Análisis De: Suelos-plantas-aguas
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Análisis de
Suelos-Plantas-Aguas.
Principios básicos en el Análisis. RBT-0140-UNALM
1
Revisión de Principios Básicos de Química 1. El átomo y la estructura atómica. Las fases: sólida, líquida y gaseosa, están construidos de partículas llamadas átomos. atomo = indivisible). 2. Partículas sub-atómicas. Atomos consisten de protones, neutrones y electrones. Los protones, cargados positivamente y los neutrones que no tienen carga constituyen el núcleo del átomo. Los átomos son electricamente neutros, la carga positiva del núcleo, es igual a la carga 2
negativa de todos los electrones. Tabla 1. Algunas propiedades de las partículas sub-atómicas partículas
Masaa gramo
unidadesb masa atómica unificada
cargaa
Electrón
9.1096 x 10-28
0.000548
-1
Protón
1.6726 x 10-24
1.007277
+1
Neutrón
1.6749 x 10-24
1.008665
0
a = unidad de carga igual a 1.6022 x 10-19 coulomb b = masa atómica unificada (u) = 1/12 de la masa del átomo C
1.3 Escala de un átomo. El mayor volumen de un átomo es un espacio vacío, la masa está condensada en el núcleo El tamaño de los elementos jugará un rol importante en muchas de las reacciones química: CIC, hidratación, doble capa ; ……
3
4
dispersión y floculación, son afectadas por el tamaño de los iones en la reacción. La tabla 2 muestra el radio cristalográfico, radio hidratado y el calor de hidratación. Ion
Radio cristalog.
Radio hidratado
Calor hidratación (Kj/mol)
Si+4
42
Al+3
51
900
-- 4640
Fe+2
74
Fe+3
64
900
- 4356
Ca+2
99
430
-1577
Mg+2
66
420
-- 1908
Ba+2
135
400
-- 1289
Li+
60
380
- 506
Na+
98
360
- 397
K+
133
330
- 314
Rb+
148
330
-289
-- 1908
5
1.4 Identificación del átomo. Un átomo tiene una estructura característica que determina su comportamiento. El átomo contiene carga + y carga – que atrae y repele uno a otro por efecto de fuerzas electrostáticas. El átomo es identificado por dos números: Z = número atómico: número de unidades de carga positiva . Desde que el protón tiene una carga + 1 positiva, el número atómico es igual al número de protones en el núcleo de un átomo. En base a la electroneutralidad de un átomo, el Z es igual al número de electrones que rodean un átomo 6
A = número de masa: número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. En consecuencia: - número de neutrones = A – Z - Atomos de un particular elemento, tniendo el mismo número atómico (Z) , puede diferir en número de masa 0debido a que contiene un diferente número de neutrones. Atomos con el mismo número atómico pero con diferente número de mas son llamados si´sotopos. Ejm. - 15Cl17 contiene 17 protones, 17 electrones y 18 neutrones - 17 Cl17 contiene 17 protones , 17 electrones pero 20 neutrones. 7
8
Características de algunos átomos y sus isotopos. Nombre
Símbolo
N° protones N° electron
neutrones
masa
Hidrógeno
1H 2H ó D
1 1
1 1
0 1
1 2
Helio
3H 4H
2 2
2 2
1 2
3 4
Litio
6Li 7Li
3 3
3 3
3 4
6 7
Berilio
9Be
4
4
5
9
Boro
10B 11B
5 5
5 5
5 6
10 11
Carbono
13C 14C
6 6
6 6
6 7
12 13
Nitrógeno
14N 15N
7 7
7 7
7 8
14 15
Oxígeno
16O 17O 18O
8 8 8
8 8 8
8 9 10
16 17 18
9
Características de algunos átomos y sus isotopos. Nombre
Símbolo
N° protones N° electron
neutrones
masa
Fluoruro
19F
9
9
10
19
Sodio
23Na
11
11
12
22
Cloro
35Cl 37Cl
17 17
17 17
18 20
35 37
Uranio
235U 238U
92 92
92 92
143 146
235 238
10
1.5 Peso atómico. Es una expresión de la masa relativa de los diferentes elementos, considerando que el H+ tiene una masa relativa de 1, el C un peso de 12 y el O de 16.
2. Moléculas. 2.1 Definición. Generalmente los átomos están combina dos formando moléculas. Ejm. La atmós fera contiene átomos de oxígeno y nitró geno, pero estos se presentan como molé culas de O2 y N2 conteniendo dos átomos.
11
continuación…..
Las moléculas pueden ser diatómicas o tri. atómicas. Ejm comunes son: moléculas de H2O, dióxido de carbono CO2, ozono O3 y dióxido de nitrógeno NO2 El peso molecular : es igual a la suma de los pesos atómicos de los diferentes átomos que componen la molécula. Ejm. Peso molecular del NaCl = 23 (Na) 35.5 (Cl) = 58.5 Peso molecular del MgCl2 = 24 + 2 x 35.5 = 24 + 71 = 95 Mol : es la cantidad por el cual el número de gramos es igual al número de unidades de peso atómico.
12
1 mol de H2 = 2 g 1 mol de C = 12 g 1 mol de O2 = 32 g Una mol siempre contiene el mismo número de unidades básicas = constante llamada Número de Avogadro = 6.02 x 1023; este número ha sido determinado experimentalmente. 1 mol de H2 = 2 g , contiene 6.02 x 1023 moléculas. 1 mol de O2 = 32 g, contiene 6.02 x 1023 moléculas. Desde que una mol contiene el mismo número de unidaes básicas, este principio permite saber las cantidades de sustancia el cual reaccionaría 13
uno con otro. Ejm. NaOH + HCl Peso : Na = 23 atómico O = 16
H=1 Cl = 35
NaCl + H2O Na = 23 O = 16 Cl = 35 2H= 2
H=
1 40 36 58 18 ---------------------------------------76 76 Tabla períodica. En la tabla períodica se dan tres campos que se definen en elementos metálicos, no metálicos y metaloides. Los metales son los elementos con el número bajo de electrones en las orbitales externas o en otras palabras orbitales externas con espacios libres o no llenados. 14
Los elementos metaloides son los que tienen un número medio de electrones en las orbitales externas Los no metálicos, hacia el lado derecho de la tabla, se caracterizan porque la mayor parte de sus orbitales están ocupadas por electrones o el número de vacantes es muy bajo.
15
Moléculas y Iones. Molécula: - agregado de por lo menos dos átomos en una colocación definida y que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas, llamados enlaces . - una molécula puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos. Ejm. Hidrógeno gaseoso , consta de moléculas formadas por 2 átomos de H cada uno. El agua es compuesto molecular que contiene H y O . - las moléculas son electricamente neutras. Iones. - es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa - durante los cambios químicos, número de protones permanece igual. Se puede perder o ganar electrones. 16
- Atomo de Na Ion de Na+ 11 protones 11 protones 11 electrones 10 electrones Acidos y bases : nomenclatura. - ácido : sustancia que libera hidrógenos cuando se disuelve en agua. (H+ = protón) - Oxiácidos.: son ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento. Ejm, ácido carbónico H2CO3 , ácido nítrico HNO3 , ácido fosfórico H3PO4 - bases, sustancia que libera OH- cuando está disuelto en agua.. Ejm, hidroxido de sodio (NaOH), hidroxido de bario (Ba(OH)2) Hidratos. Compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua unidas a ellos. Ejm, MgSO4.7H2O
17
Masa atómica. masa atómica (conocido también como peso atómico) , es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). uma = masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12 Carbono-12 es el isótopo del carbono, que tiene 6 protones y 6 neutrones. Composición porcentual de los compuestos. - composición porcentual en masa: es el % en masa de cada elemento presente en el compuesto. Ejm, en 1 mol de peroxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. Las masas molares 18
Peso atómico. Es una expresión de la masa relativa de los diferentes elementos, considerando que el H+ tiene una masa relativa de 1, el C un peso de 12 y el O de 16. 19
6. Peso Molecular. Generalmente los átomos están combinados formando moléculas. Ejm. La atmósfera contiene átomos de oxígeno y nitrógeno, pero estos se presentan como moléculas de O2 y N2 conteniendo dos átomos. Las moléculas pueden ser diatómicas o triatómicas. Ejm comunes son: moléculas de H2O, CO2, ozono O3 y NO2 Entonces, el peso molecular es igual a la suma de los pesos atómicos de los diferentes átomos que componen la molécula. Ejm, peso molecular del NaCl = 23 (Na) más 35.5 (Cl) = 58.5 Peso molecular del MgCl2 = 24 + 2 x 35.5 = 24 + 71 = 95 20
Mol : es la cantidad por el cual el número de gramos es igual al número de unidades de peso atómico. 1 mol de H2 = 2 g 1 mol de C = 12 g 1 mol de O2 = 32 g 1 mol de H2 = 2 g , contiene 6.02 x 1023 moléculas. 1 mol de O2 = 32 g, contiene 6.02 x 1023 moléculas. Desde que una mol contiene el mismo número de unidades básicas, este principio permite saber las cantidades de sustancia el cual reaccionaría uno con otro. Ejm. NaOH + HCl NaCl + H2O
Peso : atómico
Na = 23 O = 16 H= 1 40
H= 1 Cl = 35
36 76
Na = 23 Cl = 35 58
O = 16 2H = 2 18
76 21
Peso equivalente. El peso (Eqw) de un átomo o ión es definido como: peso (formula) atómico / valencia
Reacciones de oxido-reducción. En estas reacciones el equivalente de una sustancia es, por definición, esa parte de una mol que en su reacción corresponde a la remosión de ½ atomo gramo de oxígeno, o la combinación con 1 átomo gramo de hidrógeno o cualquier otro elemento univalente. Una manera de encontrar el equivalente es determinar en la reacción el cambio en el estado de oxidación del elemento, tal como se ve en los ejemplos: 1) En la titulación del fierro ferroso a férrico, usando un agente oxidante, el estado de oxidación cambió de 2 a : 3 Fe+2 Fe+3 ; por consiguiente el equivalente de fierro ferroso es igual a 1 mol. 22
Cuando se trata de la oxidación de fierro metálico a férrico, el cambio en el estado de oxidación es de 0 a 3, y en este caso el equivalente del fierro metálico es: 1/3 mol - En un análisis volumétrico usando permanganato como agente oxidante en medio ácido, los iones permanganato son reducidos a iones manganoso: El Mn cambia de MnO4Mn+2 Mn+7 Mn+2 El cambio en el estado de oxidación del Mn es de 7 a 2, el cual significa el cambio de 5 unidades.- El peso equivalente del permanganato es : 1/5 mol Si es usado en un medio neutro, el permanganato es reducido a MnO2: MnO4MnO2 ó Mn+7 Mn+4 El estado de oxidación del permanganato cambia con 3 unidades. El equivalente es: 1/3 mol Otra forma para determinar el peso equivalente es: 23
encontrar el número el número de electrones transferi dos en la reacción de oxido – reducción. Los siguientes, ejemplos ayudan: Peso equivalente = peso molecular / número electrones transferidos. Fe+2 Fe+3 + eEqw = 1/1 Fe Sn2+ Sn+4 + 2eEqw = ½ Sn As+3 As5+ + 2eEqw = ½ As Fe/CN)4-6 Fe(CN)3-6 + e- Eqw = 1/1 Fe(CN)6 MnO4- + 8H+ + 5eMn+2 + 4H2O Eqw = 1/5 MnO4 MnO4- + 4H+ + 3eMnO2 + 2H2O Eqw = 1/3 MnO4 Cr2O7- + 14H+ + 6e2Cr3+ + 7H2O Eqw = 1/6 Cr2O7 VO43- + 6H+ + eVO2+ + 3H2O Eqw = 1/1 VO4
Unidades químicas. Normalidad. (N)
Número de pesos equivalentes de una sustancia disueltos en 1 litro de una solución. En otras palabras “normalidad” es la fuerza de la solución . Si 1 Eq es disuelto en 1 L de solución, la solución tiene una fuerza de 1 N . 24
Ejemplos sobre Concentracion - molaridad: moles de soluto / litros de solución ejm. 0.5 M ó 0.5 mol/L HCl : 0.5 moles HCl en 1 litro 0.25 moles HCl en 0.5 litros - ejm. 1.26 g AgNO3 es disuelto en un frasco volumétrico de 250 mL. Calcular la molaridad del AgNO3.? R : C (mol/L) =1.26 g AgNO3× mol AgNO3/169.9 g AgNO3 × 1 / 0.250 L = 0.0297mol/L.
-
ejm. Cuantos g por mL de NaCl están contenidos en una solución 0.250 M ? R: C (g/mL) = 0.250 mol/L × 58.4 g NaCl/mol × 1 L / 1000ml = 0.0146 g/ml
25
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Ejemplo : Qué cantidad de mL de ácido sulfúrico concentra- do de 94 % , densidad 1.831 g/cc se requieren para prepa- rar 1 L de solución 0.100 M.? a) Concentración del H2SO4 C (mol/L) = 940 g/kg × 1.831 kg/L × 1/98.1 mol/g = 17.5 mol/L. b) mol H2SO4 in conc. solution = mol H2SO4 en solución diluida. x × 17.5 mol/L = 1L × 0.100 mol/L ⇔ x = 5.71mL Diluir 5.71 mL de H2SO4 concentrado para 1000 mL y obtener una solucion 0.1 M
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Suelos-Plantas-Aguas.
Principios básicos en el Análisis. RBT-0140-UNALM
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Revisión de Principios Básicos de Química 1. El átomo y la estructura atómica. Las fases: sólida, líquida y gaseosa, están construidos de partículas llamadas átomos. atomo = indivisible). 2. Partículas sub-atómicas. Atomos consisten de protones, neutrones y electrones. Los protones, cargados positivamente y los neutrones que no tienen carga constituyen el núcleo del átomo. Los átomos son electricamente neutros, la carga positiva del núcleo, es igual a la carga 2
negativa de todos los electrones. Tabla 1. Algunas propiedades de las partículas sub-atómicas partículas
Masaa gramo
unidadesb masa atómica unificada
cargaa
Electrón
9.1096 x 10-28
0.000548
-1
Protón
1.6726 x 10-24
1.007277
+1
Neutrón
1.6749 x 10-24
1.008665
0
a = unidad de carga igual a 1.6022 x 10-19 coulomb b = masa atómica unificada (u) = 1/12 de la masa del átomo C
1.3 Escala de un átomo. El mayor volumen de un átomo es un espacio vacío, la masa está condensada en el núcleo El tamaño de los elementos jugará un rol importante en muchas de las reacciones química: CIC, hidratación, doble capa ; ……
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dispersión y floculación, son afectadas por el tamaño de los iones en la reacción. La tabla 2 muestra el radio cristalográfico, radio hidratado y el calor de hidratación. Ion
Radio cristalog.
Radio hidratado
Calor hidratación (Kj/mol)
Si+4
42
Al+3
51
900
-- 4640
Fe+2
74
Fe+3
64
900
- 4356
Ca+2
99
430
-1577
Mg+2
66
420
-- 1908
Ba+2
135
400
-- 1289
Li+
60
380
- 506
Na+
98
360
- 397
K+
133
330
- 314
Rb+
148
330
-289
-- 1908
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1.4 Identificación del átomo. Un átomo tiene una estructura característica que determina su comportamiento. El átomo contiene carga + y carga – que atrae y repele uno a otro por efecto de fuerzas electrostáticas. El átomo es identificado por dos números: Z = número atómico: número de unidades de carga positiva . Desde que el protón tiene una carga + 1 positiva, el número atómico es igual al número de protones en el núcleo de un átomo. En base a la electroneutralidad de un átomo, el Z es igual al número de electrones que rodean un átomo 6
A = número de masa: número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. En consecuencia: - número de neutrones = A – Z - Atomos de un particular elemento, tniendo el mismo número atómico (Z) , puede diferir en número de masa 0debido a que contiene un diferente número de neutrones. Atomos con el mismo número atómico pero con diferente número de mas son llamados si´sotopos. Ejm. - 15Cl17 contiene 17 protones, 17 electrones y 18 neutrones - 17 Cl17 contiene 17 protones , 17 electrones pero 20 neutrones. 7
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Características de algunos átomos y sus isotopos. Nombre
Símbolo
N° protones N° electron
neutrones
masa
Hidrógeno
1H 2H ó D
1 1
1 1
0 1
1 2
Helio
3H 4H
2 2
2 2
1 2
3 4
Litio
6Li 7Li
3 3
3 3
3 4
6 7
Berilio
9Be
4
4
5
9
Boro
10B 11B
5 5
5 5
5 6
10 11
Carbono
13C 14C
6 6
6 6
6 7
12 13
Nitrógeno
14N 15N
7 7
7 7
7 8
14 15
Oxígeno
16O 17O 18O
8 8 8
8 8 8
8 9 10
16 17 18
9
Características de algunos átomos y sus isotopos. Nombre
Símbolo
N° protones N° electron
neutrones
masa
Fluoruro
19F
9
9
10
19
Sodio
23Na
11
11
12
22
Cloro
35Cl 37Cl
17 17
17 17
18 20
35 37
Uranio
235U 238U
92 92
92 92
143 146
235 238
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1.5 Peso atómico. Es una expresión de la masa relativa de los diferentes elementos, considerando que el H+ tiene una masa relativa de 1, el C un peso de 12 y el O de 16.
2. Moléculas. 2.1 Definición. Generalmente los átomos están combina dos formando moléculas. Ejm. La atmós fera contiene átomos de oxígeno y nitró geno, pero estos se presentan como molé culas de O2 y N2 conteniendo dos átomos.
11
continuación…..
Las moléculas pueden ser diatómicas o tri. atómicas. Ejm comunes son: moléculas de H2O, dióxido de carbono CO2, ozono O3 y dióxido de nitrógeno NO2 El peso molecular : es igual a la suma de los pesos atómicos de los diferentes átomos que componen la molécula. Ejm. Peso molecular del NaCl = 23 (Na) 35.5 (Cl) = 58.5 Peso molecular del MgCl2 = 24 + 2 x 35.5 = 24 + 71 = 95 Mol : es la cantidad por el cual el número de gramos es igual al número de unidades de peso atómico.
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1 mol de H2 = 2 g 1 mol de C = 12 g 1 mol de O2 = 32 g Una mol siempre contiene el mismo número de unidades básicas = constante llamada Número de Avogadro = 6.02 x 1023; este número ha sido determinado experimentalmente. 1 mol de H2 = 2 g , contiene 6.02 x 1023 moléculas. 1 mol de O2 = 32 g, contiene 6.02 x 1023 moléculas. Desde que una mol contiene el mismo número de unidaes básicas, este principio permite saber las cantidades de sustancia el cual reaccionaría 13
uno con otro. Ejm. NaOH + HCl Peso : Na = 23 atómico O = 16
H=1 Cl = 35
NaCl + H2O Na = 23 O = 16 Cl = 35 2H= 2
H=
1 40 36 58 18 ---------------------------------------76 76 Tabla períodica. En la tabla períodica se dan tres campos que se definen en elementos metálicos, no metálicos y metaloides. Los metales son los elementos con el número bajo de electrones en las orbitales externas o en otras palabras orbitales externas con espacios libres o no llenados. 14
Los elementos metaloides son los que tienen un número medio de electrones en las orbitales externas Los no metálicos, hacia el lado derecho de la tabla, se caracterizan porque la mayor parte de sus orbitales están ocupadas por electrones o el número de vacantes es muy bajo.
15
Moléculas y Iones. Molécula: - agregado de por lo menos dos átomos en una colocación definida y que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas, llamados enlaces . - una molécula puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos. Ejm. Hidrógeno gaseoso , consta de moléculas formadas por 2 átomos de H cada uno. El agua es compuesto molecular que contiene H y O . - las moléculas son electricamente neutras. Iones. - es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa - durante los cambios químicos, número de protones permanece igual. Se puede perder o ganar electrones. 16
- Atomo de Na Ion de Na+ 11 protones 11 protones 11 electrones 10 electrones Acidos y bases : nomenclatura. - ácido : sustancia que libera hidrógenos cuando se disuelve en agua. (H+ = protón) - Oxiácidos.: son ácidos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento. Ejm, ácido carbónico H2CO3 , ácido nítrico HNO3 , ácido fosfórico H3PO4 - bases, sustancia que libera OH- cuando está disuelto en agua.. Ejm, hidroxido de sodio (NaOH), hidroxido de bario (Ba(OH)2) Hidratos. Compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua unidas a ellos. Ejm, MgSO4.7H2O
17
Masa atómica. masa atómica (conocido también como peso atómico) , es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). uma = masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12 Carbono-12 es el isótopo del carbono, que tiene 6 protones y 6 neutrones. Composición porcentual de los compuestos. - composición porcentual en masa: es el % en masa de cada elemento presente en el compuesto. Ejm, en 1 mol de peroxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. Las masas molares 18
Peso atómico. Es una expresión de la masa relativa de los diferentes elementos, considerando que el H+ tiene una masa relativa de 1, el C un peso de 12 y el O de 16. 19
6. Peso Molecular. Generalmente los átomos están combinados formando moléculas. Ejm. La atmósfera contiene átomos de oxígeno y nitrógeno, pero estos se presentan como moléculas de O2 y N2 conteniendo dos átomos. Las moléculas pueden ser diatómicas o triatómicas. Ejm comunes son: moléculas de H2O, CO2, ozono O3 y NO2 Entonces, el peso molecular es igual a la suma de los pesos atómicos de los diferentes átomos que componen la molécula. Ejm, peso molecular del NaCl = 23 (Na) más 35.5 (Cl) = 58.5 Peso molecular del MgCl2 = 24 + 2 x 35.5 = 24 + 71 = 95 20
Mol : es la cantidad por el cual el número de gramos es igual al número de unidades de peso atómico. 1 mol de H2 = 2 g 1 mol de C = 12 g 1 mol de O2 = 32 g 1 mol de H2 = 2 g , contiene 6.02 x 1023 moléculas. 1 mol de O2 = 32 g, contiene 6.02 x 1023 moléculas. Desde que una mol contiene el mismo número de unidades básicas, este principio permite saber las cantidades de sustancia el cual reaccionaría uno con otro. Ejm. NaOH + HCl NaCl + H2O
Peso : atómico
Na = 23 O = 16 H= 1 40
H= 1 Cl = 35
36 76
Na = 23 Cl = 35 58
O = 16 2H = 2 18
76 21
Peso equivalente. El peso (Eqw) de un átomo o ión es definido como: peso (formula) atómico / valencia
Reacciones de oxido-reducción. En estas reacciones el equivalente de una sustancia es, por definición, esa parte de una mol que en su reacción corresponde a la remosión de ½ atomo gramo de oxígeno, o la combinación con 1 átomo gramo de hidrógeno o cualquier otro elemento univalente. Una manera de encontrar el equivalente es determinar en la reacción el cambio en el estado de oxidación del elemento, tal como se ve en los ejemplos: 1) En la titulación del fierro ferroso a férrico, usando un agente oxidante, el estado de oxidación cambió de 2 a : 3 Fe+2 Fe+3 ; por consiguiente el equivalente de fierro ferroso es igual a 1 mol. 22
Cuando se trata de la oxidación de fierro metálico a férrico, el cambio en el estado de oxidación es de 0 a 3, y en este caso el equivalente del fierro metálico es: 1/3 mol - En un análisis volumétrico usando permanganato como agente oxidante en medio ácido, los iones permanganato son reducidos a iones manganoso: El Mn cambia de MnO4Mn+2 Mn+7 Mn+2 El cambio en el estado de oxidación del Mn es de 7 a 2, el cual significa el cambio de 5 unidades.- El peso equivalente del permanganato es : 1/5 mol Si es usado en un medio neutro, el permanganato es reducido a MnO2: MnO4MnO2 ó Mn+7 Mn+4 El estado de oxidación del permanganato cambia con 3 unidades. El equivalente es: 1/3 mol Otra forma para determinar el peso equivalente es: 23
encontrar el número el número de electrones transferi dos en la reacción de oxido – reducción. Los siguientes, ejemplos ayudan: Peso equivalente = peso molecular / número electrones transferidos. Fe+2 Fe+3 + eEqw = 1/1 Fe Sn2+ Sn+4 + 2eEqw = ½ Sn As+3 As5+ + 2eEqw = ½ As Fe/CN)4-6 Fe(CN)3-6 + e- Eqw = 1/1 Fe(CN)6 MnO4- + 8H+ + 5eMn+2 + 4H2O Eqw = 1/5 MnO4 MnO4- + 4H+ + 3eMnO2 + 2H2O Eqw = 1/3 MnO4 Cr2O7- + 14H+ + 6e2Cr3+ + 7H2O Eqw = 1/6 Cr2O7 VO43- + 6H+ + eVO2+ + 3H2O Eqw = 1/1 VO4
Unidades químicas. Normalidad. (N)
Número de pesos equivalentes de una sustancia disueltos en 1 litro de una solución. En otras palabras “normalidad” es la fuerza de la solución . Si 1 Eq es disuelto en 1 L de solución, la solución tiene una fuerza de 1 N . 24
Ejemplos sobre Concentracion - molaridad: moles de soluto / litros de solución ejm. 0.5 M ó 0.5 mol/L HCl : 0.5 moles HCl en 1 litro 0.25 moles HCl en 0.5 litros - ejm. 1.26 g AgNO3 es disuelto en un frasco volumétrico de 250 mL. Calcular la molaridad del AgNO3.? R : C (mol/L) =1.26 g AgNO3× mol AgNO3/169.9 g AgNO3 × 1 / 0.250 L = 0.0297mol/L.
-
ejm. Cuantos g por mL de NaCl están contenidos en una solución 0.250 M ? R: C (g/mL) = 0.250 mol/L × 58.4 g NaCl/mol × 1 L / 1000ml = 0.0146 g/ml
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Ejemplo : Qué cantidad de mL de ácido sulfúrico concentra- do de 94 % , densidad 1.831 g/cc se requieren para prepa- rar 1 L de solución 0.100 M.? a) Concentración del H2SO4 C (mol/L) = 940 g/kg × 1.831 kg/L × 1/98.1 mol/g = 17.5 mol/L. b) mol H2SO4 in conc. solution = mol H2SO4 en solución diluida. x × 17.5 mol/L = 1L × 0.100 mol/L ⇔ x = 5.71mL Diluir 5.71 mL de H2SO4 concentrado para 1000 mL y obtener una solucion 0.1 M
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