Dislociones

QUÍMICA II

Alexis González Dulzaides

alexis_g_o@hotmail.com

QUÍMICA IITEMARIO

• Tema 1 Estequiometría de las disoluciones verdaderas y de las reacciones completas

• Tema 2 Equilibrio químico• Tema 3 Equilibrio ácido base en disolución

acuosa.• Tema 4 Solubilidad y precipitación.• Tema 5 Oxidación reducción.

BIBLIOGRAFÍA• Brown Theodore L. y col. Química, la Ciencia

Central, 7ª ed. México, Pearson Educación, 1998.• Chang Raymond. Química 6ª ed. México, Mc

Graw-Hill, 1999.• Ebbing Darrell D. Química General 5ª ed. México,

Mc Graw-Hill, 1997.• Moore John W. El Mundo de la Química

Conceptos y Aplicaciones 2ª ed. México Addison – Wesley, 2000.

BIBLIOGRAFÍA

• Petrucci Ralph y Harwood William S. Química General 8ª ed. Madrid, Pearson.

• Sherman Alan Conceptos Básicos de Química 6ª ed. México CECSA, 1999.

• Brady James E. Química Básica 2ª ed. México, Limusa- Willey, 1999

QUÍMICA IISISTEMA DE EVALUACIÓN

Concepto Periodicidad ObservacionesTrabajos de Control10 puntos

Uno por tema No es el promedio de todas las calificaciones, aunque se toma como referencia

Prueba Departamental10 puntos

Al final del semestre Imprescindible aprobarla

Prueba Final10 puntos

Al final del semestre Imprescindible aprobarla

Calificación final10 puntos

Se tienen en cuenta los tres conceptos anteriores

No es el promedio, aunque se toma como referencia

SISTEMAS DISPERSOS

TIPO DE SISTEMA DISPERSO TAMAÑO DE LA PARTÍCULA DISPERSA (nm)

MEZCLAS > 100

COLOIDES Entre 1 y 100

DISOLUCIONES VERDADERAS

< 1

Disoluciones verdaderas

sistema disperso = fase dispersa + fase dispersante

Disolución verdadera = soluto + disolvente

D = s + d

Solubilidad y reglas de solubilidad

“La solubilidad es la propiedad que tiene una sustancia de disolverse en otra a una temperatura dada.”

Cualitativamente: Podemos decir que una

sustancia es muy soluble o poco soluble en otra a una temperatura dada.

Solubilidad y reglas de solubilidad

Cuantitativamente, podemos expresar la solubilidad a través del “coeficiente de solubilidad ”

Se define como “la cantidad de soluto que

saturan 100 g de un disolvente a una temperatura dada”

Una de las clasificaciones

• No saturada: Admite más soluto a una temperatura dada.

• Saturada: No admite más soluto a una temperatura dada.

• Sobresaturada: Tiene disuelto más soluto que el correspondiente a una temperatura dada.

Reglas de solubilidad

• Los ácidos inorgánicos son solubles y los orgánicos de bajo peso molecular.

• Los compuestos inorgánicos comunes de los elementos del grupo 1A y del ión amonio son solubles.

• Los nitratos, acetatos, cloratos y percloratos son solubles.

• Los cloruros son solubles, con excepción del AgCl, Hg2Cl2 y PbCl2.

Reglas de solubilidad

• La mayoría de los sulfatos son solubles, excepto PbSO4 BaSO4 y HgSO4. El CaSO4 y el Ag2SO4 son poco solubles.

• Los hidróxidos generalmente son insolubles, excepto los de metales del grupo 1A y los de los metales más pesados del grupo IIA.

• La mayoría de los carbonatos, fosfatos y arsenatos son insolubles, excepto los de los elementos del grupo IA y el ión amonio. El MgCO3 también es soluble.

Reglas de solubilidad

• El MgCO3 también es soluble.

• La mayoría de los sulfuros son insolubles en agua, excepto los que forman los metales de los grupos IA y IIA, además del sulfuro de amonio.

http://mrzotoboy.wikispaces.com/file/view/Reglas+de+solubilidad.pdf

Concentración de las disoluciones

Cualitativamente:

• Concentradas: Mucho soluto con relación a la cantidad de disolvente o disolución.

• Diluidas: Poco soluto con relación a la cantidad de disolvente o disolución.

Factores que influyen en la solubilidad

• Naturaleza del soluto• Naturaleza del disolvente• Temperatura • Presión (gases)

Concentración de las disoluciones

• Cuantitativamente

Relación matemática entre la cantidad de soluto disuelto (masa, moles, equivalentes o volumen) y la cantidad de disolvente o de disolución (masa o el volumen).

Algunas formas de expresar la concentración de una disolución

• Fracción másica:

Expresa la relación entre la masa o el volumen de soluto disuelto y la masa o el volumen de la disolución. Se puede expresar en % o ppm.

ω m/m (x) = m (s) / m (D) × 100 (%) ω m/v (x) = m (s) / v (D) × 100 (%) ω m/m (x) = m (s) / m (D) × 106 (ppm)

Algunas formas de expresar la concentración de una disolución

• Concentración másica:

Expresa la masa de soluto disuelta en un litro de disolución. Se expresa en g / L

ρ (x) = m (s) / v (D)

Algunas formas de expresar la concentración de una disolución

• Molaridad (Concentración molar):

Expresa la cantidad de soluto (mol) disuelta en un litro de disolución. Se expresa en mol / L o M

M = ♯ de moles de soluto disueltos / v (D) o c (x) = n (s) / v (D)

Algunas formas de expresar la concentración de una disolución

• Normalidad: Expresa la cantidad de equivalentes de soluto

disuelto en un litro de disolución. Se expresa en equivalentes / L o N

N = ♯ de equivalentes de soluto disueltos / v (D)

Ejemplo

Si se encuentran disueltos 60 g de NaOH en 800 mL de disolución. Calcular la concentración másica, Molaridad y Normalidad de la misma.

Una solución

Datos: m (NaOH) = 60 g v (D) 800 mL = 0.8 L Fórmula: ρ (x) = m(s) / v (D) ρ (NaOH) = m (NaOH) / v (D) ρ (NaOH) = 60 / 0.8 g / L

ρ (NaOH) = 75 g / L

Una solución Datos: m (NaOH) = 60 g v (D) 800 mL = 0.8 LFórmula: M = ♯moles de s / v(D)♯moles de (NaOH) = ? ♯moles de (NaOH) = m (NaOH) / M (NaOH)♯moles de (NaOH) = 60 / 40 g / g/mol♯moles de (NaOH) = 1.5 molM (NaOH) = ♯moles de (NaOH) / v (D) mol / LM (NaOH) = 1.5 / 0.8 = 1.88 mol / L ó 1.88 M

ρ (NaOH) = 75 g / L

Una solución Datos: m (NaOH) = 60 g v (D) 800 mL = 0.8 L Fórmula: N =♯de equivalentes / v(D) ♯de equivalentes = ? ♯de equivalentes (NaOH) = m (NaOH)/M (NaOH / z*) ♯de equivalentes (NaOH) = 60 / 40 g / g/equiv ♯de equivalentes (NaOH) = 1.5 equivalentesN (NaOH) = ♯de equivalentes (NaOH) / v (D) equiv / L N (NaOH) = 1.5 / 0.8 = 1.88 equiv / L ó 1.88 N

ρ (NaOH) = 75 g / L

Dilución

(C × V) concentrada = (C × V) diluida

Dilución

Se desea preparar 200 mL de HNO3 de concentración 0.1 N a partir de otra de concentración 5 N

Determinar el volumen de HNO3 que es necesario tomar de la disolución más concentrada.

Solución

Disolución concentrada: Normalidad = 5 N v = ? Disolución diluida: Normalidad = 0.1 N v = 200 mL Fórmula: N × v (concentrada) = N × v (diluida) v (concentrada) = 0.1 × 200 / 5 N × mL ÷ N v (concentrada) = 4 mL

ESTEQUIOMETRÍA

Es la rama de la Química que estudia las reacciones químicas desde el punto de vista cuantitativo.

• Ley de Conservación de la masa.• Ley de las proporciones definidas• Ley de las proporciones múltiples.

Estequimetría de las reacciones completas

• Reacción completa.

• Ley de los equivalentes.

• Sustancia limitante.

Posibles escenarios A + B C + D

A reacciona completamente y queda un

exceso de B

B reacciona completamente y queda un exceso de A

Reacciones completas

Posibles escenariosA + B C + DA y B reaccionan completamente y no queda

exceso de ninguna sustancia reaccionante.

Reacciones estequiométricas.

Posibles escenariosA + B C + D

Ninguna de las sustancias reaccionantes se consume completamente quedando un exceso de cada una de ellas.

Reacción incompleta.

Reacción completa

Es aquella reacción química en la cual al menos una de las sustancias reaccionantes se consume completamente.

Ley de los equivalentes

En una reacción química, la cantidad de equivalentes que reaccionan de cada una de las sustancias reaccionantes y la cantidad de equivalentes de cada uno de los productos formados es la misma.

Ley de los equivalentes

A + B C + D

n A/z* = n B/z* = n C/z* = n D/z*

♯de equivalentes

♯de equivalentes = m (x) / M (equivalente)

masa en masa de gramos un equivalentes

M (x/z*) = M (x) / z*

¿Cómo determinar z*?

Sustancia Z*Ácido Cantidad de iones H+ que

movilizaBase Cantidad de OH- que movilizaSal Número de cargas + ó -Reacción redox Número de electrones que

gana o pierde

Ejemplo

Se mezclan en condiciones de reacción 40 g de Zn (s) y 40 g de HCl (ac). Determine:

a. La masa que reacciona de cada una de las sustancias reaccionantes.

b.La masa de sal formada.c. La masa de alguna sustancia que haya

quedado sin reaccionar.

Ecuación de la reacción

Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)

m(Zn) m(HCl) m(ZnCl2 ) m(H2 )

Inicio 40 40 0 0

Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)

♯equiv (Zn) ♯equiv (HCl) ♯equiv (ZnCl2) ♯equiv (H2)

Inicio 40 / 32.7 = 1.2 40 / 36.5 = 1.1 0 0

M( Zn/z*) = 65.4 / 2 = 32.7 g / mol

M (HCl /z*) = 36.5 /1 = 36.5 g/mol

Evidentemente, la sustancia limitante es el HCl. Según la Ley de los equivalentes,

reaccionarán 1.1 equivalentes de Zn y 1.1 equivalentes de HCl, quedando en exceso

0.1 equivalentes de Zn y habiéndose formado 1.1 equivalentes de la sal ZnCl2

Reaccionó de cada sustancia:

m(Zn)= 1.1 × 32.7 = 35.97 g

m(HCl) = 40 g es la sustancia limitante

n(Zn/z*) mol n(HCl/z*) mol n(ZnCl2 /z*) mol n(H2/z* ) mol

Final 1.22 – 1.1 = 0.1 0 1.1 1.1

m (Zn) en exceso = ♯de equiv (Zn) en exceso × M (Zn/z*) m (Zn) en exceso = 0.1 × 32.7 equiv × g / equiv

= 3.27 g

m (ZnCl2) formada = ♯de equiv (ZnCl2) formados × M (ZnCl2 /z*)

M (ZnCl2 / z*) = 136.4 / 2 = 68.2

m (ZnCl2) formada = 1.1 × 68.2 = 75.02 g mol × g / mol

Otra vía de solución

Relación de combinación teórica y relación de combinación práctica.

Ecuación de la reacción

Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)

RCT (Zn/HCl) = 1 / 2 = 0.5Pero en la práctica están en condiciones de reacción:n(Zn) = 40 / 65.4 = 0.6 mol

n(HCl) = 40 / 36.5 = 1.1 mol

RCP (Zn / HCl) = 0.6 / 1.1 = 0.55

Otra vía de solución

Si la RCP < RCT entonces, la sustancia limitante

es la que se encuentra en el numerador.

Si la RCP > RCT entonces, la sustancia limitante

es la que se encuentra en el denominador.

Otra vía de solución

Entonces, el HCl es la sustancia limitante.Si: 1 mol de Zn necesita 2 mol de HCl X mol de Zn necesita 1.1 mol de HCl X = 1 mol de Zn × 1.1 mol de HCl ÷ 2 mol de HCl X = 0.55 mol de Zn moles de Zn en exceso = 0.6 – 0.55 = 0.05 mol de Zn m (Zn) = 0.05 × 65.4 = 3.27 g de Zn

Otra vía de solución

Pero: 1 mol de Zn / 2 mol de HCl = RCT Entonces, n(Zn) exceso = 1.1 mol de HCl × RCT = 1.1 × 0.5 = 0.55 mol de Zn m (Zn) exceso = 0.55 × 65.4 m (Zn) exceso = 3.27 g

Otra vía de solución

m (Zn) que reaccionó = 0.55 × 65.4 = 35.97 g Según la ecuación: 1 mol de Zn produce 1 mol de ZnCl2

Entonces se habrán formado 0.55 mol de ZnCl2

m (ZnCl2) = 0.55 × 136.4 = 75.02 g

Rendimiento de una reacción (R)

R = m(p) obtenido / m(p) teórico × 100 Ejemplo: Si teóricamente en una reacción debían

obtenerse 80 g de un producto y se obtienen 76 g del mismo, entonces:

R = 76 / 80 × 100 R = 95 %

CONSULTAS

• • MIÉRCOLES Y VIERNES 5:00 – 7:00 PM

• LUGAR: Cubículo del sótano edificio B