QUÍMICA ONCE 01 PERIODO 2020


Ejercicios de Química ONCE -01 PERIODO 2020
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1. Calcula el volumen de dióxido de carbono CO2, a  10°C Y 560 mmHg que se obtiene cuando se hacen reaccionar 2 moles de gas metano, CH4, en presencia de oxígeno O2.

La reacción química que describe el proceso es la siguiente:


CH4(g)  +  2O2(g)    ----> CO2(g) + 2H2O


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2. Cuál es la Ka constante de acidez de una solución 0.5 M de ácido acético, CH3COOH, que a temperatura ambiente está disociada en un 0.6%.
CH3 COOH (acu)(CH3COO)-1(acu)    +      H+1(acu)
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3. Cuál es la concentración de hidrogeniones, [H]+1, de una solución 0,072M de ácido cianhídrico, HCN, sabiendo que su constante de acidez, Ka = 4.9 x 10 -10

HCN (acu) H+1(acu)  +     (CN)-1(acu)
Ácido débil
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4. Calcular la concentración de iones [H]+ de una solución de NH4OH  0,010 M. La solución está disociada en un 4.3%.
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5. Cuál es el pH de una solución que tiene concentración de                     [H+1]= 1,0 x 10-4 M
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6. Calcula la concentración [H+] de una solución cuya concentración de   [OH-]= 3 x 10-4 M  y  concluye si la solución es ácida o básica.
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¿Sí Recuerdas?
Puedes recordar cómo hacerlos, siga leyendo

QUÍMICA ONCE 01 PERIODO 2020

I- Estequiometría con gases
II - Equilibrio en soluciones Iónicas
• Equilibrio en soluciones iónicas
• Equilibrios de Solubilidad
• Proceso de disociación de ácidos y bases
• Equilibrio Iónico del agua – Ionización del agua
• Concepto de pH y de pOH


I- Estequiometría con gases. Como se estudió en el curso anterior, la estequiometría es la rama de la Química que se encarga de estudiar las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en una reacción química. Ahora se aplican algunas relaciones estequiométricas de reacciones químicas entre gases utilizando la ley general de los gases.

Ejemplo. Calcula el volumen de dióxido de carbono CO2, a  10°C  y  560 mmHg que se obtiene cuando se hacen reaccionar 2 moles de gas metano, CH4, en presencia de oxígeno O2.

La reacción química que describe el proceso es la siguiente:
CH4(g)  +  2O2(g)    ----> CO2(g) + 2H2O
2mol                                           V=?
                                                    T= 10 °C = 283 °C
                                                    P= 560 mmHg =  0.73 at

De la ecuación balanceada : 
1mol de CH4(g) produce 1 mol de CO2(g)
Entonces con 2 moles de CH4(g) se producen 2 mol de CO2(g)
Aplicando la ley general de gases para saber el volumen de CO2(g)
PV = nRT         V = nRT/P     

V = 2 moles de CO2 x 0.082 at. Lt x 283°C/mol.k x 0.73 at = 63.5 Lt CO2

Se obtiene 63.5 Lt de CO2  a partir de 2 moles de gas CH4

II-Equilibrio en Soluciones IÓNICAS.

Soluciones ácidas y soluciones básicas.
Electrólito: Es una sustancia que se ioniza o sea que se disocia,
dando los iones correspondientes, dando una solución conductora de la corriente eléctrica. 
Ejemplo de soluciones de electrólitos son las soluciones acuosas de sales, ácidos o bases. Ejemplo de soluciones de electrólitos son las soluciones acuosas.

Solución acuosa: Es cuando una sustancia está disuelta en agua, H2O.
Una sal disuelta en agua= solución acuosa de sal
Un ácido disuelto en agua= solución acuosa de ácido
Una base disuelta en agua= solución acuosa de base

Hay electrólitos fuertes y electrólitos débiles.

Los electrólitos fuertes, son compuestos que se disocian en agua prácticamente en su totalidad, dando soluciones que conducen bien la corriente eléctrica.

Hay 3 clases de electrólitos fuertes:

Los ácidos fuertes    H2SO4 (acu) ----> 2(H)+1(acu)  +   (SO4)-2(acu)
                                       Ácido

Las bases fuertes     NaOH (acu) ----> Na+1(acu)  +   (OH)-1(acu)
                                    Base

Las sales fuertes       NaCl (acu) ----> Na+1(acu)  +   Cl-1(acu)
                                                 Sal 




Los electrólitos débiles, son compuestos que se disocian en agua en pequeñas proporciones, dando soluciones que NO conducen adecuadamente la corriente eléctrica.




• Equilibrios de Solubilidad

En Soluciones de electrólitos fuertes
Las soluciones de electrólitos fuertes es cuando las moléculas en su totalidad están disociadas o sea están separadas en iones, el proceso que describen es ----> hacia la derecha, así:
(ejemplo el ácido clorhídrico, HCl, qué es un ácido fuerte, 
disocia totalmente ----> o sea se ioniza H+1 y  Cl-1 )      

HCl (acu) ----> H+1(acu)  +     Cl-1(acu)
Ácido fuerte

Las soluciones de electrólitos fuertes es cuando las moléculas en su totalidad están disociadas o sea están separadas en iones, el proceso que describen es ----> hacia la derecha, se trata de sistemas que no están en equilibrio, pues la velocidad de reacción hacia la derecha ----> es varias veces superior a la velocidad <------   hacia la izquierda.



En Soluciones de electrólitos débiles
En las soluciones de electrólitos débiles es cuando una parte de las moléculas están disociadas y otra parte conserva su estado molecular, situación en la cual se alcanza un estado en equilibrio.



Ejemplo. (ejemplo el ácido acético (ácido orgánico), CH3COOH, este es un ácido débil, disocia poco o sea ioniza poco, (CH3COO)-1    y   H+1)

  
CH3 COOH (acu) (CH3COO)-1(acu)    +    H+1(acu)
Ácido débil




Disociación de ácidos

Cuando un ácido se disuelve solamente un poco en agua

HAH+(acu)   +   A-(acu)

Ka: constante de acidez
HA = ÁCIDO: Si el ácido es, CH3COOH
[H]+ concentración de hidrogeniones : H+1
[A]- concentración de la parte negativa del ácido : (CH3COO)-1

          [H]+  [A]-
  Ka:  ------------------------
                    [HA]





Disociación de bases

Cuando una base se disuelve solamente un poco en agua

MOH(acu)M+(acu)   +   (OH)-(acu)

Kb: constante de basicidad
MOH = Base : Si la base es,  NaOH
[M]+ concentración del metal : Na+1
[OH]- concentración de hidroxilos : (OH)-1

          [M]+  [OH]-
  Kb:  ------------------------
                    [HA]



Ejemplo. 
1. Cuál es la Ka constante de acidez de una solución 0.5 M de ácido acético, CH3COOH, que a temperatura ambiente está disociada en un 0.6%.

Recordemos el concepto de Molaridad,  M (moles de sto / Lt sln)

0.5 moles de ácido acético
---------------------------------------  =  M
        


           
          1 litro de solución
(0.5 x 0.6%) / 100% = 0.0030 moles disociadas de ácido acético, CH3COOH
0.0030 moles disociadas de ácido acético   =   3 X 10-3 M


CH3 COOH (acu) (CH3COO)-1(acu)  +    H+1(acu)
Ácido débil

CH3 COOH
(CH3 COO)-1
H+1

0.5  M
0
0
Concentración inicial
0.5  -  3 X 10-3 =0.4970
Lo que había de ácido acético menos lo que se disoció de este
3 X 10-3
3 X 10-3
Concentración en equilibrio


          [H]+1. [CH3COO]-1       (3 X 10-3).(3 X 10-3)      (3 X 10-3)2
  Ka:  ---------------------------- = ----------------------------  = ---------------  =   1,81 x 10-5
                    [CH3COOH]                0.4970                     0.4970

EJEMPLO 2. Cuál es la concentración de hidrogeniones, [H]+1, de una solución 0,072M de ácido cianhídrico, HCN, sabiendo que su constante de acidez,                 Ka = 4.9 x 10 -10    

HCN (acu)  H+1(acu)   +     (CN)-1(acu)
Ácido débil


HCN
H+1
(CN)-1

0.072  M
0
0
Concentración inicial

0.072  -  X

X

X
Concentración en equilibrio


Dado el valor de Ka, el valor de x en el denominador es muy pequeño,          por eso se desprecia en los cálculos.

           [H+]  [CN-]                                   X.X                 X2
  Ka:  -----------------------  =  4.9 x 10 -10   = ----------- =  ------------  =  
                    [HCN]                                      0.072 – X       0.072 - X

4.9 x 10 -10   =   X2  / 0.072

4.9 x 10 -10    x   0.072 =  X2

=> X =  5.94 x 10-6 M


[H +] = [CN-] = X = 5.9 x 10-6 M







• Equilibrio Iónico del agua
En una cantidad de agua pura, una pequeña parte de las moléculas se presentan disociadas y en equilibrio con las restantes no disociadas, constituyendo lo que se conoce como el equilibrio iónico del agua


•Ionización del agua
El agua pura posee una reducida capacidad para conducir la electricidad, por lo que se clasifica como un electrólito débil. 
Esta propiedad se debe a la presencia de iones, en muy bajas concentraciones, que solo provienen de la ionización de parte de las moléculas de agua.
Durante el proceso de disociación o  ionización del agua, algunas moléculas actúan como ácidos y otras como bases, propiciando un intercambio de protones 
(recordemos los protones son partículas subatómicas de carga positiva (+) ubicadas en el núcleo del átomo).
   

H2O(l)  +  H2O(l) (H3O) +1(acu)  +   (OH)-1(acu)

2H2O(l) (H3O) +1(acu)  +     (OH)-1(acu)


 La disociación del agua H2O representa una situación de equilibrio:


           [(H3O)+1]  [(OH)-1]
Ke = ---------------------------------
                   [H2O]2

Ke: Constante de equilibrio del agua

 Como el agua se disocia tan tan tan poquito, podemos tomar la concentración del [H2O] prácticamente constante, por esto podemos aplicar el principio de un sistema en equilibrio heterogéneo, donde el valor de Ke depende únicamente de las concentraciones de los iones:

 Ke  • [H2O]2   =   [(H3O)+1]  • [(OH)-1]
                                ión positivo            ión negativo

Kw = Ke • [H2O]2    

Kw : Constante del producto iónico del agua

Kw  =   [(H3O)+1] • [(OH)-1]   a una temperatura de 25°C

 Kw  =   [(H3O)+1] • [(OH)-1] =   [H+1]  • [(OH)-1]

Kw  =   [(H3O)+1] • [(OH)-1] = 1.0 x 10-14 M

De donde  [(H3O)+1] =  [(OH)-1] = 1.0 x 10-7 M
RECUERDE el significado de Solución en Química 
(Solución es lo mismo que una mezcla homogénea, o sea es una mezcla que tiene una concentración homogénea en cualquier parte de dicha mezcla, una concentración igual en todas partes de la mezcla).
Una Solución binaria tiene un soluto (está en menor cantidad) y un solvente (está en MAYOR cantidad)

Todas las soluciones en las que las concentraciones de iones
[(H3O)+1]  y  [(OH)-1]  sean iguales a 1.0 x 10-7 M, se consideran neutras, como el agua, H2O, pura.

[(H3O)+1] =  [(OH)-1]  =  1.0 x 10-7 M           Solución NEUTRA
[(H3O)+1]  >  que la concentración de [(OH)-1]  Solución ácida
[(OH)-1] > que la concentración de [(H3O)+1]  Solución básica



Ejemplo
Calcular la concentración de iones [H]+ de una solución de NH4OH 0,010 M. La solución está disociada en un 4.3%.


 Algunas aclaraciones. 
En este ejercicio el NH4OH, es el soluto, es un hidróxido disuelto en el solvente agua, H2O, se trata de una solución básica.
Cómo es una solución básica primero hallamos la concentración de [OH]-1 con los datos que da el problema (el ejercicio) y con este nuevo dato  hallamos lo que preguntan, la concentración de los iones [H]+, así:

0.010 M  x  4.3%
---------------------- =  4.3  x 10-4  M  moles disociadas de NH4OH
         100%


 Aplicando

Kw  = 1.0 x 10-14 M

 Kw  =   [(H)+1] • [(OH)-1] 

 1.0 x 10-14 M   =   [(H)+1] • [(OH)-1] 

1.0 x 10-14 M  =  [(H)+1] • [4.3  x  10-4] M


                  1.0 x 10-14
 [(H)+1] =  --------------- =  2.3  x  10-11 M
                  4.3  x  10-4









• Concepto de pH
El sistema utilizado anteriormente para indicar el pH es útil pero poco práctico por el uso de notación científica para expresar cantidades tan pequeñas del orden de 10-14 o 10-7 moles/litro.

 El Químico danés, Sörensen ideó una escala de grado de acidez. 
Esta forma de expresar la concentración de hidrogeniones [H]+ de una solución recibe el nombre de potencial de hidrógeno o pH  y se expresa:

pH = - log [H]+

pH = log (1 / [H]+)


 Ejemplo 1.
Cuál es el pH de una solución que tiene concentración de 
[H+1]= 1,0 x 10-4 M

pH = log (1 / [H]+)               
pH = log (1 / 1,0 x 10-4)

pH = log 1  - log (1,0 x 10-4)                      log 1=0        log 10 = 1

pH = 0  - (log 1,0 x 10-4  )       

aplicando leyes de los logaritmos

pH = - (log 1,0   + log 10-4  ) 

pH = -( log 10-4)  

pH = 4 log 10

pH =4 la solución tiene un grado de acidez igual a 4







• Concepto de pOH
El  grado de basicidad se puede expresar con la concentración de hidroxilos [OH]- de una solución, recibe el nombre de potencial de OH o pOH  y se expresa:

 pOH = - log [OH]-

pOH = log (1 / [OH]-)



Ejemplo 1. Calcula la concentración [H+]de una solución cuya concentración de [OH-]= 3 x 10-4 M y concluye si la solución es ácida o básica.
pOH = log (1 / [OH]-) 
pOH = log (1 / 3x10-4)
pOH = log 1- log (3 x 10-4)

 log 1=0        log 10 = 1

pOH = - log3 - log10-4 

 pOH= - log3  + 4 log10 = - 0.477 + 4(1) = 3.5228

pOH = 3.5228
pH + pOH   = 14
pH  + 3.5228  = 14

pH = 14 - 3.5228  =  10. 4772 solución básica 
                                                                       
 pH  = log (1 / [H]+)              
10.4772 = log (1 /[H]+)
                                                                                                                       

 recuerde:   
log 1 = 0
        
log 10 = 1
10.4772 = log 1 - log[H+]                          

10.4772 = 0  - (log[H+])       

10.4772 = - (log[H+])  

 sacando antilogaritmo  de -10.4772, tenemos:    

[H+] = 0.0000000000333273 = 3.33273 x 10-11M

[(OH)-1] > que la concentración de [H+1]   Solución básica
[(OH)-1] = 3.00 x 10-4 M  > que la concentración de [H+1] =   3.33  x 10-11M

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