35,4 % en masa? 16. ¿Cuál es la fracción molar del soluto en una disolución acuosa 1 molal? 17. ¿Calcular la fracción molar de una disolución en agua al 14,7% en peso de propanol C3H8O? 18. A 28 ºC, el benceno de peso molecular = 78 g/mol, tiene una presión de vapor a 127.8 mm Hg. La disolución de 21 g de soluto no volátil en 283 g de benceno, produjo una presión de vapor a 123.3 mm Hg. ¿Calcular el peso molecular aproximado del soluto? 19. ¿Cuál es la molaridad de HCl concentrado, si la solución contiene 37%de HCl en peso y la densidad de la solución es 1.18 g/mL?

20. ¿Calcular la molaridad de una disolución que se ha preparado diluyendo 105 g de propanol hasta completar 2300 mL de disolución? 21. Una disolución de glicerina en agua 1.5 molal. ¿Calcule el número de gramos de alcohol que estarán contenidos en 2.9 litros de agua.C3H8O3? 22. Cuantos gramos de nitrato de cadmio se necesita para preparar 1750 mL de una solución 1,5N. 23. Una solución concentrada de ácido clorhídrico de un 35.2% en masa de ácido puro, tiene una densidad de 1.17g/mL. Averiguar el volumen de este ácido necesario para preparar 1.5Lt de solución 2N. Exprese el resultado en pie cubico. 24. ¿Qué molaridad tiene una disolución de nitrato de sodio en la que hay 10 g de soluto en 100 cm3 de disolución? Masas Atómicas: N=14; O=16; Na=23 25. Se dispone de una disolución de ácido sulfúrico al 27%. Su densidad es de 1,19 g/cm3 . Calcular su molalidad. Masas Atómicas: S=32; O=16; H=1 26. ¿Cuál de las siguientes disoluciones contiene más cloruro de sodio: a) 500 mL de disolución de cloruro de sodio 2 M; b) 200 mL de disolución de cloruro de sodio 5 M?. Masas Atómicas: Cl=35,5; Na=23 27. ¿Cuál es la normalidad de una disolución que contiene 60 g de hidróxido nióbico Nb(OH)5?

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TERCERAÑO28. ¿Qué volumen de solución 1N podrá prepararse con 800 gr de selenito de potasio? Exprese el resultado en metros cúbicos 29. Calcular a) cuántas moles de bisulfito de sodio (NaHSO3) hay en 25 mL de una solución 0.22 M y b) cuántos gramos de bisulfito de sodio hay en esos 25 mL. 30. Calcular la normalidad y la molaridad de 50 gramos de Na2CO3 en 100 ml de disolución: ÁCIDOS Y BASES

Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son reacciones ácido-base en disolución acuosa. Pero preguntémonos, ¿qué son ácidos y qué son bases? Vamos a intentar establecer las propiedades de los ácidos y de las bases a partir de nuestras observaciones ordinarias. Características de los ácidos • Tienen sabor agrio. • Cambian de color a los pigmentos vegetales. • Oxidan a los metales produciendo sal e hidrógeno (corrosión). • Reaccionan con los hidróxidos formando sal y agua (neutralización). • Enrojecen el papel indicador tornasol. Características de las bases • Tienen sabor amargo. • Son jabonosas al tacto. • Reaccionan con ácidos (neutralización).

• Ponen de color azul al papel tornasol. • Actúan en forma opuesta a los ácidos frente a los pigmentos vegetales. Existen diversas teorías para identificar un ácido y una base. TEORÍA DE ARRHENIUS Se aplica principalmente a las soluciones de las sustancias, generalmente acuosas. Es un criterio funcional, es decir basado en ciertas funciones químicas. Ácido. Sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógeno (H+)

𝐻𝑁𝑂! →𝐻" + 𝑁𝑂!# TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY Tiene aplicación en las reacciones de transferencia del ion hidrógeno (H+1) llamado también protón. A estas reacciones se les denomina protolisis. Ácido: sustancia que dona protones (H+) Base: sustancia que acepta protones Esquema de una reacción de protólisis

Anfoterismo. Es el término general que describe la habilidad de una sustancia para reaccionar como ácido o como base. Se dice que una sustancia es anfiprótica cuando exhibe anfoterismo aceptando o donando un protón, H+1.

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QUÍMICAEjemplo: H2O; HClO; HSO -1; etc. Son anfóteros los hidróxidos de elementos de transición y los alcoholes. ÁCIDOS Y BASES FUERTES: Son aquellas sustancias que en solución se en- cuentran prácticamente disociadas en un 100% mediante una reacción irreversible. Los ácidos más fuertes son: HClO4 2 HI 2 HBr 2 HCl 2 H2So 4 2 HNO3 Las bases más fuertes son: NaOH; KOH; RbOH; CsOH; Ca(OH)2 diluido ÁCIDOS Y BASES DÉBILES: Se caracterizan porque en solución se encuentran disociados generalmente en menos del 5%. Desarrollan una reacción de disociación reversible que queda descrita mediante una constante de equilibrio de disociación o ionización Ki que se denota Ka para los ácidos débiles y Kb para las bases débiles. Ejemplos:

𝐻𝐴𝑐 + 𝐻$𝑂 →𝐻!𝑂" + 𝐴𝑐#

𝐾𝑐 =[𝐻!𝑂"][𝐴𝑐#][𝐻𝐴𝑐][𝐻$𝑂]

𝐾𝑐[𝐻$𝑂] = 𝐾𝑎

𝐾𝑐[𝐻$𝑂] =[𝐻!𝑂"][𝐴𝑐#]

[𝐻𝐴𝑐]

𝐾𝑎 =[𝐻!𝑂"][𝐴𝑐#]

[𝐻𝐴𝑐]

𝑁𝐻! + 𝐻$𝑂 →𝑁𝐻%" + 𝑂𝐻#

𝐾𝑐 =[𝑁𝐻%"][𝑂𝐻#][𝑁𝐻!][𝐻$𝑂]

𝐾𝑐[𝐻$𝑂] = 𝐾𝑏

𝐾𝑐[𝐻$𝑂] =[𝑁𝐻%"][𝑂𝐻#]

[𝑁𝐻!]

𝐾𝑏 =[𝑁𝐻%"][𝑂𝐻#]

[𝑁𝐻!]

POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH) Es una forma de representar la concentración de iones hidrógenos (H+1) o hidronio (H3o + 1) en soluciones muy diluidas

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻"] [𝐻"] = 10#&'

Ejemplos: [H+1] = 10-2 M & pH = 2 [H+1] = 10-6 M & pH = 6 [H3o +1] = 10-3 M & pH = 3

è A mayor pH menor, menor acidez de la solución

Potencial de oxidrilo (pOH) En forma análoga al pH, se expresa mediante la expresión:

𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻#] [𝑂𝐻#] = 10#&('

Ejemplos: [OH-1] = 10-1 M & pOH = 1 [OH-1] = 10-5 M & pOH = 5

è A mayor pOH, menor es la basicidad de la solución

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA (Kw) El agua se puede considerar como un ácido o una base muy débil. A 25°C su disociación se puede representar:

𝐻$𝑂 →𝐻" + 𝑂𝐻# (10#)𝑀) (10#)𝑀) Se llama producto iónico del agua a:

𝐾𝑤 = [𝐻"][𝑂𝐻#]

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TERCERAÑOen el agua o en una solución acuosa se cumple a 25°C: Kw = (10-7)(10-7) = 10-14

[𝐻"][𝑂𝐻#] = 10#*%además, aplicando logaritmos y ordenando:

𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 para el agua [H+1] = 10-7 M & pH = 7 Escala de Ph

INDICADORES COLORIMÉTRICOS ÁCIDO - BASE Son sustancias generalmente de origen orgánico que tienen la propiedad de adoptar una coloración característica frente a un ácido y diferente coloración al interactuar frente a una base. Indicador Medio

ácido Medio básico

Papel tornasol

Rojo Azul

Fenoltaleína incoloro rojo grosella

Rojo de metilo

Rojo Amarillo

anaranjado de metilo

Anaranjado

Amarillo

NEUTRALIZACIÓN Es una reacción entre un ácido y una base que ge- neralmente se emplea para hallar la concentración de una solución (titulación volumétrica). Al comple- tarse la neutralización se cumple:

# Eq-g(ácido) = # Eq-g(base) N1xV1 = N2xV2 PRÁCTICA 1. Dadas las siguientes especies químicas, escribir la ecuación de disociación en medio acuoso (agregar agua), decir cuál es ácida y cuál es básica, a) HClO3 b) HNO2 c) NH3 d) Na (OH) e) HCN f) Ca (OH)2 2. ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1?0x10−5 M? 3. ¿Cuál es el pH de una solución KOH cuya concentración de iones hidróxido es de 1?0x10−4? 4. Calcular el pH y el pOH de: a) 0,01 molar de HCI a 25ºC, suponiendo disociación total. b) una solución 0,002 molar de NaOH. 5. Teniendo en cuenta las concentraciones de H3O+ y OH-, decir si la solución será ácida o básica sin hacer los cálculos a) H3O+ = 1 x 10-3 M b) H3O+ = 1 x 10-12 M c) OH- = 1 x 10-5 M d) OH- = 1 x 10-13 M 6. Calcule el pH y p OH de las siguientes disoluciones: a. La concentración de ion hidrógeno es de 1.0x10−10 mol/L b. la concentración de ion hidrógeno en el amoniaco de uso casero es de 2.0x10−12 mol/L c. La concentración ion hidrógeno en la leche comercial es de 2.0x10−7 mol/L

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QUÍMICA7. El pH de una solución de ácido nítrico es 4,3. Calcular los moles de ácido nítrico disueltos, por lt de solución. 8. Calcular a) [H+] y b) [OH-] para una solución cuyo PH es 5,4. 9. Dadas las soluciones de: 1) 0,001 M de H2 SO4 ; 2) 0,02 M de HNO3 ; 3) 0,001 M de Na(OH) ; 4) 0,5 M Ca(OH)2 Calcular para cada una de ellas: a) [H+] b) [OH-] c) PH d) POH 10. ¿Cuál es el p H de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1?0x10−3 M? 11. ¿Cuál es el p H de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1?0x10−10 M? 12. Cuál es el p H de una solución de KOH 0.001 M que tiene un pOH de 3? 13. Calcular el p H y el p OH de a) una solución cuya H+ = 0,0001M. b) una solución cuya H+ = 0,04M. 14. Determinar el pH y p OH de una solución: a) 0,15 M de Na(OH) b) 0,1 M de HCI 15. Cuál es pH y p OH de: a) 0,01 M de HCI b) 2 x 10-2 M de NaOH c) 10-9 M de ácido nítrico 16. ¿Cuál es el pH de una disolución de KOH que contiene 0,15 g en 25 ml de disolución?

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TERCERAÑO