1. CONCEPTOS BASICOS

1.1 QUÍMICA

La química es la ciencia que estudia la materia: su composición, estructura, propiedades, reacciones y los cambios energéticos asociados a dichas reacciones. Un gran número de estas propiedades se han logrado medir cuantitativamente y sólo unas pocas se han considerado como fundamentales. Fue Lavoisier, quien primero estableció la importancia de cuantificar las magnitudes, un proceso que en la actualidad es de sentido común.

Tabla 1. Desarrollo histórico de la química

Época Edad Nombre Descripción

EDAD

ANTIGUA

5000 A.C EDAD DE ORO Descubrimiento del oro, plata y cobre4000 A.C. EDAD DE BRONCE Descubrimiento del bronce, fabricación de armas1200 A.C EDAD DE HIERRO Fabricación de acero, iniciación de la metalurgia

1000 – 400 A.C

EGIPCIOSFabricación del vidrio y esmaltes; preparación de jabón, perfumes, bálsamos, betún y sales de sodio, potasio, cobre y aluminio; imitación de metales y piedras preciosas.

600 – 300 A.C

GRIEGOSEmpédocles postula la teoría de los cuatro elementos: Tierra, aire, agua y fuego. Leucipo y Demócrito proponen la teoría atómica; Platón y Aristóteles descartan dicha concepción y promulgan la teoría de la continuidad de la materia.

ALQUIMIA SIGLOS VIII y XIII

Arabes: Geber, Avicena, Averroes, Razés.

Europeos: San Alberto Magno, Sto. Tomás de Aquino, Roger Bacon, Ramón Lull, Nicolás Flamel

Es posible convertir los metales innobles en nobles a través de la “Piedra Filosofal”. Es posible conseguir la Eterna Juventud por medio del “Elixir de la Vida”.

Progresos en la química de laboratorio y en las técnicas de separación y destilación; obtuvieron alcohol y ácidos minerales como el nítrico y el sulfúrico.

YATROQUIMIC

A

SIGLO XVI Paracelso, Agrícola, Van – Helmont y Lemery

Periodo caracterizado por los adelantos en Medicina, se preparan medicamentos y fundentes para metalurgia.

RENACENTIST

ASIGLOS XVI y XVII

Leonardo Da Vinci, Francis Bacon, Galileo, Descartes, Robert Boyle.

Se utiliza el método científico como método de investigación. Boyle establece el concepto moderno de elemento químico y adopta la teoría atómica para explicar las transformaciones químicas. Formula la ley empleada para los gases que lleva su nombre. Surgen las primeras Academias de Ciencias.

FLOGISTOPRINCIPIOS SIGLO XVIII

Sthal, Lomonossoff, Scheele, Joseph Priestley, Antoine Reamur, Henry Cavendish.

Sthal propone la teoría del Flogisto: Toda sustancia combustible contienen un principio inflamable llamado Flogisto, el cual se desprende en la combustión dejando como residuo la ceniza: Metal + Calor = Ceniza + Flogisto. Esta teoría aunque equivocada, estimuló las investigaciones.

MODERNAFINES SIGLO XVIII

Antoine Lavoisier

Refuta la teoría del flogisto para dar una explicación correcta a la combustión. Crea las bases de la química moderna. Establece la noción precisa de sustancia pura. Usa la balanza y aplica el principio de la conservación de la materia. Participa en la elaboración de la nueva nomenclatura, introduce el método científico en la química y se le considera el fundador de la fisiología por sus estudios acerca de la respiración.

ATÓMICA

SIGLOS XIX – XX

John Dalton, Meyer, Mendeleiev, Max Planck, Henry Becquerel, Pierre y

Dalton crea la teoría atómica moderna y formula una ley para las mezclas de gases.La clasificación periódica de los elementos establecida separadamente por Meyer y Mendeleiev, induce a los científicos a buscar la razón de la periodicidad; surgen así las primeras teorías acerca de la constitución de los

1

Marie Curie, Otto Hahn, Fritz Strassmann, Enrico Fermi, Robert Oppenheimer

átomos, modificadas por las ideas de la mecánica cuántica de Planck. Becquerel y los esposos Curie abren el camino a la estructura de los núcleos atómicos (radiactividad). Hahn y Strassmann descubren la fisión nuclear; Fermi y Oppenheimer realizan la primera reacción en cadena, base para la fabricación de la bomba atómica.

1.2 División de la Química.

Debido a su extensión, para su estudio, la química se ha dividido en:

Química General: Estudia las propiedades y estructura de la materia y las leyes de la interacción química.

Química Aplicada: Estudia las propiedades de cada sustancia en particular y su aplicación o transformación en otras de interés para el hombre.

Química Inorgánica (Mineral): Estudia todos los elementos conocidos con excepción del carbono, exepto los carbonatos (CaCO3, MgCO3, etc). Ejemplo: Minerales, metales.

Química Orgánica: Estudia los compuestos que contienen carbono. Los compuestos orgánicos abundan en la naturaleza; aproximadamente el 90% de los compuestos que se conocen contienen carbono en sus moléculas; entre ellos se encuentran: el gas de los pantanos y todos los constituyentes del petróleo; los ácidos acético (vinagre), láctico (en la leche), tartárico, benzoico, cítrico (en las frutas); los hidratos de carbono (azúcares, féculas y celulosas); los constituyentes de las grasas, ceras, aceites animales y vegetales; las proteínas, las bases orgánicas tales como la quinina, estricnina y otros alcaloides; los colorantes naturales como el índigo, la alizarina; el alcanfor, el citral, el fernesol y demás aceites esenciales de las plantas; la penicilina y otros antibióticos.

Gran parte de los compuestos orgánicos hallados en la naturaleza son producto de la fotosíntesis de los vegetales, las principales fuentes son:

- El carbón: Es la principal materia prima tradicional y la segunda fuente de estas sustancias. El carbón mineral (hulla) tiene origen vegetal; proviene de la acumulación de vegetales descompuestos durante las distintas eras geológicas. Al destilar la hulla en ausencia de aire y a temperaturas entre 1000 y 3000 ºC se desprenden sustancias (gases, alquitrán de hulla) y como residuo se obtiene coque (carbón). La hulla está constituida por unos 200 compuestos carbonados, los cuales se utilizan como materia prima en la industria.

- El petróleo: Es la primera fuente de compuestos orgánicos. Al destilarlo se obtienen compuestos como la gasolina motor, aceites, lubricantes y otros compuestos utilizados como materias primas en la síntesis de colorantes, polímeros, medicamentos, etc.

- Organismos animales y vegetales: A partir de estos se obtienen mediante diferentes procesos vitaminas, hormonas, proteínas, alcaloides, etc. Por extracciones y transformaciones sencillas se obtienen, de los residuos de los organismos animales y vegetales, muchos compuestos orgánicos. Mediante la fermentación de melazas y

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mostos se obtienen alcoholes y ácidos, entre otros; por destilación de la madera se obtienen ácidos, acetonas, alcoholes y aldehídos.

- Síntesis orgánica: Es la obtención de un compuesto a partir de otro o de otros por medio de procesos químicos.

Los compuestos orgánicos se clasifican en:

- Alifáticos (acíclicos): Se caracterizan porque los átomos de carbono están unidos entre sí formando cadenas abiertas que pueden ser lineales o ramificadas; las cuales a su vez pueden ser saturadas (enlaces covalentes sencillos: alcanos = parafinas) o insaturados (enlaces covalentes múltiples: dobles, alquenos = olefinas; triples, alquinos = acetilenos).

- Cíclicos: Los átomos de carbono se unen formando cadenas cerradas (anillos). Se dividen en: Homocíclicos: poseen sólo átomos de carbono formando el anillo; pueden ser Alicíclicos (cadenas cerradas de átomos de carbono con propiedades semejantes a los compuestos alifáticos) y Aromáticos, cuya unidad fundamental es el benceno. Heterocíclicos: Contienen en sus anillos uno o más átomos distintos del carbono.

Bioquímica: Estudia los procesos químicos en los seres vivos, que dan lugar a distintos compuestos y transformaciones de la materia como es su metabolismo.

Fisicoquímica: Estudia las relaciones existentes entre la materia y la energía.

Química Analítica: Estudia la composición de la materia. Es la base experimental de la química. Se divide en dos:

- Química Analítica Cualitativa: Identifica los elementos y/o los componentes de una sustancia química, sin dar proporciones.

- Química Analítica Cuantitativa: Estudia la proporción en que se hallan los elementos y/o los diferentes componentes en una sustancia.

Química Nuclear (Radioquímica): Estudia los procesos de desintegración radiactiva y los cambios energéticos involucrados en los mismos.

Química Ambiental: Estudia los orígenes, transporte, reacciones, efectos y destino de las especies químicas en el medio ambiente (agua, aire, suelo y seres vivos).

2 SOLUCIONES

Las soluciones son mezclas homogéneas; uniformes en su composición. Pueden ser sólidas (aleación de oro y cobre), líquidas (acetona en agua) ó gaseosas (aire).

2.1 COMPONENTES DE LAS SOLUCIONES

Los componentes de las soluciones son dos:

Soluto: Es la sustancia que se disuelve (se encuentra en menor cantidad) y

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Solvente (Disolvente): Es el medio en el cual se disuelve el soluto (se encuentra en mayor cantidad).El Precipitado es toda fase sólida que se obtenga a partir de una fase líquida, mediante la adición de reactivos. Ejemplos:

2.2 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

La concentración es la medida de la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de solución. Se puede expresar en unidades físicas y en unidades químicas.

2.2.1 Concentración expresada en unidades físicas.

2.2.1.1 Porcentaje de pureza en peso.

Ejemplo: Se sabe que en 50 g de sal de cocina hay 5 g de yodo. Cuál es la pureza de la sal?

= 45/50 * 100 = 90%

2.2.1.2 Porcentaje en peso (w/w).

Ejemplo: ¿Cuál es el porcentaje en peso de una solución preparada disolviendo 10 g de nitrato de plata (AgNO3) en 190 g de agua?

Peso de la solución = 10 + 190 = 200 g% (w/w) = Peso del soluto / peso de la solución *100 = 10/200 *100 = 5%

2.2.1.3 Porcentaje en volumen (V/V).

Ejemplo: ¿Cuál es el porcentaje en volumen para una cerveza que contiene 13.3 ml de etanol (CH3CH2OH) en un volumen total de 333.33 ml (1 botella de cerveza).

% (V/V) = Vsto/Vsln * 100 = 13.33/333.33 * 100 4 %

2.2.1.4 Porcentaje peso / Volumen (w/V).

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Ejemplo: ¿Cuál es el porcentaje peso a volumen del soluto de 150 ml de una solución que contiene 15 g de yoduro de potasio (KI)?

%(w/v) = 15 g / 150 ml * 100 = 10%

2.2.1.5 Partes Por Millón (ppm).

Ejemplo: El análisis de un pez atrapado en la planta de tratamiento de agua potable de Bosconia, que surte de dicho recurso a la ciudad de Bucaramanga, dio como resultado que dicho pez contenía 2.2 mg de mercurio (Hg). La masa del pez, en base seca, era de 800 g. Expresar el contenido de mercurio hallado en el pez en ppm.

ppm = mg sto / kg sln = 2.2 / 0.8 = 2.75 ppm

2.2.1.6 Miligramos de soluto en un litro de solución.

Ejemplo: El análisis de una muestra de 200 ml de agua para consumo humano contenía 0,02 mg de DDT. Cuál es la concentración de DDT en mg / lit. en dicha muestra? De acuerdo con el artículo 18 del Decreto 2105 del 26 de julio de 1983 que reglamenta la potabilización del agua en Colombia y fija el valor máximo del DDT en 0,05 mg / litro, está agua se puede consumir sin tratamiento previo?

mg/litro DDT = 0,02 mg DDT / 0,2 lit = 0,1 mg DDT/ lit

Comparando el valor obtenido con el valor máximo permitido por la norma, se ve que la concentración encontrada es alta y por tanto se requiere de la implantación de un sistema de remoción del DDT.

2.2.1.7 Microgramos de soluto en un litro de solución.

Ejemplo: Expresar el ejemplo anterior en microgramos / litro.

R:/ 0,02 mg DDT = 0,02 mg DDT*1000g/1 mg = 20 g DDTg DDT/ litro = 20 g DDT / 0,2 lit = 100 g DDT/ L.

2.2.1.8 Partes por billón (ppb).

Ejemplo: Expresar en ppb la concentración de una solución formada por 10 microgramos de azúcar disueltos en 2 litros de agua.

Como la densidad del agua es 1g/mL, 2 litros de agua pesan 2 kilogramos, y el peso de la solución es aproximadamente 2 kilogramos.ppb = 10 g azucar/ 2 kg de solucion = 5 ppb.

2.2.1.9 Relación de volúmenes soluto – solvente. La composición de una solución diluida se especifica algunas veces en términos de los volúmenes utilizados para su

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preparación. Una solución de ácido clorhídrico 1 a 4, contiene un volumen de HCl concentrado y cuatro de agua.

2.2.2 Concentración expresada en unidades químicas.

2.2.2.1 Fracción Molar (Xi).

Ejemplo: Una solución contiene 5 moles de cloruro de sodio y 15 moles de agua. Calcular la fracción molar del soluto y del solvente.

Xsoluto = moles de soluto/ (moles de soluto + moles de solvente) = 5/(5+15) = 0.25Xsolvente = moles de solvente/ (moles de soluto + moles de solvente) = 15 /(5+15) = 0.75

2.2.2.2 Molalidad (m).

Ejemplo: Hallar la molalidad de una solucion que contiene 30 g de cloruro de sodio disueltos en 200 mL de agua.

m : moles de sto / kg. Ste : (30 g de NaCl/58.5)/ 0.2 kg ste : 2.56

2.2.2.3 Molaridad (M).

Ejemplo: ¿Cuál es la Molaridad de una solución que contiene 20 g de cloruro de sodio (Sal de cocina = NaCl) en 600 ml de solución? Pesos atómicos: Na = 23 g y Cl = 35.5 g.

= (20/58.5)/0.6=0.56M

2.2.2.4 Normalidad (N).

El peso de un Equivalente – gramo para ácidos, bases y sales se calcula así:

Peso de un Eq – g Acido = Peso molecular del ácido / Número de hidrógenos que el ácido suministra en la reacción.

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Ejemplo: Calcular el peso de 1 eq-g de ácido fosfórico (H3PO4), en las reacciones:

a) H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O

Peso de 1 Eq – g H3PO4 = Peso molecular H3PO4/ Número de H+ = 98/1 = 98 g

b) H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + H2O

Peso de 1 Eq – g H3PO4 = Peso molecular H3PO4/ Número de H+ = 98/2 = 48 g

c) H3PO4 + 3 NaOH Na3HPO4 + H2O No se usa en química analítica.

Peso de un Eq – g Base = Peso molecular de la base / Número de hidróxidos de la base que reaccionan.

Ejemplo: Calcular el peso de 1 eq-g de hidróxido de calcio (Ca(OH)2) en la reacción: Ca(OH)2 + 2 HCl CaCl2 + 2 H2O

Peso de 1 Eq – g Ca(OH)2 = Peso molecular Ca(OH)2/ Número de OH- = 74/2 =37 g

2.3 ELECTROLITOS

Son compuestos cuyas soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica; se disocian, forman iones. Ej: NaCl., NaOH; por el contrario los Compuestos No Electrolitos son aquellos compuestos cuyas soluciones acuosas no conduce la corriente eléctrica; no se disocian, no forman iones. Ej: el alcohol etílico C2H5OH, el azúcar (sacarosa) C12 H22O11 y la urea (NH2)2CO, oxígeno O2, metano CH4, monóxido de carbono CO.

2.3.1 Clases de electrolitos. Los electrolitos son de dos clases:

2.3.1.1 Electrolitos Fuertes. Son aquellos cuyas moléculas se disocian totalmente en agua. Sus soluciones tienen gran capacidad de conducción eléctrica. Ejemplos:

Ácidos: Clorhídrico, HCl; Nítrico, HNO3; Sulfúrico, H2SO4; Perclórico, HClO4; Bromhídrico, HBr; Yodhídrico, HI.

Bases: Las bases fuertes más comunes son los hidróxidos de los metales de los grupos IA y IIA, tales como Hidróxido de Potasio, KOH; de sodio, NaOH; de calcio, Ca(OH)2. Sales: Cloruro de sodio, NaCl; cloruro de potasio, KCl; sulfato de sodio, Na2SO4; sulfato de aluminio, Al2(SO4)3; carbonato de sodio, Na2CO3.

2.3.1.2 Electrolitos Débiles. Son aquellos cuyas moléculas se disocian parcialmente en agua y por consiguiente sus soluciones conducen poco la corriente eléctrica. En las soluciones de estos compuestos hay iones y moléculas neutras dispersas (en mayor proporción). Ejemplos:

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Ácidos: Entre estos se encuentran los ácidos Acético (CH3COOH), fluorhídrico (HF), carbónico (H2CO3), fosfórico (H3PO4), sulfhídrico (H2S), nitroso (HNO2), benzoico (C6H5COOH), hipocloroso (HOCl) y cianhídrico (HCN).

Bases: Son bases débiles el hidróxido de amonio (NH4OH), las aminas como la dietilamina ((C2H5)2NH), la Hidroxilamina (NH2OH) y la anilina (C6H5NH2); los iones bisulfuro (HS- + H2O H2S + OH-), carbonato (CO3

2- + H2O HCO3- + OH-) e hipoclorito (ClO- + H2O HClO + OH-).

2.4 DISOCIACION DEL AGUA

El agua es un electrolito muy débil que se disocia (autoioniza) espontáneamente: 2 H2O H3O+ + OH-

Esta ecuación se representa en forma simplificada como: H2O H+ + OH-

Aplicando la ley de equilibrio,

Sabiendo que la concentración del agua permanece prácticamente constante en soluciones diluidas e igual a 55.56 M; [H2O] 55.56 M, se acostumbra a incluirla dentro de la constante de equilibrio: K [H2O] = kw = [H+] [OH-];

kw = constante del producto iónico del agua.

[H+] = [OH-] = 1*10-7; por tanto kw = [H+] [OH-] = 1*10-14, a 25 ºC.

Estrictamente: kw = [H3O+] [OH-] = 1*10-14, a 25 ºC.

2.5 POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH)

El pH es el número que expresa la concentración molar de iones H+ (Hidrogeniones o hidronio) en una solución diluida; o sea su acidez. Este número es hallado matemáticamente mediante la expresión: pH = - log [H+]

El valor del pH varía entre 0 y 14 y de acuerdo con él las soluciones se clasifican en:

Ácidas: Las que tienen pH < 7Neutras: Las que tienen pH = 7Básicas: Las que tienen pH > 7

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Figura 6. Escala del pH

El pOH expresa la concentración molar de iones OH- (Hidroxilo) en una solución diluida; o sea de su basicidad. Se calcula matemáticamente mediante la expresión:pOH = - log [OH-]

Además es importante recordar que pH + pOH =14

El conocimiento del pH es muy importante en el cultivo de microorganismos (industria alimenticia, plantas de tratamiento de aguas), los cuales son muy sensibles de morir. Los sueros, drogas y alimentos poseen un pH óptimo para su durabilidad y acción. Los fluidos del cuerpo requieren de ciertos grados de pH, como ocurre con el pH de la sangre que debe mantenerse entre 7.0 y 7.8. El pH de la saliva oscila entre 6.4 y 7.2, el del jugo gástrico entre0.9 y 2.5, el de la bilis entre 6.8 y 7.7 y el de la orina entre 4.8 y 7.4.

Ejemplo: Calcular el pH y el pOH de una solución de ácido clorhídrico (HCl) 1*10 -3 M.

R:/ El HCl por su condición de ácido fuerte disocia totalmente:

HCl H+ + Cl- 1*10-3 M 1*10-3 M 1*10-3 M

por tanto: pH = - log (H+) = - log (1*10-3) = 3 pH + pOH = 14 pOH = 14 – pH = 14 – 3 = 11.

2.5.1 pH en soluciones de ácidos débiles. La disociación de los ácidos débiles (HX) se representa como: HX H+ + X- , aun cuando el mecanismo de disociación verdadero es: HX + H2O H3O+ + X- y la constante de disociación del ácido (ka)

es: La concentración de hidrogeniones [H+] se calcula a través de la expresión:

; = Constante de disociación del ácido.

= concentración molar (M) del ácido.

Tabla 2. Constantes de disociación de ácidos débiles a 25 ºC

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Ácidos Disociación Kd

Cloroso HClO2 H+ + ClO2- 7.3 * 10-3

Hipocloro

so

HOCl H+ + OCl- 3 * 10-8

Fluorhídri

co

HF H+ + F- 6.5 * 10-4

Nitroso HNO2 H+ + NO2- 4.5 * 10-4

Benzoico HC7H5O2 H+ +

C7H5O2-

6.5 * 10-5

Acético HC2H3O2 H+ +

C2H3O2-

1.8 * 10-5

Cianhídric

o

HCN H+ + CN - 4.9 * 10-

10

CarbónicoH2CO3 H+ + HCO3

-

HCO3- H+ + CO3

=

4.3* 10-7

5.6* 10-11

Sulfhídric

o

H2S H+ + HS-

HS- H+ + S=

1.1* 10-7

1.1* 10-13

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de ácido acético se requieren para preparar 500 ml de solución de pH = 2,5? Constante del ácido acético = 1.8*10-5, MM = 60 g/mol.

pH = - log [H+] [H+] = antilog (-pH) = antilog (-2.5) = 3.16*10-3 M. A partir de la expresión se halla la concentración del ácido:

[ácido] = [H+]2 / Ka = (3.16*10-3)2 / 1.8*10-5 = 0.555 Mn = V*N = 0.5 * 0.555 = 0.2774 molesn = W / MM W = n*MM = 0.2774 moles * 60 g /mol = 16.64 g.

2.5.2 pH en soluciones de bases débiles. La concentración de iones hidroxilo [OH-], se encuentra por medio de la ecuación:

;

= Constante de disociación de la base = concentración molar (M) de la base.

Tabla 3. Constantes de disociación de bases débiles a 25 ºCBases Disociación Kd

Hidroxilamina

HONH2 + H2O HONH 3+ + OH - 1.1 * 10-8

Ión Bisulfuro HS- + H2O H2S + OH- 1.8 * 10-7

Ión Hipoclorito

OCl- + H2O HOCl + OH- 3.3 * 10-7

Amoníaco NH3 + H2O NH4+ + OH- 1.8 * 10-5

Dietilamina (C2H5)2NH + H2O (C2H5)2NH2+ +

OH- 9.6 * 10-4

Metilamina CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH- 3.7 * 10-4

10

Ión Carbonato

CO32- + H2O H CO3

- + OH- 1.8* 10-4

Ejemplo: Determine el pH de una solución que contiene 0.35 g de NH4OH disueltos en 500 ml de solución. Kb = 1.8*10-5.

= (0.35/35)/0.5 = 0.02 M.

= (1.8*10-5 0.02)1/2 = 6*10-4 M.pOH = - log [OH-] = - log [6*10-4] = 3.22; pH = 14 – pOH = 14 – 3.22 = 10.78

2.6 INDICADORES ACIDO - BASE

Son compuestos orgánicos de carácter ácido o básico, que en estado no disociado muestran un color y constitución diferente a la forma iónica. Se emplean para la determinación cualitativa y cuantitativa del contenido de ácido o base en una solución.

Ejemplo: De la tabla 19, seleccionar un indicador que muestre el cambio cuando la solución tiene un pH de 8.3.

R:/ De acuerdo con la tabla 4, el indicador apropiado para mostrar dicho pH es la fenolftaleína.

Tabla 4. Colores de indicadoresIndicador Intervalo pH -

colorVioleta de metilo 0.1 Amarillo 2.7

VioletaAzul de timol 1.2 Rojo 2.8

AmarilloAnaranjado de metilo

3.1 Rojo 4.4 Naranja

Azul de bromofenol

3.0 Amarillo 4.6 Azul

Rojo congo 3.0 Azul 5.2 RojoRojo de metilo 4.4 Rojo 6.2

AmarilloAzul de bromotimol

6.0 Amarillo 7.6 Azul

Rojo de fenol 6.4 Amarillo 8.2 RojoRojo de cresol 7.0

Anaranjado8.8 Violeta

Fenolftaleína 8.3 Incoloro 9.8 RojoTimolftaleína 9.3 Incoloro 10.5 AzulAlizarina 10.1 Rojo 12.1

VioletaAmarillo de titanio 12.0 Amarillo 13.0 Rojo

2.7 pH EN SOLUCIONES QUE HIDROLIZAN

2.7.1 Sales de ácidos débiles y bases fuertes. El pH de este tipo de soluciones es básico (pH > 7) y se calcula indirectamente por medio de la expresión:

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; Khb = constante de hidrólisis básica.

Ejemplo: Hallar el pH de una solución que contiene 0.41 g de acetato de sodio disueltos en 500 mL de solución. Khb = 1.8*10-5.

CH3COONa CH3COO- + Na+, luego el ión CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

R:/[Sal] = (0.41 g / 82 g/mol) / 0.5 L = 0.01 M.

; pOH = 5.63 pH = 8.37

2.7.2 Sales de ácidos fuertes y bases débiles. El pH de este tipo de soluciones es ácido (pH < 7) y se calcula indirectamente por medio de la expresión:

Kha = constante de hidrólisis ácida.

Ejemplo: Hallar el pH de una solución que contiene 0.2675 g de cloruro de amonio disueltos en 1 litro de solución. Ka = 1.8*10-5.

NH4Cl NH4+ + Cl-, luego el ión NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

R:/[Sal] = (0.2675 g / 53.5 g/mol) / 1 Lit = 0.005 M.

1.67*10-6.

pH = - Log [H+] = 5.78

2.8 SOLUCIONES BUFFER (AMORTIGUADORAS O TAMPÓN)

Son aquellas que contienen un ácido débil y su sal alcalina (base conjugada) correspondiente (ácido acético e ion acetato) o una base débil y su sal ácida (ácido conjugado) (amoníaco e ion amonio). Estas soluciones tienen la propiedad de resistir cambios en el pH como resultado de la dilución o por adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes. Las soluciones más usadas con este fin son las de: H 3PO4, H3BO3, CH3COOH, NH4OH.

y de igual forma:

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Las anteriores ecuaciones para pH y pOH son conocidas en bioquímica como Ecuaciones de Henderson – Hasselbalch.

Ejemplo: Calcular el pOH de una solución que contiene 5 g de ácido acético (CH3COOH) y 8 g de acetato de sodio (CH3COONa) disueltos en 800 ml de solución. La constante de disociación del ácido acético = 1.8*10-5.

MM CH3COOH = 60 g/mol MM CH3COONa = 82 g/mol

ácido = n/V = (w/ MM )/V = (5 g / 60 g/mol) / 0.8 litros = 0.10 M sal = n/V = (w/ MM)/V = (8 g / 82 g/mol) / 0.8 litros = 0.12 M

pH = - log(1.8*10-5) – log (0.10 / 0.12) = 4.74 + 0.08 = 4.82

pH + pOH = 14 pOH = 14 – pH = 14 – 4.82 = 9.18.

2.9 TITULACION

La titulación es el proceso mediante el cual se determina cuantitativamente la concentración de una solución a partir de otra solución de concentración exactamente conocida (solución estándar o patrón), con base en el punto de equivalencia, en el cual el indicador cambia de color.

El punto de equivalencia en las titulaciones ácido – base se alcanza cuando el número de equivalentes – gramo del ácido es igual al número de equivalentes – gramo de la base.

Número de equivalentes gramo del ácido = Número de equivalentes gramo de la base Va * Na = Vb * Nb

Va = Volumen del ácido (mL) Vb = Volumen de la base (mL)Na = Normalidad del ácido (N) Nb = Normalidad de la base (N)

Ejemplo: En una titulación se gastaron 40 mL de una solución de NaOH 0.5 N los cuales reaccionaron con 20 mL de una solución de HCl. Hallar la concentración normal del ácido.

R:/ Va = 20 mL Vb = 40 mLNa = Nb = 0.5 N

Va * Na = Vb * Nb Na = (Vb * Nb) / Va = (40 * 0.5) / 20 = 1 N

2.10 SOLUBILIDAD DE LAS SALES

La solubilidad de las sales en agua es constante a una temperatura dada. Se expresa en forma cualitativa, así:

Tabla 5. Clasificación de la solubilidad de las salesSOLUBILIDAD g Sal / 100 g de

aguaSoluble Mayor de 1

13

Ligeramente Soluble Entre 0.1 y 1Insoluble o muy poco soluble

Menor de 0.1

2.11 PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

La solución de una sal en equilibrio se puede representar como:AB (s) A+ (ac) + B- (ac)

Su constante de equilibrio:

= Constante del producto de solubilidad, Ksp.

= Producto iónico;

Ejemplo: A 18 ºC la solubilidad del PbF2 es 0.002 M. Calcule su producto de solubilidad.

R:/PbF2 Pb2+ + 2 F-

0.002 M 0.002 M 2(0.002) M

= (0.002) (0.004)2 = 3.2*10- 8

Tabla 6. Constante del producto de solubilidad a 25 ºCSAL Ksp

HgS 4*10-53

PbS 8.4*10-28

ZnS 4.5*10-24

AgI 1.5*10-16

ZnCO3 1.4*10-11

AgCl 1.2*10-10

BaSO4 1.1*10-10

CaCO3 4.8*10-9

CaSO4 1.2*10-6

La Ksp se emplea para determinar si se produce la precipitación a una temperatura determinada, cuando se mezclan soluciones de iones de compuestos poco solubles; para calcular la concentración de los iones formados en las soluciones de electrolitos poco solubles; la solubilidad de los compuestos poco solubles y para calcular la concentración residual de un ion después de efectuar una precipitación:

> Ksp Ocurre precipitación

< Ksp No se forma precipitado

14

Ejemplo: Al mezclar 500 mL de BaCl2 4*10-4 M con 300 mL de K2SO4 4*10-4 M. ¿ Se formará precipitado de BaSO4 El producto de solubilidad del BaSO4 es 1.1*10-10.

R:/En el equilibrio el BaSO4 se comporta así: BaSO4 Ba2+ + SO4

2- y su Ksp es:Ksp = [Ba2+] [SO4

2-] = 1.1*10-10

La mezcla de las 2 soluciones produce 800 mL (0.8 L) de solución.[Ba2+] = (0.5 L* 4*10-4 M) / 0.8 L = 2.5 * 10-4.[SO4

2-] = (0.3 L* 4*10-4 M) / 0.8 L = 1.5 * 10-4.Calculando el producto iónico, se tiene:[Ba2+] [SO4

2-] = (2.5 * 10-4)(1.5 * 10-4) = 3.75*10-8.

Comparando el producto iónico con la Ksp del BaSO4 se aprecia que el producto iónico es mayor que la Ksp, (producto iónico > Ksp),y por tanto se afirma que hay precipitación de BaSO4.

3. REACCIONES REDOX

Reacciones de oxido - reducción o reacciones con transferencia de electrones. Se realizan mediante la transferencia de electrones de una especie a otra; es decir, uno de los reaccionantes libera electrones, los cuales son tomados por otro reaccionante. En la práctica se conoce que hubo transferencias de electrones de una especie a otra o sea que hubo una reacción de óxido reducción (redox) cuando el número de oxidación de por lo menos uno de los elementos participantes es distinto como reaccionante y como producto.

Ejemplo:

Na+1O-2H+1 + H+1Cl-1 Na+1Cl-1 + H2+1O-2 No es redox

H+1N+5O3-2 + H2

-1S+2 N+2O-2 + Sº + H2+1O-2 Es redox

¿QUÉ SE ENTIENDE POR OXIDACIÓN Y POR REDUCCIÓN?

OXIDACIÓN: Es todo proceso en el que una especie química libera o pierde

electrones.

REDUCCIÓN: Todo proceso en el que una especie química recibe o gana electrones.

Toda reacción de óxido reducción comprende estos dos procesos, los cuales, por lo tanto, siempre ocurren simultáneamente.

Ejemplo: La ecuación entre el Sodio y el Cloro para formar el Cloruro de Sodio se expresa mediante la ecuación balanceada:

2 Na + Cl2 2 NaCl

Esta ecuación sin embargo, es un resumen de dos procesos a saber:

15

El Sodio se oxidó, ya que liberó o perdió electrones. El Cloro se redujo porque recibió o ganó electrones. Posteriormente, los iones de Sodio y Cloruro se unen para formar el NaCl, en virtud de la atracción que ejercen sus cargas opuestas. A continuación mediante un diagrama muy sencillo se ilustran estos dos procesos:

AGENTE OXIDANTE: Es la sustancia que provoca la oxidación de otra. Se distingue porque es la sustancia que toma los electrones, en consecuencia es, la sustancia reducida.

AGENTE REDUCTOR: Es la sustancia que provoca la reducción de otra. Se distingue porque es la sustancia que libera, cede o dona electrones, siendo por consiguiente la sustancia oxidada.

CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

CONCEPTO CAMBIO EN LOS e-

CAMBIO EN EL NUMERO DE OXIDACION

OXIDACIÓNREDUCCIÓNAGENTE OXIDANTE (sustancia reducida)AGENTE REDUCTOR (sustancia oxidada)

PÉRDIDAGANANCIA

GANAPIERDE

AUMENTODISMINUCIÓN

DISMINUYEAUMENTA

Averiguar que elementos se oxidad y reducen en la siguiente reacción (Los números colocados sobre cada elemento representan su estado de oxidación):

Ag2+1S-2 + Zn0 + 2 H2

+1O-2 2 Agº + H2+1S-1 + Zn+2(O-2H+1)2

Tal como puede observarse, varían la plata y el zinc:

16

Reducción: ganancia de electrones buenos agentes oxidantes

Sustancia Reducida: Es la que contiene el elemento que se reduce; en este caso es el Ag2S.

Sustancia Oxidada: Es la que contiene el elemento que se oxida; en este caso, es el Zn.

Agente Oxidante: Es la sustancia que captura electrones; en este caso es el Ag2S. Agente Reductor: Es la sustancia que contiene el elemento que cede electrones; en

este caso es el Zinc.

3.1 Número o estado de oxidación. Un concepto muy útil, íntimamente ligado a la electronegatividad y que cada vez adquiere mayor importancia, es el de oxidación de un átomo o elemento. Este concepto es simplemente una convención adoptada con el fin de facilitar el conteo de los electrones que se transfieren de una especie química a otra.

Se define como número de oxidación de un átomo en una molécula o ion complejo, la carga neta que le queda a dicho átomo cuando asignamos los electrones de enlace al elemento más electronegativo. Este número también conocido como estado de oxidación, puede tomar diversos valores para un mismo átomo, según la molécula o ion que esté participando.

Reglas prácticas para asignar números de oxidación.

1. El número o estado de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no Combinado) es siempre cero (0). Ejemplos:

Número de oxidación del Argón (Ar) : 0 Número de oxidación del fósforo (P): 0 Número de oxidación del hierro: 0 Número de oxidación del potasio (K): 0

2. El número de oxidación de un ion monoatómico (consta de un solo átomo), es igual a la cargareal del ion. Ejemplos:

Número de oxidación del ión K: K+1 +1 Número de oxidación del ión l: l-1 : -1Número de oxidación del ión Ba: Ba+2 +2 Número de oxidación del ión Ca: Ca+2 : +2Número de oxidación del ión Al: Al+3 +3 Número de oxidación del ión S: S -2 : -2

3. El número de oxidación del Hidrógeno en todos los componentes es +1, excepto en los hidruros (combinaciones de metal + Hidrógeno), en los que presenta número de oxidación –1. Ejemplos:

Número de oxidación del H en HCl : +1 Número de oxidación del H en C12H22O11 : +1Número de oxidación del H en C 2H2 : +1

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Número de oxidación del H en H2SO4 : +1 4. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los casos es –2. Se presenta

excepción en los peróxidos (número de oxidación –1) y en el OF 2 número de oxidación +2. Ejemplos:

Número de oxidación del O en HNO3: -2Número de oxidación del O en C3H6O: -2Número de oxidación del O en C O: -2 Número de oxidación del O en H2O2: -1Número de oxidación del O en C12H22O11: -2Número de oxidación del O en Na2O2: -1

5. El número de oxidación de los metales siempre es positivo: el de los metaloides y no metales puede ser positivo o negativo. Ejemplos:

Número de oxidación del Sodio en todos los compuestos: PositivoNúmero de oxidación del Hierro en todos los compuestos: PositivoNúmero de oxidación del Cobre en todos los compuestos: PositivoNúmero de oxidación del Bromo en el KBr: NegativoNúmero de oxidación del Bromo en el HBrO3: PositivoNúmero de oxidación del Azufre en el H2SO4: PositivoNúmero de oxidación del Fósforo en el H3PO4: Positivo

6. El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo IA) en todos sus compuestos es +1. Ejemplos:

Número de oxidación del Li en Li2O : + 1Número de oxidación del K en Kl : +1Número de oxidación del Na en Na2CO3 : + 1Número de oxidación del Na en NaCl : +1

7. El número de oxidación de los metales alcalinotérreos (grupo IIA) en todos los compuestos siempre es +2. Ejemplos:

Número de oxidación del Mg en Mg(OH)2 : +2Número de oxidación del Ba en BaO: +2Número de oxidación del Ca en CaCl2: +2 8. El número de oxidación de los halógenos (grupo VIIA) en sus compuestos

metálicos binarios es –1. Ejemplos:

Número de oxidación del F en NaF: -1Número de oxidación del Br en CuBr2: -1Número de oxidación del Cl en FeCl2: -1 Número de oxidación del I enAlI3: -1

9. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es cero (0), ya que las moléculas son eléctricamente neutras. Ejemplos:

Au+3Cl3-1 3 + 3* (-1) = 0Ni+2O-2 2 + (-2) = 0

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Ba+2S+6O4-2 2 + 6 + 4*(-2) = 0

H+12S+8O-2

4 2*1 + 6 + 4* (-2) = 0

10. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un ión poliatómico es igual a la carga del ión. Ejemplos:

PO-34 +5 + 4*(-2) = -3

NO-13 +5 + 3*(-2) = -1

NH+14 - 3 + 4*(+1) = +1

Ejemplo: Determinar el número de oxidación para cada átomo en cada uno de los siguientes elementos, íones y moléculas: a. Na, O2, Br2, b. Al+3, Cr+6, c. HNO3, d. K3PO4, e. Cr2O4

-2, f. NH4+1, g. BrO-1, h. Ca3(PO4)2, i. KH, j. BaO2

R:/

a. El número de oxidación de los elementos Na, O2 y el Br2 es igual a cero según la regla número 1, porque se encuentran es su estado libre o no combinados.

b. Para el Al+3 y el Cr+6 sus números de oxidación son +3 y +6 respectivamente, porque son iones monoatómicos y su número de oxidación es igual a la carga real del ion.

c. Para el HNO3 el Hidrógeno tiene número de oxidación +1 y el oxígeno –2; entre los tres oxígenos tienen – 6, [3(-2)= - 6]; el Nitrógeno debe tener +5, para que la suma algebraica sea = 0. En efecto: - 6+5+1 = 0.

d. K3PO4: El Potasio como elemento alcalino que es, tiene número de oxidación +1; el oxígeno - 2, como son cuatro tiene – 8, [4(-2)=-8]; el Fósforo debe tener +5, para así anular la carga neta: 1(3) + 5 + 4(-2) = 0.

e. Cr2O4-2; Según la regla 10 los cuatro oxígenos tienen –8, [4(-2)]; los dos cromos

deben tener +6, [2(3) = 6], para que la suma algebraica sea –2, cada Cromo, entonces tiene un número de oxidación igual a +3.

f. NH4+1: Entre los cuatro Hidrógenos tienen +4, [+1(4) = +4]; el Nitrógeno ha de tener

un estado de oxidación de –3 para que la suma del ión sea +1.

g. (BrO)-1: El número de oxidación del bromo es +1 y el del oxígeno –2 para que al sumar algebraicamente de como resultado –1.

h. Ca3 (PO4)2: El calcio es un metal alcalinotérreo con número de oxidación +2, por tanto la carga total del mismo es +2(3) = +6. El número de oxidación total del oxígeno es 2*[–2(4)] = - 16; como 6+ (-16) = -10, el número de oxidación del fósforo es +10/2 = +5.

i. KH: El potasio es un metal alcalino y su número de oxidación +1, entonces el número de oxidación del hidrógeno es –1-

j. BaO2: El bario por ser un metal alcalinotérreo tiene número de oxidación +2, por tanto el número de oxidación del oxígeno es –1.

En química orgánica se dice que una reacción es de oxidación cuando el sustrato gana Oxigeno o pierde Hidrógeno. Se utilizan agentes oxidantes como, KMnO4 en medio básico, K2Cr2O7 en medio ácido, Cr2O3 en medio ácido, oxígeno en presencia de pentóxido de vanadio (V2O5), O3 en presencia de cobre y al calor.

19

3.2 Balanceo de ecuaciones químicas por el método de oxido - reducción

Para balancear ecuaciones químicas por este método se recomiendan las siguientes reglas:

a. Escribir correctamente la ecuación química a balancearse.

b. Determinar y asignar los números de oxidación a cada especie química.

c. Determinar el cambio de electrones por cada elemento y por todos los elementos que forman la molécula.

d. Intercambiar los electrones que toma o cede cada molécula.

e. Colocar los números hallados anteriormente como coeficientes de cada molécula.

f. Balancear el resto de la ecuación por tanteo, usando el siguiente orden: primero se balancea el metal, luego el no metal a continuación el oxígeno y por último el hidrógeno, empezándose siempre por la izquierda.

g. Se simplifica cuando sea necesario.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación por el método de ÓXIDO - REDUCCIÓN:

PbS + H2O2 PbSO4 + H2O

Procedimiento:

a. Se escribe correctamente la ecuación:

PbS + H2O2 PbSO4 + H2O

b. Se asignan los números de oxidación:

Pb+2S-2 + H2+1O2

-1 Pb+2S+6O4-2 + H2

+1O-2

c. Se determina el cambio en el número de oxidación del elemento que se oxida o que se reduce:

Pb+2S-2 + H2+1O2

-1 Pb+2S+6O4-2 + H2

+1O-2

El azufre cambia de –2 a +6, siendo el cambio de éste en el número de oxidación de 8. El oxígeno cambia de –1 a –2, siendo el cambio en el número de oxidación de 1, y como hay dos oxígenos en el H2O2, el cambio total es de 2.

d. Se coloca el número de electrones que ganó o perdió:Pb+2S-2 + H2

+1O2-1 Pb+2S+6O4

-2 + H2+1O-2

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e. Se suben los números que están debajo de las flechas:

2 Pb+2S-2 + 8 H2+1O2

-1 Pb+2S+6O4-2 + H2

+1O-2

f. Se balancea la ecuación por tanteo: Como en los reactivos hay dos plomos y 2 azufres, se coloca en el producto donde se encuentra el PbSO4 el coeficiente dos, seguidamente se balancean los Oxígenos y los Hidrógenos: como en los reactivos hay 16 oxígenos y en los productos 9, se coloca 2 en el agua para un total de 16 oxígenos en los productos y con ello también quedan balanceados los hidrógenos. En resumen se tiene:

2 Pb+2S-2 + 8 H2+1O2

-1 2 Pb+2S+6O4-2 + 8 H2

+1O-2

g. Se simplifica la ecuación (Se divide en 2):

PbS + 4 H2O2 PbSO4 + 4 H2O

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación por el método Redox:

MnO4- + H2C2O4 + H+ Mn+2 + CO2 + H2O

a. Se escribe correctamente la ecuación y se asignan los números de oxidación:

Mn+7O4-+ H2C2

+3O4 + H+ Mn+2 + C+4O2 + H2O

b. Se determina el cambio en el número de oxidación del elemento que se oxida o que se reduce:

Mn+7O4- + H2C2+3O4 + H+ Mn+2 + C+4O2 + H2O

c. Se suben los números que están debajo de las flechas:

2 Mn+7O4- + 5 H2C2

+3O4 + H+ Mn+2 + C+4O2 + H2O

d. Se balancea la ecuación por tanteo, empezando por el Mn, C, O y el H:

2 Mn+7O4- + 5 H2C2

+3O4 + 6 H+ 2 Mn+2 + 10 CO2 + 8 H2O

Taller de Soluciones

I. FALSO Y VERDADERO: Para cada una de las siguientes opciones, escriba una V si la alternativa es verdadera o una F si es falsa:

1. ( ) Las soluciones son mezclas homogéneas, de composición uniforme.

21

2. ( ) El disolvente se halla en menor proporción en las soluciones.3. ( ) El precipitado es un componente líquido de las soluciones.4. ( ) La concentración es la medida de la cantidad de soluto disuelto en una solución. 5. ( ) La concentración de las soluciones se puede expresar en unidades físicas y químicas. 6. ( ) % (w/v) significa porcentaje peso a peso.7. ( ) La molaridad de expresa en moles de soluto por kilogramo de solvente.8. ( ) Un eq – g de ácido está relacionado con la normalidad del ácido.9. ( ) Los electrolitos no conducen la corriente eléctrica en solución acuosa.10. ( ) La concentración molar del agua es aproximadamente 55.56 M.11. ( ) Una sustancia es ácida cuando su pH es mayor de 7.12. ( ) El pH de la solución de una sal de base fuerte con ácido débil es básico.13. ( ) El pH de las soluciones de las sales provenientes de la mezcla de ácidos

fuertes con bases débiles es igual a 7.

14. ( ) Las soluciones tampón se caracterizan por resistir cambios de pH.15. ( ) Los indicadores ácido base son compuestos colorantes orgánicos de carácter ácido o

básico.16. ( ) Una sal cuya solubilidad es 0.2 g por 1000 g de agua se clasifica como ligeramente

soluble.

II. APAREAMIENTO. Dentro del paréntesis de la derecha, escriba el número correcto de la izquierda, según sea la alternativa correcta.

1. Aleación ( ) Una mol de soluto en 2 litros de solución2. ppm ( ) Sustancia que se disuelve3. 0.5 M ( ) Fenolftaleína4. Kw ( ) Va * Na = Vb * Nb5. pH + pOH ( ) Miligramos de soluto por kilogramo de

solución6. Soluto ( ) Constante de hidrólisis ácida7. Titulación ( ) = 148. Kha ( ) HNO2, NH4OH9. Indicador ( ) Solución sólida10. Electrolitos débiles ( ) Constante de disolución del agua

III. RESUELVA los siguientes problemas.

1. ¿Cuál es el pH de una solución de hidróxido de sodio (NaOH) de concentración 0,001 M ?

2. ¿Calcular la concentración molar del (H+, H3O+ ) en una solución cuyo calor de pH es:a. 10.64 b. 3.58 c. 0.75 d. 13.22

3. Determinar el pH de la mezcla formada por 200 ml de NH4OH 0.2 M y 300 ml de NH4Cl 0.1 M. Constante de disociación de la base = Kb = K NH4OH = 1.8*10-5 .

4. Calcular los gramos de soluto y de solvente contenidos en 500 mL de una solución acuosa de sal de cocina cuya densidad es 1.18 g/cm3 y su porcentaje en peso es del 20%.

22

5. Si a 2 ml de aceite de cocina se le agregan 60 ml de agua. Asumiendo volúmenes aditivos, ¿cuál es el porcentaje en volumen del soluto?

6. Determinar el porcentaje peso a volumen de 3 litros de agua residual que contienen 30 g de sulfato de sodio.

7. Se preparó una solución disolviendo 684 mg de k3Fe(CN)6 MM = 329 en agua suficiente para obtener 500 ml, calcular:a- Concentración molar de K3Fe(CN)6 .b- % (w/V) de k3Fe(CN)6 . c- ppm de K3Fe(CN)6 .

8. Una solución de Fe(NO3)3 al 8% (w/w) tiene una densidad de 1.062 g/ml. Calcular:- Molaridad.- Gramos de Fe(NO3)3 contenidos en cada litro de solución.

9. El análisis de 500 g de suelo mostró que este contenía 0.02 mg de DDT. Cuál es la concentración de DDT expresada en ppm y en ppb?

10.Describir la preparación de una solución de 25 ppm de hierro.

11.Describir la preparación de:- 500 ml de etanol (C2H5OH) en agua al 12% (w/V). MM C2H5OH = 46 g.- 500 g de etanol (C2H5OH) en agua al 12% (w/w).- 500 ml de etanol (C2H5OH) en agua al 12% (v/v).- 750 ml de HNO3 3M a partir del reactivo comercial del 69 % (w/w) y densidad de 1,42 g/ml.- 1 litro de H2SO4 0,02N a partir del reactivo comercial del 98 % y densidad de 1,83 g/ml.

12.Qué volumen de Nitrato de sodio (NaNO3) 1.5 M se requieren para obtener 20 g de soluto? Na = 23 g, N = 14 g, O = 16 g.

13.Determinar el peso equivalente de las siguientes sustancias:- Acido clorhídrico, HCl- Hidróxido de calcio, Ca(OH)2.- Nitrato de aluminio, Al(NO3)3.

14.En 10 ml de solución 1 N de HNO3, cuántos equivalentes y cuántos gramos de soluto hay cuando actúa como ácido?

15.Hallar las concentraciones Molar y Normal de una solución preparada disolviendo 370 g de Ca(OH)2 en 500 ml de agua.

16.Cómo se prepara una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) 1 : 1000

17.¿Qué diferencia existe entre una solución molar y una solución molal? Cuándo una concentración molal es igual a la concentración molar?

18.Determinar la molalidad de una solución, si se disuelven 150 g de NaOH en 680 g agua.

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19.Hallar la fracción molar del solvente y del soluto de una solución constituida con 18 g de metanol y 15 g de agua.

20.Hallar la fracción molar del soluto presente en una solución cuya fracción molar del solvente es de 0.91.

IV. ESCRIBA las expresiones de la constante de equilibrio (Keq) para:1. 3H2 + N2 2NH3

2. CO + 2H2 CH3OH3. 2N2O5 4NO2 + O2

4. 4 NH3 + 3O2 2 N2 + 6H2O

V. BALANCEE las siguientes ecuaciones redox e identifique en ellas las sustancias que se oxidan y las que se reducen; sí como los agentes oxidantes y reductores.

1. K2Cr2O7 + H2SO4 + NaC2O4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + CO2 + H2O2. Bi2O3 + NaOH + NaOCl NaBiO3 + NaCl + H2O 3. CrI3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KCl + H2O + KIO4

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