relaciones que existen entre los estados SOLIDO, LIQUIDO y GASEOSO, de una sustancia, en función de la temperatura y presión que se le aplique. Por ejemplo para el diagrama de fase del agua, las áreas de la figura de arriba, representan los estados sólido, líquido y gaseoso, en términos de la presión y temperatura.
Si tomamos la presión media de 380 mmHg, observamos que a – 15ºC el agua es sólida a 15ºC es líquida y a 100º C es gas.
Las curvas que separan las áreas (fases) son curvas de equilibrio entre las fases:
AB representa la LINEA DE las fases EQUILIBRIO entre SOLIDA-GAS AC representa la LINEA DE EQUILIBRIO entre las fases LIQUIDO-GAS AD representa la LINEA DE EQUILIBRIO entre las fases SOLIDA Y LIQUIDA Las tres líneas se cortan en el punto A a este punto se llama el PUNTO TRIPLE donde COEXISTEN LOS TRES ESTADO EN EQUILIBRIO. II. CARACTERÍSTICAS 1.
2. 3.
4.
5. Los sólidos no presentan expansión. Tienen forma definida Conservan su volumen (invariable) Los sólidos son incomprensibles, debido a sus fuerzas de atracción. Los sólidos tienen alta densidad al igual que los líquidos. Como hemos podido notar, valiéndonos de un diagrama de estados de agregación es posible determinar el comportamiento de cualquier sustancia, conociendo los valores de la presión y la temperatura; así como también responder a ciertas preguntas como son:
¿Qué es el punto triple? Es el punto donde las tres fases están en mutuo equilibrio.
¿Qué es la temperatura crítica? Es la temperatura en donde las densidades del gas y líquido se igualan.
¿Qué es la presión crítica? Es la presión que se debe aplicar a un gas en su temperatura crítica para que pueda licuarse. 760
380
B mmHg C S O L I D O LIQUIDO
A GAS Punto Triple -15ºC 0ºC +15ºC 100ºC ºC D
III.
1. TIPOS DE SÓLIDOS
Sólidos Cristalinos Son cuerpos que tienen la agrupación ordenada de las partículas que forman el sólido y presentan: – – Punto de fusión definido Una estructura interna ordenada, de formas geométricas uniformes. –
– Son Anisotropicos. Es la cualidad de poseer diferentes valores para las propiedades físicas que tenga la sustancia; esta diferencia de valores se debe a la dirección en la cual se ha realizado la medición. Por ejemplo: la conductividad eléctrica, la porosidad, resistencia al corte, el índice de refracción, dilatación. Las propiedades que posee un sólido cristalino dependen de su ordenamiento geométrico y del tipo de enlace entre las partículas. S8, Gráfito, (hielo), NaCl, Por ejemplo: Diamante, H2O azúcar. 2. Sólidos Amorfos Son cuerpos cuya agrupación de sus partículas no guarda ningún ordenamiento uniforme y no presentan estructuras geométricas definidas. – No poseen punto de fusión definidos, se ablandan – gradualmente hasta empezar a fluir. Son Isotropicos; es decir las sustancias presentan los mismos valores para sus propiedades físicas no importa la dirección en la que se ha realizado la medición. Los gases y los líquidos también son isotrópicos.
Por ejemplo: Caucho, vidrio, polímeros sintéticos, pléxigas, azufre amorfo, etc.
Los Siete Sistemas Cristalinos 1. 2.
3. 4. 5. 6.
I. Cúbico (Sal Común) Tetragonal (Circon: Silicato Anhidro de Circonio) Ortorombico (Azúfre) Romboedrico (Antimonio) Hexagonal (Cuarzo: SiO2) Monoclinico (Micas: H2KAl3(SiO4)3) 7. Triclinico (Feldes Patos: KAlSi3O6)
PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
SOLUCIONES 1. Hallar la molaridad y la normalidad de una solución, si se disuelven 49g de H2SO4 en 250 ml de solución S 32 (P.A. H = 1 O = 16)
a) 1N y 2 M b) =
4N y 2 M c) 2N y 4 M d) 0,5 N y 1 M e) 0,2 N y 0,4 M
Resolución: H2SO4 ? M = 98
Luego: M = 49g / 98g / mol 0,250? Nsto Vsol(?) ? M = 0,5 0,25 ? 2M ? 2 mol ? M = 2M
Y la normalidad: N = ? x M = 2 x 2 = 4 N N = 4 N Rpta. b 2. Se prepara una disolución añadiendo 184 g de etanol (C2H5OH) cuya densidad es 0,8 g/mL a 144 g de agua. Determine el porcentaje volumétrico de alcohol en 3.
4. la solución.
Rpta…
Determine la masa de ácido sulfúrico que se deberá disolver en agua para formar 500 mL de solución 2 M.
Rpta. …..
Determine la normalidad de una solución preparada disolviendo 112 L de HCl(g) a condiciones normales en suficiente agua para producir 500 mL de solución.
Rpta…….. 5. Se tiene una solución acuosa de H2SO4 al 49 % en masa, si la densidad de la solución es 1,6 g/mL. Determine la normalidad de la solución.
Rpta……………. 6. Se mezclan 20 ml de H2SO4 1,2 M; 40 mL de H2SO4 0,8 M y 60 mL de H2SO4 0,2 M. A la solución resultante se agrega 200 mL e agua. Determine la molaridad de la solución final. 7. de de 12 de la Para neutralizar 30 mL una solución 0,1 N álcali se necesitaron mL de una solución ácido. Determine normalidad del ácido.
? 1 mol <> M en g y n = M ESTEQUIOMETRÍA Rama de la Química que estudia las relaciones cuantitativas entre aquellas sustancias que participan en una reacción química. LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS Son aquellas que gobiernan las Para iniciar estequiométrico el cálculo se debe considerar: a) Balancear la reacción química para obtener las moles estequiométricas. b) Relacionar las moles de los reactantes y las moles de los productos c) Relacionar las cantidades de masa de los reactantes y productos. I. LEYES PONDERALES I.A LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (LAVOISIER)
“La suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos” REACTANTES PRODUCTOS 1Zn + 1H2SO4 ? 1ZnSO4 + 1H2 ? 1 mol ? 1 mol 1 mol ? ?
? ? 1 mol
? ?
? 65 g + 98 g ? 161g + 2g 163 g 163 g DE LAS DEFINIDAS I.B LEY PROPORCIONES (PROUST): combinaciones de las“Cuando dos sustancias se combinan para sustancias en una reacción química. Se dividen en leyes ponderales (referidas a la masa) y volumétricas. Ejemplo 1: 2Ca + O2 ? 2CaO 80g 40g 20g 100g + + + + 32 g 16 g 8 g 32 g ? ? ? ? 112g 56g 28g 112g + 20 g Ca (Exceso) 80g + 40 g ? 112g + 8 g O2 (Exceso) Observación: Tener presente W V Vm
1 mol <> 22,4? a C.N. (Gases) Ejemplo 2: 1CaCO3 ? 1CaO + 1CO2 Relación molar 1 mol 1 mol 1 mol Relación de masas 1 x 100g 1 x 56g 1 x 44 g
Ejemplo 3 H2 + O2 ? H2O Relación Molar: ……………… Masas: Relación de ………………
Ejemplo 4: CO + O2 ? CO2
Relación Molar: ……………… Masas: Relación de ……………… Ejemplo 5 un sólo óxido. ¿Cuántos gramos de calcio se combinaron con 14,6 g de oxígeno? (Dato P.A.: Ca = 40, O = 16) a) b) c) d) e) 36,5 28,6 33,8 44,5 54,5 g g g g g I.C. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (LEY DE DALTON) Siempre que dos elementos se combinan entre sí para formar varios compuestos, la masa de uno de ellos permanece constante, mientras que la masa del otro varía en una relación de números enteros sencillos. Ejemplo 1 Cl O Cl2O ? Cl2O3 ? 71
71 16 x 1
16 x 3 RAZÓN x 5 Cl2O5 ? SENCILLA Cl2O7 ? 71
71 16
16 x 7 Ejemplo 2 I.D LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS (WENZEL & RITCHER) En general: A
W1
C +
+
+ B
W
B ?
? AB
CB W2 W ? A + C ? AC W2 W1
Ejemplo 1: 8 Gramos de un elemento “A” reaccionan con 15g de “B”, además 24g de un elemento “c” reacciona con 60 g de “B” ¿Cuántos gramos del elemento “A” se requieren para que reaccione con 120 g de “C”? c) 160g a) 110 g d) 180g b) 140g e) 240g
4 ? 2 II. LEYES VOLUMÉTRICAS (DE GAY LUSSAC)
Cuando las sustancias que participan en la reacción son gases, sometidos a iguales condiciones de presión y temperatura. En las reacciones gaseosas; los coeficientes molares, nos indica los coeficientes volumétricos.
Ejemplo 1 N2(g) + 3H2(g) ? 2NH3(g) 1 mol 3 mol 2 Relación molar moles ? ? 1V 3V ? Relación volumétrica 2V Ejemplo 2: SO2(g) + O2(g)?SO3(g)
Relación Molar: ………………………… Relación Volumétrica ………………….
Ejemplo 3: C3H8(g) + O2(g) ? CO2(g) + H2O(?)
Relación Molar: …………………………
Relación Volumétrica …………………. CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C)
Es la disminución que sufre el volumen al reaccionar los gases; siempre y cuando entren en volúmenes desiguales. C = VR ? VP VR los
los volúmenes
volúmenes Donde: C = Contracción VR = suma de reactantes VP = suma de productos. Ejemplo 1 2H2(g) + 102(g) ? 2H2O(g) 1V 2V 2V
Donde: C = 1 3 ? 3? 2 3 Ejemplo 2: 1N2(g) + 3H2(g) ? 2NH3(g) Donde la contracción: 1 2 2 4 ? C = ? 4 Ejemplo 3: Hallar la contracción:
C3H8(g) + O2(g) ? CO2(g) + H2O(?)
Contracción: …………………………………
Observación:
Para que el estudiante entienda con más claridad los aspectos de cálculos los hemos separado de la siguiente manera: a) b)
c) Relación Masa – Masa Relación Volumen – Volumen Relación Masa – Volumen Lo explicamos con ejemplos de problema resueltos en los tres casos:
a) Relación Masa – Masa Ejemplo 1: ¿Cuántas moles de oxígeno se requieren para la combustión de gas completa de 24 moles propano (C3H8)?
Solución: la de ecuación combustión Balanceamos química completa: 1C3H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O De acuerdo a Proust: 1 mol de C3H8 ? 5 mol O2 24 mol de C3H8 ? X Donde: X = 24 x 5 1 ? 120 moles O2 Rpta Ejemplo 2: ¿Cuántos gramos de Hidrógeno se producen a partir de 1300 g de Zinc (Zn) que reacciona con ácido sulfúrico? (P.A. Zn = 65 H = 1 O = 16 S = 32) reacción la Solución: Escribimos la balanceamos: 1Zn + 1H2SO4 ? 1ZnSO4 + 1H2 ? ? 1 mol 1 mol ? 65 g 1300 g ? ? ? 2 g x x = 1300g x 2g 65g ? 40g x = 40 g de H2 Rpta Ejemplo 3:
¿Cuántos gramos de ácido nítrico se requieren para obtener 160 g de azufre, de acuerdo a la siguiente reacción química? (P.A. N = 14 S = 32) H2S + HNO3 ? NO + S + H2O
Solución:
Balanceamos la ecuación: Por Redox:
+5 -2 +2 0 2HNO3 + 3H2S ? 2NO + 3S + 4H2O 2x N+5 -3e- N+2 (Oxida) 3x S-2 +2e- Sº (Reduce) Tenemos la relación molar: ? 2 mol-g HNO3 ? 2 x 63g 3mol-g S
? 3 x 32 g 126 g ?
x ? ? 96 g 160 g x = 126 x 160 96 ?8,4g X = 8,4 g HNO3 Rpta
Ejemplo 4: ¿Cuántas moles de oxígeno se obtiene en la descomposición térmica de 490 g de clorato de potasio (KClO3)? K = 39 Cl = 35,5 O = (P.A. 16) KClO3 ? KCl + O2 b) Relación Volumen – Volumen: Ejemplo 1: ¿Cuántos litros de oxígeno se requiere para la combustión completa de 10 litros de gas propano (C3H8)? Solución: La ecuación será: 1C3 H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O ? ? 1 LITRO ? 5 LITROS 10 LITROS ? X X = 10 x 5 1 ?50 litros Rpta Ejemplo 2:
¿Cuántos obtendrá litros de SO2 se a partir de 121 litros de de la oxígeno (O2) a partir siguiente reacción química?. FeS + O2 ? Fe2O3 + SO2
Solución: ………………………………………………………………. ………………………………………………………………. ………………………………………………………………. c. Relación Masa – Volumen: Ejemplo 1:
¿Cuántos litros de oxígeno a C.N. se requieren para la g combustión completa de 160 de metano (CH4)? (P.A. C = 12 H = 1) Solución: (Combustión Reacción Química completa) 1CH4 + 2O2 ? 1CO2 + H2O ? 16 g C.N. 2 (22,4)? 160 g ? X X = 160 x 2 x 22, 4 16 Rpta X = 448 ? de O2
Ejemplo 2: ¿Cuántos litros de oxígeno se obtiene a C.N. en la descomposición térmica de 980 g de Clorato de Potasio (KClO3)? (P.A. K = 39 Cl = 35 O = 16) KClO3 ? KCl + O2 A. Reactivo Limitante Si en un proceso químico los reactivos no se encuentran en proporción estequiométrica, entonces uno de ellos se halla en exceso y reacciona parcialmente. El otro se
nN2 = moles consume totalmente y se le denomina “Reactivo Limitante” encontrándose en menor cantidad.
Ejemplo 1 ¿Cuántos gramos de NH3 se formarán a partir de la reacción de 50 g de N2 y 30 g de H2? Solución: (Reactivo La ecuación es:
1H2 + 3H2 ? 2NH3 ? ? ? 28 g ? 6g ? 35g 50g ? 30g ? x
Aplicamos Proust:
50 28 Limitante) nN2 = 30 6 moles (Exceso) nN2 < nN2 ……
Luego:
28g N2 ? 34 g NH3
50g N2 ? x x = 50 x 34 28 ?60,71g x = 60,71 g de NH3 Rpta Ejemplo 2:
¿Cuántos gramos de agua se formarán cuando se combinen 8g de Hidrógeno (H2) con 8g de oxígeno (O2)? (P.A. H = 1 O = 16) B. H2 + O2 ? H2O
Rendimiento de una reacción Se refiere a la cantidad de sustancia que obtendremos en la “Práctica” después de una reacción química. Es decir, que “Teóricamente” debemos obtener el 100 % de una determinada sustancia, pero en la práctica por diversos factores está reduce en un porcentaje de tal manera que solamente obtendremos por ejemplo el 80 %, 90 %, etc.
Entre los factores que reducen el 100 % esta la presencia de impurezas, la utilización de instrumentos obsoletos, fugas, etc. El rendimiento expresado en porcentajes será indicado en cada problema.
Ejemplo 1:
Se realiza una reacción donde 720 g de C5H12 produce 200 g de CO2 de acuerdo:
C5H12 + O2 ? CO2 + H2O Determine el porcentaje rendimiento del CO2 en de la reacción indicada
Solución: Balanceamos la reacción química:
1C5H12 + 8O2 ? 5CO2 + 6H2O
Luego tenemos:
1 mol C5H12 ? 5 mol-CO2 ? ? 72 g C5H12 ? 5 (44)g CO2 720 g C5H12 ? x X = 720 X 5 X 44 72 ? 2200gCO 2 Teóricamente obtenemos 2200 g de CO2. Entonces se tiene: g CO2 ? 100% 2200 (Teoría) x 2000 (Práctica)
X = g CO2
2000 x 100 2200 ?
?90,9% Rendimiento = 90.9% PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
1. ¿Qué masa de oxígeno se requiere para la combustión completa de 11 gramos de propano (C3H8)? C = 12) (P.A. O = 16
Solución Se escribe la reacción química y lo balanceamos: 1C3H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O ? ? 44 g ? 160 g 11 g ? X X =
Rpta. 11 x 160 44
X = 40 g de C3H8 2. Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán a partir de la descomposición térmica de 0,5 kg de clorato de potasio: 2 KClO3 ? 2 KCl + 3 O2 (P.A. K = 39; Cl = 35,5; O = 16) Rpta.
3. Un pequeño trozo de zinc reacciona completamente con 24,5 g de ácido sulfúrico de acuerdo a la siguiente reacción: Zn + H2SO4 ? ZnSO4 + H2 Cuál será el volumen en litros de gas hidrógeno medido a condiciones normales que se producirá en dicha reacción? (P.A. Zn = 65; S = 32;O = 16) Rpta.
4. Cuántos mililitros de sulfuro de carbono, CS2 de 93 % de pureza (densidad 1,26 g/mL) deben quemarse para obtener 12,8 g de SO2? 2 SO2 + CO2 C = 12; O = CS2 + 3 O2 ? (P.A. S = 32; 16)
Rpta.
5. Qué cantidad de impurezas tiene una muestra de carburo de calcio, si reaccionando 2,9 g de muestra con agua en exceso, produce 857 cm3 de acetileno a CN? (P.A. N = 14 H = 1) Rpta.
6. Para la reacción: NH3 + O2 ? NO + H2O Si reacciona 1,7 g de NH3 con 1,92 g de O2. Cuántos gramos de NO se producen y cuál es el reactivo limitante? (P. A.N = 14; H = 1; O = 16)
Rpta.
7. El Carburo de Calcio se obtiene en hornos eléctricos por interacción de la sal con el carbono a la temperatura de 2000ºC
CaO + C ? CaC2 + CO
Si a partir de 720 kg de carbono se obtuvo 1024 kg de carburo de calcio ¿Cuál es el rendimiento del proceso? C = 12 Ca = 40) (P.A.
Rpta.
I. CINÉTICA QUÍMICA Estudia la velocidad de reacción y los factores que lo modifican.
A. La Velocidad de las Reacciones: (v) Indica el cambio de concentración en la unidad de tiempo. ???x? ? t ? x ? ?x = – Para los reactantes ?x = + Para los productos
?x = Velocidad de reacción de x ??x? = Variación de concentración de x ?t = Variación del tiempo.
B. Mecanismo de la Reacción Las reacciones pueden ser sencillas, cuando se dan en una etapa o complejos cuando se dan en varias etapas. FACTORES QUE AFECTAN VELOCIDAD DE LA REACCIÓN 1. Naturaleza de LA
los Reactantes Si los reactivos son químicamente muy activos entonces proceden rápidamente. Así:
CH4 + F2 ? (Rx rápida) CH4 + I2 ? (Rx lenta) (Flúor más activo) 2. Concentración En general a mayor concentración la reacción es más rápida. La dependencia de la velocidad de la reacción con la concentración, los determina “La Ley de Acción de Masas” de Gulberg y Waage, que dice: “La velocidad de la reacción es directamente proporcional a la concentración de la masas implicadas en la Ley de Velocidad”. Es decir ? ?? ? Velocidad (?)?
Ejemplo: Para la reacción: a A + b B ? Productos
Su ley de velocidad (?) será de la siguiente forma:
? = K ?A?a ?B?b
Donde:
K: Constante específica de la velocidad. a; b: Cantidades experimentales
Además: a + b : n (orden de la reacción) a : orden respecto a A b : orden respecto a B ?A? : Concentración Molar de A ?B? : Concentración Molar de B.
Ejemplo:
¿Cuál es la expresión de velocidad para la reacción elemental siguiente?
2A + B ? C Rpta: ? = K ?A?² ?B?
Orden Global de la Reacción= 2 + 1= 3 3. Temperatura Generalmente el incremento de aumenta cuando de reacción, el número de la temperatura, la velocidad porque aumenta colisiones. Si T ? ? velocidad ? 4. Catalizador Son sustancias que con su presencia suficiente en pequeña cantidades modifican la velocidad de reacción acelerando o retardando, según sea el catalizador positivo (+) o negativo (-), en la práctica se habla de un catalizador cuando acelera la reacción e inhibidor cuando retarda A las reacciones afectadas por un catalizador se denominan reacciones de catálisis. SO2(g) + O2(g) NO(g) SO3(g) Catálisis SO2(g) + O2(g) Pt(s) SO3 (g) homogénea
Catálisis Heterogénea 5. Grado de División de los Reactivos Los sólidos finamente divididos reaccionan con más facilidad, que los sólidos en grandes trozos. + O2 lenta Madera ? ? combustión
(Calor) Virutas ? + O2 ? Combustión rápida II. (Calor)
EQUILIBRIO QUÍMICO En una reacción reversible a temperatura constante las sustancias alcanzan el equilibrio, cuando la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa. A partir del cual ya no varían las propiedades, como la concentración.
Equilibrios Químicos: gaseosas, En sustancias líquidas y sólidas a) 2NO2 ? N2O4 (Equilibrio Molecular) b) 4HCl + O2 ? 2Cl2 + 2H2O (Equilibrio molecular) c) CH3COOH+H2O?CH3COO-+H3O+ (Equilibrio Iónico) con inhibidor
sin catalizador
con catalizador AVANCE DE LA Rx Energía
d) 3Fe + 4H2O ? Fe3O4 + 4H2 (Equilibrio Molecular) e) H2O(SÓLIDO) ? H2O (vapor) (Equilibrio Físico) se La velocidad de reacción expresa en moles/s V1 = Velocidad Directa (es muy grande) V2 = Velocidad Inversa (es muy pequeña)
Al cabo de cierto tiempo las dos velocidades tienden a igualarse cuando han alcanzado el “Equilibrio Químico”, se representa por: cC + dD V2 aA + bB ? V1 PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Si en sistema químico en equilibrio se somete a cualquier causa exterior perturbadora, el equilibrio reacciona en el sentido que se contrarresta la acción producida entre las causas exteriores se encuentran la presión, temperatura y concentración. De acuerdo al principio de Le Chatelier varían las velocidades en ambos sentidos, el equilibrio nuevamente.
1. EFECTO DE LA PRESIÓN Al aumentar la presión de un sistema en equilibrio, entonces el sistema se desplazará en el sentido en que disminuya la presión (o aumente el volumen), es decir en sentido en que se formen menos moléculas (ºT. Const.)
Ejemplo: 1 N2 + 3H2 se produce 4 moléculas ? 2NH3 se produce 2 moléculas se Al aumentar desplaza la presión El sistema
hacia la derecha produciendo más NH3 que en el equilibrio anterior.
2. EFECTO DE LA TEMPERATURA Al aumentar la temperatura en un sistema en equilibrio, entonces el sistema se desplaza en aquel sentido donde la reacción es endotérmica. Sabemos que una reacción química puede ser exotérmica o endotérmica, por consiguiente si es reversible un sentido será exotérmico y el otro será endotérmico. Ejemplo:
1 N2 + 3H2 ? 2NH3 ?H = – 22kcal Exotérmico: N2 + 3H2 ? 2NH3 Endotérmico: N2 + 3H2 ? 2NH3 Al aumentar desplaza la temperatura El sistema se
hacia la izquierda produciendo más N2 e H2 del equilibrio anterior. Donde: T1 < T2 ? Kc1 > Kc2 3. EFECTO DE LA equilibrio es transitorio, CONCENTRACIÓN porque el sistema restableceSi aumentamos la concentración de uno de los componentes del sistema en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza en aquel sentido (opuesto) donde se consuma ese exceso de concentración introducido.
?C??D?? K ?NH3?2 ?N2??H2?3 ?p ? p ?p ? Ejemplo
Si aumentamos la ? H2 ? en: 1 N2 + 3H2 ? 2NH3 Entonces más moléculas de N2 e H2 reaccionan produciendo mayor número de moléculas de NH3
1 N2 + 3H2 ? 2NH3 El sistema se Aumento de la desplaza concentración del N2 hacia la derecha produciendo más NH3 que el equilibrio anterior
Según la ley de Masas: “Acción de masas de Gulberg y Waage”: “La velocidad de una reacción química es directamente proporcional al producto de las masas activas de las sustancias reaccionantes” las
dD Es posible expresar velocidades V1 y V2 por: V1 aA + bB ? cC + V2 V1 = K1?A? ?B? ; y V2 = K2?C? ?D? Donde: ?A?, ?B?, ?C? y ?D? son las concentraciones molares de A, B, c y D respectivamente. K1 y K2 = Constante de Proporcionalidad En el equilibrio, velocidades V1 y V2 las son iguales: V1 K1?A? ?B? = V2 = K2?C? ?D? 1
2 ?A??B? K ? Kc Kc = Cte de equilibrio Donde: a b c d pCxpD pAxpB ?C?c?D?d ?A?a?B?b K p ? Kc ? Kc = Constante de equilibrio Kp = constante en función de las presiones parciales ? ? = Molaridad de A, B, C o D p = presión parcial de A, B C o D
Kc y Kp dependen de la temperatura
Ejemplo: 2NH3(g)
2 NH3 3 N2 H2 N2(g) + 3H2(g) ?
Kc ? Kc ? Observación: Los sólidos y líquidos puros no se consideran en las constantes de equilibrio.
Ejemplo:
2KClO3(S)? 2KCl(S) + 3O2(g) Kc = ?O2?3 y Kp = (PO2)3 RELACIÓN ENTRE Kp Y Kc:
Sea la reacción:
R = 0.082 aA + bB ? cC + dD Tenemos la relación entre Kp y Kc:
Kp = Kc (RT)?n R = Constante universal de los gases ideales. T = temperatura absoluta en K ?n = (c + d) – (a + b)
Ejemplo: 1N2(g) + 3H2(g) ? 2NH3(g) Si Kc = 4, T = 27 ºC, Hallar Kp
Solución:
Atm x? mol x k ?n = 2 – 4 = – 2 Luego: Kp = 4(0,082 x 273)-2 kp = 7,98 x 10-3 III.
1. TEORÍAS DE ÁCIDO Y BASE
Teoría de Arrhenius (1880) Svante Arrhenius desarrolló una teoría que identificaba a un ácido y una base en soluciones acuosas. Indicaba:
a. Acido Es aquella sustancia que posee átomos de hidrógeno y que una solución acuosa se disocia en Iones “H+” HCl(ac) Ejemplos: ? H+(ac) + Cl-(ac) H2SO4(ac) ? 2H+(ac) + SO42- (ac) b. Base Es aquella sustancia que posee grupos oxidrilos y que en solución acuosa los disocia en “OH-”
Ejemplos: NaOH(ac) ? Na+(ac) + OH-(ac) ? Ca2+(ac) + 2 OH- Ca (OH)2(ac) (ac) 2. TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY (1920) El Danés J.N.J Brönsted y el Inglés T.M. Lowry desarrollaron casi simultáneamente una teoría para identificar un ácido, pero considere que el protón al cuál nos referimos será representado por “H+” dona protones a. Ácido Sustancia que (H+)
b. Base Sustancia que acepta protones (H+) Ejemplo: 1. Acido Base Base Acido
HCl + H2O ? Cl- + H3O+ 2. NH3 + H2O ? NH4+ + OH-
Base Acido Acido Base CONJUGADA
Par Conjugado: CONJUGADA
BH3 que se Sustancias conjugadas diferencian en H+ Ejemplo: actuar De (1) : HCl y Cl– De (2) : NH3 y NH4+
Anfótero Sustancia que puede como ácido o base. Ejemplo: H2O, HCO3-, HS- 3. De acuerdo a esta teoría indicar el par conjugado Acido – Base CH3COOH + H2O ? CH3 COO- + H3O+
Base conjugada: ………………….. Area conjugada: …………………..
3. TEORÍA DE LEWIS (1923) Es una teoría que se basa en la estructura electrónica. Esta teoría involucra la formación de un enlace covalente.
a. Ácido Es aquella sustancia que puede aceptar un par de electrones. H x ? B x H x H b. Base Sustancias que pueden donar un par de electrones
Ejemplo: H x N x H (Amoniaco) INDICE DE DE Sörensen estableció una expresión matemática que nos indica el grado de acidez de toda solución, llamado “pH”. El potencial de concentración ?H+? se se pueden dar para:
a. Acidos:
pH = – log ?H3O+?
o
pH = – log ?H+?
Y su concentración determina:
?H+? = 10-pH log
log 5
3 Recordamos: log 10 = 1 = 0,70 log 2 = 0,30 = 0,47 Ejemplo: Si el pH de una solución de HCl es igual a 1. Hallar la concentración de H+.
Solución: Para el HCl PH = 1 Entonces ?H+? = 10-1 Ejemplo:
Orbital vacío para (Borano) aceptar electrone s NH3 Par de electron x es para H donar IV. POTENCIAL HIDRÓGENO O HIDRÓGENO (pH)
? ?H+? = 0,1 mol/? b. Bases: pOH = – log ?OH-? ?OH-? = Concentración de Iones OH- La concentración de los iones OH- se determina: ?OH-? = 10-pOH Ejemplo: Sol NaOH ? pOH = 1
?OH-? = 10-1 ?OH-? = 0,1 mol/l Relación entre el pH y POH:
La autodisociación del agua: H2O ? H+ + OH- El equilibrio iónico: KW = ?H+? ?OH-? = 10-14 Aplicamos log: Log ?H+? ?OH-? = log 10-14 Log ?H+? + log ?OH-? = -14 (-log ?H+? ) + (-log ?OH-?) = 14
? pH + pOH = 14
En una solución Neutra ?H+? = 10-7 ? log ?H+?=log 10-7 = 7 ? pH = 7 y pOH = 7 En una solución Acida ?H+? > 10-7 ? log ?H+? > 10-7 pH< 7 y pOH > ? 7 Escala de pH
PH NEUTRO ? 0 ACIDO 7 BASE 14 7 14 0 1.
a) b) c) d) pOH
PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
Para la reacción sencilla: A + 2B ? 2C
La expresión de la velocidad de reacción y el orden de la reacción son respectivamente:
V = K ?A? ?B?; n = 2 V = K ?A? ?B?²; n = 3 V = K ?A? ?2B?; n = 2 V = K ?C?² ?A??B?²; n = 5 e) V = K ?A? ?B?² ?C?²; n = 5 Solución:
A + 2B ? 2C
De los reactantes aplicamos la Ley de Gulberg – Waage:
V = K ?A?1?B?² (Expresión de la velocidad de Rx) Donde:
n = 1 + 2 = 3 Es de 3º orden
Rpta. b 2. La constante de equilibrio para la reacción CO + H2O ? CO2 + H2
Es 4 a una temperatura dada. Calcular la concentración de H2, si el sistema está conformado por 2 M de CO y 2 M de H2O c) 1,7 a) 0,7 d) 2,3 b) 1,3 e) 1,4 Solución: De la reacción reversible:
CO + H2O ? CO2 + H2
Aplicando: CO + H2O ? CO2 + H2 2 mol = 0 Moles I: 2 mol 0 x x = X Moles rxna: X Moles eq.: (2-x) (2-x) = X X Kc = 4
Luego: x2 (2 ? x)2 4 ? Aplicamos y sacamos raíz cuadrada en ambos miembros: x (2? x) 2 ? 4 – 2 x = x x = 4/3 = 1,3
X = 1,3 Rpta. b 3. Se tiene una solución preparada con 40 ml de Na OH 0,2 M y 60 ml de HCl 0,15 M ¿Cuál es el pH y pOH de la solución? a) 2 y 12 b) 12 y 2 c) 1 y 13 d) 3 y 11 e) 4 y 10
Solución: Aplicamos neutralización: NB . VB = NA . VA (Base) (Acido) Donde: 0,2N x 40 ml = 0,15 N x 60 ml NB = MB y NA = MA
0,2N x 0.040? = 0,15 N x 0,060?
0,2 Eq/? x 0,040? = 0,15 Eq/? x
0,060? 0,008 Eq(B) = 0,009Eq(A) Exceso Nº Eq (A) – Nº Eq(B) = ? ? (Acido) 0,009Eq – 0,008 Eq = 0,001 Eq Vsol = 40 ml + 60 ml = 100 ml = 0,1 ?
Donde:
N = 0,001 Eq/0,1? = 0,01N MA = Na = 0,01M ? (Acido) pH = -log 10-2 = 2 pOH = 12
Rpta. a 4. ¿En cuántas veces se incrementará la velocidad de reacción? 2NO(g) + O2(g) ? 2NO2(g)
Si el volumen del recipiente en el cual se realiza dicha reacción disminuye 3 veces? Rpta. 5. En la reacción de disociación:
A + B ? C Si inicialmente se colocan 2 moles de N2O4 en un recipiente de 1 litro, diga cual será el grado de disociación si la constante de equilibrio Kc a esa temperatura es 4,66 x 10-3. Rpta. 6. A 1400 K el valor de Kc para la reacción: 2 HBr(g) ? H2(g) + Br2(g)
es 1,5 x 10-5. Calcule la concentración de equilibrio del H2 en un recipiente de 0,5 litros en el cual se han colocado 0,118 moles de HBr a 1400 K
Rpta. 7. En la siguiente reacción: N2O3 + O2 ? N2O5 + calor Hacia donde se desplaza el equilibrio al:
a) Aumentar la presión b) Disminuye la temperatura c) Se extrae N2O3 8. d) Aumenta el volumen
Cuál es el pH de una solución 0,01 M de HCl.
9. Según Arrhenius, cuál de los siguientes conjuntos de sustancias, no es 10. considerado ácidos
a) HCl, HNO3, HCOOH b) H2SO4, NH3, HCl c) H2Se, HCl, CH3COOH d) H2SO4, HClO4, H3PO4 e) CH3COOH, HI, H2S
Rpta. Calcular el pH de una solución que contiene 0,56 g de KOH, en un volumen de 250 ml de solución H = 1, O = (P.A. K = 39, 16)
Rpta.
I. OBJETIVO El objeto de la electroquímica es estudiar las reacciones químicas producidos por efecto de la corriente eléctrica (electrólisis). Y la producción de energía eléctrica mediante transformaciones químicas llamadas comúnmente galvánicas o pilas.
II. ELECTRÓLISIS Es la descomposición de los electrólitos por acción de la corriente eléctrica, proceso que consiste en la deposición o liberación de materia en los electrodos.
ELEMENTOS EN LA ELECTRÓLISIS Los elementos necesarios en la electrólisis son los siguientes: 1.
2. Fuente Eléctrica Son dispositivos que generan corriente eléctrica continua, que usualmente proviene de la transformación ce corriente alterna de 220V o 110V rectificándolo a 6,12V en corriente continua.
Celdas Electrolíticas Es el recipiente que contiene al electrólito y es en donde se produce la electrólisis. Las cubas electrólíticas varían mucho con la naturaleza de los electrólitos y de la temperatura empleada. Para su construcción debe resistir al ataque de las 3. soluciones ácidas o alcalis. Generalmente son de acero revestido por P.V.C.
Electrolito Son sustancias químicas que en disolución o fundidas se disocian en iones. Dependiendo la cantidad de iones de su concentración y de la temperatura. Por la naturaleza química del soluto existen electrólitos fuertes y débiles.
Electrólito Débil Son aquellas sustancias químicas en donde la disociación no es completa. Estableciendo un equilibrio entre los moles no disociados y los iones. Ejemplos de Electrólitos son: los Acidos, Bases, Débiles, Sales de Estructura Covalente, el Agua.
Electrólito Fuerte Son sustancias químicas que se disocian por completo en iones por ejemplo. Las Sales Ionicas, Acidos y Bases Fuertes. 4. Electrodos Los electrodos son conductores metálicos que están en contacto con la fuente eléctrica e
ELEMENTOS DE CALEFACCIÓN inmersos en el electrólito, los electrodos pueden ser:
Electrodo Inerte: Un electrodo es inerte cuando su única función es conducir la corriente eléctrica.
Electrodo Soluble o Reactivo Estos electrodos además de conducir la corriente eléctrica participan en el proceso. Generalmente sufren una oxidación. * Por su carga eléctrica los electrodos son: realiza mediante calentadores eléctricos por inmersión que constan esencialmente de una resistencia electriza aislada, introducida dentro de un tubo de acero revestido con material antióxidante.
EN EL ANODO Los iones negativos o aniones se dirigen al polo positivo o ánodo, al que ceden los electrones generándose una semireacción de oxidación. En la figura se ilustra el proceso: ?A) Reacción anódica: n(Am- + me- ?B)
Reacción: mn+A + nBm- ?mA+nB LEYES DE FARADAY Cuando se hace pasar corriente eléctrica a través de una solución electrolítica se produce un desplazamiento de materia hacia los electrodos una deposición o desprendimiento progresivo de parte de la sustancia que forma el electrólito. Las leyes de Faraday suministra la herramienta matemática para estudiar cuantitativamente los fenómenos. CÁTODO: Es el electrodo que lleva electrones de la fuente a la disolución ÁNODO: Es el electrodo que acepta electrones de la solución electrolítica y en electrolítica y en donde ocurre una donde ocurre una oxidación su carga reacción de es positiva. reducción su carga es negativa. La mayoría de las celdas electrolíticas necesitan una ligera calefacción, debido a la elevada concentración necesitan un calentamiento para aumentar la conductibilidad y la solubilidad, de los electrólitos. La calefacción de los baños generalmente se –
– –
– –
– –
– +
+ +
+ +
+ +
+ – – – + + + + – Fuente C.D.
Reacción Catódica: m(An+ + ne- A N O D O C A T O D O Bm- ANION An+ CATION
+ – – A PRIMERA LEY La masa depositada o liberada de una sustancia en un electrólito es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la solución. 1Eq ? g.q 96 500 m ? ? m = 1Eq- m= K.q Eq.q 1Eq ? g. I.t 96 500 m ? m: masa depositada o liberada (g) q : carga eléctrica (c) Eq-g: equivalente gramo de la sustancia depositada o liberada EqEq: equivalente electroquímico I: intensidad (A) t : Tiempo (s)
SEGUNDA LEY Cuando una misma intensidad de corriente fluye por dos o más celdas electrolíticas, la masa depositada o liberada es proporcional a su peso equivalente. mC P.Eq(C) mB P.Eq(B) mA P.Eq(A) ? ? mA, mB, mC: masa depositadas o liberadas en los electrodos. NUMERO DE FARADAY Es la cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberara equivalente gramo (Eq-g) de una sustancia química. 1F = 96490 ? 96500 C EQUIVALENTE GRAMO (EQ-G) Un equivalente es la cantidad de sustancia que se deposita o libera en un electrodo debido al paso de 1 coulumb. Eq . Eq(A) = Eq ?g ( A ) 96500C III. CELDAS GALVÁNICAS Son dispositivos en que a partir de una reacción redóx, se obtiene energía eléctrica, proceso que consiste en la inversión de la electrólisis.
ESTRUCTURAS DE LAS CELDAS GALVÁNICAS ÁNODO: n(A – me ? Am+) CATODO: m(Bn+ + ne? B) CELDA: nA + mBn+ ? nAm+ + mB – + Fuente + + – + + + — B – + + + — C – A N O D O C A T O D O An+ Bn- + –
NOTACIÓN DE LAS CELDAS GALVÁNICAS Para representar las pilas Galvánicas se utiliza la siguiente notación:
A?AM+??BN+?B
A?AM+: Anodo de la pila que se ubica a la izquierda en donde ocurre la oxidación. ??: Separación de las hemiceldas (Puente salino) BN+?B: Cátodo que se ubica a la derecha en donde ocurre la reducción.
Puente Salino: El puente salino es por lo general un tubo en U invertido lleno de una solución inerte de cloruro de Sodio o de Potasio. El Puente Salino, es un conductor electrolítico que permite que cationes y aniones se muevan de una celda a otra para mantener la neutralidad eléctrica.
FUERZA ELECTROMOTRIZ NORMAL DE UNA CELDA GALVÁNICA (f.e.m.) En una celda galvánica el ánodo presenta al electrodo de mayor potencial normal de la celda, constituida por cualquier par de electrodos se desarrolla las semireacciones en cada electrodo y se suman los de oxidación con los signos adecuados:
EºCELDA = EºOPXIDACIÓN + EºREDUCCIÓN EºCELDA = EºANODO + EºCATODO EºCELDA = EºOPXIDACIÓN + EºOXIDACIÓN
ECUACIÓN DE NERNST A fines del siglo XIX H.W. Nernst un químico alemán encontró que el potencial de una celda no sólo está en función del electrodo y del electrólito, sino también de su concentración y temperatura para obtener el voltaje de una celda galvánica en condiciones diferentes a las normales, se utilizará la ecuación de Nernst. ( Concentración de los productos) (Concentración de los reactantes) RT nF ? Ln E ? Donde: E : Potencial o Voltaje de la Celda (f.e.m.) Eº : Potencial normal del par dado. R: Constante universal de los gases 8,313 J/mol-g T: Temperatura absoluta ºK F: Número de Faraday 96500 C/Eq-g n: Número de electrones que se pierde o gana Ln: Logaritmo Neperiano.
Sustituyendo los valores numéricos de las constantes y pasando de logaritmos naturales a decimales, obtendremos: Productos Reactantes Log 1,98 x 10?4 T n E ? Eº?
Si además se introduce la temperatura normal de 25ºC la ecuación de Nernst queda de la siguiente forma: Productos Reactantes Log 0,0592 n E ? Eº? CELDA DE CONCENTRACIÓN Una celda de concentración son aquellas que generan corriente eléctrica a causa de la diferencia de concentraciones del electrólito en ambas Hemiceldas. El voltaje de esta celda se puede calcular por la ecuación de Nernst. Zn(s) ?Zn2+ (0,1M? ?Zn2+ (1M)?Znº(s)
Zn?2+ (0,01M)?Zn2+ (1M?Zn
Ecuación de Nernst ( Concentración de productos) (Concentración Reactantes) Log. 0,059 n E ? ? PILAS En un sistema que permite obtener corriente eléctrica a partir de una reacción redox.
CLASES DE PILAS: PILAS PRIMARIAS O VOLTAICAS Son aquellas que tienen un duración limitación; estas tienen duración hasta que se agoten los iones de la solución o uno de los electrodos. PILA SECA;
Tienen en la parte intermedia una barra de grafito (c) cubierta por una mezcla acuosa de cloruro de armonio, dióxido de manganeso y carbón. La oxidación ocurre en la envoltura de cine (Zn) (Anodo) y la reducción ocurre sobre el grafito (Cátodo).
OXIDACIÓN: Zn ? Zn+++ 2e REDUCCIÓN: 2e + 2NH4+ 2MnO2 ? 2HMnO2 + 2NH3 PILAS SECUNDARIAS O ACUMULADORES Son aquellas que se pueden cargar (suministrar energía) y así producir una reacción química, formándose nuevas sustancias; después estas reaccionarán entre sí generando electricidad.
Ejm: Batería + – Zn2+ (1M) SO42-
CATODO (Zn) SO42- Zn2+(0,001M)
ANODO (Zn) – MnO2 + NH4 Cl + C
Zn
CARTÓN POR CADA Eq-g de Zn se consume 1 mol de MnO2
+ BADRRA DE GRAFITO
2H+ 2 e Fe3+ + 1e Pb + 4e En la descarga, la oxidación ocurre en el ánodo: Pb ? Pb+2 + 2e Y la reducción en el cátodo Pb+4O2 + 2e ? Pb+2 La reacción total es: 2H2SO4+Pb+4O2+PbO?2Pb+2SO4+2H2O en el ánodo
en el cátodo
Descarga Carga
POTENCIALES ELECTROQUÍMICOS NORMALES
CONCENTRACIONES IÓNICAS 1M EN AGUA A 25ºC Nº SEMI REACCIÓN POTENCIAL (V) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Li K Ca Na Al Zn Cr Fe Cd Ni Sn Pb Li + 1e K++ 1e Na+ + 3e Al3+ + 3e Zn2+ + 2e Cr3++3e Fe2+ + 2e Cd2++ 2e Ni2++ 2e Sn2++2e 4+ +3.02 +2.925 Ca²++ 2 e +2.87 +2.714 +1.66 +0.76 +0.74 +0.44 +0.40 +0.25 +0.14 +0.13 13 14 15 16 17 18 19 20 H2O Cu Fe2+ Ag 2Br 2Cl Au 2F Ag+ + 1e Au3++ 3e F2 + 2e 0 Cu²+ + 2e -0.34 -0.771 -0.799 Br2º + 2e -1.065 Cl2º + 2e -1.359 -1.5 -2.87 1. PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
¿Qué intensidad de corriente (amperios) necesitamos para depositar 90g de aluminio en 5 horas?
(P.A. Al = 27) a) 27,0 b) 36,4 c) 48,7 e) 60,8 d) 53,6
Resolución Aplicamos la 1º ley de Faraday . I .t Eq?g(Me) 96500 m?Me? ? Luego: I ? m(me).96500 Eq?g(Me).t Reemplazando:
I = 90g.96500 A . S 27 3600S g.5. 3 1H I = 53,6 Rpta. d 2. Si en el cátodo de una celda que contiene CuCl2 se han depositado 6,35g de metal durante 1930 segundos ¿Qué corriente se utilizó en amperios? (P.A. Cu = 63,5 Cl = 35,5) a) 50A b) 5A c) 25A d) 2,5A e) 10A Resolución
Reacción Catódica: CuCl2 ? Cu²+ + 2Cl- Eq–g(Cu) = g 63,5 2 Eq – g(Cu) = Equivalente gramo del cobre.
Aplicamos: I = m(Me) .96500A . S Eq ? g(Me) .t Reemplazamos: I = 6,35 . 96500 A . S 63,5 g .1930S 2 I = 10A Rpta. e 3. Determinar el potencial de la siguiente pila: Mg/Mg²+, 1M//Ag+, 1M//Ag 2,34V; (EºMg/Mg2+ = EºAg/Ag+ = -0,80V) e) a) +1,54V b) +3,14V c) +3,94V d) 0,74V 0,37V
Resolución
Aplicamos celdas galvánicas:
Mg/Mg²+, 1M//Ag+, 1M//Ag Luego: Ordenando las Semiceldas Mgº – 2e ? Mg2+ Eº = + 2,34V
2Ag+ + 2e ? 2Agº Eº = + 0,80V (Se ha invertido semireacción y se cambia la el por (+) en el signo (-) potencial) Finalmente:
EºCELDA = EºOXID + Eº RED. Reemplazamos: EºCELDA = 2,34V + 0,80V EºCELDA = + 3,14V 4. Rpta. b
¿Cuántos gramos de cobre metálico se puede formar al pasar una corriente de 9,65 amperios a través de una solución de CuSO4 durante 1 hora
(P.A. Cu = 63,5)?
a) 2,0g b) 0,968g c) 11,43g d) 20,0g e) 11,43g 5. Las celdas electrolíticas están conectadas en serie, una de ellas contiene una solución de CuSO4 y la otra AgNO3 ¿Cuántos gramos de plata se depositan en el mismo tiempo que se deposita 6,35g de cobre?
(P.A. Ag = 108 Cu = 63,5) a) 12g c) 18,6g b) 10,6g d) 21,6g e) 30g 6. para la Encontrar el f.e.m. la reacción de siguiente pila: 2Ag+ + Znº ? + Zn++ + 2Agº Znº/Zn++ Eº = 0,76V Agº/Ag+
a) 0,80V c) 1,56V Eº = -0,80V
b) 0,76V d) –0,80V e) -1,56V 7. Se considera una celda galvánica formada por una lámina de zinc sumergida en una solución de ZnSO4 de 1M y una lámina de plata sumergida en una solución de AgNO3 1M. El cable conductor y el puente salino completando el circuito. Indicar la proposición incorrecta.
Datos: Zn+2 : Znº ? 0.76v Ag+ ? Agº Eº
Eº : 0,8v la a) El potencial de celda es el 1,56v b) El electrodo de Zn es el ánodo
c) En el lado de electrodo de plata se produce la oxidación. d) El cátodo incrementa su masa y el ánodo disminuye. e) Los electrodos fluyen del electrodo de Zn al electrodo de plata. 9. ¿Cuál es el potencial normal de la reacción? Zn(s) + Cl2(g) ? Zn2+ + 2Cl-
Zn/Zn2+ Eº = 0,76v Cl-/Cl2 Eº = -1,36v a) 2,12 b) 1,36 c) 0,6 d) 0,7 e) 0,4 10. Según la tabla de potenciales es estándar : Fe3+ ? Fe2+ 0,71v
F2 ? F- Eº
Eº : 2,85v ¿Cuál de las afirmaciones es correcta?
| Página siguiente |