1. Educación

UNIDAD ii
WEBCONFERENCE II
CURSO DE QUÍMICA INORGÁNICA
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD
La termodinámica nos permite conocer las
transformaciones energéticas, la dirección de los
procesos y la ocurrencia de los mismos.
Especial énfasis en la energía que hace parte de
las reacciones químicas.
TERMODINÁMICA QUÍMICA
1.
Energía: Existen múltiples definiciones, las cuales
dependen del área de estudio específica.




Energía eléctrica
Energía potencial
Energía cinética
Energía química
2. Entalpía: Energía que un sistema puede intercambiar
con sus alrededores (cambio de fase, energía
absorbida o liberada por una reacción, movimiento
de fluidos)
CONCEPTOS BÁSICOS EN TERMODINÁMICA
QUÍMICA
3. 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.
4.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
5. 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= ΣHfproductos- Σ Hfreactivos
ΔHrxn<0: Reacción exotérmica
ΔHrxn>0: Reacción endotérmica
Para examinar si a una reacción se le debe suministrar o retirar
calor se debe consultar la siguiente información:
 Balancear la reacción
 Consultar la entalpía de formación de cada una de las especies
involucradas en la reacción
 Multiplicar el coeficiente estequiométrico de cada una de las
especies reaccionantes, por la correspondiente entalpía de
formación
 Calcular la entalpía de reacción
Molaridad (M): moles soluto/Litro solución
Molalidad (m): moles soluto/kg solvente
Normalidad (N):Número equivalentes/Litro de solución
Porcentaje en peso (% p): Peso soluto/Peso solución
Porcentaje en volumen (% v): Volumen soluto/Volumen
solución
 Partes por millón (ppm): mg soluto/Litro solución, mg
soluto/kg solución
Las mas empleadas en medio ambiente ppm y en el
laboratorio la molaridad, normalidad y el porcentaje en
peso.





UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
1.
Encontrar la equivalencia de una solución 10 M de ácido fosfórico (H3PO4) en
porcentaje en peso. Se conoce que la densidad de esta solución es 1,123 g/mL.
Estrategia de solución:


Se debe saber de donde se parte y a donde llegar
10 M=10 moles de ácido/1 L sln, necesitamos llegar a masa ácido/masa de solución.
Se sabe de antemano que se tienen 10 moles del soluto, la única forma de convertir esta
cantidad de materia a masa es mediante el peso molecular (PM H3PO4=98 g/mol)

mH3PO4=10 moles*98g/mol=980 g
También se conoce que se tiene 1 L (1000 mL)de solución y se cuenta con la densidad de la
solución, rápidamente se puede encontrar la masa de la solución

msln=1000 mL sln*1,123 g/mL=1123 g
Ya se han calculado las dos masas entonces se procede al cálculo de el porcentaje en peso:
%H3PO4=(980 g/1123 g)*100=87,3 %
EJERCICIO 1
2. Encontrar la equivalencia de una solución de 100 ppm de hidróxido de calcio Ca(OH)2 en normalidad.
Estrategia de solución:
Se debe saber de donde se parte y a donde llegar
100 ppm=100 mg Ca(OH)2/1 L sln, necesitamos llegar a Número de equivalentes/L sln.
 Se tiene la gran ventaja que previamente se conoce el volumen de la solución
 Se debe encontrar el número de equivalentes del soluto y el peso equivalente

Número equivalentes=masa soluto/Peso equivalente
Peso equivalente=PM/α,
α: Siendo alfa el número de OH del compuesto para este caso 2;
Peso equivalente=(74,09 g/mol)/(2 eq/mol)=37,05 g/eq
Número de equivalentes=(100 g)/(37,05 g/eq)=2,7

Con estos valores se puede calcular la normalidad
N=2,7 eq/1 L sln=2,7
Ejercicio 2
A nivel industrial es importante tener claridad
sobre estos tres conceptos, ya que son claves a
la hora de garantizar la efectividad en términos
económicos para una empresa, y también los
impactos sobre el medio ambiente.
RENDIMIENTO TEÓRICO, REACTIVO
LIMITANTE Y PUREZA
1.
Rendimiento teórico: La cantidad de
productos que se espera obtener partiendo de
la estequiometria de la ecuación química
balanceada.
N2 + H2=NH3
RENDIMIENTO TEÓRICO
2. Reactivo límite: Será la sustancia que como su
nombre lo indica va a condicionar la cantidad de
producto que se forma en una reacción. Es el
compuesto que primero se agota.
RL=(masa reactivo)/(PM reactivo*coef estequiométrico)
Se debe aplicar esta ecuación para todas las especies
reaccionantes el valor que sea mas pequeño, será
entonces el R.L.
REACTIVO LÍMITE
3. Pureza: Es la cantidad neta de una sustancia en
un producto ya sea de origen natural o
comercial. Entre mayor sea el porcentaje de
pureza mejores rendimientos de los productos
esperados y disminución en la cantidad de
residuos.
msustancia=mproducto*(% pureza/100)
PUREZA
3. Calcular el rendimiento teórico para la producción de hidróxido de cobre. Si se
dispone de una solución de sulfato de cobre con un porcentaje de pureza del 75 % y
de una solución de hidróxido de sodio al 50 %.
Estrategia de solución



Asegurarse que la ecuación se encuentre balanceada
Calcular el reactivo limite de la reacción
R.LCuSO4=(75 g)/(159,6 g/mol*1 mol)=0,470
R.L Na(OH)=(50 g)/(40 g/mol*2 mol)=0,625
Con base al reactivo limite se establece la relación para saber cuanto hidróxido de
sodio se produce
Ejercicio 3

De la ecuación química se puede establecer la relación estequiométrica
1 mol CuSO4 2 moles Na (OH) =1 mol Cu(OH)2 1 mol Na2SO4


1mol CuSO4=1 mol Cu(OH)2
0,47 mol CuSO4=x
Inicialmente se tiene un valor neto de 0,47 moles de CuSO4;entonces como es una relación
1:1 se produce la misma cantidad de hidróxido.
El rendimiento teórico será entonces:
mCu(OH)2=0,47 mol*97,54 g/mol=45,84 g

ÁCIDO: Según la definición de Bronsted Lowry es la
sustancia capaz de donar un protón.
H2CO3, H2O, H2SO4, HCl, HClO

BASE: Según la definición de Bronsted Lowry es la
sustancia capaz de aceptar un protón.
NaOH, H2O, NH3,Ca(OH)2
Relacionado con la riqueza electrónica
ACIDOS Y BASES
Acido conjugado: Cuando se produce la adición de un
protón a una base
 Base conjugada: Se acepta un protón.

ACIDOS Y BASES CONJUGADOS
Identificar los pares conjugados en las siguientes reacciones.
 NH3 (ac) + HF (ac)
NH4+ (ac) + F- (ac)
En este caso el HF actúa como el ácido dando lugar a el ion fluoruro que actúa
como base conjugada. Los átomos de hidrógeno que están unidos a un átomo
electronegativo pueden donar fácilmente un protón, porque están en la
capacidad de quedarse con el electrón del elemento electropositivo.

CN + H2O
HCN + OH-
Para identificar en estas sustancias el ácido y la base conjugada, también se
puede partir del análisis de la riqueza electrónica de las especies del lado
izquierdo. Se puede calcular cargas formales de cada átomo y concluir cual es
la molécula con mayor número de electrones.
Carga formal=electrones de valencia-todos los electrones ganados por el átomo
CFN=5-5=0
CFC=4-5=-1
CFO=6-6=0
CFH=1-1=0
Posee una riqueza electrónica el ión cianuro, que se
comportará como base, teniendo como ácido conjugado,
el ácido cianhídrico. En este caso el agua se comportará
como un ácido, capaz de donar protones al medio.
Valores altos de la constante de ionización, ácidos
fuertes.
 Valores bajos de la constante de ionización, ácidos
débiles.
HA(ac) + H2O (l)
H3O+(ac) + A-(ac)

HA
+
H (ac) + A (ac)
ÁCIDOS DÉBILES Y CONSTANTE DE IONIZACIÓN
ÁCIDA
Ejercicio: Calcular el pH de una solución de ácido nitroso (HNO2) con una
concentración 0.036 M.
HNO2 (ac)
H+ (ac) + NO2- (ac)
Estrategia de solución.
Paso 1. Las especies que pueden afectar el pH de la solución son: HNO2, H+ y
NO2Paso 2. Asumir x como la concentración de los iones H+ y NO2 en el equilibrio
HNO2
H+
NO2-
Inicio
0.036
0
0
Cambio
-x
x
x
Equilibrio
0.036-x
x
x

Se despeja el valor de x de una ecuación cuadrática,
después de plantear el problema.
Se mide por su tendencia a ionizarse
 Fuerza del enlace H-X; cuanto mas fuerte el enlace mas
difícil que la molécula se rompa (ácido débil)
 Si el enlace es muy polar, existirá alta concentración de
cargas en los átomos y se romperá fácilmente.
 Cuando existe una diferencia entre oxígenos e
hidrógenos mayor a 2.

ESTRUCTURA MOLECULAR Y FUERZA DE LOS
ÁCIDOS
ENLACES ALGUNOS ÁCIDOS
Sustancias que contienen hidrógeno, oxígeno y algún otro
elemento Z, que ocupa la posición central.
1. Oxácidos que tienen diferentes átomos centrales que pertenecen
al mismo grupo de la tabla periódica y que tienen el mismo
número de oxidación.
OXIÁCIDOS
2. Oxácidos que tienen diferentes números de grupos unidos al
átomo central

Predecir la fuerza relativa de los siguientes ácidos
HClO, HBrO, HIO
Todos estos ácidos tienen la misma estructura y todos los
halógenos tienen el mismo número de oxidación (+1).
Debido a que la electronegatividad disminuye de Cl a I,
la polaridad del enlace X-O aumenta de HClO al HIO y
la polaridad del enlace OH disminuye del HClO al
HIO.
Ejercicio 4
HNO3 y HNO2
De estos dos oxácidos el ácido nítrico es el que tiene
mayor estado de oxidación, se presenta un aumento en
la polaridad del enlace con el oxígeno y una
disminución de la fuerza del enlace con el hidrógeno.


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)
Si Kps presenta un valor muy pequeño, menor solubilidad existirá.
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
Q<KPS; Insaturado
 Q=KPS; Saturado
 Q>KPS; Sobresaturado, formación de precipitado

CRITERIO PARA LA FORMACIÓN DE
PRECIPITADOS
ALGUNOS VALORES DE KPS

Exactamente 200 mL de BaCl2 0.0040 M se agregan a 600 mL de K2SO4
0.0080 M. ¿Se formará algún precipitado?
BaCl2 +K2SO4=BaSO4+KCl
Ba2+(ac) + SO42-(ac)
BaSO4(s)
Estrategia de solución
1. Calcular las moles contenidas en el volumen de cada solución
nBa2+=0.2 L*0.0040 mol/L=8*10-4 mol
nSO42-=0.6 L*0.0080 mol/L=4.8*10-3 mol
2. Calcular la molaridad de los iones en solución
Al final se tienen 800 mL de solución entonces:
MBa2+=8*10-4 mol/0.8 L=
MSO42-=4.8*10-3 mol/0.8 L=
EJERCICIO
3. Calcular Q
Q=MBa2+*MSO42-=(1*10-3 M)*(6*10-3 M)
Q=6*10-6
4. Comparar con Kps
Se toma el valor de Kps de la tabla para el sulfato de
bario Kps=1*10-10
Nos damos cuenta que Kps<Q, es una solución
sobresturada donde se formará un precipitado.
Cuando en una solución se adicionan sustancias que
tienen un ion en común.
Ejemplo una solución de nitrato de plata AgNO3 y AgCl.
AgNO3
Ag+ + NO3Cuando se adiciona AgNO3 a una disolución saturada de
AgCl el incremento de Ag+ hará que el producto iónico
sea mayor que el producto de solubilidad.

EFECTO DEL ION COMÚN

1.
2.
Calcular la solubilidad del cloruro de plata en (g/L) en una solución de
nitrato de plata 6.5*10-3 M.
Estrategia de solución
En realidad las especies relevantes en la solución son los iones Ag+
provenientes del AgCl y del AgNO3. Los iones Cl- y los iones NO3- son
espectadores.
Como el nitrato de plata es un electrolito fuerte se disocia completamente
en la solución.
AgNO3
Ag+ +NO3AgCl
Ag+ + Cl-
EJEMPLO
AgCl
Ag+
Cl-
Inicio
6.5*10-3
0
Cambio
x
x
Equilibrio
6.5*10-3+x
x
1.6*10-10=(6.5*10-3+x)*x; se hace una aproximación porque la solubilidad del
cloruro de plata es muy pequeña y aumenta por la presencia de los iones de
plata. Entonces 6.5*10-3+s≈6.5*10-3 , al despejar de la ecuación se tiene que:
x=2.5*10-8
Ag+=6.5*10-3
Cl-=2.5*10-8
Petrucci, Química general, octava edición, editorial
Prentice Hall
 Chang, Química general, séptima edición, Mc Graw
Hill, 2002.

BIBLIOGRAFÍA