d1 y d2 = Densidad de los gases moleculares de M1 y M2= pesos los gases Humedad Relativa (HR) Es el porcentaje de saturación del vapor de agua en un determinado ambiente. HR = x 100 PvH2O PvH2O ºC HR = Humedad relativa PvH2O = presión de vapor de agua PvH2OºC = Presión de saturación de vapor de agua a una determinada temperatura.
GASES RECOGIDOS SOBRE AGUA:
P.G.H. = P.G.S. + PV H2O
P.G.H = Presión de gas húmedo P.G.S. = Presión de gas seco PV H2O = Presión de vapor de agua. PVAPOR DE H2O = HR 100 x PVH2OºC Donde:
HR = Humedad relativa PVH2OºC = Presión de saturación de agua. PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS 1. La Ley de Boyle – Mariotte es un proceso ………………… mientras que la ley de Gay Lussac es un proceso …………… f) g) h) i) j) Isobárico – Isocórico Isotérmico – Isocórico Isobárico – Isocórico Isocórico – Isotérmico Isotérmico – Isobárico Resolución: Según la teoría de gases ideales la Ley de Boyle – Mariotte es un “Proceso Isotérmico” y la Ley de Gay Lussac es un “Proceso Isocórico”.
Rpta. b 2. Cierto gas se encuentra a la presión de 5 atmósferas. ¿Hasta qué presión debe comprimirse, manteniendo constante la temperatura, para producir su volumen a la mitad?
a) 1 atm. b) 1,5 atm c) 5 atm d) 2 atm e) 10 atm
Resolución: Datos:
? 2 2 ? 2 ?CH4 = 6,023 x 1023 Condiciones Condiciones Iniciales Finales: P1 = 5 atm T1 = T V1 = V P2 = x T2 = T V2 = V/2 un proceso Como es isotérmico T = constante P P 1 V 1 V2 Reemplazando V V/2 P2 5atm ? P2 = 2 x 5 = 10 atm 3. Rpta. e
Un sistema gaseoso se encuentra a una temperatura de 27ºC, si su volumen aumenta un 50% y su presión disminuye en 20%. Determinar su temperatura final. a) 480 k b) 360 k c) 400 k d) 500 k e) 200 k Resolución Datos: Cond. (1): Cond. (2): T1 = 27º C T1 = 27+273=300 K V1 = V T2
V2 V2 = X
= V + 0,5 V = 1,5V P1 = P P2 P2 = = P – 0,2 P 0,8 P Aplicamos: P .V T2 P 1.V 1 T 1 Reemplazamos datos:
P2.V2.T 1 T2 = P 1.V 1 T2 = 0,8 P x 1,5V x 300 K P x V T2 = 360K Rpta. b 4. Se tiene una mezcla gaseosa conformada por 6,023 1024 moléculas de metano (CH4); 448 litros de Etano (C2H6) a C.N. y 440 g de Propano (C3H8). Si la presión de la mezcla es 12. Determinar la presión parcial del propano en atmósferas. (P.A. C = 12 H = 1) a) 3 atm b) 2 atm c) 6 atm d) 4 atm e) 8 atm Resolución: Para mezcla de gases: 6,023 x 1024 moléculas moléculas mol ?CH4 = 10 moles ?C2H6 = ? 20 moles 448? 22,41?/mol
?C3H8 = 440g 44g/mol ?10 moles MC3H8 ? 44g/mol
Luego: ?mezcla = ?CH4 + ?C2H6 + ?C3H8 ?mezcla = 10+20+10 = 40 moles Fracción molar = fm Fm = 1 4 10 40 ? ? ?C 3 H 8 ?t Finalmente:
PC3H8 = fmC3H8 fmC3H8 x PT PC3H8 = 1 4 x 12 atm = 3 atm 5. PC3H8 = 3 atm
Rpta. a
si la densidad de un gas es 4,47 g/L a condiciones normales. Hallar su peso b) 200 d) 44,8 molecular. a) 100 c) 22,4 e) 11,2 6. Qué volumen ocuparán 4 g de hidrógeno gaseoso a condiciones normales de presión y temperatura
a) 5,6 L b) 1,12 L c) 5,9 L d) 22,4 L e) 44,8 L 7. Qué presión en atmósferas ejerce una mezcla formada por 48 g de oxígeno gaseoso con8 g de helio contenidos en un recipiente de 70 L a 225 °C? a) 2,9 b) 2,0 c) 2,5 d) 3,5 e) 2,7 8. Determinar el peso molecular de una mezcla de SO2, CO2 y NH3 que están en una relación molar de 1, 3 y 4 respectivamente. b) 32,42 d) 27 a) 28,96 c) 30,15 e) 20,96 9. Qué volumen en litros ocuparán 300 g de oxígeno cuando se les recoge sobre agua a la temperatura de 20 ° c y a 735 torr de presión PvH2O = 17,5 torr a 20 °C a) 198 b) 239 c) 389 d) 347 e) 489 10. Qué tiempo se demora en difundirse 1 mL de O2, si 1 mL se demora 4 s, a las mismas condiciones de presión y temperatura? a) 4 s b) 8 s c) 12 s d) 16 s e) 10 s
SOLUCIONES Son mezclas o dispersiones homogéneas entre sólidos, líquidos y gases. Una solución está compuesta por dos componentes, las cuales son: “SOLUTO” y “SOLVENTE”. Fig. 2 NaCl: soluto (Sto) NaCl + H2O H2O:solvente(Ste) Solución de Na Cl) Solución (Sol).
Soluto: Es el que se disuelve e interviene en menor cantidad, pudiendo ser sólido, líquido y gaseoso. Solvente: Es el que disuelve al soluto e interviene en mayor cantidad pudiendo ser sólido, líquido y gaseoso.
CLASES DE SOLUCIONES I. AL ESTADO DE ACUERDO FÍSICO Las soluciones pueden ser: Sólidas, líquidas y gaseosas, cabe señalar que el estado de la solución, no está determinado por el estado de sus componentes, sino por el solvente. Ejemplo: Sol Gaseosa Sol Líquida Sol Sólida Aire Alcohol 70 º Acero II. DE ACUERDO A LA CONCENTRACIÓN DEL SOLUTO
2.1 Físicas
a. Soluciones Diluídas Que contiene poco soluto en relación a la cantidad del solvente.
Ejemplo: 0,4 g de NaOH en 100 mL de H2O b. Soluciones Concentradas Que contiene mucho soluto con relación a la cantidad del solvente. al 98 % en Ejemplo: Acido sulfúrico peso. c. Soluciones Saturadas Es la que contiene disuelta la máxima cantidad posible de soluto a una temperatura dada.
Ejemplo: 5 g de azúcar en 100 mL de H2O
d. Soluciones sobresaturadas Es aquella que contiene disuelto un peso mayor que el indicado por su solubilidad a una temperatura dada, constituyen un sistema inestable. Ejemplo: Na Cl
H2O
Fig. 1
%Msto = Msto %Vsto ? Vsto Ejemplo: 50 g de azúcar en 250 mL de H2O (Jarabe) 2.2 Químicas a. Soluciones Acidas: Son aquellas que presentan mayor proporción de Iones “H+” que los iones “OH-” Ejemplo: Solución acuosa de HCl b. Soluciones Básicas: Son aquellas que presentan mayor proporción de iones “OH-” que los iones “H+” Ejemplo: Solución acuosa de NaOH c. Soluciones Neutras: Son aquellas que presentan las de los mismas proporciones iones “H+” y “OH-” Ejemplo: Solución acuosa de NaCl
SOLUBILIDAD (S) Es la cantidad máxima del soluto que se solubiliza en 100 g de solvente a una temperatura dada: masa (Soluto ) 100g H2O S? SOLUCIONES VALORADAS Son aquellas soluciones de concentración conocida. CONCENTRACIÓN Es la cantidad de soluto disuelto por unidad de masa o volumen de solución. La concentración de una solución valorada se puede expresar en: DE A.
A.1 UNIDADES FÍSICAS CONCENTRACIÓN Porcentaje en masa (%M) x100 Msol
Msoluto : masa del soluto Msolución: masa de la solución
%Msto = Porcentaje en masa del soluto A.2 Porcentaje en Volumen
x100 Vsol %Vsto = porcentaje en volumen del soluto Vsto = volumen del soluto Vsol = volumen de la solución. en A.3 Masa del Soluto Volumen de Solución C = Msto C = Vsol
concentración de la solución (g/ml, g/?, mg/?, etc.) Msto: masa del soluto Vsol: volumen de la solución Cuando la expresión se expresa en mg/? se denomina como “Partes por millón” (p.p.m.). 1 p.p.m. = 1 miligramo (soluto) 1litro(solución) B. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN B.1 Molaridad (M)
Es el número de moles del soluto disuelto en un litro de solución. M = nsto Vsol(L) = msto(g) MstoVsol(L) M = molaridad (mol/?) nsto = Número de moles del soluto Vsol = Volumen de la solución en litros. msto = masa del soluto en gramos M sto = masa molar del soluto B.2 Normalidad (N) Es el número de equivalentes de soluto disuelto en un litro de solución. N = N º Eq ?gsto Vsol(L) = msto P.Esto ?Vsol(L) Nº Eq-gsto = número de equivalente gramos del soluto Vsol = volumen de la solución en litros msto = masa del soluto en gramos P.E.sto = Peso equivalente del soluto Peso equivalente de algunas funciones:
P.E. = M ? M = Masa molar Ejemplos: 1. Acido Sulfúrico (H2SO4) M = 98 ? = 2 P.E. = 98 2 ? 49 2. Hidróxido de sodio (NaOH) M = 40 ? = 1 P.E. = 40 1 ? 40 +1 de sodio 3. Carbonato (Na2CO3) M = 106 ? = 2 P.E. 106 2 ?53 RELACIÓN ENTRE “N” Y “M” N = M x ? Observación Si se conoce la densidad y el % en masa % Msto, la molaridad se obtiene: M = % Msto x Dsol x 10 Msto B.3 Molalidad (m): Es el número de moles por masa de solvente en kilogramos. m = ?sto mste(kg) = msto M sto ?mste(kg)
?1 ?sto = Nº de moles del soluto mste = masa del solvente en kg msto = masa del soluto en gramos M sto = masa molar del soluto
B.4 Fracción molar (fm) Es la fracción de moles de soluto en relación a las moles totales. fmsto = ?sto ?totales manera para el de igual solvente fmste = ?ste ?totales DILUCIÓN DE UNA SOLUCIÓN
Consiste en preparar soluciones de menor concentración a partir de soluciones concentradas añadiendo agua; en la cual el número de moles permanece constante. Sean: Solución inicial Solución final
M1 = V1 M2 = ?2 V2 ?2 = M2 . V2 Luego:
?1 = M1 . V1 y
Pero se sabe que: ?1 = ?2
Por lo tanto: M1 . V1 = M2 . V2
ó también
N1 . V1 = N2 . V2
Ejemplo: ¿Qué volumen de agua en litros debe agregarse a 3 litros de HNO3 6M, para obtener una solución 4M? Solución Datos: Inicio: M1 = 6 V1 = 3 L
Dilución: M2 = 4 V2 = 3 + Vagua
En la ecuación de dilución: M1 . V1
6 . 3 = = M2 . V2
4 . (3 + Vagua) Vagua = 1.5 litros MEZCLA DE SOLUCIONES DEL MISMO SOLUTO
Son mezclas de dos o más soluciones de igual o diferente concentraciones de un mismo soluto. Sol. Nacl C2 V2 Sol. Nacl C1 V1 Sol. Nacl C3 V3
Donde: C1, C2 y C3 = molaridad o normalidad V1, V2 y V3 = volumenes (ml,?)
Luego: ?sol(1) + ?sol(2) = ?sol(3) ? ? ? M1.V1 + M2.V2 = M3.V3 También puede ser: ?Eq-g(1) + ?Eq-g(2) = ?Eq- g(3) ? ? ? N1.V1 + N2.V2 = N3.V3 Ejemplo: Si se añade 3 litros de HCl 6 M, a 2 litros de HCl 1,5 M. Hallar la normalidad resultante. M1 = 6; V1 = 3 L
M2 = 1,5; V2 = 2 Solución: Solución 1:
Solución 2: L Solución resultante: M3 = ?; V3 = 5 L
M1.V1 + M2.V2 = M3.V3
6 . 3 + 1,5 . 2 = M3.5 M3 = 21 / 5 = 4,2 M
NEUTRALIZACIÓN O TITULACIÓN ACIDO – BASE
Es el proceso completo de la adición de un ácido o una base a una base o un ácido y la determinación del punto final o punto de equivalencia, en la cual el ácido o la base a sido totalmente neutralizado. En una neutralización siempre debe cumplirse que:
ACIDO + BASE ? SAL + AGUA
Donde se cumple: ?Eq – g(Acido) = ?Eq-g (Base) Luego: Nacido . Vacido = Nbase . Nbase Ejemplo ¿Qué volumen de ácido sulfúrico (H2SO4) será necesario para neutralizar 30 ml de NaOH 2 N?
ESTADO LÍQUIDO
Los líquidos, como los gases, son fluidos. Esto indica que, aunque las moléculas sean mantenidas juntas por fuerzas de atracción, estas fuerzas no son lo suficientemente fuertes para mantenerlas, rígidamente en su lugar.
Entre sus moléculas las Fuerza de Repulsión, son similares en intensidad a las Fuerzas de Cohesión, por ello pueden adquirir la forma del recipiente que los contiene sin variar su volumen: son ISOTROPICOS, porque sus propiedades físicas son iguales en todas las direcciones; son relativamente incomprensibles al aumentar su temperatura, se evapora más rápidamente observándose que la superficie tiende a enfriarse.
A ?y s I. 1. PROPIEDADES Evaporación Este proceso se lleva a cabo cuando algunas moléculas de la superficie líquida pasan lentamente a vapor.
2. Viscosidad Es una cualidad inversa a la fluidez. Se define como la resistencia experimentada por una porción de un líquido cuando se desliza sobre otra, debido a las fuerzas internas de fricción.
Imaginemos que se tiene 2 gotas sobre un plano; una de agua y otra de aceite, al indicar el plano observamos que la gota de agua resbala más rápidamente que la gota de aceite; se de debe precisamente a la viscosidad. Para analizar matemática y físicamente este fenómeno, usemos un poco la imaginación.
Supongamos un líquido entre dos capas paralelas, como se muestra en la figura: Una fuerza tangencial o de corte F se aplica a la capa superior y se deja que la inferior permanezca estacionaria. Para la mayoría de los líquidos, se ha descubierto que la fuerza por unidad de área F/A necesaria para impulsar a una capa de líquido en relación a la capa siguiente, es proporcional a la relación del cambio de velocidad al cambio en la distancia perpendicular al flujo ?v/?y, que se denomina gradiente de velocidad, matemáticamente: F A ?v ?y ? n ? F ?v . n = F.?y A.?v Donde:
n = Cte de Proporcionalidad llamada coeficiente de viscosidad A = Area de la capa de líquido F = fuerza tangencial o de corte ?y = Cambio de distancia perpendicular ?v = cambio de velocidad
Los líquidos que obedecen a esta relación se conocen como líquidos newtonianos.
UNIDADES: F = cm s g.cm 2 ; y ?cm ; A ?cm2; V ? unidad que Por lo tanto la tomaría “n” será: n = g cm.s ? poise ha de Experimentalmente se determinado la viscosidad H2O igual a: nH2O = 0.01 poise = 10-2 poise = 1 centipoise (cp) A(cm2) y = distancia perpendicular al flujo entre dos placas paralelas F (dinas) V (cm/s)
Entones el centipoise se usará como unidad de viscosidad. VISCOSIDAD DE ALGUNOS LÍQUIDOS EN cp: Los factores moleculares que afectan a la viscosidad de un líquido son el tamaño molecular, la forma y las interacciones entre las moléculas. Durante la medición de la viscosidad de un fluído, es esencial que la temperatura permanezca constante, puesto que su elevación provoca una disminución de la viscosidad de un líquido. 3. Tensión Superficial (t) Podríamos definir la tensión superficial como una medida del trabajo que se debe hacer para llevar una molécula del interior de un líquido a la UNIDADES: ? = erg cm2 Dinas cm ? Tensión superficial para algunos líquidos en Dinas/cm II. CARACTERÍSTICAS 6. Los líquidos están caracterizados por tener volumen propio 7. Se usan como disolventes 8. Son poco comprensibles (necesitan alta presión) 9. Fluyen rápidamente 10. Se difunden más lentamente que los gases ESTADO SÓLIDO
Es aquel estado físico de agregación de partículas (átomos, iones o moléculas), tal que la fuerza de cohesión entre ellas, es lo suficientemente intensa para definir un sistema condensado de gran estabilidad, este sistema es tal que en la estructura formada, las partículas no se pueden desplazar libremente y sólo están dotadas de un movimiento vibratorio.
Este estado se define para cada sustancia a condiciones precisas de presión y de temperatura. I. DIAGRAMA DE FASE: El diagrama de fase es una representación gráfica de las superficie.
Por tal razón, los líquidos con mas fuerzas intermoleculares (Dipolo- Dipolo y Puente de Hidrógeno) tendrán una mayor tensión superficial.
Gráficamente, podemos representar la atracción de las moléculas de la superficie de un líquido hacia el interior.
Moléculas en la superficie
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 8.
9. 10.
11.
12. 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……………. 13. 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. 14. 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: d) Balancear la reacción química para obtener las moles estequiométricas. e) Relacionar las moles de los reactantes y las moles de los productos f) 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) f) g) h) i) j) 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: d) e)
f) 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 f) 2NO2 ? N2O4 (Equilibrio Molecular) g) 4HCl + O2 ? 2Cl2 + 2H2O (Equilibrio molecular) h) CH3COOH+H2O?CH3COO-+H3O+ (Equilibrio Iónico) con inhibidor
sin catalizador
con catalizador AVANCE DE LA Rx Energía
i) 3Fe + 4H2O ? Fe3O4 + 4H2 (Equilibrio Molecular) j) 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.
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