WEBCONFERENCE II Química inorgánica Universidad Nacional Abierta y a Distancia 1-Octubre-2015 I. GENERALIDADES Termodinámica química La termodinámica química nos permite conocer las transformaciones energéticas de un sistema reaccionante y su posibilidad de ocurrencia. Sistema abierto: Intercambio de materia y de energía. Sistema cerrado: Intercambio de energía, pero no de materia. Sistema aislado: No se producen intercambios de materia y de energía. Algunos conceptos importantes en termodinámica química Energía: Existen múltiples definiciones, las cuales dependen del área de estudio específica. Energía eléctrica Energía potencial Energía cinética Energía química Entalpía: Energía que un sistema puede intercambiar con sus alrededores (cambio de fase, energía absorbida o liberada por una reacción, movimiento de fluidos) Entropía: Asociada al desorden que se presenta a nivel molecular por el aumento o disminución en la temperatura o presión. Dirección de los procesos. El valor de la entropía positivo indica que el sistema al final se encuentra mas desordenado que el inicial. Energía libre de Gibbs: Es un potencial termodinámico que indica si un proceso ocurre de forma espontánea o no. ΔG=ΔH-TΔS ΔG>0: No ocurre de forma espontánea ΔG=0: Esta en equilibrio ΔG<0: Ocurre de forma espontánea. Entalpía de formación: La entalpía de formación es un tipo concreto de entalpía de reacción, para condiciones de a 25ºC y a 1 atm, que son las condiciones estándar en termoquímica. Es la variación de entalpía cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos en estado normal. ΔHrxn= Σn*Hfproductos- Σ n*Hfreactivos Fuente. http://bilbo.chm.uri.edu/CHM112/tables/thermtable.htm Ácidos y bases Definición de ácido: Un ácido es una sustancia que tiene la capacidad de donar protones. Ácido fuerte: Electrólitos fuertes y se ionizan completamente en agua. La mayoría son ácidos inorgánicos de origen mineral. Ácido débil: Disociación parcial en agua. La mayoría son ácidos débiles son orgánicos. Definición de base: Sustancia con capacidad de aceptar protones. Base fuerte: Se le llama base fuerte a aquella que se disocia de forma completa cuando se disuelve en agua, aportando la máxima cantidad de iones OH- posibles, en condiciones de temperatura y presión constantes. Base débil: Como los ácidos, no todas las bases se disocian totalmente o reaccionan totalmente. Solamente una fracción de las moléculas reacciona y forman un equilibrio. Las bases débiles reaccionan con agua quitándole los protones, de tal modo forman sus ácidos conjugados y iones OH− 𝑵𝑯𝟑(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐 𝑶(𝒍) ↔ 𝑵𝑯+ + 𝑶𝑯 (𝒂𝒄) 𝟒 𝒂𝒄 Sistemas amortiguadores Los sistemas amortiguadores o buffer son aquellos capaces de soportar la adición de una determinada cantidad de ácido o de base sin alterar su pH. Una solución buffer se puede preparar a partir de un ácido y su correspondiente sal o desde una base y correspondiente sal (depende del pH deseado de la solución). La expresión matemática que permite describir de forma adecuada este proceso de ionización de ácidos y bases es la ecuación de Henderson Hasselbach. Ácido/Base Sal pH pKa KH2PO4 KHPO4 7 7,21 CH3COOH CH3COONa 4-5 4,75 NaHCO3 Na2CO3 10 10,32 Ejemplos de sistemas amortiguadores Producto de solubilidad Se establece un equilibrio entre la velocidad de disolución de los iones de la sal y la velocidad de recombinación para generar el sólido. El valor de la constante de solubilidad queda expresada en función de la concentración de los iones disociados. − 𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔) ↔ 𝑨𝒈+ (𝒂𝒄) + 𝑪𝒍(𝒂𝒄) Criterios de solubilidad Q<KPS; Insaturado Q=KPS; Saturado Q>KPS; Sobresaturado, formación de precipitado Unidades de concentración Solución: Existen tres clasificaciones para las soluciones, atendiendo a la cantidad de soluto disuelto. Como la solubilidad de las sustancias varía con la temperatura, estas clasificaciones se asumen para una temperatura constante. Solución No Saturada Solución Saturada Solución Sobresaturada Soluto: Soluto es la sustancia que, por lo general, se encuentra en menor cantidad y que se disuelve en la mezcla. Solvente: Es la sustancia que suele aparecer en mayor cantidad y donde se disuelve el soluto. Mezcla Unidades de concentración Sólido-líquido Partes por millón relación masa/volumen-masa/masa (ppmm), mg/L, Normalidad (N), Molaridad (N), Porcentaje en peso (%p) Líquido-líquido Normalidad (N), Molaridad (M), Porcentaje en volumen (% v) Líquido-gas ppm Gas-gas Partes por millón volumen/volumen (ppmv), Fracción molar (X). II. EJERCICIOS 1. Se disuelve una muestra de 0,0560 g de ácido acético en la cantidad suficiente de agua para preparar 50 mL de disolución. Calcule las concentraciones de H+, CH3COO- y CH3COOH en el equilibrio (Ka para el ácido acético=1,8x10-5) 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− + 𝐻3 𝑂+ Estrategia de solución Se hace el cálculo de la concentración del ácido acético en 50 mL de solución 𝑀𝑎𝑐.𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜 = 0,0560 𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 1000 𝑚𝐿 ∗ ∗ = 0,0187 𝑀 50 𝑚𝐿 60 𝑔 1𝐿 Planteamiento de la constante de acidez, para la disociación del ácido acético 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− ∗ 𝐻3 𝑂+ 𝐾𝑎 = 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 Planteamiento de tabla estequiométrica. Especie química CH3COO- H3O+ CH3COOH Inicio - - 0,0187 Cambio x x -x Equilibrio x x 0,0187-x Se reemplazan estos valores en la constante de acidez y se despeja x, para encontrar su valor 𝐾𝑎 = 𝑥 ∗ 𝑥 = 1,8𝑥10−5 0,0187 − 𝑥 𝑥 = 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− = 𝐻3 𝑂+ = 1,5𝑥10−4 𝑀 𝑥 =, corresponde a la concentración en equilibrio del ion acetato y de hidronios, la concentración en equilibrio de ácido acético será 0,0187 − 𝑥 = 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 = 0,0185 𝑀 2. ¿Cuál es el pH de un amortiguador de Na2HPO4 0.1 M/KH2PO4 0.15 M? y calcular la cantidad de hidronios disociados. Estrategia de solución Identificar entre las dos sustancias el ácido y su respectiva sal. Para este caso KH2PO4 (ácido, porque aporta la mayor cantidad de iones hidronios) y Na2HPO4 sal o base conjugada del ácido. Aplicación de la ecuación de Henderson Hasselbach Búsqueda en tablas de la constante pKa. 0,1 𝑀 𝑝𝐻 = 7,21 + 𝑙𝑜𝑔 = 7,03 0,15 𝑀 De la ecuación de pH se despeja [H+] 𝐻 + = 10−7,39 = 9,33𝑥10−8 𝑀 3. El producto de solubilidad molar del PbBr2 es 8.9x10-6. Determinar la solubilidad de los iones Pb2+ y de Br- molar en solución de KBr 0.20 M. 𝑃𝑏𝐵𝑟2 ↔ 𝑃𝑏 + 2𝐵𝑟 − 𝐾𝐵𝑟 ↔ 𝐾 + + 𝐵𝑟 − Estrategia de solución Se debe formular una tabla estequiométrica para plantear el producto de solubilidad, en este caso se identifica la presencia del ion común que es el ion bromuro Especie química Pb Br- Inicio - 0,20 Cambio x x Equilibrio x 0,20+x Entonces la constante de solubilidad Kps será: 𝐾𝑃𝑆 = 𝑃𝑏 ∗ 𝐵𝑟 2 = 𝑥 ∗ 0,20 + 𝑥 2 𝑥 = 𝑃𝑏 = 2,22𝑥10−4 𝑀 Entonces la solubilidad del ion bromuro será: 𝐵𝑟 = 0,2002 𝑀 = 8,9𝑥10−6 3. Estimar la equivalencia en porcentaje másico, de una solución 3 N de K2CrO4, con una densidad de 1,230 g/mL. Estrategia de solución Se debe conocer la correspondencia de cada una de las unidades de las soluciones Para este caso normalidad (3 N) es lo mismo que: 3eqsoluto/Lsln, para este caso se toma como base de cálculo 1 L de sln Para pasar a porcentaje másico es necesario recordar que esta unidad de concentración corresponde a: % soluto/sln=msoluto/msln*100 Se debe estimar cual es la correspondencia de 3 equivalentes de soluto en masa, para ello entonces: 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑁𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 ∗ 𝑃𝑀𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑃𝑀𝑆𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑃𝑀𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝛼 Es de recordar que alfa se relaciona directamente con el número de oxidación del metal en la sal Se debe calcular la masa de la solución, con el volumen base de cálculo y la densidad Se estima el porcentaje másico. III. BIBLIOGRAFÍA Petrucci, Química general, octava edición, editorial Prentice Hall Chang, Química general, séptima edición, Mc Graw Hill, 2002.