QUIMICA II
QUÍMICA II
: PROGRAMA
Unidad 1 Propiedades generales de los ácidos y bases
Naturaleza de los ácidos y las bases. Concepto de Bronsted-Lowry. Pares
ácido-base conjugados. Disociación del agua y la escala de pH. Ácidos fuertes
y débiles. La estructura molecular y la fuerza de los ácidos. Bases fuertes y
débiles. Carácter ácido- base y la estructura química. Oxidos ácidos, básicos y
anfóteros. Acidos y bases de Lewis.
Unidad 2: Equilibrios en solución acuosa y volumetría ácido- base
Ácidos débiles y constante de disociación. Bases débiles y constante de
disociación. Acidos diproticos y polipróticos. Valoración de ácidos mono y
polipróticos. Propiedades ácido-base de las sales. Hidrólisis. Efecto del ión
común. Soluciones amortIguadoras o buffer. Titulaciones ácido- base. Elección
de indicadores. Curvas de titulación. Fuentes de error.
Unidad 3: Equilibrios de solubilidad y volumetría de precipitación
La solubilidad y el producto de solubilidad. La constante del producto de
solubilidad. Predicción de reacciones. Solubilidad y pH. Precipitación selectiva
de iones. Efecto de la formación de complejos sobre la solubilidad. Efecto de
ión común. Aplicación del producto de solubilidad al análisis cualitativo.
Volumetría de precipitación. Curvas de valoración. Indicadores. Estandares.
Argentometría. Otras aplicaciones.
Unidad 4: Equilibrios y volumetría de complejación
Estabilidad de los iones complejos. Quelatometría. Efecto del pH, la hidrólisis
del ión central y la presencia de otros complejantes sobre el equilibrio.
Indicadores de punto final. Estándares. Aplicaciones.
Unidad 5: Equilibrio y volumetría redox.
Las reacciones de óxido- reducción. La ecuación de Nerst. Espontaneidad de
las reacciones. Influencia del pH, agentes precipitantes y complejantes.
Potencial de electrodo. Valoraciones redox. Curvas de titulación. Punto final.
Indicadores. Permanganimetría, iodometría. Otros reactivos redox.
Unidad 6: Teoría cuántica y geometría molecular
Radiación electromagnética. Espectros atómicos de absorción y emisión.
Teoría atómica de Bohr. Ecuación de de Broglie. Introducción a la teoría
ondulatoria. Átomos plurielectrónicos. Números cuánticos, orbitales. Principio
de exclusión de Pauli. Configuración electrónica.
Modelo de repulsión del par electrónico del nivel de valencia. Momentos
dipolares. Teoría de enlace de valencia. Orbitales híbridos. Enlaces
múltiples.
Descripción de orbitales moleculares para moléculas diatómicas sencillas.
Unidad 7: Química de los no metales.
inertes. Halógenos. Azufre, selenio y teluro. Fósforo y derivados. Arsénico,
antimonio y bismuto. Silicio y silicatos. Boro. Estudio individual y comparativo.
Unidad 8:Química de los metales de transición y los compuestos de
coordinación.
Propiedades de los metales de transición. Configuraciones electrónicas.
Estados de oxidación. Color y magnetismo. Formación de iones complejos.
Compuestos de coordinación. Estructura de los complejos. Cargas, números de
coordinación, geometría. Nomenclatura. Isomería estructural, estereoisomería.
Teoría del campo cristalino. Configuración electrónica en los complejos
octaédricos. Complejos tetraédricos y cuadrado planos. Reacciones y
aplicaciones de los compuestos de coordinación.
Unidad 9: Química nuclear
Reacciones nucleares. Radiactividad. Fisión y fusión. Tipos de desintegración
radiactiva. Estabilidad nuclear. Series radiactivas. Período de
semidesintegración. Cálculos de actividad. Reactores nucleares. Efectos
biológicos de la radiación. Dosis. Aplicaciones y usos.
BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA:
1.
Química, Atkins. Jones. Ediciones Omega. 3ª Edición. 1998.
2.
Química, La Ciencia Central, Brown T. L., LeMay H. E. Jr, Burnsten B. E.,
Ed. Prentice-Hall Hispanoamericana, S. A. 7ª Edición. 1998.
3.
Química General, Whitten, Gailey, Davis. Ed. McGraw-Hill. 5ª Edición.
1998.
4.
Química Genera, R.H.Petrucci; W.S. Harwood. Ed. Prentice Hall 7ª Edición.
1999.
5.
Química, Chang R.. Ed. McGraw-Hill. 4ª Edición. 1998.
6.
Química Universitaria, Mahan, Ed Addison Wesley. 4ª Edición. 1998
7.
Química General Superior, Masterton. Mc Graw Hill. 6ª Edición. 1992.
8.
Chemistry, Jones. Atkins. Ed. Freeman. 4ª Edición. 1999.
9.
Chemistry, Brown. Le May. Bursten. Ed. Prentice Hall. 8ª Edición. 2000.
10.
Química Inorgánica, Glen E. Rodgers. Ed Mac Graw Hill. 2000
11.
Química Analítica, Skoog - West - Holler, Mc Graw Hill, 6ª Edición. 1998.
12.
Análisis Químico Cuantitativo, Harris D. C., Ed Reverté, 2ª Edición 2001.
13.
Introducción a la Química Analítica, Skoog - West, Ed. Reverté, 1986.
14.
Introducción a los Equilibrios Químicos, Manuel Aguilar Sanjuán. Ed.
Reverté, 1986.
15.
Química Analítica Cuantitativa, R.A.Day Jr; A.L.Underwood. Ed. Prentice
Hall. 5ª Edición..1989.
16.
Análisis Químico Cuatitativo, I.M. Kolthoff;
E.B.Sandell; E.J. Meehan;
Stanley Bruckenstein .Ed Nigar 6ª Edición.
17.
Introducción a la Química de los Metales de Transición, Orgel L., Ed.
Reverté, 2ª Edición 1999.
18.The Chemistry Problem Solver. REA'S
19.Química teoría y problemas. J.A. García Pérez; J.M. Teijón Rivera;
R.M. Olmo López; C. García Albendea. Ed Alfaomega. 2000
QUÍMICA II
REGIMEN DE APROBACIÓN DE LA ASIGNATURA
1. Los alumnos deben cumplir con una asistencia a las clases teórico-prácticas
y de laboratorio no inferior al 75% (Régimen de estudios UNQ Res CS
N°130/07))
2. Los trabajos prácticos deben ser aprobados en su totalidad, lo cual incluye
la aprobación de un cuestionario previo, el correcto desarrollo del trabajo
práctico y la presentación del informe correspondiente. Un cuestionario
previo desaprobado equivale a un ausente. Sólo se podrán recuperar dos
clases prácticas (a excepción de enfermedad o razones de fuerza mayor)
3. Se rendirán dos (2) exámenes parciales teórico-prácticos acumulativos
calificados sobre 10 puntos cada uno. Cada parcial se aprueba con un
mínimo de 50% de cada uno de los temas respondidos en forma correcta.
Cada parcial podrá ser recuperado sólo una vez.
4. Habiendo aprobado los parciales teórico-prácticos con una nota de 6 como
mínimo y logrando un promedio de 7 o más el alumno acredita la
asignatura.
5. Habiendo aprobado los parciales teórico-prácticos con menos de 6, el
alumno deberá rendir un examen integrador al finalizar el cuatrimestre en
curso.
6. En caso de no aprobar el examen integrador, el alumno podrá rendir un
nuevo examen integrador en las fechas dispuestas en el calendario
académico. En este último caso, en el acta del curso figurará como alumno
pendiente de aprobación. Cuando rinda el examen integrador se labrará el
acta complementaria.
7. En caso de que el alumno no se haya presentado a algunas de las
instancias de evaluación pautadas (exámenes parciales y correspondientes
recuperatorios o examen integrador) figurará como ausente.
ACERCA DEL MANTENIMIENTO Y REPOSICIÓN DEL MATERIAL DE
VIDRIO DEL LABORATORIO
La Universidad Nacional de Quilmes provee a sus alumnos del
material de laboratorio y equipamiento necesarios para poder realizar trabajos
prácticos tendientes a brindar un entrenamiento y formación experimental
acordes con las carreras que se dictan dentro del Departamento de Ciencia y
Tecnología.
Teniendo en cuenta la situación económica actual, que impide no
sólo la mejora de la dotación de los laboratorios sino también su mantenimiento
y reposición, solicitamos a los alumnos del área Química manipular el material
de la manera más cuidadosa posible de modo tal que no se inutilice para
futuras prácticas. De este modo se minimizarán las roturas y el desperdicio de
material inutilizado por descuido en la utilización y la limpieza del mismo.
Solicitamos al conjunto de los alumnos de cada curso, que a la
finalización del cuatrimestre repongan el material roto y/o inutilizado en la
cursada, por las razones anteriormente citadas.
Seminario 0: Repaso
Conocimientos previos:
Estructura atómica y molecular; estequiometría; unidades de concentración; equilibrio químico, equilibrio ácido-base, pH, ecuaciones redox.
1) a) Una molécula de antibiótico conocida como penicilina G tiene una masa de 5.342x 10-22 g ¿cuál es la masa molar de la penicilina G?
b) La hemoglobina, el transportador de oxígeno en los glóbulos rojos, posee 4 átomos de hierro por molécula y contiene 0.340% p/p de hierro. Calcule el peso molecular relativo de la hemoglobina. R: a)321,7 b)65 882
2) Los osos koala comen exclusivamente hojas de eucaliptos. Su sistema digestivo es atóxico al aceite de eucaliptos que es venenoso para otros animales. El principal constituyente del aceite es una sustancia llamada eucaliptol que contiene 77.87% de C; 11.76% de H y el resto O.
a) ¿Cuál es la fórmula empírica de esta sustancia?
b) Si el espectro de masas muestra un pico alrededor de 154 uma. ¿Cuál es la fórmula molecular del eucaliptol? R:C10H18O
3) En la producción comercial de ácido nítrico uno de los pasos es convertir amoníaco en NO según: NH3 + O2 NO + H2O
a) Equilibre la ecuación química de reacción
b) En cierta experiencia se hacen reaccionar 2.50g de amoníaco con 2.85 g de oxígeno
i) ¿Cuál es el reactivo limitante?
ii) ¿Qué volumen de NO medidos a 500 mm de Hg y 13C se formarán? iii) ¿Cuántos gramos y moles del reactivo en exceso permanecerán sin
reaccionar cuando se haya terminado el reactivo limitante? R: i) O2; ii) 2,54l iii)1,38g-0,08 moles
4) La fermentación de la glucosa, C6H12O6, puede esquematizarse según:
C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2
a) ¿Cuántos moles de CO2 se producirán cuando 0.3 moles de glucosa
reaccionan, si el rendimiento de la reacción es del 63 %? b) ¿Cuántos gramos de glucosa se necesitarán para obtener 2 g de alcohol en las
mismas condiciones del inciso a)?
R: a) 0.378 moles b) 6,20g
5) La grasa almacenada en la joroba de los camellos es a la vez fuente de energía y de agua. Calcule la masa de agua producida por el metabolismo de 1.0 Kg de grasa, suponiendo que la grasa consiste solamente en estearina (C57H110O6, típica
grasa animal) y se metaboliza reaccionando con oxígeno y formando solo CO2 y
agua (escriba la ecuación química balanceada).
R: 1112,36g
6) Considere una muestra de carbonato de calcio que es un cubo de 5.0 cm de lado. Si la densidad de la muestra es 2.71 g/cm3 ¿cuántos átomos de oxígeno
contendrá?
R: 10 moles de átomos
7) El ácido acético puro (C2H4O2), conocido como acético glacial, es un líquido cuya
densidad es 1.049 g/cm3 a 25C. Calcule la molaridad de una solución preparada a
partir de 10 ml de acético glacial y suficiente cantidad de agua para alcanzar un volumen de 100 ml.
8) La concentración promedio de Br – en el agua de mar es 65 mg por Kg de agua
marina ¿cuál es la molaridad del ion bromuro si la densidad del agua de mar es 1.025 g/cm3? R: 8,3 10-4M
9) A 25C Kc = 4.6 x 10-3 para la siguiente reacción N2O4 (g) 2NO2 (g) Ho:
57,2kJ/mol
Una muestra de 2.5 g de N2O4 se coloca en un recipiente de 2 l.
a) ¿Cuál será la composición de la mezcla al alcanzar el equilibrio? b) Calcule el grado de disociación del N2O4.
c) Indique como afectarán al equilibrio y a Kc los siguientes cambios
i) aumento de la presión ii) aumento de volumen iii) agregado de N2O4
iv) disminución de la temperatura
R:a) N2O4:0.009M NO2:0.008M b)31%
10) Escribir las formulas químicas de los compuestos que se indican y equilibrar las ecuaciones. Cuando se trate de ecuaciones redox, indicar hemirreacción de oxidación, hemirreacción de reducción, agente oxidante y agente reductor
a) Cloruro de sodio + ácido sulfúrico + dióxido de manganeso cloro + sulfato de sodio + sulfato de manganeso + agua
b) ión permanganato + ión ferroso ión manganoso + ión férrico + agua
c) sulfito de sodio + dicromato de potasio sulfato de sodio + sulfato de cromo (III) + sulfato de potasio + agua
d) ioduro de potasio + iodato de potasio iodo + agua
e) agua oxigenada + ioduro de potasio iodo + agua
f) carbonato de sodio + ácido clorhídrico dióxido de carbono + cloruro de sodio + agua
g) ácido nítrico (diluído ) + Zinc nitrato de amonio + nitrato de zinc + agua
h) nitrato de amonio + hidróxido de sodio nitrato de sodio + amoníaco + agua
i) fosfato de sodio + nitrato de plata fosfato de plata + nitrato de sodio
j) óxido cúprico + carbono dióxido de carbono + cobre
k) cloruro de sodio + ácido sulfúrico sulfato de sodio + ácido clorhídrico
Seminario 1: Equilibrios en solución acuosa: Propiedades Generales de
Ácidos y Bases
Objetivos:
• Escribir las ecuaciones de equilibrio de ácidos y bases fuertes o débiles.
• Escribir las ecuaciones de equilibrio de ácidos polipróticos.
• Calcular el pH de soluciones de ácido fuertes o débiles.
• Calcular el pH de soluciones de ácidos polipróticos.
• Adquirir el criterio para discriminar cuando es posible simplificar el problema
• Calcular las concentraciones de las especies presentes.
Cuestionario:
1- Identificar los ácidos y bases de Brönsted en cada caso: a) HNO3 b) CH3NH2 c) H2S d) H2O e) C6H5OH f) C6H5NH2
2- Identificar los ácidos y bases de Brönsted: a) H2CO3 + H2O <=======> H3O+ + HCO3
b) 2 CH3COOH <=======> CH3COO- + CH3CO2H2+
3- ¿Qué es un ácido fuerte? Dar ejemplos
4- ¿Qué es un ácido débil? Dar ejemplos
5- Dar ejemplos de bases fuertes y débiles
6- Dé un ejemplo de :
a) un ácido débil que contenga átomos de oxígeno a) un ácido débil que no contenga átomos de oxígeno b) una molécula neutra que actúa como ácido de Lewis c) una molécula neutra que actúa como base de Lewis
d) un ácido débil que contenga dos átomos ionizables de hidrógeno
7- Escribir las constantes de ionización (Ka) para cada uno de los siguientes ácidos: a) ácido fórmico HCOOH Ka: 1,77 x 10-4
b) ácido acético CH3COOH Ka: 1,75 x 10-5
c) ácido tricloroacético CCl3COOH Ka: 0,30
Proponga una explicación a la diferencia entre las dos últimas constantes
8- Para los siguientes ácidos, ordenar en forma creciente la fuerza de sus bases conjugadas:
a) H2SO3 Ka : 1,60 x 10-2 b) H2CO3 Ka : 4,30 x 10-7
c) HCOOH Ka : 1,77 x 10-4 d) HIO3 Ka : 1,70 x 10-1
R: d<a<c<b
9- Hallar los valores correspondientes de Ka y ordenar los ácidos en orden de fuerza creciente:
a) ácido fosfórico pKa1 2,12 b) ácido fosforoso pKa1 : 2,00
c) ácido carbónico pKa1 : 6,37 d) ácido periódico pKa 1,64
R: c<a<b<d
a)anilina Kb: 4,3x10-10 b)metilamina Kb: 3,6x10-4 c)amoníaco Kb:
1,8x10-5
R: b<c<a
11- ¿Cuál de los siguientes ácidos espera que sea más fuerte? Justifique. I) a) HIO4 b) HClO4 c) HBrO4
II) a) HNO2 b) HNO3
R:I)b>c>a II)b>a
12- Dadas dos soluciones acuosas : A: 150 cm3 de HNO
3 0,10 M
B: 300 cm3 de HCl 0,050 M
Se cumple que: a) pHA = pHB b) pOHA > pOHB c) pOHB < pOHA d) pHA > pHB
e) Ninguna de las respuestas es correcta
14- Clasifique los siguientes óxidos como ácidos, básicos o neutros:
a) CO2 b) K2O c) CaO d) N2O3 e) CO
f) NO g) SnO2 h) SO3 i) Al2O3 j) BaO
15-¿Qué aproximación algebraica es empleada cuando se calcula la [H+] de un ácido
poliprótico débil y en que circunstancias es aplicable? Busque en la tabla de valores de constantes, tres ejemplos de casos en que no pueda aplicarse.
Problemas:
1- A 25C la concentración de iones hidronio en agua pura es 1,0x10-7 M. Calcular el
valor de Kw y el pKw. R: 10 -14 , 14
2- a) Calcule las concentraciones de H3O+ e HO- en agua a 50C.
b) Defina una solución neutra ácido-base a 50C.
c) Calcule el pH de neutralidad a 50C y compare con el de 25C.
Dato: Kw 50C = 5,46 x 10-14 R: 2,34 x 10-7
3- Calcule el pH de las soluciones que poseen las siguientes concentraciones iónicas a 25C: a) [H3O+] = 0,001 M b) [H3O+] = 1,40 x 10-11 M
c) [HO-] = 1,0 x 10-3 M d) [HO-] = 7,80 x 10-4 M R: 3, 10.85, 11, 10.89
4- Calcular el pH y pOH en cada solución:
a) 0,010 M de NaOH b) 1,00 mM de Ba(OH)2 c) 0,01M de HNO3
R: 12, 11.3, 2
5-a)Las siguientes muestras fueron analizadas en el laboratorio de un hospital, convierta los valores de pH en molaridad
# pH Origen
1 5.0 Muestra de orina
2 2.3 Jugo de limón
3 7.4 Sangre
b) Ordene las muestras según acidez creciente.
6- Calcule el volumen de HNO3 (c) (concentración: 70% p/p, densidad 1,42 g/cm3) que
se hallan disueltos en 500 cm3 de solución acuosa si su pOH a 25C es 12,90.
R: 2,50 ml
7- ¿A qué volumen habrá que diluir 50 cm3 de solución de HNO
3 100mM para que su
pH sea 2? R: 500 ml
8- Se dispone de 1,0 cm3 de solución acuosa de HCl (10,74% p/p y densidad 1,020
g/cm3). Se agrega agua hasta un volumen final de 1000 cm3. Calcule el pH y la [HO-]
de la solución final. R: 2,52 , 3.3 x 10-12
9- Calcular el pH de una solución de ácido acético 0,30M, sabiendo que la Ka es de 1,8 x 10-5. R: 2,64
10- Una solución 0,0100 M de ácido acético está ionizada en un 4,2%. Según estos datos calcule la constante de ionización. R: 1,85 10-5
11- Calcule la concentración de las distintas especies de una solución 0,10 M de ácido hipocloroso, cuya Ka es 3,5 x 10-8. R: 5,9 x 10-5 , 0,100
12- El pH de una solución 15 mM de HNO2 resultó ser 2,63. ¿Cuál es el Ka del HNO2?
R: 4,34 x 10-4
13- Calcular el pH de una solución 0,50 M de NH3 en agua . Kb= 1,8 x 10-5
R: 11,48
14-El fenol es un ácido débil que a veces se usa como desinfectante.¿Cuál el pH de una solución de desinfectante que es 0,0100 M en fenol? Ka = 1,3.10-10. R: 5,94
15- a) Calcule el pH, pOH y grado de disociación de las siguientes soluciones acuosas.
i) 0.10 M NH3
ii) 0.017 M NH2OH
(busque los datos necesarios en la bibliografía)
b)Calcule el valor de la concentración inicial del ácido (o base) en las siguientes soluciones acuosas:
i) HClO, pH 4.6 ( pKa = 7.53)
ii) NH2-NH2, pH 10.2 (pKb = 5.77)
R.a) pH:i)11,12;ii)9.13; b) C.i) 2.11 10-2;ii)1,48 10-2
16-En una solución acuosa diluida de ácido sulfúrico se puede considerar que está totalmente disociado en H3O+ y HSO4- . El ion sulfato ácido por sí mismo es un ácido
débil con una Ka = 1.2x10-2. Calcule las concentraciones de H3O+ , HSO4- , SO4-2 y HO
-de una solución acuosa 0.1 M -de ácido sulfúrico. R: H3O+:0,11; , SO4-2 9,8 10-3; HSO4-0.09; HO-9.1 10-14
17a) Calcule el pH de una solución 0.010M de ácido sulfúrico si Ka1 es muy grande y
Ka21.2x10-2
b) Haga lo mismo para el ácido sulfuroso y compare ambos resultados (Ka1 =
1.7x10-2 y K
a2 = 6.4x10-8 ) . R: pH a)1.84; b) 2.35
18) La solubilidad del CO2 en agua a 25C y 1 atm es 0.0037M. En la práctica,
normalmente se supone que todo el CO2 se disuelve para formar H2CO3, según:
CO2 + H2O H2CO3
Ka1 = 4.3x10-7
Ka2 = 5.6x10-11.
b) ¿Cuál será la concentración del anión carbonato? R: a) pH: 4,4 b)5,6 10-11
19-Calcule el pH y la concentración del anión oxalato de una solución 0.020M de ácido oxálico.
(Busque las constantes de disociación en bibliografía) R: pH:1,82
20-Calcule el pH de los siguientes ácidos dipróticos despreciando la segunda disociación:
a) 0.001 M de ácido carbónico R: 4.68 b) 0.20M ácido sulfhídrico R: 3.87 c) 0.10 M ácido selenioso R: 1.35
21- El ácido cítrico (H3Ci) es un ácido triprótico con valores de pKa1=2,13; pKa2= 4,76
y pka3= 6,40. Si tiene una solución 0,1 M de ácido cítrico.
a) Escribir las ecuaciones de balance de masas y balance de cargas completas y decir cuáles especies están en concentraciones despreciables en cada caso. b) Calcular el pH de la solución. R: 1.63
Problemas adicionales:
1- El ácido hipotético XH2 es a la vez un ácido fuerte y diprótico.
a) Calcule el pH de una solución 0.050M de dicho ácido, suponiendo que solamente se ioniza un proton por cada molécula.
b) Calcule el pH de la solución del inciso a) ahora suponiendo que ambos protones se disocian completamente por cada molécula de ácido.
c) En una experiencia de laboratorio se observó que el pH de una solución
0.050 M de XH2 es 1.27. Sobre la base de este resultado discuta la fuerza
ácida de las especies XH2 y XH
-.
2- Las tres constantes de disociación del H3PO4 tienen los siguientes valores:7.5x10-3;
6.2x10-8 y 1x10-12. Sobre la base de estos datos determine la concentración de las
especies: H3PO4, H2PO4-, HPO4-2 y PO4-3 a los siguientes pH 1, 5, 10 y 14.¿Cuál es
el pH de una solución equimolar de H3PO4 y H2PO4-? Concentración H3PO4 0,1M
3- El ácido succínico (CH2)2(COOH)2 es diprótico con Ka1= 6.5x10-5 y Ka2 = 3.3x10-6 .
Determine si es justificable desechar la segunda disociación al calcular la [H3O+] en
Seminario 2: Equilibrios en solución acuosa: Hidrólisis
Objetivos
Calcular el pH de soluciones de sales de: - bases fuertes y ácidos fuertes
- bases fuertes y ácidos débiles
- bases débiles y ácidos fuertes
- bases débiles y ácidos débiles
Cuestionario :
1. ¿Cómo se pueden clasificar de forma conveniente las sales en cuatro clases? Para cada clase, escriba el nombre y la fórmula de una sal que se ajuste a esa categoría.
2. ¿Por qué las sales solubles de bases fuertes y ácidos fuertes dan soluciones acuosas neutras? Use el KNO3 para ilustrarlo. Escriba nombres y fórmulas para
otras tres sales solubles de bases fuertes y ácidos fuertes.
3. ¿Por qué las sales solubles de bases fuertes y ácidos débiles dan soluciones acuosas básicas? Use el NaClO para ilustrarlo. Escriba nombres y fórmulas para otras tres sales solubles de bases fuertes y ácidos débiles.
4. ¿Por qué las sales solubles de bases débiles y ácidos fuertes dan soluciones acuosas ácidas? Use el NH4NO3 para ilustrarlo. Escriba nombres y fórmulas para
otras tres sales solubles de bases débiles y ácidos fuertes.
5. ¿Por qué son neutras algunas soluciones acuosas de sales solubles de bases débiles y ácidos débiles, mientras que otras son ácidas y otras básicas? Escriba nombres y fórmulas para tres sales solubles de bases débiles y ácidos débiles.
Problemas:
1 - Calcular la constante de equilibrio para la reacción de iones hipobromito con agua. Ka HBrO = 2,5.10-9
2- Calcular las constantes de hidrólisis para los siguientes aniones de ácidos débiles: a) NO2-, b) ClO-, c) HCOO-. ¿Cuál es la relación entre Ka, la constante de ionización
del ácido débil y Kb, la constante de hidrólisis para el anión del ácido débil? Ka
HNO2 = 4,5.10-4, Ka HOCl = 3,5 .10-8, Ka HCOOH = 1,8.10-4.
3- Calcular el pH de las soluciones de las siguientes sales: a) NaNO2, b) NaClO, c)
NaHCOO, para concentraciones 1)1M y 2)0,1M
R: 1) a) 8.67 b) 10.7 c) 8,87 2) a) 8.17 b) 10.23 c) 8,37
4-¿Cuál es el porcentaje de hidrólisis en cada solución del ejercicio anterior?
5-a) ¿Cuál es el pH de una solución de KIO 0,15 M? Ka HIO= 2,3 .10-11? b) ¿Cuál es el
pH de una solución de KF 0,15 M? Ka HF = 7,2.10-4? Compare con el ejercicio anterior
6- Si tanto el catión como el anión de una sal reaccionan con agua cuando ésta se disuelve, ¿qué determina el que la solución sea ácida o básica? Clasificá las soluciones acuosas de las siguientes sales como ácidas o básicas: a) NH4F, b)
CH3NH3IO. Kb NH4OH = 1,8.10-5, Ka HF = 7,2.10-4, Kb CH3NH2 = 5,0.10-4, Ka HIO =
2,3.10-11.
R. a)pH:6,20 b) pH: 10,7
7- Algunas plantas requieren suelos ácidos para un buen crecimiento. ¿Cuáles de las siguientes sales se podrían añadir al suelo alrededor de tales plantas para incrementar la acidez del suelo? Escribí ecuaciones para justificar tu respuesta. a) FeSO4, b) Na2SO4, c) Al2(SO4)3, d) Fe2(SO4)3, e) BaSO4. Ordená las sales que dan
soluciones ácidas en orden creciente de acidez.
8- Algunas sales se usan en detergentes y en otros materiales de limpieza porque producen soluciones básicas. ¿Cuáles de las siguientes no podrían usarse para este propósito? Escribí ecuaciones que justifiquen tu respuesta. a) Na2CO3, b)
Na2SO4, c) (NH4)2SO4, d) Na3PO4.
9- Dados los valores de pH para soluciones con las siguientes concentraciones, calcular las constantes de hidrólisis para los cationes: a) CeCl3, cloruro de cerio
(III), 0,00050 M, pH = 5,99, b) Cu(NO3)2, nitrato de cobre (II), 0,10 M, pH = 4,50, c)
Sc(ClO4)3, perclorato de escandio (III), 0,10 M, pH = 3,44.
Problemas adicionales
1. Debido a que la presencia de sales disueltas se opone a la recombinación de los iones H+ y OH- para formar H
2O, Kw es mayor en el agua de mar que en agua pura
o en soluciones muy diluidas. Por ejemplo, pKw para el agua de mar a 25 ºC es
igual a 13,76. ¿Cuál es la concentración molar de H+ en una solución neutra de
agua de mar?
2. El ion ftalato ácido, HC8H5O4-, es un ácido monoprótico débil. Cuando se disuelven
525 mg de ftalato ácido de potasio en agua suficiente para formar 250 ml de solución, el pH de esta solución es de 4,24. a) Calcular Ka para este ácido, b)
calcular el porcentaje de ionización del ácido.
3. El ácido láctico, CH3CH(OH)COOH, recibe este nombre debido a que está
presente en la leche ácida como producto de la acción bacteriana. Es también es responsable del dolor de los músculos después de esfuerzos físicos. a) El pKa del ácido láctico es 3,85. Calcular la concentración de ion lactato en una solución 0,05 M de ácido láctico, b) cuando una solución de lactato de sodio se mezcla con una solución acuosa de cobre(II), es posible obtener una sal sólida de lactato de cobre (II). La constante de disociación ácida para el ion Cu2+ (ac) es 1,0.10-8. Predecir si
Seminario 3: Equilibrios en solución acuosa: Soluciones amortiguadoras
o Soluciones Buffer
Objetivos:
Calcular el pH de diferentes tipos de buffer, conocida la composición del buffer.
Diseñar buffer para regular a un pH particular.
Preparar buffers de pH y composición determinada.
Cuestionario:
1) Explicar por qué las sales de ácidos débiles producen soluciones básicas, y por qué las soluciones de bases débiles producen soluciones ácidas.
2) Discuta diferentes maneras de preparar soluciones buffer. ¿De que depende la capacidad de un buffer?
3) Interprete las diferentes secciones de una curva de pH, para la titulación de un ácido fuerte o débil, con una base fuerte. Haga lo mismo para la titulación de una base fuerte o débil con un ácido fuerte.
4) Explicar por qué una mezcla de HCl y KCl no funcionan como buffer, pero sí lo hacen una mezcla de HC2H3O2 (ácido acético) y NaC2H3O2 (acetato de sodio).
5) Usando tablas, proponga un sistema ácido-base conjugado que sea un buffer efectivo a los pH 2-4-7-9-12.
6) Suponga que tiene que preparar un buffer de pH 10,6. Usando tablas, seleccione por lo menos 2 pares ácido-base diferentes que fueran apropiados. Describa la composición de cada buffer.
Problemas:
1) Indicar si el pH aumenta, disminuye o permanece sin cambios ante la adición de: a) NaNO2 (s) a solución de HNO2
b) (CH3 )3NHCl (cloruro de trimetil amonio) a solución de (CH3)3N (trimetil amina)
c) HCO2Na (formiato de sodio) a solución de HCO2H (ácido fórmico)
d) KBr a solución de HBr e) HCl a solución de NaC2H3O2
f) NH3 a solución de HCl
g) NaHCO3 a solución de H2CO3
h) NaClO4 a solución de NaOH
2) Usando datos de Keq, calcular el pH de las siguientes soluciones:
a) 0.06 M KC3H5O2 (propionato de potasio) y 0.085 M HC3H5O2 (ácido propiónico).
b) 0.075 M (CH3)3N (trimetil amina) y 0.1M (CH3)3NHCl (cloruro de trimetil amonio)
c) 0.09 M NaCHO2 y 0.1 M HCHO2 R: a) 4,72 b) 9,69 c) 3,70
3) Calcular el pH de los buffer que contienen: a) 0.12 M ácido láctico - 0.11 M lactato de sodio
b) 85 mL 0.13 M ácido láctico – 95 mL 0.15 M lactato de sodio.
4) ¿Cuantos moles de NaBrO deben adicionarse a 1L de HBrO 0.05 M para dar un buffer de pH 8,8? (Asumir que al adicionar el sólido no aumenta el volumen).
R: 0.064 moles
5) ¿Qué volumen de NaOH 2M se deben añadir a 300 mL de ácido glicólico 0.1 M para formar una solución amortiguadora de pH =4?. R: 9.3 ml
6) Calcular el pH de un buffer preparado con 6,5 g NaH2PO4 y 8 g Na2HPO4 en un
volúmen de solución de 355 mL. R: 7.23
7) Se tienen 100 mL de una solución acuosa buffer 0,15 M Na2HPO4 y 0,1 M KH2PO4.
El valor de Ka2 para PO4H3 es 6,2 x 10-8.
a) Cuál es el pH de la solución buffer?
b) ¿Cuál es el pH y el cambio de pH resultante de la adición de 8,0 mmoles NaOH a la solución buffer?
c) Idem para la adición de 10 mmoles de HNO3.
R: a) 7.39 b)8.27 c) 6.61
8) Se tienen 100 mL de una solución buffer 0,15 M Na2HPO4 y 0,1 M KH2PO4.
a) ¿Cuál es el pH y el cambio de pH resultante de la adición de 80 mL NaOH 0,01 M al buffer?
b) Idem ante la adición de 10 mL HNO3 1M.
R: a) 7.44 pH: 0.05 b) 6.61 pH: -0.78
9) Describir la preparación de 4 litros de buffer fosfato 0,2 M, pH:6,9 partiendo de: a) Soluciones 1 M de Na2HPO4 y KH2PO4
b) K2HPO4 y KH2PO4 sales sólidas.
c) K2HPO4 solución 1,2 M y HCL 1,5 M
d) Na3PO4 sólido y HCL 0,5 M
e) una solución de H3PO4 2M y una solución KOH 1M.
10) Un buffer de uso muy común en el laboratorio de bioquímica es el buffer tris-HCl (Tris-hidroximetil amino metano= (HOCH2)3CNH2). Calcular el pH a 25°C de soluciones
preparadas en las siguientes condiciones:
a) 35,0 g de tris base y 30,0 g de clorhidrato de tris en suficiente agua para dar 250,00 ml de solución
b) 30,00 ml de solución 0,25 M de tris base y 20,00 ml de solución 0,22M de clorhidrato de tris. Se lleva todo a un volumen final de 125,00 ml.
c) Adición de 50,00 ml de HCl 0,165M a 500,00 ml de Tris base 0,085M
Dato: pKa tris=8,1 . R: a)8,28 b) 8,331 c) 8.72
11) Una reacción catalizada enzimáticamente se desarrolló en una disolución con un buffer Tris 0.2 M. El pH de la mezcla de reacción al principio era de 7.8. En la reacción se consumieron 0.033 mmoles/ml de H+. (pka del Tris = 8.1)
a)¿Cuál era la proporción entre Tris0 (base libre) y el TrisH+ al principio de la reacción?
a) ¿Cuál será la proporción Tris0/TrisH+ al final de la reacción?
b) ¿Cuál será el pH final de la mezcla de reacción? c) ¿Cuál sería el pH final si no hubiera habido buffer?
d) Escribir la reacción química que muestre cómo el buffer Tris mantuvo un pH casi constante durante la reacción.
Problemas adicionales:
1) Una solución buffer se prepara mezclando 50 mL äcido benzoico (C6H5COOH)
0,022 M y 20 mL benzoato de sodio (NaC6H5CO2 ) 0,032 M.
a) ¿Cuál es el pH de la solución?
b) ¿Cuál es el pH y el cambio de pH luego de la adición de 0,054 mmoles HCl a la solución buffer?
c) ¿Cuál sería el cambio de pH si se adiciona la misma cantidad de HCl a H2O en vez
de buffer?
d) Cuál sería el pH y el cambio de pH. Luego de la adición de 10 mL ácido benzoico 0,054 M? R: a) 3.95 b) 3.90 pH -0.05 c ) 3.11 pH -3.89 d) 3.78
2) Se preparan dos buffer adicionando números iguales de moles de HCO2H y
HCO2Na a agua para hacer 1 litro de solución, resultando: buffer A: 1 mol HCO2H y 1
mol HCO2Na; buffer B: 0,01 moles HCO2H y 0,01 moles HCO2Na.
a) Calcular el pH de cada buffer. Explicar por qué son iguales. b) ¿Qué buffer tiene mayor capacidad?. Explicar.
c) Calcular el cambio de pH para cada buffer luego de la adición de 1 mL HCl 1M. d) Calcular el cambio de pH para cada buffer luego de la adición de 10 mL HCl 1M. e) Discutir respuestas c) y d) en base a respuesta b).
R: a) 3.75 b) A
3) Un bioquímico necesita 750 mL de un buffer acetato de sodio/ácido acético de pH= 4,5. Están disponibles acetato de sodio sólido y ácido acético glacial. El ácido acético glacial es 99% en masa ácido acético, con densidad = 1,05 g/ mL. Si el buffer debe ser 0,2 M en ácido acético ¿cuantos gramos de acetato de sodio y mL de ácido acético deben usarse?. R: 6,765 g acetato de sodio- 8,66 ml ácido acético
Seminario 4: Equilibrios en solución acuosa: Titulaciones ácido-base
Objetivos
Reconocer las diferentes zonas de las curvas de titulación de: - ácidos monopróticos y polipróticos
- ácidos fuertes con bases fuertes
- ácidos débiles con bases fuertes
Calcular el pH al inicio, durante y al final de una titulación.
Seleccionar los indicadores adecuados para cada titulación.
Cuestionario
1) La siguiente figura muestra las curvas de titulación de dos ácidos monopróticos
a) ¿Qué curva corresponde al ácido más fuerte?
b) ¿Cuál es el pH aproximado del punto de equivalencia de cada titulación? c) ¿En que difiere la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte de una
titulación de un ácido débil con una base fuerte respecto a:
i) cantidad de base requerida para alcanzar el punto equivalente ii) pH al que comienza la titulación
iii) pH en el punto de pH después de la adición de un pequeño exceso de base
iv) elección del indicador para determinar el punto equivalente
2) ¿En que difiere la curva de titulación de un ácido monoprótico de uno poliprótico?. Ejemplifique.
3) a) Explique por qué los indicadores cambian de color con la variación de pH
0 20 40 60 80 100
0 2 4 6 8 10 12 14
pH
b) ¿Por qué los indicadores ácido-base comunes exhiben un cambio de color en un intervalo aproximado de 2 unidades de pH.
c) ¿Qué variables pueden ocasionar que cambie el intervalo de pH de un indicador.
Problemas
1. Calcular el pH en el punto de equivalencia para la valoración de 100,0 ml de cada una de las siguientes soluciones con KOH 0,150 M: a) ácido acético 1,000 M, b) ácido acético 0,1000 M, c) ácido acético 0,0100 M.
R: a) 8.94 b) 8.77 c) 8.36
2. Construya una curva de variación de pH vs. moles de NaOH agregados y, consultando una tabla de indicadores, seleccionar cuáles se podrían usar en esta titulación, cuando se adiciona NaOH sólido a 1 l de solución de HCl 0,0500 M. Número de moles de NaOH adicionados: a) ninguno, b) 0,0050, c) 0,0150, d) 0,0250 (valorado el 50%), e) 0,0350, f) 0,0450, g) 0,0475, h) 0,0500 (valorado el 100%), i) 0,0525, j) 0,0600, k) 0,0750.
3. Se adiciona NaOH sólido a 1 l de solución de CH3COOH 0,0200 M. Número de
moles de NaOH adicionados: a) ninguno, b) 0,0040, c) 0,0080, d) 0,0100 (valorado el 50%), e) 0,0140, f) 0,0180, g) 0,0190, h) 0,0200 (valorado el 100%), i) 0,0210, j) 0,0240, k) 0,0300. Construya una curva de variación de pH vs. moles de NaOH agregados y, consultando una tabla de indicadores, seleccionar cuáles se podrían usar en esta titulación.
4. Una muestra de 25,0 ml de HNO3 0,125 M se valora con NaOH 0,100 M. Calcular
el pH de la solución: a) antes de la adición de NaOH y después de la adición de b) 5,0 ml, c) 12,5 ml, d) 25,0 ml, e) 31,25 ml, f) 37,5 ml de NaOH.
5. Una muestra de 2.88 g de KOH se disuelve en la suficiente cantidad de agua para formar 25 ml de solución. Se titula con ácido nítrico 0.20 M
a) ¿Qué volumen de ácido se requerirá para alcanzar el punto de equivalencia? b) ¿Cuál es la molaridad de nitrato en el punto de equivalencia?
6. Una solución contiene un ácido monoprótico débil desconocido HA. Se necesitan 46,24 ml de solución de NaOH 0,1 M para valorar 50,00 ml de la solución de HA hasta el punto de equivalencia. A otra muestra de 50,00 ml de la misma solución de HA se adicionan 23,12 ml de la misma solución de NaOH, obteniéndose una solución cuyo pH es 5,14. ¿Cuánto valen Ka y pKa para HA?
R: pKa: 5.14
7. 25 ml de solución 0.20 M de ácido oxálico, se titula con NaOH 0.20 M Para el oxálico Ka1 = 5.9x10-2 y Ka2 = 6.5x10-5
a) ¿Qué volumen de solución de hidróxido se requerirá para alcanzar el primer punto equivalente?¿Qué sal está presente en ese punto?
b) Calcule el pH en el primer punto de equivalencia
c) ¿Cuál es el volumen total de hidróxido que se necesita para llegar al segundo punto equivalente? ¿Qué sal está presente en este punto?
d) Calcular el pH en el segundo punto de equivalencia.
e) Sugerir un indicador adecuado para detectar el primer punto y otro para el segundo.
8. ¿Qué volumen de solución 0.01M de NaOH se requiere para alcanzar
a) El primer punto de equivalencia en la titulación de 25 ml de solución 0.010M de ácido sulfuroso.
b) El segundo punto de equivalencia c) Calcular el pH en los puntos a) y b)
9) Calcular el pH de la solución que resulta cuando 20 mL de ácido fórmico 0,2M se: a) Diluyen a 45 mL con H2O destilada.
b) Mezclan con 25 mL de solución 0,16M NaOH. c) Mezclan con 25 mL de solución 0,2M NaOH.
d) Mezclan con 25 mL de solución de formiato de sodio 0,2M R: a) 2.40 b) 8.35 c) 12.35 d) 3.85
Problemas adicionales:
1. Calcular el pH de las soluciones preparadas como se indican: a) Se añaden 25,0 ml de HCl 0,100 M a 25,0 ml de NaOH 0,200 M b) Se añaden 75,0 ml de HCl 0,150 M a 50,0 ml de KOH 0,150 M
c) 14,0 g de NaOH se disuelven en 250 ml de agua, y 25,0 ml de la solución se pipetean sobre 50,0 ml de HBr 0,200 M
R: a) 12,7 b) 1,52 c) 13,52
2. El Azul de bromotimol (HBb) es un ácido débil cuya ionización puede representarse como:
HBb (aq) H+(aq) + Bb- (aq)
a) ¿Cómo se desplaza el equilibrio cuando se agrega NaOH?
b) La forma ácida del colorante es amarilla mientras que su base conjugada es azul. ¿De qué color será una solución de NaOH que contenga este colorante?
3. ¿Qué indicadores pueden usarse para la titulación de una solución de AcH 0.20 M con NaOH 0.20 M
a) Anaranjado de metilo b) Azul de Timol
Seminario 5:Equilibrios en solución acuosa: Equilibrios de solubilidad
Objetivos:
• Comprender el concepto de producto de solubilidad y su relación con la
• solubilidad.
• Calcular el Kps de una sustancia poco soluble a partir de la solubilidad.
• Calcular la solubilidad en presencia de iones comunes, variación del pH y complejación.
Cuestionario:
1) Explique detalladamente que es una solución no saturada, saturada y sobresaturada. ¿Qué unidades de concentración son empleadas usualmente?.
2) ¿Cómo afectará un cambio de temperatura la solubilidad de una sustancia?
3) Explique la diferencia entre solubilidad y producto de solubilidad. Ejemplifique.
4) ¿Por qué la concentración de un sólido insoluble no aparece explícitamente en la expresión de la constante del producto de solubilidad?
5) Usando el valor del producto iónico Q y el Kps de un sólido poco soluble, diga en que casos se puede esperar que ocurra precipitación ¿Q mayor, menor o igual a Kps?
6) ¿Cómo afecta el agregado de iones Cl- la solubilidad del AgCl? ¿Y el agregado
de NH3?
7) ¿Qué tipo de sólidos se vuelven más solubles en medios ácidos? De al menos tres ejemplos.
Problemas:
1) a) Escriba la expresión del Kps para: AgBr; Ca(OH)2, Ag2CrO4 y PbCrO4.
b) Dadas las solubilidades de los siguientes compuestos, calcule el Kps.
sustancia Solubilidad (M)
AgBr 8.8x10-7
PbCrO4 1.3x10-7
Ba(OH)2 0.11
c) La concentración del anión CrO4-2 en una solución saturada de Tl2CrO4 es
6.3x10-5 M ¿Cuál es el Kps del cromato de talio(I)?
R: c) 1,010-12
2) a) Un litro de solución acuosa saturada de oxalato de calcio es evaporado a sequedad dando 0.0061 g de residuo. Calcule el Kps del oxalato de calcio.
b) Calcule la solubilidad del hidróxido de manganeso(II) en gramos por litro. (Kps = 1.6x10-12) R: a) 2,29 10-9 b) 6,56 mg/l
3) Una solución contiene 2.0x10-4 M de ion plata y 1.5x10-3 M de ion Pb(II). Si se
agrega NaI : a)¿cuál de los iones precipitará primero?; b) Se podrán separar los cationes por precipitación como ioduros?
Kps (AgI) = 8.3x10-17 ; Kps(PbI
4) a) Calcular la solubilidad del cloruro de mercurio(I), Cl2Hg2, en una solución 0.10M
de NaCl. Kps= 1,3 10-18
b)Calcular la solubilidad molar del CaF2 en una solución 0.010M de nitrato de
calcio y en otra 0.010M de NaF. R: a) 5,7 10-9 b) 3,16 10-5/ 4,0 10-7
5) Es usual aproximar que 20 gotas de tamaño medio corresponden a 1ml de solución acuosa. ¿Cuánto precipitado de AgCl se formará al agregar 1 gota de solución 0.010M de NaCl a 10 ml de solución 4.3x10-3M de nitrato de plata?
Calcular las concentraciones de Cl- y Ag+ en la solución acuosa luego de la
precipitación del AgCl . R: 0.07 mg
6) a) Determine el pH requerido para la precipitacion del Mg(OH)2 a partir de una
solución 0.010M de sulfato de Mg. R: 9,63
b) ¿Cuáles de las siguientes sustancias son más solubles en solución ácida que en agua pura?
i) Ni(OH)2
ii) CaCO3
iii) BaSO4
iv) AgCl
7) a) Los precipitados de AgCl se disuelven al agregarles amoníaco, como resultado de la formación del ion diaminplata(I), Ag[(NH3)2]+. ¿Cuál es la solubilidad del AgCl
en una solución 1.0M de amoníaco?
b) Usando el Kps del AgI y la constante de formación del Ag[CN)2] -, calcule la
constante de equilibrio de la siguiente reacción: AgI(s) + 2CN-(aq) Ag[CN)
2] - + I
R: a) 0.05M b) 1.05 105
8) a) La fluoración del agua potable de las ciudades produce una [F-] = 5x10-5M,
¿Podrá precipitar CaF2, si la [Ca+2] = 2x10-4M?
c) Una solución saturada de hidróxido de magnesio tiene un pH de 10.38, estime el valor de su Kps.
R: a) no b) 6,9110-12
9) Considerando los siguientes equilibrios:
CaF2 Ca+2 + 2F- Kps = 4.0x10-11
F- + H
2O FH + HO- Kb = 2.9x10-11
a) Escriba la ecuación total de reacción y calcule su correspondiente constante. b) Determine la solubilidad del fluoruro de calcio en un buffer de pH=7.0 y en uno de pH = 5.0. R.: 2,15 10-4 (pH=7.0), 2,20 10-4 (pH=5.0)
Problemas adicionales:
1) La piedra caliza es fundamentalmente CaCO3. Un chip de 1 mm3 de piedra cae
accidentalmente en una pileta de natación de 10mx7mx2m, llena de agua. Suponiendo que los iones carbonato son bases de Brönsted y el pH del agua es 7 ¿se disolverá completamente el chip? La densidad del carbonato de calcio es 2.71 g/cm3.
2) Calcule la relación de [Ca+2] / [Fe+2] en un lago en la que el agua se encuentra
en equilibrio con depósitos de CaCO3 y FeCO3, suponiendo que el agua es
Kps( FeCO3)= 2,1110-11
Kps(CaCO3 )=0,87 10-8 R: 4,12 102
3) La precipitación de Al(OH)3 ( Kps=3,7 10-15) se utiliza en algunos casos para
purificar el agua.
a) Estime el pH al que comenzará a precipitar hidróxido en una solución formada por 2 kg de sulfato de aluminio en 2000 l de agua.
b) ¿Cuántos kg de CaO deben agregarse al agua para alcanzar ese pH? R: a) 9,93 b) 4,8g
4) a) Explique por que precipita hidróxido de magnesio cuando se agrega iones carbonato a una solución conteniendo Mg+2.
b) ¿Precipitará Mg(OH)2 al agregar 4.0 g de carbonato de sodio a 1 l de
Seminario 6: Equilibrio redox.
Objetivos:
Identificar el tipo de reacción química, determinar el número de oxidación de cada elemento y su cambio.
Determinar agente oxidante y reductor.
Balancear ecuaciones redox.
Calcular el potencial de celda (E). Manejar notación de celdas.
Empleo de ecuación de Nernst para calcular E de la celda y constantes de equilibrio. Aplicación a celdas de concentración.
Diferenciar entre celdas galvánicas y electrolíticas y describir su operación. Identificar cátodo, ánodo y dirección de la corriente en cada caso.
Predecir los productos de electrólisis de una solución acuosa sobre la base de la serie electroquímica.
Cuestionario:
1) Explique la utilidad de un puente salino en una celda galvánica.
2) Diferenciar y dar ejemplos prácticos de celdas primarias y secundarias.
3) Una celda voltaica usa la siguiente reacción: Al (s) + 3 Ag + (aq) Al +3 (aq) + 3 Ag (s)
Como afecta la FEM de la celda cada uno de los siguientes cambios: a) Adición de Al (NO3)3 al compartimiento anódico
b) Aumento del tamaño del electrodo de aluminio. c) Agregado de agua al compartimiento catódico.
d) Agregado de solución de AgNO3 al compartimiento catódico (aumento de cantidad
pero no de concentración).
4) Usando tabla de potenciales, escribir ecuaciones químicas balanceadas de las siguientes reacciones. Si no existe reacción, indicarlo.
a) Zn se adiciona a una solución de AgNO3.
b) Fe se adiciona a una solución de Al2(SO4)3
c) HCl se adiciona a Co.
d) Hg (g) se burbujea en solución acuosa de FeCl2.
e) Li se adiciona a H2O.
5) Indique cual será el electrolito, quién el agente oxidante, durante la descarga de una batería ácido-Pb. Escribir la reacción que ocurre en el cátodo durante la descarga de la batería.
6) Defina Faradio, Culombio, Voltio, Ampere.
7) Escribir la semirreacción y especificar el electrodo en el cual sucede cada uno de los siguientes procesos:
a) Producción de Al a partir de Al2O3 molido
b) Electro plateado (deposición) de Ag de una cuchara. c) Producción de O2 a partir de una solución acuosa ácida.
8) Una solución de CoSO4 (aq) 1M es electrolizada usando electrodos inertes. Escribir:
a) Reacción del cátodo. b) Reacción del ánodo.
c) Asumiendo que no existe sobrepotencial o pasivación de los electrodos ¿cuál será el potencial mínimo que debe aplicarse a la celda para iniciar la electrólisis?
Problemas:
1) Usando tabla de potenciales, determine cual es el mejor agente reductor: a) Ca (s) o Mg (s)
b) Mn (s) o Al (s)
c) H2SO3 (aq) o H3AsO3 (aq)
2) Usando tabla de potenciales, determine cual es el mejor agente oxidante: a) Cl2 (g) o Br2 (l)
b) Ni +2 (aq) o Cd +2(aq)
c) BrO3- (aq) o IO3-(aq)
3) Basándose en tabla de potenciales, cuál será el resultado de las siguientes reacciones:
Al (s) + NiCl2
Ag (s) + Pb (NO3)2 (aq)
Cr (s) + Ni (SO4) (aq)
Mn(s) + HBr (aq)
4) Balancee las siguientes hemireacciones: En medio ácido:
a) VO2+ (aq) V+3 (aq)
b) PbSO4 (s) PbO2 (s) + SO4-2 (aq)
c) H2O2 (aq) O2 (g)
d) Cr2O7-2 (aq) Cr+3
en medio alcalino: a) NO3- (aq) NO2- (aq)
b) CrO4-2(aq) Cr(OH)3 (s)
c) MnO4-2 (aq) MnO2(s)
5) Balancee las siguientes reacciones: En medio ácido:
a) MnO4- (aq)+ H2SO3 (aq) Mn+2 (aq) + SO4-2
b) SH2 (aq) + Cl2 (g) S(s) + Cl-(aq)
c) Cl2 (g) ClOH (aq) + Cl-(aq)
d) Fe+2 (aq) + Cr
2O7-2 (aq) Fe+3 (aq) + Cr+3 (q)
En medio alcalino:
a) O3 (g) + Br- (aq) O2 (g) + BrO3- (aq)
b) Cr+3 (aq) + MnO
2(s) Mn+2(aq) + CrO4-2 (aq)
c) P4(s) H2PO3-(aq) + PH3(g)
d) Cl2O7 (g) + H2O2ClO2-(aq) + O2(g)
6) Calcular la FEM para las siguientes reacciones:
a) F2 (g) + 2 Cl- (aq) 2 F- (aq) + Cl2 (g)b) Zn (s) + Ba +2 (aq) Zn +2 (aq) + Ba (s)
c) 3 Fe +2 (aq) Fe (s) + 2 Fe +3 (aq)
7) Una celda voltaica usa la siguiente reacción y opera a 298 K:
3 Ce +4 (aq) + Cr (s) 3 Ce+3 (aq) + Cr +3 (aq)
a) Cual es la FEM de la celda en condiciones estándar?
b) ¿Cuál es la FEM de la celda cuando [Ce+4] = 1.5 M, [Ce+3] = 0.010 M, [Cr+3] = 0.01
M?
c) ¿Cuál es la FEM de la celda cuando [Ce+4] = 0.55 M, [Ce+3] = 0.85 M, [Cr+3] = 1.2
M?
Resp: a)2.183V b)2,350V c) 2,174V
8. Las siguientes reacciones redox son acopladas para formar una celda galvánica: a) Cr3+(1.0 M) / Cr2+(1.0 M) y I
2 (0,1M)/ I-(0.01M)
b) Zn2+ (1,0 M)/ Zn y Zn2+ (0.01M)/ Zn
Escribir el diagrama de la celda en notación de pila, identificando el ánodo y el cátodo. Escribir la hemirreacción que ocurre en cada electrodo y calcular la FEM standard. Potenciales de reducción estándar (Eº: en voltios ):
Cr3+ / Cr2+ = -0.41
I2 / I- = 0,54
Zn2+ / Zn = -0,76
Resp: a) 1.039V b)0,059V
9) Una celda voltaica está basada en la siguiente reacción:
Sn +2 (aq) + Pb (s) Sn (s) + Pb +2 (aq)
a) Si la [Sn +2] en el compartimiento catódico es 1.00 M y la celda genera una FEM de
0.22 V, cual es la [Pb +2 ] en el compartimiento anódico?
b) Si el compartimiento anódico contiene [SO4-2] = 1,00 M en equilibrio con PbSO4(s),
cual es el Kps del PbSO4?
Resp : a)1,58 10-8M b) Kps: 1,58 10-8M
10) Usando tablas, calcular las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones:
a) VO2+ (aq) + 2H+ (aq) + Ni (s) VO+2 (aq) + H2O (l) + Ni+2 (aq)
b) 3Ce+4 (aq) + Bi (s) + H
2O (l) 3 Ce+3 (aq) + BiO+(aq) + 2 H+(aq)
c) N2H5+ (aq) + 4 Fe(CN)63-(aq) N2(g) + 5 H+ (aq) + 4 Fe(CN)64- (aq)
E° N2H5+/ N2= -0.23V
11) La f.e.m. estándar de la pila Ag / AgCl (s)/KCl (ac) // Fe3+ (ac),Fe2+ (ac) / Pt tiene un
valor de 0,548 V. Se pide:
a.- Describir el proceso anódico, catódico y global indicando si la reacción es o no espontánea.
b.- Calcular el valor de la constante del equilibrio que se establece.
c.- Calcular el valor de la f.e.m. de la pila si se supone que [Cl-]=0,5 M, [Fe2+]=0,01 M y [Fe3+]=0,1 M.
Resp: b) 1,9 109M b)1.17V
12) Los potenciales normales de reducción de los sistemas I 2 /2I - y H2AsO4- /H2AsO3
-son, respectivamente, +0,54 y +0,56 v. Calcular la constante de equilibrio de la reacción:
e indicar el sentido de la misma cuando [H3O+ ] = 10 -7 y [H3O+] =10-3 (disolución ácida)
y concentraciones 1 M del resto de los componentes en solución.
13) ¿Qué masa de cobre (PA = 63,5) se depositaría por electrólisis si se hace pasar una corriente de 1,62 amperios durante 1 hora por una solución de CuSO4?
14) Una disolución de CdCl2 y HCl en agua se electroliza con una corriente de 2,0 A.
Se desprende 1,00 lde cloro ( medido a 25ºC y 770 mm Hg ) en un electrodo y se depositan 4,50 g de cadmio en el otro. Calcular el tiempo que dura la electrolisis
Pesos atómicos: Cl ( 35,5 ), Cd ( 112,4 ), H ( 1,0 ). R:1,11 hs
Problemas adicionales:
1) Dadas las siguientes hemireacciones
Fe +3 (aq) + è Fe +2 (aq) E
red = 0.77 V
S2O62- (aq) + 4 H+ (aq) + 2 è 2 H2SO3 (aq) Ered = 0.6 V
N2O (aq) + 2 H+ (aq) + 2 è N2 (g) + H2O (l) Ered = 1.77 V
VO2+ (aq) + 2 H+ (aq) + è VO+2 (aq) + H2O (l) Ered = 1.0V
Escribir las ecuaciones químicas balanceadas para la oxidación del Fe +2 (aq) por
S2O62- (aq), N2O (aq) y VO2+ (aq).
2) Una reacción de desproporción es una redox donde la misma sustancia se oxida y se reduce. Complete y balancee las siguientes reacciones:
a) MnO42- (aq) MnO4- (aq) + MnO2 (s) (solución ácida)
b) H2SO3 (aq) S(s) + HSO4-(aq) (solución ácida)
c) Cl2 (aq) Cl- (aq) + ClO- (aq) (solución alcalina)
3) Una celda voltaica usa la siguiente reacción y opera a 298 K:
4 Fe +2 (aq) + O
2 (g) + 4 H+ (aq) 4 Fe +3 (aq) + 2 H2O (l)
a) Calcular la FEM de la celda en condiciones estandar (FEM).
b) Calcular la FEM de la celda cuando [Fe +2] = 0.2 M, [Fe +3] = 0.001 M, PO
2 = 0.5 atm
Seminario 7: Geometría molecular
Objetivos
Predecir la geometría molecular partiendo de la estructura de Lewis.
Determinar la polaridad o no de una molécula a partir de su geometría molecular.
Identificar los orbitales atómicos utilizando los números cuánticos.
Escribir la configuración electrónica de los átomos conociendo su número atómico y ubicarlos en la tabla periódica.
Determinar qué orbitales híbridos se utilizan en el enlace de moléculas e iones poliatómicos.
Utilizar orbitales atómicos para describir enlaces dobles y triples.
Reconocer la formación de enlaces y .
Cuestionario
1. a) ¿Qué transiciones dan origen a un espectro de emisión atómico y a uno de absorción atómica? Marque ambos tipos de transición en un diagrama de niveles de energía para un átomo hidrogenoide.
b) ¿Cuál es la diferencia entre un espectro continuo y un espectro de líneas? ¿Cómo se origina cada uno?
2. a) ¿Qué evidencia apoya la idea de que los electrones se comportan como partículas?
b) ¿Qué evidencia apoya la idea de que los electrones se comportan como ondas?, c) ¿a qué conclusión llegó De Broglie?
3. a) ¿Qué podemos calcular resolviendo la ecuación de Schrödinger?, b)¿Qué es un orbital atómico?
4. a) Enunciar el principio de exclusión de Pauli, b) Enunciar las reglas de Hund.
5. Distinguir entre los términos “diamagnético” y “paramagnético”, y dar un ejemplo que ilustre el significado de cada uno.
6. a) Defina el momento dipolar de un enlace y explique cómo depende de las electronegatividades de los dos átomos que constituyen el enlace, b) ¿Por qué una molécula puede ser no polar aún teniendo enlaces polares?
7. a) Enumere los factores que afectan la longitud de un enlace y explique el efecto de cada uno, b) ¿Es posible que una molécula o un ion complejo tengan un orden de enlace negativo en su estado fundamental? ¿Por qué?
8. Explique cómo utiliza los orbitales híbridos para describir la geometría molecular.
9. Explique cómo se forman los orbitales moleculares en las moléculas diatómicas.
10.a) Distinga los enlaces y por sus formas, propiedades y orbitales que los componen
b) Describa los enlaces en las moléculas de etano, eteno y etino
Problemas
1. ¿Cuál es la geometría molecular que puede esperarse en una molécula tipo: a) AX5, b) AX2, c) AX3E, d) AX2E2, e) AX4?
2. Usando las estructuras de Lewis predecir la geometría molecular de cada una de las siguientes moléculas: a) PF3, b) N2O, c) O3, d) SH2.
3. Usando las estructuras de Lewis predecir la geometría molecular de cada uno de los siguientes iones: a) H3O+, b) SO42-, c) I3-, d) NO3-.
4. Escribir las estructuras de Lewis y predecir si cada una de las siguientes moléculas es polar o no polar: a) CCl4, b) CS2, c) PCl5, d) XeF4.
5. Ordenar las uniones C-O en los siguientes compuestos en orden creciente de longitud de enlace: a ) CH3CH2OH, b) H2CO, c) CO.
6. Ordenar las uniones N-N en los siguientes compuestos en orden creciente de longitud de enlace: a ) H2NNH2 (hidracina), b) N2, c) N2O
7. ¿Qué orbitales atómicos se solapan para formar la unión C-C en una molécula de C2H2? Clasificar la unión como y .
8. Establecer la hibridación del átomo central en las siguientes moléculas: a) SF4, b)
BCl3, c) NH3, d) Cl2O.
9. Prediga si cada una de las siguientes moléculas es polar y en tal caso muestre la dirección de los dipolos en cada unión y el dipolo de la molécula toda, cuando sea posible:
a) NH3
b) BF3
c) SCO d) CH2Cl2
e) IOF5
10 - El modelo VSEPR fue desarrollado en 1950, antes de que se hubiera preparado ningún compuesto de xenón. Luego, en 1960 estos compuestos proveyeron un test excelente para comprobar la validez del modelo. ¿Qué formas predice usted para XeF2, XeF4 y XeF6?
11-
Las siguientes moléculas que tienen todas la misma fórmula molecular CCl4, SCl4,XeCl4 tendrán también la misma geometría molecular, explique en base al modelo
VSEPR
.
12-Indique la geometría electrónica y molecular de: CO32-, PCl3, ICl3.
a) Prediga si en los compuestos habrá desviaciones de los ángulos de unión ideales.
b) Indique la hibridización del átomo central y el número de enlaces y que hay en las moléculas.
13 -¿Cuál es la hibridación del nitrógeno en cada uno de los siguientes iones o moléculas: a) NO, b) NO2, c) NO2-, d) NO3- ?
a) O2, b) O2- (ion superóxido), c) O2+?
15-Determinar los órdenes de enlace y usarlos para predecir qué especie de cada par tiene unión más fuerte: a) F2 o F22-, b) B2 o B2+?
16- Calcular el orden de enlace e indicar si son paramagnéticos los siguientes iones moleculares: Be2+, B2-,O22+.
Problemas adicionales
1. Sabiendo que el C tiene una valencia de cuatro en la mayoría de los compuestos y que puede formar cadenas y anillos de átomos de C: a) escribir dos estructuras de Lewis posibles para C3H4, b) determinar todos los ángulos de enlace en cada
estructura, c) determinar la hibridación de cada átomo de C en las dos estructuras, d) establecer si las dos estructuras son resonantes o no y explicar el razonamiento efectuado.
2. 1 litro de gas Cl2 a 1 atm y 298 K reacciona completamente con 1 litro de gas N2 y
2 litros de gas O2 a la misma temperatura y presión. Cuando la reacción se
completa, se forma un solo producto, el cual llena un frasco de 2 litros a 1 atm y 298 K. Use esta información para determinar las siguientes características del producto: a) fórmula empírica, b) fórmula molecular, c) estructura de Lewis (el átomo central es el de N), d) geometría molecular.
3. Razone las siguientes observaciones en términos de las estabilidades de los enlaces y : a) La forma más común del nitrógeno es N2, mientras que la forma
más común del fósforo es P4, b) las formas más comunes para el oxígeno son el
O2 y un poco menos el O3, mientras que la forma más común para el azufre es el
S8.
4. Existen tres diferentes diclorobencenos, C6H4Cl2 , de acuerdo a las distintas
posiciones relativas de los átomos de cloro en el anillo aromático.
Seminario 8:QUIMICA DEL HIDRÓGENO, CARBONO,NITRÓGENO, OXIGENO
Objetivos:
Para cada grupo conocer:
Los elementos que lo componen y los compuestos que forman.
La periodicidad química en las propiedades físicas.
Reacciones importantes.
Usos de los elementos y de sus compuestos.
Cuestionario:
1. a) Explique la ubicación especial que tiene el H en la tabla periódica, b) Dé los nombres, propiedades y reacciones de los principales compuestos del hidrógeno.
2. Explique porqué los primeros elementos de cada grupo tienen propiedades distintas de aquellas de los otros miembros de cada grupo.
3. Definir el término alótropo. Explicar por qué el oxígeno y el ozono son considerados alótropos. El grafito y el diamante son alótropos?. El sodio sólido y el sodio vapor son alótropos?
4. Describa las reacciones de los metales alcalinos con agua y con no metales.
5. Describa la tendencia en la acidez: a) de los compuestos binarios del hidrógeno de los elementos del período 2, b) los óxidos de los elementos del período 2.
6. Escribir la reacción de formación del ozono a partir de oxígeno. Comentar: a) ¿Qué rol juega el ozono en la alta atmósfera?. b) La presencia de Ozono en la baja atmósfera es perjudicial o beneficioso para los organismos vivos?
10. Describir la estructura, propiedades y usos del peróxido de hidrógeno.
11.Comentar la abundancia del nitrógeno en la atmósfera, litosfera y biosfera. Explicar porque muy pocos compuestos nitrogenados son encontrados en la Litosfera.
12.a)Compare las hibridaciones y las estructuras del carbono en el diamante y grafito. ¿Cómo explican estas estructuras las propiedades físicas de los dos alótropos?, b) Explique porqué no existe un compuesto del Si con estructura análoga a la del grafito
Problemas
1. Escriba las ecuaciones químicas que den cuenta del carácter ácido o básico de: a) dos óxidos metálicos, b) dos óxidos no metálicos. Cite ejemplos. Discuta la formación, propiedades y estructura de los peróxidos y superóxidos
2. Describa mediante ecuaciones químicas cómo el Hidrógeno puede actuar como agente reductor y como agente oxidante.
3. Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a los siguientes procesos: a) Li + H2O, b) Mg + H2O caliente, c) Mg + HCl, d) Li + O2, e) Na + H2O, f) K + O2 , g)
4. El hidruro de calcio se usa como fuente de hidrógeno de acuerdo a su reacción con el agua: CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2. a) ¿Qué volumen de H2 medido en
CNTP se produce a partir de 500 g de CaH2 y 250 ml de H2O? (densidad del agua:
1,00 g/ml).
5. Dar 3 ejemplos de hidruros básicos y 3 de hidruros ácidos ¿Qué tipo de elementos dan cada tipo de hidruros?
6. Diagrama la molécula de H2O2 y discuta los ángulos de unión en base a VSEPR
7. Escribir la ecuación de formación de oxígeno para cada una de las siguientes reacciones: a)electrólisis del agua; b) descomposición del clorato de K; c) descomposición del H2O2.
8. Escribir la ecuación para la reacción de oxígeno con : a) hierro; b) zinc; c) azufre; d) fósforo (P4); e) dióxido de azufre; f) acetileno(C2H2).
9. Escribir las ecuaciones para las siguientes reacciones: a) H2O2 con sulfuro de
plomo; b) Na2O2 con agua; c) Na2O2 con CO2 ¸d) KO2 con CO2 e) SO3 con Ca(OH)2
10. El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone en agua y oxígeno cuando se expone a la luz, al calor o a un catalizador. Si 500 ml de una solución acuosa 3%p/p de H2O2 (como la que se vende en la farmacia) se descompone,
¿qué volumen de O2 a 273 K y 1 atm se producirá? Suponga que la densidad de
la solución es 1,0 g /ml. R: 10 volúmenes
11.Si 2,00 g de peróxido de sodio se disuelven para formar 200 ml de una solución acuosa, ¿cuál sería el pH de la solución? K1H2O2 = 1,8.10-12. K2 es despreciable.
R: 13,41
12.Compare las hibridaciones y las estructuras del carbono en el diamante y grafito. ¿Cómo explican estas estructuras las propiedades físicas de los dos alótropos?, b) Explique porqué no existe un compuesto del Si con estructura análoga a la del grafito.
13.¿Qué es el “agua dura”? b) Escriba la ecuación química correspondiente a la eliminación de la dureza del agua debida a los iones HCO3-.
14. El carbonato de sodio generalmente se encuentra decahidratado, Na2CO3.10H2O. ¿Qué masa de este sólido debería usarse para preparar 250 ml de
solución de Na2CO3 0,100 M?
15. Escribir todos los posibles estados de oxidación que puede presentar el N y describir las estructuras de cada una de ellas. Explique por qué el HNO3 no puede
ser utilizado como medio ácido en las reacciones redox?
16. En base a las correspondientes estructuras moleculares explique: a) El orden de enlace en el CO.
b) El paramagnetismo del O2.
Problemas adicionales
1. ¿Cómo justifica el hecho de que puede considerarse al ion amonio como un análogo de los cationes de los metales del grupo I? Considere propiedades tales como la solubilidad, carga y tamaño.
2. Para el C, N y O compare:
a) la diversidad de estados de oxidación que presentan. b) la tendencia a formar especies aniónicas.
c) la capacidad de formar enlaces múltiples.
3. Cuando una muestra de nitrógeno es sujeta a una descarga eléctrica , se vuelve reactiva y se combina con muchos elementos así como S y Na a los cuales ordinariamente es inerte. Explique que sucede.
4. El valor de Kc a 25 ºC para: C (grafito) + CO2 (g) 2 CO (g), es de 3,7.10-23.
