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MÓDULO QUÍMICA 10° PROFESOR.
Elsy Leottau Mendoza
ESTUDIANTE
GRUPO
PERIODO: IV
FECHA DEL PERÍODO
GRADO 10
MOD No:
No
AREA: 4
Ciencias Naturales
META DE COMPRENSIÓN DEL AREA Reconocer la importancia de los aportes que se han hecho a cerca de la estructura de la materia que permiten tener una visión propia del comportamiento químico de las sustancias. META DE COMPRENSIÓN DEL AÑO El estudiante comprenderá: 1. La estructura de las moléculas inorgánicas con sus propiedades físicas y químicas, su capacidad de cambio y la forma de adquirir habilidades y destrezas básicas del trabajo científico, aplicarlas en la resolución de problemas. TÓPICO GENERADOR ¿ Qué caracteriza a las sustancias? CONTENIDOS 1. Cinética y Equilibrio Químico a. Velocidad de las Reacciones b. Factores que afectan la velocidad de las Reacciones c. Constante de equilibrio 2. Soluciones de electrolitos, ácidos y Bases a. Disociación iónica del agua b. Acidez de las soluciones c. Potencial de Hidrógeno o pH d. Determinación pH y pOH e. Titulación o volumetrías ácido- base METAS DE COMPRENSIÓN DEL PERIODO El estudiante comprenderá: 1.. Los factores que modifican la velocidad de una reacción química y a representar sistemas en equilibrio. 2. Comprender las distintas teorías enunciadas para explicar el comportamiento de los ácidos y de la bases, deduciendo ecuaciones que presentan y calcular su pH y pOH. CRONOGRAMA COMPETENCIA ESTÁNDAR
DESEMPEÑOS DE COMPRENSIÓN
FECHA
El estudiante Comprenderá: 1.La forma como establece relaciones entre las características macroscópicas y microscópicas de la materia y las propiedades físicas y químicas de las sustancias que lo constituyen.
Explica las condiciones que se deben cumplir para controlar la velocidad de cambios químicos mediante la realización de taller de ejercicios.
Interpreto los conceptos de pH y pOH diseñando problemas..
Semana 1-4
Semana 5 -9
VALORACIÓN CONTINUA
Orientaciones del profesor, Seguimiento de Instrucciones Revisión del ejercicio por parte del docente y socialización de los distintos puntos de vista de los educandos alrededor del tema
Revisión y recomendación por parte del profesor de la actividad realizada basada en una información precisa Socialización de los conceptos básicos Pruebas escritas para valorar el grado de comprensión y responsabilidad que han tenido los educandos a lo largo del periodo
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. Preguntas de comprensión lectora a fin de verificar el dominio de las principales ideas expuestas en la guía de estudio Revisión de actividades asignadas para observar las comprensiones alcanzadas Revisión de informe. Seguimiento de instrucciones. NIVELES DE META SUPERIOR. Explica Analiza los factores que influyen sobre la velocidad de las reacciones ALTO. Formula preguntas y problemas teóricos y prácticos de equilibrio químico. BÁSICO. . Calcula las concentraciones de reactivos y/o productos en un sistema en equilibrio, conociendo el valor de la constante BAJO. Se le dificulta realizar ejercicios aplicando la constante de equilibrio químico y los factores que influyen sobre la velocidad de las reacciones. SUPERIOR. Explica la disociación iónica del agua en las reacciones ALTO. Calcula el valor de la constante de disociación a partir de las concentraciones y el pH de las soluciones acuosas BÁSICO. Identifica las especies que intervienen en una reacción, ácidos. Base, según arrhenius, Bronsted Lowrry y Lewis. BAJO. Posee dificultad para calcular el valor de la constante de disociación a partir de las concentraciones. ORIENTACIONES DIDÁCTICAS Lee cuidadosamente cada uno de los numerales del Módulo Búscalos en tus libros y respóndelos expresándolos en palabras sencillas. Responde con responsabilidad y honestidad. Aprovecha el tiempo del trabajo personal para el desarrollo de las actividades asignadas y consulta con tu profesor las dudas al respecto. Debes llevar hojas de complemento y correcciones para un mejor aprendizaje. Baja de Internet las actualizaciones que encuentres sobre el tema y socialízalo con tus compañeros. Tender en cuenta la actitud y disposición para el trabajo. Cuando se realice una actividad se tienen en cuenta criterios como: creatividad, presentación y contenido. Cuando se realicen prácticas de laboratorio debes elaborar un informe teniendo en cuente las especificaciones dadas por el docente. Cuando el profesor lo indique se hará una evaluación escrita de los temas vistos en ella. RECURSOS REQUERIDOS (AMBIENTES PREPARADOS PARA EL PERIODO) Salón organizado y aseado, sillas dispuestas según momentos de trabajo. Tabla Periódica, Triangulo de Pauling, materiales de Laboratorio, Guías de Laboratorio, que facilitarán la comprensión de los educandos, de los temas a tratar, además de algunas actividades extra clase sugeridas en páginas web de consulta y el trabajo individual en el Módulo de estudio. MARCO TEÓRICO CINÉTICA QUÍMICA O VELOCIDAD EN LAS REACCIONES QUÍMICAS Y EQUILIBRIO QUÍMICO El equilibrio químico es un proceso reversible, se establece cuando las velocidades de las reacciónes hacia la derecha y hacia la izquierda son iguales. Naturaleza del equilibrio químico La mayoría de las reacciones no se llevan a cabo de forma completa. Esto se debe a que los productos pueden reaccionar entre sí y regenerar los reactivos de partida. A las reacciones que pueden tener lugar en ambos sentidos se les llama reacciones reversibles. Se simbolizan con dos flechas. Piara entender adecuadamente el concepto de equilibrio es necesario estudiar la cinética química. La cinética química estudie la rapidez o velocidad de las reacciones químicas. Un número pequeño de factores controla la rapidez con que ocurre una reacción. La investigación de estos factores proporciona información acerca de cómo lo reactivos se trasforman en productos en las reacciones químicos.
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1. TEORIA DE LAS COLISIONES Para que se produzca una reacción debe haber choques entre las moléculas de reactivos. Además, estos choques deben ser eficaces, lo cual significa : 1. Las moléculas que chocan deben poseer energía suficiente para romper los enlaces, reordenar los electrones y formar enlaces nuevos. A la energía necesaria para conseguir esto se le llama energía de activación. E ¦ Ea. 2. Las moléculas que chocan deben hacerlo con una orientación adecuada. Teoría del estado de transición Según esta teoría la reacción tiene lugar mediante la formación de un compuesto intermedio de gran energía, por lo que es muy inestable y se descompone rápidamente dando lugar a los productos de la reacción. Este compuesto intermedio se llama complejo activado. Para que se forme el c. a. las moléculas de los reactivos deben poseer una energía, como mínimo, igual a la energía de activación; y además chocar con la orientación adecuada. Cuanto mayor sea la energía de activación más lenta será la reacción El complejo activado y los proceso endotérmicos y exotérmicos La energía de los reactivos, estado inicial, es menor que la energía de los productos, estado final. Desde el complejo activado hasta los productos se libera una cantidad de energía, Ef. La diferencia entre la energía de activación, Ea, y la energía final, Ef es la entalpia H, o cambio de calor asociado en la reacción. H= Ea - Ef Puesto que se libera más energía desde el complejo activado hasta los productos que la absorbida por los productos hasta el punto máximo, H, la expresión anterior es negativa. Durante la reacción se libera calor, y el proceso es exotérmico. H= Ea – Ef = Considerando la reacción opuesta, es decir analizando la reacción desde los productos a reactivos se observa que la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos. Desde el complejo activado hasta los productos se libera una energía final, Ef menor que la liberada de izquierda a derecha. Poe lo tanto H es positivo y el proceso es endotérmico. H =Ea – Ef = +
. 2. VELOCIDAD DE REACCIÓN. Generalmente, cuando dos sustancias se ponen en contacto, hay posibilidad de que ocurran varias reacciones, pero la que realmente se lleva a cabo es aquella que se realiza más rápidamente. Por tanto, es posible influir en los productos controlando los factores que afectan la velocidad de la reacción. Para cualquier sistema de reacción la velocidad no es constante con el tiempo, tiene un máximo valor al comienzo, cuando los reaccionantes se ponen en contacto y gradualmente decrece a medida que las concentraciones de estos disminuyen y el sistema alcanza el equilibrio. Como no solo disminuyen las concentraciones de los reaccionantes, sino también la velocidad del cambio de concentración, la velocidad se puede definir como la variación de concentración de una sustancia por unidad de tiempo. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACION Cuando se estudia una reacción se puede establecer que su velocidad depende principalmente de cuatro factores: naturaleza y concentración de los reaccionantes, temperatura y presencia o ausencia de catalizadores.
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1. Naturaleza de los reaccionantes Desde el punto de vista físico influye el tamaño de la partícula. En reacciones heterogéneas (mas de uno fase), mientras mayor sea la superficie de contacto, mayor será lo velocidad de la reacción. Desde el punto de vista químico, o naturaleza de los reaccionantes esta íntimamente ligada con el ordenamiento de los átomos en las sustancias que reaccionan (forma molecular) y con la fuerza y numero de enlaces. Estos factores influyen en la energía de activación y por tanto en la velocidad de reacción. Las reacciones entre iones simples son tan rápidas que no se pueden medir por métodos corrientes. Llegan al equilibrio casi instantáneamente, como sucede en la valoración de un ácido con uno base: + + H + Cl- + Na + OH H2O + Na + Cl No ocurre lo mismo con las reacciones que involucran moléculas con enlaces covalentes, por ejemplo: MnO4 + 5C2O4= + H2O + 8H+ Mn+2 + 10CO2 + 4H2O Estas son lentas pues se deben romper enlaces: sin embargo, en ambos casos hay excepciones. 2. Concentración. Se comprueba experimentalmente que la velocidad de una reacción química homogénea depende de las concentraciones de los reactivo Se llama reacción homogénea la que se produce en una sola fase y se llama heterogénea aquella que precisa dos por lo menos. .21. Reacciones heterogénea: en este tipo de reacciones se ha visto que la velocidad de reacción es proporcional al área de la superficie de contacto entre las fases. .2.2. Reacciones homogéneas: en estas reacciones la velocidad depende de la concentración (masa por unidad de volumen) de los reactivos disueltos. La disolución puede ser liquida o gaseosa En el primer caso es factible alterar la concentración de un reactivo añadiendo más cantidad o separando una porción, o bien cambiando el volumen del sistema por adición o sustracción de disolvente. Es regla general que la velocidad de una reacción aumenta cuando se aumenta la concentración de los reacçionantes. Esta observación puede interpretarse en función de la teoría de las colisiones: mientras mayor sea el número de as moléculas reaccionantes, mayor será la frecuencia de las colisiones totales y, por tanto, de sus colisiones electivas y mayor cantidad de reaccionantes se transforman en productos en menor tiempo. Para el caso de gases ideales: en la expresión P= nRT/V, n/V representa el número de moles por unidad de volumen, o sea concentración. 3. Temperatura Con muy pocas excepciones, la velocidad de una reacción química, a condiciones determinadas de concentración, aumenta al aumentar la temperatura. Este incremento se debe a que a altas temperaturas se aumenta La proporción de moléculas con energía suficiente para reaccionar. Se puede observar que hay pocas moléculas con muy alta o muy baja energía, la mayoría tiene energía promedio. Solamente las que tengan la energía igual o superior a la energía de activación pueden reaccionar. Al aumentar la temperatura de T1 a T2, aumenta el número de moléculas con esta energía. Catálisis. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin consumirse en la reacción. Un catalizador puede recuperarse sin haber sufrido cambio alguno al final de la reacción. Et oxigeno puede prepararse por calentamiento del clorato de potasio (KCl3) mismo; o se puede utilizar una pequeña cantidad de dióxido de manganeso (MnO2) como un catalizador para esta reacción. Cuando el Mn02 se halla presente, la reacción es más rápida y la descomposición del KClO3 se realiza a una velocidad satisfactoria a mas baja temperatura. MnO2 2KClO3 2KCl + 3 O2 el catalizador se escribe sobre la flecha en la ecuación química, puesto que un catalizador no afecta la estequiometria general de la reacción. El MnO2 puede recuperarse inalterado al final de la reacción. La sola presencia de un catalizador no causa el efecto sobre a velocidad de la reacción. Una reacción catalizada se realiza por un Camino o mecanismo diferente del que sigue la reacción que no está catalizada. Un catalizador trabaja al brindar un nuevo camino por el cual pueda efectuarse la reacción. El camino catalizado tiene una energía total de activación menor que el no catalizado, lo cual explica la mayor rapidez de la velocidad de reacción. CLASES DE EQUILIBRIO El equilibrio puede ser homogéneo y heterogéneo. En el primero, los reaccionantes y los productos se encuentran en la misma fase (todos gases, todos líquidos...) equilibrio heterogéneo considera dos o mas fases (líquidos y
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gases) Sin embargo, se habla frecuentemente del equilibrio molecular cuando el sistema involucre moléculas, y de equilibrio en solución cuando este tiene lugar en solución acuosa. N2 + 3H2 2NH3 equilibrio molecular NH3 + H20 NH4+ + OH - equilibrio en solución SIGNIFICADO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO En un sistema en equilibrio se pueden tener estas tres situaciones posibles: La concentración de los productos es mayor que la concentración de los reaccionantes: el numerador mayor que el denominador, K > 1. Situación favorable para obtener productos. La concentración de los productos es menor que la de los reaccionantes: el numerador menor que el denominador, K < 1. Desfavorable para obtener productos. Situaciones en las cuales K del orden de 1, significa que ningún miembro de la reacción es despreciable respecto al otro en el estado final. Conociendo el valor de la constante de equilibrio se puede juzgar cualitativamente en que forma se desplaza la reacción antes de alcanzar el equilibrio, es decir si la reacción es o no favorable para la obtención de productos. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Consideremos la siguiente reacción reversible en una disolución homogénea. A+BC+D La mezcla de reacción puede constituirse partiendo de A y B, C y D o de una combinación de las sustancias que aparecen en ambos miembros de la reacción. En cada caso se producirá una reacción neta en una dirección o en la inversa hasta que el sistema llegue a un esta do final sin cambios notos. En este punto la situación puede definirse especificando las concentraciones de as cuatro sustancias en equilibrio. A causa de la variedad de procedimientos para preparar la mezcla inicial que difieren de las cantidades rela6vas de las diversas sustancias utilizadas hay un miembro infinito de estados de equilibrio siendo definible cada uno de ellos por un conjunto de valores de las concentraciones de tas cuatro sustancias participantes. Existe, Sin embargo, una relación unificadora que sistematiza esta infinidad de soluciones del problema de equilibrio. Se ha encontrado, tanto por razonamientos teóricos como por comprobaciones experimentales en un gran número de casos, que las concentraciones de estas sustancias coexisten en el equilibrio tiene que satisfacer a la ecuación: K = [C] X [D] [A] X [B] en la que los símbolos entre corchetes se refiere a las concentraciones de las especies particulares, normalmente en moles por litro. Para cualquier temperatura K tiene un valor fijo característico de la ecuación química particular. K se denomina constante de equilibrio El valor de K no varia con la presencia de catalizadores. Si en una reacción interviene más de dos sustancio, tal como en A+B+CD+E La ecuación de equilibrio es: K = [D] X [E] [A] X[B]X[C] Cuando en la ecuación interviene dos o más moléculas de una sustancia, como en A + 3B 2CLa ecuación en equilibrio es:
K=
2
[C] ________
[A] X [B]3 en la que la concentración B este elevada al cubo y la C al cuadrado. En general, para la reacción mA + nB yC + zD la ecuación en equilibrio será: y z K = [C] X [D ] m [A] X [B]n En el numerador figura siempre el producto de las concentraciones de todas las especies que aparecen en el segundo miembro de la ecuación química y en el denominador el producto de las concentraciones de las especies
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del primer miembro. Cada concentración está elevada a un exponente igual al coeficiente correspondiente en la reacción igualada. El valor de la constante de equilibrio para una reacción dado depende de a temperatura y de las unidades en que se expreso la actividad o concentración efectiva. Se admite que las concentraciones de las sustancias disueltas se expresan en moles por litro a menos que se diga lo contrario. El valor de K es independiente de las unidades únicamente en los casos en que la suma de los exponentes de las concentraciones sean iguales en el numerador y en el denominador. Los términos que representan las concentraciones de reaccionantes o productos sólidos no disueltos se omiten convencionalmente de la ecuación de K, porque sus concentraciones no pueden variarse. Significado de la constante de equilibrio En realidad la constante de equilibrio es un cociente y por lo tanto su valor se interpreta como tal. La magnitud del valor de la constante es una medida de la posición del equilibrio. Una constante grande significa que el numerador es muy grande, o sea que la reacción ha sido prácticamente completa. Casi todos los reactivos han pasado a ser productos. El equilibrio esta desplazado hacia la derecha. Un valor pequeño de una constante significa que el denominador es muy grande o que la reacción ha alcanzado el equilibrio cuando pocos reactivos se han consumido. Hay muchos reactivos y pocos productos. El equilibrio está desplazado hacia la izquierda. Cuando el valor de la constante no es ni my grande ni muy pequeña, el equilibrio se ha alcanzado cuando hay una mezcla en la cual la cantidad de productos y reactantes son apreciables.
La constante de equilibrio Su interpretación depende del valor de K
Muy pequeña el equilibrio está desplazado Hacia la izquierda
Cerca de 1 hay mezcla de reactivos y productos en concentraciones apreciables
Muy grande el equilibrio está desplazado hacia la derecha
. Ejemplo 1: Para la siguiente ecuación escriba una expresión de la constante de equilibrio: NO2 N2O4 lo primero que se debemos hacer es darnos cuenta si la ecuación está balanceada y si no balancearla [ N2O4] 2NO2 N2O4 entonces K= ________ [NO2]2 Ejemplo 2: El valor para la constante de equilibrio de la reacción 2SO2 + O2 2SO3 es 1,5 x 10-1 M. Determine cuál es el valor de la constante de equilibrio para la reacción 2SO3 2SO2 + O2 Como el problema nos da la constante de equilibrio para la primera ecuación y nos pide calcular la constante para la segunda ecuación, o sea que nos están pidiendo la constante para la ecuación inversa. 1 1 -1 Entonces: K1 = K = ------ = ------- = = 0,66 K 1,5 x 10 -1
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Ejemplo 3: Calcule el valor de la constante para la reacción de descomposición de HI a partir de las siguientes concentraciones en una mezcla en equilibrio: [HI] = 0,54 mol/lt; [H2] = 1,72 mol/Lt; y [ I2] = 1,72 mol/Lt 2HI
H2 + I2
Como el problema nos da la ecuación balanceada y las concentraciones en equilibrio, solo debemos expresar la constante de equilibrio y reemplazar en ella los valores dados. [H2] [I2] 1,72 x 1,72 2,95 K = ---------- = -------------- = --------- = 10,17 [HI]2 ( 0,54)2 0,29 CONCEPTOS CLAVES Debes dominar los conceptos de Cinética química, Teoría de las Colisiones, equilibrio Químico ,energía de activación, complejo activado, reacción reversible , reacción irreversible, constante de equilibrio. EJERCICIO I Responde: 1. Elabore una síntesis a cerca de la velocidad en las reacciones químicas, incluyendo los conceptos e ideas más importantes y de algunos ejemplos. 2.¿ Cuándo se dice que una reacción química es reversible y cuando es irreversible? Dé ejemplos 3. ¿Cuándo se dice que una reacción química ha llegado al punto de equilibrio? 4 Explique por que el equilibrio químico es un equilibrio dinámico 5. Escriba la expresión de la constante de K, en las siguientes ecuaciones químicas: a. 2H2 + O2 2H2O b. 2ICl
I2 + Cl2
c. 2SO2 + O2 2SO3 6. La constante de equilibrio, K, para a reacción 2ICl 25°C para: I2 + Cl2 2ICl
I2 + Cl2, es 5,0 x 10 -6 a 25°C. Calcule la constante a
7. Halle el Valor de La constante de equilibrio, K, para la reacción SO 2 + NO2 SO3 + NO En el equilibrio las concentraciones de los productos son: 1.7 x 10-4 mol/Litro a 700 °C y la concentración de los reactivos 3,3 x 10-4 moles/Litros a 700°C. 8. La reacción Fe2O3 +3H2 2Fe + 3H2O, tiene una K= 0,064 a 340°C.analice que tan abundante es la producción de hierro a dicha temperatura. ACTIVIDAD EXTRACLASES Elabora un taller de ejercicios teniendo en cuenta los tipos de problemas vistos en la clase. Si encuentras ejercicios diferentes y los entiendes mucho mejor. MARCO TEÓRICO ENTRE LA ACIDEZ Y LA BASICIDAD Una definición de ácidos y bases es la de Arrhenius, su definición pone el énfasis en los iones H+ (ac) y OH- (ac), los ácidos son sustancias que al disolverse en H2O aumentan la concentración de iones; de manera similar las bases, que al disolverse en H2O aumentan la concentración de iones OH. Este aumento de concentración de unos provoca y origina una disminución de concentración del otro. Tanto el Danés Bronsted, como el Inglés Lowrry, sobre ácidos y bases, proponen de manera independiente, que los ácidos se definieran en términos de su capacidad para transferir protones. Según sus definiciones, un ácido es una sustancia (molécula o ion ) la que puede transferir un protón a otra sustancia. Al igual, una base puede aceptar un protón, esto quiere decir que el HCl se disuelve en H2O, el HCL actúa como un ácido de Bronted-Lowry, donde dona un protón al, H2O, y el H2O se comporta como una Base de Bronsted-
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Lowrry (acepta un protón del HCl) y se observan las dos formas de ácidos y bases. PRODUCTO IONICO DEL H2O Puesto que el agua es una sustancia anfótera, ya que puede disociar tanto en medio ácido como en medio básico. No es sorprendente que experimente reacción consigo mismo o lo que es lo mismo tiene la propiedad de autoionizarse, esto debido a que las moléculas del agua pura, se encuentran en equilibrio con una pequeñísima cantidad de iones hidrógeno (H+) y con una cantidad igual de iones hidróxido (OH-), por lo tanto : + + + H2O + H2O H3O + OH esto es igual 2H2O H3O + HO o lo que es lo mismo H2O H + OH Este equilibrio existe en agua pura y en todas las soluciones acuosas diluidas; se le aplica la siguiente expresión de la constante de equilibrio [H3O+] [OH-] Kw =--------------[H2O]2 la ecuación se puede reordenar de la siguiente manera 2 + K [H2O] = [H3O ][OH ] Sin embargo la concentración de agua (H2O) puede considerarse como constante, el termino Kw se define como K 2 [H2O] por lo tanto + Kw = [H3O ][OH ] Se debe tener en cuenta que este equilibrio solo se establece en solución acuosa. En la ecuación anterior introducimos la constante (Kw) la cual vendría siendo la constante de disociación o producto iónico del H2O. Se ha descubierto que la concentración molar del H2O es 55,55gr. y que ha 25oC el valor Kw es 1,8 x 10 -16, Sustituyendo este valor en la ecuación 5 quedaría: [H+] [OH-] = 1,8 x 10 -16x 55,55 = 10-14 De esta manera en el caso del H O pura [H+] = [OH-] = 10 -7moles / L o lo que es lo mismo [H3O+] = [OH-] = 10 -7moles / L Debido a que las concentraciones de ambos iones son iguales en todo solución diluida tendremos que: + + -7 -7 -14 2 2 [H ] = [OH ] es decir [H ] = 10 y [OH ] = 10 o sea Kw= 10 mol / L como el valor de Kw es muy pequeño queda introducido en la ecuación del equilibrio. Constante de disociación para el H2O respecto a un acido o base para el H 2O pura [H 3O+] = [OH-] = 10-7 H2O mas adición de un acido: [HO3+] > [OH-] ≠ 10-7 H2O mas adición de una base: [H3O+] < [OH-] ≠ 10-7 Aunque su producto iónico debe permanecer constante [H3O+] x [OH-] = 10-14 El valor tan pequeño de Kw hace que la cantidad de iones obtenidos por disociación del agua se desprende con respecto a la cantidad de iones obtenidos por disociación de un acido o una base, es por esto que el equilibrio del agua se desprecia cuando se disuelven ácidos o bases que presentan una constante de disociación mucho mayor. Si la constante de equilibrio (Kc) del soluto fuera menor a Kw, el equilibrio de este soluto seria despreciable con respecto al agua; y si Kc = Kw habría que considerar el sistema como un ión común. Recordemos que el ión común es el efecto de desplazar la reacción en sentido contrario de acuerdo con el principio de Lechatelier. Ejemplo 1: Calcúlese la concentración de ión hidronio y la de ión hidróxido en agua pura a 25°C Solución: 2 H2O H3O+ + OH+ -14 Kw = [H3O [OH ] = 1,0 x 10 + Sea X = [H3O ]=[OH ] X2 = 1,0 x 10-14 X = 1,0 x 10 -7M entonces [H3O+] = [OH-] ; 1x10-14= [H3O+]1x!0-7 luego [ H3O+] = 1x10-14/1x10-7 = 1x10-7 Ejemplo 2: Calcular la concentración de ion hidronio de una solución NaOH 0,100 M. Solución:
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En solución acuosa el NaOH es una base fuerte puesto que la presencia del ión hidróxido del NaOH impide la ionización del agua, la concentración del ión hidróxido del agua es despreciable y la solución esta constituida por + Na 0,100 M y OH 0,100 M. En cualquier solución acuosa diluida. Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0 x 10-14 [H3O +] [0,100] = 1,0 x 10-14 + -13 [H3O ] = 1,0 x 10 CONCEPTOS CLAVES Debes dominar los conceptos de ácido y base según arrhenius, constante de equilibrio del agua, disociación, ión hidronio, ión hidróxido o hidroxilo
EJERCICIO II Para cada uno de los siguientes casos, calcule concentración de OH- y concentración de H+ según el caso y diga qué clase de solución es ácida, neutra, básica. a. [OH-] 1.0 x 10-2 b. [OH-] = 1.0 x 10-9 c. [OH-] = 2.0 x 10 -3 d. [H3O+]= 3.5 x 10-1 e. [H3O+]= 1.8 x 10 -10 f. [H3O+] = 1.0 c 10-7 MARCO TEÓRICO EL PH Y POH El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (18681939) Bioquímico danés, originalmente Sorensen. En el año de 1909. La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación: pH = - log [H+] +
El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, además el termino [H ] corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ión hidrógeno. Debido a que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de pH como sigue:
+
-7
Disoluciones acidas: [H ] > 1,0 x 10 M, pH < 7.00 Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10 -7M, pH > 7.00 Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10 -7M, pH = 7.00 +
Se observa que el pH aumenta a medida que el [H ] disminuye. En el caso del H2O pura, tendremos: La disociación del H2O es: H2O + H2O ↔ H3O+ + OHPor tanto [H3O+] = [OH -] = 1 x 10-7 mol/litro +
pH = - log [H3O ] pH = - log [1 x 10 -7]
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pH = 7 A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosa que contenga concentraciones iguales de Ión hidronio y de ión hidroxilo es 7. Ejemplo 1: Calcúlese el pH de una solución cuya concentración de ión hidronio es 6,0 x 10 -5 M pH = - log [6,0 x 10 -5] -5
= - log [6,0 x 10 ] -5
= - [log 6,0 + log 10 ] = - [log 6,0 + (-5)(log10)] pH = -0,78 + 5 = 4,22 Una escala semejante a la escala del pH puede usarse para expresar la concentración del ión hidroxilo de las soluciones. El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones (OH) es decir: pOH : - log [OH-] El pH y el pOH se relacionan así: [H 3O+] [OH-]= 10 -14 ; log [H3O+] [OH-]= log 10-14 +
-
+
-
Luego log [H3O ] + log [OH ]= - 14 (- log [H3O ])+ (- log [OH ]) = 14 y decir: pH + pOH = 14 Ejemplo 2: Cual es el pH y pOH de una solución 0,0001 M de hidróxido de sodio. Solución: El NaoH es un electrolito fuerte, su disociación es : NaOH Na+ + OHHallemos entonces inicialmente el pOH así: pOH = - log [OH-] pOH = - log [1 x 10-4] pOH = - [log 1 + log 10-4] pOH = - log 1 – (-4) log 10 pOH = 0 – (- 4) log 10 pOH = 0 – (- 4) . 1 pOH = 4 Como la suma del pH y pOH en una solución es igual 14, el pH puede determinarse, restando de 14 el valor de pOH. En este caso: pH = 14 – pOH pH = 14 – 4 pH = 10 R/ El pH de la solución es 10 y el pOH = 4, lo cual indica que la solución es básica ya que el pH > 7. Este tipo de notación se ha extendido para incluir el término pK, que se refiere a constantes de equilibrio, por lo tanto pKa y pKb se refieren a los logaritmos negativos de las constantes de disociación de ácido y base, respectivamente. Debería observarse explícitamente que el valor de pK para un ácido o base dados es una constante a una temperatura dada, sin embargo, los valores de pH y pOH varían progresivamente. Los valores de la escala de pH son los que muestra la tabla siguiente:
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ESCALA DE pH [H3O+]
pH
[OH-]
POH
1x 100
0
1 x 1014
14
1 x 101
1
1 x 1013
13
1 x 102
2
1 x 1012
12
1 x 103
3
1 x 1011
11
1 x 104
4
1 x 1010
10
1 x 105
5
1 x 109
9
1 x 106
6
1 x 108
8
1 x 107
7
1 x 107
7
1 x 108
8
1 x 106
6
1 x 109
9
1 x 105
5
1 x 1010
10
1 x 104
4
1 x 1011
11
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3
1 x 1012
12
1 x 102
2
1 x 1013
13
1 x 101
1
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14
1x 100
0
NEUTRALIDAD
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MÓDULO QUÍMICA 10°
CONCEPTOS CLAVES Debes manejar conceptos de acidez, basicidad, PH y POH, Constante de equilibrio del H2O. EJERCICIO III Consigna en tu cuaderno: 1. Deduce la fórmula para hallar PH y POH. 2. Deduce la fórmula para hallar constante de equilibrio del H2O. + 3. Para cada uno de los siguientes casos calcule [ OH ] o [ H ] según el caso y diga si la solución es ácida, neutra o básica . [ H+] = 1.0 X 10-4 -10 [OH ]= 1 X 10 + -6 [ H ] = 1.0 X 10 4. Calcule el PH y diga si la solución es ácida o básica. + -7 a.[ H ] = 10 + -10 b.[H ] =10 c. [ H+] = 1 d.[H+ ] = 10-12 5. Realiza ejercicios del texto 6. Se tiene una solución cuya concentración de protones [ H+] es 3,5
x 10-2. Calcule su PH y POH.
ACTIVIDAD EXTRACLASES Investiga que utilidad tiene en la vida cotidiana la temática tratada en clase, socialízalo con tus compañeros BIBLIOGRAFÍA Y DIRECCIONES ELECTRÓNICAS (PARA SABER MÁS) www,visionlearning.com www.luventicos.org/articulos Química y Ambiente 10 MacGraw Hill Química 10 Educar Editores