ESCUELA SUPERIOR POLITECNICA DE CHIMBORAZO FACULTAD DE CIENCIAS PECUARIAS ESCUELA DE INGENIERIA ZOOTECNICA MATERIA QUIMICA ANALITICASEMESTRE: PRIMERO “B” TEMA CONSULTA DE QUIMICA PROFESOR: DR. GUIDO BRITO INTRODUCCIÓN EVAPORACION Las rocas de sedimentación química, también llamadas rocas de precipitación se forman por precipitación de los productos disueltos de la erosión. Estas rocas se clasifican principalmente según su composición química o material. Los productos disueltos de la erosión son aquellos, que no son captados mediante la formación de nuevos minerales o mediante la alteración en el suelo o en sedimentos en el lugar de su disolución. Los productos disueltos de erosión son transportados por ríos hacia los lagos o hacia el mar. La evaporación y otras influencias pueden dar como resultado la sobresaturación de las soluciones y en la precipitación de minerales. La precipitación puede producirse por la influencia de seres vivos o por procesos puramente químicos como la evaporación en el caso de las evaporitas. Los componentes de una roca destruida por erosión, que quedan en el lugar originario, forman las sedientitas residuales o rocas remanentes, como la laterita y la bauxita. Aún la definición de las rocas sedimentarias no permite clasificar las rocas remanentes como rocas sedimentarias, porque sus componentes no han sido transportados, pero es habitual estudiarlas junto a las rocas sedimentarias. En lo siguiente se presentan los carbonatos, las rocas básicamente de sílice y las evaporitas. Carbonatos Los carbonatos se constituyen básicamente de calcita (caliza), aragonita y dolomita (dolomía), subordinadamente pueden participar cuarzo, feldespato alcalino y minerales arcillosos. Los carbonatos de siderita son más escasos, incluso económicamente interesantes. Los procesos de la formación de carbonatos son del tipo marino inorgánico, del tipo bioquímico y del tipo terrestre. Las condiciones de precipitación y la disolución de CaCO3. La base química de la sedimentación de carbonatos es la abundancia relativamente alta de los iones de calcio Ca2+ y del bicarbonato (H2CO3) o de los iones de bicarbonato (HCO3-) respectivamente en el agua, en el agua del mar por ejemplo. Un Ion de calcio y un Ion de HCO3- se unen formando la calcita y un Ion de hidrógeno: Ca2+ + HCO3- --> CaCO3 + H+. En el equilibrio los iones de calcio y de HCO3- son disueltos. La precipitación inicia cuando hay cantidades mayores del Ion de calcio o del Ion de bicarbonato o cuando hay cantidades iguales de estos dos iones y su producto sobrepasa el valor determinante para la saturación. La disolución de un sedimento calcáreo o de una caliza en un agua con un cierto contenido en CO2 se puede describir por las reacciones siguientes: H2O + CO2 --> H2CO3 y CaCO3 + H2CO3 --> Ca2+ + 2HCO3-. Estas reacciones describen la meteorización química de los carbonatos y la disolución de sedimentitas calcáreas formando una caverna o una cueva. Los parámetros, que influyen la disolución y la precipitación de CaCO3 son los siguientes: · El contenido en dióxido de carbono (CO2): Cada proceso, que aumenta el contenido en CO2, apoya la disolución de CaCO3, la disminución de la cantidad de CO2 favorece la precipitación de CaCO3. · El potencial de hidrógeno (pH) influye la disolución y la precipitación de CaCO3. Un valor bajo de pH favorece la disolución de CaCO3, un valor alto de pH favorece la precipitación de CaCO3. · La temperatura: La disolución de CaCO3 en agua pura disminuye, con el aumento de la temperatura. Las aguas tibias superficiales de las áreas tropicales están supersaturadas con carbonato de calcio, ahí se forman calizas por precipitación. El agua de mar de temperaturas moderadas casi está saturada con carbonato de calcio, es decir ahí existe un equilibrio entre la precipitación y la disolución de carbonato. · La presión: El aumento de la presión apoya levemente la disolución de CaCO3. La influencia de la presión se nota en profundidades altas. En el mar profundo, desde la llamativa profundidad de compensación de carbonato de aproximadamente 4500 - 5000m el carbonato se disuelve completamente. Los carbonatos son entre otros la caliza masiva, la caliza fosilífera, la caliza oolítica, la dolomía, el travertino, las estalactitas. La caliza masiva preponderantemente se constituye de calcita, con arcilla se forma la marga caliza y la marga, con arena de cuarzo se forma la arenisca caliza, con sílice se forma la caliza silícica, con restos orgánicos se forma la caliza bituminosa y con dolomita se forma la caliza dolomítica. La caliza masiva tiene una fractura concoide y puede tener varios colores: blanco, amarillo, rosado, rojo, gris o negro. En contacto con ácido clorhídrico frío diluido se produce efervescencia. Sin la influencia de seres vivos la precipitación de calcita está limitada a los 100 a 200 m superiores de los mares, puesto que solo en esta región el agua de mar está saturado de calcita. Pero la precipitación puramente química de la calcita en los 100 a 200 m superiores del mar no es muy frecuente. Normalmente las calizas marinas se producen a partir de diminutos esqueletos de seres vivos, que viven en las capas acuáticas superiores y que al morir caen al fondo de mar, donde constituyen los lodos de calcita. La caliza oolítica se compone de un cúmulo de granos compactados de caliza de forma redondeada y de diámetro entre 1 y 2 mm. Los granos crecen en el agua de la mar supersaturada con CaCO3, de profundidad menor de 2 m, que está caracterizada por un cambio permanente de fases de movimiento y de reposo, alrededor de gérmenes como granos de cuarzo o pedazos diminutos de caparazones por ejemplo. Si el diámetro de los granos redondeados sobresale un cierto limite - aproximadamente 1 a 2 mm de diámetro de grano - los granos son demasiado pesados para seguir el movimiento del agua. Estos granos se acumulan en el fondo de mar y después su compactación forma la caliza oolítica. El travertino es una caliza formada en el agua dulce en manantiales y fuentes termales. Aparte de calcita puede constituirse de aragonita, en cantidades menores puede participar limonita produciendo el color amarillento del travertino. La segregación de la calcita disuelta se produce cuando se retira dióxido de carbono (CO2) del agua por calentamiento o por liberación de la presión. Además los fuertes movimientos y la efervescencia del agua y la influencia de algunas plantas favorecen la segregación de calcita. Se puede hallar estas segregaciones, también llamadas sinterizaciones de cal en las salidas de las fuentes y en los obstáculos del discurrir del agua de una fuente. En las fuentes termales se precipita a menudo aragonita en vez de calcita. Las estalactitas y las estalagmitas son las segregaciones de calcita de las cuevas. Se componen esencialmente de calcita, ocasionalmente de aragonita. Se forman por la precipitación del carbonato de calcio disueltos en las aguas subterráneas al haber pasado por rocas carbonatadas. Si las aguas subterráneas saturadas de carbonato de calcio entran en una cueva de rocas carbonatadas y variaciones ligeras de la temperatura, de la presión o de la composición de los gases atmosféricos o una evaporación breve puede iniciar la precipitación de carbonato de calcio. Estalagmitas se llaman las formaciones pilares, que crecen desde el piso de una cueva hacia arriba, estalactitas se llaman las formaciones crecientes desde el techo de la cueva hacia abajo. Las estalactitas son porosas, normalmente cristalinas, gruesas y de color blanco o amarillo. Aún los esqueletos de los radiolarios son incoloros.Rocas sedimentarias de sílice La radiolarita o la lidita se forman por la sedimentación de los esqueletos silícicos (de ópalo) de los radiolarios unicelulares. Los radiolarios aparecieron en el cámbrico. El lodo de radiolarios se puede hallar sólo en zonas caracterizadas por escasa sedimentación de arena. con fractura concoide. actualmente no son tan frecuentes como lo fueron en los periodos pasados. Las radiolaritas son rocas masivas. negro o verde debido a la presencia de hematita. . Los radiolarios son microorganismos que viven en las aguas superficiales del mar. arcilla o carbonato y en el fondo de mar profundo debajo de la profundidad de compensación de carbonato. las variedades típicas de la radiolarita son de color café rojizo. de cantos vivos y de brillo vítreo o céreo. limo. sustancias orgánicas o minerales verdes en la roca. En él paulatinamente los esqueletos de ópalo se transforman en agregados de microcristales de cuarzo. que a su muerte caen al fondo de mar acumulándose y formando el cieno o lodo de radiolarios. Las variedades negras se llaman liditas. la flecha separa la descripción del estado inicial de la del estado final. o de productos. pero ahora han “aparecido” tres átomos extra de sodio en el final. sino para recordar que la sustancia “agua” está formada por moléculas. uno solo. como dos moléculas de agua. 4 Na + O2 ® 2 Na2O la ecuación queda escrita correctamente. Balancee por tanteo las siguientes ecuaciones: H2+ O2 ←→ H20 2 H2+ O2 ←→ 2 H20 . Algunas ecuaciones químicas sencillas pueden igualarse por tanteo. están en la forma de dos moléculas de hidrógeno y una de oxígeno. por ejemplo 2 H2 + O2 2 H2O Quiere tener presente que está representando un fenómeno químico. una vez completada la transformación. Corrigiendo de la misma forma. Observe la importancia de equilibrar o balancear las ecuaciones químicas: durante una transformación química no pueden aparecer ni desaparecer átomos. una transformación de un sistema formado por cuatro átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno que. y en el estado final. Una ecuación química se parece a dos cuadros sucesivos de una película.ECUACIONES QUIMICAS Así como cuando un químico escribe “H2O” en vez de “agua” lo hace no sólo por comodidad. 1. y en estado final. que a su vez están formadas por la unión de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. en su estado original o de reactivos. Si corregimos el coeficiente estequiométrico del Na2O Na + O2 ® 2 Na2O conseguimos arreglar el problema del oxígeno. por ejemplo Na + O2 Na2O está mal escrita porque en el estado inicial hay dos átomos de hidrógeno. solamente pueden modificar sus uniones químicas. cuando escribe. N2 + H2 ←→ NH3 N2 + 3 H2 ←→ 2 NH3 H2O + Na ←→ Na(OH) + H2 2 H2O + 2 Na ←→ 2 Na(OH) + H2 KClO3 ←→ KCl + O2 2 KClO3 ←→ 2 KCl + 3 O2 BaO2 + HCl ←→ BaCl2 + H2O2 BaO2 + 2 HCl ←→ BaCl2 + H2O2 H2SO4 + NaCl ←→ Na2SO4 + HCl H2SO4 + NaCl ←→ Na2SO4 + HCl FeS2 ←→ Fe3S4 + S2 3 FeS2 ←→ Fe3S4 + S2 H2SO4 + C ←→ H20 + SO2 + CO2 2 H2SO4 + C ←→ 2 H20 + 2 SO2 + CO2 SO2 + O2 ←→ SO3 2 SO2 + O2 ←→ 2 SO3 NaCl ←→ Na + Cl2 2 NaCl ←→ 2 Na + Cl2 HCl + MnO2 ←→ MnCl2 + H20 + Cl 4 HCl + MnO2 ←→ MnCl2 + 2 H20 + 2 Cl K2CO3 + C ←→ CO + K . Reacción química: proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas.K2CO3 + 2 C ←→ 3 CO + 2 K Ag2SO4 + NaCl ←→ Na2SO4 + AgCl Ag2SO4 + 2 NaCl ←→ Na2SO4 + 2 AgCl NaNO3 + KCl ←→ NaCl + KNO3 NaNO3 + KCl ←→ NaCl + KNO3 Fe2O3 + CO ←→ CO2 + Fe Fe2O3 + 3 CO ←→ 3 CO2 + 2 Fe Na2CO3 + H2O + CO2 ←→ NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 ←→ 2 NaHCO3 FeS2 + O2 ←→ Fe2O3 + SO2 4 FeS2 + 11 O2 ←→ 2 Fe2O3 + 8 SO2 Cr2O3 + Al ←→ Al2O3 + Cr Cr2O3 + 2 Al ←→ Al2O3 + 2 Cr Ag + HNO3 ←→ NO + H2O + AgNO3 3 Ag + 4 HNO3 ←→ NO + 2 H2O + 3 AgNO3 CuFeS2 + O2 ←→ SO2 + CuO + FeO CuFeS2 + 3 O2 ←→ 2 SO2 + CuO + FeO La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. . Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. ni se destruyen. A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos de la reacción. La ecuación química para esta reacción se escribe: El '+' se lee como “reacciona con” y la flecha significa “produce”. Los números al lado de las formulas son los coeficientes( el coeficiente 1 se omite). Balanceo de las ecuaciones químicas: 1. Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para dar agua (H20). Determinar los reactivos y los productos de la reacción química . durante una reacción química. ¿Qué le ocurre a la material cuando sufre una reacción química? Según la ley de la conservación de la masa los átomos ni se crean. Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. se buscan los elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación. Esta reacción consume oxígeno (O2) y produce agua (H2O) y dióxido de carbono (CO2). no es necesario ajustar los coeficientes de estos elementos en ese momento. pero con diferente número de átomos y se balancean estos elementos. Por lo tanto. Escribir la ecuación química reactivos → productos Balancear la ecuación. (Nota: No se pueden modificar los subíndices de las fórmulas). Ejemplo: Consideremos la combustión del gas butano (C4H10) en el aire. Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos: las fórmulas que contienen estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Se verifica la ecuación igualada para asegurarse de que hay el mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha de la ecuación. 3. § § 4. Podemos entonces escribir la ecuación química: Ahora contamos el número de átomos de cada elemento en reactivos y productos: .2. para ello: § Se empieza por igualar la ecuación probando diferentes coeficientes para lograr que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. Por último se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación. A continuación. La preferencia es utilizar como coeficientes números enteros y no fraccionarios.El carbono y el hidrógeno aparecen en un compuesto de los reactivos y en otro de los productos. Hay cuatro veces más de átomos decarbono en los reactivos que en los productos y cinco veces más hidrógeno en los reactivos que en los productos. así que tenemos que multiplicar la ecuación por 2: . falta ajustar los átomos de oxígeno. Podemos arreglar esto cuadriplicando el número de moléculas de dióxido de carbono y quintuplicando el número de moléculas de agua: Ahora que ya están balanceados los átomos de carbono e hidrógeno. Ya que hay dos átomos en los reactivos y 13 en los productos bastaría con multiplicar por el coeficiente 13/2. b y c que corresponden a los coeficientes estequiométricos del sodio. oxígeno y óxido de sodio. si por ejemplo decidimos c = 1. En nuestro ejemplo anterior Na + O2 ® Na2O Definimos tres variables a. pero como los coeficientes estequiométricos deben elegirse como . respectivamente a Na + b O2 ® c Na2O De estos coeficientes sabemos que: 2a=c b=2c porque: en c moléculas (unidades) de Na2O hay el doble de átomos de sodio que en a En b moléculas de oxígeno hay el doble de átomos de oxígeno que en c moléculas de Na2O Si aceptamos arbitrariamente que a = 1. que se plantea como un sistema de ecuaciones lineales. MÉTODO ALGEBRAICO Algunas ecuaciones parecen más difíciles que otras. entonces c = 2 y b = 4. Observe que no hay problema en tomar otra elección. Para casos rebeldes. pero debe ser resuelto con números enteros.Ahora ya tenemos la ecuación balanceada y la podemos leer como: dos moléculas de butano reaccionan con trece de oxígeno produciendo diez moléculas de agua y ocho de dióxido de carbono.5 y b = 2. es recomendable usar el “método algebraico”. entonces a = 0. 2Bi 3S 6Cl 6H aH P O + bAu N O 3 4 2 7 3 ( ) dAu 4 ( P2 O7) 3 + fHNO3 H:4a=f P:2a=6d O:7a+9b=21d+3f Au:b=4d N:3b=1f a=1 4a=f 4(1)=f 4=f 2a=6d 2(1)=6d 2=6d 2 6 =d 1 3 =d b=4d b=4( 1 6 ) b= 4 6 b= 2 3 .los números enteros más pequeños que permitan balancear la ecuación. aHCL + bBi S H:a=2f Cl:a=3d Bi:2b=d S:3b=f a=1 a=2f 1=2f f= 1 2 2b=d 2b= 1 3 b= 1 6 2 3 dBiCL + fH S 3 2 a=3d 1=3d d= 1 3 a=1 × 6=6 b= 1 6 × 6=1 d= 1 3 × 6=2 f= 1 2 × 6=3 BiCL 3b=f 3b= 1 b= 1 2 6 6HCL +1Bi 2 3 H S +3 2 1 M. 2Bi 3S 6Cl 6H 2M. deberemos multiplicarlos a todos por dos. 2M.3b=1f 3( 2 3 )=1f 2 1 =1f 2=f a =1 × 6=6 a= 2 3 × 6=4 d= 1 3 × 6= 6 f=2 × 6=2 6 3 =2 H P O + 4 Au NO 3 4 2 7 3 ( ) 2 Au 4 ( P2 O7) 3 + 12HNO 3 1 M. 4Au 4Au 12P 12P 3N 3N 108O108O 21H 24 H aHNO + bBi P O 3 4 ( 2 5 3 ) dBr NO 3 + fH P O 3 4 2 5 ( ) H :a=4f N :a=3d O :3a=15b+9d+5f Bi:4d=3d P:6b=2f a=1 a=3d a=4f 1=3d 1=4f d= 1 3 1 4 f= a=1 × 4 =4 × 3=12 b= 1 4 × 4=1 × 3=3 d= 1 3 × 4= 4 3 × 3=4 f= 1 4 × 4=1 × 3=3 HNO + 3 Bi P O 12 3 4 4b=3d 4b= 3 b= 1 3 4 ( 2 5 3 ) 4 Br NO 3 + 3 H P O 3 4 2 5 ( ) . pues el perder electrones el que se oxida se une con el oxígeno para tener los electrones necesarios. de ahí su nombre. EJ: Fe + O2 → Fe2O3 2PbO → 2Pb + O2 2.aZn + bNaOH Zn :a =d Na :b=2d O : b=2d H :b=2f a a 1 1 d d dNa ZnO + fH 2 2 2 b b 2d 2 b 2 2f 2f a b d f 1 2 1 1 Na ZnO + H 2 2 2 Zn + 2NaOH 1M 1Zn 2Na 2H 2 O 2M 1Zn 2Na 2H 2O OXIDO REDUCCION REACCIÓN REDOX Una reacción redox es aquella en la que uno de los compuestos se reduce y el otro se ox ida. Y el que se reduce está ganado los electrones que el otro ha soltado. Antiguamente lo que se creía era que el que se oxidaba ganaba oxígeno. en realidad esto era bastante cierto.-) Agentes oxidantes . El reactivo que se oxida está perdiendo electrones que luego cogerá el que se reduce. solo que era incompleto. Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto EJ: NaCl → Na+ + ClCarga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene. EJ: H2+1SO4-2 4. EJ: H2SO4-2 → H2O2-1 3.-) Agentes reductores El reductor es aquel de los compuestos que forman parte en la reacción redox capaz de reducir al otro y que a su vez esta es oxidada por la otra. El oxígeno tiene en sus compuestos oxidación -2 excepto en los peróxidos que tiene -1.(el cobre se oxida y es capaz de soltar electrones) Ag+ + e. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2. Hg.-) Número de oxidación El número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto. EJ: H2O → 2H+1 + OReglas para el número de oxidación 1. Todos los elementos tienen en su estado natural oxidación 0 EJ: Pb° 2. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1. Ag Au| 4. EJ: H-1K+1 5.→ Ag (la plata se reduce y es capaz de coger electrones) No se puede producir la reacción contraria porque el cobre es muy mal oxidante y la plata muy mala reductora Son buenos oxidantes: O2 H2 O2 los permanganatos los dicromatos H2SO4 3. El hidrógeno tiene en sus compuestos oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos que tiene -1. . Son buenos reductores: Los no metales y los metales de izquierda a derecha | Cu.El oxidante es aquel de los compuestos que forman parte de una reacción redox que es capaz de oxidar a la otra y que a su vez esta es reducida por la otra. EJ: Cu → Cu ²+ + 2e. + 2H+ N+5 + e+ eN+4 NO2 + H2O (Reducción) (Reducción) . Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden eReducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan eAgente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.+ 2Ag° El cobre se oxida y pierde 2 electrones los cuales toma la plata que se reduce Óxido-Reducción.EJ: K+1Mn+2O4-2 6. Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la media REDOX daremos unas definiciones importantes. sin embargo. Método del ión-electrón. Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico. Y si se reduce el número de oxidación disminuye. Ejemplo: NO3. EJ: Ca+2C+4O3-2+2H+1Cl-1 → Ca+2Cl2-1+ H2+1O-2+C+4O2-2 Cu° + 2Ag+NO3-→ 2Cu+NO3. usted balanceó ecuaciones químicas sencillas por simple inspección o tanteo. y en estos casos. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos. EJ: H2+1S+6O4-2 Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta. a saber el método de la media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación. equilibrio iónico) son reacciones de óxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro. En el semestre anterior de química. el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. la gran mayoría de las reacciones de interés en este semestre (electroquímica. Los halógenos tienen en sus compuestos con los aluros oxidación -1. Este último capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estas ecuaciones. EJ: Na+1Cl-1 7. bases y sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico. Ejemplo: C o + 2H2O C+4 + C2O 4e- + 4H+ + 4e- (Oxidación) (Oxidación) C En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación) MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos. Ejemplo: Ag Cl AgNO3 Cu(NO3)2 Al2(SO4)3 se disocia en se disocia en se disocia en se disocia en Ag+ClAg+NO3Cu+2 (NO3)2Al2+3 (SO4)3-2 . Ejemplo: HNO3 se disocia en H+NO3H2SO4 se disocia en H2+ SO4 -2 H3PO4 se disocia en H3+PO4-3 las sales se disocian en el catión positivo y el OHEjemplo: NaOH se disocia en Na+OHMg(OH)2 se disocia en Mg+2(OH)2Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo. Recapitulando tenemos los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción. . es menos probable que conduzca a error..Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica... que el método del número de oxidación y se evita estar determinando los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se reduce.. es decir. y se reduce el que gane e. o HIO3 + NO + H2 O (Molecular) o o I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H2O (Iónica) 2. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres. ya que aquí se oxida el que pierda e-. Además este método es más práctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas. por ser más sistemático. sin embargo.. la ecuación donde aparezcan los e.Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : I2 NO 3 2lO3o NO para balancear los 4. un poco más largo (pero no más difícil) que el del número de oxidación. el H2O y el H2O2 no se disocian.Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. hacia la izquierda. ejemplo: I2 + HNO3 Se pasa a forma iónica. sólo se disocian los electrolitos (ácidos. hacia la derecha. los óxidos. en general.Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O oxígenos: o . o I2 NO o lO3o 3 NO 3.El método del ión-electrón es. bases y sales). PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN 1. es decir la ecuación donde aparezcan los e-. 7...para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”.I2 NO + 6H2O o 2lO3NO + 2 H2O 3 5. es decir.perdidos por el agente reductor. multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto. HNO3). con los e.ganados por el agente oxidante. Combinar los H+ y OH. no está en medio básico (está en medio ácido.Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.Igualar el número de e. neutros o básicos (alcalinos).en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+) o o -2 +12 = +10 – 10 = 0 - I2 -1 + 6H2O +4 = +3 – 3 = 0 3 2lO3 + 12H+ + 10 eo o (oxidación) NO + 4H+ + 3e- NO + 2H2O (reducción) Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos. o I2 + 6H2O o 2lO3- + 12H+ NO3- + 4H+ NO + 2H2O 6.como H+ haya.se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH.Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e. Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-. Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e.. o 3 x (I2 10 x (NO3- + 6H2O + 4H+ + 3e- 2lO3o + 12H+ + lOe-) o NO + 2H2O) . + I2 (solución ácida) + OH(solución básica) a) La ecuación está en forma iónica y está en medio ácido por contener iones hidrógenos H+.3 I2 + 18 H2O + 40 H+ + 30 e - 6 IO3- + 36H+ + 30 e10 NO + 20 H2O 10NO3- 8. 3 I2 4 + 18 H2O + 6 IO3- + 36H+ + 30 e 2 10 NO o 3 + 40 H + 30 e 4H+ - 10 NO + 20 H2O o o 3I2 + 10NO3.1 Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones: a) Zn + NO3. H+. Reductor .+ H2O d) CIO3. Escribimos las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y reductor. se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.+ 6IO3- + 10NO + 2H2O __ Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica. y le aplicamos todos los pasos: o 4 x (Zn Zn+2 + 2e.o H2O que aparezca en ambos lados.. Ejemplo: 3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O 4. ésta es la respuesta del problema. OH. con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.+ H+ b) Fe+2 + NO3c) MnO4.Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-.+ I.+ IZn+2 + NH4+ + H2O Fe+3 + NO MnO2 + I2 CI. __ Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular.) Ag. + 4 H+ + 3eFe+3 + 1 e.+ 10 H+ + 8e4Zn+2 + 8e- NH4+ + 3H2O 4Zn+2 + NH4. 3 x ( Fe+2 NO3.+ 10 H+ + 8e- b) La ecuación está en solución ácida no tiene los iones de H+ pero al balancearla le colocaremos los iones de H+ y H2O.+ 10 H+ + 8 e4 Zn NO3.+ 10 H+ + 8 e4Zn + NO3.+ 3 H2O + NO3.) (Ag.1 x ( NO3.+ 4 H+ + 3e3Fe+2 NO3. Oxidante) 3Fe+3 + 3 e- NO + 2 H2O . Reductor) NO + 2 H2O (Ag.+ 10 H+ NO3. Oxidante NH+4 + 3 H2O : Zn Zn Zn 4 x (Zn Zn+2 Zn+2 Zn+2 Zn+2 + 2 e-) 4 Zn NO34 Zn + 10 H+ + 8 eNO3NO3NH4+ NH4+ + 3 H2O NH4+ + 3 H2O NH4+ + 3 H2O NO3.+ 10 H+ NH4+ + 3 H2O) 4Zn+2 + 8eNH4+ + 3 H2O 4Zn+2 + Ag. 3Fe+2 + NO3. luego se eliminan los H+ formando agua y se eliminan los O2O duplicados en ambos miembros.+ c) La ecuación está en medio alcalino por presencia de OH-.+ 4 H+ + 3 e2 IMnO2 + 2 H2O I2 + 2 eAg.+ 4 H2O + 6 e6 I2 MnO4.+ 3 e2 MnO2 + 2 H2O + 4 OH- 4 H2O o 2 I2 x (MnO4. combino los 4 OHcon 4 H+ y formo 4 H2O y elimino 4 H2O a la izquierda con 2 H2O a la derecha y nos quedan 2 H2O a la izquierda.+ 6 I.+ 4 H+ + 3e- 3 Fe+2 3 Fe+3 + 3 e+ 4 H+ + 3e NO + 2 H2O 4 H+ 3 Fe+2 + NO + 2 H2O + NO3. MnO4.+ 4 H2O I2 + 2 e- MnO2 + 4 OH-) I2 + 2 e-) 2 MnO2 + 8 OH3 I2 + 6 e- 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH- . Se realizan los pasos comunes hasta el 6 y luego se agrega a cada miembro tanto OH.+ 2 H2O + 3 e3 x (2 I2 MnO4.+ Otra forma: Fe+2 Fe+2 Fe+2 Fe+2 Fe+3 Fe+3 Fe+3 Fe+3 + eNO33 Fe+2 4 H+ 3Fe+3 + NO + 2 H2O 3Fe-3 NO3NO3- NO NO + 2 H2O 4 H+ + NO + 2 H2O NO + 2 H2O NO3. Reductor Ahora agrego al agente oxidante a la izquierda y a la derecha 4 OH-.+ 4 H+ + 4 OH. MnO4. Oxidante Ag.como H+ haya. no aparecen los iones OH-.+ H2O .+ 3 e3 Cl.+ 6 OH-) I2 + 2 e-) Cl.+ 6 H+ + 6 OH. Oxidante Ag. a) o o Bi2O3 + K+OH. a) Bi2O3 b) Cl2 + KOH + KOH CO2 + KClO KBiO3 + KCl + H2O KClO3 + KCl + H2O + NO2 + H2O c) C + HNO3 Estas ecuaciones están en forma molecular.+ K+Cl .+ 3 H2O I2 + 2 e- Cl.d) La ecuación está en solución básica.2 Balancee por medio de la media reacción e indique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor.+ K+ClO K+BiO3. Reductor Cl. ClO3+ 6 H+ + 6 e2 IClO3.+ 3 H2O + 6 e6 IClO3. debemos pasarla a forma iónica.+ 6 OH3I2 + 6 e6 I2 + 6 OH- Cl.+ 3 H2O + 6 e3 x (2 IClO3. pero éstos los colocaremos junto con el agua al balancear la ecuación.+ 4.+ 3 H2O + 6 OH- 6 H2O 2 I1 x (ClO3.+ 3 H2O I2 + 2 e- Ag.+ 6 I. Ag.(KOH).+ 3 4 e-e) 6 H2O 2 x (ClO+ 2H+ + 2 OH2 H2O 2 + 2 e- Cl- + H2O + 2 OH-) Bi2O3 2 ClOBi2O3 + + 6 OH2 H2O + 4 e-e 2 ClO- 2 BiO32 Cl- + 6H+ + 3 H2O + 4 e-e + 4 OH+ 2 Cl+ H2O + 2 OH.Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor. o Cl2 + K OH + - K ClO3 + - + K Cl + H2O + o - Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor o o Cl2 + 6 H2O o 2 ClO3- + 12 H+ + 10 e- . 1 x (Bi2O3 + 3 H2O + 6 OH2 BiO3+ 6H+ + 6 OH. Bi2O3 ClO- + 3 H2O + 2H+ + 2 e- 2 BiO3Cl- + 6H+ + + H2O 4 e- Ag. luego combinar los H+ para formar H2O y eliminar el H2O duplicando en ambos miembros.como H+ haya. se deben eliminar los H+ agregando en ambos miembros de cada semi-reacción tantos OH. Esta es una reacción de dismutación.+ 2 BiO3- y trasladamos los coeficientes a la ecuación molecular: Bi2O3 + 2 KOH + 2KClO 2 KBiO3 + H2O b) Esta reacción es en solución básica por la presencia de KOH. Reductor. Oxidante. Como está en medio alcalino por contener iones OH. + 2 H+ + eo CO2 o + 4 H+ + H2O) + 4 H+ 2 + 4 e-) Ag.+ 5 Cl2 + 10 eo 6 Cl2 + 12 OHSimplificando tenemos: o 6 H2O + 10 Cl- 3 Cl2 + 6 OH- ClO3.) 12 H2O o 5 x (Cl2 + 2 eo 2 Cl-) 6 H2O + 10 e-) Cl2 + 12 OHo 2 ClO3. Ag.+ 10 Cl2 ClO3. tradicionalmente llamado ácido nítrico.+ 8 H+ + 4 eC + 4 NO3+ 4 H+ 4 NO2 CO2 + + 4 NO2 + 2 H2O .+ 12 H+ + 6 1 x ( Cl2 + 6 H2O + 12 OH- 12 OH. NO2 CO2 C + 2 H2O 4 + 4 H2O) 4 e- 4 NO3. Reductor. Se escriben las reacciones iónicas parciales de los agentes: oxidante y reductor. Oxidante. o 1 x (C + 6H2O 4 x (NO3.Cl2 o + 2 e- 2 Cl2 ClO3.+ 3 H2O + 5 Cl- y trasladamos estos coeficientes a la ecuación molecular: c) o o o o C + H+NO3- CO2 + NO2 + H2O Esta reacción esta en solución ácida por la presencia de HNO3 Ácida trioxonítrico (v) o Trioxonitrato (v) de hidrógeno.+ 10 e. En realidad ¿Qué es una solución?. Ejemplos de soluciones no sólo se encuentran en el laboratorio también en la cocina cuando agregamos sal al agua para preparar luego una sopa estamos preparando primero una solución. Cuando mezclamos una cierta cantidad de un sólido con un líquido se forma una solución en la que el sólido se conoce como soluto y el líquido o solvente es el diluyente. . Una solución es una mezcla homogénea donde todas las partículas que existen en ella se encuentran como moléculas o iones individuales.y se trasladan los coeficientes a la ecuación molecular: C + 4 HNO3 Otra forma de resolverlo: CO2 + 4 NO2 + 2H2O C C + 2 H2O C + CO2 CO2 CO2 + 4 H+ HNO3 HNO3 + H+ HNO3 + H+ NO2 NO2 + H2O NO2 + H2O + e- 2 H2O + 4 e- C + 2 H2O + 4 e4HNO3 + 4 H+ C + 4 HNO3 CO2 + 4 H+ 2 4 NO2 + 4 H2O + 4 eCO2 + 4 NO2 + 2 H2O Soluciones molares Soluciones. Como fácilmente podemos deducir de los ejemplos del capítulo 2 las soluciones se expresan en mgr/ml o en gr/l pero también en molaridad (M). La molaridad de una solución se calcula dividiendo los moles del soluto por los litros de la solución. el problema se plantea cuando no se dispone de la cantidad de gramos de un soluto equivalente a su peso molecular.75 mol / 2. ¿Qué es la molaridad? El mol (molécula gramo) es una Unidad Internacional usada para medir la cantidad de una sustancia.5 gr de cloruro de sodio disueltos en 2 litros de solvente?. Si consideramos que el peso molecular del cloruro de sodio es: 58.5 gr de sal por litro de agua. Amedeo Avogadro (1776-1856) era un físico italiano que acuñó el término molécula para designar a los pequeños conjuntos estables en que se combinan los átomos y así consiguió diferenciar molécula de átomo. Para poder hacer el cálculo tenemos que convertir gramos a moles. una solución 1M de cloruro de sodio contendrá 58. contienen el mismo número de moléculas”.5 L de solvente?. Un mol de una sustancia expresado en gr es su peso molecular así por ejemplo: un mol de cloruro de sodio (NaCl) son 58. Entonces recurrimos al número de avogadro. M= 0.75 moles de soluto disueltos en 2. . M= 1 M / 2L= 0. En 1881 dio a conocer un enunciado conocido por la posteridad como principio de Avogadro: “Volúmenes iguales de gases cualesquiera. en iguales condiciones de presión y temperatura.5 gr . Por lo tanto.5 L= 0.5 [(peso del Cl.5) + peso del Na+(23)] entonces esa cantidad es un mol. molaridad = moles de soluto/litros de solución Ejemplo 1: ¿Cuál es la molaridad de 0.(35.5 M El número de Avogadro Los cálculos realizados hasta aquí son muy fáciles.3 M Ejemplo 2: ¿Cuál es la molaridad de 58. 000.000. M x 0. 2 gr. Molaridad (M) x Volumen (V) = -------------------Peso molecular Para llegar a la ecuación 3 se ve claramente que fuimos reemplazando los términos.mol-1 . moles --------------= molaridad (M) Volumen Gramos 3. El número de moléculas contenido en un mol es igual al número de Avogadro cuyo valor se ha calculado en: 6.1 L = ------------------------58.000. Dado que un mol de cualquier sustancia expresado en gramos contiene el mismo número de moléculas.5) se disuelven en 100 mL de agua ¿Cuál es la molaridad de la solución? Si aplicamos la ecuación 3 tenemos: 2 gr.El concepto de mol se introdujo años después de la muerte de Avogadro. Ejemplos Número 1. de acuerdo con el principio de Avogadro los volúmenes molares de todos los gases deben ser los mismos. de NaCl (de peso molecular 58.02 x 1023 moléculas lo que equivale al número siguiente: 602.000 Hagamos un pequeño esfuerzo y recordemos las siguientes ecuaciones: 1.000. gramos ----------------------= Peso molecular moles 2.000.44 g mol-1 ojo que pusimos aquí el valor exacto del peso a diferencia y no el aproximado de 58.000.44 gr. 2 M?.34 M b) Gramos/litro.1 x = ---------------------58. b) La concentración en gramos por litro. de cloruro de sodio Se mezclan 5.060 g/cm3 = = 1 060 g 2.M x 0. Se calcula la masa de un litro de disolución: masa = volumen · densidad = 1 000 cm3 · 1.5 L) = --------------------58.1 L M.034 mol M. ¿Cuántos gramos de NaCl son necesarios para obtener 500 ml de una solución 0.44 0. 0. Se trata de calcular el número de gramos de soluto por cada cien gramos de disolución. Calcúlese: a) El tanto por ciento en peso. es decir: La molaridad de la solución es 0. c) La molaridad y d) La molalidad. Si aplicamos la ecuación 3 tenemos: x (0.44 X = cantidad = 5.034 mol / 0.060 g/cm3.2 M) ( 0.00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35. Puesto que los datos están referidos a masas y no a volúmenes. formándose una disolución cuya densidad a 20 ºC es de 1. A partir del valor del tanto por ciento en peso se determina la masa en gramos del soluto contenida en la disolución: .844 gr. 0.1 L= 0. a) Tanto por ciento.00 g de agua.34 Número 2. es necesario recurrir al valor de la densidad y proceder del siguiente modo: 1. La cantidad resultante representa la concentración en gramos de soluto (HCI) por litro de disolución. d) Molalidad.La masa de un litro de disolución es . la masa de su mol expresada en gramos.0% p. La densidad de una sustancia es la masa por unidad de volumen . De acuerdo con su definición: Sustituyendo se tiene: Hallar la molaridad y modalidad de un HCI del 37.47 es la masa molecular del HCI y. por tanto. De lo anterior se deduce que. el cálculo de la molaridad implica las etapas a y b como pasos intermedios. La tabla en el dorso de la tapa del libro nos dice que la densidad del reactivo es 1. Dado que: Sustituyendo resulta: donde 36.La masa de HCI en un litro es por tanto . c) Molaridad. para hallar la moralidad necesitamos calcular los moles de HCI por litro de disolución . cuando los datos del volumen de la disolución no son explícitos.19g/ml. por tanto la moralidad es Para hallar la modalidad necesitamos calcular los moles de HCI por kilogramo de disolvente (que es agua) .0186 .50 mol H2SO4 / 80. Calcula la: a) Molaridad. M = ns / VD = 1. La densidad de la disolución es 1.05 mol H2SO4 / kg H2O c) La cantidad de soluto y disolvente en la disolución es: ∑n = 1.3 mol H2O = 80.Por tanto la modalidad es 2.46 g/mol .43 kg d = 1.La masa molecular del HCI es 36.0 -37.0 = 63.).0630 Kg.8 mol total La fracción molar del soluto (ácido sulfúrico) es: xs = 1. b) Molalidad.00 mol H2SO4 / dm3 D b) La molalidad m de una disolución es la relación del soluto s al disolvente d en mol/kg.50 mol H2SO4 / 1.La disolución es 37% p de HCI.8 mol total = 0.05 g / mL. La molaridad M de una disolución es la concentración del soluto s en mol/dm3.50 mol H2SO4 / 1. c) Fracción molar de soluto y disolvente. por tanto sabemos que 100. m = ns / md = 1.0 g de agua (=0.5 mol H2SO4 + 79.50 dm3 D = 1. Una disolución contiene 147 g de tetraoxosulfato (VI) de dihidrógeno [ácido sulfúrico] en 1 500 mL de disolución. 2g de CH3OH en 200g de agua? Peso Molecular del soluto = 12 + (4 x 1) + 16 = 32 nmoles de soluto = 3.89M Molalidad: Es la cantidad de soluto (medida en moles) disuelta en cada Kilogramo de disolvente.3 mol H2O / 80. Esta escala se define así: Esta cantidad no cambia al cambiar la temperatura o la presión.5 m Se mezclan 5. suponiendo que el volumen de agua no varía en el proceso de disolución: M = (0.00 g de agua.La fracción molar del disolvente (agua) es: Xd = 79. c) La molaridad y d) La molalidad.060 g/cm3.2 Kg de disolvente) = 0. b) La concentración en gramos por litro.34 moles de NaCl)/(0.2/32 0.8 mol total = 1 – 0. formándose una disolución cuya densidad a 20 ºC es de 1.981 ¿Cuál es la molaridad de una una disolución de 20 g de NaCl en 180 mL de agua? Primero debemos saber cuantas moles son 20 g de NaCl: nNaCl = 20/58.1 moles de soluto)/(0.1 moles m (0. Ejemplo: ¿Cuál es la molalidad de una disolución de 3. es decir: .18 L de disolución) = 1.0186 = 0.34 moles Ahora determinamos la concentración de la disolución. a) Tanto por ciento. Calcúlese: a) El tanto por ciento en peso.00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35. Se trata de calcular el número de gramos de soluto por cada cien gramos de disolución.5 = 0. es necesario recurrir al valor de la densidad y proceder del siguiente modo: 1. por tanto.b) Gramos/litro. la masa de su mol expresada en gramos. el cálculo de la molaridad implica las etapas a y b como pasos intermedios. cuando los datos del volumen de la disolución no son explícitos. c) Molaridad.060 g/cm3 = = 1 060 g 2. De acuerdo con su definición: . Dado que: Sustituyendo resulta: donde 36. A partir del valor del tanto por ciento en peso se determina la masa en gramos del soluto contenida en la disolución: La cantidad resultante representa la concentración en gramos de soluto (HCI) por litro de disolución. Se calcula la masa de un litro de disolución: masa = volumen · densidad = 1 000 cm3 · 1. De lo anterior se deduce que. Puesto que los datos están referidos a masas y no a volúmenes. d) Molalidad.47 es la masa molecular del HCI y. . Cuando a y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad en que C y D reaccionan para formar A y B. cite dos ejemplos y explíquelos brevemente: el equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos.-) Explique la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico.sustituyendo se tiene: Defina el equilibrio. La diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma sustancia. mientras que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades delas reacciones directas e inversas se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. el sistema se encuentra en equilibrio. La reacción entre SO2 y O2 para formar SO3 2SO2 (g) + O2 (g) ⇔ 2SO3 (g) 2. Ejemplo de equilibrio: La reacción entre H2 y N2 para formar NH3 3H2 (g) + N2 (g) ⇔ 2NH3 (g) este es uno délos equilibrios mas importantes que se conocen debido a que se utiliza para capturar nitrógeno de la atmósfera en una forma que se pueda utilizar para fabricar fertilizantes y muchos otros productos químicos. De dos ejemplos de cada uno. En este caso. Equilibrio Heterogéneo: Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases.. el número de moléculas de H2O se dejan en la fase líquida y regresan a ella es el mismo: H2O (l) ⇔ H2O (g) Ejemplos de Equilibrio Químico • CO (g) + Cl2 (g) ⇔ COCl2 (g) • H2 (g) + I2 (g) ⇔ 2HI (g) 3.Ejemplos de Equilibrios Físicos: La evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada. Ejemplos de equilibrio Homogéneo: 2NO (g) + O2 (g) ⇔ 2NO2 (g) CH3COOH (ac) + H2O (l) ⇔ CH3COO (ac) + H3O+ (ac) . Cite dos ejemplos de cada uno.) Defina el equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo. Equilibrio Homogéneo: Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en las misma fase. 5.-) Enuncie la Ley de Acción de Masas: Es una relación que establece que los valores de la expresión de la Ke son constante par una reacción en particular a una temperatura dada. siempre que se haya sustituido las concentraciones en equilibrio.-) Formule las ecuaciones de las constantes de equilibrio Ke.Ejemplos de equilibrio Heterogéneo: CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g) Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas (NH4)2Se (s) ⇔ 2NH3 (g) + H2Se (g) 4. para los siguientes procesos: C (s) + CO2 (g) ⇔ 2CO (g) 2HgO (s) ⇔ 2Hg (l) + O2 (g) . 2ZnS (s) + 3O2 (g) ⇔ 2ZnO (s) + 2SO2 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇔ PCl5 (g) 2CO2 (g) ⇔ 2CO (g) + O2 (g) 6. Para aA + bB ⇔ cC + dD . pero se refiere a valores específicos que no son necesariamente concentraciones en equilibrio. Puede compararse la magnitud de Q con la de K para una reacción en determinadas condiciones con el fin de decidir si debe producirse la reacción neta hacia la derecha o hacia la reacción inversa para establecer el equilibrio.-) Defina el cociente de reacción. Sin embargo cuando son concentraciones en equilibrio. Q = Kc. ¿en que se diferencia de la constante de equilibrio? El cociente de reacción tiene la misma forma que la constante de equilibrio. es una sustancia que tiene hidrógeno y produce H+ en solución acuosa. es la especie donadora de un protón en una reacción de transferencia de un protón. 9.+ NH3 ⇔ HPO4= + NH4+ Ácido base ácido base • C6H5NH2 + H2O ⇔ C6H5NH3+ + OH- Base ácido ácido base • HCN + H2O ⇔ CN. • • • Un ácido. produce el Ión hidróxido. Mencione 4 factores que puedan desplazar la posición de un equilibrio. es la especie receptora del protón en una reacción de transferencia de un protón. en cada una de las siguientes reacciones: • H2PO4. ¿cual es ese factor? Principio de Le Chatelier: Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de temperatura.en solución acuosa.+ H3O+ ácido base base ácidos . Solo uno de esos factores puede hacer variar el valor de la constante de equilibrio.-) Enuncie el principio de Le Chatelier. • • • Variación en la temperatura. OH. Variación en la presión.-) Defina los ácidos y las bases de Bronsted. 8. Variación del volumen La variación de temperatura es el factor que pueda hacer variar el valor de la constante de equilibrio. Una base.7.-) Identifique los pares conjugados ácidos – bases. el sistema modificará la composición en equilibrio en alguna forma que tienda a contrarrestar este cambio de la variable. Las definiciones de Bronsted con respecto a los ácidos y bases se diferencian de las de Arrhernius cuando dice que un ácido. según Bronsted. ¿Como difieren estas definiciones de Bronsted de las de Arrhernius? Ácidos y Bases de Bronsted. Factores que puedan reemplazar la posición de equilibrio. presión o concentración. Una base es una sustancia que contiene el grupo OH y. -) Escriba sobre una línea la palabra ácida.00 será de carácter BÁSICO 13. Los dos componentes deben estar presentes.(ac) Ke [H2O] = Kw = [H+][OH-] Kw = [H+][OH-] = 1. 11. básicas o neutras.-) Indique cuales de las siguientes soluciones son ácidas. Kw.45 por lo tanto es una solución BÁSICA Un suelo que tiene un pH superior a 7.50 pero inferior a 9.-) Escriba las ecuaciones de disolución del H2O y la expresión para el producto iónico del agua. La disolución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades tanto de ácidos como de bases.0 x 10-14 Expresión para el producto iónico del agua.• NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+ ácido base base ácidos 10. • • • Un litro de agua destilada tendrá un carácter NEUTRA y un pH igual a 7 El pH de la sangre ácida entre 7.35 y 7. kw. H2O (l) ⇔ H+ (ac) + OH. básica o neutra.0 x 10-14 Kw = (1.-) Defina solución amortiguadora.0 x 10-7)(1. . ¡Cuales son sus componentes! Es una solución de un ácido débil o una base débil y su sal. • • • pOH > 7 : la disolución es ÁCIDA pOH = 7 : la disolución es NEUTRA pOH < 7 : la disolución es BÁSICA 14.0 x 10-7) = 1.-) Complete la siguiente tabla para una disolución: Carácter de la solución [H+] > [OH-] [H+] < [OH-] [H+] = [OH-] Ácida Básica Neutra Rangos de valores para pH <7 >7 =7 pOH >7 <7 =7 12. 5.La disolución amortiguadora está compuesta por un ácido o una base y una sal. Séptima edición. . por ejemplo. 15. el pH de la sangre es alrededor de 7. El equilibrio principal en esta solución es: HC2H3O2 ⇔ H++C2H3O2- despejando [H+]. por supuesto. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido de a otro. La ciencia central. se tiene: REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Química. de otros iones). En la mayor parte de los casos.-) Cite dos ejemplos donde se ponga en evidencia la importancia de las soluciones amortiguadoras: las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicas. estos valores de pH.4. Una solución que contiene moléculas de ácido acético y iones acetato (además. en tanto que el del jugo gástrico humano es de alrededor de 1. que son cítricas para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica. se mantienen gracias a las disoluciones amortiguadoras. Editorial Reverté S. Ejemplar 1 CHANG Raimond. www. com. HUTCHINSON. Reacciones. Fondo educativo interamericano S.A. 1992. Eric. Estructuras.com. México 1968. Los elementos y sus reacciones. 2ª Edición. 4ta edic. E Química.es. . Golbery David E. Bogotá. Panamá 1997. México. DILLARD C. Tareas gratis. EEUU 1983 GARZÓN Guillermo. México 1989. Mc Graw – Hill Mexico D. CALIFORNIA. Edit.wikipedia. SLOWINSKI. Mc Graw – Hill. Edit. coomeva. Química. 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