Chimie Ii

Química II

Colegio de Estudios Científicos Tecnológicos del Estado de Baja California Programa de la Exposición

Introducción

1.Presentación del Equipo 1.1 Introducción

2. Normalidad 2.1 Formulación de Ejercicios 3. Formalidad 3.1 Formulación de Ejercicios 4.Electrolitos

Desarrollo

Conclusión Actividad

5. Conclusión General *Ejercicio de Reforzamiento

Química II

Colegio de Estudios Científicos Tecnológicos del Estado de Baja California Presentación del Equipo 1.1 Introducción Los temas, que vamos a exponer se puede decir que forma parte fundamental de la química, respecto de las concentraciones químicas. * Normalidad * Formalidad *Electrolitos 2.Normalidad

Química II La normalidad es una medida de concentración que expresa el número de equivalentes de soluto por litro de solución. La definición de equivalentes de soluto depende del tipo de reacción que ocurre. Para reacciones entre ácidos y bases, el equivalente es la masa de ácido o base que dona o acepta exactamente un mol de protones (iones de hidrógeno).

Normalidad = equivalentes gramo de soluto / litros de solución N = equivalentes g soluto / L solución

2.1 Formulación de Ejercicios a) Al neutralizar 10 cc de cierta disolución de hidróxido sódico (NaOH) se gastaron 20 cc de ácido sulfúrico (SO4H2) 0,2 N. Calcular la normalidad de la solución de hidróxido sódico. b) Se quiere preparar un litro de disolución 0,1 Normal de permanganato potásico (KMnO4), ¿cuántos gramos de sal se necesitarán?. Respuesta a) La ecuación estequiométrica que aplica en la reacción implicada es:

Si bien en este caso, para calcular la normalidad de la sosa nos es suficiente con recordar que el producto de la normalidad por el volumen de dos soluciones estequiométricamente equivalentes es constante y escribir:

Química II de donde resulta que la disolución de hidróxido sódico es 0,4 Normal. b) A partir de la fórmula que nos da la normalidad de una disolución, tenemos:

¿Cuál es la normalidad de una lejía de sosa de peso específico 1,18 y 16 % de concentración?. Tomamos 10 cc de una disolución de lejía de sosa de peso específico 1,034, y al neutralizarlos se añaden 32,5 cc de ácido clorhídrico (ClH) 0,1 N. Calcular el tanto por ciento de hidróxido sódico (NaOH) que contiene esta lejía. Respuesta La sustancia activa de una lejía de sosa es el hidróxido sódico (NaOH) y a partir de los datos, tendremos: 1,18 x 1000 x 0,16 = 188,80 gramos de NaOH en un litro de disolución. La normalidad de la disolución se obtendrá a partir de la relación:

Y tenemos una disolución 4,72 normal. Para la segunda parte del problema aplicamos la fórmula N1.V1 = N2.V2 , a partir de la cual deducimos la normalidad de la sosa cáustica:

y aplicando la fórmula de cálculo de la normalidad, sabremos cuantos gramos de NaOH hay en un litro de la disolución:

de hidróxido sódico contenidos en un litro de disolución. Como sabemos que el peso específico de dicha disolución es 1,034, el peso de un litro será: 1000 x 1,034 = 1034 gramos. Finalmente, por una regla de tres simple, Si en 1034 gramos de disolución hay 13 gramos de NaOH, entonces. En 100 gramos de disolución habrá X gramos de NaOH

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Haciendo cálculos resulta, X = 1,257 % Normalidad

La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) por litro de disolución (sc). El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total por la masa de un equivalente: n = m / meq, o bien como el producto de la masa total y la cantidad de equivalentes por mol, dividido por la masa molar:

.

Normalidad ácido-base Es la normalidad de una disolución cuando se la utiliza para una reacción como ácido o como base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH. En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma: para un ácido, o

para una

base. Donde: • • • •

n es la cantidad de equivalentes. moles es la cantidad de moles. H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido. OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.

Por esto, podemos decir lo siguiente: para un ácido, o

para una base.

Donde: • • •

N es la normalidad de la disolución. M es la molaridad de la disolución. H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.

•

Química II OH es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base. –

Ejemplos: • •

Una disolución 1 M de HCl cede 1 M de H+, por lo tanto, es una disolución 1 N. Una disolución 1 M de Ca(OH)2 cede 2 M de OH–, por lo tanto, es una disolución 2 N.

Normalidad red-ox Es la normalidad de una solución cuando se la utiliza para una reacción como agente oxidante o como agente reductor. Como un mismo compuesto puede actuar como oxidante o como reductor, suele indicarse si se trata de la normalidad como oxidante (Nox) o como reductor (Nrd). Por esto suelen titularse utilizando indicadores redox. En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma: . Donde: • • •

n es la cantidad de equivalentes. moles es la cantidad de moles. e– es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o reducción.

Por esto, podemos decir lo siguiente: . Donde: • • •

N es la normalidad de la disolución. M es la molaridad de la disolución. e–: Es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o reducción.

Ejemplos: •

En el siguiente caso vemos que el anión nitrato en medio ácido (por ejemplo el ácido nítrico) puede actuar como oxidante, y entonces una disolución 1 M es 3 Nox.

Química II 4 H + NO + 3 e ↔ NO + 2 H2O +

•

– 3

–

En el siguiente caso vemos que el anión ioduro puede actuar como reductor, y entonces una disolución 1 M es 1 Nrd. 2 I– - 2 e– ↔ I2

•

En el siguiente caso vemos que el catión argéntico, puede actuar como oxidante, donde una solución 1 M es 1 Nox. 1 Ag+ + 1 e– ↔ Ag0

3. Formalidad La formalidad (F) es el número de peso-fórmula-gramo por litro de disolución. F = nº PFG / volumen (litro disolución) El número de peso-fórmula-gramo tiene unidad de g / PFG. La concentración Formal o Formalidad, es el número de PF (pesos fórmula , que es equivalemte al peso molecular) por litros de solución. , por lo tanto si una solución contiene un peso fórmula gramo de HCl (36.5 g), en un litro de solución, su concentración es 1 Formal.

F =

# de PF de soluto litros de solución

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# PF =

g de soluto PF

POR LO TANTO F =

g de soluto/ PF litros de solución

Por ejemplo el PF del AgNO3 es de 169.88g y disolvemos 3.3978g de AgNO3 en un litro, la concentración será : F =

3.3978 g/ 169.88 1 litro

F = 0.02 , se dice que es una "solución al 0.02 Formal ".

4. Electrolito Un electrólito o electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrólitos fundidos y electrólitos sólidos. Principios Comúnmente, los electrólitos existen como soluciones de ácidos, bases o sales. Más aún, algunos gases puede comportarse como electrólitos bajo condiciones de alta temperatura o baja presión. Las soluciones de electrólitos

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pueden resultar de la disolución de algunos polímeros biológicos (por ejemplo, ADN, polipéptidos) o sintéticos (por ejemplo, poliestirensulfonato), en cuyo caso se denominan polielectrólito) y contienen múltiples centros cargados. Las soluciones de electrólitos se forman normalmente cuando una sal se coloca en un solvente tal como el agua, y los componentes individuales se disocian debido a las interacciones entre las moléculas del solvente y el soluto, en un proceso denominado solvatación. Por ejemplo, cuando la sal común, NaCl se coloca en agua, sucede la siguiente reacción: NaCl(s) → Na+ + Cl− También es posible que las sustancias reaccionen con el agua cuando se les agrega a ella, produciendo iones. Por ejemplo, el dióxido de carbono reacciona con agua para producir una solución que contiene iones hidronio, bicarbonato y carbonato. En términos simples, el electrólito es un material que se disuelve en agua para producir una solución que conduce una corriente eléctrica. Observe que las sales fundidas también pueden ser electrólitos. Por ejemplo, cuando el cloruro de sodio se funde, el líquido conduce la electricidad. Si en un electrólito en solución una alta proporción del soluto se disocia para formar iones libres, se dice que el electrólito es fuerte; si la mayoría del soluto no se disocia, el electrólito es débil. Las propiedades de los electrólitos pueden ser explotadas usando la electrólisis para extraer los elementos químicos constituyentes. Importancia fisiológica En fisiología, los iones primarios de los electrólitos son sodio (Na+), potasio (K+), calcio (Ca2+), magnesio (Mg2+), cloruro (Cl−), hidrógeno fosfato (HPO42−) y bicarbonato (HCO3−).

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Todas las formas de vida superiores requieren un sutil y complejo balance de electrólitos entre el medio intracelular y el extracelular. En particular, el mantenimiento de un gradiente osmótico preciso de electrólitos es importante. Tales gradientes afectan y regulan la hidratación del cuerpo, pH de la sangre y son críticos para las funciones de los nervios y los músculos. Existen varios mecanismos en las especies vivientes para mantener las concentraciones de los diferentes electrólitos bajo un control riguroso. Tanto el tejido muscular y las neuronas son considerados tejidos eléctricos del cuerpo. Los músculos y las neuronas son activadas por la actividad de electrólitos entre el fluido extracelular o fluido intersticial y el fluido intracelular. Los electrólitos pueden entrar o salir a través de la membrana celular por medio de estructuras proteicas especializadas, incorporadas en la membrana, denominadas canales iónicos. Por ejemplo, las contracciones musculares dependen de la presencia de calcio (Ca2+), sodio (Na+), y potasio (K+). Sin suficientes niveles de estos electrólitos clave, puede suceder debilidad muscular o severas contracciones musculares. El balance de electrólitos se mantiene por vía oral o, en emergencias, por administración vía intravenosa (IV) de sustancias conteniendo electrólitos, y se regula mediante hormona, generalmente con los riñones eliminando los niveles excesivos. En humanos, la homeostasis de electrólitos está regulada por hormonas como la hormona antidiurética, aldosterona y la paratohormona. Los desequilibrios electrolíticos serios, como la deshidratación y la sobrehidratación pueden conducir a complicaciones cardíacas y neurológicas y, a menos que sean resueltas rápidamente, pueden resultar en una emergencia médica. Medición La medición de los electrólitos es un procedimiento diagnóstico realizado comúnmente, ejecutado vía examen de sangre con electrodos selectivos o urinálisis por tecnólogos médicos. La interpretación de estos valores es algo carente de significado sin la historia clínica y

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frecuentemente es imposible sin una medición paralela de la función renal. Los electrólitos medidos más frecuentemente son el sodio y el potasio. Los niveles de cloruro se miden rara vez, excepto para la interpretación de gas sanguíneo arterial dado que están vinculados inherentemente a los niveles de sodio. Un test importante llevado a cabo con la orina es el examen de gravedad específica para determinar la existencia de desbalance electrolítico. Bebidas deportivas Los electrólitos suelen encontrarse en bebidas deportivas. En terapia de rehidratación oral, las bebidas con electrólitos contienen sales de sodio y potasio reestablecen el agua del cuerpo y los niveles de electrólitos después de la deshidratación causada por el ejercicio, diaforesis, diarrea, vómito, intoxicación o hambre. No es necesario reemplazar las pérdidas de sodio, potasio y otros electrólitos durante el ejercicio, dado que no suele suceder una disminución significativa de las reservas corporales de estos minerales durante el entrenamiento normal. Sin embargo, en condiciones de ejercitación extrema por 5 o más horas (por ejemplo: ironman o ultramaratón), se recomienda el consumo de una bebida deportiva compleja con electrólitos.(-Elizabeth Quinn, entrenador y profesional de la salud) [1] Los atletas que no consumen electrólitos bajo estas condiciones corren el riesgo de sobrehidratación (o hiponatremia). Debido a que las bebidas deportivas típicamente contienen niveles muy altos de azúcar, no son recomendados para su uso regular por niños. El agua es considerado la única bebida esencial para los niños durante el ejercicio. Hay disponibles sobres medicinales de rehidratación y bebidas para reemplazar a los electrólitos claves perdidos durante diarrea y otros problemas gastrointestinales. Los dentistas recomiendan que los consumidores regulares de bebidas deportivas tomen precauciones contra la caries dental.

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Las bebidas deportivas y electrólicas pueden ser hechas en casa, usando las proporciones correctas de azúcar, sal y agua.[2] Electroquímica Cuando se colocan electrodo en un electrólito y se aplica un voltaje, el electrólito conducirá electricidad. Los electrones solos normalmente no pueden pasar a través del electrólito; en vez de ello, una reacción química sucede en el cátodo, consumiendo los electrones del cátodo, y otra reacción ocurre en el ánodo, produciendo electrones para ser capturados por el ánodo. Como resultado, una nube de carga negativa se desarrolla en el electrólito alrededor del cátodo, y una carga positiva se desarrolla alrededor del ánodo. Los iones en el electrólito se mueven para neutralizar estas cargas para que las reacciones puedan continuar y los electrones puedan seguir fluyendo. Por ejemplo, en una solución de sal ordinaria (cloruro de sodio, NaCl) en agua, la reacción en el cátodo será 2H2O + 2e− → 2OH− + H2 con lo que burbujeará gas hidrógeno; la reacción en el ánodo es 2H2O → O2 + 4H+ + 4e− con lo que se liberará gas oxígeno. Los iones sodio Na+ positivamente cargados reaccionarán hacia el cátodo, neutralizando la carga negativa del OH− ahí presente, y los iones cloruro Cl− reaccionarán hacia el ánodo neutralizando la carga positiva del H+ de ahí. Sin los iones provenientes del electrólito, las cargas alrededor de los electrodos harían más lento el flujo continuo de electrones; la difusión de H+ y OH− a través del agua hacia el otro electrodo tomaría más tiempo que el movimiento de los iones de sodio más prevalentes. En otros sistemas, las reacciones de los electrodos pueden involucrar a los metales de los electrodos, así como a los iones del electrólito.

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Los conductores electrolíticos pueden ser utilizados en dispositivos electrónicos donde la reacción química en la interface metal/electrólito produce efectos útiles. Electrólito seco Los electrólitos secos son: esencialmente, geles en una estructura molecular cristalina flexible[1