Química 2 BGU by patyeliz1

QUIMICA 2 BGU ING. PATRICIA CHOLOTA TORRES

Soluciones acuosas y sus reacciones Reacciones de precipitación: Un tipo de reacciones son las de precipitación, estas ocurren en disolución acuosa y se caracterizan por la formación de un producto insoluble o precipitado. Una reacción de precipitación consiste en la formación de un compuesto insoluble, denominado precipitado, cuando se combinan dos reactivos en disolución acuosa.

Solubilidad Para saber si un compuesto es acuoso (soluble) o es sรณlido (insoluble o precipitado), debemos observar al catiรณn y al aniรณn que intervienen. Identifiquemos estos en la tabla de solubilidad para conocer su estado.

Tarea: empleando las reglas de solubilidad predice si cada uno de los compuestos siguientes son solubles o insolubles en agua: a) NiCl2 b) Ag2S c) Cs3PO4 d) SrCO3 e) (NH4)2SO4

Formulación de ecuaciones iónicas Es recomendable recordar los siguientes puntos: 1. Una molécula no de muestra su actividad química, no reacciona, debido a que sus átomos están unidos entre sí. Por ejemplo, las moléculas de HCl, NaOH, C6H12O6. 2. Para que una molécula se active, es decir que reaccione con algo, hay que liberarla de los enlaces que unen a los átomos, lo cuál se consigue cuando se disuelve en agua, así se obtiene los iones. 3. Los iones son los que participan activamente en la reacción química: − → + molécula inactiva

iones activos

4. La gran mayoría de reacciones tanto in vivo, como in vitro, se utilizan cuando están en solución y no en estado sólido. 5. En las ecuaciones químicas hay que igualar o equilibrar, esto es, que el mismo número de átomos que hay en el primer miembro de la ecuación (izquierda) debe ser exactamente igual en el segundo miembro de la ecuación (derecha), cumpliéndose el principio que “nada se crea ni se destruye solo se transforma”. 6. Es conveniente indicar el estado físico en el que se encuentra las sustancias reactivas y los productos, así: KNO3 (Ac) o (L) AgCl (S) CO2 (g) H2O (ac) o (L)

Existen 3 clases de ecuaciones para representar las reacciones químicas: Ecuación molecular Ecuación iónica completa Ecuación iónica neta Ecuación molecular: es aquella que se presenta en forma simple. Se indica el estado físico de los reactivos y de los productos. No proporciona una idea clara de las reacciones que tiene lugar: + → + (ac) (ac) (s) (ac) No se indica iones, tampoco signos eléctricos + o – por ello no proporciona una idea completamente clara sobre el mecanismo de reacción. Ecuación iónica completa: aquí se observa que tanto los reactivos como los productos se encuentran como iones: + + + → + + (ac) (ac) (ac) (ac) (s) (ac) (ac) Se demuestra la verdadera forma de reacción tomando como base los signos eléctricos: carga del mismo se repelen, pero se signo contrario se atraen. iones espectadores.- en la ecuación anterior existen dos clases de iones: a. Unos que no participan en la reacción como el Na y el NO3 se llaman espectadores, se encuentran antes y depuse de la reacción sin transformar, “su papel es solo balancear la carga eléctrica”. b. En cambio los iones que si participan directamente en la reacción forman un cuerpo insoluble entre los iones Ag y cl, que al combinarse forman la molécula de cloruro de plata insoluble.

Ecuación iónica neta: es aquella en la cual solo se escriben los iones que han sufrido un cambio, no se incluye los iones espectadores. En el ejemplo anterior se tiene: + + + → + + (ac) (ac) (ac) (ac) (s) (ac) (ac) Cancelando los iones espectadores queda la ecuacion iónica de la reacción, que es la ecuación química que muestra el cambio neto que se da en la reacción.

(ac)

→

(s)

La ecuación iónica neta muestra que los iones plata se combinan con los iones cloro para precipitarse como cloruro de plata. Una ecuación iónica neta focaliza nuestra atención en el cambio que se produce en la reacción química. Deber: Realice los siguientes ejercicios: + → + 2 (ac) (ac) (s) (ac) (ac) a. Ecuación iónica completa b. Ecuación iónica neta

(ac)

→ Ca

(s)

+ 2

(ac)

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN Para comprender mejor el concepto de oxidación y reducción , y por tanto las reacciones de oxidación – reducción consideremos los siguientes conceptos: Número de valencia: son los electrones que se encuentran en el último nivel de energía (capa mas externa) y son los que intervienen durante las reacciones químicas. Son los electrones que se ganan, pierden o comparten. La valencia a diferencia del número de oxidación, no tiene signo. Número de oxidación: llamado también estado de oxidación, esta relacionado con la valencia, puesto que: “es el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si sus electrones de valencia fueran transferidos completamente”. En otras palabas es la valencia con signo + o -. Los metales por lo tanto tienen números de oxidación positivos porque tienden a ceder electrones. Los no metales por el contrario tienen números de oxidación negativo porque en una unión iónica tienden a ganar electrones. Ejemplos Fe2O3 Valencia hierro: 3 Valencia oxígeno:2 Número oxidación hierro: +3 porque pierde 3 electrones Número oxidación oxígeno: -2 porque cada oxígeno gana 2 electrones.

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN Los procesos químicos de oxidación reducción son muy comunes en la naturaleza; la respiración celular, la maduración de las frutas, la corrosión de los metales, entre otros, son ejemplos de oxidación reducción. En una reacción de oxidación-reducción o también llamadas reacciones REDOX, se lleva efecto una transferencia de electrones, es por esto que a esta reacciones también se las llama reacciones de transferencia de electrones. Las reacciones REDOX, reciben este nombre porque al principio los químicos clasificaron dentro de este tipo únicamente la reacción de ciertas sustancias con el oxígeno. Por ejemplo, la reacción del hierro con el oxígeno:

Así, a este tipo de reacciones las llamaron reacciones de oxidación, mientras que llamaron reacciones de reducción a aquellas reacciones en las que una sustancia perdía oxígeno. Por ejemplo, la reacción del óxido de cobre(II) con el hidrógeno:

Sin embargo, a medida que la química avanzó, se observó que la transformación que sufre el hierro en la reacción con oxígeno, es decir, pasar de hierro metálico al catión hierro(2+), puede sufrirla por reacción con otros elementos. Por ejemplo: La transformación que ha sufrido el hierro en su reacción con oxígeno y en su reacción con cloro es la misma, por lo que, por analogía, a esta segunda reacción también se la denomina reacción de oxidación, a pesar de que no hay intervención de oxígeno en la misma.

Por tanto, ¿cómo podemos definir de una forma amplia las reacciones de oxidación reducción? Se definen en términos de transferencia de electrones. • Rx Oxidación: reacción en la que una sustancia pierde electrones. •Rx Reducción: reacción en la que una sustancia capta electrones. Es importante destacar que si una sustancia está perdiendo electrones en una reacción de oxidación, necesariamente tiene que haber otra sustancia que los gane, de forma que ambas reacciones, las reacciones de oxidación y las reacciones de reducción, son reacciones complementarias. No puede haber una oxidación sin una reducción y viceversa, de forma que en una reacción química REDOX una sustancia se comporta como un oxidante y una sustancia se comporta como un reductor: •Agente Oxidante: sustancia capaz de producir una oxidación, es decir, que puede captar electrones de otra. Puesto que el oxidante capta electrones, durante el proceso se está reduciendo. •Agente Reductor: sustancia capaz de producir una reducción, es decir, que puede ceder electrones a otra. Puesto que está perdiendo electrones en el proceso se está oxidando.

“Cuando un oxidante reacciona se reduce (gana electrones), mientras que cuando reacciona un reductor se oxida (pierde electrones).”

Consideremos la reacción entre el catión Cu2+ y el zinc metálico (con estado de oxidación 0, Zn0). Se dispone de un vaso de precipitados que contiene una disolución de Cu2+ y, en dicha disolución, se introduce una barra de zinc metálico. Cuando ponemos en contacto ambos reactivos se produce la siguiente reacción de oxidación-reducción: Una cierta cantidad de cobre metálico se deposita en la superficie de la barra de zinc y una cierta cantidad de catión Zn2+ pasa a la disolución. Se trata de una reacción de oxidación-reducción puesto que, como podemos ver, el cobre ha pasado de Cu2+ a Cu0 (ganando 2 electrones), mientras que el zinc ha pasado de Zn0 a Zn2+(perdiendo 2 electrones).

Gana +2 e Rx reducción Cu2+ OXIDANTE

pierde -2 e Rx oxidación Zn0 REDUCTOR

Dado que el Cu2+ gana electrones se está comportando como un oxidante y, a su vez, se está reduciendo; por su parte, puesto que el Zn0 pierde electrones, se está comportando como un reductor y, a su vez, se está oxidando. A cada una de estas dos reacciones complementarias se las denomina semirreacciones (semirreacción de oxidación y semirreacción de reducción):

De forma general, cualquier reacciรณn de oxidaciรณn-reducciรณn se puede escribir como:

Los pares: oxidante 1/reductor 1 Reciben el nombre de pares redox conjugados. oxidante 2/reductor 2 Por ejemplo: el par o el par

Oxidante Reductor Cu2+ / Cu0 Zn2+ / Zn0.

NUMERO O ÍNDICE DE OXIDACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS Sabemos que un compuesto químico esta constituido por moléculas de dos o mas átomos de elementos diferentes. Ej. HNO3, es un compuesto poli atómico porque sus moléculas están constituidas por tres diferentes elementos (H,N,O); este compuesto tiene una carga global de cero y lo podemos determinar con ayuda de los números de oxidación. Son valores numérico positivos, negativos o neutro que tienen un elemento metálico o no metálico, solo o formando compuestos. “Carga formal (no real) que asignamos a un átomo en un compuesto” Para esto debemos tener en cuenta las siguientes reglas: El número de oxidación es necesario para determinar, en una reacción de oxidación reducción, qué elemento se está oxidando (semirreacción de oxidación) y qué elemento se está reduciendo (semirreacción de reducción).

En un compuesto iónico el número de oxidación si es real. Ej. Na +1 En un compuesto covalente el numero de oxidación es ficticio. El elemento mas electronegativo se le da el valor negativo y el menos electronegativo adquiere valor positivo. Ej. CH4

1.El número de oxidación de un elemento libre es cero. Por ejemplo los metales no disueltos (Cu, Zn, Al…) o los gases diatómicos (O2, Cl2, F2…). 2. En los iones de un único átomo, el estado de oxidación o número de oxidación de dicho átomo coincide con la carga del ión. Por ejemplo, en el caso de los alcalinos catiónicos el estado de oxidación es +1 (Li+, Na+, K+…) y en el caso de los alcalinotérreos +2 (Ca+2, Mg+2…). Del mismo modo será para los demás metales, por ejemplo, en el Fe(II) el estado de oxidación es +2 y en el Fe(III) +3. 3. El número de oxidación del flúor, F, es siempre -1, por ser el átomo más electronegativo que existe.

4. El número de oxidación del oxígeno es siempre -2, con dos excepciones: 1.Cuando el oxígeno se combina con flúor, su número de oxidación es +2. 2.Cuando el oxígeno se halla formando un peróxido, como el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, su número de oxidación es -1. 5. El número de oxidación del hidrógeno es siempre +1, excepto en los hidruros metálicos que es - 1 (por ejemplo hidruro sódico, HNa)

6. Algunos elementos tienen distinto estado de oxidación en función del compuesto que están formando. Por ejemplo, el estado de oxidación del nitrógeno en el monóxido de nitrógeno, NO, es +2, mientras que el estado de oxidación del nitrógeno en el dióxido de nitrógeno, NO2, es +4. 7. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto ha de ser igual a su carga, es decir: 1.Si es un compuesto neutro, la suma algebraica de sus números de oxidación será cero. 2.Si es un catión o un anión será igual a la carga del ión. Por ejemplo, en el caso del anión perclorato, ClO3–, la suma algebraica de los números de oxidación será -1. En este caso, el oxígeno tiene estado de oxidación -2, por lo que (-2)·3 = -6. De este modo, para que la suma algebraica sea -1, el estado de oxidación del cloro ha de ser +5.

Ejercicio: Determinar el número de oxidación de los átomos de los siguientes compuestos: peróxido de hidrogeno, trifluoruro de boro, dicromato de potasio y metanol

IGUALACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS POR LOS MÉTODOS IÓNICOS Y REDOX La ley de la conservación de la materia y la energía de Lavoisier nos dice “no se crea ni se destruye masa durante los cambios físicos y químicos” Es decir que la masa total de los reactivos tiene que ser igual a la masa total de los productos, aunque estos últimos sean diferentes a los reactivos debido a los cambios de distribución que se someten los átomos durante la reacción química. METODO REDOX Este método se lo utiliza en ecuaciones que representan una reacción REDOX. En una reacción REDOX un reactivo de se oxida mientras que otro a la vez se reduce, existiendo por ende una transferencia de electrones. Si en una especie química tanto en reactivos como en productos su número de oxidación va de menor a mayor se dice que éste se oxida ya que ha perdidos electrones. En cambio , cuando una especie química tanto en reactivos como en productos su número de oxidación va de mayor a menor se dice que esta se reduce ya que ha ganado electrones.

Pasos para el método de igualación REDOX 1. Se escribe la ecuación química 2. se determina los números de oxidación de los elementos tanto en reactivos como en productos. 3. Se determina los cambios de oxidación tanto en reactivos como en productos. 4. Se realiza las semireacciones con los elementos que han sufrido el cambio en su estado de oxidación, igualando tanto átomos como cargas. 5. Se intercambian los coeficientes que se determinaron en las semireacciones. 6. Se colocan los coeficientes obtenidos en la reacción. 7. Finalmente, aplicando el método del tanteo se iguala el resto de la reacción. Ejemplo: Acido nítrico + bromuro de hidrogeno producirá bromo molecular + monóxido de nitrógeno + agua. Cloro molecular + hidróxido de potasio producirá cloruro de potasio + clorato de potasio y agua.

IGUALACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO DEL ION ELECTRÓN este es el segundo método para balancear una ecuación que representa una reacción redox. A diferencia del primer método, este es ampliamente utilizado para ajustar ecuaciones iónicas acuosa ya sea ácida o básica. Para entender este método se debe tener claro cómo se producen las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos). Los ÁCIDOS se disocian en Las BASES (hidróxidos) se H + y el anión negativo. disocian en el catión positivo y el OH-

Las SALES se disocian en los iones correspondientes (catión positivo y el anión negativo.

Pasos para el método de igualación ion electrón: Pasos para el método de igualación por ion electrón en medio ácido. Este es un método mas frecuente. 1. Se escribe la ecuación química 2. Se determina los números de oxidación de los elementos tanto en reactivos como en productos. 3. Se determina los cambios de oxidación tanto en reactivos como en productos. 4. Se realiza las semireacciones con los IONES que han sufrido el cambio en su estado de oxidación, igualando tanto átomos como cargas. a) En primer lugar se balancea cargas tal y como se lo hizo en método redox. b) Seguidamente balance átomo diferentes de H y O. c) Luego, balancee los O añadiendo H2O al lado donde haya déficit de oxígenos. d) Después balancee H añadiendo H+ en el lado donde hay déficit de hidrógenos. 5. Se intercambian los coeficientes que se determinaron en las semireacciones (electrones) 6. Se realizan las operaciones adecuadas y obtendremos la ecuación iónica global. 7. Colocamos los coeficientes en la ecuación inicial y obtendremos la ecuación completa. Ejercicio:

Pasos para el método de igualación ion electrón: Pasos para el método de igualación por ion electrón en medio básico. Este es un método mas frecuente. 1. Se escribe la ecuación química 2. Se determina los números de oxidación de los elementos tanto en reactivos como en productos. 3. Se determina los cambios de oxidación tanto en reactivos como en productos. 4. Se realiza las semireacciones con los IONES que han sufrido el cambio en su estado de oxidación, igualando tanto átomos como cargas. a) En primer lugar se balancea cargas tal y como se lo hizo en método redox. b) Seguidamente balance átomo diferentes de H y O. c) Luego, balancee los O añadiendo H2O al mismo lado donde esta los oxígenos. d) Después balancee H añadiendo OH- en el lado donde hay déficit de hidrógenos. 5. Se intercambian los coeficientes que se determinaron en las semireacciones (electrones) 6. Se realizan las operaciones adecuadas y obtendremos la ecuación iónica global. 7. Colocamos los coeficientes en la ecuación inicial y obtendremos la ecuación completa. Ejercicio: KNO3 + Al + KOH → NH3 + KAlO2

Cálculos estequiométricos de reacciones óxido – reducción. Las reacciones de óxido reducción son reacciones en las que hay transferencia de electrones, pero también se pueden realizar conversiones a partir de gramos, moles, moléculas o rendimiento .de reacción.

CELDAS GALVANICAS O VOLTAICAS Una pila voltaica es un dispositivo que permite producir una corriente eléctrica a partir de una reacción de oxidación reducción. Consideremos la reacción entre el catión Cu2+ y el zinc metálico (con estado de oxidación 0, Zn0). Se dispone de un vaso de precipitados que contiene una disolución de Cu2+ y, en dicha disolución, se introduce una barra de zinc metálico. Cuando ponemos en contacto ambos reactivos se produce la siguiente reacción de oxidación-reducción: Una cierta cantidad de cobre metálico se deposita en la superficie de la barra de zinc y una cierta cantidad de catión Zn2+ pasa a la disolución. Se trata de una reacción de oxidación-reducción puesto que, como podemos ver, el cobre ha pasado de Cu2+ a Cu0 (ganando 2 electrones), mientras que el zinc ha pasado de Zn0 a Zn2+(perdiendo 2 electrones).

Gana +2 e Rx reducción Cu2+ OXIDANTE

pierde -2 e Rx oxidación Zn0 REDUCTOR

Aquí ocurre un intercambio de energía con el entorno. En forma de energía calorífica, por tanto no hay liberación de energía eléctrica. Para que una Rx REDOX genere energía eléctrica debe cumplir que las dos semireacciones de oxidación y reducción, deben estar físicamente separadas, es decir en recipientes diferentes., por tanto la transferencia de electrones es indirecta. PILA DANIELL.

El puente salino tiene un electrolito inerte: NaCl, KCl, NaNO3, KNO3.

Electrodo donde se da la oxidación se llama ÁNODO y tiene polaridad negativa -

La diferencia de potencial de esta pila Daniell es de 1,1 V

Electrodo donde se da la reducción se llama CÁTODO y tiene polaridad positiva. +

El voltímetro intercalado mide la FEM (fuerza electromotriz), es decir, la diferencia de potencial entre los electrodos, responsable del flujo de electrones. Esta FEM, no solo depende de la naturaleza de los electrodos, sino también de la concentración de las disoluciones electrolíticas y de su temperatura. Cuanto mayor es el potencial de la pila, mayor es su capacidad para producir un flujo constante de electrones.

Un puente salino que contiene una disolución de un electrolito inerte para los procesos de la pila, como es el cloruro de potasio, KCl. Su misión es cerrar el circuito y mantener constante la neutralidad eléctrica de las dos disoluciones, anódica y catódica.

FUERZA ELECTROMOTRIZ (FEM) DE UNA CELDA GALVANICA la diferencia de potencial que se establece entre los dos electrodos de una pila galvánica o voltaica o entre las dos semipilas recibe el nombre de fuerza electromotriz de la pila, aunque también se suele abreviar como FEM. Otro nombre que se le puede dar a la fuerza electromotriz es el de potencial estándar de la pila, haciendo referencia la denominación de estándar a que las disoluciones tienen una concentración 1M y la pila se halla a una temperatura de 25ºC. El potencial estándar de la pila se representa con una Eo. Cuando se dispone de la tabla de potenciales de reducción normales de electrodo y, por tanto, del potencial de reducción estándar de los dos electrodos que forman la pila, la fuerza electromotriz de la pila o potencial estándar se calcula como: = á á Actuará como cátodo (reducción) aquel electrodo cuyo potencial estándar es mayor y como ánodo (oxidación) aquel electrodo cuyo potencial estándar es menor. Es decir: –Cuanto mayor es el potencial normal de un electrodo, mayor es su tendencia a reducirse y, por tanto, mayor su poder oxidante. CATODO –Cuanto menor es el valor del potencial normal de un electrodo, mayor es su tendencia a oxidarse y, por tanto, mayor será su poder reductor. ANODO Cabe añadir, además, que la fuerza electromotriz de una pila es siempre positiva. = =

á zinc = 0,34 − −0,76 = 1,1 V

Pilas galvánicas. Uso de pared porosa en pilas en lugar de puente salino. Veremos otra forma de compensar el hecho de que las disoluciones se van cargando a medida que transcurre la reacción que no es el puente salino, sino la pared porosa. La disolución de Cu(II), a medida que éste se va reduciendo y pasando a Cu(s), perderá cargas positivas y quedará cargada negativamente de forma global por el exceso de contraiones (aniones que acompañaban al Cu(II). Por el contrario, la disolución de Zn, a medida que éste se va oxidando a Zn(II), tendrá un exceso de carga positiva. La pared porosa permite el flujo de iones a través de ella y las cargas son compensadas.

SO4 2-

Zn 2+

CELDAS ELECTROLITICAS La electrolisis se refiere a la descomposición que se lleva cabo cuando se hace pasar una corriente eléctrica por un compuesto o una sustancia iónica. En la electrolisis cuando se hace pasar una corriente eléctrica por un electrolito los iones positivos se desplazan hacia el cátodo y los iones negativos se desplazan hacia el ánodo. La reducción se lleva a cabo en el cátodo y la oxidación en el ánodo.

Rx oxidación

Rx reducción

Unidad 3. SOLUCIONES

Tiene:

Soluciones

Soluto Solvente

Se clasifican de acuerdo con

Diámetro de la partícula

   

Macroscópicas Finas Coloidales Verdaderas

Conductividad eléctrica

Cantidad de soluto

Estado físico

 Sólidas  Líquidas  Gaseosas

Cualitativas

 Diluidas  Concentrad as  Saturadas  Sobresaturadas

 Electrolíticas  No electrolíticas

Cuantitativas Se expresan en

Unidades físicas

   

% P/P % P/V % V/V ppm

Unidades químicas

   

Molaridad (M) Molalidad (m) Normalidad (N) Fracción molar (X)

Soluciones Solución o también llamado disolución: se denomina así a la mezcla homogénea de dos o mas componentes. Ej. Agua y azúcar, el esmalte de las uñas, una aspirina efervescente en agua, etc. Cuando se ha formado la solución, los componentes no se pueden observar a simple vista ni tampoco con el microscopio, debido a que las partículas son muy pequeñas, con un diámetro menor a una 1mµ, por lo tanto no es visible al ojo humano. Solubilidad: es la cantidad máxima de sustancia (soluto) para disolverse en una cantidad determinada de solvente y formar un sistema homogéneo a una Tº determinada.

Componentes de una solución: la solución presenta dos componentes: Soluto.- es la sustancia que se disuelve, determina las propiedades químicas de la solución y generalmente se encuentra en menor proporción. Solvente.- Es la sustancia en la que se disuelve el soluto y generalmente se encuentra en mayor cantidad. Hay que indicar que estos dos términos pueden sufrir alteraciones, por ej. si tenemos una sln entre un sólido y un líquido, éste siempre se considera solvente aunque intervenga en menor cantidad. Nota: El nombre de la solución lo determina el soluto (STO) y el estado físico lo determina el solvente (STE).

TIPOS DE SOLUCIONES SEGÚN EL ESTADO FÍSICO: Tanto el soluto como el solvente pueden encontrase en cualquiera de los tres estados físicos: sólido, líquido o gas. Por lo tanto existen tres clases de soluciones.

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES EN UNIDADES FÍSICA Y QUÍMICAS CLASIFICACIÓN POR LA CONCENTRACIÓN Concentración: significa la cantidad de soluto que se encuentra disuelto en el solvente. Soluciones diluidas: son soluciones en las que la cantidad de soluto respecto a la del solvente es pequeña. Ej. en 100 ml de agua se han disuelto 1 g de sal. De acuerdo a la cantidad del soluto se divide:

Soluciones concentradas: es cuando la concentración del soluto es menor que una solución saturada. Ej. 10 g de sal en 100 ml de agua. Solución saturada: máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad de solvente, “equilibrio”; son aquellas donde el solvente ya no admite mayor cantidad de soluto. Ej.: 100 g de sal en 100 ml de agua. Solución sobresaturada: la solución contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una Tº determinada. Ej.: 110 g de sal en 100 ml de agua.

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES EN UNIDADES FÍSICA Y QUÍMICAS CLASIFICACIÓN POR LA TITULACIÓN: Se refiere a concentración de soluto en el solvente. UNDADES DE CONCENTRACIÓN Concentración: es la forma de expresar, en la etiqueta de un frasco con solución, la cantidad de soluto contenido en un volumen o en peso determinado de solución.

Física Unidades Químicas

Relación % masa – masa (m/m) Relación % masa- volumen (m/v) Relación % volumen – volumen (v/v) Partes por millón (ppm) Molaridad (M) Molalidad (m) Normalidad (N) Fracción molar (X)

UNDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN Porcentaje en masa:. Indica los gramos de soluto en 100 gramos de solución. % ó

= =

1 ml

100

= 1

= 1 gramo

Ejercicios de aplicación: 1) Calcula el porcentaje en masa de una solución que tiene 6 gramos de soluto en 80 gramos de solución. 2) Calcula el % en masa de una solución que tiene 10 gramos de soluto y 110 gramos de solución. 3) Cuantos gramos de soluto y solvente tendrán 420 gramos de solución cuya concentración es 5% m/m. 4) Si se disuelven 125 gramos de sal NaCl en 2 litros de agua. Determinar el porcentaje de sal en la solución.

UNDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN Porcentaje masa -volumen:. Indica la cantidad de gramos de soluto en 1000 mililitros de solución. % ó

/ = =

100 /

Nota: cuando se expresa la concentración de una solución en % y no especifica el tipo de concentración se asume que es m/v Ejercicios de aplicación: 1) Una solución esta formada por 8 gramos de soluto y 250 gramos de agua sabiendo que la densidad de la solución es de 1,08 g/cm3.calcular la concentración de la solución en g/litro. 2) Calcula la cantidad de sal que contendrá 150 cc de disolución de sal común d concentración 15g/l. 3) Deseamos prepara 300 ml de una disolución de sulfato de hierro para abonar las plantas, de concentración 12g/l, determinar las masa del sulfato de hierro necesario para ello.

UNDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN Porcentaje en volumen:. Indica el número de ml o cc del soluto por cada 100 ml de solución. % / = ó

100

Ejercicios de aplicación: 1) Que volumen de disolución debemos preparar con 500 ml de alcohol para que la solución resultante tenga 40% en volumen de alcohol. 2) Que porcentaje en volumen tendrá una solución obtenida disolviendo 80 ml de metanol en 800 ml de agua. Suponer volúmenes aditivos. 3) En la etiqueta de una botella de vino de 75 cl pone 12º. ¿Qué cantidad de etanol (alcohol etílico) contiene la botella de vino? 4) Indica el volumen de vinagre que tiene que disolver en agua para preparar 250 ml de una solución al 25%.

UNDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN Partes por millón: significa partes del soluto en un millón de partes en solución. Las ppm se calcula para soluciones líquidas o sólidas con las fórmulas:

Ejercicios de aplicación: 1) Se han disuelto 0,0015 g de CaCl2 en 500 ml de agua destilada. ¿Cuál será la concentración del soluto en ppm? 2) ¿Que significa 1% peso sobre peso en ppm? 3) Se determinó que una concentración de 2,5 gramos de agua freática contiene 5,4 µg de Zn2+. Calcule la concentración en ppm. 4) Calcula las ppm de 50 mg de cloro 2500 ml de agua.

UNDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Molaridad o solución molar (M): es el número de moles del soluto por litro de solución. ú Donde: = = = =

M: molaridad o solución molar n: es el número de moles de soluto Pa: peso en gramos del soluto Ma: masa o pes molecular del soluto V : volumen en litros

Para la preparación de una solución molar o 1M de H2SO4, se procede así: 1. Se calcula la masa molecular (Ma) del ácido que es 98 g/mol 2. Se pesa 98 g de H2SO4 químicamente puro, se lo lleva a un matraz aforado de 1 litros y se afora con agua destilada. Soluciones de mayor y menor concentración que la molar: En análisis químico se emplea solucione mayores o menores que la molar. Tomando como base el H2SO4, las cantidades de soluto serían las siguientes, siempre en un volumen de 1 litro. Sol 5M 5 x 98 Sol 2M 2 x 98 Sol M 1 x 98 Sol 0,1M 98/10 Sol 0,01M 98/100 Sol 0,001M 98/1000

= 490g en 1000 ml = 196g en 1000 ml = 98 g en 1000 ml = 9,8g en 1000 ml = 0,98g en 1000ml = 0,098 en 1000 ml

UNDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Molaridad: es el número de moles del soluto por litro de solución. =

ú =

Donde: M: molaridad o solución molar n: es el número de moles de soluto Pa: peso en gramos del soluto Ma: masa o pes molecular del soluto V : volumen en litros

Ejercicios de aplicación: 1) Cual es la molaridad de una solución de CaCO3 que en 400 ml contiene disuelto 30 gramos de la sal. 2) Cuantos gramos de MgSO4 se necesita para preparar 600 ml de una solución 0,25M 3) Numerosos blanqueadores para lavandería contiene hipoclorito de sodio o de calcio como ingrediente activo. El clorox por ejemplo contiene aproximadamente 52 g de NaClO por litro de solución. ¿cuál es la molaridad de esta solución? 4) Calcular a) cuantas moles de bisulfito de sodio (NaHSO3) hay en 25 ml de una solución 0,22 M y b) cuantos gramos de bisulfito de sodio hay en esos 25 ml.

UNDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Molalidad o solución molal (m): es el número de moles del soluto contenidos en un Kilogramo de solvente. =

Donde: m: molalidad o solución molal n: es el número de moles de soluto Pa: peso en gramos del soluto Ma: masa o pes molecular del soluto Kg : kilogramos del solvente Hay que establecer una clara diferencia entre la solución molar y molal; en la molar el volumen total de soluto y solvente es 1 litro (1000 ml); en la molal el volumen total es igual a la suma de los gramos de soluto + kilogramos de agua. Se deduce entonces que mas concentrada, será la solución molar antes que la molal, porque M contiene menos cantidad de agua.

UNDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Molalidad o solución molal (m): es el número de moles del soluto contenidos en un Kilogramo de solvente. =

= =

Donde: m: molalidad o solución molal n: es el número de moles de soluto Pa: peso en gramos del soluto Ma: masa o pes molecular del soluto Kg : kilogramos del solvente

Ejercicios de aplicación: 1) Preparar una solución 1,5 molal de KOH. 2) Se disuelven 20 g de NaOH en 560 g de agua. Calcula: a) la concentración de a disolución en % en masa y b) la molalidad. 3) Se tiene 4 gramos de un soluto en 350 ml de solución. Hallar la molalidad si la densidad de la solución es de 1,05 g/ml y la masa molar (peso molecular) es 55g/mol. 4) Que cantidad de FeSO4 se tiene que disolver en 50 ml de agua para obtener una concentración milimolal (0,001m).

UNDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Normalidad o solución normal (N): es el número de equivalentes gramo o equivalentes químicos contenidos en un litro de solución.

ó ó

(

)

Se entiende por valencia del soluto: a) El número de hidrógenos (H) ionizables que tiene un ácido. b) El número de oxidrilos (OH) que tiene una base o hidróxido. c) La valencia del metal, multiplicado por el subíndice de ésta, en el caso de una sal.

Elementos 1. Al3+ 2. S2Ácidos 3. HCl 4. H2SO4 Bases 5. NaOH 6. Al (OH)3 Sales 7. K2SO4 8. Al2(SO4)3

Eq-g Al3+ =27g/3 =9g Eq-g S2- =32g/2=16g

1Eq-g Al3+ =9g 1Eq-g S2- =16g

Eq-g HCl=36.5g/1=36.5g Eq-g H2SO4 = 98g/2=49

1Eq-g HCl=36.5g 1Eq-g H2SO4=49g

Eq-g NaOH= 40g/1=40g Eq-G Al (Oh)3=78g/3=26g

1Eq-g NaOH =40g 1Eq-g Al (OH)3=26g

Eq-g K2SO4 =174g/2=87g Eq-g Al2(SO4)3=342g/6=57g

1Eq-g K2SO4 =87g 1Eq-g Al2(SO4)3 =57g

UNDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Normalidad o solución normal (N): es el número de equivalentes gramo o equivalentes químicos contenidos en un litro de solución.

ó ó

(

)

La valencia también se le denomina equivalente.

Ejercicios de aplicación: 1) Cual es la normalidad de una solución que contiene disueltos 40 gramos de Al(OH)3 en 500 ml de solución. 2) Cual será la normalidad de las siguientes soluciones: a) 14,98 g KCl/l y b) 7 g de CuSO4∙5H2O/litro. 3) Calcular la molaridad y normalidad de la solución que contiene 10 g de NaCN en 250 ml de solución.

UNDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Calculo de la molaridad y normalidad con intervención de la densidad y el porcentaje: =

% 100 %

Ejercicios de aplicación: 1) Calcular la M y N de una solución de H3PO4 al 5% que tiene una densidad de 1,027 g/ml en 1000 ml de solución.

UNDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN Fracción molar y número de moles: la fracción molar no tiene unidades, representa la relación que existe entre componentes. Es el cociente entre el número de moles de un componente y el número total de moles presentes en la disolución. =

;

Donde: na = número de moles de soluto Nb = número de moles del solvente Pa = peso en gramos del soluto Pb = peso en gramos del solvente. Xa = fracción molar del componente A Xb = fracción molar del componente B

;

= 1

Si se tiene una solución compuesta de 18 gramos de agua y 32 gramos de metanol, quiere decir que tenemos una mol de agua y una mol de metanol. Si existiera 9 gramos de agua y 20 gramos de alcohol, tendríamos no una mol de cada uno, sino fracción de mol.

Ejercicios de aplicación: 1) Una solucion esta compuesta de 21 gramos de metanol (CH3OH) y 32 g de agua. Calcular el número de moles y las fracciones molares del soluto y del solvente.

DISOLUCIONES E INTRODUCCIÓN A LA NEUTRALIZACIÓN Disolver.- significa disgregar una sustancia en un líquido: Dilución: es la operación mediante la cual se añade una mayor cantidad de solvente a una solución de mayor concentración. El solvente mas utilizado es el agua. En el recipiente A, 1 g está disuelto en 10 ml de agua En el recipiente B, 1 g esta disuelto en 100 ml de agua En el recipiente C, 1 g esta disuelto en 1000 ml de agua

Se observa que a medida que aumenta el solvente, el color va disminuyendo su intensidad. También que en A, B y C existe el mismo número de moléculas, pero en cambio, el volumen va aumentando de 10 a 100, luego a 1000 ml. La dilución consiste en tomar como base una solución concentrada, llamada STOCK, a la cual se le va añadiendo solvente (agua) para que disminuya la concentración, (se esta diluyendo). Ejemplo: 30 ml de whisky es muy fuerte, por tanto se añade agua mineral; un tarro de pintura al que se le ande agua.

Para calcular una dilución requerida se determina la cantidad de agua que se debe añadir a una cantidad de solución o stock, a fin de obtener una solución con la concentración deseada.

La cantidad de soluto en la solución final mas diluida, es igual a la cantidad presente con la solución original o stock. Es decir: Moles de soluto Antes de la solución

moles de soluto después de la solución

En resumen: 1. El número de moles del soluto permanece igual. 2. La molaridad disminuye 3. El volumen aumenta.

M1 V1 = M2 V2 Donde: M1: es la molaridad de la solución patrón o stock que vamos a diluir. V1: es el volumen dela solución patrón o stock. M2: es la molaridad de la solución final diluida. V2: es el volumen de agua que se debe agregar a stock.

Ejercicio de aplicación: ¿Que volumen de ácido fosfórico (H3PO4) con un valor de molaridad de 33M se debe emplear para preparar 1,4 litros de solución muy diluida en apenas 0,2 M’

Unidad 4. GASES

TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES CONCEPTO: el comportamiento de un gas se lo puede explicar con la ayuda de la TCM. Etimología = Movimiento Concepto.- Es el movimiento permanente, ininterrumpido de las moléculas en completo desorden, en línea de zig – zag.. Puede compararse a los choques de los autos de un parque de diversiones.

POSTULADOS DE LA TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES “PROPIEDADES DE LOS GASES” Primer postulado: “Las partículas del gas se mueven de forma continua, rápida y al azar en línea recta y en todas direcciones”

Los movimientos rectilíneo de las partículas del gas se lo puede comprara como las bolas en una mesa de billar que rebotan en la bandas y una con otras. La rapidez en las partículas de un gas es alta, por ejemplo, las moléculas del aire tiene una velocidad madia cercana los 500 m/s, de ahí que tenga la propiedad de expandirse con facilidad.

POSTULADOS DE LA TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES Segundo postulado: “Las partículas del gas son extremadamente pequeñas y las distancias entre ellas son grandes” Este principio comprende la característica de los gases de poder ser comprimidos y que ocupen volúmenes menores. Las moléculas se encuentran separadas por espacios intermoleculares amplios, debido al predominio de la fuerza de expansión sobre la de cohesión

POSTULADOS DE LA TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES Tercer postulado: “En los gases, tanto las fuerzas gravitatorias como las fuerzas de atracción entre partículas de gas son prácticamente nulas” Debido a las grandes distancias de separación entre las partículas y que se mueven con rapidez dan lugar a que las fuerzas de atracción sean insignificantes. También, las fuerzas gravitatorias son relativamente pequeñas y las partículas se mueven en todas las direcciones. Por eso, los gases ocupan la forma y volumen del recipiente en los que están contenidos.

POSTULADOS DE LA TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES Cuarto postulado: “Cuando chocan las partículas unas con otras o con las paredes del recipiente, no se pierde energía, es decir, todas las colisiones son perfectamente elásticas” Este principio hace referencia a la conservación de la energía. Los choques perfectamente elásticos significa que las partículas luego de las colisiones no pierden energía. Este principio nos ayuda a entender porque los gases ejercen una presión uniforme sobre todo el recipiente.

POSTULADOS DE LA TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES Quinto postulado: “la energía cinética media es la misma en todos los gases a una misma temperatura. Si varia la temperatura en kelvin entonces variará proporcionalmente la energía cinética” La energía cinética se debe a los movimientos de las partículas. Si por ej. Se tiene una tres muestras de distintos gases (hielo, metano y oxígeno) a una determinada Tº kelvin, sin importar lo cuan pesados o ligeros sean tendrá una misma energía.

La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.

De esto se puede concluir que las características de los gases son: Capacidad para expandirse y comprimirse. Tienen forma y volumen variables. Presentan una densidad muy baja debido a la gran separación que hay entre sus partículas.

MEDICIÓN DE LA PRESIÓN DE LOS GASES La presión es una magnitud del sistema internacional (SI) de medidas e influye en el comportamiento de los gases. Presión: es la fuerza ejercida sobre una área, y sus unidades en el SI es el pascal (Pa), una presión de un newton (fuerza) por metro cuadrado (área). =

Presión atmosférica: Es la fuerza que ejerce el aire atmosférico sobre la superficie terrestre. Peso de la masa de aire (fuerza) por cada unidad de superficie. Si sobre una mesa se coloca un objeto pesado, el peso de ese cuerpo ejerce sobre la superficie de la mesa una cierta presión. Del mismo modo, aunque el aire no es un material muy pesado, la enorme cantidad de aire atmosférico que existe sobre un punto de la Tierra hace que su peso total sea lo suficientemente grande como para que la presión que ejerce sobre ese punto tenga una gran magnitud.

Generalmente utilizamos la presión atmosférica, ya que esta involucrada con la expansión o compresión de un gas dentro de un recipiente. La unidad de la presión atmosférica son las atmósferas (atm), además, se tiene en consideración las siguientes equivalencias: Medida

Equivalencia

Atmósferas – milímetros de Hg

1 atm = 760 mm Hg

Atmósferas – Torricelli

1 atm = 760 Torr

Torricelli - milímetros de Hg

1 Torr = 1 mmHg

Atmósfera – newton ∙ metro

1 atm = 101325 N/m2

Atmósfera – Pascal

1 atm = 101325 Pa

Atmósfera - Kilopascal

1 atm = 101.325 KPa

Atmósfera – libras ∙ pulgadas2 (PSI)

1 atm = 14,7 lb/pulg2 (PSI)

Ejercicios: - Un émbolo lleno de aire, en principio tenia una presión de 755 torr, luego se le ejerce una presión 1748 mm Hg. Expresar estos valores de presión en atmósferas. - ¿Cuál es la presión ejercida por una fuerza de 120 N que actúa sobre una superficie de 0.040 metros cuadrados?

INSTRUMENTOS UTILIZADOS PARA MEDIR LA PRESIÓN BARÓMETRO: es el principal instrumento utilizado para medir la presión. Fue inventado por el evangelista Torricelli en 1643. Torricelli lleno un tubo de vidrio de 1m de longitud con Hg y lo invirtió en un plato, comprobó que el tubo no se vació por completo sino que en su interior quedaron 760 mm de Hg; lo que sucedió fue que la atmósfera presiona hacia abajo el Hg y escapa hasta que queda una columna de Hg de 760 mm. El espacio observable en las parte superior del líquido es vacío. Por eso la equivalencia de 1 atm = 760 mm Hg.

Los barómetros se utiliza en meteorología para estudiar la atmósfera y la presencia de lluvias. Altas presiones indican ausencia de lluvia, pero bajas presiones significa el advenimiento de lluvias o tormentas.

La presión y su variación con la altura: La presión atmosférica varía con la altitud respecto del nivel del mar. A medida que ascendemos, la presión es menor, ya que disminuye la longitud de la columna de aire que hay encima de nosotros. La presión atmosférica disminuye 10 mm Hg por cada 100 m de altitud aproximadamente.

INSTRUMENTOS UTILIZADOS PARA MEDIR LA PRESIÓN BARÓMETRO ANEROIDE: no utiliza Hg es portable y fácil de leer. El mecanismo que utiliza este instrumento es de láminas selladas que se esconden o extienden en función de los cambios de presión atmosférica. Las láminas se comprimen si la presión es alta, al contrario, si es baja las láminas se expanden. El resultado de este mecanismo los podemos notar con el movimiento de las agujas.

Actualmente se ha digitalizado las mediciones y en las estacione metereológicos se utilizan instrumentos electrónicos que registran los datos en la computadora.

INSTRUMENTOS UTILIZADOS PARA MEDIR LA PRESIÓN MANÓMETRO: se los utiliza mas en los laboratorios que mide las presión de los gases distinto a la atmósfera; es decir, presiones menores, iguales o mayores a la presión atmosférica. Su mecanismo es similar a un barómetro de Hg. También hay manómetros de tubo cerrado y se utilizan para medir presiones de los gases menores a la presión atmosférica. Además los manómetros también miden la presión de los fluidos o líquidos en sistemas hidráulicos.

RELACION ENTRE L PRESIÓN,EL NÙMERO DE MOLÉCULAS Y TEMPERATURA DE UN GAS Temperatura: refleja la cantidad de calor que tiene un cuerpo, objeto o del ambiente. Presión: es la fuerza ejercida sobre un área. Según la TCM los átomos o moléculas aumentan su energía cinética si aumenta la temperatura y viceversa. La unidad de medida de la Tº es el kelvin; el cero absoluto en escala kelvin es -273,15ºC. Existen escalas de temperatura como Rankine, Fahrenheit, entre otras y se puede transformar las temperaturas de una escala a otra.

FORMULAS PARA TRANSFORMAR GRADOS DE TEMPERATURA DE UNA ESCALA A OTRA

LEYES DE LOS GASES La relaciรณn de la presiรณn, volumen y temperatura de los gases define de manera general el comportamiento de un gas dando origen a una ley. BOYLE

GAY LUSSAC

CHARLES Relaciona

PyV = 1

1 =2

PyT

= 1

GRAHAM

Suma de presiones

VyT

2 =2

DALTON

2 =2

=1 +2 +3 +

= 2

2 =2

P.V.T LEY COMBINADA =

= 1

2 =2

(1 + ฮฑ )

Ecuaciรณn general de los gases =

LEY DE BOYLE

Isotérmica

Iso = igual termo = temperatura

“Cuando la temperatura permanece constante, los volúmenes de los gases son inversamente proporcionales las presiones”. Esto significa que cuando si la presión aumenta, el volumen se reduce en las misma proporción. Se expresa mediante la ecuación: Donde: P1 = presión inicial P2 = presión final V1 = volumen inicial V2 = volumen final

= 1 P1=1 atm

V1=200 L

1 =2

2 P2=2 atm

V1=100 L

P3=4 atm

V3=50 L

LEY DE BOYLE

= 1

1 =2

Donde: P1 = presión inicial P2 = presión final V1 = volumen inicial V2 = volumen final

Ejercicios de aplicación: 1) Una muestra de oxígeno que ocupa un volumen de 500 ml a 760 torr de presión se quiere comprimir a un volumen de 380 ml. ¿qué presión debe ejercerse si la temperatura permanece constante? 2) Si 578 litros de cloro soportan una presión de 1 atm y 20 mmHg, ¿cuál será el volumen si la presión varía a 2 atm y 8 mmHg

Isobárica

LEY DE CHARLES 1ra PARTE

Iso = igual barico = presión

“Cuando la presión se mantiene constante, los volúmenes de los gases son directamente proporcionales a sus temperaturas absolutas”. Así, al duplicar la temperatura absoluta de 150 K a 300 K, el volumen del gas también se duplica. Se expresa mediante la ecuación: Donde: V1 = volumen inicial V2 = volumen final T1 = temperatura inicial T2 = temperatura final

= 1

2 =2

100 K

200 K

300 K

400 K

LEY DE CHARLES 1ra PARTE

= 1

2 =2

Donde: V1 = volumen inicial V2 = volumen final T1 = temperatura inicial T2 = temperatura final

Ejercicios de aplicación: 1) Un volumen de neón correspondiente a 1850 litros se encuentra a una temperatura de 27ºC. ¿cuál será el volumen si la temperatura varía a -10ºC?. La presión es la misma. 2) Una cantidad fija de gas hidrógeno a presión constante ocupa un volumen de 750 ml a 17 ºC. Si el volumen cambia a 982 mililitros, ¿cuál es la temperatura final?

LEY DE CHARLES 2da PARTE Como principio fundamental, se tiene que una molécula de cualquier gas que se encuentra a cero grados centígrados y una atmósfera de presión ocupa un volumen de 22,4 litros, al cual se llama “volumen molar”.

( +

)

Donde: Vf = volumen total o final Vo = volumen molar = 22,4 L α = coeficiente de dilatación de los gases T = temperatura en ºC

ºC

100 ºC

373,15 K

0 ºC

273,15 K

-273,15 ºC

1 mol de: H2 O2 N2 CO2

= = = =

2g 32 g 28 g 44 g

= 0,00366

Ocupan 22,4 L de volumen a 1 atm de presión y 273,15 K

De acuerdo con el gráfico, se deduce que una molécula gaseosa que se encuentra 1 atm de presión y a 0ºC, ocupa un volumen de 22,4 L. Por cada grado centígrado que se incremente, el volumen aumenta 0,00366 litros. De manera que, conociendo el volumen inicial o volumen molar (Vo) se puede calcular el volumen final Vf.

LEY DE CHARLES 2da PARTE

( +

)

Donde: Vf = volumen total o final Vo = volumen molar = 22,4 L α = coeficiente de dilatación de los gases T = temperatura en ºC

1 mol de: H2 O2 N2 CO2

= = = =

2g 32 g 28 g 44 g

Ocupan 22,4 L de volumen a 1 atm de presión y 273,15 K

Ejercicios de aplicación: 1) Calcular el volumen que ocupa 1 mol de oxígeno (O2) a 10ºC. 2) ¿Qué volumen ocupará 88 gramos de CO2 a 30ºC?

= 0,00366

LEY DE GAY LUSSAC

Isocórico

Iso = igual

córico = volumen “Cuando el volumen se mantiene constante las presiones que ejercen los gases son directamente proporcionales a sus temperaturas absolutas”. Así, al reducir la temperatura de 200 K a 100 K, la presión del gas también se reduce en la misma proporción. Se expresa mediante la ecuación: Donde: P1 = presión inicial P2 = presión final T1 = temperatura inicial T2 = temperatura final

= 1

2 =2

10 K

15 K

20 K

LEY DE GAY LUSSAC

= 1

2 =2

Donde: P1 = presión inicial P2 = presión final T1 = temperatura inicial T2 = temperatura final

Ejercicios de aplicación: 1) Una masa gaseosa se encuentra a 18ºC ejerce una presión de 45 atm. ¿cuál será la presión si la temperatura disminuye a -5ºC? 2) A 25ºC un volumen gaseoso ejerce una presión de 60 atm. Si la presión marca 850 lib/pulg2 ¿qué temperatura ha actuado?

LEY COMBINADA DE LOS GASES Se origina cuando combinamos las ecuaciones de la ley de Boyle y Charles.

= 1

2 =2

Donde: P1 = presión inicial P2 = presión final V1 = volumen inicial V2 = volumen final T1 = temperatura inicial T2 = temperatura final

Debemos recordar que cuando se trabaja con problemas relacionado con las leyes de los gases, se lo hace con la Tº absoluta “K”. Cuando en el problema se indica que el gas en estado inicial está en condiciones normales de presión, volumen y Tº, los valores son: P= 1 atm; V=22,4 L; T = 273,15 K

LEY COMBINADA DE LOS GASES

= 1

2 =2

Donde: P1 = presión inicial P2 = presión final V1 = volumen inicial V2 = volumen final T1 = temperatura inicial T2 = temperatura final

Ejercicios de aplicación: 1) Un volumen inicial de 150 litros de cloro se encuentra a una presión de 7 atm y una temperatura de 10ºC. ¿cuál será el volumen a 12 atm de presión y -5ºC? 2) Una masa fija de un gas se encuentra a condiciones normales. ¿qué volumen ocupará esta misa masa de gas si se encuentra a 27ºC y 24 atm de presión?

LEY DE DALTON O DE LAS PRESIONES PARCIALES La presión total de una mezcla gaseosa (gases que no reaccionen entre sí) es igual a la suma de las presiones parciales de los diferentes gases. Se expresa mediante la ecuación: =

….

Donde: PT= presión total de la mezcla P1, P2, P3 = presiones parciales de cada gas componente de la mezcla.

Aquí el V y la T son constantes Podemos asociarla proporción o presión parcial de un gas conociendo solamente la fracción molar y la presión total, a partir de:

= =

LEY DE DALTON O DE LAS PRESIONES PARCIALES

….

Donde: PT= presión total de la mezcla P1, P2, P3 = presiones parciales de cada gas componente de la mezcla.

Ejercicios de aplicación: 1) Un recipiente contiene 4 litros de cloro 7 litros de nitrógeno y 6 litros de oxigeno. La presión total es de 680 torr. ¿Cuál será la presión parcial que ejerce cada gas?c

LEY DE DALTON “PRESION DEL VAPOR DE AGUA” Esta ley es de particular importancia cuando se tarta de gases recogidos sobre agua, las cuales están saturados de vapor de agua, o gases húmedos, es necesario acotar que el volumen ocupado por el gas seco y el gas húmedo es el mismo sino varia el recipiente , pero las presiones del gas seco y el gas húmedo son diferentes, cumpliendo la siguiente ecuación: =

−

Donde: PT= presión total de la mezcla P gas = presión parcial del gas seco P vapor H2O= precio parcial del vapor de agua.

La presión de vapor de una sustancia es la presión que ejerce las moléculas de la sustancia que se encuentra en fase gaseosa, encima de la fase líquida. La presión de vapor del agua varia con la temperatura:

LEY DE AVOGADRO. VOLUMEN MOLAR La ley de Avogadro establece la relación entre el volumen de un gas y el número de moles, que hoy se conoce como ley de Avogadro: “el volumen de un gas mantenido a una temperatura y presión constante es directamente proporcional al número de moles de gas”. Así entonces nos dice que a una presión y una temperatura constante, volúmenes iguales de un mismo gas o gases diferentes contienen el mismo número de moles y moléculas. ,

Se ha indicado que a 0ºC (273.15 K) y 1 atm de presión todo gas, no importa su masa atómica(2, 32, 28, 44 uma), ocupa el volumen de 22,4 litros, que es el llamado volumen molar o volumen estándar de los gases. Por otro lado Avogadro encontró que un 1 mol existen 6,023 x 1023 moléculas

LEY DE LOS GASES IDEALES Gas ideal: es aquel que cumple: 1. Estrictamente con las leyes de los gases como son: Boyle; Charles, Lussac, etc. 2. Con los postulados de la TCM: - Las moléculas están suficientemente separadas. - Los espacio intermoleculares son amplios. - No existe atracción ni repulsión entre las moléculas. - Las colisiones entre las moléculas son elásticas. - El volumen real es insignificante. Lo mencionado anteriormente ocurre cuando el gas esta sometido a presiones muy bajas, casi cerca del valor de cero atm, y a T° altas.

LEY DE LOS GASES IDEALES De lo anteriormente descrito se origina una ecuación que también se la conoce como ecuación general de estado o ley del gas ideal, en la cual el volumen del gas es directamente proporcional a la cantidad de gas, directamente proporcional a la temperatura e inversamente proporcional a la presión. =

PV = Donde: P = presión medida en atm. V = volumen en litros n = numero de moles R = constante universal de los gases 0,082 atm.L/mol.K T = temperatura en K

PV =

(

, ,

)

= ,

. .

Ejercicios de aplicación: Un gas se encuentra en las siguientes condiciones volumen de 25 litros, temperatura de 27 °C y presión de 3 atmósferas. Calcular el número de moles.

CALCULO DE LA MASA MOLECULAR EN FUNCION DE LA DENSIDAD A partir de la ecuación de los gases ideales se puede deducir la densidad de un gas y la masa molecular del gas.

entonces: =

PV =

masa en gramos (Pa) Masa molecular (Ma)

δ=

Ejercicio de aplicación: 1. Cual es el peso molecular de un gas, si 0,797 gramos están ocupando un volumen de 1,22 litros a 27°C y 1 atmósfera de presión. 2. Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver la duda, los introducimos en un recipiente de 1 L y observamos que la presión que ejercen a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?

GASES Y ESTEQUIOMETRIA Por medio de la ecuación de la ley de los gases ideales podemos relacionar las ecuaciones químicas y sus cálculos incurridos (estequiometria) con los gases, ya que n que es la cantidad de moles puede ser calculado a partir de una ecuación química o ser un parámetro de información para realizar un cálculo estequiométrico.

Ejercicio de aplicación: 1. El amoniaco constituye la base para la producción de los fertilizantes nitrogenados. La materia prima preferida para producir amoniaco es el petróleo y el gas natural. Si en un émbolo lleno con 20 gramos de amoniaco a 55ºC y 850 mmHg, que capacidad volumétrica tiene el émbolo. 2. Hallar el volumen de cloro, medido a 20 ºC y 746 mmHg que se obtendrá al hacer reaccionar 50 gramos de permanganato de potasio en exceso de ácido clorhídrico, según la reacción: + → + + + 3. Una forma fácil de obtener hidrógeno en el laboratorio es mezclar un ácido (H2SO4 o HCl) con un metal , por ejemplo Zn o Mg. En la reacción se forma la sal del metal correspondiente y se desprende H2 gaseoso. Calcula el volumen e hidrógeno, medido a 1 atm y 0ºC, que se produce cuando 8 gramos de Zn reacciona con un exceso de ácido sulfúrico.

GASES REALES. Gas ideal: es aquel que cumple estrictamente con las leyes de los gases como son: Boyle, Charles, Gay Lussac, etc. y también cumple con los postulados de la teoría Cinético Molecular. Lo anteriormente mencionado ocurre cuando el gas está sometido a presiones muy bajas, casi cerca del valor de cero atmósferas y a temperaturas altas. Gases reales: es todo lo contrario al gas ideal, esto es, que no cumple estrictamente con las leyes de los gases, existen desviaciones, sobre todo cuando se encuentran a altas presiones y temperaturas bajas. Se explica el comportamiento del gas real porque a Tº muy bajas el valor de la energía cinética es mínimo, lo que significa que las moléculas casi no se mueven, no tienen energía, y si, además, llevan alta presión, las moléculas se juntan, además los espacios intermoleculares son pequeñísimos. Consecuentemente, con estas condiciones, si se pretende aumentar mas la presión no habrá disminución de volumen. Las moléculas en el gas real se atraen entre sí por las llamadas fuerzas de Van der Waals. Covolumen: el volumen total de un gas esta comprendido por moléculas mas espacios intermoleculares y el covolumen esta comprendido solo por las moléculas del gas., el primero es mayor que el segundo.

ECUACÍON DE UN GAS REAL. El científico holandés Johannes Van der Waals propuso una ecuación para el estudio del comportamiento de gases reales tomando en cuenta: el volumen finito que ocupan las moléculas del gas y las fuerzas de atracción entre las moléculas del gas, para esto utilizo dos constantes a y b. =

− Reacomodando la ecuación tenemos: +

Donde : b tiene unidades L/mol a tiene unidades L2 – atm/mol2

− −

Ejercicio de aplicación: 1. Un tanque de 30 litros contiene cloro gaseoso a una temperatura de 20ºC y una presión de 2 at. Si el tanque se presuriza a un nuevo volumen de 100 litros y una Tº de 150ºC ¿cual será la nueva presión usando la ecuación de l gas ideal y la ecuación de van der Waals. 2. Si 5 moles de vapor de agua ocupa un volumen de 7 L a 52|C, calcule la presión del gas en atm mediante la ecuación del gas ideal y la ecuación de Van der Waals.

Velocidad molecular promedio (Urms) o velocidad cuadrática media Deducción de la ley de las presiones parciales. Para determinar que tan rápido es una molécula a una determinada temperatura, debemos utilizar la velocidad molecular promedio (Urms).

Urms = velocidad molecular promedio. R: constante de los gases. T= temperatura Mr= masa molecular del gas

= 8, 314 P

1 =1

Ejercicios: Determinemos la velocidad del nitrógeno molecular a 0ºC y 100ºC. Determina y comprueba cual de los gases O2; H2O es mas rápido a una temperatura de 25ºC.

LEY DE GRAHAM O DE DIFUSIÓN Y EFUSIÓN DE LOS GASES.

LEY DE GRAHAM O DE DIFUSIÓN DE LOS GASES. =

Donde: Va = velocidad del gas A Vb = velocidad del gas B Ma= masa o peso molecular del gas a Mb = masa o peso molecular del gas b δa = densidad del gas a δb = densidad del gas b

Ejercicio de aplicación: ¿Qué gas tiene mayor velocidad de difusión, el nitrógeno molecular o el neón?