Presentación Acido y base

A continuación os dejo la presentación del tema

y una relación de ejercicios resueltos

04ácido base

Ejercicios resueltos

http://es.scribd.com/doc/49401663/acido-y-base

Un saludo

Sesión 1 Ácidos y bases

Conozcamos algunos antecedentes históricos.

Desde los primeros tiempos del desarrollo de la Química se establecieron grupos de sustancias que tenían en común una serie de propiedades características.

Boyle las sistematizó, ofreciendo con ello la primera definición, fenomenológica, del grupo de compuestos conocidos como ácidos y bases.

Ácidos son todas las sustancias que presentan las siguientes características:

• Presentan un sabor agrio característico

• Sus disoluciones cambian de color a colorantes vegetales

• Tiene un gran poder de disolución (disuelven a muchas sustancias)

• Contienen hidrógeno que se libera en contacto con metales activos

• Pierden sus propiedades características al reaccionar con las bases

Bases son aquel grupo de sustancias que se caracterizan por:

• Presentar un sabor amargo característico

• Suavidad al tacto

• Sus disoluciones cambian el color de ciertos colorantes vegetales

• Precipitan muchas sustancias que son solubles en ácidos

• Pierden sus propiedades características al reaccionar con ácidos.

Desde inicios del siglo XIX se trató de buscar una explicación a estas propiedades en base

a su posible composición.

Lavoisier propuso que las propiedades características de los ácidos eran debidas a la

presencia del elemento oxígeno.

Davy, tras demostrar que el ácido muriático (HCl) no contenía oxígeno propuso que la

acidez no podía atribuirse a ningún elemento concreto, sino a la particular agrupación

que se da en varias sustancias, indicando que el hidrógeno es lo único característico de

todas las especies ácidas.

Gay-Lussac resistiéndose todavía a romper con la teoría del oxígeno de Lavoisier,

propuso que los ácidos que no contenían oxígeno se denominaran hidrácidos y

se considerasen como una nueva clase de compuestos.

Finalmente Liebig propuso que un ácido es un compuesto que contiene un átomo de hidrógeno que puede ser sustituido por un metal.

Esto agrupó a todos los ácidos conocidos en un grupo único.

La presencia de una especie acidificante (el hidrógeno) para explicar las propiedades de un ácido representa un primer intento de

buscar un modelo para explicar el carácter ácido.

Este modelo ofrecía muy poco para la comprensión del carácter ácido y no era válido en absoluto desde el punto de vista cuantitativo.

La teoría de Arrhenius sobre la disociación electrolítica, hizo posible dar una explicación del comportamiento ácido,

mediante el proceso de ionización.

De acuerdo con el modelo de Arrhenius:

Ácido es todo compuesto que contiene hidrógeno y que en disolución acuosa se ioniza originando iones hidrógeno.

Base es todo compuesto que contiene hidroxilo y que en disolución acuosa se ioniza originando iones hidróxido.

A continuación os dejo un vídeo resumen

Webs de trabajo

Teoría y problemas

ejercicios y teoría avanzanos

Un saludo

Retaso examen a martes

Hoy hemos quedado en que finalmente el examen se hará el día 8/03/2011.

A partir de mañana comenzamos con el tema de ácidos y bases, para evitar el mismo problema el examen de ácidos y bases será el día 25/03/2011 viernes a primera hora en el aula del anexo.

Mañana también a las 10:15 aquel que quiera estaremos en el laboratorio para repasar la expresión de las concentraciones. El tema de dominar como se expresan las concentraciones es muy importante, para repasar os recomiendo el siguiente enlace.

Cálculos de concentraciones

Un saludo

solubilidad

La solubilidad es un concepto que normalmente utilizamos en nuestra vida diaria pero sobre el que nunca nos hemos detenido a reflexionar. Está en el fundamento de la obtención de sal en las salinas por ejemplo y es uno de los fundamentos de las marchas analíticas para la determinación de diferentes elementos.

En el siguiente vídeo podemos ver la relación entre solubilidad y precipitación cuando se sobre pasa esta.

Podemos definir solubilidad esta sería: La solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en otra. Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto; en algunas condiciones la solubilidad se puede sobrepasar, denominándose a estas soluciones sobresaturadas. El método preferido para hacer que el soluto se disuelva en esta clase de soluciones es calentar la muestra.

La solubilidad depende de la temperatura. La solubilidad de un soluto en un disolvente dado normalmente depende de la temperatura. Para muchos sólidos disueltos en el agua líquida, la solubilidad aumenta con la temperatura hasta 100 ° C. En el agua líquida a altas temperaturas (por ejemplo, que, en vísperas de la temperatura crítica), la solubilidad de los solutos iónicos tiende a disminuir debido a la cambio de las propiedades y la estructura del agua líquida, el reducir los resultados de la constante dieléctrica de un disolvente menos polar.

Los solutos gaseosos muestran un comportamiento más complejo con la temperatura. Como se eleva la temperatura, los gases generalmente se vuelven menos solubles en agua (el mínimo que está por debajo de 120 ° C para la mayoría de gases),pero más solubles en disolventes orgánicos.

La precipitación de una sustancia depende del producto de solubilidad.

El producto de solubilidad de un compuesto ionico es el producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.

CmAn ↔ m Cn+ + n Am-

Donde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad será:

Kps = [Cn+]m [Am-]n

El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones y alcanzamos de nuevo equilibrio. el estado de equilibrio de solubilidad, la concentración del otro ion se verá disminuida debido al efecto ion común (efecto de acción de masa).

Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad molar, número de moles de soluto en un litro de una disolución saturada (mol/L); y como solubilidad, número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (gr/L). Todo esto ha de calcularse teniendo en cuenta una temperatura que ha de permanecer constante y que suele ser la indicada en las condiciones estandar o condiciones de laboratorio (P=101 kPa, T=25ºC). Ver power point de equilibrio.

Para saber más.

Un saludo

Repasar conocimientos

Recordad que para poder realizar correctamente los ejercicios de equilibrio debéis repasar los siguientes contenidos.

1. - Constante de equilibrio Kc, Kp y Kx relación de constantes de equilibrio.
2. - Q cociente de reacción y relación con la constante Kc
3. - Grado de disociación, ley de Dalton, Pc = x Pt
4. - Suma, resta, división, producto y potencias de polinómios.
5. - Ecuación de Van´t Hoff, variación de la constante de equilibrio y la temperatura
6. - Relación de Energía de Gibbs y equilibrio químico.
7. - Relación entre Energía de Gibbs y Kp
8. - Expresar concentraciones en molaridad y en fracciones molares
9. - Aspectos que influyen en la velocidad de reacción, teoría de colisiones y teoría del estado de transición.
10. - Equilibrios homogéneos y equilibrios heterogéneos.
11. - Principio de Le Chatelier y como afecta al equilibrio una variación de P,V, T, Concentración
12. - Ajuste de reacciones químicas, formulación química y ley de los gases ideales.

Todo ello lo podéis encontrar desarrollado en el power point que aparece en este blog, seleccionando por la etiqueta de equilibrio.

Un saludo

Principio de Le Chatelier

En el equilibrio químico es muy importante conocer las condiciones termodinámicas y cinéticas, ya que esto no permite comprender mejor como tiene lugar una reacción y las condiciones en que esta se produce en uno u otro sentido. No obstante no hay que olvidar que desde un punto de vista químico pretendemos conseguir que la reacción vaya en el sentido que nosotros queramos, es más podemos decir que queremos que la reacción trabaje para nosotros. Desde esta perspectiva es muy importante el la aportación que hizo le Chatelier, básicamente podemos decir que este principio nos dice que la reacción evoluciona en el tiempo en un sentido contrario a la modificación que realizamos, o sea cuando modificamos un equilibrio modificamos Kc el equilibrio evoluciona de forma que restablece el valor de dicha constante.

Efecto de la presión (ingles)

efecto de la temperatura (ingles)

Un saludo

web de trabajo

Buenos días a continuación os paso unas web de trabajo muy útiles en general, pero especialmente para este tema de equilibrio químico.

teoría

problemas resueltos

Por favor dadles un vistazo ya que son de mucha utilidad, además os subo una presentación del tema

equilibrioquímico

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Un saludo

Problemas de equilibrio

Buenas tardes,
A continuación os detallo la relación de ejercicios de ampliación, resumen y refuerzo del tema relativo a equilibrio químico. Por favor imprimid la misma o copiadla para llevarla a clase.

Bloque Inicial.

1.- ¿Qué significa que un determinado proceso sea reversible?

2.- En un vaso ponemos hidrogenocarbonato de sodio y le añadimos un poco de ácido clorhídrico, ¿Podría establecerse un equilibrio?.

Actividades de refuerzo y resumen.

3.- Calcula la relación existente entre Kc y Kp

4.- En que situación se produce la siguiente situación Kc=Kp

5.- En una reacción reversible, ¿Qué sucede cuando se va extrayendo uno de los productos según se va formando?

6.- Se ha estudiado la reacción de equilibrio siguiente.

2NOCl (g)ßà 2 NO(g) + Cl₂ (g)

a 735 ºK y un volumen constante de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se introdujeron 2 moles de NOCl, una vez establecido el equilibrio se había disociado un 33%. A partir de estos datos cálcula Kp.

7.- Un volumen de 1 litro de una mezcla de equilibrio de NH₃, N₂ , H₂ , a 750 ºK se compone de 1,20 moles de hidrógeno molecular y 0,329 moles de amoniaco. Considerando el equilibrio:

N₂(g) + H₂(g) ßà NH₃(g)

Calcula:

. Kc del mismo y las presiones de los gases en esta situación.

. Si la variación de entalpía es de -92 kj, en que sentido se desplazará el equilibrio a una temperatura de 1300 ºK.

8.- A cierta temperatura el PCl₅ se disocia en PCl₃ y Cl₂. Cuando se alcanza el equilibrio de esta reacción, llevaba a cabo en un recipiente de 10 litros, se comprueba de que las concentraciones son 0,8 mol/l de PCl₅, 0,2 mol/l de PCl₃ y 0,2 mol/l de Cl₂. Calcula la Kc para el equilibrio en estas condiciones e interpreta cómo se desplazará y cuales serán las nuevas concentraciones si, una vez logrado el equilibrio:

. Se agregan 2 moles de PCl₅

. Se reduce el volumen a 5 l

. Se añaden 2 moles de Cl₂

9.- A 200 ºC la constante de equilibrio para la disociación:

PCl₅ (g) ßà PCl₃(g) + Cl₂(g)

es Kc=0,00793 mol/l. Calcula el grado de disociación α del PCl₅ a dicha temperatura si:

. Se colocan inicialmente 3,125 g de PCl₅ a un matraz de un litro.

. El matraz se encontraba previamente lleno de cloro.

10.- En un recipiente de 10 l de volumen se introducen 2 moles del compuesto A y un mol de compuesto B. Se calienta a 300 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A (g) + 3B (g) ßà 2C(g).

Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B es igual que el de C. Calcula los moles de cada componente en el equilibrio, Kc y Kp y la presión parcial del componente B.

11.- Una mezcla de dióxido de azufre y oxigeno en la relación molar 2:1 alcanza el equilibrio siguiente en presencia de un catalizador:

2 SO₂(g) + O₂(g) ßà2 SO₃(g)

. ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio Kp si a la presión total de 5 atm se ha transformado el 33% del SO₂ en SO₃?

. En las mismas condiciones de presión y temperatura y con una relación molar inicial de SO₂ y O₂ 1:1, justifica si el porcentaje de SO₂ transformado es igual, mayor o menor que en el apartado anterior.

12.- En presencia del adecuado catalizador y a la temperatura de 400 ºC es posible obtener gas amoniaco a partir de N₂ y de H₂. En un recipiente de un litro de capacidad y partiendo de 3 moles de hidrógeno y 1 mol de hidrógeno, se obtienen 0,0385 moles de amoniaco una vez alcanzado el equilibrio. Calcula a partir de estos datos los valores correspondientes de Kc y Kp.

13.- La Kps del fluoruro de calcio a 25 ºC es de 6,25 10^-11 Calcula su solubilidad en agua pura, en una disolución 0,1 M de NaF.

14.- La concentración de de iones de calcio (II) de una disolución es de 0,01M. Calcular la concentración de iones fluoruro que hay que añadir para que precipite el CaF₂ si Kps= 3,9 10^-11 .

15.- Calcular la solubilidad en g/l del Ioduro de plomo(II), sabiendo que su producto de solubilidad (S) es de 4 x 10^-5 .

Un sal-U2

Sesión 4 Factores que afectan a la velocidad de reacción

Vídeo resumen de lo tratado en la sesión de hoy

Factores que afectan a la velocidad de reacción

Temperatura

Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica.

Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos en la nevera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego.

Grado de pulverización de los reactivos

Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas.

Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeños son los pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

Naturaleza química de los reactivos que intervienen en la reacción

Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación:

• Muy alta, y entonces será muy lenta.
• Muy baja, y entonces será muy rápida.

Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es intermedia entre las dos anteriores.

Concentración de los reactivos

Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido.

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general, en la forma:

v = k [A]^α [B]^β

donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerada. La constante de velocidad k, depende de la temperatura.

Catalizadores

Los catalizadores son sustancias que facilitan la reacción modificando el mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de reacción.

Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.

Sesión 3.3 Teoría de colisiones

TEORÍA DE COLISIONES

Según esta teoría, para que ocurra una reacción química es necesario que existan choques entre las moléculas de reactantes que den origen a productos. Estas colisiones deben cumplir las siguientes condiciones:

- Las moléculas de reactantes deben poseer la energía suficiente para que pueda ocurrir el rompimiento de enlaces, un reordenamiento de los átomos y luego la formación de los productos. Si no se dispone de la energía suficiente, las moléculas rebotan sin formar los productos.

- Los choques entre las moléculas deben efectuarse con la debida orientación en los reactantes.
Si el choque entre las moléculas cumple con estas condiciones, se dice que las colisiones son efectivas y ocurre la reacción entre los reactantes; entonces se forman productos.

Cabe destacar que no todas las colisiones entre reactantes son efectivas, por lo tanto no todas originan productos. Sin embargo, mientras más colisiones existan entre reactantes, mayor es la probabilidad de que sean efectivas.

Un saludo

Sesión 3 bis. Teoría de complejo activado

La teoría del complejo activado y la teoría de colisiones permiten explicar cómo interaccionan los reactantes de una reacción para formar productos.

Teoría del complejo activado

Según esta teoría, cuando los reactantes se aproximan se produce la formación de un estado intermedio de alta energía, alta inestabilidad y por tanto de corta duración, que se denomina complejo activado. La energía que necesitan los reactantes para alcanzar este complejo se llama energía de activación (Ea). Cuanto mayor sea la energía de activación, en general, menor será la velocidad de la reacción.

La magnitud de la energía de activación de una reacción química determina la velocidad de ésta; si la energía de activación es muy alta, la reacción ocurre en un largo periodo de tiempo; si esta energía es baja, los reactantes pueden adquirirla fácilmente acelerando la reacción.

De acuerdo al cambio neto de energía, es decir, a la diferencia entre la energía de los productos y de los reactantes, las reacciones se clasifican en endergónicas, si se requiere energía y exergónicas, si se libera. Cuando la energía se manifiesta como calor, las reacciones se denominarán endotérmicas y exotérmicas respectivamente. Para representar estos procesos se utilizan diagramas de energía, que dan cuenta de la cantidad de energía en función del avance de una reacción.

En la figura 1 se muestra el diagrama de energía para una reacción exotérmica cualquiera:

En este diagrama se observa que la energía de los reactantes (A + B) es mayor que la energía de los productos (C+D). Entre ellos existe un máximo de energía que corresponde a la formación del complejo activado, que luego de liberar parte de la energía de activación decae a producto.

En la figura 2 se muestra el diagrama de energía para una reacción endotérmica cualquiera:

En el diagrama observamos que la energía para los reactantes es menor que la energía de los productos, y por lo tanto nuestro sistema absorbe energía. El complejo activado es el estado intermedio entre reactantes y productos, en un máximo de energía.

Sesión adicional

Esta sesión es un complemento para trabajar y recordar contenidos necesarios para poder trabajar correctamente en este curso. Es recomendable repasarlos y tenerlos claros ya que son contenidos básicos para el estudio de la química.

Estequiometria

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Intentad resolver los problemas en casa, ya que es bastante útil el realizarlos, no basta con verlos para aprenderlos correctamente.
Un saludo

Sesión 3 Resumen del tema de cinética

En este power point podéis encontrar el resumen de todo el tema de cinética química. Contiene ejercicios resueltos y planteamientos de problemas.

Cineticaquimica

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Un saludo