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PROBLEMARIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES

2019

Ing. Víctor Manuel Feregrino Hernández

Ing. José Clemente Reza García

M. C. Laura Rocío Ortiz Esquivel

Dra. Ma. Elena Navarro Clemente

Departamento de Formación Básica a

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

1

2

3

1

2

3

4

5

6

7

IA 2.1

II A

III B

IV B

VB

VI B

VII B

H 1.5

3Li

4Be

6.941 0.9

9.0122 1.2

11Na

12Mg

19K

6

20Ca

37Rb

38Sr

85.468 0.7

87.62 0.9

55Cs

56Ba

132.90 137.33 0.7 0.9 7

10

VIII B

11

12

13

14

15

16

17

18

IB

II B

III A

IV A

VA

VI A

VII A

VIII A 2He

4.0026

39.098 40.078 0.8 1.0 5

9

Electronegatividad

1

1.008 1.0

22.989 24.305 0.8 1.0 4

8

No. Atómico

2.1 1H

Masa atómica

1.008

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

5B

6C

7N

8O

9F

10.811 12.011 14.007 15.999 18.998 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 13Al

14Si

15P

16S

17Cl

26.981 28.085 30.974 32.066 35.453 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8

10Ne

20.179 18Ar

39.948

1.3

1.3

1.6

1.6

1.5

1.8

1.8

1.8

1.9

1.6

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

44.956 1.2

47.88 1.4

63.546 1.9

65.39 1.7

69.723 1.7

72.61 1.8

74.921 1.9

78.96 2.1

79.904 2.5

83.80

39Y

40Zr

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

50.941 51.996 54.938 55.845 58.933 58.693 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 41Nb

88.906 91.224 92.906 1.1 1.3 1.5 57La

72Hf

73Ta

42Mo

43Tc

95.94 1.7

(98) 1.9

74W

75Re

44Ru

45Rh

46Pd

101.07 102.90 106.42 2.2 2.2 2.2 76Os

77Ir

78Pt

138.90 178.49 180.95 183.85 186.21 190.23 192.22 195.08 1.1

87Fr

88Ra

89Ac

104Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109Mt

(223)

(226)

(227)

(261)

(262)

(263)

(262)

(265)

(266)

107.87 112.41 114.82 118.71 121.76 127.60 126.90 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2 79Au

80Hg

81Tl

196.97 200.59 204.38

131.29

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

207.2

208.98

(209)

(210)

(222)

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

1.1

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

140.11 140.91 144.24 1.1 1.1 1.1 90Th

91Pa

92U

232.04 231.03 238.03

(145) 1.1

150.36 151.96 157.25 158.92 1.1 1.1 1.1 1.1

162 1.1

164.93 167.26 168.93 1.1 1.1 1.1

173.04 174.97 1.1 1.1

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lr

(237)

(244)

(243)

(247)

(247)

(251)

(252)

(257)

(258)

(259)

(262)

Contenido Calendarización de la asignatura Química de Soluciones .................................................... 4 Referencias Bibliográficas Básicas: ....................................................................................... 4 Programa de estudios sintético de la unidad de aprendizaje ................................................ 5 Estrategias y/o evidencias de aprendizaje.................... ¡Error! Marcador no definido. 1.1 SISTEMAS REDOX.......................................................................................................... 7 1.1.1 Semireacciones ......................................................................................................... 7 1.1.2 Agente oxidante y agente reductor ........................................................................... 7 Estado de oxidación ....................................................................................................... 8 Ejercicios......................................................................................................................... 9 1.1.3 AJUSTE DE ECUACIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN ......................................... 10 A. Método de los números o estados de oxidación ..................................................... 10 B.- Método del ion – electrón ....................................................................................... 12 Método del ion electrón en medio ácido ...................................................................... 13 Método del ion-electrón en medio básico .................................................................... 14 Ejercicios....................................................................................................................... 16 1.3 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN ..............................................................................18 Problemas de unidades de concentración ................................................................... 20 respuestas a los problemas de unidades de concentración........................................ 22 2.1 PROPIEDADES COLIGATIVAS ....................................................................................23 Tabla de algunas constantes de disolventes puros ......................................................... 25 problemas de propiedades coligativas ............................................................................. 26 respuestas a los problemas de propiedades coligativas ................................................. 28 2.2 OPERACIONES CON SOLUCIONES ...........................................................................29 2.2.1 SOLUBILIDAD ......................................................................................................... 29 Metodología propuesta para la resolución de problemas............................................ 31 Coeficiente de solubilidad en g/100g de H2O .............................................................. 32 Problemas de solubilidad ............................................................................................. 33 respuestas a los problemas de solubilidad .................................................................. 35 OPERACIONES Y PROCESOS CON SOLUCIONES .................................................... 36 Resumen de conceptos para Operaciones con soluciones ........................................ 38 Problemas de operaciones y procesos ........................................................................ 39 respuestas de operaciones y procesos con soluciones .............................................. 41 2.4 EQUILIBRIO QUÍMICO ..................................................................................................42 2.4.3 Principio de Le Chatelier ......................................................................................... 42 Problemas de equilibrio químico .................................................................................. 44 respuestas a los problemas de equilibrio químico ....................................................... 45 3.1 EQUILIBRIO IÓNICO ACIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA...................................46 3.1.2 Teoría de Brönsted y Lowry .................................................................................... 46 Autoionización del agua ............................................................................................... 47 3.2.1 ESCALAS DE ph y poh ........................................................................................... 47 Tabla de constantes de ionización ............................................................................... 48 Problemas de sistemas ácido-base ............................................................................. 50 Respuestas a los problemas de equilibrio ácido base en soluciones acuosas .......... 54

PROBLEMARIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES M. En C. Héctor Hernández ..57 BALANCEO DE ECUACIONES REDOX......................................................................... 57 MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN ..................................................................................... 60 ECUACIONES REDOX ESCRITAS EN FORMA IÓNICA ............................................... 60 UNIDADES DE CONCENTRACION ................................................................................ 63 SOLUBILIDAD .................................................................................................................. 65 DILUCIÓN DE SOLUCIONES .......................................................................................... 69 MEZCLA DE SOLUCIONES ............................................................................................ 70 PROPIEDADES COLIGATIVAS ...................................................................................... 73 EQUILIBRIO QUIMICO .................................................................................................... 75 ACIDOS Y BASES............................................................................................................ 78 Ácidos y bases fuertes ................................................................................................. 78 Acidos y bases debiles ................................................................................................. 78 Mezcla de ácidos y bases, fuertes con débiles............................................................ 80 Soluciones reguladoras ................................................................................................ 80 Hidrólisis ....................................................................................................................... 81 Varios ............................................................................................................................ 81

Calendarización de la unidad de aprendizaje QUÍMICA DE SOLUCIONES Semestre ENERO – JUNIO 2019 (Ciclo 19/2) SEMANA / FECHA

AVANCE PROGRAMA DE TEORÍA

AVANCE PRÁCTICAS DE LABORATORIO

1

Enero 21-25

Sistemas redox

Introducción al laboratorio

2

Enero 28- Febrero 1

Sistemas redox (estado de oxidación)

Manejo de información, P. 1

3

Febrero 5-8

Sistemas redox (ion-electrón)

Reacciones química redox, P. 2

4

Febrero 11-15

Unidades de concentración

Reacciones química redox, P. 2

5

Febrero 18-22

Unidades de concentración

Mezclas homogéneas y heterogéneas, P. 3

6

Febrero 25- Marzo 1

7

Marzo 4-8

Operaciones con soluciones

Preparación de productos, P. 4

Marzo 11-15

Operaciones con soluciones, Solubilidad

Solubilidad, P. 5

9

Marzo 19-22

Procesos con soluciones

Propiedades coligativas de las soluciones, P. 6

10

Marzo 25-29

Procesos con soluciones

Propiedades coligativas de las soluciones, P. 6

11

Abril 1-5

Equilibrio químico gaseoso

Operaciones y procesos con soluciones, P. 7

12

Abril 8-12

13

Abril 15-17

8

PRIMERA EVALUACIÓN PARCIAL

SEGUNDA EVALUACIÓN PARCIAL Sistemas ácido-base

Ácidos y bases (escala de pH), P. 8

Abril 18-26

Periodo Vacacional

14

Abril 29-Mayo 3

Ácidos y bases fuertes

Ácidos y bases fuertes y débiles, P. 9

15

Mayo 6-10

Ácidos y bases débiles

Hidrólisis de sales y efecto de ion común, P. 10

16

Mayo 13-17

Hidrólisis de sales

Evaluación

17

Mayo 20-24

Efecto de ion común

Entrega de resultados

18

Mayo 27-31

19

Junio 3-7

TERCERA EVALUACIÓN PARCIAL EVALUACIÓN EXTRAORDINARI A

CRITERIOS DE EVALUACIÓN:  La calificación final está conformada por el promedio de las tres evaluaciones parciales, condicionada a la acreditación del laboratorio (ver reglamento de laboratorio).  La calificación final estará conformada por el promedio de las tres evaluaciones parciales, que estarán constituidas por un conjunto de evidencias preestablecidas, prácticas de laboratorio, coevaluación y la evaluación por escrito de cada uno de los tres períodos determinados en el calendario, con la siguiente ponderación: Trabajo en o fuera del aula

15%

Evidencias temáticas

10%

Evaluación de prácticas con desempeño promedio mayor a 70%

20%

Coevaluación (con rúbrica)

5%

Evaluación Escrita Parcial

50%

EVALUACION ESCRITA

FECHA

1er. parcial

Viernes 1° de marzo

2do. parcial

Viernes 12 de abril

4

3er. parcial

Jueves 30 de mayo

Extraordinario

Viernes 7 de junio

Título de suficiencia

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS BÁSICAS: 1. Brown, T. et al. Química. La ciencia central. 9ª Ed., Pearson Educación, México, 2004 págs. 107-145. 453-491, 539-641 y 723-729. ISBN 970-26-0468-0. 2. Chang, R. Química, 10ª Ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, China. 2010, págs. 123-172, 512556, 614-768 y 836-840. ISBN 978-607-15-0307-7. 3. Kotz, J., et al. Química y reactividad química. 6a Ed., Thomson Learning, México, 2005 págs. 556-778. ISBN 970-686-552-7 4. Whitten, K. et al. Química, 8ª Ed., Cengage Learning Editores, México, 2008 págs. 346-397, 500-545 y 659-767 ISBN 13:978-970-686-798-8 5. Zumdahl S. et al. Química, 1ª Ed., Grupo Editorial Patria, México, 2007 págs. 484-525 y 578-747 ISBN: 978-970-817-078-9 PROGRAMA DE LA UNIDAD DE APRENDIZAJE: QUÍMICA DE SOLUCIONES OBJETIVO GENERAL

El alumno aplica las leyes de la química en los cambios físicos y químicos de procesos de disolución, óxido-reducción, equilibrio químico homogéneo y ácidos-bases, mediante relaciones cualitativas y cuantitativas de sus componentes.

CONTENIDO PROGRAMÁTICO

P RI ME R

P A RCI A L

UNIDAD I

Aplica los conceptos de concentración en la cualidad y cantidad de los componentes con base en procesos de disolución y sistemas de oxido-reducción. 1.1. Sistemas redox: 1.1.1 Semireacciones de oxidación y reducción., 1.1.2 Agentes oxidante y reductor. Estado de oxidación., 1.1.3 Métodos de ajuste de ecuaciones redox. Cambio en el número de oxidación. Ion – electrón. 1.2. Proceso de disolución: 1.2.1 Características y componentes., 1.2.2 Clasificación conforme a diferentes criterios., 1.3. Unidades de concentración: 1.3.1 Unidades físicas (Porcentaje en masa, Fracción masa, Gramos/litro, Partes por millón) 1.3.2 Unidades químicas. (Molaridad, Normalidad, Molalidad, Porcentaje en mol, Fracción mol), 1.3.3 Equivalencia entre unidades de concentración. UNIDAD II

S E GUNDO P A RCI A L

SISTEMAS ÓXIDO-REDUCCIÓN Y PROCESO DE DISOLUCIÓN

CÁLCULOS CON SOLUCIONES

Soluciona problemas de balance de masa en procesos básicos de Ingeniería Química mediante diferentes sistemas y métodos analíticos. 2.1. Propiedades coligativas de soluciones ideales: 2.1.1 Disminución de la presión de vapor, 2.1.2 Elevación del punto de ebullición, 2.1.3 Disminución del punto de congelación, 2.1.4 Presión osmótica (ósmosis), 2.2. Operaciones con soluciones: 2.2.1 Solubilidad y cristalización, 2.2.2 Dilución y reconcentración, 2.2.3 Mezcla con el mismo soluto, 2.2.4 Mezcla con diferente soluto 2.3 Procesos con soluciones (punto de equivalencia): 2.3.1 Precipitación, 2.3.2 Desprendimiento de gases, 2.3.3 Óxido-reducción 2.4. Equilibrio químico homogéneo: 2.4.1 Antecedentes, 2.4.2 Constante de equilibrio químico expresada en concentraciones, 2.4.3 Principio de Le Chatelier.

5

SISTEMAS ÁCIDO-BASE

Soluciona problemas de sistemas ácido-base mediante la clasificación de componentes y cantidades de las sustancias participantes. 3.1. Teorías ácido-base: 3.1.1 Arrhenius, 3.1.2 Bronsted y Lowry, 3.1.3 Lewis, 3.2. Introducción al equilibrio ácido base en solución acuosa : 3.2.1 Escala de pH y pOH, 3.2.2 ácidos y bases fuertes, 3.2.3 ácidos y bases débiles (Grado de disociación), 3.2.4 sales (grado de hidrólisis), 3.2.5 ión común, 3.2.6 soluciones reguladoras 3.3 Reacciones ácido – base: 3.3.1 Fuerte-fuerte, 3.3.2 Fuerte-débil

E R C E R A V A L U A C I Ó N P A R C I A L

E

S

E

G

U N D A V A L U A C I Ó N P A R C I A L

P E

R I M E R A V A L U A C I Ó N P A R C I A L

PERÍODO

T E

TE RCE R P A RCI A L

UNIDAD III

E S T R AT E G I A S

Y/ O E V ID E N C I A S

D E AP R E N D I Z A J E

Tema: Clasificación de mezclas. Tipos y clasificación de las mezclas. Modalidad: Presentación Formato de trabajo: Diseñada en Prezi con al menos 5 conversaciones (red de temas) Presentación: A partir de una revisión documental en fuentes confiables, se realizará una presentación en Prezi sobre la clasificación de los diferentes tipos de coloides; deberá contener ejemplos de cada tipo y sus aplicaciones cotidianas, industriales y ambientales . Se puede incluir imágenes, fotografías, dibujos. Citar las fuentes bibliográficas consultadas. Periodo de entrega: 18 – 22 de febrero de 2019 Puedes apoyarte en: https://prezi.com/business/conversational -pre senting/ Tema: Operaciones con soluciones en la Industria Química Modalidad: Exposición en equipo Formato de trabajo: Video compatible con Windows Media Player, con duración de 8-10 min. Presentación: Exposición que contenga las definiciones, ecuaciones y aplicaciones de las operaciones de mezclado, destilación, evaporación, filtración, absorción y secado en la vida cotidiana e Industrial. Pueden utilizarse diferentes apoyos como son: imágenes, animaciones, gráficas, diagramas, esquemas, etc. Deberán aparecer todos los integrantes del equipo y citarse las fuentes consultadas. Periodo de entrega: 1-5 de abril de 2019 Tema: Equilibrio Químico Homogéneo Modalidad: Utilización de un software, herramienta computacional ó aplicación, para determinar la composición en el punto de equilibrio químico. Formato de trabajo: Descripción de la plataforma o programa empleado, el diagrama de flujo de la resolución y la resolución del problema en un documento de Microsoft Word. Presentación: Usando cualquier software, herramienta computacional o aplicación, tal como mathematica o similar, con base en una reacción en estado gaseoso, su constante de equilibrio y las concentraciones iniciales de reactivos, calcular las concentraciones correspondientes en el punto de equilibrio. El grado de la ecuación algebraica a resolver tendrá que ser de tercer grado o mayor. Periodo de entrega: 20- 24 de mayo de 2019

Los archivos electrónicos de cada evidencia deberán enviarse a los profesores vía correo electrónico, excepto si el tamaño del archivo rebasa la capacidad del servidor, en cuyo caso, se entregarán en CD Sugerencia: Crear un blog cerrado para cada grupo en el que cada equipo subirá sus respectivas evidencias, para que el profesor pueda revisarlas.

6

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Departamento de Formación Básica

1.1 SISTEMAS REDOX Las reacciones en las que existe una transferencia de electrones de una sustancia reactiva a otra, se denominan reacciones de óxido-reducción o simplemente redox. 1.1.1 Semireacciones La oxidación es el cambio químico que se presenta en un proceso cuando un ion o átomo pierde uno o más electrones. En las siguientes semirreacciones iónicas se indican 2 formas de representar el fenómeno de oxidación. Ag0 – 1e– Ag1+ Ag0 Ag1+ + 1e– Sn2+ – 2e –

Sn4+

Sn2+

Sn4+ + 2e–

2Cl1– – 2e–

Cl20

2Cl1–

Cl20 + 2e–

Como se observa en estas semirreacciones, la oxidación implica un aumento de la carga eléctrica positiva o disminución de la carga eléctrica negativa en la especie química. La reducción es el cambio químico que se presenta en un proceso cuando un ion o átomo gana uno o más electrones. Las siguientes semirreacciones representan el fenómeno de reducción. Mn+7 + 5e–

Mn2+

Cl+5

+ 6e –

Cl1–

Cu2+

+ 2e –

Cu0

Como se observa en estas semirreacciones, la reducción representa un aumento de la carga eléctrica negativa o disminución de la carga eléctrica positiva en la especie química. Los fenómenos de oxidación y de reducción siempre se presentan en forma simultánea. Gráficamente, los conceptos de oxidación y reducción se pueden representar de la siguiente manera: OXIDACIÓN

=

Disminución de cargas ( – ) 8– 7– 6– 5– 4– 3– 2– 1– 0 REDUCCIÓN = Aumento de cargas ( – )

PÉRDIDA DE

e–

Aumento de cargas ( + ) 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+ 8+ G A N A N C I A DE e– Disminución de cargas ( + )

1.1.2 Agente oxidante y agente reductor El agente oxidante, es aquella sustancia (reactivo) que tiene un ion o átomo que oxida a un ion o átomo de otra sustancia, reduciéndose a sí misma por la ganancia de electrones. El agente reductor es aquella sustancia (reactivo) que tiene un ion o átomo que reduce a un ion o átomo de otra sustancia, oxidándose a sí misma por la pérdida de electrones. 7

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ESTADO DE OXIDACIÓN El estado o número de oxidación representa la carga eléctrica aparente y relativa asignada a cada átomo de una molécula, ion o grupo atómico. Dicho en otros términos, el estado de oxidación es la carga eléctrica aparente con la que cada átomo contribuye a la carga neta de una especie química. Dicha carga puede o no ser un número entero. Por convención, estos valores se escriben como exponentes indicando primero el signo de la carga eléctrica seguido del valor numérico de la misma, por ejemplo: +1, -3, -2/3, +3/4, etc. Así, en el compuesto BaCl2 el bario tiene un estado de oxidación de Ba+2 y el cloro de Cl-1. El cambio de estado de oxidación de un elemento en una reacción química permite determinar:  Si la reacción es redox.  Los elementos que se oxidan o reducen en la reacción  Los agentes oxidante y reductor de dicha reacción. Para asignar con facilidad el estado o número de oxidación de un elemento o átomo, se deben tomar en consideración las siguientes reglas: 1. El estado de oxidación de cualquier elemento libre siempre será CERO. Ejemplo: Cl 2, Fe, Cu, O2, S8 2. El estado de oxidación de un ion monoatómico (Cl –, Na+, Ca2+, Al3+) es igual a su carga iónica, la cual resulta del número de electrones ganados o perdidos por el átomo en cuestión. 3. El estado de oxidación del hidrógeno es +1 en la mayoría de los compuestos, excepto en los hidruros metálicos, en los que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1 (por ser más electronegativo). Ejemplo: en el HCl el hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1 y en el NaH el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1. 4. El estado de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos, excepto en los peróxidos donde tiene un estado de oxidación de -1. Ejemplo: en el MnO2 el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2 mientras que en el Na2O2 el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1. 5. Los elementos alcalinos (grupo IA), presentan siempre un estado de oxidación de +1, en tanto que los elementos alcalino-térreos (grupo IIA) presentan +2 6. En una molécula (especie neutra), la suma algebraica de las cargas eléctricas aportadas por todos los átomos es igual a cero. 7. En los iones poliatómicos, la suma algebraica de las cargas eléctricas de cada átomo será igual a la carga neta del ion. 8. Para determinar el estado de oxidación de un elemento intermedio en una especie ternaria, se establecen inicialmente los estados de oxidación de los elementos extremos con base en las reglas previas y al elemento en cuestión se le asigna el estado de oxidación que ajuste la carga eléctrica de la especie.

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EJERCICIOS Asigna el estado de oxidación del elemento indicado en cada compuesto Nitrógeno

Azufre

Carbono

a)

N2O3

a)

H2S

a)

CO2

b)

N2O

b)

H2SO4

b)

C7H16O2

c)

NH3

c)

H2SO3

c)

CO

d)

NO2

d)

SO2

d)

CH4

e)

HNO3

e)

K2S2O3

e)

C10H20O

f)

N2H4

f)

S8

f)

C2H6O

g)

HNO2

g)

H2S2O4

g)

C4

h)

(NH4)2SO4

h)

S2

h)

C3H8O

i)

N2

i)

H2S2O3

i)

C5H12

j)

SO3

j)

C 60

Cada átomo

k)

C 6H6

l)

C9H16

Fósforo a)

PH3

b)

H3PO4

a)

FeS

c)

HPO3

b)

NaCN

m)

C6H14O2

d)

H3PO3

c)

KI

n)

C 2H6

e)

P4

d)

IBr

o)

C6H12O

f)

Ca3(PO4)2

e)

(NH4)3Fe(CN)6

p)

(NH4)2CO3

Manganeso a) MnO2

f)

CNO1-

q)

H2C2O4

g)

P4H2

r)

H2CO3

b)

MnCl2

h)

FeS2

s)

Na2C2O4

c)

KMnO4

i)

Ca(SCN)2

t)

C 2H4

d)

Na2MnO4

j)

W3O8

u)

C 2H2

9

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1.1.3 AJUSTE DE ECUACIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Para representar de manera correcta las relaciones cuantitativas de una reacción, su correspondiente ecuación química debe estar ajustada. Una ecuación química ajustada contiene la misma cantidad de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación, tal que se verifique la conservación de la masa. Las reacciones de óxido-reducción son aquellas en las cuales ciertos elementos de las sustancias involucradas ganan o pierden electrones durante la reacción, teniendo diferentes distribuciones electrónicas antes y después de la misma. Existen dos métodos, ampliamente usados para ajustar la ecuación química de un proceso de óxido-reducción. 1° Método de los números o estados de oxidación. 2° Método del ion-electrón. A. Método de los números o estados de oxidación Etapa 1: Asignar los estados de oxidación a todos los elementos en reactivos y productos. Etapa 2: Identificar los números de oxidación de los elementos que presentan cambios de estado de oxidación. Etapa 3: Escribir las correspondientes semirreacciones de oxidación y reducción y determinar la magnitud del cambio de los estados de oxidación para los átomos de cada especie reactiva. Identificar los agentes oxidante y reductor Etapa 4: Igualar la ganancia o pérdida de electrones en cada semirreacción, representada por el cambio en el número de oxidación para cada átomo de las sustancias reactivas. Cabe recordar que la óxido-reducción es el proceso simultáneo de transferencia de electrones en el que una sustancia se oxida (pérdida de electrones) y la otra se reduce (ganancia de electrones). Para igualar el número de electrones que intercambian los átomos de las sustancias reactivas, con frecuencia será necesario multiplicar por algún número la semirreacción de reducción y/o la semirreacción de oxidación. Estos valores afectan a todas las especies de las semirreacciones y se escriben como coeficientes. Etapa 5: Sumar las dos semirreacciones para igualar el número de átomos de las especies redox de los productos con los átomos correspondientes de las sustancias reactivas. El resto de la ecuación química se ajusta por inspección u observación, recomendando dejar al último el balance de los átomos de hidrógeno y de oxígeno.

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Ejemplo. Ajustar la siguiente ecuación redox: P

+

H2SO4

H3PO4

+

SO2

+

H2O

Etapas 1 y 2: Al asignar los estados de oxidación y determinar aquellos elementos que intervienen en los cambios, se tiene: 0

+6

|

|

P

+

+5

+4

|

H2SO4

|

H3PO4

+

SO2

+

H2O

Etapa 3: Las semirreacciones correspondientes quedan: 0

P

+5

e

–

+2e

–

–5

+6

S

P

Oxidación  el P es el agente reductor.

+4

S

Reducción  el H2SO4 es el agente oxidante.

Etapa 4: Para igualar el número de electrones que intercambian los átomos de las sustancias reactivas, es necesario multiplicar por 2 la semirreacción de oxidación y por 5 la semirreacción de reducción; de esta manera, el número de electrones perdidos por el P (10) los gana el S. 0

2 (P

+5 –5

e

–

+6

5 (S

0

P ) = – 10 e

–

o bien:

+2e

–

S ) = + 10 e

– 10

2P

+4

+5

e

–

2P

+6 –

Etapa 5: Al sumar las semirreacciones se obtiene: 2 P + 5 H2SO4 2 H3PO4 Al finalizar el ajuste por inspección se tiene: 2 P + 5 H2SO4 2 H3PO4

5S

+

+

5 SO2

5 SO2

+4 + 10 e

+

–

5S

H2O

+ 2 H2O

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B.- Método del ion – electrón Este método se basa en considerar que la mayoría de las reacciones redox ocurre en solución acuosa, involucrando compuestos inorgánicos (sales, ácidos e hidróxidos) que se comportan como electrolitos y se disocian en sus correspondientes catión y anión. Así, estos iones son las especies reactivas. Los principios fundamentales son la conservación de la masa y la conservación de la carga eléctrica. Para ajustar una ecuación redox, la serie de etapas recomendada es: Etapa 1.- Establecer la ecuación química neta que involucre a los iones y/o moléculas que si cambian su naturaleza o estado de oxidación de sus elementos. En caso de partir de una ecuación química expresada en forma molecular, deberá escribirse la fórmula química de las especies iónicas correspondientes a las sales, ácidos y/o hidróxidos participantes; aquellos iones que no sufran cambio se omiten de la ecuación química neta. Identificar el medio ácido o básico del sistema. Etapa 2.- Escribir por separado las ecuaciones químicas (semireacciones) que representen los cambios observados para la(s) especie(s) oxidada(s) y para la(s) especie(s) reducida(s). Etapa 3.- Iniciar el balance del número de átomos para cada semireacción, igualando los elementos diferentes de H y O mediante los coeficientes adecuados. Etapa 4.- Igualar el número de átomos de oxígeno en ambos miembros de cada semireacción, adicionando las moléculas de H2O necesarias donde exista deficiencia de oxígeno. Etapa 5.- Igualar el número de átomos de hidrógeno añadiendo iones H1+ al miembro deficiente (medio ácido) Etapa 6.- Si la reacción tiene lugar en medio básico, añadir a cada miembro de la semirreacción el mismo número de iones OH1- para neutralizar los H1+ presentes; combinar H1+ y OH1- para formar H2O y simplificar la cantidad de ésta en la semirreacción. Etapa 7.- Realizar el recuento de la carga eléctrica total en cada miembro de las semireacciones y añadir el número necesario de electrones al miembro correspondiente a efecto de igualar dicha carga. Ahora es posible identificar los agentes oxidante y reductor. Etapa 8.- Multiplicar cada semireacción por el número apropiado a efecto de que el número total de electrones transferidos sea el mismo en ambas. Etapa 9.- Sumar las semireacciones, anular los electrones y simplificar las especies que aparezcan repetidas en ambos miembros de la ecuación iónica Etapa 10.- En caso necesario, relacionar los coeficientes de la ecuación iónica balanceada (punto anterior) con la ecuación molecular original y terminar el ajuste por inspección. 12

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Método del ion electrón en medio ácido Ejemplo: Ajustar la siguiente reacción redox: K2Cr2O7 +

H2SO4 + SO2

K2SO4 + Cr2( SO4)3 + H2O

Etapas 1 y 2: Escribir la ecuación iónica y separar las especies redox en dos semirreacciones: 2 K1+ + Cr2O72- + 2 H1+ + SO42- + SO2 Cr2O72 – SO2

Cr3+

2 K1+ + SO42- + 2 Cr3+ + 3 SO42- + H2O SO42 –

Etapas 3-5: Ajustar el número de átomos de las semirreacciones. Átomos diferentes del H y O: Cr2O72 – 2 Cr3+ SO2 SO42 – Átomos de O: ( adicionar moléculas de agua ) Cr2O72 – 2 Cr3+ + 2 H2O + SO2 SO42 –

7 H2O

Átomos de H: ( adicionar iones H+ ) 14 H 1+ + Cr2O72 – 2 Cr3+ + 7 H2O 2 H2O + SO2 SO42 – + 4 H 1+ Etapa 7: Balancear las cargas eléctricas adicionando electrones en el lado de la ecuación iónica donde esté presente el mayor número de cargas eléctricas positivas. 6 e– + 14 H

1+

+ Cr2O72 –

Comprobar el balance de La cargas eléctrica: (6 – ) + 14(1 + ) + (2 – ) = 6 +

2 Cr 3+

+

7 H2O

6+

2 H2O + SO2 SO42 – + 4 H 1+ + 2 e– Comprobar el balance de la carga eléctrica. 0 (2 – ) + 4 (1+ ) + (2 – ) = 0 Etapa 8: Igualar el número de electrones transferidos en ambas semirreacciones. De acuerdo a los electrones que equilibran las cargas eléctricas, para igualar el número total de electrones transferidos, la semirreacción de reducción se multiplica por 1 y la de oxidación por 3. 6 e– + 14 H 1+ + Cr2O72 – 6 H2O + 3 SO2

2 Cr3+ 3 SO42 –

+ 7 H2O + 12 H 1+

+

6 e–

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Etapa 9: Sumar las semirreacciones resultantes y simplificar los términos semejantes. 6e– + 14 H 1+ 6 H2O

Cr2O72 –

+ +

2 Cr3+ 3 SO42 –

3 SO2

Cr2O72 – + 2 H 1+ + 3 SO2

2 Cr3+

+ + +

7 H2O 12 H 1+

6 e–

+

3 SO42 –

+

H2O

Etapa 10: Con los coeficientes obtenidos de la ecuación iónica, ajustar la ecuación molecular inicial. La ecuación iónica ajustada indica que debe haber un K 2Cr2O7, dos iones H1+ que están contenidos en el H2SO4, tres moléculas de SO2, dos iones Cr3+ los cuales están contenidos en el Cr2(SO4)3 y una molécula de H2O. Por inspección, se ajusta el coeficiente del H2SO4, por lo que la ecuación molecular balanceada resulta: K2Cr2O7 + 1 H2SO4 + 3 SO2

K2SO4 + Cr2( SO4) 3 + H2O

Método del ion-electrón en medio básico Para ajustar la ecuación química de un proceso en medio básico aplicando el método del ion-electrón, se recomienda seguir un procedimiento similar al establecido para los procesos que se realizan en medio ácido, tomando en consideración la etapa 6 al adicionar iones OH1- en ambos lados de las semirreacciones, en igual número al de iones H + para formar moléculas de H2O. Las demás etapas son idénticas al procedimiento establecido para ajustar ecuaciones químicas de procesos que se realizan en medio ácido. Ejemplo:

Bi 2O3

+

NaClO

+

NaOH

NaBiO3

+

NaCl

Etapa 1 y 2: Escribir la ecuación iónica y separar las especies redox en dos semirreacciones. Bi 2O3 + Na1+ + ClO1- + Na1+ + OH1Bi2O3 ClO1–

Na1+ + BiO31- + Na1+ + Cl1-

BiO31– Cl1–

Observación: El Bi 2O3 es un compuesto que en solución acuosa no se disocia, por cuya razón se maneja en forma molecular. Esta misma situación se sugiere para todos los óxidos. Etapas 3-5: Ajustar el número de átomos de las semirreacciones.  Átomos diferentes del H y O: Bi 2O3 2 BiO31– ClO1– Cl1– 

Átomos de O: ( adicionar moléculas de agua ) 3 H2O + Bi 2O3 2 BiO31– ClO1– Cl1– + H2O 14

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

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Átomos de H: ( adicionar iones H 1+ ) 3 H2O + Bi 2O3 2 BiO31– 1+ 1– 2H + ClO Cl1–

+

6 H 1+ + H2O

Etapa 6: Neutralizar los iones H+ adicionando iones OH1- en ambos lados de las semirreacciones en igual número al de iones H + para formar moléculas de H2O. 6 OH 1– 2 OH 1–

+ 3 H2O + Bi 2O3 + 2 H 1+ + ClO1–

Cl1–

2 BiO31– + 6 H 1+ + 6 OH 1– + H2O + 2 OH 1–

Al simplificar las moléculas de agua, las semirreacciones quedan: 6 OH 1– H2O

+ +

2 BiO31– + 3 H2O Cl1– + 2 OH 1–

Bi 2O3 ClO1–

Etapa 7: Balancear la carga eléctrica adicionando electrones en el lado de la ecuación iónica donde esté presente el mayor número de cargas eléctricas positivas. 6 OH 1– 6(1-) 2 e– (2–)

+ + + +

2 BiO31– + 2(1–) +

Bi 2O3 0 H2O + 0 +

ClO1– (1–)

3 H2O 0 +

Cl1– (1–)

+ +

+ 4 e– (4–) = 62 OH 1– 2(1-) = 3-

Etapa 8: Igualar el número de electrones transferidos en ambas semirreacciones. De acuerdo a los electrones que equilibran las cargas eléctricas, para igualar el número de electrones transferidos, la semirreacción de reducción se multiplica por 2 y la de oxidación por 1. 4 e–

6 OH 1– + + 2 H2O +

Bi 2O3 2 ClO1–

2 BiO31– + 3 H2O + 2 Cl1– + 4 OH 1–

4 e–

Etapa 9: Sumar las semirreacciones y reducir los términos semejantes.

4

e–

6 OH – + 2 H2O

2 OH 1–

+

Bi 2O3

+ + +

Bi 2O3 2 ClO1– 2 ClO1–

2 BiO31– + 3 H2O + 2 Cl1– + 4 OH 1– 2 BiO31– +

2 Cl1–

+

4 e–

H2O

Etapa 10: Al sustituir los coeficientes resultantes en la ecuación inicial, se obtiene la ecuación molecular ajustada. Bi 2O3

+

2 NaClO

+

2 NaOH

2 NaBiO3

+

2 NaCl

+

H2O

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EJERCICIOS Ajusta las siguientes ecuaciones químicas, aplicando alguno de los métodos ya conocidos, de acuerdo a cada tipo de reacción. Identifica el agente oxidante y el agente reductor. 1. 2.

MnCl2 + CO2 + NaCl + KCl + H2O  KMnO4 + Na2C2O4 + HCl HNO3 + CuS  NO + Cu(NO3)2 + H2O + S

3. 4.

MnSO4 + Na2CO3 + O2  CO2 + Na2SO4 + Na2MnO4 I2 + Na2S2O3 + H2O  HI + NaHSO4

5.

As2O3 + HNO3 + H2O  H3AsO4 + NO2

6. 7.

Cr(OH)3 + Na2CO3 + NaClO  Na2CrO4 + NaCl + CO2 Na2C2O4 + KMnO4 + HCl  CO2 + MnCl2 + KCl + NaCl + H2O

8. Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2O + H2S 9. K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl  CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O 10. KMnO4 + H2SO4 + Zn  KHSO4 + MnSO4 + ZnSO4 + H2O 11. 12. 13. 14.

KMnO4 + H2SO4 + NH3  HNO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O Na2S2O3 + KMnO4 + H2O  Na2SO4 + K2SO4 + MnO2 + KOH Ag2S + HNO3  AgNO3 + NO + S + H2O HNO3 + H2S  NO + S + H2O

15. H2S + K2Cr2O7 + HCl  S + CrCl3 +KCl + H2O 16. MnO2 + PbO2 + HNO3  Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O 17. KClO3 + C 12H22O11  KCl + CO2 + H2O 18. HNO3 + H2Te  NO + Te + H2O 19. MnSO4 + Ag2O2 + HNO3  HMnO4 + AgNO3 + Ag2SO4 + H2O 20. K2Cr2O7 + H2SO3 + H2SO4  KCr(SO4)2 + H2O 21. Ba(OH)2 + KMnO4  KOH + BaMnO4 + H2O + O2 22. NaCl + MnO2 + H2SO4  NaHSO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O 23. KMnO4 + HNO2 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + HNO3 + H2O 24. Pb + PbO2 + H2SO4  PbSO4 + H2O 25. NaIO3 + H2O + SO2  Na2SO4 + H2SO4 + I2 26. 27. 28. 29.

FeSO4 + KClO3 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cl2 + H2O H2S + KMnO4 + HCl  S + KCl + MnCl2 + H2O Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O NH3 + NaClO  N2H4 + NaCl + H2O

30. P + HClO3 + H2O  H3PO4 + HCl 31. FeSO4 + HNO3 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + N2O3 + H2O 32. H2O2 + KMnO4 + H2SO4  MnSO4 + KHSO4 + O2 + H2O 33. K2Cr2O7 + KI + H2SO4  Cr2 (SO4)3 + K2SO4 + I2 + H2O 34. HNO3 + H2O2 + KMnO4  Mn(NO3)2 + KNO3 + O2 + H2O 16

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35. NaClO3 + HI + H2SO4  HCl + I2 + NaHSO4 + H2O 36. KMnO4 + H2SO4 + Br2  HBrO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O 37. KMnO4 + NH3  KNO3 + MnO2 + KOH + H2O 38. Bi2O3 + KClO + KOH  KBiO3 + KCl + H2O 39. NaMnO4 + HCl  NaCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 40. 41. 42. 43.

Na2HAsO3 + KBrO3 + HCl  NaCl + KBr + H3AsO4 H2SO4 + HBrO3 + KI  K2SO4 + KBr + I2 + H2O Ni(OH)3 + K2SnO2  K2SnO3 + Ni + H2O NaNO2 + KMnO4 + H2O  NaNO3 + MnO2 + KOH

44. HNO3 + NaBr  Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O 45. Fe3O4 + KI + HCl  FeCl2 + KCl + I2 + H2O 46. HNO3 + As2O3 + H2O  H3AsO4 + NO 47. Sb2S5 + HCl  SbCl3 + S + H2S 48. HNO3 + I2  HIO3 + N2O3 + H2O 49. PbO2 + HI  PbI2 + I2 + H2O 50. NaOH + Na2S2O8 + KI  KIO3 + Na2SO4 + H2O 51. Sb + HNO3  Sb2O5 + NO + H2O 52. 53. 54. 55. 56. 57. 58. 59. 60.

Br2 + NH4OH  N2 + NH4Br + H2O CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO PH3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → P2O5 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O H2O + P4 + HNO3 → NH3 + H3PO4 + HPO2 NH3 + H2SO4 → S4 + HNO3 + H2O KClO3 + C 6H12O6 → KCl + CO2 + H2O H2S2O3 + H3AsO3 → As2S3 + SO2 + H2S4O6 KMnO4 + H2SO4 + C2H6O → C 2H4O + H2O + K2SO4 + MnSO4

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1.3 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

QUÍM ICA S

FISICAS

CONCENTRACION: Relación cuantitativa de soluto y disolvente en una solución. soluto (s) + disolvente (d) = solución (sol'n) Los componentes parciales y/o la solución, también conocida como disolución, se pueden expresar en masa (w), cantidad de sustancia (mol) o en volumen (V). UNIDAD

NOTACIÓN

DEFINICIÓN

ECUACIÓN

porcentaje masa

%w

partes s (w) 100 partes sol'n

w s x 100 w sol’n

porcentaje volumen

%V

partes s (v) 100 partes sol'n

V s x 100 Vs+Vd

gramos / litro

g/L

masa s (g) 1 litro sol'n

w s (g) V sol'n (L)

partes por millón

ppm

miligramos / litro

mg / L

masa s (mg) 1 litro sol'n

w s (mg) V sol’n (L)

molaridad

M

moles s 1 litro sol'n

w s (g) MM s (g/mol) V sol’n (L)

normalidad

N

eq s 1 litro sol'n

w s (g) Meq s (g/eq) V sol’n (L)

molalidad

m

moles s 1 kg disolvente

w s (g) MM s (g/mol) w d (kg)

fracción mol

X

moles s moles totales sol'n

ns ns +n d

porcentaje mol

% mol

moles s 100 moles totales sol'n

n s x 100 ns +n d

106

partes s partes sol'n

w s (mg) w sol’n (kg)

Donde: w = masa de los componentes y/o de la solución. MM = masa molar. Meq = masa equivalente = MM / No. e, H1+ u OH1- involucrados. eq = masa en gramos capaz de transferir 1 mol de electrones, iones H1+ u OH1n = moles del componente = w / MM.

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Para realizar cálculos que involucren cualquier unidad de concentración, cada uno de los términos se expresará en las unidades que se indiquen en la ecuación o la definición. Para la conversión de una unidad a otra, será necesario homogeneizar las unidades del numerador con las del denominador según sea el caso. Para la conversión de masa a volumen o viceversa, se requerirá conocer la densidad que sea necesaria (del soluto, del disolvente o de la solución), w densidad    V donde w (masa) y V (volumen) se refieren al mismo componente o a la solución resultante. En el caso de que se trate de un soluto hidratado (anhídro ● X H2O), el agua del hidrato se considerará como una impureza soluble en las soluciones acuosas, lo cual aumentará la cantidad de disolvente de la solución. Para la interconversión del soluto anhidro a hidratado, se puede utilizar un factor o coeficiente de hidratación (Ch), el cual se determina mediante:

Ch 

X .MM .agua X .MM .agua  MM ..hidrato MM ..anhidro..  X ..MM ..agua

Cuando las impurezas sean insolubles, éstas no formaran parte de la masa total de la solución. En la determinación de la concentración de las especies iónicas que provienen de la total disociación de electrolitos, las molaridades guardarán la misma relación que los coeficientes de la ecuación ajustada correspondiente a la reacción de disociación; al expresar la concentración del soluto en términos de normalidad, las normalidades de los iones serán numéricamente iguales a la normalidad del compuesto. Así: Fe2(SO4)3  2 Fe3+ + 3 SO420.5M 2(0.5M) 3(0.5M) Fe2(SO4)3  2 Fe3+ + 3 SO420.5N 0.5N 0.5N

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PROBLEMAS DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN 1.- Calcula la masa de K2SO4 que está contenida en 50 mL de solución 0.20 N 2.- Calcula la normalidad y molaridad de 500 mL de solución al 13% masa de H 2SO4, si la solución tiene una densidad de 1.09 g/mL. 3.- Se cuenta con una solución 0.10M de Al2 (SO4)3 a) Determina la normalidad de la solución en términos de la sal. b) Calcula la normalidad en términos del ion sulfato. c) ¿Cuántos meq de la sal hay en 10 mL de la solución? d) ¿En qué volumen están contenidos 1.5 eq de la sal? 4.- Se tiene 2.00L de solución 1.50m de MgCl2, cuya densidad tiene un valor de 1.21g/mL. Determina la molaridad y la normalidad de la solución. 5.- Calcula la concentración en términos de normalidad de una solución 0.01667M de K2Cr2O7, si ésta participa en una reacción redox donde el ion dicromato se reduce a Cr3+ 6.- Una solución al 30% masa de H3PO4 y ρ = 1.18 g/mL, se hace reaccionar con una base formando como producto el ion HPO42- . Determina la normalidad de la solución inicial. 7.- Se desea preparar 250 mL de una solución acuosa de Na2CO3 de concentración 21.50g/L y densidad de 1.03 g/mL. a) Calcula la masa de soluto que se deberá pesar b) Expresa la concentración en términos de: % masa, molaridad de la sal y de los respectivos iones. 8.- Se requiere preparar 1.500L de solución acuosa de KMnO4 de concentración 0.4 N, la cual será usada en una reacción redox en donde uno de los productos es Mn2+. La sal con que se cuenta para la preparación contiene 10% de impurezas insolubles. Calcula la masa de KMnO4 impuro que se debe pesar. 9.- Una solución se prepara a partir de 230g de Pb(C 2H3O2)2 ● 3H2O y 200 mL de agua destilada, la densidad que presenta la solución preparada se valora en 1.13g/mL. Determina la concentración en términos de: a) molalidad, b) % masa, c) molaridad de la sal y de los iones, d) normalidad de la sal y de los iones e) fracción mol 10.-Se disolvió una muestra de 5.00g en 750g de agua destilada, dando una solución con ρ = 1.003 g/mL. La muestra inicial presentaba una composición de 35% masa de KCl, 50% masa de NaCl y el resto de impurezas insolubles. Expresa la concentración molar de cada sal. 11.- Se requiere preparar 1.30kg de una solución acuosa de sulfato de amonio [(NH4)2SO4] que contenga 8% masa de la sal. Calcula el volumen de agua destilada y la masa de cristales de (NH4)2SO4 ● 2 H2O que se utilizarán en la preparación. 20

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12.- En la desnaturalización del alcohol etílico (C 2H5OH), este se mezcla con metanol (CH3OH). En una prueba se mezcló 80L de alcohol etílico (ρ = 0.79 g/mL) y 5L de metanol (ρ = 0.82 g/mL). Calcula los porcentajes en masa y en volumen del alcohol etílico en la solución preparada. 13.- En la marcha sistemática de cationes, el grupo IV (Ca 2+, Mg2+, Sr2+ y Ba2+ ), se precipita mediante la adición de (NH4)2HPO4 en medio básico para formar los respectivos fosfatos. La solución utilizada de hidrógeno fosfato de amonio se preparó mediante la solubilización de 80g de la sal con 90% de pureza e impurezas insolubles, en un volumen de 800mL de agua destilada y obteniéndose 830 mL de solución. Calcula la concentración de la solución en los siguientes términos: a) % mol, d) m, b) % masa, e) g/L, c) e) M sal, f) N de la sal al ser utilizada como agente precipitante. 14.- Una muestra de agua potable contiene 15ppm del ion Cl1-. Determina la concentración en mg/L en términos de la sal y la cantidad de NaCl que se agregó a 10.0L de agua, con el fin de que la concentración del ion cloruro fuese la expresada. 15.- Calcula la masa de urea [CO(NH2)2] que deberá disolverse en agua destilada para preparar 3.00kg de solución cuya concentración sea 4.5% mol. 16.- Calcula el volumen de solución acuosa 1.35M de KOH que se puede preparar a partir de 3.2g de dicha base. 17.- Calcula la masa de azúcar (C12H22O11) que se debe agregar a 8.00L de agua destilada para preparar una solución 0.45m. 18.- Una solución de H2SO4 tiene una concentración 10.5 % masa y p = 1.07 g/mL. Expresa la concentración en términos de normalidad cuando dicha solución interviene en cada una de las siguientes reacciones, uno de cuyos productos es; a) Na2SO4. b) H2S. c) NaHSO4. d) S elemental. 19.- Determina la masa de Na3PO4 que debe disolverse en 500mL de solución, a fin de que la solución preparada presente una concentración de 0.15mol/L de ion sodio.

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20.- Completa la siguiente tabla, que expresa la equivalencia entre las unidades de concentración SOLUTO

 (g/mL)

%w

NH3

0.952

11.500

Ca(OH)2

1. 046

NH4SCN

1.020

Na2CO3

1. 170

HNO3

1.245

H2SO4

g/L

M

N

m

% mol

61.860 0.895 3.530 10.490

1.823

67.280

RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN 1.- 0.87g K 2SO4

2.- N = 2.89, b) 0.6 N SO4 2-

3.- a) 0.6 N sal 4.- M = 1589;

N = 3.178

7.- a) 5.375g,

b) 2.08 %w,

c) 6 mq-eq

M = 1.445

d) 2.5 L

5.- 0.10 N

6.- 7.22 N

0.203M sal;

0.406M Na+;

0.203M CO3 2-

c) 0.045 de X,

d) 1. M sal,

1.594M Pb2+;

8.- 21.06g KMnO4 9.- a) 2.6m,

b) 45.37 %w,

3.194M CH3CO2 10.- 0.031M KCl; 12.- 94.11 %V ;

e) 3.194 Nsal = iones

0.057M NaCl

11.- 132.36g hidrato y 1.167L agua

93.9 %w

13.- a) 1.2 %mol, 14.- 0.024g NaCl, 17.- 1.23kg azúcar

b) 0.68m,

c) 8.25 %w,

247.1 mg/L

d) 86.74 g/L,

e) 0.68M,

f) 1.97 N.

15.- 407.2g CO(NH2)2

18.- a) 2.29 N,

b) 9.17 N,

c) 1.146 N,

16.- 42.3 mL d) 6.873 N.

19.- 4.1g Na3PO4 20.-

NH3;

109.52 g/L; 6.41M; 6.41 N; 7.63m; 12.08 %mol

Ca(OH)2;

5.91 %w; 0.836M; 1.671 N, 0.849m; 1.506 %mol

NH4SCN;

6.67 %w; 68.02 g/L; 0.895 N; 0.94m; 1.66 %mol

Na2CO3;

16.0 %w; 187.1 g/L; 1.765M; 1.795m; 3.13 %mol

HNO3;

39.8 %w; 495.4 g/L; 7.86M; 7.86 N; 15.88 %mol

H2SO4;

91.8 %w; 1674.3 g/L; 17.08M; 34.17 N; 114.23m 22

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2.1 PROPIEDADES COLIGATIVAS CONCEPTOS. Las llamadas propiedades coligativas son el conjunto de propiedades físicas que, por definición, dependen exclusivamente del número de partículas de soluto presentes en una solución líquida. De manera particular, estas propiedades representan el efecto de un soluto no volátil sobre ciertas propiedades del disolvente líquido utilizado. Para su análisis y aplicación en este material didáctico, se establecen las siguientes consideraciones válidas en todos los ejercicios propuestos: a) Disoluciones formadas exclusivamente por un soluto no volátil y un disolvente líquido. b) Soluto no electrolito; esto es, aquel que en solución permanecerá en forma molecular (no se disocia). c) Soluciones ideales; es decir, aquellos sistemas diluidos donde la concentración es igual a la actividad.

1 atm

P r e s i ó n

Tc

T°c

T°eb

Teb

Líquido Sólido Vapor  Tc

 Teb

Temperatura Punto de congelación normal de la disolución

Punto de congelación normal del disolvente

Punto de ebullición normal del disolvente

Punto de ebullición normal de la disolución

Diagrama de fases 2.1.1.- Disminución de la presión de vapor.- Esta propiedad está evaluada mediante la ley de Raoult, la cual se representa por las siguientes expresiones; ΔPv = Pv° Xs

Pv = Pv° - ΔPv

Pv = P°v Xd

Donde; Pv° = presión de vapor del disolvente a la temperatura dada (tablas). Pv = presión de vapor de la disolución a la misma temperatura. ΔPv = variación (descenso) de la presión de vapor. Xs = fracción mol del soluto. Xd = fracción mol del disolvente. 23

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2.1.2.- Aumento de la temperatura normal de ebullición (Ebulloscopía).- Expresada por las ecuaciones; Δte = Ke m te = te ° + Δte Donde: te ° = temperatura de ebullición normal del disolvente (tablas). te = temperatura de ebullición normal de la disolución. K e = constante ebulloscópica molal del disolvente (°C/m, en tablas). Δte = variación (incremento) de la temperatura normal de ebullición. m = molalidad de la disolución (mol/kg)

2.1.3.- Disminución de la temperatura de congelación (Crioscopía). Expresada por las ecuaciones: Δtc = K c m tc = tc° - Δtc Donde; tc° = temperatura normal de congelación del disolvente (tablas). tc = temperatura normal de congelación de la disolución. K c = constante crioscópica molal del disolvente. (°C/m, en tablas) Δtc = variación (disminución) de la temperatura normal de congelación. m = molalidad de la disolución (mol/kg)

2.1.4.- Presión osmótica.- Cuantificada por la ecuación de Van't Hof: ЛV = n R T Л =MRT Donde: R = constante con valor 0.082 L atm/K mol, T = temperatura absoluta de la disolución (K). V = volumen de la disolución (L). n = número de moles de soluto. M = molaridad de la disolución Л = presión osmótica de la disolución (atm).

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TABLA DE ALGUNAS CONSTANTES DE DISOLVENTES PUROS

SUSTANCIA

FORMULA

te ° [°C]

Ke

tc°

[°C/m]

[°C]

Kc [°C/m]

CH3CO2C2H5

77.1

2.77

-83.6

—

CH3COCH3

56.5

1.72

-95.35

2.4

ácido acético

CH3CO2H

118

3.07

16.7

3.9

ácido fórmico

HCO2H

101

2.4

8.0

2.77

H2O

100.0

0.512

0.00

1.86

alcanfor

C10H16O

208

5.95

178.4

37.7

anilina

C6H5NH2

184.3

3.69

-5.96

5.87

benceno

C6H6

80.1

2.62

5.53

4.9

ciclohexano

C6H12

80.7

2.79

6.4

20.2

cloroformo

CHCl3

61.2

3.88

-63.5

7.3

difenilo

C12H10

254.9

7.06

70.6

8.00

dioxano

C4H8O2

101

10.5

4.9

CS2

45.0

2.34

-112.0

3.83

etanol

CH3CH2OH

78.4

1.20

-115.0

1.99

éter etílico

(CH3CH2 )2O

34.6

2.11

-116.0

1.79

C6H5 OH

182

3.56

42.0

7.27

metanol

CH3OH

64.7

0.80

-97.8

—

naftaleno

C10H10

218

5.65

80.2

6.9

C6H5NO2

210.9

5.24

5.7

7.0

n-octano

C8H18

125.8

4.02

56.5

tetracloruro de carbono

CCl4

76.8

5.03

-22.96

31.8

C6H5CH3

110.6

3.33

-95.0

—

acetato de etilo acetona

agua

disulfuro de carbono

fenol

nitrobenceno

tolueno

[°C/m] = [°C kg/mol]

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PROBLEMAS DE PROPIEDADES COLIGATIVAS 1.- La presión de vapor del acetato de etilo es de 400 mmHg a 59°C. Calcula la presión de vapor a la misma temperatura de una solución que se preparó disolviendo 0.05g de un compuesto no volátil y no electrolito de masa molar 154.2 en 50g de acetato de etilo. 2.- La presión de vapor del tricloruro de fósforo (PCl3) es de 98 mmHg a 20°C. Calcula la masa de PSBr3 que se deberá disolver en 1.00kg de PCl3 para provocar que la solución presente una presión de vapor de 90 mmHg a la misma temperatura. 3.- La presión de vapor del alcohol etílico tiene un valor de 100 mmHg a 34.5°C. Al disolver 10.0g de un soluto no volátil en 50g de alcohol etílico, la presión de vapor diminuye hasta 86.7 mmHg. Determina la masa molar experimental del soluto disuelto. 4- Calcula la presión de vapor de una disolución, la cual contiene 40.0g de ácido oléico (C 18H34O2) en 160g de benceno a 60°C, considerando que es una solución ideal y que la presión de vapor del benceno puro tiene un valor de 0.507 atm a dicha temperatura. 5.- Se requiere disminuir la presión de vapor del etanol en 5.00 mmHg a temperatura definida, desde un valor de 60 mmHg; calcula la masa de urea [CO(NH2)2], que deberá disolverse en 500g de etanol para lograr el objetivo. 6.- Para determinar la constante ebulloscópica del éter etílico, se preparó una solución al 13.6% masa de p-toluidina (MM = 107) en el éter y se determinó que la temperatura de ebullición normal de la disolución fue de 37.7°C. Calcula el valor de la constante ebulloscópica del éter. 7.- Se determina experimentalmente que una solución acuosa de un soluto no volátil, presenta una temperatura de congelación normal de -3.0°C; calcula: a) molalidad de la disolución. b) fracción mol del soluto. c) temperatura de ebullición normal de la disolución. 8.- En el análisis de un compuesto orgánico no volátil, se identifica la presencia de; C, H y N. Con el fin de determinar su fórmula química, una muestra de 3.84g del compuesto se quema en presencia de oxígeno generando 10.56g de CO2 y 1.08g de agua. Otra muestra de igual masa del compuesto, se utiliza para preparar una disolución con 500g de benceno, observando que el soluto produce una variación en el punto de congelación normal de 0.307°C. Determina la fórmula molecular del compuesto. 9. El etilén glicol (C 2H6O2) se utiliza comercialmente como anticongelante. Calcula la masa de etilén glicol que se debe adicionar al radiador de un auto junto con 25.0L de agua, para que la solución formada empiece a congelar a -13.0°C. 10.- La temperatura normal de ebullición de una solución que contiene 3.86g de un compuesto no volátil en 150g de acetato de etilo, es de 78.21°C, Calcula la masa molar aproximada del soluto.

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11.-La glicerina (C 3H8O3) y el glicol (C 2H6O2) son utilizados como anticongelantes. Determina la opción más económica entre las dos sustancias, para disminuir en 15.0°C la temperatura de congelación de 10.0kg de agua. Los costos de las sustancias son 12$/kg y 15$/kg, respectivamente 12.-Calcula las temperaturas de congelación y de ebullición normal de una disolución que se preparó con 53.0g de sacarosa (C 12H22O11) y 250.0g de agua destilada. 13.-Una disolución que contiene 5.00g de hemoglobina en 150 mL de aquella, presenta una presión osmótica de 0.1226 atm a 27.0°C. Calcula la masa molar experimental de la hemoglobina. 14.- La masa molar de un compuesto derivado de la insulina es de 11 400. Calcula la presión osmótica a 20.0°C que presenta una solución que contiene 0.250g del compuesto en 50mL de solución preparada. 15.-Cuando se disuelve 2.83g de azufre molecular en 50.0 mL de CS 2 (ρ = 1.263 g/mL), la solución presenta una variación de 0.411°C en la temperatura de ebullición normal con respecto a la del disulfuro de carbono puro. Calcula la fórmula molecular del azufre. 16.-Una solución acuosa que contiene 2.701g de una proteína disuelta en 0.100L de disolución presenta una presión osmótica de 9.12 mmHg a 25°C. Calcula la masa molar aproximada de la proteína. 17.- Se prepara una disolución a partir de 29.63g de glucosa (C 6H12O6) en 9.0 mol de agua a 18.0°C. Determina: a) presión de vapor de la disolución a la misma temperatura, a la cual el agua tiene una presión de vapor de 15.4 mmHg. b) temperatura de ebullición normal de la disolución 18.-Al disolver 0.125 mol de un soluto no volátil en 3.8 moles de benceno a 60°C, se obtiene 340.0 mL de disolución. Para la disolución preparada calcula: a) presión osmótica a 60.0°C. b) temperatura de congelación normal c) presión de vapor a 60.0°C, si la presión de vapor del benceno puro es de 0.16 atm a dicha temperatura 19.-Una disolución acuosa que contiene 10.0g de un soluto no volátil en 200.0g de agua, presenta una presión osmótica de 1.357 atm a 25.0°C. Considerando que la molalidad y la molaridad tienen aproximadamente el mismo valor, calcula: a) masa molar experimental del soluto. b) temperaturas de ebullición y de congelación normal de la disolución. c) variación de la presión de vapor a 25.0°C (P°V @25°C = 23.8 mmHg)

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20.-Para determinar la masa molar de un compuesto heterocíclico, el cual presenta un carácter no volátil y no electrolítico en cloroformo, se disuelve una muestra de 13.0g del compuesto en 745g de cloroformo; la disolución así preparada tiene una densidad de 1.51g/mL y una variación relativa de 0.018 en la presión de vapor con respecto a la del disolvente puro a 15.0°C. a) Determina la masa molar experimental del compuesto. b) Habiéndose comprobado que la masa molar real del compuesto es 118, determina la presión osmótica de la disolución a 15.0°C y su temperatura normal de ebullición.

RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE PROPIEDADES COLIGATIVAS 1.- 399.7 mmHg.

2.- 195.8g PSBr3

3.- 59.97 g/mol

4.- 0.474 atm

5.- 59.28g

6.- 2.107 °C/mol

7.- a) 1.613m;

b) 0.0282;

c) 100.82°C

8.- C 8H4N2

9.- 10.83kg

10.- 64.3 g/mol

11.- etilénglicol

12.- tc = -1.15°C y te = 100.32°C

13.- 6 688.4 g/mol

14.- 0.01 atm

15.- S8

16.- 55 000 g/mol

17.- a) Pv = 15.123 mmHg; b) 100.52°C 18.- a) 10.039 atm; b) tc = 3.46°C; c) 0.155 atm 19.- a) 900 g/mol; b) tc = -0.1°C; te = 100.03°C; c) 0.0238 mmHg 20.- a) 118.76; b) π = 5.18 atm; te = 61.772°C.

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2.2 OPERACIONES CON SOLUCIONES 2.2.1 SOLUBILIDAD Se entiende por solubilidad la propiedad característica de cada soluto que representa su capacidad para disolverse en un disolvente determinado a una temperatura dada. Esta capacidad está en función de la naturaleza del par soluto-disolvente y la presencia de otras sustancias. En el caso específico de las soluciones acuosas de sales inorgánicas, la solubilidad se expresa cuantitativamente mediante el denominado COEFICIENTE DE SOLUBILIDAD (CS), el cual indica la masa en gramos de soluto que saturan a 100 g de agua a una determinada temperatura. Esto es, el CS indica la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una muestra de agua o la mínima cantidad de agua necesaria para disolver una muestra de soluto. Diagrama de solubilidad

C.S .  

A B



C

Temperatura T A = Zona de soluciones sobresaturadas. B = Curva de solubilidad. Solución Saturada C = Zona de soluciones no saturadas.

La relación gravimétrica expresada por el coeficiente de solubilidad, referida originalmente en gramos, es aplicable en cualquier unidad de masa. El coeficiente de solubilidad, visto como un factor de conversión, también permite la deducción de dos factores adicionales referidos a la solución saturada que se obtiene. Esto es: masa soluto_ ; __masa soluto___ ; ___masa agua_____ 100 masa agua masa sol'n saturada masa sol'n saturada masa soluto + 100 masa agua = masa solución saturada La mayoría de las sustancias presentan un coeficiente de solubilidad directamente proporcional a la temperatura. La solubilidad en forma general y el coeficiente de solubilidad de manera particular, se utilizan para realizar purificaciones y separaciones por cristalización de soluto, a partir de soluciones que se sobresaturan por evaporación de agua y/o variación de la temperatura. 29

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Curvas de Solubilidad para algunos compuestos inorgánicos en agua En su caso, se indica la forma en que cristaliza el compuesto, según la temperatura.

Gráficas tomadas de Química de R. Chang. McGraw Hill

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METODOLOGÍA PROPUESTA PARA LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS 1.- Analizar y representar la información que proporciona el enunciado del problema mediante un diagrama de bloque, donde las "entradas" corresponden a las sustancias iniciales y las "salidas" a las sustancias finales. 2.- Para las corrientes de entrada y/o salida que correspondan a soluciones saturadas, deberá conocerse el coeficiente de solubilidad respectivo. 3.- En los problemas que involucren la disolución o cristalización de un soluto hidratado, deberá conocerse la fórmula química del hidrato y realizar las consideraciones necesarias, recordando que el coeficiente de solubilidad está referido al soluto Q. P. 4.- En problemas relacionados con cristalización, debe considerarse que los cristales obtenidos (anhidros o hidratados) siempre se encuentran en equilibrio con la solución saturada. 5.- La mayoría de los problemas, principalmente los referidos a hidratos, pueden resolverse mediante el planteamiento de las ecuaciones algebraicas que representen el balance de materia global y para cada uno de los componentes (soluto y disolvente), utilizando la notación adecuada y cualquier método de resolución. La masa de un componente en una corriente es igual al producto de ésta por la fracción masa respectiva. 6.- En algunas ocasiones, si la variación del coeficiente de solubilidad en función de la temperatura, tiene un comportamiento lineal, resultará útil realizar interpolaciones para conocer los valores necesarios para la resolución de problemas, identificando los valores conocidos de C. S. (eje y) y temperatura (eje x) en la ecuación de una recta: La interpolación lineal es un método matemático para aproximar el valor de un punto. Sean dos puntos (x0, y0) e (x1, y1) la ecuación de la recta que pasa por dichos puntos es:

Si se desea hallar un valor de y, dado una x que esté entre x0 y x1 (x0<x<x1), reorganizamos la anterior y nos queda la ecuación que debemos utilizar:

O bien realizar el despeje correspondiente para encontrar un valor intermedio de x, dado uno de y.

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Coeficiente de solubilidad en g/100g de H 2O Forma de cristalización

0°C

10°C

20°C

30°C

40°C

50°C

60°C

70°C

80°C

90°C

100°C

Ag2SO4

0.573

0.695

0.796

0.888

0.979

1.08

1.15

1.22

1.3

1.36

1.41

Al2(SO4)3 18H2O

31.2

33.5

36.4

40.4

46.1

52.2

59.2

66.1

73

80.8

89

BaCl2 2H2O

31.6

33.3

35.7

38.2

40.7

43.6

46.4

49.4

52.4

55.8

59.4

Ca(OH)2

0.185

0.176

0.165

0.153

0.141

0.128

0.116

0.106

0.094

0.085

0.077

Cs2SO4

167.1

173.1

178.7

184.1

189.9

194.9

199.9

205

210.3

214.9

220.3

CsCl

161.4

174.7

186.5

197.3

208

218.5

229.7

239.5

250

260.1

270.5

CsNO3

9.33

14.9

23

33.9

47.2

64.4

83.8

107

134

163

197

H3BO3

2.66

3.57

5.04

6.6

8.72

11.54

14.81

16.73

23.75

30.38

40.25

K2CO3 2H2O

105.5

108

110.5

113.7

116.9

121.2

126.8

133.1

139.8

147.5

155.7

K2Cr2O7

5

7

12

20

26

34

43

52

61

70

80

K2CrO4

58.2

60

61.7

63.4

65.2

66.8

68.6

70.4

72.1

73.9

75.6

K2SO4

7.35

9.22

11.11

12.97

14.76

16.5

18.17

19.75

21.4

22.8

24.1

K2SO4 Al2(SO4)3 24H2O

3

4

5.9

8.39

11.7

17

24.75

40

71

109

KCl

27.6

31

34

37

40

42.6

45.5

48.3

51.1

54

56.7

KClO4

0.75

1.05

1.8

2.6

4.4

6.5

9

11.8

14.8

18

21.8

KNO3

13.3

20.9

31.6

45.8

63.9

85.5

110

138

169

202

246

MgSO4 6H2O

40.8

42.2

44.5

45.3

47.7

50.4

53.5

59.5

64.2

69

74

NaC2H3O2

119

121

123.5

126

129.5

134

139.5

146

153

161

170

NaCl

35.7

35.8

36

36.3

36.3

37

37.3

37.8

38.4

39

39.8

NaClO3

79

89

101

113

126

140

155

172

189

208

230

NH4Br

60.6

68

75.5

83.2

91.1

99.2

107.8

116.8

126

135.6

145.6

NH4Cl

29.4

33.3

37.2

41.4

45.8

50.4

55.2

60.2

65.6

71.3

77.3

NH4I

154.2

163.2

172.3

181.4

190.5

199.6

208.9

218.7

228.8

239.2

250.3

NH4NO3

118.3

150

192

241.8

297

344

421

499

580

740

871

Datos tomados de Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press 32

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PROBLEMAS DE SOLUBILIDAD

1.-Calcula las masas de H2O y BaCl2 necesarias para preparar 50.0 kg de solución saturada a 25°C, sí a esta temperatura el coeficiente de solubilidad del BaCl2 tiene un valor de 38.0 g de soluto/100 g de agua. 2.-Se tiene una muestra de 450ℓb de agua destilada y se desea preparar una solución saturada de K 2SO4 a la temperatura de 50°C, a la cual el K2SO4 tiene un CS = 17.0. Calcula: a) la masa de K2SO4 necesario para la preparación. b) la masa de solución saturada obtenida. 3.- La circulación de salmueras (soluciones acuosas de cloruros metálicos), utilizadas para calentamiento o enfriamiento en la industria, tienen el inconveniente de formar incrustaciones en las tuberías cuando circulan como soluciones sobresaturadas. Determina la mínima temperatura de circulación de una solución al 30% masa de KCl, si se considera que el CS tiene una variación lineal en el intervalo de 10°C a 90°C, temperaturas a las cuales el CS tiene valores de 29 y 54, respectivamente. 4.-Si se dispone de una muestra de 75g de KClO3 de grado técnico, con un análisis de 8.5%masa de impurezas insolubles, calcula la mínima masa de agua para disolver la muestra a la temperatura de 50°C, sabiendo que a esta temperatura el CS del KClO3 tiene un valor de 20 g/100 g de H2O. 5.-Se tiene 270kg de solución saturada de NH4Cl a 20°C (CS = 36) y se desea trabajar a la temperatura de 80°C en condiciones de saturación (CS= 65), sin pérdida de agua durante el calentamiento. Calcula; a) la masa de NH4Cl con 12%masa de impurezas insolubles, necesaria para volver a saturar la solución que se calentó hasta 80°C. b) la masa de solución saturada obtenida. 6.-Determina la masa de cristales de NaNO3 obtenidos cuando 600 Ib de solución al 55% masa de la sal a la temperatura de 60°C se enfrían hasta 10°C (CS = 80), sin que exista pérdida de agua durante el enfriamiento. 7.-Calcula las masas de solución remanente y de cristales de KBr que se pueden obtener a 30°C (CS = 70), cuando a 15ton de solución saturada de la sal se le evapora el 35% del agua presente en la solución, manteniendo la temperatura constante. 8.-Indica y cuantifica dos procesos alternativos que involucren solo un cambio en los parámetros que provocan la cristalización, para obtener 2.37kg de K 2SO4 si se alimenta 110kg de una solución al 12% masa a un cristalizador a 70°C. Se sabe que el CS de dicha sal tiene una variación lineal en el intervalo de 80°C (CS = 21) hasta 10°C (CS = 9). 9.-Se cuenta con 425g de solución al 7.2% masa de CaCrO4 a 10°C (CS = 13), la cual se calienta hasta 60°C sin pérdida de agua por evaporación; ¿qué procedimiento debería realizarse para que la solución final fuese saturada (cuantifica), CS @ 60°C = 7 33

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10.-Se somete a enfriamiento 190ℓb de solución saturada de K 2SO4 desde 85°C hasta 10°C perdiéndose durante el proceso 52.3ℓb de H2O por evaporación; determina la masa de cristales anhidros que se obtiene. CS @ 85°C = 22; CS @ 10°C = 10. 11.-En un proceso de cristalización se desea obtener 250kg de cristales de NaNO3 al enfriar una solución saturada de la sal desde 60°C (CS = 125) hasta 15°C (CS = 84); si durante el proceso se pierden 115kg de agua, calcula la masa de solución saturada que deberá alimentarse y la masa de solución saturada remanente. 12.-Calcula las masas de Na2CO3 ●10 H2O y de agua destilada que serán necesarias para preparar 28ℓb de solución saturada de la sal a la temperatura de 50°C (CS = 43) 13.-Un tanque cristalizador se alimenta con 750kg de solución saturada de KClO 3 a 80°C (C. S. = 40.0); dicha solución se deja enfriar hasta 10°C (C. S. = 9.0), registrándose una evaporación del 3% del agua original. Calcula la masa de cristales de KClO 3 que se obtiene y la masa de solución saturada remanente. 14.-Se enfría una solución saturada de BaCl2 a 60°C (C.S. =46.4) hasta 20°C (C.S.= 35.7), obteniéndose 407kg de solución saturada remanente. Calcula la masa de soluto cristalizado así como la masa de solución original alimentada, considerando que no hay pérdidas de agua por evaporación. 15.-Se dispone de 18ton de solución saturada de KBr a 20°C, pero se requiere trabajar con una solución saturada de la sal a 70°C. Calcula la masa de KBr. que deberá adicionarse a la solución original, una vez calentada a la temperatura requerida, para volver a saturarla. Considera al proceso de solubilización con carácter de isotérmico y los siguientes casos por separado; a) no existe pérdida de agua por evaporación durante el calentamiento. b) se tiene una pérdida de 350kg de agua durante el calentamiento. CS @ 20°C = 65; CS @ 70°C = 90 16.-Un tanque para cristalización contiene 1750kg de solución de NH 4Cl con una concentración de 27% masa de soluto a la temperatura de 35°C. Calcula la masa de agua que deberá dejarse evaporar a temperatura constante, para obtener 400kg de NH 4Cl cristalizado. CS@35°C. = 43. 17.-Para purificar Na2SO4 producto de una reacción, conteniendo 8%masa de impurezas insolubles, se prepara una muestra de 55kg de solución saturada a 80°C con esta sal impura, se alimenta a un cristalizador y se enfría hasta 15°C (CS = 17) sin pérdida de agua. Determina; a) las masas de soluto impuro y agua para preparar la solución saturada. b) la masa de cristales obtenidos, si el soluto cristaliza en forma de Na 2SO4.●10H2O 18.- Para un experimento se dispone de 425g de cristales de BaBr 2 ●2 H2O. Calcula la masa necesaria de agua para preparar una solución saturada a la temperatura de 30°C (CS = 109). 34

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19.- Se requiere preparar una solución saturada de BaCl2 a 20°C. (CS = 37). Calcula la masa necesaria de cristales de BaCl2 ●2H2O que debe adicionarse a 250kg de agua para la preparación. 20.- Se dispone de 120kg de solución saturada de Na2SO4 a 5°C (CS = 7); dicha solución se va a calentar hasta la temperatura de 50°C (CS = 48) sin permitir pérdida de agua por evaporación. Calcula la masa de Na2SO4 ●10H2O que deberá adicionarse a la solución caliente para volver a saturarla. 21.- Se preparó 1500kg de solución saturada de KI a 80°C (C. S. = 190) a partir de 850kg de solución con 55% masa del mismo solutoa temperatura ambiente. Calcula las masas de soluto y agua que se adicionaron para preparar la solución saturada. 22.- A un cristalizador se alimenta solución saturada de KClO3 a la temperatura de 80°C (C. S. = 40). La solución se deja enfriar hasta 10°C (C. S. = 9), evaporándose durante el proceso, el 2% del agua original y cristalizando 350kg de soluto anhidro. Calcula la masa de solución inicial y la masa de solución remanente. RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE SOLUBILIDAD 1.- 36.23kg H2O y 13.77kg BaCl2 Q.P. 2.- a) 76.5ℓb K2SO4 Q.P.

b) 526.5ℓb sol'n saturada.

3.- 54.3°C aproximadamente. 4.- 343.12g H2O destilada. 5.- a) 65.42kg NH4Cl impuro.

b) 327.57Kg solución saturada obtenida.

6.- 114 Ib de cristales de NaNO3 7.- 9.742 ton sol'n remanente y 2.15 ton de cristales de KBr. 8.- a) evaporar 40.64kg H2O a temperatura constante. b) enfriar aproximadamente hasta 22. 76°C sin evaporación. 9.- Deberá separarse 2.992g de cristales de CaCrO4. 10.- 23.91 ℓb de cristales de K 2SO4. 11.- 844.34kg de solución saturada alimentada. 478.88kg de solución remanente. 12.- 22.75 ℓb de cristales de Na2CO3 •10H2O y 5.28ℓb de H2O. 13.- 566.40kg de solución remanente y 167.51kg de cristales. 14.- 32.09kg de cristales y 439.09kg de solución saturada inicial. 15.- a) 2.73ton KBr Q.P.;

b) 2.41ton KBr Q.P.

16.- 1108.89kg de H2O.

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17.-a) 18.26kg de sal impura y 38.20kg de H2O. b) 24.81kg de cristales. 18.- 301.9kg H2O. 19.- 115.85kg de cristales de BaCl2 . 2H2O. 20.- 265.2kg de cristales de Na 2SO4 -10H2O. 21.- 515.26kg de soluto adicionado y 134.74kg de agua adicionada. 22.- 1571.62kg de solución saturada inicial y 1199.16kg de solución saturada remanente.

OPERACIONES Y PROCESOS CON SOLUCIONES Diversas aplicaciones de las soluciones acuosas, a nivel laboratorio y a nivel planta, involucran casos específicos de las operaciones unitarias (cristalización, evaporación, destilación, etc.); en este capítulo se considerarán aquellas operaciones que se reflejan directamente en un cambio en la concentración de una solución inicial por la adición de:  disolvente (DILUCIÓN)  soluto (RECONCENTRACIÓN)  otra solución (MEZCLADO) Para el caso de los procesos que tienen lugar en solución acuosa, se tratarán las reacciones consideradas cuantitativas o irreversibles, caracterizadas por una conversión de 100% para el reactivo limitante: 1. -ácido- base. 2. -precipitación.

3. -redox. 4. -desprendimiento.

La metodología para el análisis y resolución de problemas numéricos relacionados con este capítulo está basada en el balance de materia (g; mol; eq; etc) de cada soluto presente, considerando la existencia o no de reacciones cuantitativas así como la necesaria homogenización de unidades (masas, volúmenes y/o concentraciones) En sistemas acuosos que involucren una reacción cuantitativa entre dos especies, presentes como soluto(s) de una solución o en forma sólida, se recomienda establecer el balance de materia para cada especie en términos de equivalentes químicos (eq) con base en el principio de equivalencia. Ecuación química: Principio de equivalencia:

aA 1 eq

+ bB → cC + 1 eq → 1 eq

+ dD + 1 eq

Número de eq(soluto) en solución = V N Número de eq en fase sólida = w / Meq

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Los sistemas reaccionantes pueden ubicarse en alguna de las siguientes situaciones, en función de la cantidad relativa de equivalentes de cada uno de los reactivos: a).- Reacción (sistema) en el punto de equivalencia, cuando existe el mismo número de equivalentes (eq) de cada reactivo, esto es: # eq A = # eq B Este caso se encuentra en las titulaciones volumétricas o gravimétricas para determinar la concentración de una solución problema. b).- Reacción (sistema) fuera del punto de equivalencia, implica la presencia de un número diferente de equivalentes (eq) de cada reactivo; esto es, existe un reactivo limitante (menor número de equivalentes) y un reactivo en exceso (mayor número de equivalentes): # eq A ≠ # eq B Para todo sistema reaccionante, la metodología usada en el balance de materia de cada especie, está complementada por las siguientes consideraciones: 1. -plantear (escribir) la ecuación química. 2. -identificar sí el sistema se encuentra en o fuera del punto de equivalencia; en su caso, identificar reactivo limitante y reactivo en exceso mediante el cálculo del número de equivalentes (o miliequivalentes) de cada uno. 3. -establecer el balance de materia (eq o meq) de cada especie participante en la reacción, aplicando el principio de equivalencia y recordando que el reactivo limitante se convierte totalmente en productos, Ejemplo; Sí A es el reactivo limitante A a0

#eq reacción.

-a0

-a0

+a0

+a0

0

b0 – a0

c0 + a 0

d0 + a 0

# eq finales

+

B b0

→

Reacción # eq iniciales

C c0

+

D d0

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Resumen de conceptos para Operaciones con soluciones

MEZCLADO

REC0NCENTRACION

DILUCI0N

OP.

DEFINICIÓN

DIAGRAMA

Disminuir la concentración de la solución mediante la adición de H2O

BALANCE DE MASA Soluto1 = Soluto3

(1) (3)

w1x1 = w3x3

(2)

V1M1 = V3M3

(1).- Solución concentrada (2).- H2O (3).- Solución diluida

* V1 + V2 = V3

(1) Incrementar la (3) concentración de una solución (2) mediante la adición de soluto. (1).- Solución diluida (2).- Soluto (3).- Solución concentrada

Combinar 2 ó más soluciones del mismo soluto, con diferente concentración (1).(2).(3).-

(1) (3) (2) Solución Solución Solución

w = masa de la sol’n o corriente (kg; g, Ib; Ton) M = molaridad de la solución (mol/L) MM = masa molar del soluto. X = fracción masa del soluto.

V1N1 = V3N3

Soluto1 + Soluto2 = Soluto3 w1x1 + w2x2 = w3x3 V1M1 + w / MM = V3M3 V1N1 + w / Meq = V3N3

* V1 = V3

Soluto1 + Soluto2 = Soluto3 w1x1 + w2x2 = w3x3 V1M1 + V2M2 = V3M3 V1N1 + V2N2 = V3N3

* V1 + V2 = V3 V = volumen de la sol’n o corriente (L) N = normalidad de la solución (eq/L) Meq = equivalente químico del soluto. OP.= operación efectuada.

* Condición ideal; los volúmenes son aditivos ó no existe variación de volumen por la adición del sólido

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PROBLEMAS DE OPERACIONES Y PROCESOS 1.- Calcula la normalidad de la solución obtenida por la dilución de 800 mL de solución 0.75 M de K3PO4 con 1.7 L de H2O 2.- Determina el volumen de H2O necesario para diluir 500 mL de solución 0.48 N de FeCI2 hasta una concentración 0.05 M del correspondiente anión. 3.- Una compañía requiere 500 kg de solución al 10.0% masa de KOH para su proceso de producción. Determina el volumen de solución concentrada al 20.4% masa (ρ = 1.19 kg/L) y el volumen de H2O que deberá mezclarse para preparar la solución deseada. 4.- Se disolvió 10.0 g de Na2CO3●10H2O en 800 mL de solución 0.80 N de dicha sal; calcula la [Na+] en la solución resultante. Considera que el volumen permanece constante. 5.- Determina la masa de Cr(NO3)3 que debería disolverse idealmente en 600 mL de solución 0.22 M de dicho soluto, para incrementar la concentración hasta 1.0 N. 6.- La evaporación de agua al vacío se emplea industrialmente para concentrar productos naturales (leche, jugos, etc.). Un evaporador se alimenta con 2 000 L/hr de jugo natural de naranja, con ρ = 1.05 kg/L y 13.0% masa de sólidos. Determina la composición del jugo concentrado si se evapora el 50% del agua presente en el jugo natural. 7.- Se mezcló 250 mL de solución 0.38 M de HNO3 con 2.0 L de otra solución del mismo soluto con una concentración de 15.0 g/L. Determina la normalidad de la solución resultante, considerando que se utilizará en una reacción redox donde el producto es NO. 8.- Para una prueba de producción se necesita 3.0 kg de solución acuosa de HCI al 8.0% mol. Se dispone de dos soluciones del mismo soluto, cuyas concentraciones son 110 g/L (ρ = 1.05 kg/L) y 30.0% w (ρ = 1.15 kg/L). Determina el volumen de cada solución que debería mezclarse idealmente para preparar la solución requerida. 9.- Determina la [NH4+] de la solución acuosa resultante al mezclar:  1.0 L sol'n 0.85 M de (NH4)2SO4  500 mL sol'n 0.30 N de (NH4)3PO4  5.0 g NH4NO3  500 mL de H2O 10.-Para optimizar el proceso de sulfonación de hidrocarburos aromáticos se recomienda reaprovechar la mezcla sulfonítrica remanente en el reactor, incrementando su concentración mediante la adición de soluciones frescas de H2SO4 al 60% w y de HNO3 al 25% w. Se dispone de 550 kg de solución descargada del reactor con 12% w de H2SO4 y 5% w de HNO3 Calcula la masa de cada solución fresca que deberá disolverse para ajustar la concentración de la mezcla sulfonítrica a 30% w de H2SO4 y 12% w de HNO3

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11.-La titulación volumétrica de una alícuota de 50.0 mL de solución ácida gasta 34.7 mL de solución 0.165 N de NaOH para alcanzar el vire del indicador ácido-base utilizado. Determina la concentración de la solución ácida inicial y de la solución remanente. 12.-Una muestra de 30 mL de solución 0.15 M de Ba(OH)2 reacciona con solución 0.09 N de HCI hasta llegar al punto de equivalencia. Calcula la concentración de la solución resultante. 13.-Se hizo reaccionar 25.0 mL de solución de H2SO4 con 100 mL de solución 0.34 M de Ca(NO3)2, precipitándose 1088 mg CaSO4. Determina las concentraciones de la solución acida inicial y de la solución resultante. 14.-En un matraz de reacción se mezcló 100 mL de solución 0.55 M de KOH con un volumen desconocido de solución de Cr(NO3)3. Al término de la reacción se precipitó 0.765 g de Cr(OH)3 y se valoró en 0.234 N la concentración del KOH de la solución remanente. Determina el volumen y la concentración de la solución original de Cr(NO3)3 15.-Se mezcló 80 mL de solución 0.20 M de KI y el volumen equivalente de solución 0.1 M de KMnO4 formándose I2 + Mn2+. Calcula la normalidad de los iones presentes en la solución resultante. 16.-Para determinar la concentración de una solución de un ácido desconocido, se combinaron 25 mL de esta solución con 100 mL de solución 0.25 N de NaOH; asegurando un exceso de éste. El exceso de NaOH consumió 25.8 mL de HCI 0.085 N para su neutralización. Determina la concentración de la solución ácida problema. 17.-Se hace reaccionar 60 mL de Pb(NO3)2 0.15 M con 90 mL de solución 0.20 N de Na2CrO4 precipitando PbCrO4. Determina la concentración de la solución resultante. 18.-Calcula la concentración de los compuestos presentes al final de la reacción entre 100 mL de solución 0.29 N de HI y 200 mL de solución 0.19 N de KOH. 19.-Se hizo reaccionar 250 mL de HI 0.52 N con 500 mL de solución 0.20 N de Pb(NO 3)2 precipitando Pbl2. Determina la masa obtenida de éste. 20.-Calcula la concentración de la solución resultante de la reacción de 5.0 g de NaOH con 175 mL de solución que es 0.20 N en HCIO y 0.30 N en NaClO.

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RESPUESTAS DE OPERACIONES Y PROCESOS CON SOLUCIONES 1.- 0.72 eq/L. 2.- 4 300 mL de agua. 3.- 206 L de sol'n concentrada y 255 L de agua. 4.- [Na+] = 0.887 mol/ L 5.- 16.18 g Cr(NO3)3 6.- 23.0 %w de sólidos. 7.- 0.761 eq/ L 8.- 2.19 L de sol'n 10.5% w y 0.605 L de sol'n 30% w. 9.- [NH41+] = 0.96 mol/ L 10.- 8 140 kg sol’n H2SO4 y 7 818 kg sol'n HNO3 11.- 0.114 N de ácido y 0.067 N de la sal. 12.- 0.069 N de BaCl2. 13.- 0.64 Ni de H2SO4; 0.128 Nf de HNO3 y 0.416 Nf de Ca(NO3)2. 14.- 39.82 mL de sol'n 0.56 N Cr(NO3)3 15.- 0.142 N de Mn2+ y 0.171 N de K1+ 16.- 0.912 N del ácido. 17.- 0.12 N de NaNO3 18.- 0.03 N de KOH y 0.097 N de KI. 19.- 23.05 g de Pbl2 20.- 0.514 N de NaOH y 0.50 N de NaClO

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2.4 EQUILIBRIO QUÍMICO El grado de conversión o rendimiento que alcanza una reacción química se debe a la reversibilidad con que se efectúa, la cual se puede evaluar por medio de la ley del equilibrio químico, siendo ésta una aplicación de la ley de acción de masas que cuantifica las velocidades de reacción en ambos sentidos en que se realiza el proceso químico. La ley del equilibrio se puede enunciar en la siguiente forma; "A temperatura constante, el cociente del producto de las molaridades de las sustancias obtenidas en una reacción entre el producto de las molaridades de los reactivos de la misma, elevada cada concentración a un exponente numéricamente igual al respectivo coeficiente de la ecuación química ajustada, es igual a una constante". Para su aplicación se debe tomar en cuenta:  -Las molaridades deben ser aquellas cuando la velocidad de reacción en ambos sentidos es la misma., lo que se conoce como punto de equilibrio químico  -No se incluyen términos de concentración de líquidos y sólidos puros (aquellos que no se encuentren en la misma fase en que se efectúa la reacción). Así para las reacciones hipotéticas: aA(g)

aA(s)

+

+

bB(g)

bB(ac)

 cC(g)

 cC (ac)

+ dD (g) ;

+ dD (s) ;

Kc 

C c Dd Aa Bb

c  C Kc  Dd

Donde: A, B, C, D. reactivos y productos de la reacción. a, b, c, d. coeficientes de la ecuación química ajustada.  indica la reversibilidad de la reacción. [...] molaridad del reactivo o producto en el punto de equilibrio Kc constante de equilibrio de la reacción, a una temperatura determinada, en función de las concentraciones molares (también se conoce como Keq). El valor de la constante de equilibrio da una idea de la conversión de la reacción, así:  valores pequeños de Kc indican una baja conversión o rendimiento.  valores grandes de Kc indican una alta conversión o rendimiento. 2.4.3 Principio de Le Chatelier Un sistema en estado de equilibrio químico, al cual se le aplique un factor externo, tiende a modificar el punto de equilibrio, de tal forma que trata de contrarrestar el cambio efectuado y alcanza un nuevo estado de equilibrio. Los factores que modifican el equilibrio químico son: Temperatura.Como lo indica la ley del equilibrio químico, es la única variable o factor externo que modifica el valor de la constante de equilibrio. Todo sistema reversible involucra ambos aspectos endotérmico y exotérmico en las reacciones involucradas, 42

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 

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Un aumento de temperatura desplaza al equilibrio en el sentido endotérmico. Una disminución de la temperatura desplaza al equilibrio en el sentido exotérmico.

Presión.Solo afecta a equilibrios en fase gaseosa en los cuales exista una diferencia entre el número de moléculas gaseosas entre reactivos y productos, con respecto a la ecuación química ajustada.  Un aumento de presión desplaza al equilibrio químico en el sentido de reactivos o productos donde exista menor número total de moléculas gaseosas.  Una disminución de presión desplaza al equilibrio químico en el sentido en donde exista mayor número total de moléculas gaseosas. Concentración.  Un aumento en la concentración de reactivos o productos desplaza a la reacción reversible en el sentido contrario al aumento de la concentración realizada.  La disminución de la concentración de cualquier sustancia que intervenga en la expresión de equilibrio desplaza a la reacción reversible en el mismo sentido en que se efectuó la disminución. La aplicación del principio de Le Chatelier en ingeniería química comprende la determinación de las condiciones idóneas para efectuar una reacción de tal forma que se obtengan los más altos rendimientos En esta sección sólo se estudiarán las modificaciones cualitativas y cuantitativas que sufre el equilibrio químico al cambiar la concentración de reactivos o productos. Sugerencias metodológicas para resolver problemas de equilibrio químico.   



Escribir la ecuación química de la reacción, verificando que esté ajustada. Establecer la expresión cualitativa de la constante de equilibrio. En caso de que las concentraciones alimentadas sean de reactivos y/o productos, predecir el sentido en que se efectúa la reacción mediante el cálculo de una constante aparente, con base en las concentraciones iniciales, por comparación con el valor de la constante de equilibrio teórica. Enlistar las concentraciones que aparecen en la expresión de la constante de equilibrio, indicando las equivalencias de las concentraciones que cambian al llegar al punto de equilibrio químico, mediante cálculos estequiométricos en relaciones molares y el sentido establecido en el paso anterior, recordando que: [reactivo]eq = [reactivo]alimentado [producto]eq = [producto]alimentado



- [reactivo]reaccionado + [producto]formado

Sustituir las equivalencias encontradas en la expresión de la constante de equilibrio y despejar la incógnita buscada.

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PROBLEMAS DE EQUILIBRIO QUÍMICO 1.- Para la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g) la constante de equilibrio Kc = 10 a 900K. Predecir la dirección de la reacción reversible cuando un reactor de 1 L se alimenta con las siguientes cantidades de sustancia: a) 2 mol SO3, 2 mol SO2 y 1 mol de O2 b) 1 mol SO3, 0.5 mol SO2 y 0.33 mol de O2 c) 2 mol SO3, 1 mol SO2 y 0.4 mol de O2 Rehacer las predicciones para un reactor de 10 L y las mismas cantidades de sustancias 2.- Indica el sentido del desplazamiento del punto de equilibrio al aumentar la presión de operación de las siguientes reacciones; a) 2 NOCI(g)  2 NO(g) + Cl2 (g) b) 2 TiCl3 (s) + 2 HCI (g) c) CaCO3 (s) 

 2 TiCI4

(g)

+ H2 (g)

CaO(s) + CO2 (g)

3.- La constante de equilibrio para la reacción: N2 (g) + O2 (g)  2 NO(g) tiene un valor de 2.5x10 4 a 2130°C a) Calcula la constante de equilibrio a la misma temperatura para la reacción; NO(g)  ½ O2 (g) + ½ N2 (g) b) En un recipiente de 1L se coloca 2x10-3 mol de NO, 0.01 mol de O2 y 0.02 mol de N2 a 2130°C Determina en qué dirección se desplazará la primera reacción para alcanzar el estado de equilibrio químico 4.- Predecir tres hechos que aumenten la conversión de la reacción; 2 H2S(g)  2 H2 (g) + S2 (g) con ΔH°r = 177 kJ/mol 5.- En un recipiente de 5 L se alimenta 5 mol de PCI5 y 2.5 mol de Cl2. En el punto de equilibrio a 250°C, se determina que la concentración de PCI3 es de 0.033 mol/L. Determina el valor de Kc a 250°C, si la reacción que se efectúa es: PCl3 (g) + Cl2 (g)  PCl5 (g) 6. Para establecer el equilibrio gaseoso representado por la reacción ajustada: A  B + C En un reactor de 2 L a 17°C y 903.64 mmHg se alimenta una mezcla de volúmenes iguales de A y B, aumentando la temperatura hasta 220°C; cuando la reacción alcanza el estado de equilibrio químico a esta temperatura, se detectan 0.03 moles del producto C. Calcula el valor de la constante de equilibrio Kc. 7.- Determina el valor de la constante de equilibrio a 395°C para la reacción; H2 (g) + I2 (g)  2HI(g) si Ias concentraciones en el equilibrio son: [H2] = 6.4x10-3, [I2] = 1.6x10-3 y [HI] = 2.5x10-2

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8.- A una cierta temperatura y un volumen de 1 L se analiza el siguiente sistema en estado de equilibrio químico; NO2 (g) + SO2 (g)  NO(g) + SO3 (g) Determinando que las concentraciones en el equilibrio son: 0.3 M en SO2; 0.1 M en NO2; 2.0 M en NO y 0.6 M en SO3. Si después de alcanzar el punto de equilibrio, se adicionan 0.5 mol de SO2 a la misma temperatura, determina las nuevas concentraciones de todos los componentes al restablecer el estado de equilibrio. 9.- Para analizar el equilibrio gaseoso: S + H2  H2S A un reactor de 2 L se alimenta 24.96 g de S y 3 g de H2 . Posteriormente se lleva la temperatura hasta 825 K, a la cual la mezcla en equilibrio contiene 1.6 g de S. Determina: a) moles de cada componente en el equilibrio. b) el valor de Kc. 10.- El I2 y el H2 reaccionan a 699 K según: H2 (g) + I2 (g)  2HI(g) En un recipiente de 1 L se coloca 1.0 mol de I2 y 1.0 mol de H2, permitiendo que reaccionen. Calcula la masa de HI que estará presente cuando la mezcla alcance el punto de equilibrio si la constante de equilibrio tiene un valor de 55.3 a dicha temperatura. 11.- A un reactor de 1 L se alimentan 0.776 mol de NOBr a una temperatura de 220°C. Una vez que se alcanza el equilibrio se encuentran 0.04 mol Br 2. La ecuación de la reacción es: 2NOBr (g)  2NO(g) + Br2 (g) a) Calcula las concentraciones en el equilibrio. b) Calcula el valor de la constante de equilibrio (Kc) a 220°C. 12.- En un reactor de 2 L se alimentaron 2 mol de SO2, 3 mol de NO2. 1 mol de SO3 y 0.5 mol de NO. Posteriormente se elevó la temperatura hasta 700 C. La reacción que se llevó a cabo fue: SO2(g) + NO2 (g)  SO3(g) + NO(g) Si a 700° C el valor de la constante de equilibrio (Kc) para esta reacción es de 9.0, determina las concentraciones en el equilibrio. RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE EQUILIBRIO QUÍMICO 1.- En un reactor de 1 L: a) a productos, b) a reactivos, c) está en el punto de equilibrio. En un reactor de 10 L: a) está en equilibrio, b) a productos, c) a reactivos. 2.- a) a reactivos, b) a reactivos, c) a reactivos. 3.- a) Kc = 6.3x10-3, b) a productos. 4.- Realizarla a temperaturas altas, presiones bajas y disminuir la concentración de los productos. 5.- Kc = 54.97 6.- Kc = 6x10-2 7.- Kc = 61 8.- [NO] =2.0548, [SO3] = 0.6548, [NO2] = 0.0451 y [SO2] = 0.7455 9.- a) 0.05 mol S; 0.77 mol H2, 0.73 mol H2S b) Kc = 37.92 10.- 201.74 g de HI 11.- a) [NOBr] = 0.696M; [NO] = 0.08M; [Br2] = 0.04M; b) 5.28x10-4 12.- [SO2] = 0.21M; [NO2] = 0.72M; [SO3] = 1.28M; [NO] = 1.03M

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3.1 EQUILIBRIO IÓNICO ACIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA 3.1.2 Teoría de Brönsted y Lowry Los conceptos básicos de esta teoría, aplicable a sistemas cuyo disolvente intercambia H +, pueden resumirse en la siguiente tabla: CONCEPTO ACIDO BASE ANFOTERO PAR CONJUGADO

DEFINICIÓN

EJEMPLOS

Especie donadora de H+

HCIO H2CO3 HSO4- NH4+ H3O3+- H 2O 2ClO- HCO SO 4 NH3 Especie aceptora de H+ H 2 O OH Especie donadora o aceptora de H+ HCO3- H2PO4- H2O (*) ACIDO / BASE Aquellas especies ácido y base cuya HCIO / ClO- H2CO3 / HCO3diferencia es un H+, cuya pérdida o HSO4- / SO42- NH4+ / NH3 ganancia la transforma en su pareja H3O+ / H2O H2O / OHconjugada. La fuerza de un ácido en la reacción HCI  H+ + Cl- Ka =  ácido  base + H + se mide por su HF  H+ + F- Ka = 5x10-4 constante de acidez (Ka ) HCN  H+ + CN- Ka=4x10-10

FUERZA DE LAS ESPECIES

+ HF Kb = 2x10-11 La fuerza de una base en la reacción F +- H  + -5 base + H +  ácido se mide por su CN + H+  HCN+ Kb=2.5x10 -5 NH3 + H  NH4 Kb=1.8x10 constante de basicidad (Kb )

Las especies ácido/base de un par conjugado son opuestas en naturaleza y en su fuerza relativa: Ka·Kb = Kw (sol'n acuosa)

REACCIÓN ACIDO-BASE

para el par HF / F (5x10-4) (2x10-11) = 10-14 para el par HCN / CN(4x10-10) (2.5x10-5) = 10-14 para el par NH4+ / NH3 1x10 14 Ka   5.5x10 10 5 1.8x10

Reacción que involucra transferencia HCIO + H2O  H3O+ + ClOde H+. La reacción de un ácido y una NH4+ + H2O  H3O+ + NH3 base formará la base y el ácido conjugados de los originales: HCO3- + H2O  H3O+ + CO32ácido1 + base2  ácido2 + base1

H2O + NH3  NH4+ + OHH2O + CN-  HCN + OH-

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AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA El carácter anfotérico del agua le permite presentar una reacción de autoionización que alcanza un estado de equilibrio químico: H 2O(ℓ) + H2O(ℓ)  H3O+(ac) + OH -(ac) Para el cual: Kw = [H3O+]eq [OH-]eq temperatura ambiente, Kw = 1 x 10-14

se denomina "producto iónico del agua" y a

SOLUCIONES NEUTRA, ACIDAS Y BÁSICAS (a temperatura ambiente) Conforme a la metodología propuesta para el equilibrio químico homogéneo, se tiene: 2 H2O  H3O+ + OHKw = [H3O+] [OH-] equilibrio y y Kw = (y) (y) = 1 x 10-14 -7 + =  y = 1 x 10 [H 3O ]eq [OH ]eq = 1 x 10-7 (sol'n neutra) La presencia de un soluto de carácter ácido o básico incrementará la concentración del ion característico, provocando que disminuya la del otro ion. Un soluto ácido originará:

[H3O+]eq > [OH-]eq

(sol'n ácida)

Un soluto básico originará:

[H3O+]eq < [OH-]eq

(sol'n básica)

3.2.1 ESCALAS DE pH y pOH Para simplificar el manejo numérico de las concentraciones iónicas en soluciones acuosas, mediante valores finitos en un intervalo pequeño, se han propuesto estas escalas que expresan la acidez y/o basicidad de la disolución en términos relativos. El operador p expresa la función "cologaritmo" (logaritmo negativo o logaritmo del inverso). Así: 1 pH = -log [H3O+] = log   [H3O+] = 10-pH H 3O  1 pOH = -log [OH-] = log   [OH-] = 10-pOH OH  pKw = -log Kw pKa = -log Ka pKb = -log Kb









La concentración de los iones H3O+ y el pH de una solución acuosa están en función de la naturaleza y concentración del soluto presente. Valores de Kw a diferentes temperaturas: Temperatura Kw 0°C 1.1x10-15 18°C 5.8x10-15 25°C 1.01x10-14 50°C 5.5x10-14 100°C 4.8x10-13

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METODOLOGÍA Este tema es integrador de los conceptos, aplicaciones y metodologías específicas de las secciones previas "unidades de concentración"; "operaciones y procesos" y "equilibrio químico". Se recomienda su estudio de nueva cuenta. La metodología propuesta para el análisis y resolución de problemas que involucren el equilibrio iónico de ácidos y bases está limitada al manejo de disoluciones acuosas ideales (diluidas) a temperatura ambiente. La base de la metodología es el balance de masa (concentración) de cada especie y el análisis de la contribución iónica del soluto, para efectos de la resolución exacta ó simplificada:        

-Identificar el carácter ácido-base de cada soluto o especie presente. -Identificar la fuerza de cada especie presente, mediante el valor de su constante de disociación (Ka ó Kb). -De conformidad con los puntos anteriores, establecer las ecuaciones de disociación de cada especie; las especies fuertes sufren reacción irreversible, en tanto que las especies débiles presentan reacción reversible. -Establecer la expresión de la constante de disociación (Ka ó Kb) de las especies débiles -Establecer la relación entre la concentración molar de los iones característicos (H3O+, OH) y Ias concentraciones de los solutos. -Establecer el balance de materia (en términos de concentraciones molares o equivalentes químicos) para cada especie, considerando todas las contribuciones. -Simplificar las expresiones anteriores descartando los términos de menor contribución. Esto representa considerar solo la(s) especie(s) de mayor constante de disociación. -Resolver algebraicamente y comprobar los resultados obtenidos. Tabla de constantes de ionización Ácido

Fórmula

Acético Arsénico Arsenioso Benzóico Bórico Carbónico Cloroacético Crómico Cítrico Cianhídrico Ciánico Cloroacético Dicloroacético Fenol

HC 2H3O2 H3AsO4 H3AsO3 HC 6H5COO H3BO3 H2CO3 HC2H 2O2Cl H2CrO4 H 3C6H5O7 HCN HCNO HC2H 2O2Cl HC2HO2Cl2 HC6H5O

Ka1 1.8 x 10-5 5 x 10-5 6 x 10-10 6.3 x 10-5 5.8 x 10-10 4.3 x 10-7 1.4 x 10-3 2 x 10-1 8.7 x 10-4 7.2 x 10-10 2 x 10-4 1.4 x 10-3 5 x 10-2 1.3 x 10-10

Constante de ionización Ka2

Ka3

8.3 x 10-8

6 x 10-10

5.6 x 10-11 3.2 x 10-7 1.8 x 10-5

4 x 10-6

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Tabla de constantes de ionización (cont.) Ácido

Fórmula

Fluorhídrico Fórmico Fosfórico Fosforoso o-Ftálico Hidrazóico Hipobromoso Hipocloroso Hipoyodoso Iódico Láctico Nitroso Oxálico Peryódico Propiónico Succínico Sulfhídrico Sulfúrico Sulfuroso Tartárico Tiosulfúrico

HF HCHO2 H3PO4 H3PO3 H 2C8H4O4 HN3 HBrO HClO HIO HIO3 HC 3H5O3 HNO2 H2C2O4 HIO4 HC 3H5O2 H 2C4H4O4 H2S H2SO4 H2SO3 H 2C4H4O6 H2S2O3

Base

Fórmula

Amoniaco Anilina Dimetilamina Etanolamina Etilamina Etiléndiamina Hidrazina Hidroxilamina Metilamina Piridina Trietanolamina Trietilamina Trimetilamina

NH3 C 6H5NH 2 (CH 3)2NH C 2H5ONH 2 C 2H5NH 2 NH2(CH 2)2NH2 N2H4 HONH 2 CH3NH 2 C5H5N (HOC 2H2)3N (C2H5)3N (CH 3)3N

Constante de ionización Ka2

Ka1 7.2 x 10-4 1.8 x 10-4 7.5 x 10-3 1.6 x 10-2 1.3 x 10-3 2.6 x 10-5 2.1 x 10-9 3.5 x 10-8 2.3 x 10-11 1.7 x 10-1 1.4 x 10-4 4.5 x 10-4 6.5 x 10-2 2.3 x 10-2 1.3 x 10-5 6.4 x 10-5 5.7 x 10-8 Muy grande 1.7 x 10-2 9.6 x 10-4 2.0 x 10-2

6.2 x 10-8 7 x 10-7 3.9 x 10-6

Ka3

4.8 x 10-13

6.1 x 10-5

2.7 x 10-6 1.2 x 10-13 1.2 x 10-2 6.2 x 10-8 2.9 x 10-5 3.2 x 10-3

Constante de ionización Kb 1.8 x 10-5 3.8 x 10-10 5.12 x 10-4 2.77 x 10-5 5.6 x 10-4 8.5 x 10-5 3.0 x 10-6 9.1 x 10-9 4.4 x 10-4 2.0 x 10-9 5.9 x 10-7 5.3 x 10-4 5.3 x 10-5

Datos tomados de Quatitative Analysis, Esmarch S. Gilreath, McGraw Hill.

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PROBLEMAS DE SISTEMAS ÁCIDO-BASE 1.-Se toma 25 mL de una solución 1.2 M de HCIO (Ka = 3.5 x 10-8 ) para preparar una dilución en un matraz volumétrico de 500 mL. Determina la concentración de todas las especies en solución y el grado de disociación del HClO en la solución diluida. 2.-En un experimento de laboratorio, se mezcló 325 mL de solución 0.15 M de KOH con 175 mL de solución 0.26 M de NaOH. Determina el pH de la mezcla resultante, considerando los volúmenes aditivos. 3.-De acuerdo a la teoría de Bronsted - Lowry, completa las siguientes reacciones ácidobase: a) H 2S + C 2H5O-  b) NH 4+ + S2-  c) H 2O + CO3 2-  d) CH 3CO2H + NH 3  e) C 6H5NH 2 + H2O 

4.-Se desea aumentar la concentración de una muestra de 300 mL de solución de hidrazina (N2H4; Kb = 1.3 x 10-6) de pH = 9.5, mediante la adición de soluto Q.P., hasta que la disolución presente una variación del pH de 0.8. Calcula la cantidad de soluto necesario para lograr el objetivo, considerando que la adición de éste no provoca cambio alguno en el volumen de la solución. 5.-Se tiene una solución 0.03 M de NaNO2 que presenta 11.64% de hidrólisis. Calcula el valor de pH de la solución y la constante de hidrólisis de la sal. 6.-En un proceso de laboratorio, se hizo reaccionar 15 mL de solución 0.1 M de HCI con 70 mL de una disolución de metilamina (CH3NH2; Kb = 4.4 x 10-4) que presentaba un grado de disociación de 0.12. Determina el pH de la mezcla resultante, considerando los volúmenes aditivos. 7.-Se mezclaron volúmenes iguales de solución 0.2 M de NH3 (Kb = 1.8 x 10-5) y de NH4Cl de concentración 0.17 M. Determina: la concentración de todas las especies en la solución resultante y el pH de la misma. Considera que los volúmenes son aditivos. 8.-Ordena y justifica en forma ascendente, en función de la fuerza como ácidos, las siguientes especies: H3PO4, HNO3, HCIO, H2SO4, HNO2 9.-Se requiere preparar 250 mL de solución de ácido ciánico (HCNO; Ka = 1.92 x 10 -4) de tal forma que presente un pH de 3.5. Calcula la cantidad de HCNO 0.02 N y de H 2O destilada que se deberá utilizar para la preparación. Determina el grado de ionización del ácido en la disolución diluida.

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10.-Se dispone de 100 mL de solución de etanolamina (HOC 2H4NH2; Kb = 2.6 x 10-5) de concentración 0.03 M. Calcula la cantidad de agua destilada que será necesario adicionarle a la misma muestra para que el sistema presente un ΔpH de 0.6. Considera volúmenes aditivos. 11.-Se tiene una muestra de 120 mL de disolución de NaOH con pH = 10.3, la cual se va hacer reaccionar exactamente con una solución de HNO3 de pH = 2.8; determina el volumen necesario de la solución ácida para lograr el objetivo. 12.-Se requiere preparar 650 mL de disolución de HCIO4 que tenga un pH de 1.5, para lo cual se cuenta con una solución de HCIO4 al 16 % w y ρ = 1.12 g/mL. Determina los volúmenes necesarios de solución y de agua destilada para lograr el objetivo. 13.-Se desea preparar 800 mL de solución de NH41+ que presente un pH de 5.1 a partir de la mezcla de soluciones 0.15 M de NH4CI y de 0.02 M de (NH4)2SO4, calcula los volúmenes necesarios de cada solución para la preparación (Kb de NH 3 = 1.8 x 10-5). 14.-Se tiene 160 mL de solución de un ácido monoprótico de pH = 3.0 (Ka = 6.3 x 10 -5). Calcula la molaridad de la sal sódica conjugada que deberá tenerse en la solución para que el pH varíe en 2.0 unidades. Considera que la adición del sólido no provoca cambio alguno en el volumen de la solución. 15.-Identifica la teoría ácido-base que ejemplifica cada ecuación; H2O

NO31- + H 1+

a)

HNO3

b)

(CH 3)3NH1+ + NH 21-  (CH 3)3N + NH 3

c)

[Fe(OH)6]3-  [Fe(OH)4]1- + 2 OH 1-

d)

NH 4OH  NH41+ + OH 1-

e)

CH 3MgBr + CH 3COCH 3

f)

S2- + H 2CO3 

H+

(CH 3 )3 C-OH

HS1- + HCO31-

16.-Una muestra de 250 mL de solución 0.02 M de ácido fluorhídrico (HF; Ka = 7.2 x 10 -4) se diluye con agua destilada hasta obtener 1.0 L de solución diluida. Determina la variación del pH con motivo de la dilución. 17.-Calcula el grado de disociación del soluto en cada una de las siguientes disoluciones acuosas. En cada caso, utiliza la resolución exacta y la resolución aproximada. Compara resultados y explica. a) Cl2CHCO2H 0.15 M con Ka = 3.3 x 10-2 b) HNO2

0.15 M con Ka = 4.6 x 10-4

c) HCIO

0.15 M con Ka = 3.5 x 10-8

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18.- Una solución acuosa que es 0.13 M en ácido benzoico (C 6H5CO2H; Ka = 6.3 x 10-5) y 0.21 M en benzoato de sodio (C 6H5CO2Na) se diluye con agua destilada hasta triplicar su volumen. Calcula la variación de pH provocada por la dilución. 19.-Calcula la masa de (NH4)2SO4 que será necesario para preparar 750 mL de una solución acuosa que presente un pH de 5.2. (Kb NH3= 1.8 x 10-5). 20.-Identifica los pares conjugados de la teoría Bronsted-Lowry de los siguientes sistemas ácido-base: a) C6H 5OH + H 2O 

C6H 5O1- + H 3O1+

b) C2H 5OH + HNO2  C2H5OH21+ + NO2 c) HCO3 1- + NH 21-  CO3 2-

1-

+ NH 3

d) NO21- + H 3O1+  HNO2 + H 2O e) H2S + OH 1-  HS1- + H 2O 21.- Calcula el pH de una solución que se preparó con 2.5 g de Ca(OH)2 disuelto en 900mL de solución acuosa. 22.-Se mezcla 300 mL de solución 0.26 M de ácido acético (CH3CO2H; Ka = 1.8 x 10-5) con un volumen igual de solución 0.32 M de acetato de sodio (CH3CO2Na). Si a una muestra de 100 mL de la solución resultante, se le adiciona 5 mL de solución 0.5 N de KOH, calcula la variación de pH en la muestra. 23.-En un experimento de laboratorio se llevó a cabo la titulación de una muestra de 50 mL de solución 0.15 N de HCO2H (Ka = 2.1x10-4) con solución 0.10 N de NaOH. Calcula el pH en los siguientes casos: a) Antes de iniciar la titulación, para cada una de dichas soluciones. b) Después de adicionar 55 mL de solución de NaOH c) Después de adicionar 75 mL de solución de NaOH d) Después de adicionar 80 mL de solución de NaOH 24.-Calcula el volumen de agua destilada que se debe adicionar a una muestra de 25 mL de solución 0.03 M de Ba(OH)2 para que la solución diluida presente un pOH de 2.6. 25.-Una solución de HCNO, tiene un pH experimental de 2.35. Una muestra de 50 mL de dicha solución consumió 43.2 mL de solución 0.12 N de NaOH para llegar al punto de equivalencia. Calcula la constante experimental de disociación del soluto ácido y su correspondiente grado de disociación en la solución analizada. 26.-Una muestra de 60 mL de solución acuosa 0.17 M de Cl2CHCO2H (Ka = 5.1 x 10-2), se hace reaccionar con el volumen equivalente de solución 0.10 N de KOH. Calcula el volumen usado de la solución de KOH, la concentración de la mezcla resultante en el punto de equivalencia y el pH en este punto.

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27.-Se mezcló 150 mL de una solución 0.05 M de HBrO (Ka =2.1 x 10-9) con 250 mL de otra solución del mismo soluto que presentó un grado de disociación de 1.5 x 10 -5. Calcula el pH de la mezcla resultante. 28.-Calcula la masa de KF que deberá adicionarse a 300 mL de solución 0.19 M de HF (Ka = 7.2 x 10-4) para obtener una solución con pH = 3.5. Considera que la adición de la sal no provoca cambio en el volumen de la solución. 29.-Se tiene una solución 0.01 M de HCl de la cual se toma una alícuota de 1 mL; esta alícuota se diluye hasta 1.0 L de solución. Se repite el proceso tomando otra muestra de 1mL de solución y se adiciona agua hasta 1.0 L de solución. Determina el pH de la última solución preparada. 30.-Determina la concentración que deberá tener una solución de ácido fórmico (HCO 2H; Ka = 2. 1 x 10-4) para que presente un grado de disociación de 0.03. 31.-Se disolvió 12 g de HOC 2H4NH2 (Kb = 2.8 x 10-5) y 25 g de HOC 2H4NH3Cl en suficiente agua destilada, hasta obtener 1.0 L de solución. Calcula la variación en el pH cuando a esta solución se le adicionan; a) 10 mL de solución 0.23 N de HCl b) 10 mL de solución 0.23 N de NaOH 32.-Se mezcla 500 mL de solución 0.06 M de C 6H5NH2 (Kb = 3.8 x 10-10) con 1.2 L de solución del mismo soluto, de concentración 0.11 M. Calcula la concentración de todas las especies presentes en la mezcla resultante y el pH de la misma. 33.-Se disolvió 17 g de NH4NO3 de 70% de pureza (impurezas inertes) en un matraz, aforándose con agua destilada hasta 500 mL. Calcula la concentración de todas las especies presentes y el porcentaje de hidrólisis en la solución, si Kb NH 3= 1.8 x 10-5. 34.-Una muestra de 100 mL de solución de KNO2 con 1.15 x 10-3 % de hidrólisis se le adiciona KOH hasta que pH = 10. Calcula la variación en el porcentaje de hidrólisis debido a la adición del KOH. Ka del HNO2 = 4.6 x 10-4 35.-Se requiere preparar 1.5 L de solución de trimetilamina [(CH 3)3N; Kb = 5.3 x 10-4] que tenga un grado de disociación de 0.10. Determina la masa de trimetilamina que se requiere para la preparación. 36.-Se mezcla 150 mL de solución 0.13 N de ácido benzoico (C 6H5CO2H; Ka = 6.3x10-5) con el mismo volumen de solución 0.16 N de KOH. Determina el valor del pH de cada solución antes de la reacción y el valor del pH al término de la misma.

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RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE EQUILIBRIO ÁCIDO BASE EN SOLUCIONES ACUOSAS 1.- [HClO] = 0.06; [H3O1+] = [ClO1-] = 4.58 x 10-5 [OH1-] = 2.18 x 10-10 ; α = 7.63 x 10-4 2.- pH = 13.275 3.- a) Cl1- + C 2H5OH

b) NH3 + HS1-

c) OH1- + HCO31- d) CH3CO21- + NH41+

e) C 6H5NH31+ + OH14.- aproximadamente 0.29 g de hidrazina 5.- Kh = 4.06 x 10-4 ; pH = 11.54 6.- pH = 10.27 7.- [NH3] = 0.1 F ; [NH41+] = 0.085

[OH1-]

=

2.1x10-5 ; [H3O1+] = 4.72x10-10 , pH = 9.33

8.- HCIO < HNO2 < H3PO4 < H2SO4 < HNO3 9.- 10.46 mL de solución 0.02 N y aforar; α = 0.38 10.- adicionar 1353 mL de H2O destilada. 11.- 15.14 mL de solución ácida 12.- 11.5 mL y 638.5 mL de agua. 13.- 553.85 mL de sol’n de NH4CI y 246.15 mL de sol’n (NH4 )2SO4 14.- 0.10 M 15.- a) Arrhenius e) Lewis

b) Bronsted y Lowry

c) Lewis

d) Arrhenius

f) Bronsted y Lowry

16.- ΔpH = 0.341 17.- a) αaprox = 0.468

αexacta = 0.371

b) αaprox = 0.0553

αexacta = 0.0538

c) αaprox = 4.83 x 10-4

αexacta = 4.83 x 10-4

18.- ΔpH = 0 19.- 3.54 g (NH4 )2SO4 20.- a) C 6H5OH / C 6H5O1- ; H3O1+ / H2O b) C 2H5OH / C 2H5OH21+ ; H2SO4 / HSO41c) HCO31- / CO32- ; NH3 / NH21d) H3O1+ / H2O ; HNO2 / NO21e) H2S / HS1- ; H2O / OH121.- pH = 12.92 22.- ΔpH = 0.155 23.- a) sol'n ácida; pH = 2.259; sol'n básica; pH = 13 54

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b) pH = 4.11

c) pH = 8.228

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d) pH = 11.58

24.- adicionar 572.16 mL 25.- Ka = 1.92 x 10-4 ; α = 4.33 x 10-2 26.- 102 mL sol'n básica; [Cl2CHCO2K] = 6.29 x 10-2; pH = 7.14 27.- pH = 3.95 28.- 7.52 g de KF 29.- aproximadamente pH = 6.98 30.- 0.226 M 31.- a) ΔpH = 8.97 x 10-3 disminuye, b) 8.16 x 10-3 aumenta 32.- pH =8,78; [OH1-] = 6.01 x 10-6; [H3O1+] = 1.65 x 10-9 ; [C 6H5NH31+] = 6.01 x 10-6; [C 6H5NH2) = 9.52 x 10-2 33.- [NH3] = [H3O1+] = 1.28 x 10-5 ; [OH1-] = 7.7 x 10-10 ; [NH41+] = 0.297M ; % h = 0.429 34.- ∆pH = 1.47 x 10-3 35.- 4.69 g de trimetilamina aproximadamente. 36.- pH ácido = 2.60; pH base = 13.2; pH mezcla = 12.17

55

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

PROBLEMARIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES

M. en C. HÉCTOR HERNÁNDEZ VIDAL

2010 2018 56

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

PROBLEMARIO DE QUÍMICA DE SOLUCIONES M. en C. Héctor Hernández BALANCEO DE ECUACIONES REDOX Balancear por el método del cambio en el número de oxidación las siguientes ecuaciones químicas, indicando cual elemento se oxida, cual se reduce, la sustancia oxidante y la sustancia reductora en cada una de ellas. 1.-

HIO3 + Na2SO3  Na2SO4 + I2 + H2O

2.-

FeSO4 + H2SO4 + KMnO4

3.-

KCl + KMnO 4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O

4.-

MnO2 + Na2CO3 + KClO3  NaMnO4 + CO2 + KCl

5.-

Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + Na2SO4 + H2O + MnSO4 + CO2

6.-

H2SO4 + HBrO3 + KI  K2SO4 + KBr + I2 + H2O

7.-

K3Fe(CN)6 + Cr2O3 + KOH  K4Fe(CN)6 + K2CrO4 + H2O

8.-

HNO3 + P + H2O  H3PO4 + NO

9.-

KI + KIO3 + HNO3  KNO3 + I2 + H2O

10.-

KClO3 + C12H22O11  KCl + CO 2 + H2O

11.-

K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl  CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O

12.-

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + CO + P4

13.-

H2SO4 + C  CO2 + SO2 + H2O

14.-

KMnO4 + MnSO4 + KOH  K2SO4 + MnO2 + H2O

15.-

Ni(OH)3 + K2SnO2  K2SnO3 + Ni + H2O

16.-

NaCl + MnO 2 + H2SO4  NaHSO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O

17.-

KI + H2SO4 + MnO2  KHSO4 + MnSO4 + H2O + I2

18.-

MnSO3 + PbO2 + HNO3  HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O

19.-

KMnO4 + HNO2 + H2SO4  MnSO4 + K2SO4 + HNO3 + H2O

20.-

C2H6O2 + HIO4  H2CO3 + HIO3 + H2O

21.-

K2Cr2O7 + H2SO4 + PH3  P2O5 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

22.-

Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO 3 + H2O

 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

57

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

23.-

Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O

24.-

FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2

25.-

CrI3 + KOH + Cl2  K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

26.-

Au3P + AuCl3 + H2O  H3PO4 + Au + HCl

27.-

As 2S3 + HNO3 + H2O  H3AsO4 + H2SO4 + NO

28.-

Au2S3 + AuCl3 + H2O  H2SO4 + HCl + Au

29.-

As 2S3 + Mn(NO3)2 + K2CO3  K3AsO4 + K2SO4 + K2MnO4 + CO2 + NO

30.-

Cr2S3 + Mn(NO3)2 + Na2CO3  Na2CrO4 + Na2SO4 + Na2MnO4 + CO2 + NO

RESPUESTAS 1) 2 HIO3 + 5 Na2SO3  5 Na2SO4 + I2 + H2O 2) 10 FeSO 4 + 8 H2SO4 + 2 KMnO4

 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O

3) 10 KCl + 2 KMnO 4 + 8 H2SO4  6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Cl2 + 8 H2O 4) 2 MnO2 + Na2CO3 + KClO3  2 NaMnO4 + CO2 + KCl 5) 5 Na2C2O4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4  K2SO4 + 5 Na2SO4 + 8 H2O + 2 MnSO 4 + 10CO2 6) 5 H2SO4 + 2 HBrO3 + 12 KI  5 K2SO4 + 2 KBr + 6 I2 + 6 H2O 7) 6 K3Fe(CN)6 + Cr2O3 + 10 KOH  6 K4Fe(CN)6 + 2 K2CrO4 + 5 H2O 8) 5 HNO3 + 3 P + 2 H2O  3 H3PO4 + 5 NO 9) 5 KI + KIO 3 + 6 HNO3  6 KNO3 + 3 I2 + 3 H2O 10) 8 KClO 3 + C12H22O11  8 KCl + 12 CO 2 + 11 H2O 11) K2Cr2O7 + 6 FeCl2 + 14 HCl  2 CrCl3 + 6 FeCl3 + 2 KCl + 7 H2O

12) 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C  6 CaSiO3 + 10 CO + P4 13) 2 H2SO4 + C  CO2 + 2 SO2 + 2 H2O 14) 2 KMnO 4 + 3 MnSO 4 + 4 KOH  3 K2SO4 + 5 MnO2 + 2 H2O 15) 2 Ni(OH)3 + 3 K2SnO2  3 K2SnO3 + 2 Ni + 3 H2O 16) 2 NaCl + MnO2 + 3 H2SO4  2 NaHSO4 + MnSO4 + Cl2 + 2 H2O 17) 2 KI + 3 H2SO4 + MnO2  2 KHSO4 + MnSO4 + 2 H2O + I2 58

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

18) 2 MnSO 3 + 7 PbO2 + 10 HNO3  2 HMnO4 + 2 PbSO4 + 5 Pb(NO3)2 + 4 H2O 19) 2 KMnO 4 + 5 HNO2 + 3 H2SO4  2 MnSO4 + K2SO4 + 5 HNO3 + 3 H2O 20) C2H6O2 + 5 HIO4  2 H2CO3 + 5 HIO3 + H2O 21) 8 K2Cr2O7 + 32 H2SO4 + 6 PH3  3 P2O5 + 8 K2SO4 + 8 Cr2(SO4)3 + 41 H2O 22) 3 Cl2 + 6 NaOH  5 NaCl + NaClO 3 + 3 H2O 23) 3 Cu + 8 HNO 3  3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 24) 4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2 25) 2 CrI3 + 64 KOH + 27 Cl2  2 K2CrO4 + 6 KIO4 + 54 KCl + 32 H2O 26) 3 Au3P + 5 AuCl3 + 12 H2O  3 H3PO4 + 14 Au + 15 HCl 27) 3 As 2S3 + 28 HNO3 + 4 H2O  6 H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28 NO 28) Au2S3 + 6 AuCl3 + 12 H2O  3 H2SO4 + 18 HCl + 8 Au 29) As 2S3 + 14Mn(NO3)2 + 20K2CO3  2K3AsO4 + 3K2SO4 + 14K2MnO4 + 20CO 2 + 28NO 30) Cr2S3 + 15Mn(NO3)2 + 20Na2CO3  2Na2CrO4 + 3Na2SO4 +15Na2MnO4 + 20CO2 + 30NO

59

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN ECUACIONES REDOX ESCRITAS EN FORMA IÓNICA Balancear por el método del ion-electrón en medio ácido, las siguientes ecuaciones químicas, indicando la ecuación parcial oxidante y la ecuación parcial reductora, el agente oxidante y el agente reductor. 1.-

MnO4-1 + Cl-1  Mn+2 + Cl2

2.-

Fe+2 + MnO4-1  Fe+3 + Mn+2

3.-

Zn + CrO 4-2  Zn+2 + Cr+3

4.-

I-1 + IO3-1  I2

5.-

Cr2O7-2 + NO2-1  Cr+3 + NO3-1

6.-

MnO4-1 + H2S  Mn+2 + S

7.-

Cl2 + NO3-1  HClO2 + NO2

8.-

As 2S3 + NO3-1  H3AsO4 + SO4-2 + NO

9.-

Cr2O7-2 + Fe+2  Cr+3 + Fe+3

10.-

As 2S3 + ClO3-1  H3AsO4 + S + Cl-1

11.-

CrI3 + Cl2  CrO4-2 + IO3-1 + Cl-1

12.-

C2O4-2 + MnO4-1  Mn+2 + CO2

13.-

H3AsO3 + MnO4-1  H3AsO4 + Mn+2

14.-

Cr2O7-2 + C2H6  Cr+3 + CO2

15.-

Fe+2 + ClO3-1  Fe+3 + Cl-1

16.-

PbO2 + MnO2  Pb+2 + MnO4-1

17.-

Cr2O7-2 + PH3  P2O5 + Cr+3

18.-

MnO4-1 + SO2  SO4-2 + Mn+2

19.-

Cl-1 + IO4-1  Cl2 + HIO3

20.-

MnO2 + CO32- + ClO31-  MnO41- + CO2 + Cl1-

Balancear por el método del ion-electrón en medio básico las siguientes ecuaciones químicas, indicando la ecuación parcial oxidante y la ecuación parcial reductora, el agente oxidante y el agente reductor. 1.-

Co+2 + Na2O2  Co(OH)3 + Na+1 60

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

2.-

MnO4-1 + ClO2-1  MnO2 + ClO4-1

3.-

CN-1 + MnO4-1  CNO-1 + MnO2

4.-

CrI3 + Cl2  CrO4-2 + IO4-1 + Cl-1

5.-

Br2  Br-1 + BrO3-1

6.-

Al + NO3-1  AlO2-1 + NH3

7.-

CrO4-2 + PH3  P + Cr(OH)4-1

8.-

Fe(CN)6-3 + Cr2O3  Fe(CN)6-4 + CrO4-2

9.-

MnO4-1 + Mn+2  MnO2

10.-

MnO4-1 + N2H4  MnO2 + N2

11.-

Zn + NO3-1  ZnO2-2 + NH3

RESPUESTAS ECUACIONES EN MEDIO ÁCIDO 1.-

2 MnO4-1 + 10 Cl-1 + 16 H+  2 Mn+2 + 5 Cl2 + 8 H2O

2.-

5 Fe+2 + MnO4-1 + 8 H+  5 Fe+3 + Mn+2 + 4 H2O

3.-

3 Zn + 2 CrO 4-2 + 16 H+  3 Zn+2 + 2 Cr+3 + 8 H2O

4.-

10 I-1 + 2 IO3-1 + 12 H+  6 I2 + 6 H2O

5.-

Cr2O7-2 + 3 NO2-1 + 8 H+  2 Cr+3 + 3 NO3-1 + 4 H2O

6.-

2 MnO4-1 + 5 H2S + 6H+  2 Mn+2 + 5 S + 8 H2O

7.-

Cl2 + 6 NO3-1 + 6 H+  2 HClO2 + 6 NO2 + 2 H2O

8.-

3 As 2S3 + 28 NO 3-1 + 10 H+ + 4 H2O  6 H3AsO4 + 9 SO4-2 + 28 NO

9.-

Cr2O7-2 + 6 Fe+2 + 14 H+  2 Cr+3 + 6 Fe+3 + 7 H2O

10.-

3 As 2S3 + 5 ClO3-1 + 9 H2O  6 H3AsO4 + 9 S + 5 Cl-1

11.-

2 CrI3 + 21 Cl2 + 26 H2O  2 CrO4-2 + 6 IO3-1 + 42 Cl-1 + 52 H+

12.-

5 C2O4-2 + 2 MnO4-1 + 16 H+  2 Mn+2 + 10 CO2 + 8 H2O

13.-

5 H3AsO3 + 2 MnO4-1 + 6 H+  5 H3AsO4 + 2 Mn+2 + 3 H2O

14.-

7 Cr2O7-2 + 3 C2H6 + 56 H+  14 Cr+3 + 6 CO2 + 37 H2O 61

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

15.-

6 Fe+2 + ClO3-1 + 6 H+  6 Fe+3 + Cl-1 + 3 H2O

16.-

3 PbO2 + 2 MnO2 + 4 H+  3 Pb+2 + 2 MnO4-1 + 2 H2O

17.-

8 Cr2O7-2 + 6 PH3 + 64 H+  3 P2O5 + 16 Cr+3 + 41 H2O

18.-

2 MnO4-1 + 5 SO2 + 2 H2O  5 SO4-2 + 2 Mn+2 + 4 H+

19.-

2 Cl-1 + IO4-1 + 3 H+  Cl2 + HIO3 + H2O

20.-

2 MnO2 + CO32- + ClO31-  2 MnO41- + CO 2 + Cl1-

RESPUESTAS ECUACIONES EN MEDIO BÁSICO 1.-

2 Co+2 + Na2O2 + 2 OH-1 + 2 H2O  2 Co(OH)3 + 2 Na+1

2.-

4 MnO4-1 + 3 ClO2-1 + 2 H2O  4 MnO2 + 3 ClO4-1 + 4 OH-1

3.-

3 CN-1 + 2 MnO4-1 + H2O  3 CNO-1 + 2 MnO2 + 2 OH-1

4.-

2 CrI3 + 27 Cl2 + 64 OH-1  2 CrO4-2 + 6 IO4-1 + 54 Cl-1 + 32 H2O

5.-

3 Br2 + 6 OH-1  5 Br-1 + BrO3-1 + 3 H2O

6.-

8 Al + 3 NO 3-1 + 5 OH-1 + 2 H2O  8 AlO2-1 + 3 NH3

7.-

CrO4-2 + PH3 + H2O  P + Cr(OH)4-1 + OH-1

8.-

6 Fe(CN)6-3 + Cr2O3 + 10 OH-1  6 Fe(CN)6-4 + 2 CrO4-2 + 5 H2O

9.-

2 MnO4-1 + 3 Mn+2 + 4 OH-1  5 MnO2 + 2 H2O

10.-

4 MnO4-1 + 3 N2H4  4 MnO2 + 3 N2 + 4 H2O + 4 OH-1

11.-

8 Zn + 2 NO 3-1 + 14 OH-1  8 ZnO2-2 + 2 NH3 + 4 H2O

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Academia de Química

Departamento de Formación Básica

UNIDADES DE CONCENTRACION 1.- Se prepara una solución disolviendo 83 g de K 2C2O4 en suficiente agua hasta completar 500 mL de solución. Determinar la concentración de la solución en: M, N,C, %w, % mol de agua, M K+, -2 M C2O4 , m y X K2C2O4. 2.- Se tiene una solución de Na2S2O3 con una concentración de 158 g/L. Determinar la concentración de esta solución en: a) M y N en términos de Na2S2O3. b) M y N en términos de Na+1. c).M y N en términos de S2O3-2. 3.- Se ha preparado una solución de KClO 3 para ser utilizada en la reacción MnO2 + Na2CO3 + KClO3  NaMnO4 + KCl + CO 2 Si se tienen 220 mL de solución de KClO 3 con una concentración 0.78 N y  = 1.015 g/mL, calcular la concentración de la solución en: %w, C, M, m y X. 4.- Se tiene una solución de HNO 3 con una  = 1.41 g/mL y una XHNO3 = 0.3721. Calcular la concentración de la solución en: M, N, C, m y %w. Sugerencia: tomar como base de cálculo 1 mol de solución. 5.- Se preparó una solución con 230 g de Pb(C 2H3O2)2·3H2O en 400 mL de agua. La densidad de la solución resultante es de 1.35 g/mL. Calcular la concentración de dicha solución en: m, M, %w, c, N y X. 6.- Se tienen 2 L de solución de Na2CO3 al 17.7 %w y  = 1.19 g/mL. Determinar: a) La concentración de la solución en C, M, N, m y X. b) Que cantidad de Na2CO3 de 100% de pureza se debe utilizar para preparar dicha solución. c) Que cantidad de Na2CO3 de 92 %w de pureza se debe utilizar para preparar dicha solución. Considerar que las impurezas son insolubles. 7.- Se ha preparado una solución de KMnO 4 para ser utilizada en la reacción: Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O Si se tienen 650 mL de solución de KMnO 4 con una concentración de 35 g/L y  = 1.03 g/mL, determinar la concentración de la solución en M, N, %w, m y X, así como también la cantidad de KMnO4 y de H2O que se utilizaron para preparar esta solución. 8.- Se tienen 2 L de solución 1.5 m de MgCl2 cuya  = 1.09 g/mL. Determinar la concentración de está solución en: M, N, C, %w y X. Determinar además las cantidades de H2O y MgCl2 que se utilizaron para preparar esta solución. Sugerencia: tomar como base de cálculo 1 Kg de disolvente. 9.- Se dispone de una solución de H2SO4 de m = 15.306 y  = 1.42 g/mL. Determinar la concentración de esta solución en: M, N, C, %w y X. Sugerencia: tomar como base de cálculo 1 Kg de disolvente. 10.- Un pescador escucho en la televisión que el agua de mar contiene aproximadamente 4 x 10 -12 g de oro por cada mililitro y ahora desea recolectar 180 g de oro para una pulsera. a) ¿Que cantidad de agua de mar deberá evaporar para juntar tal cantidad de oro? b) ¿Que cantidad de NaCl se obtendrá junto con los 180 g de oro si la concentración del NaCl en el agua de mar es aproximadamente 0.37 M?

63

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11.- El “amoniaco comercial” concentrado es una solución acuosa al 29 % en masa de NH3 y  = 0.9 g/mL. Determinar la concentración de esta solución en términos de m, X, M y C. 12.- Se tiene una solución de Ca3(PO4)2 con una concentración de 4.65 g/L. Determinar la concentración de esta solución en : a) M y N en términos de Ca3(PO4)2. b) M y N en términos de Ca+2. c) M y N en términos de PO 4-3 13.- Se prepararon 900 mL de solución 1.012 m de Fe(NO 3)2 con una densidad de 1.127 g/mL. Determinar la concentración de esta solución en %w, C, M, N y X así como también las cantidades de H2O y de Fe(NO 3)2·6H2O que se utilizaron para preparar la misma. Sugerencia: tomar como base de cálculo 1 Kg de disolvente.

RESPUESTAS PROBLEMAS UNIDADES DE CONCENTRACIÓN 1.- M = 1 mol K 2C2O4/L solución N = 2 eq K 2C2O4/L solución c = 166 g K 2C2O4/L solución MK+ = 2 mol K +1/L solución MC2O4-2 = 1 mol C2O4-2/L solución m = no se puede calcular %w, % mol y XK2C2O4 = no se puede calcular 3.- %w = 1.561 c = 15.925 g KClO3/L solución M = 0.13 mol KClO3/L solución m = 0.1301 mol KClO3/Kg disolvente XKClO3 = 2.337 x 10-3 5.- m = 1.4018 mol Pb(C2H3O2)2/Kg H2O M = 1.300 mol Pb(C2H3O2)2/L solución %w soluto = 31.306 c = 422.63 g Pb(C2H3O2)2/L solución N = 2.60 eq Pb(C2H3O2)2/L solución X soluto = 0.0246 7.- M = 0.2215 mol KMnO4/L solución N = 1.1075 eq KMnO4/L solución %w soluto = 3.398 m = 0.2226 KMnO4/Kg disolvente X soluto = 4.01 x 10-3 22.75 g KMnO4 y 646.75 g disolvente 9.- M = 8.694 mol H2SO4/L solución N = 17.388 eq H2SO4/L solución c = 852 g H2SO4/L solución %w = 60 X = 0.216

13.- %w soluto = 15.41 C = 173.67 g Fe(NO3)2/L solución M = 0.965 mol Fe(NO3)2/L solución N = 1.93 eq Fe(NO3)2/L solución X = 0.0179 764.23 g H2O 250.07 g Fe(NO3)2·6H2O

2.- a) M = 1 mol Na2S2O3/L solución N = 2 eq Na2S2O3/L solución b) M = 2 mol Na+/L solución N = 2 eq Na+/L solución c) M = 1 mol S 2O3-2/L solución N = 2 eq S 2O3-2/L solución 4.- M = 15.1 mol HNO3/L solución N = 15.1 eq HNO3/L solución c = 951.33 g HNO3/L solución m = 32.92 mol HNO3/Kg disolvente %w = 67.47 6.- a) c = 210.63 g Na2CO3/L solución M = 1.987 mol Na2CO3/L solución N = 3.974 eq Na2CO3/L solución m = 2.0289 mol Na2CO3/Kg disolvente XNa2CO3 = 0.0352 b) 421.26 g Na2CO3 puro c) 457.89 g Na2CO3 impuro 8.- M = 1.431 mol MgCl 2/L solución N = 2.862 eq MgCl2/L solución c = 135.95 g MgCl 2/L solución %w = 12.473 X = 0.0263 271.9 g MgCl2 y 1908.1 g H2O 10.- 4.5 x 107 m3 agua de mar y 9.74 x 105 ton NaCl ____________________________________ 11.- m = 24.027 mol NH3/Kg H2O X = 0.302 M = 15.353 mol NH3/L solución c = 261 g NH3/L solución 12.- a) M = 0.015 mol Ca3(PO4)2/L solución N = 0.09 eq Ca3(PO4)2/L solución b) M = 0.045 mol Ca+2/L solución N = 0.09 Ca+2/L solución c) M = 0.030 mol PO4-3/L solución N = 0.09 eq PO4-3/L solución

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SOLUBILIDAD 1.- ¿Cuantos gramos de KNO 3 será posible disolver en 327 g de agua a 25ºC si el coeficiente de solubilidad del KNO 3 a esta temperatura es de 45?. 2.- Calcular las cantidades de H2O y BaCl2 necesarios para preparar 50 Kg de solución saturada a 25ºC, si a esta temperatura, el coeficiente de solubilidad del BaCl 2 tiene un valor de 38. 3.- Se prepararon 490 lb de solución saturada de NaCl a 100ºC. Después de 4 hrs, la temperatura de la solución es de 50ºC. Determinar la cantidad de soluto que precipita y la masa de la solución remanente. Cs NaCl 100 ºC = 39.8 Cs NaCl 50 ºC = 37. 4.-Uno de los procesos más utilizados en la purificación de sustancias químicas, es la cristalización a partir de soluciones sobresaturadas. En la compañía ACME, se alimentan a un cristalizador 7000 Kg de solución saturada de KClO 3 a 80ºC. Posteriormente esta solución se enfría hasta 10ºC. Calcular la cantidad de cristales de KClO 3 obtenidos considerando que se pierde por evaporación el 1.4 % del agua original. Cs KClO3 10 ºC = 9 Cs KClO3 80 ºC = 40 5.- Se tienen 370 Kg de solución saturada de NaNO 3 a 40ºC. Si esta solución se calienta hasta 100ºC, determinar la cantidad de soluto que se debe agregar para que la solución siga siendo saturada en cada uno de los siguientes casos: a) No hay pérdidas de agua por evaporación durante el calentamiento. b) Se evaporan 2.8 Kg de agua durante el calentamiento. c) No hay pérdidas de agua por evaporación durante el calentamiento y el soluto que se utiliza tiene 6 % de impurezas. Cs NaNO3 100 ºC = 180 Cs NaNO3 40 ºC = 104. 6.- Se tienen 620 Kg de solución saturada de NH4Cl a 20ºC. Calcular la cantidad de agua que se debe evaporar para que la solución sea saturada a 50ºC. Cs NH4Cl 50 ºC = 50.4 Cs NH4Cl 20 ºC = 37.2 7.- En el proceso de afinado electrolítico de cobre se utiliza una solución saturada de CuSO 4, la cual debe colocarse en una cuba electrolítica a 80ºC con una capacidad de 2000 Kg. Si se dispone de 900 Kg de solución saturada de CuSO 4 a 30ºC, calcular la cantidad de soluto y de disolvente que se deben agregar a la solución que se encuentra a 30 ºC para preparar 1700 Kg de solución saturada a 80 ºC en cada uno de los siguientes casos: a) No hay pérdidas de agua por evaporación durante el calentamiento. b) Se evaporan 2.1 Kg de agua durante el calentamiento. Cs CuSO4 30 ºC = 25 Cs CuSO4 80 ºC = 55 8.- Se desea preparar una solución saturada de Pb(NO 3)2 a 20 ºC a partir de 1220 Kg de solución saturada de Pb(NO 3)2 a 80 ºC . Durante el enfriamiento de esta última solución se evapora el 1.5 % del agua inicial. Calcular las cantidades de soluto y disolvente que se deben agregar para preparar 3000 Kg de solución saturada a 20 ºC. Cs Pb(NO3)2 20 ºC = 56.5 Cs Pb(NO3)2 80 ºC = 117.5 9.- En cierta época del año, el agua de mar que se alimenta a los cristalizadores en la desalinizadora de Guerrero Negro está a una temperatura de 30 ºC. Experimentalmente se ha encontrado que el agua antes mencionada contiene el 1.5 % en masa de NaCl. Si se desea que en los cristalizadores precipite el 50 % del NaCl disuelto, ¿que porcentaje de agua se debe evaporar? Considerar que la temperatura se mantiene constante. Sugerencia: tomar cierta cantidad de solución como base de cálculo. Cs NaCl 30 ºC = 36.3 65

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10.- Se prepararon 820 Kg de solución saturada de Ba(NO 3)2 a 100ºC. Después de haber mantenido constante esta temperatura por 5 días, se encuentra que la masa de la solución es de únicamente 690 Kg ya que tanto se evaporó agua como se precipitó soluto. Calcular la cantidad de agua que se evaporó y la cantidad de soluto que precipitó, considerando que el coeficiente de solubilidad del Ba(NO 3)2 a 100 ºC es de 34. 11.- Se tienen 1610 Kg de solución saturada de Pb(NO 3)2 a 80ºC. Después de haber mantenido constante esta temperatura por 3 días, se encuentra que la masa de la solución es de únicamente 1490 Kg ya que tanto se evaporó agua como precipitó soluto. Determinar la cantidad de agua que se evaporó y la cantidad de soluto que precipitó. Cs Pb(NO3)2 80 ºC = 117.5 12.- Determinar la cantidad de H2O y de MgSO 4·6H2O que se deben utilizar para preparar 270 Kg de solución saturada a 20ºC, si el coeficiente de solubilidad del MgSO 4 a 20 ºC es de 44.5. 13.- El coeficiente de solubilidad del MnSO 4 a 20 ºC es de 62.9. Determinar las cantidades de MnSO4·5H2O y de H2O que se deben utilizar para preparar 1450 lb de solución saturada a dicha temperatura. 14.- En un proceso de cristalización se desean obtener 350 Kg de Na2CrO4·10H2O mediante el enfriamiento de una solución saturada de la sal, desde 20 hasta 10 ºC. Si se considera que durante el enfriamiento se pierde por evaporación el 1.2% del agua inicial, determinar: a) La cantidad de solución saturada alimentada. b) La cantidad de solución remanente. Cs Na2CrO4 10 ºC = 50.17, Cs Na2CrO4 20 ºC = 88.7 15.- Para la fabricación de una pila voltaica, se han preparado 2500 g de solución al 48.37 %w de Cu(NO3)2 a 20 ºC. Un día después, la temperatura ambiente ha bajado y la temperatura de la solución es de únicamente 10ºC. Si se encuentra que han precipitado 45 g de Cu(NO 3)2·6H2O, determinar: a) La masa de la solución remanente. b) La cantidad de agua que se evaporó. Cs Cu(NO3)2 10 ºC = 95.28 Cs Cu(NO3)2 20 ºC = 125. 16.- Se desean preparar 950 lb de solución saturada de CuCl 2a 50 ºC para lo cual se van a utilizar 950 lb de solución saturada a 20 ºC. Determinar la cantidad de agua que se debe evaporar de esta última solución y la cantidad de CuCl2·2H2O que se le debe agregar para preparar la solución antes mencionada. Cs CuCl2 20 ºC = 77 Cs CuCl2 50 ºC = 87.44 17.- Se prepara una solución disolviendo 235 Kg de MgSO 4 en 450 Kg de agua caliente. Si posteriormente se enfría hasta 20 ºC, y durante el enfriamiento se evaporan 3 Kg de agua, calcular: a) Cantidad de MgSO 4.6H2O que precipita, cantidad de MgSO 4 que queda disuelto y masa de la solución final. b) Cantidad de agua que se debe evaporar de la solución inicial para que cuando se enfríe a 20 ºC precipiten 250 Kg de MgSO 4·6H2O Cs MgSO4 20 ºC = 44.5 18.- Se tienen 1750 g de solución saturada de FeCl2 a 30ºC. Esta solución se calienta a 50 ºC y se desea que siga siendo saturada. ¿Que cantidad de FeCl 2·4H2O deberá agregarse para lograr lo anterior? Cs FeCl2 30ºC = 73 Cs FeCl2 50ºC = 82.5 66

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19.- Se tienen 830 Kg de solución saturada de MgSO 4 a 10 ºC. Esta solución se calienta hasta 60 ºC y se desea que siga siendo saturada. Calcular: a) La cantidad de MgSO 4.6H2O que deberá agregarse a la solución inicial para lograr la saturación considerando que no hubo pérdidas de agua por evaporación. b) La cantidad de MgSO 4·6H2O que deberá agregarse a la solución inicial considerando que durante el calentamiento se evaporó el 0.7% del agua inicial. Cs MgSO4 10 ºC = 42.2 Cs MgSO4 60 ºC = 53.5 20.- Para mantener la temperatura de un reactor químico en 30 ºC, se va a utilizar una solución saturada de CaCl2 a dicha temperatura. Si se requiere de 42 Kg de solución saturada de esta sal y se dispone de 42 Kg de solución saturada a 20 ºC, calcular la cantidad de agua que se le debe evaporar a esta última solución y la cantidad de CaCl 2·6H2O que se le debe agregar a la misma para preparar los Kg de solución saturada a 30 ºC que se necesitan. Cs CaCl2 20 ºC = 74.5 Cs CaCl2 30 ºC = 102 21.- Se tienen 1760 g de solución saturada de BaCl2 a 20 ºC. Determinar la cantidad de agua y de BaCl2.2H2O que se deben agregar a esta solución para preparar 2300 g de solución saturada a 80ºC. Cs BaCl2 20 ºC = 35.7 Cs BaCl2 80 ºC = 52.4 22.- En el proceso de afinado electrolítico de cobre se utiliza una solución saturada de CuSO 4, la cual debe colocarse en una cuba electrolítica a 80 ºC con una capacidad de 2000 Kg. Si se dispone de 600 Kg de solución saturada de CuSO 4 a 30 ºC, calcular la cantidad de CuSO 4·5H2O y la cantidad de H2O que se deben agregar a la solución a 30 ºC para preparar 1700 Kg de solución saturada a 80 ºC en cada uno de los siguientes casos: a) No hay pérdidas de agua por evaporación durante el calentamiento. b) Se evaporan 2.1 Kg de agua durante el calentamiento. Cs CuSO4 30 ºC = 25 Cs CuSO4 80 ºC = 55. 23.- Se prepararon 4200 Kg de solución saturada de FeSO 4 a 50 ºC. Posteriormente esta solución fue almacenada por 10 días a temperatura constante y después de este tiempo la masa de la solución fue de únicamente 3920 Kg. Determinar la cantidad de agua que se evaporó y la cantidad de FeSO4·7H2O que precipitó. Cs FeSO4 50 ºC = 48.6 24.- Al someter a enfriamiento desde 70 ºC hasta 20 ºC a 1140 Kg de solución de NiCl2, precipitan 143.8 Kg de NiCl2·6H2O. Considerando que durante el enfriamiento se evaporaron 5.4 Kg de agua, determinar: a) La concentración de la solución inicial b) ¿Es saturada la solución inicial? Cs NiCl2 20 ºC = 64.2 Cs NiCl2 70 ºC = 85.2 25.- Se prepararon 6410 g de solución saturada de Ca(NO 3)2 a 20 ºC. Una semana después se encontró que habían precipitado 250 g de Ca(NO 3)2·4H2O y que por un descuido, la temperatura de esta solución subió hasta 40 ºC. Determinar: a) La cantidad de agua que se evaporó. b) La masa de la solución remanente. Cs Ca(NO3)2 20 ºC = 129.3 Cs Ca(NO3)2 40 ºC = 195.9 26.- Con el fin de purificar una muestra de bórax (Na2B4O7·10H2O) que contiene 3.5% (con respecto al soluto anhidro) de impurezas solubles, se prepara una solución saturada de esta sustancia a 60 ºC, la cual se alimenta a un cristalizador donde se enfría lentamente durante 24 hr

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hasta alcanzar una temperatura de 10 ºC, precipitando 760 g de Na 2B4O7·10H2O puro. Si durante el enfriamiento se perdió por evaporación el 0.2% del agua inicial, determinar: a) La cantidad de solución que se alimentó al cristalizador y las cantidades de disolvente y soluto hidratado impuro que se utilizaron al prepararla. b) Masa de la solución remanente, considerando que las impurezas permanecen disueltas. Cs Na2B4O7 10 ºC = 1.6 Cs Na2B4O7 60 ºC = 20.3 27.- Con el fin de purificar una muestra de Na3PO4 de 93 %w de pureza, se prepararon 5.600 Kg de solución saturada de la sal a 60 ºC. Posteriormente, se dejó enfriar en un cristalizador a 20 ºC. Si durante el enfriamiento se perdieron por evaporación 30 g de agua y se obtienen 4316.4 g de cristales, determinar si el soluto precipita en forma anhidra o en forma de hidrato, y si es este el caso, ¿cual es la fórmula del hidrato?. Nota, las impurezas son insolubles. Cs Na3PO4 20 ºC = 11 Cs Na3PO4 60 ºC = 55.

RESPUESTAS PROBLEMAS DE SOLUBILIDAD 1.- 147.15 g KNO 3 3.- 9.814 lb NaCl 480 186 lb solución remanente 5.- a) 137.844 Kg NaNO 3 b) 132.804 Kg NaNO 3 c) 146.643 Kg NaNO 3 7 a) 423.226 Kg CuSO 4 y 376.774 Kg H2O b) 423.226 Kg CuSO 4 y 378.674 Kg H2O 9.- Se debe evaporar el 97.90 %w de agua 11.- 55.173 Kg H2O y 64.827 Kg Pb(NO 3)2 13.- 893.589 lb de hidrato 556.411 lb de H2O. 15.- a) 2420 g solución remanente b) 35 g de H2O evaporada 17.- a) 114.363 Kg de hidrato precipitan 174.809 Kg de MgSO 4 disuelto 567.637 Kg de solución final. b) 99.172 Kg de H2O. 19.- a) 241.690 Kg de hidrato b) 233.680 Kg de hidrato. 21.- 155.567 g de H2O 384.433 g de hidrato. 23.- 112.516 Kg H2O y 167.484 Kg hidrato. 25.- a) 962.783 g de H2O b) 5197.217 g solución. 27.- Na3PO4·12H2O.

2.- 36.232 Kg H2O y 13.768 Kg BaCl2 4.- 1556.3 Kg KClO3 6.- 118.353 Kg H2O 8.- 423.987 Kg Pb(NO 3)2 1364.427 Kg H2O 10.- 97.015 Kg H2O y 32.985 Kg Ba(NO 3)2 12.- 112.017 Kg H2O 157.893 Kg de hidrato. 14.- a) 353.803 Kg de solución saturada. b) 1.553 Kg de solución remanente. 16.- 37.895 lb de H2O evaporada 37.895 lb de hidrato agregar 18.- 282.868 g de hidrato. 20.- 6.465 Kg de H2O y 6.465 Kg de hidrato. 22.- a) 755.892 Kg hid. y 344.108 Kg H2O. b) 755.892 Kg hid. y 346.208 Kg H2O. 24.- a) 40.86 %w y b) NO ES SATURADA 26.- a) 2558.742 g de solución 1730.1 g de H2O y 828.642 g hidrato b) 1794.514 g solución remanente.

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DILUCIÓN DE SOLUCIONES 1.- Se tienen 250 mL de solución 1.15 N de Fe(NO 3)3 y se le agregan 520 mL de H2O. Determinar la concentración de la solución final. Considerar volúmenes aditivos. 2.- Se disponen de 80 mL de solución 1.3 M de CuCl 2. ¿Que cantidad de agua se debe agregar a esta solución para que su concentración sea 0.25 M? Considerar volúmenes aditivos. 3.- Se diluyen 400 mL de solución de HNO 3 de concentración 69%w y  = 1.42 g/mL con 300 mL de agua. Determinar el volumen y la concentración de la solución resultante. 4.- Se diluyen 80 mL de solución de H2SO4 de concentración 18.31%w y  = 1.13 g/mL con 320 mL de agua. Determinar el volumen de la solución final y su molaridad. 5.- Se desea preparar una solución de HCl de concentración 0.15 M y para ello se dispone de 40 mL de solución de HCl de concentración 20.97%w y  = 1.105 g/mL. Determinar la cantidad de agua que deberá agregarse a los 40 mL de solución para lograr lo anterior. 6.- Se tienen 50 mL de solución de FeCl3 0.85 M. Determinar la cantidad de agua que se le debe agregar para que su concentración sea 0.42 N; determinar además el volumen de la solución final. 7.- Al agregar un volumen desconocido de agua a 70 mL de solución 0.35 M de NH4NO3, se obtuvo una solución con una concentración de 0.25 M. Determinar el volumen de agua que se agregó y volumen de la solución final. 8.- Se tienen 60 mL de solución de HCl con una concentración de 12.19%w y  = 1.06 g/mL, los cuales se diluyen con un volumen desconocido de agua. Si la concentración de la solución resultante es de 0.85 N, determinar el volumen de agua que se agregó y el volumen de la solución final. 9.- Un volumen desconocido de solución 0.75 N de KCl se diluyo con 140 mL de agua, obteniéndose una solución con una concentración 0.55 N. Determinar el volumen de la solución inicial y el volumen de la solución final. 10.- Se diluye un volumen desconocido de solución 0.30 N de Cu (NO 3)2 con 50 mL de agua. Si la solución final tiene una concentración 0.11 M, determinar el volumen de la solución inicial y de la solución final. 11.- Se diluye un volumen desconocido de solución 0.95 M de H2SO4 con un volumen desconocido de agua, obteniéndose 450 mL de solución 0.22 N. Determinar el volumen de la solución inicial y el volumen de agua que se utilizó en la dilución. 12.- Se desean preparar 500 L de solución 0.17 N de HCl y se dispone de solución 0.35 N de este soluto. ¿Qué volumen de solución 0.35 N de HCl y qué volumen de agua se deberán utilizar para prepararla? 13.- Se desean preparar 280 L de solución 0.12 N de H2SO4 y se dispone de solución con una concentración 11.519%w de este soluto y  = 1.06 g/mL. Determinar las cantidades de agua y de solución de H2SO4 de 11.519%w que se deberán utilizar para prepararla.

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RESPUESTAS PROBLEMAS DE DILUCIÓN DE SOLUCIONES 1.- Nf = 0.3734 eq/L

2.- VH2O = 336 mL

3.- Vf = 700 mL

Cf = 559.89 g/L

4.- Vf = 400 mL

Cf = 41.38 mL

5.- VH2O = 1652.92 mL 6.- VH2O = 760.71 mL

Vf = 910.71 mL

7.- VH2O = 28 mL

Vf = 98 mL

8.- VH2O = 189.89 mL

Vf = 249.89 mL

9.- Vi = 385 mL

Vf = 525 mL

10.- Vf = 187.5 mL

Vi = 137.5 mL

11.- Vi = 52.1 mL

VH2O = 397.9 mL

12.- Vi = 242.86 L de solución de HCl

VH2O = 257.14 L

13.- VH2O = 266.517 mL

Vi = 13.483 L de solución de H2SO4

MEZCLA DE SOLUCIONES 1.- Se mezclan 200 mL de solución de HNO 3 de concentración 55.76 %w y  = 1.35 g/mL con 250 mL de otra solución del mismo ácido con una concentración de 70.95 %w y  = 1.425 g/mL. Determinar: a) La concentración de la solución resultante en términos de N y M. b) La concentración de los iones presentes en la solución final. 2.- Se prepara una solución mezclando lo siguiente: 45 mL de solución 2.75 M de H2SO4., 23 mL de solución 1.25 N de H2SO4, 35 mL de solución de H2SO4 al 98 %w y  = 1.84 g/mL y 18 mL de H2O. Determinar su concentración en términos de molaridad y normalidad. 3.- Calcular la concentración en términos de M y N, de la solución que resulta al mezclar 200 mL de solución de Na2CO3 de concentración 185 g/L, 135 mL de solución del mismo soluto de concentración 1.25 N y 75 mL de H2O. 4.- Se mezclan 300 mL de solución 0.25 N de Ca(CN) 2 con 200 mL de solución 0.4 N de NaCN. Determinar la molaridad de las especies iónicas presentes en la solución final. 5.- Se tienen las siguientes soluciones: a) 300 mL de solución 0.15 M de Ca(OH) 2 b) 150 mL de solución 0.23 N de Ca(OH) 2. c) 200 mL de solución de Ca(OH)2 con una concentración de 14 g/L. d) 280 mL de solución 0.35 N de HNO 3. i) Calcular la concentración de la solución resultante cuando se mezclan a + b + c. ii) Calcular la concentración de la solución resultante cuando se mezclan a + b + c + d. Considerar que el Ca(NO 3)2 formado se encuentra disuelto.

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7.- Se prepara una solución de Pb(NO 3)2 mezclando 200 mL de solución 0.23 M de Pb(NO 3)2 y 175 mL de solución 0.6 N del mismo soluto. Si de la solución que resulta, se toma una alícuota de 75 mL y se mezcla con 75 mL de solución 0.36 N de H2SO4, calcular la concentración de los 150 mL de solución final, así como también la masa del PbSO4 que precipita. 8.- Se desean preparar 100 mL de solución con una concentración 0.35 M de iones Na +1. Determinar el volumen de solución de Na2SO4 de concentración 14.2 g/L y el volumen de solución 0.45 N de NaCl que se deben mezclar para prepararla. 9.- Se mezclan 320 mL de solución 0.25 M de Fe(NO 3)2 con 480 mL de solución 0.4 N de NH4NO3. Determinar la concentración de las especies iónicas presentes en la solución final. 10.- Se mezclan 95 mL de solución 0.12 M de BaCl2 con 120 mL de solución 0.105 M de H2SO4. Determinar: La cantidad en g de BaSO 4 que precipita.y la concentración en la solución final de las diferentes especies moleculares. 11.- Se diluyen 250 mL de solución de KOH de concentración 20 %w y  = 1.08 g/mL con 300 mL de H2O. Esta solución diluida se hace reaccionar con 650 mL de solución 0.75 M de H2SO4. Calcular la concentración de las diferentes especies iónicas presentes en la solución final. 12.- Con el fin de conocer la normalidad de una solución de HCl, se tomó una alícuota de 50 mL de esta solución y se trató con exceso de solución de AgNO 3, produciéndose 0.8260 g de AgCl. Determinar la concentración de la solución de HCl. 13.- Se tienen las siguientes soluciones: a) 250 mL de solución de H2SO4 al 95 %w y = 1.83 g/mL. b) 300 mL de solución 0.25 N de H2SO4. c) 400 mL de solución 0.38 N de Ca(NO 3)2. d) 100 mL de solución 0.30 M de Ca(NO 3)2. Determinar la concentración de las especies moleculares en la solución resultante en cada uno de los siguientes casos: i) Se mezclan a + b ii) Se mezclan c + d iii) Se mezclan a + b + c + d. Calcular además la cantidad de CaSO 4 que precipita. H2SO4 + Ca(NO3)2  CaSO4  + 2 HNO3 14.- En un experimento a nivel planta piloto, se requieren de 25 L de una solución 1.2 M de Na2SO4. Para preparar esta solución, se desean aprovechar dos soluciones ya elaboradas del mismo soluto con concentraciones 1.5 M y 1.5 N respectivamente. ¿Que volumen de cada solución deberá emplearse?. 16.- Que volumen de solución 0.25 M de Na3PO4 y que volumen de solución 0.47 N de (NH4)3PO4 se deberán mezclar para obtener 422.41 mL de solución 0.634 N en PO 4-3. 17.- Se mezclaron 85 mL de solución 0.17 M de Na2SO4 con un volumen desconocido de una solución 0.28 M de Fe2(SO4)3 y se obtuvo una solución con una concentración 0.27 M en iones SO4-2. Determinar: a) El volumen de solución de Fe2(SO4)3 que se utilizó. b) El volumen de la solución final. c) La concentración de los iones Na+1 y Fe+3 en la solución final.

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18.- Determinar la concentración en términos de normalidad de la solución que resulta al mezclar lo siguiente: a) 600 mL de solución 1 N de K2SO4. b) 300 mL de solución 0.5 m de K2SO4 y = 1.05 g/mL. c) 200 mL de solución 0.3 M de K 2SO4. d) 700 mL de H2O. 19.- Determinar la concentración en términos de normalidad de la solución que resulta al mezclar lo siguiente: a) 300 mL de solución 0.75 N de Ba(ClO 3)2. b) 450 mL de solución de Ba(ClO3)2 de concentración 210 g/L. c) 280 mL de solución 0.9 M de Ba(ClO 3)2. d) 10 g de Ba(ClO 3)2. Considerar que los 10 g de Ba(ClO 3)2 no influyen en el volumen de la solución final. 20.- De un tanque que contiene solución de HCl de concentración desconocida, se toma una muestra de 25 mL y se diluye con agua destilada hasta el aforo de un matraz volumétrico de 1000 mL. De esta última solución, se toma una alícuota de 20 mL y se hace reaccionar con solución 0.3 N de AgNO 3 en exceso, precipitándose 519.5 mg de AgCl. Determinar la concentración de la solución inicial de HCl. 21.- De un tanque que contiene solución de HNO 3 de concentración desconocida, se toma una muestra de 30 mL y se diluye con agua destilada hasta el aforo de un matraz volumétrico de 500 mL. De esta última solución, se toma una alícuota de 25 mL y se titula con solución valorada 0.1124 N de NaOH en presencia del indicador adecuado, requiriéndose de 32.4 mL de solución valorada para llegar al punto de equivalencia. Determinar la concentración de la solución inicial de HNO3. 22.- Se diluyeron 70 mL de solución de Ba(NO 3)2 de concentración 98 g/L, con suficiente agua destilada hasta tener 0.5 L de solución. Esta última solución se hizo reaccionar con 410 mL de solución 0.08 N de Na2C2O4 formándose un precipitado de BaC 2O4. Determinar: a) La normalidad de las diferentes especies iónicas presentes en la solución final. b) La masa en gramos del precipitado formado. Ba(NO3)2 + Na2C2O4  BaC2O4  + 2 NaNO3

RESPUESTAS PROBLEMAS MEZCLA DE SOLUCIONES 1.-14.23 eq HNO 3/L y 14.23 mol HNO 3/L 14.23 mol H3O+/L y 14.23 mol NO 3+1/L

2.- 6.4638 mol H2SO4/L 12 9277 eq H2SO4/L

3.- 1.057 mol Na2CO3/L 2.114 eq Na2CO3/L

4.- 0.075 mol Ca+2/L y 0.15 eq Ca+2/L 0.31 mol CN-1/L y 0.31 eq CN-1/L 0.16 mol Na+1/L y 0.16 eq Na+1/L

5.- i) 0.308 eq Ca(OH)2/L ii) 0.1099 eq Ca(OH)2/L 0.1054 eq Ca(NO 3)2/L

6.- a) 37.5 mL solución H2SO4 b) 174.75 mg BaSO 4 c) 0.0171 eq HNO 3/L

7.- 0.18 eq HNO3/L 0.0827 eq Pb(NO 3)2/L 4.0905 g PbSO 4

8.- 40 mL de solución de Na2SO4 60 mL de solución de NaCl

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9.- 0.2 eq Fe+2/L, 0.44 eq/L NO 3-1 0.24 eq NH4+1/L

10.- 2.66 g BaSO4; 0.011 eq H2SO4/L y 0.106 eq HCl/L

11.- 0.009 eq H+/L, 0.803 eq K+/L 0.812 eq SO 4-2/L

12.- 0.115 eq HCl/L

13.- i) 16.26 eq H2SO4/L ii) 0.424 eq Ca(NO 3)2/L iii) 8.31 eq H2SO4/L, 0.20 eq HNO 3/L 14.416 g CaSO 4

14.- 15 L de la solución 1.5 M 10 L de la solución 1.5 N

15.- a) 280.179 g PbI2 b) 0.3738 eq H+/L, 0.0246 eq Pb+2/L 0.3984 eq NO 3-1/L

16.- 247.5 mL de solución de Na3PO4 y 174.9 mL de solución de (NH4)3PO4

17.- a) 14.91 mL solución Fe2(SO4)3 b) 99.91 mL solución final c) 0.289 eq Na+/L y 0.2507 eq Fe+3/L

18.- 0.563 eq K2SO4/L

19.- 1.37 eq Ba(ClO 3)2/L

20.- 7.24 eq HCl/L

21.- 2.428 eq HNO3/L

22.- a) 0.0217 eq Ba+2/L, 0.0577 eq NO 3-1/L 0.036 eq Na+1/L

PROPIEDADES COLIGATIVAS 1.- Al disolver 126.1 g de glicerol (C 3H8O3) en 800 g de agua se obtuvieron 900 mL de solución a 30 ºC. Considerando que la presión de vapor del agua pura a 30 ºC es de 0.089 atm, determinar: a) Presión de vapor de la solución a 30 ºC. b) Temperatura de ebullición de la solución. c) Temperatura de congelación de la solución. d) Presión osmótica de la solución a 30 ºC. KbH2O = 0.512; Kc H2O = 1.86; TbH2O = 100 ºC; Tc H2O = 0 ºC. 2.- Se preparó una solución disolviendo 9.2 g de un soluto no-electrolito no volátil de peso molecular 246 u en 325 g de CCl4. Determinar: a) Presión de vapor de la solución a 23 ºC. b) Temperatura de ebullición de la solución. c) Temperatura de congelación de la solución. KbCCl4 = 5.01; Kc CCl4 = 31.8 Tc CCl4 = -22.8 ºC; TbCCl4 = 76.8 ºC; PvCCl4 23 ºC = 100 mm Hg 3.- El etilenglicol (C2H6O2) se utiliza comercialmente como anticongelante. Calcular la cantidad de etilenglicol que se debe adicionar al radiador de un automóvil que contiene 9 L de agua, si la temperatura mas baja en invierno es de -9.5 ºC. 4.- Se preparó una solución disolviendo 25 g de un soluto orgánico en 120 mL de CHCl 3. La densidad del CHCl3 a 26 ºC es de 1.478 g/mL y su presión de vapor a esta temperatura es de 200 mm Hg. Si la temperatura de congelación del CHCl3 es de -63.5 ºC y la solución congela a -65.8 ºC, Calcular: a) Masa molecular del soluto. b) Presión de vapor de la solución a 26 ºC. c) Incremento en el punto de ebullición. KbCHCl3 = 3.88; Kc CHCl3 = 4.67 73

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5.- Se disolvieron 16 g de un soluto no electrolito no volátil en 145 mL de CCl 4 a 23 ºC. La densidad del CCl4 a 23 ºC es de 1.59 g/mL y su presión de vapor a esta temperatura es de 100 mm Hg. Si la solución preparada presenta un descenso crioscópico de 3.5 ºC, calcular: a) Masa molecular del soluto. b) Presión de vapor de la solución a 23 ºC. c) Temperatura de ebullición de la solución. KbCCl4 = 5.01; Kc CCl4 = 31.8; TbCCl4 = 76.8 ºC; 6.- Se disuelven 32 g de un soluto no electrolito no volátil en 425 mL de benceno (C 6H6). La solución resultante tiene un punto d puro. Calcular: a) Presión de vapor de la solución a 42 ºC. b) Masa molecular del soluto. c) Disminución en la temperatura de congelación KbC6H6 = 2.53; Kc C6H6 = 5.08; PvC6H6 42 ºC = 200 mm Hg; C6H6 = 0.88 g / mL. 7.- Se disolvieron 32 g de un compuesto orgánico en 400 mL de agua obteniéndose una solución con una densidad de 1.06 g/mL y una presión de vapor de 31.5 mm Hg a 30 ºC. Calcular: a) Masa molecular del soluto. b) Temperatura de congelación de la solución. c) Temperatura de ebullición de la solución. d) Presión osmótica de la solución a 30 ºC. KbH2O = 0.512; Kc H2O = 1.86; TbH2O = 100 ºC; Tc H2O = 0 ºC PvH2O 30 ºC = 31.8 mm Hg. 8.- Se disolvieron 50 g de un compuesto no-electrolito no volátil en suficiente agua hasta obtener 409 mL de solución con una densidad de 1.1 g/mL a 30 ºC. La presión de vapor de la solución a esta temperatura es de 31.5 mm Hg. Si la presión de vapor del agua pura a 30 ºC es de 31.8 mm Hg, determinar: a) Temperatura de ebullición de la solución. b) Masa molecular del soluto. c) Presión osmótica a 30 ºC. KbH2O = 0.512; Kc H2O = 1.86 9.- Se disolvieron 10 g de un soluto no-electrolito no volátil en suficiente benceno hasta tener 200 mL de solución de densidad 0.91 g/mL. Esta solución presentó un descenso crioscópico de 1.24ºC. Calcular: a) Masa molecular del soluto. b) Temperatura de ebullición normal de la solución. KbC6H6 = 2.53; Kc C6H6 = 5.08; TbC6H6 = 80.3 ºC. 10.- Una de las materias primas en la fabricación de detergentes es el alcohol láurico, el cual se puede obtener a partir del aceite de coco. Determinar la masa molecular del alcohol láurico si se ha determinado experimentalmente que cuando se disuelven 3.5 g de este alcohol en 120 g de benceno, la solución congela a 4.7 ºC. Kc C6H6 = 5.08ºC Tc C6H6 = 5.5ºC

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RESPUESTAS PROBLEMAS PROPIEDADES COLIGATIVAS 1.- a) 0.0863 atm c) -3.19ºC

b) 100.88ºC d) 37.839 atm.

2.- a) 98.26 mm Hg c) -26.46 ºC

3.- Un poco mas de 2.850 Kg

4.- a) 286.21 u c)1.91ºC

5.- a) 630.33 u b) 98.33 mm Hg c) 77.35ºC

6.- a) 193.9 mm Hg b) 212.21 u c) -2.05ºC

7.- a) 151.74 u c) 100.27ºC

b) -0.98ºC d) 12.84 atm

b) 77.38 ºC b) 188.88 mm Hg

8.- a) 100.27 ºC c) 12.81 atm

9.- a) 238.18 u b) 80.92ºC

b) 237.1 u

10.- 185.21 u

EQUILIBRIO QUIMICO 1.- Indicar hacia donde se desplaza el equilibrio cuando se aumenta la presión en cada una de las siguientes reacciones:

PCl5(g)

PCl3

(g)

I2(g) +

2 ICl(g)

2 SO2 (g) + O2 (g) N2

(g)

+ 3 H2

+

Cl2

(g)

Cl2 (g)

2 SO3 (g) 2 NH3

(g)

(g)

2.- Indique tres formas diferentes de como se puede lograr un aumento en la eficiencia en cada una de las siguientes reacciones.

2 H2

2 H2S(g) N2

(g)

+ 3 H2

(g)

2 NH3

(g)

H = 177 KJ/mol

+ S2 (g)

H = - 92.4 KJ/mol

(g)

3.- Despues de alimentar cierta cantidad de H2 y I2 a un reactor y elevar la temperatura del mismo a 395ºC, se encuentra que las concentraciones de las sustancias una vez que se ha alcanzado el equilibrio son: 0.0064 M de H2, 0.0016 M de I2 y 0.025 M de HI. Determinar el valor de la Kc a la temperatura antes mencionada para la reacción:

H2

(g)

+ I2

2 HI (g)

(g)

4.- Se alimenta a un reactor de 1 L, 0.11 mol de PCl5 y posteriormente se eleva la temperatura hasta 250ºC. Si la concentración en el equilibrio del PCl 3 es de 0.05 mol/L, determinar el valor de la Kc y las concentraciones en el equilibrio.

PCl5(g)

PCl3

(g)

+ Cl2 (g) 75

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5.- Se alimenta a un reactor de 2 L, una mezcla de 3 mol de SO 2 y 4 mol de NO2. La reacción que se lleva a cabo es:

SO2

(g)

+ NO2 (g)

NO(g) + SO3 (g)

Si el valor de la constante de equilibrio para esta reacción a 700ºC es de 9, determinar las concentraciones en el equilibrio a dicha temperatura. 6.- Se alimentan a un reactor de 4 L, 1.5 mol de ICl. La reacción que se lleva a cabo es:

I2(g) +

2 ICl(g)

Cl2 (g)

Determinar las concentraciones en el equilibrio si el valor de la Kc a la temperatura de trabajo es de 0.11. 7.- Se alimentan a un reactor de 9 L 13.5 mol de SO 2 y 6.75 mol de O2. Una vez que se alcanzó el equilibrio se encontraron únicamente 4.05 mol de O 2. Determinar el valor de la constante de equilibrio del sistema a la temperatura de trabajo si la reacción que se lleva a cabo es:

2 SO2 (g) + O2 (g)

2 SO3 (g)

8.- Se alimentan a un reactor de 5 L CO 2 e H2 a una temperatura de 400ºC. Si las presiones parciales iniciales de CO 2 e H2 son de 7.2 y 5.8 atm, respectivamente y la ecuación del sistema es:

CO2 (g) + H2(g)

CO(g) + H2O(g)

Determinar: a) Las concentraciones en el equilibrio a dicha temperatura. Kc 400ºC = 0.08. b) La fracción mol de CO en el equilibrio. 9.- Se alimenta a un reactor de 5 L, 1 mol de PCl5. La reacción que se lleva a cabo es:

PCl5(g)

PCl3

(g)

+

Cl2

(g)

Determinar las concentraciones en el equilibrio si el valor de la Kc a la temperatura de trabajo es de 0.041. 10.- En un reactor de 0.5 L, se alimentan 2 mol de N2 y 3 mol de H2. Posteriormente se eleva la temperatura hasta 475 ºC con el fin de llevar a cabo la siguiente reacción: N2 + 3 H2 2 NH3 (g)

(g)

(g)

En el punto de equilibrio, se determinó que habia 1.43 mol de N2. Calcular el valor de la Kc para esta reacción a la temperatura antes mencionada. 11.- A 2000ºK el valor de Kc para la reacción:

CO2 (g) + H2 (g)

CO(g) + H2O(g)

es de 4.4. Si se alimentan 0.3 g de H2 y 6.6 g de CO 2 en un reactor de 2 L, determinar las concentraciones en el equilibrio a la temperatura antes mencionada. 12.- El valor de Kc a 700ºC para la reacción:

SO2

(g)

+ NO2 (g)

NO(g) + SO3 (g)

es de 9. Si a un reactor de 2 L se alimentan 2 mol de SO 2, 3 mol de NO 2, 1 mol de SO 3 y 0.5 mol de NO, y posteriormente se eleva la temperatura hasta 700ºC, determinar las concentraciones en el equilibrio.

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13.- Cuando se calientan juntos 80 g de I2 y 4 g de H2 en un reactor de 2 L, la mezcla en equilibrio a cierta temperatura contiene 5.08 g de I2. Determinar el valor de Kc y las concentraciones en el equilibrio a estas condiciones de trabajo.

H2

(g)

+ I2

2 HI (g)

(g)

14.- A un reactor de 1 L se alimentaron 0.776 mol de NOBr y se elevó posteriormente la temperatura hasta 220ºC. Una vez que se alcanzó el equilibrio, se encontraron 0.04 mol de Br 2. Determinar el valor de Kc y las concentraciones en el equilibrio a esta temperatura.

2 NO(g) + Br 2 (g)

2 NOBr(g)

15.- Se alimentan a un reactor de 2 L 0.03 mol de HCl, 0.05 mol de O 2, 0.08 mol de Cl2 y 0.02 mol de H2O. Conociendo que el valor de la constante de equilibrio para la reacción

4 HCl (g) + O2 (g)

2 Cl2

(g)

+ 2 H2O(g)

es de 889 a 480ºC, calcular a esta temperatura, las concentraciones de cada una de las sustancias una vez que se ha alcanzado el equilibrio.

RESPUESTAS PROBLEMAS DE EQUILIBRIO QUÍMICO 1.-

Hacia la izquierda

No se desplaza.

Hacia la derecha.

Hacia la derecha.

2.- a) Disminuyendo la presión; Elevando la temperatura; Aumentando la concentración de H2S. b) Aumentando la presión; Bajando la temperatura; Aumentando la concentración de N2 ó de H2. 3.-

Kc = 61.035

4.-

Kc = 0.0417 0.06 M PCl5

0.05 M PCl3

0.05 M Cl2.

5.-

0.23905 M SO 2

0.73905 M NO 2

1.26095 M SO 3

6.-

0.2253 M ICl

0.0747 M I2

0.0747 M Cl2.

7.-

Kc = 0.9877

8.-

0.10468 M CO 2

0.07931 M H2

0.02579 M CO

9.-

0.1277 M PCl5 0.0723 M PCl30.0723 M Cl2.

10.-

Kc = 0.1058.

11.-

0.0242 M CO 2 0.0242 M H2

12.-

0.21 M SO 2

0.71 M NO 2

1.29 M SO3

1.04 M NO.

13.-

Kc = 10.2082

0.8525 M H2

0.01 M I2

0.295 M HI.

14.-

Kc = 0.0005285

0.696 M NOBr0.08 M NO

15.-

0.01058 M HCl

0.023895 M O 2

0.0508 M CO

1.26095 M NO

0.02579 M H2O

0.0508 M H2O

0.04 M Br2

0.04221 M Cl2 0.01221 M H2O

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ACIDOS Y BASES ÁCIDOS Y BASES FUERTES 1.- Determinar el pH de cada una de las siguientes soluciones: a) Solución 0.15 N de HNO 3 b) Solución 0.24 M de HCl. c) Solución 0.17 M de NaOH. d) Solución 0.35 N de KOH. 2.- Determinar la concentración de cada una de estas soluciones: a) Solución de HBr con un pH = 1.2. b) Solución de NaOH con un pH = 12.85 c) Solución de KOH con un pH = 13.6. d) Solución de HClO 4 con un pH = 0.75. 3.- Se tienen 500 mL de una solución 0.1 M de KOH. ¿Que volumen de agua se deberá agregar a dicha solución para obtener otra con un pH de 12.5. 4.- Se desean preparar 280 mL de solución de HNO 3 con un pOH de 13.4. Determinar el volumen de solución de HNO 3 de 21 % de concentración y  = 1.125 g/mL necesario para prepararla. 5.- Al mezclar una solución de HNO 3 de pH = 0.35 con un volumen desconocido de solución de KOH de pH = 13.58, se obtuvieron 640 mL de solución con un pH = 0.65. Determinar el volumen de cada una de las soluciones que se mezclaron. 6.- Determinar el volumen de solución 0.4 N de HClO 4 y el volumen de solución de HClO 4 de pH = 0.125 que se deben mezclar para obtener 500 mL de solución de este ácido con un pH de 0.35. 7.- Se mezclan 350 mL de solución 0.25 N de HCl con 420 mL de solución 0.17 N de NaOH. Determinar el pH de la solución resultante. 8.- Se mezclan 30 mL de solución 0.4 M de HBr con 510 mL de solución de KOH con un pH de13.2. Determinar el pH de la solución final. 9.- Determinar el pH de la solución que resulta cuando se mezclan 410 mL de solución de HClO 4 de pH = 0.45 con 300 mL de solución 0.5 N de NaOH. 10.- Se desean preparar 140 mL de solución de HIO 4 con un pH = 0.65 y para tal fin se van a aprovechar dos soluciones de este ácido; una con un pH de 0.78 y la otra con un pH de 0.60. Determinar el volumen que se debe utilizar de cada una de estas para preparar los 140 mL de solución.

ACIDOS Y BASES DEBILES 11.- Determinar el pH de cada una de las siguientes soluciones: a) Solución 0.42 M de ácido acético Ka = 1.8 x 10-5 b) Solución 0.16 M de NH3 Kb = 1.8 x 10-5 c) Solución 0.25 N de CH3NH2 Kb = 4.4 x 10-4 d) Solución 0.67 M de HCN Ka = 4.9 x 10-10

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12.- Determinar la concentración de cada una de las siguientes soluciones: a) Solución de AgOH con un pH = 10.7 Kb = 6 x 10-5 b) Solución de HF con un pH = 1.95 pKa = 3.30 c) Solución de HNO 2 con un pH = 2.28 Ka = 4.5 x 10-4 d) Solución de anilina (C6H5NH2) con un pH = 9.12 Kb = 4.2 x10-10 13.- Determinar el grado de disociación de cada una de las siguientes soluciones: a) Solución 1 M de dietilamina (C2H5)2NH. Kb = 1.3 x 10-3 b) Solución 0.1 M “ “ “ “ c) Solución 0.01 M “ “ “ “ d) Solución 1M de ácido hipocloroso (HClO) pKa = 7.45 e) Solución 0.1 M “ “ “ “ f) Solución 0.01 M “ “ “ “ 14.- Determinar el pH de la solución que resulta al mezclar 370 mL de solución de HClO de pH = 4.2 con 310 mL de solución del mismo ácido de pH = 4.05. La pKa del HClO es 7.45. 15.- Se requieren preparar 325 mL de solución de hidracina (N2H4) que tenga un pH de 10.5. Determinar el peso de hidracina que deberá utilizarse, considerando que es una base débil monovalente con una pKb de 5.52. 16.- Se desean preparar 670 mL de solución de HF con un pH = 1.84 y para tal fin se van a aprovechar dos soluciones de este ácido; una con un pH de 1.65 y la otra con un pH de 2.15. Determinar el volumen que se debe utilizar de cada una de estas soluciones para preparar la solución antes mencionada. La pKa del HF a la temperatura de trabajo es de 3.30. 17.- Calcular la masa de HCO 2H que deberá disolverse para preparar 520 mL de solución con un pH de 4.8, si la Ka del HCO 2H es de 1.77 x 10-4. 18.- Determinar el % (porciento de disociación) de cada una de las siguientes soluciones: a) Solución 0.34 M de C6H5CO2H Ka = 6.3 x 10-5 b) Solución 0.34 M de HCO 2H Ka = 1.77 x 10-4 c) Solución 0.34 M C6H5NH2 Kb = 4.2 x 10-10 d) Solución 0.34 M NH(C2H5)2 Kb = 1.3 x 10-3 19.- Se desean preparar 800 mL de solución de NH3 con un pH = 11.50. Determinar las cantidades de solución de NH3 de pH = 11.75 y de agua necesarias para prepararla. Kb = 1.8 x 10-5. 20.- El ácido láctico es un ácido monoprótico (C 3H6O3) con un valor de Ka = 1.39 x 10-4. Si se tiene una solución de este ácido con un pH = 2.85, determinar su concentración en el equilibrio. 21.- Se preparó una solución 0.15 M de ácido acético (CH3CO2H) y al determinarle el pH, este resultó ser de 2.784. Calcular el valor de la Ka de este ácido. 22.- Se tiene una solución 0.45 M de HClO. Si el porciento de ionización es de 0.0279, calcular el pH de la solución y la constante de ionización de este ácido. 23.- Se requieren preparar 600 mL de solución de piperidina (C 5H11N) con un pH de 12 y se cuenta con una solución de este compuesto con un pOH = 2.047. Determinar la cantidad de piperidina que se deberá agregar a esta última solución para lograr el objetivo. Considerar que el volumen de la solución no cambia al agregar la piperidina por ser esta una cantidad pequeña. Kb = 1.3 x 10 -3. ojo 79

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24.- A 320 mL de solución de hidracina N2H4 con un pH de 11.3, se le agregan 480 mL de agua. Si los volúmenes son aditivos, determinar el pH, pOH y el % en la solución final. El valor de Kb para la hidracina es de 3.02 x 10-6. 25.- Se desean preparar 450 mL de solución de HClO 2 con un pH de 1.92. Determinar la cantidad en gramos de HClO 2 que se deben utilizar, así como también la concentración de este ácido en el equilibrio. Ka = 1 x 10-2. 26.- Se mezclan 140 mL de solución de piridina (C 5H5N) de pH = 8.7 con 90 mL de solución de esta misma base de concentración desconocida, obteniéndose una solución con un pH = 8.6. Determinar el pH de la solución de concentración desconocida. Kb = 1.5 x 10-9.

MEZCLA DE ÁCIDOS Y BASES, FUERTES CON DÉBILES FUERTE EN EXCESO 27.- Se mezclan 200 mL de solución 0.17 M de (C2H5)2NH con 130 mL de solución de HCl con un pH = 0.46. Determinar el pH de la solución resultante. 28.- Se mezclaron 125 mL de una solución de ácido acético (CH3CO2H) de pH = 2.45 con 150 mL de solución 0.8 N de KOH. Determinar el pH de la solución resultante. DEBIL EN EXCESO 29.- Se mezclan 600 mL de solución 0.4 M de NH3 con 250 mL de solución 0.6 N de HCl. Determinar el pH de la solución final. El valor de Kb para el amoniaco es de 1.8 x 10 -5 30.- Se mezclan 475 mL de solución 0.20 M de ácido fórmico (HCO 2H) con 200 mL de solución 0.3 M de KOH. Determinar el pH de la solución final. Ka = 1.77 x 10-4. 31.- Se mezclan 550 mL de solución 0.16 M de AgOH con 200 mL de solución de HNO 3 de pOH = 13.4. Determinar el pH de la solución resultante. Kb = 6 x 10-5.

SOLUCIONES REGULADORAS 32.- Se tienen 200 mL de solución 0.45 M de NH3 y 0.4 M de NH4Cl. Determinar: a) El pH de la solución. b) El pH de la solución que resulta cuando a 100 mL de la solución anterior se le agregan 2 mL de solución 0.15 M de HCl. c) El pH de la solución que resulta cuando a los 100 mL restantes de la solución inicial se le agregan 2 mL de solución 0.15 M de NaOH. Kb = 1.8 x 10-5. 33.- Se disolvieron 9.2 g de formiato de sodio (HCO 2Na) y 5.5 g de ácido fórmico (HCO 2H) en suficiente agua hasta tener 400 mL de solución. a) Calcular el pH de esta solución. b) Si a 200 mL de la solución anterior se le agregan 4 mL de solución 0.075 M de KOH, ¿cual es el pH de la solución resultante? c) Si a 150 mL de la solución inicial se le agregan 5 mL de solución 0.070 M de HNO 3, ¿cual es el pH de la solución resultante? Ka = 1.77 x 10-4.

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34.- Se desean preparar las siguientes soluciones reguladoras: a) 500 mL con un pH = 12.1 b) 700 mL con un pH = 2.42 c) 400 mL con un pH = 5.14 d) 1500 mL con un pH = 9.65. Si existiera un ácido o una base con la constante de acidez o de basicidad que usted deseara, ¿con que valores de Ka y Kb escogería a los ácidos y a las bases para preparar cada una de las soluciones antes mencionadas?

HIDRÓLISIS 35.- Se hacen reaccionar 140 mL de solución 0.25 M de HClO 2 con 100 mL de solución 0.35 M de NaOH. Determinar el pH de la solución final. Ka = 1 x 10-2. 36.- Determinar el pH de una solución 0.45 M de NaNO 2.

Ka = 4.5 x 10-4.

37.- Determinar la cantidad en gramos de NH4NO3 que se necesitan para preparar 600 mL de solución acuosa de NH4NO3 con un pH de 4.9. Kb = 1.8 x 10-5. 38.- Se requiere aumentar el pH a 750 mL de solución de CH3CO2Na de un valor de 8.85 a 8.92. Determinar la cantidad de acetato de sodio que se le deberá agregar para lograr el objetivo. El valor de Ka para el ácido acético es de 1.8 x 10-5.

VARIOS 39.- Determinar la cantidad de ácido láctico (C 3H6O3) que se deberá agregar a 700 mL de solución de lactato de sodio (C 3H5O3Na) de pH = 8.468 para obtener una solución con un pH de 4.237 .Nota: Debido a que la cantidad de C 3H6O3 que se agrega es pequeña, se considera que no influye en el volumen de la solución final. Ka = 1.39 x 10-4. 40.- Se prepararon en el laboratorio, dos soluciones. Una de ácido benzoico (C6H5CO2H) de concentración 0.32 M y la otra de NaOH con una concentración 0.30 M. De la solución de ácido benzoico se tomaron 3 alícuotas de 75 mL cada una y se colocaron en vasos de precipitados, los cuales se marcaron como A, B y C. Determinar: Ka = 6.3 x 10-5. a) El pH de la solución de ácido benzoico. b) El pH de la solución de NaOH. c) El pH de la solución del vaso “A” después de agregar 40 mL de la solución de NaOH. d) El pH de la solución del vaso “B” después de agregar 80 mL de la solución de NaOH. e) El pH de la solución del vaso “C” después de agregar 120 mL de la solución de NaOH. 41.- Se mezclan 10 mL de solución 0.39 N de HF (pKa = 3.30) con 50 mL de solución 0.30 N de NaF. Determinar el % de HF en la solución inicial y en la solución final. 42.- Determinar la cantidad de CH3NH3NO3 que deberá agregarse a 600 mL de solución 0.5 M de metilamina (CH3NH2) Kb = 5 x 10-4 para tener una variación en el pH de 0.8. Considerar que no hay cambio de volumen por la adición de la sal. 43.- Se prepararon 360 mL de solución 0.24 N de AgOH, Kb = 6 x10 -5 los cuales se repartieron en partes iguales en tres vasos de precipitados marcados como “1”, “2” y “3”. Determinar: a) El pH de la solución del vaso “1” después de agregarle 85 mL de solución 0.5 N de HNO3. b) El pH de la solución del vaso “2” después de agregarle 100 mL de solución 0.15 N de HNO 3. c) El pH de la solución del vaso “3” después de agregarle 40 mL de solución 0.72 N de HNO 3.

81

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

44.- Una solución 0.35 M de dietilamina (C 2H5)2NH Kb = 1.3 x 10-3 contiene una concentración desconocida de cloruro de dietil amonio ((C 2H5)2NH2Cl y tiene un pH = 10.3. Calcular: a) La concentración de cloruro de dietil amonio en la solución. b) El pH de la solución que resulta cuando se mezclan 450 mL de esta solución con 10 mL de solución 0.12 M de HCl. 45.- Se tienen 650 mL de solución 0.38 M de ácido acético (CH3COOH) a la cual se le agregan 20 g de acetato de sodio (CH3COONa). Determinar el pH de la solución después de agregarle suficiente agua hasta tener 800 mL de la misma. Ka = 1.8 x 10-5. 46.- Se tienen 300 mL de solución preparada con HBrO y 10 g de NaBrO. Sabiendo que el pH de la solución es de 9 y la Ka del HBrO es de 2.1 x 10-9, calcular: a) La molaridad (M) del HBrO en la solución. b) El pH de la solución final si se agregaran a los 300 mL de la solución inicial 15 mL de solución 0.1 M de KOH. c) El pH de la solución final si se agregaran a los 300 mL de la solución inicial 10 mL de solución 0.25 M de HClO4. 47.- Con el objeto de calcular la constante de acidez del ácido ciánico (HCNO) se llevaron a cabo las siguientes determinaciones: El pH de una solución de este ácido es de 2.352 y una muestra de 40 mL de esta solución se tituló con solución valorada 0.115 N de NaOH, consumiéndose 31.3 mL para llegar al punto de equivalencia. ¿Cual es el valor de la Ka para este ácido?. 48.- Se prepararon dos soluciones; una de HClO 2 Ka = 1 x 10-2 y la otra de KOH de concentraciones 0.34N y 0.38N respectivamente. De la solución de HClO 2, se tomaron 3 alícuotas de 30 mL cada una y se colocaron en matraces erlenmeyer marcados como “A”, “B” y “C”. Calcular: a) El pH de la solución del matraz “A” después de agregarle 60 mL de la solución de KOH. b) El pH de la solución del matraz “B” después de agregarle el volumen equivalente de la solución de KOH. c) El pH de la solución del matraz “C” después de agregarle 15 mL de la solución de KOH. 49.- Se dispone de dos soluciones, una de NaOH de concentración 0.24 M y otra de ácido ciánico (HCNO) de concentración 0.16 M. De la solución de HCNO Ka = 2.2 x 10-4 se tomaron 3 alícuotas de 75 mL cada una, las cuales se colocaron en tres vasos de precipitados marcados como A, B y C. Calcular: a) El pH de la solución de NaOH. b) El pH de la solución de HCNO. c) El pH de la solución del vaso “A” después de agregar 50 mL de solución de NaOH. d) El pH de la solución del vaso “B” después de agregar 75 mL de solución de NaOH. e) El pH de la solución del vaso “C” después de agregar 25 mL de solución de NaOH. 50.- Para conocer la concentración de una solución de (C 2H5)3N contenida en un frasco de 3.5 L, se tomó una alícuota de 25 mL de esta solución y se diluyó con agua destilada hasta un volumen de 75 mL. Esta solución se tituló con solución valorada 0.145 N de HCl, consumiéndose 39.8 mL para llegar al punto de equivalencia. Determinar el pH de la solución una vez concluida la titulación. El valor de Kb para la trietilamina es 2.6 x 10-4 51.- En la preparación de una solución reguladora, se mezclaron 140 mL de solución de AgOH Kb = 6 x 10-5 con un % = 2.42 y 60 mL de solución 0.14 M de HNO3. Determinar el pH de la solución resultante. 82

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

RESPUESTAS PROBLEMAS ACIDOS Y BASES 1.- a) 0.824; b) 0.62; c) 13.23; d) 13.544.

2.- a) 0.063; b) 0.071; c) 0.398; d) 0.178.

3.- 1082.3 mL de H2O

4.- 18.8 mL sol’n HNO 3

5.- 467.6 mL sol’n HNO3 172.4 mL sol’n KOH 7.- pH = 1.68.

6.- 433 3 mL sol’n 0.4 N 66.7 mL sol’n de pH 0.125 8.- pH = 13.11

9.- pH = 11.8

10.- 44.9 mL sol’n de pH 0.78 95.1 mL sol’n de pH 0.60 12.- a) 4.19 x 10-3; b) 0.251; d) 0.414 14.- pH = 4.12

11.- a) 2.56; b) 11.23; c) 12.02; d) 4.74 13.- a) 0.0354; b) 0.108; c) 0.301; d) 0.000188; e) 0.000596; f) 0.00188

c) 0.061

15.- 0.344 g de N2H4

16.- 434 mL sol’n de pH 2.15 236 mL sol’n de pH 1.65

17.- 3.39 x 10-5 g 19.- 547 mL de H2O y 253 mL sol’n NH3

18.- a) 1.36% b) 2.26% c) 3.51 x 10-3% d) 6% 20.- 0.0144

21.- 1.803 x 10-5

22.- pH = 3.901;

23.- 816 mg de piperidina.

24.- pH = 11.10; pOH = 2.9; % = 0.2395

25.- 0.817 g HClO 2;

26.- pH = 8.11

Meq = 0.0145

Ka = 3.5 x 10-8

27.- pH = 1.474

28.- pH = 13.074

29.- pH = 9.033

30.- pH 3.986

31.- pH = 9.654

32.- a) 9.306; b) 9.3; c) 9.313

33.- a) 3.806; b) 3.81; c) 3.799 35.- pH = 7.582

34.- a) Kb = 0.0126 b) Ka = 3.802 x 10-3 -6 c) Ka = 7.244 x 10 d) Kb = 4.467 x 10-5 36.- pH = 8.5

37.- 13.694 g de NH4NO3

38.- 2.109 g de CH3CO2Na

39.- 3.15 g de ácido láctico.

40.- a) 2.348; b) 13.477; c) 4.2; d) 8.695; e) 12.789.

41.- a) 3.58; b) 0.20048

42.- 5.717 g de CH3NH3NO3

43.- a) 1.175; b) 9.742; c) 5.261.

44.- a) 2.2804 M; b) pH = 10.296

45.- pH = 4.739

46.- a) 0.133 M; b) 9.025; c) 8.961.

-4

47.- 2.311 x 10

48.- a) 13.146; b) 7.627; c) 2.103

49.- a) 13.380; b) 2.235; c) 8.32; d) 12.602; e) 3.658.

50.- pH = 5.857. 51.- pH = 9.628

83

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

ESIQIE Departamento de Formación Básica Primera Evaluación Parcial de Química de Soluciones

IPN

B

1.- Realiza el ajuste de la ecuación química usando el método de cambio del estado de oxidación, e identifica al agente reductor. K 2Cr2O7 + H2SO4 + H 2C2O4  Cr2(SO4)3 + K 2SO4 + CO2 + H2O 1 punto 2.- Realiza el balance de la ecuación química usando el método de cambio del estado de oxidación, e identifica al agente oxidante. HNO3 + CdS  Cd(NO3)2 + NO + H 2O + S 1 punto 3.-Se prepara 1.50 L de una solución acuosa 0.95 N de K 2S2O3 y densidad de 1.022 g/mL para emplearse como agente redox para producir SO4 2-. Expresa la concentración de esta solución en términos. 1.5 puntos a) molalidad (m) b) fracción mol de soluto (X) c) Molaridad (M) 4.- Se desea preparar 400 mL de solución acuosa de Na2SO3 de concentración 25.6 g/L, cuya densidad es 1.024 g/mL. Calcula: a) masa de Na2SO3.5H 2O necesaria para la preparación y b) masa de agua destilada que se debe usar. c) concentración de la solución en términos de Molaridad (M) y porcentaje en masa (%masa). 1.5 puntos

IA 1 H 1 3 Li 7 11

IIA 4

IIIB

IVB

19

20

21

Sc 45

22

38

39

40

Rb 85.5

55

VIIIB

IB

IIB

Mg 24.3 Ca 40

Sr 87.6

Y 89

56 Ba 137.3

57-71

87

88

89-103

Ra 226

IIIA

6

7

N 14

8

O 16

VIIA VIIIA 2 He 4 9 10 F Ne 19 20

13

14

15

16

17

Cl 35.5

18

31

32

33

35

36

50 Sn 118.7

51 Sb 52 Te 121.8 127.6

53 I 127

54 Xe 131.3

82 Pb 207.2

83

85

86

Al 27

Cs 133 Fr 223

VIIB

5 B 10.8

12

37

VIB

Be 9

Na 23 K 39

VB

 

Ti 48

23

V 51

24

Cr 52

25

Mn 55

Fe 55.8

27

44

45

Co 59

Zr 91.2

41

42

72 Hf 178.5

73

74

75 Re 186.2

76 O s 77 Ir 190.2 192.2

105

106

107

108

104

Rf 261

Nb 93

Ta 181 Db 262

Mo 96

W 184 Sg 266

43

26

Tc 98

Bh 262

Ru 101

Hs 265

Duración del examen: 90 minutos NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA Química. 15 minutos de tolerancia para el ingreso.

28

Ni 58.7

29

Cu 63.5

30

Zn 65.4

Ga 69.7

Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 103 106.4 107.8 112.4 114.8 78

Pt 195

79

81 Au 80 Hg Tl 197 200.6 204.4

IVA

VA

C 12 Si 28

P 31

Ge 72.6

As 75

Bi 209

VIA

S 32

34

Se 79

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Po 209

Br 80

At 210

Ar 40

Kr 83.8

Rn 222

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Mt 266

08 de Mayo de 2015 Academia de

84

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

ESIQIE Departamento de Formación Básica Primera Evaluación Parcial de Química de Soluciones

B

IPN

1. Se preparó 750 mL de una solución 1.8 N de K2Cr2O7 y densidad de 1.05 g/mL, la cual se usa en una reacción redox donde el cromo se reduce a Cr 3+. Calcula la masa de K2Cr2O7 que se necesitó para la preparación y expresa la concentración en términos de: a) m b) g/L c) %w

1.5 puntos

2. Ajusta la siguiente ecuación química por el método del ión-electrón, indicando los agentes oxidante y reductor:

K2Cr2O7 + H 2S + HCl  KCl + CrCl3 + H2O + S 1.5 puntos 3. Se cuenta con 345 mL de una solución de hidróxido de amonio (NH4OH) de concentración 32 %masa y densidad de 0.9 g/mL a 25 °C Calcula la concentración de la solución en términos de Normalidad, fracción mol y Molaridad de los iones

1.0 punto

4. Ajusta la siguiente ecuación química por el método redox (cambio en el estado de oxidación) e indica el agente oxidante:

KMnO4 + H2SO4 + KBr  MnSO4 + Br2 + H2O + K 2SO4 1.0 punto

IA 1 H 1 3 Li 7 11

IIA 4

IIIB

IVB

19

20

21

Sc 45

22

38

39

40

Rb 85.5

55

VIIIB

IB

IIB

Mg 24.3 Ca 40

Sr 87.6

Y 89

56 Ba 137.3

57-71

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Ra 226

IIIA

6

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N 14

8

O 16

VIIA VIIIA 2 He 4 9 10 F Ne 19 20

13

14

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16

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Cl 35.5

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31

32

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35

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50 Sn 118.7

51 Sb 52 Te 121.8 127.6

53 I 127

54 Xe 131.3

82 Pb 207.2

83

85

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Al 27

Cs 133 Fr 223

VIIB

5 B 10.8

12

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VIB

Be 9

Na 23 K 39

VB

 

Ti 48

23

V 51

24

Cr 52

25

Mn 55

Fe 55.8

27

44

45

Co 59

Zr 91.2

41

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72 Hf 178.5

73

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75 Re 186.2

76 O s 77 Ir 190.2 192.2

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Rf 261

Nb 93

Ta 181 Db 262

Mo 96

W 184 Sg 266

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Tc 98

Bh 262

Ru 101

Hs 265

28

Ni 58.7

29

Cu 63.5

30

Zn 65.4

Ga 69.7

Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 103 106.4 107.8 112.4 114.8 78

Pt 195

79

81 Au 80 Hg Tl 197 200.6 204.4

IVA

C 12 Si 28

Ge 72.6

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P 31 As 75

Bi 209

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Se 79

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Po 209

Br 80

At 210

Ar 40

Kr 83.8

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Mt 266

Duración del examen: 90 minutos 19 de Septiembre de 2014 NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA Academia de Química TM TODO ALUMNO SUSTENTANTE DEBERÁ IDENTIFICARSE MEDIANTE DOCUMENTO VIGENTE 85

Academia de Química

ESIQIE

Departamento de Formación Básica

Departamento de Formación Básica Primer examen Parcial de Química de Soluciones

B

IPN

1. Ajusta la siguiente ecuación química por el método de cambio de estado de oxidación e identifica el agente oxidante. NaCrO2 + Na2O2 + H2O  NaOH + Na2CrO4 1.0 puntos

2. Ajusta la siguiente ecuación química por el método de ion electrón e identifica al agente oxidante. Sb + HNO3  Sb2O5 + NO2 + H2O 1.0 puntos

3. Se prepararon 600 mL de una solución con 200 g de Al2(SO4)3∙6H2O. La densidad de la solución resultante es de 1.05 g/mL. Determina: a) Las masas de Al2(SO4)3 anhidro b) Masa de Al2(SO4)2, y de agua destilada, necesarias para la preparación. c) La concentración en términos de Molaridad, Fracción mol y Por ciento peso.

1.5 puntos 1. Para una solución de NaHCO3 de concentración 45 g/L, cuya densidad es 1. 04 g/mL, que participa en una reacción redox dando como producto monóxido de carbono (CO). Determina la concentración de la solución en términos de: a) %masa b) Normalidad N c) molalidad m

1.5 puntos

IA 1 H 1 3 Li 7 11

IIA

4

IIIB

IVB

19

20

21

Sc 45

22

38

39

40

Rb 85.5

55

VIIIB

IB

IIB

Mg 24.3 Ca 40

Sr 87.6

Y 89

56 Ba 137.3

57-71

87

88

89-103

Ra 226

IIIA

6

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N 14

8

O 16

VIIA VIIIA 2 He 4 9 10 F Ne 19 20

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Cl 35.5

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32

33

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50 Sn 118.7

51 Sb 52 Te 121.8 127.6

53 I 127

54 Xe 131.3

82 Pb 207.2

83

85

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Al 27

Cs 133 Fr 223

VIIB

5 B 10.8

12

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VIB

Be 9

Na 23 K 39

VB

 

Ti 48

23

V 51

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Cr 52

25

Mn 55

Fe 55.8

27

44

45

Co 59

Zr 91.2

41

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72 Hf 178.5

73

74

75 Re 186.2

76 O s 77 Ir 190.2 192.2

105

106

107

108

104

Rf 261

Nb 93

Ta 181 Db 262

Mo 96

W 184 Sg 266

43

26

Tc 98

Bh 262

Duración del examen: 90 minutos

Ru 101

Hs 265

28

Ni 58.7

29

Cu 63.5

30

Zn 65.4

Ga 69.7

Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 103 106.4 107.8 112.4 114.8 78

Pt 195

79

81 Au 80 Hg Tl 197 200.6 204.4

IVA

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Ge 72.6

VA

P 31 As 75

Bi 209

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Se 79

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Po 209

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Ar 40

Kr 83.8

Rn 222

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Mt 266

27 de Febrero de 2014

86

Academia de Química

ESIQIE

Departamento de Formación Básica

Departamento de Formación Básica Segundo examen Parcial de Química de Soluciones

IPN

B

1. A 420 mL de solución 0.16 N de Al(NO3)3 se le agregan 380 mL de solución de concentración 0.36 N de AlCl3 y 63 g de AlCl3 sólido. Determina la Molaridad final de compuesto y de los iones. 1.0 puntos 2. Se tiene en el laboratorio una solución de Ca(OH)2 sin etiqueta, de la cual se toma una alícuota de 15 mL y se diluye con agua destilada hasta 200 mL; posteriormente se toma una alícuota de 5 mL y se hace reaccionar son solución titulante de HCl 0.05 N y se gastan 23 mL de a solución titulante hasta la neutralidad. Determina la concentración inicial del Ca(OH)2. 1.0 puntos 3. Se tienen 700 kg de solución saturada de cloruro de potasio a 20°C (CS=34), la cual se calienta hasta 70°C (C.S.=48.3). Determina la cantidad de sal que deberá adicionarse para volver a saturar la solución, si durante el calentamiento se pierde el 18% del agua inicial. 1.0 puntos 4. Se mezclan 50 mL de solución Na2C2O4 0.12 M con 50 mL de solución KMnO 4 0.04 N y 80 mL de solución ácida como medio de reacción. La reacción que se lleva a cabo está representada por la siguiente ecuación iónica: MnO41- (aq) + C2O42- (aq)  Mn2+ (ac) + CO2 (g)

Determina la concentración de todos los iones en la solución final. Considere volúmenes aditivos. 1.0 puntos

5. Al reactor de 5 L se alimentan 15 moles de PCl5. Una vez alcanzado el equilibrio se sabe que la constante de equilibrio presenta un valor de 1.8x10-5. Determina el valor de las concentraciones en el equilibrio, si la reacción que tiene lugar es la siguiente: PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) 1.0 puntos

Duración del examen: 90 minutos NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA

10 de Abril de 2014 Academia de Química, TM.

87

Academia de Química

Departamento de Formación Básica

ESIQIE Departamento de Formación Básica Segunda Evaluación Parcial de Química de Soluciones

IPN

B

1. Se hace reaccionar 28.5 mL de solución acuosa 0.60 M de HCl con 23.0 mL de NaOH de concentración 0.30 N. Calcula la concentración los compuestos presentes en la solución final. 1 punto 2. Se mezcla 350 mL de solución de H3PO4 de concentración 45.83 % masa y densidad 1.15 g/mL con 150 mL de otra solución del mismo ácido de concentración 110 g/L. Determina: a) La concentración de la solución resultante en términos de N. b) La concentración de los iones en la solución resultante en términos de M. 1 punto 3. A 303 K el valor de K c es de 1.0 para la reacción: H2 (g) + C l 2 (g)  HC l (g) Si a un reactor de 2 litros se introduce 0.4 moles de H2 y 0.4 moles de C l2, calcula las concentraciones en el punto de equilibrio a esa temperatura. 1 punto 4. Se dispone de 1700 g de una solución saturada de Na 2Cr2O7 a 10°C la cual se somete a calentamiento hasta 20 ºC. Sí se adicionan 350 g de la sal para volver a saturarla, calcula: a) la masa de agua que se requiere evaporar, y b) la masa de la solución remanente. CS a 10 ºC = 50.17 CS a 20 ºC = 88.7 1 punto 5. Se hace reaccionar 400 mL de solución 0.0765 M de Na2C2O4 con 500 mL de solución acuosa de Ba(NO3)2 de concentración 0.0612 M. Calcula: a) la masa del precipitado BaC 2O4 formado, y b) la concentración de las especies iónicas en la solución remanente. 1 punto

Duración del examen: 90 minutos NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA 15 minutos de tolerancia para el ingreso.

12 de Junio de 2015 Academia de Química

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B

1. Determina el pH y el grado de disociación de una solución acuosa 0.12 M de (CH3)3N (trimetilamina Kb=5.3x10-5). 1.0 punto 2. Se hace reaccionar 600 mL de solución 0.13N de ácido fórmico HCOOH (Ka = 1.8 x 104) con 50 mL de solución 0.8N de KOH. Calcula el pH de la solución resultante. 1.0 punto 3. Completa las siguientes reacciones ácido-base de acuerdo a la teoría de BronstedLowry y determina los pares conjugados de cada sistema: Pares conjugados a)

N2H 4 + _________  ________

+ OH1________ /_________

b) _______

+

H2O 

CNO 1-

+ _______

________ /_________ 1.0 punto

4. Determina el pH de la solución que resulta cuando se hacen reaccionar 300 mL de solución de HCI que presenta un pOH de 13.5 con 200 mL de solución 0.6 N de NaOH. 1.0 punto

5. Determina el pH de la solución resultante de la reacción cuando a 80 mL de solución 0.12N de NaOH se le adiciona 30 mL de solución 0.32M de C6H5COOH (Ka = 6.3 x 10-5) 1.0 punto

Duración del examen: 90 minutos NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA 15 minutos de tolerancia para el ingreso.

14 de Julio de 2015 Academia de Química.

TODO SUSTENTANTE DEBERA IDENTIFICARSE CON DOCUMENTO OFICIAL VIGENTE

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B

1. Se tiene 250 mL de solución reguladora de ácido nitroso 0.3 M (HNO2, Ka=4.5x10-4) y nitrito de sodio 0.5 M (NaNO2). Determina: a) El pH inicial de la solución reguladora. b) El pH de la solución después de adicionar 40 mL de solución 0.1 N de HCl. 1.5 punto 2. Con base en la teoría de Bronsted-Lowry, identifica los pares conjugados para cada una de las siguientes reacciones ácido-base. H2PO4- + OH-  _______ + _________ RNH3+ + ______  HNO2 + _________ 0.5 punto 3. Se hace reaccionar 800 mL de solución 0.07 N de HONH2 (Kb=9.1x10-9), con 700 mL de solución 0.08 N de HBr. Determina el pH de la solución resultante. 1.0 punto 4. Se disuelve 6.55 g de amoniaco (NH3, pKb=4.8) en 300 mL de agua destilada. A esta solución se le agrega 250 mL de solución del mismo soluto con pH=11.38. Calcula el pH de la solución final. 1.0 punto 5. Determina el pH de la solución que se preparó adicionando 600 mL de solución de NaOH con pH=12.11 a 400mL de solución 0.01 M de ácido benzoico C 6H5COOH (Ka=6.3X10-5). 1.0 punto

TODO SUSTENTANTE DEBERA IDENTIFICARSE CON DOCUMENTO OFICIAL VIGENTE Duración del examen: 90 minutos NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA

28 de Mayo de 2014 Academia de Química, T.M.

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B

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1. En un reactor de 1 L ,se alimentan 3 moles de N2 y 4 moles de H2. Posteriormente se incrementa la temperatura hasta 500 °C con el fin de llevar a cabo siguiente reacción: N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) En el punto de equilibrio, se encontró que había 1.5 moles de N2 . Calcula: a) El valor de la Kc para esta reacción a la temperatura antes mencionada. b) Las concentraciones en el equilibrio. 1 punto

2. De conformidad con la teoría de Bronsted-Lowry, identifica las parejas conjugadas involucradas en las siguientes reacciones ácido-base. HSO4- + OH-  _________ + _________ NH3 + _________ 

NO3- + _________ 0.5 puntos

3. Se mezclan 350 mL de solución 0.15 M de HClO (Ka=3.5x10-8) con 125 mL de solución 0.42 M NaOH. Determina el pH de la mezcla resultante. 1 punto 4. Determine la variación de pH cuando a 1.5 L de solución 0.035 M de NH3 (Kb=1.8x10-5), se le adiciona 0.5 L de agua. 1.5 puntos

5. Se hace reaccionar 200 mL de solución 0.25 M de HNO3 con 150 mL de solución 0.4 M de NaOH. Determina: a) el pH de cada una de las soluciones antes de combinarse y b) el pH de la solución resultante. 1 punto

6. Se tienen 175 mL de una solución acuosa que contiene HBrO 0.30 M y 10 g de KBrO, sabiendo que la Ka del HBrO es de 2.1X10-9. Calcular el pH de la solución formada. 1 punto

Duración del examen: 90 minutos NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA 15 minutos de tolerancia para el ingreso.

03 de Marzo de 2015 Academia de Química.

TODO SUSTENTANTE DEBERA IDENTIFICARSE CON DOCUMENTO OFICIAL VIGENTE

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1. Realiza el balance de la siguiente ecuación química usando el método de cam bio de número de oxidación (REDOX) ó ion electrón. Indica el agente oxidante y el agente reductor. Ag2S + HNO3  AgNO3 + NO + S + H2O 1 punto 2. Se mezcla 200mL de solución con 15% masa de Ca(OH)2 (ρ=1.02 g/mL), con 400 mL de solución 0.2 M de NaOH. Determina la normalidad de la solución resultante en términos de: a) los compuestos presentes b) los iones presentes 2 puntos 3. Se somete a enfriamiento 800 kg de solución saturada de NH4Cl, que se encuentra a 80 °C, hasta que su temperatura es 20 °C. (C.S. 80 ˚C = 65.6, C.S. 20 ˚C = 37.2). Determina: a) La masa de soluto que cristaliza si se evapora 4 % de agua alimentada. b) La masa de solución remanente. 1 punto 4. Calcula la masa de yodo molecular que se forma cuando se hace reaccionar 20.0g de cloro molecular con 360mL de solución 0.8N de NaI, según la reacción: Cl 2 + NaI  NaCl + I 2 1 punto 5. Se hace reaccionar 80 mL de solución 0.14 M de NaOH con 180 mL de solución HNO2 0.09 M (Ka = 4.5x10-4). Determina el pH de la solución final. 1 punto 6.- Considera la siguiente reacción en estado gaseoso que tiene lugar en un reactor de 3 L de capacidad: NOBr  NO + Br2 Con una alimentación 0.9 M de NOBr el sistema alcanza el equilibrio químico a los 200°C, encontrando en este momento la presencia de 0.5 mol de NO. Determina la concentración de todas las especies presentes en el punto de equilibrio y el valor de la constante de equilibrio. 1 punto 7. A 250 mL de una solución 0.17 M de ácido acético (CH3COOH, Ka=1.8X10-5) se le adiciona 0.06 moles de CH3COOK. Determina: a) el pH de la solución obtenida y b) el pH de la solución resultante al adicionar 15 mL de HNO3 0.14 M. 2 puntos 8. Calcula el pH de la solución resultante, cuando se hace reaccionar 120 mL de NH3 de concentración 0.24 M, con 60 mL de HCl de concentración 0.48 N si la Kb NH3 =1.8X10-5. 1 punto

Duración del examen: 90 minutos 07 de junio de 2016 NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA Academia de Química 15 minutos de tolerancia para el ingreso. TODO SUSTENTANTE DEBERA IDENTIFICARSE CON DOCUMENTO OFICIAL VIGENTE 92

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1. Ajusta la siguiente ecuación con el método de cambio de estado de oxidación; indica el agente oxidante y reductor. MnO2 + PbO2 + HNO3 → Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O 1 punto 2. Se hace reaccionar 200 mL de solución 0.3 M de H2SO4, con 100 mL de una solución de Ca(OH)2 de concentración 30 %masa (ρ=1.1 g/mL). Determina la concentración de la solución resultante y la masa de CaSO4 que se precipita. 1.5 punto 3. Un tanque cristalizador contiene 1500 L de solución acuosa con 50%masa de NaNO 3 y densidad de 1.23 kg/L, a la temperatura inicial de 60°C, dejándose enfriar hasta la temperatura final de 10°C (CS = 80) para provocar la formación de cristales de soluto. Calcula la masa obtenida de cristales anhidros si durante este proceso se evaporan 150 kg de agua. 1 punto 4. Se mezclan 200 mL de solución de HNO3 de concentración 55.76 %w y  = 1.35 g/mL con 250 mL de otra solución del mismo ácido con una concentración de 70.95 %w y  = 1.425 g/mL. Determina la concentración de los iones en la solución final. 1 punto 5. La reacción de formación del HBr es: En un reactor de 12 L de volumen se colocaron 3.25 moles de HBr y se esperó el tiempo suficiente para alcanzar el equilibrio. Calcula las concentraciones de H 2, Br2 y del HBr en el equilibrio. 1 punto 6. Responde en el cuadernillo. En base a la teoría acido-base de Bronsted-Lowry, completa las siguientes reacciones e identifica los pares conjugados. C5H5N + → + OH+

H2O

→

C3H5O3-

+

0.5 punto 7. Se mezcla 400 mL de solución 0.3 M de NaOH con un volumen de 300 mL de solución 0.3 M de HCl; determina el valor de pH final y la concentración del cloruro de sodio que está en solución. 1 punto 8. Determina el pH resultante al diluir 100 mL de una solución de trimetilamina ( (CH3)3N, Kb=5.3x10-5 ) 0.6 M hasta el triple de su volumen. 1 punto 9. Calcula la cantidad de nitrato de amonio (NH4NO3) necesario para preparar 500 mL de una solución acuosa que presente un pH de 4.6, y el porcentaje de hidrólisis en la solución. (Kb NH3 = 1.8 X 10-5 ). 1 punto 10. Se adiciona 50.0 mL de solución 0.1N de HI a una muestra de 300 mL de solución reguladora de pH formada por CH3COOH 0.34N y CH3COONa 0.44N. Calcula el pH de la solución reguladora antes y después de la adición del HI. (Ka = 1.8x10-5 del CH3COOH). 1 punto

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1. Ajusta la siguiente ecuación química por el método del cambio de estado de oxidación (redox), indica el agente reductor. KI + PbCrO4 + HCl  PbCl 2 + KCl + CrCl 3 + I 2 + H2O

1 punto

2. Determina la masa de soluto que cristalizará por efecto de enfriar 800 kg de solución saturada de KNO3 desde 60 °C (CS= 110) hasta 10°C (CS=21) sabiendo que durante la operación se evapora 10 % del agua presente en la solución inicial. 1 punto 3. Se mezcla 250 mL de solución 0.38 M de HNO3 y 2.0 L de otra solución del mismo soluto cuya concentración es 15 g/L. Determina la Normalidad de la solución resultante, considerando que se usará en una reacción redox donde uno de los productos es NO. 1.5 punto 4. Se hace reaccionar 30 mL de solución 0.3M de Na 2Cr2O7 con el volumen equivalente de solución 0.2 M de HNO3 que mediante una reacción redox produce una solución del ion Cr3+ y de NaNO2. Determina: a) el volumen equivalente usado y b) la concentración de NaNO2 en la solución resultante. 2 puntos 5. Se alimenta un reactor de 3.0 L de capacidad con 4.68 mol de monóxido de carbono y 8 mol de gas hidrógeno a la temperatura de 160°C, produciendo metanol. Si en el punto de equilibrio la concentración del gas hidrógeno es 0.72 M, calcula las concentraciones de todas las especies presentes en dicho punto y el valor de la constante de equilibrio. CO (g) + H2 (g)  CH3OH (g) 1 punto 6. Se diluye 400 mL de solución 0.15 M de (CH3)3N (trimetilamina, Kb = 5.3 x 10-5) con 150 mL de H2O. Determina: a) pH de la solución antes de la dilución. b) pH de la solución después de la dilución. 1.5 punto 7. Se hace reaccionar 300 mL de solución 0.15N de ácido acético CH3COOH (Ka = 1.8 x 10-5) con 50 mL de solución 0.9 N de NaOH. Calcula el pH de la solución resultante. 1 punto 8. Se dispone de una solución que contiene NH4Cl y es 0.26 N de NH3 (Kb = 1.8 x 10 concentración de NH4Cl que se requiere para que el pH de la solución sea de 9.32.

-5).

Determina la 1 punto

Duración del examen: 90 minutos 20 de Julio de 2015 NO SE PERMITE CONSULTA ALGUNA Academia de Química. 15 minutos de tolerancia para el ingreso. TODO SUSTENTANTE DEBERA IDENTIFICARSE CON DOCUMENTO OFICIAL VIGENTE

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