lunes, 30 de noviembre de 2009
martes, 24 de noviembre de 2009
20º Clase: 23 de Noviembre
Hoy vimos el último tema antes de terminar la cursada: Soluciones reguladoras.
Una solución reguladora es aquella que evita que haya variaciones importantes en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte.
En esencia para que una solución regule el pH debe estar formada por un ácido débil y una sal que contenga a la base conjugada de ese ácido débil (por ejemplo ácido acético y acetato de sodio CH3COOH / CH3COONa).
También podría estar formado por una base débil y una sal que contenga al ácido conjugado de esa base débil (por ejemplo amoníaco y cloruro de amonio NH3 /NH4Cl).
Las disociaciones del sistema de una solución reguladora serán (ejemplo para el CH3COOH / CH3COONa)
CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O+
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+
Es importante destacar que el ácido débil está poco disociado (recordá que los valores de Ka son chiquitos lo que da un indicio que en el equilibrio "casi todo" está como reactivo y por lo tanto la concentración de CH3COOH es mucho mayor que la de CH3COO-. Entonces, como la reacción de disociación de la sal es completa, la principal fuente de base conjugada (CH3COO-) es el CH3COONa.
Con estos supuestos se considera que la concentración del ácido (ca) es la concentración inicial (es decir se supone que el CH3COOH no se disocia) y que la concentración de la base (cb) es lo que se puso inicialmente de sal (porque de acuerdo a la estequiometría de la reacción si se ponen x moles de CH3COONa, se obtendrán x moles de CH3COO-).
Entonces, teniendo en cuenta estos supuestos se puede calcular el pH de un buffer aplicando la fórmula de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log cb/ca
donde cb es la concentración de la base y ca es concentración del ácido.
Para que una solución tenga buenas propiedades reguladoras debe cumplir algunas condiciones: 1) Las concentraciones del par ácido/base conjugada o base/ácido congujada deben estar comprendidas entre 0,05 y 1 molar.
2) La relación cb/ca debe estar comprendida entre 0,1 y 10
De esta forma si la relación cb/ca es 0,1 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:
pH = pKa -1
y si la relación es cb/ca es 10 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:
pH = pKa +1
Por lo tanto una solución reguladora tiene un intervalo de valores de pH para los cuales "regula bien".
pKa -1 <> CH3COO- + H3O+
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+
Se tendrá una determinada relación cb/ca que junto al pKa producirán un pH "inicial"
Si se agrega un ácido fuerte se estarán agregando H3O+. ¿Qué especie de la solución reguladora neutralizará los H3O+? La respuesta es que la base de la solución reguladora reaccionará con los H3O+. Entonces en la solución reguladora que se ejemplifica será la base conjugada CH3COO- quien reaccionará con los H3O+. La siguiente es la ecuación representa como actúa el sistema para amortiguar el agregado de un ácido fuerte:
CH3COO- + H3O+ --------> CH3COOH + H2O
Para los cálculos numéricos hay que tener en cuenta que se consume base conjugada y se produce más ácido débil por lo tanto cambiará la relación cb/ca y por lo tanto se tendrá otro pH.
En clase hicimos los ejercicios 10.54, 10.58, 10.60, 10.63, 10.64 y 10.67.
No deben resolver los siguientes ejercicios de soluciones reguladoras: 10.62, 10.65, 10.66, 10.68, 10. 69 y 10.70.
Una solución reguladora es aquella que evita que haya variaciones importantes en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte.
En esencia para que una solución regule el pH debe estar formada por un ácido débil y una sal que contenga a la base conjugada de ese ácido débil (por ejemplo ácido acético y acetato de sodio CH3COOH / CH3COONa).
También podría estar formado por una base débil y una sal que contenga al ácido conjugado de esa base débil (por ejemplo amoníaco y cloruro de amonio NH3 /NH4Cl).
Las disociaciones del sistema de una solución reguladora serán (ejemplo para el CH3COOH / CH3COONa)
CH3COOH + H2O <------> CH3COO- + H3O+
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+
Es importante destacar que el ácido débil está poco disociado (recordá que los valores de Ka son chiquitos lo que da un indicio que en el equilibrio "casi todo" está como reactivo y por lo tanto la concentración de CH3COOH es mucho mayor que la de CH3COO-. Entonces, como la reacción de disociación de la sal es completa, la principal fuente de base conjugada (CH3COO-) es el CH3COONa.
Con estos supuestos se considera que la concentración del ácido (ca) es la concentración inicial (es decir se supone que el CH3COOH no se disocia) y que la concentración de la base (cb) es lo que se puso inicialmente de sal (porque de acuerdo a la estequiometría de la reacción si se ponen x moles de CH3COONa, se obtendrán x moles de CH3COO-).
Entonces, teniendo en cuenta estos supuestos se puede calcular el pH de un buffer aplicando la fórmula de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log cb/ca
donde cb es la concentración de la base y ca es concentración del ácido.
Para que una solución tenga buenas propiedades reguladoras debe cumplir algunas condiciones: 1) Las concentraciones del par ácido/base conjugada o base/ácido congujada deben estar comprendidas entre 0,05 y 1 molar.
2) La relación cb/ca debe estar comprendida entre 0,1 y 10
De esta forma si la relación cb/ca es 0,1 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:
pH = pKa -1
y si la relación es cb/ca es 10 la ecuación de Henderson-Hasselbalch toma la forma:
pH = pKa +1
Por lo tanto una solución reguladora tiene un intervalo de valores de pH para los cuales "regula bien".
pKa -1 <> CH3COO- + H3O+
CH3COONa --------------> CH3COO- + Na+
Se tendrá una determinada relación cb/ca que junto al pKa producirán un pH "inicial"
Si se agrega un ácido fuerte se estarán agregando H3O+. ¿Qué especie de la solución reguladora neutralizará los H3O+? La respuesta es que la base de la solución reguladora reaccionará con los H3O+. Entonces en la solución reguladora que se ejemplifica será la base conjugada CH3COO- quien reaccionará con los H3O+. La siguiente es la ecuación representa como actúa el sistema para amortiguar el agregado de un ácido fuerte:
CH3COO- + H3O+ --------> CH3COOH + H2O
Para los cálculos numéricos hay que tener en cuenta que se consume base conjugada y se produce más ácido débil por lo tanto cambiará la relación cb/ca y por lo tanto se tendrá otro pH.
En clase hicimos los ejercicios 10.54, 10.58, 10.60, 10.63, 10.64 y 10.67.
No deben resolver los siguientes ejercicios de soluciones reguladoras: 10.62, 10.65, 10.66, 10.68, 10. 69 y 10.70.
viernes, 20 de noviembre de 2009
19º clase: 19 de noviembre
La clase de hoy la dedicamos a los Ácidos y Bases Débiles
Vimos la Constante de Equilibrio Ka y Kb que los caracteriza y la relación con pKa y pKb
Resolvimos problemas de soluciones de ácidos y bases débiles junto con la resolución de la ecuación cuadrática.
Finalmente la relación entre Ka y Kb, la constante y un ácido débil y su base conjugada y analizamos la Fuerza ácida de distintas especies.
Ya se pueden resolver todos los problemas hasta el 10.53 (excepto 10.33 y 10.34 que se resolveran la clase que viene)
Vimos la Constante de Equilibrio Ka y Kb que los caracteriza y la relación con pKa y pKb
Resolvimos problemas de soluciones de ácidos y bases débiles junto con la resolución de la ecuación cuadrática.
Finalmente la relación entre Ka y Kb, la constante y un ácido débil y su base conjugada y analizamos la Fuerza ácida de distintas especies.
Ya se pueden resolver todos los problemas hasta el 10.53 (excepto 10.33 y 10.34 que se resolveran la clase que viene)
martes, 17 de noviembre de 2009
Problemas excluídos del parcial
Los siguientes problemas no entran como contenidos del segundo parcial, ni de los finales de diciembre 2009 y febrero 2010:
Serie 6 - Soluciones: Sacar 50, 51, 52, 53 y 54.
Serie 8 - Reacciones Químicas: Sacar 34, 35, 36, 37, 38, 39.
Serie 9 - Equilibrio Químico: Entran los primeros 4 problemas. Sacar desde el 5 en adelante.
Serie 10 - Ácidos y Bases: Sacar 10, 11, 23, 24, 25, 31, 40, 43, 44c), 45c), 46, 47, 48, 49, 62, 65, 66, 68, 69 y 70.
Cualquier duda, consultar.
Serie 6 - Soluciones: Sacar 50, 51, 52, 53 y 54.
Serie 8 - Reacciones Químicas: Sacar 34, 35, 36, 37, 38, 39.
Serie 9 - Equilibrio Químico: Entran los primeros 4 problemas. Sacar desde el 5 en adelante.
Serie 10 - Ácidos y Bases: Sacar 10, 11, 23, 24, 25, 31, 40, 43, 44c), 45c), 46, 47, 48, 49, 62, 65, 66, 68, 69 y 70.
Cualquier duda, consultar.
18º clase: 16 de noviembre
En esta clase vimos la última unidad correspondiente al segundo parcial: Equilibrio Ácido-Base.
Comenzamos por las definiciones conceptuales de ácido y base dadas por la Teoría de Arrhenius y luego por la Teoría de Bronsted y Lowry.
Definimos Soluciones ácidas, básicas y neutras en función de las concentraciones de ion hidronio y de ion hidróxido.
Hablamos del concepto de pH, utilidad y propiedades.
Finalmente clasificamos a los ácidos y a las bases en fuertes y débiles.
Vimos como se procede para calcular el pH de soluciones de ácidos y bases fuertes.
Hicimos los ejercicios: 10.8, 10.16 y 10.20.
Ya podemos resolver hasta el problema 10.22
Comenzamos por las definiciones conceptuales de ácido y base dadas por la Teoría de Arrhenius y luego por la Teoría de Bronsted y Lowry.
Definimos Soluciones ácidas, básicas y neutras en función de las concentraciones de ion hidronio y de ion hidróxido.
Hablamos del concepto de pH, utilidad y propiedades.
Finalmente clasificamos a los ácidos y a las bases en fuertes y débiles.
Vimos como se procede para calcular el pH de soluciones de ácidos y bases fuertes.
Hicimos los ejercicios: 10.8, 10.16 y 10.20.
Ya podemos resolver hasta el problema 10.22
domingo, 15 de noviembre de 2009
Textos de aplicación
A partir de preguntas que ustedes hacen en clase subimos algunos textos al sitio de la materia. Los mismos están disponibles (una vez que se registran) en http://www.aprendiendoquimica.ecaths.com/index.php?q=textos
Son textos básicos y la idea es que los podamos seguir discutiendo luego en clase.
También hay otros links interesantes y útiles para la materia.
Esperamos que les gusten!
Son textos básicos y la idea es que los podamos seguir discutiendo luego en clase.
También hay otros links interesantes y útiles para la materia.
Esperamos que les gusten!
17º clase: 12 de noviembre de 2009
Unidad 9 de Equilibrio Químico: Vimos la diferencia entre una reacción que se completa con una reacción que llega al equilibrio (cuando los reactivos no se transforman totalmente en productos). Planteamos la constante de equilibrio como cociente entre el producto de las concentraciones de los Reactivos sobre el producto de las concentraciones de los Productos (todas las concentraciones elevados a sus coeficientes estequimétricos). Vimos como podemos calcular las concentraciones en el equilibrio en función de x, teniendo como dato las concentraciones iniciales. Resolvimos los ejercicios: 9.1, 9.2, 9.3 y 9,4.
Luego enunciamos el principio de LeChatellier y, de acuerdo a ese principio, analizamos qué ocurre con un sistema en equilibrio cuando se cambian las concentraciones de reactivos y productos.
Solo por este cuatrimestre la unidad 9 finaliza con estos temas. Retomaremos cálculos en el equilibrio con algunos ejercicios de la unidad 10.
Al final empezamos con Equilibrio ácido –base: Definimos ácido y base según Bronsted y Lowry (incluidos ácido y base conjugados). Analizamos la autoionización del agua y planteamos Kw.
Luego enunciamos el principio de LeChatellier y, de acuerdo a ese principio, analizamos qué ocurre con un sistema en equilibrio cuando se cambian las concentraciones de reactivos y productos.
Solo por este cuatrimestre la unidad 9 finaliza con estos temas. Retomaremos cálculos en el equilibrio con algunos ejercicios de la unidad 10.
Al final empezamos con Equilibrio ácido –base: Definimos ácido y base según Bronsted y Lowry (incluidos ácido y base conjugados). Analizamos la autoionización del agua y planteamos Kw.
jueves, 12 de noviembre de 2009
16º clase: 9 de noviembre
Continuamos con Reacciones Químicas y los cálculos estequiométricos (son los cálculos que se hacen en base a reacciones químicas balanceadas).
Vimos conceptos como: Pureza de reactivos, Reactivo limitante y Rendimiento de una reacción.
Practicamos estos conceptos con la resolución de algunos problemas: 8.16; 8.19; 8.21; 8.23; 8.28; 8.31; 833. Finalmente con el problema 8.26 vimos como se razona un problema "inverso".
Terminamos así la explicación de la serie 8. Ya podemos resolver hasta el ejercicio 8.33 inclusive (los problemas desde el 8.34 hasta 8.39 no entran en el parcial)
Vimos conceptos como: Pureza de reactivos, Reactivo limitante y Rendimiento de una reacción.
Practicamos estos conceptos con la resolución de algunos problemas: 8.16; 8.19; 8.21; 8.23; 8.28; 8.31; 833. Finalmente con el problema 8.26 vimos como se razona un problema "inverso".
Terminamos así la explicación de la serie 8. Ya podemos resolver hasta el ejercicio 8.33 inclusive (los problemas desde el 8.34 hasta 8.39 no entran en el parcial)
domingo, 8 de noviembre de 2009
15º clase: 5 de noviembre
En la clase de hoy empezamos con el tema Reacciones Química. Estuvimos viendo las distintas clases de reacciones: 1) de síntesis, 2) de descomposición, 3) de precipitación, 4) de neutralización, 5) de combustión, 6) de óxido-reducción.
El balanceo de la ecuación química es fundamental para cualquier cálculo posterior. El balanceo, que se puede hacer por "tanteo", refleja la "Ley de conservación de la masa": en un proceso químico la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma y por lo tanto la masa de materia que se pone de reactivos debe ser igual a la masa que se obtiene de productos.
A continuación hicimos los ejercicios 8.10 y 8.14 para ejemplificar la forma de hacer cálculos de masa y cantidad de productos que se forman o de cantidad o masa de reactivos que es necesario utilizar para obtener los productos.
Con lo visto en esta clase pueden hacer hasta el ejercicio 8.15
En la página aprendiendoquímica pueden consultar los ejercicios resueltos hasta el 8.8
La próxima clase seguiremos con Reacciones Químicas.
El balanceo de la ecuación química es fundamental para cualquier cálculo posterior. El balanceo, que se puede hacer por "tanteo", refleja la "Ley de conservación de la masa": en un proceso químico la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma y por lo tanto la masa de materia que se pone de reactivos debe ser igual a la masa que se obtiene de productos.
A continuación hicimos los ejercicios 8.10 y 8.14 para ejemplificar la forma de hacer cálculos de masa y cantidad de productos que se forman o de cantidad o masa de reactivos que es necesario utilizar para obtener los productos.
Con lo visto en esta clase pueden hacer hasta el ejercicio 8.15
En la página aprendiendoquímica pueden consultar los ejercicios resueltos hasta el 8.8
La próxima clase seguiremos con Reacciones Químicas.
jueves, 5 de noviembre de 2009
14º clase : 2 de noviembre
Hoy estuvimos discutiendo las propiedades de los GASES. Primero relacionamos con los otros estados de agregación que ya habíamos estado viendo en las primeras clases. Luego discutimos los distintos parámetros que podemos medir a un gas en un recipiente y su relación entre ellos.
Planteamos la ecuación general del gas ideal: P.V= n.R.T
Vimos el volumen molar de un gas y expresamos la ecuación general en funciónn de la densidad del gas.
Finalmente discutimoslas propiedades de una mezcla de gases.
Planteamos la ecuación general del gas ideal: P.V= n.R.T
Vimos el volumen molar de un gas y expresamos la ecuación general en funciónn de la densidad del gas.
Finalmente discutimoslas propiedades de una mezcla de gases.
lunes, 2 de noviembre de 2009
13º Clase: 29 de noviembre
En esta clase analizamos de que se trata una dilución:
Como relacionar las concentraciones antes y después de la dilución, los volúmenes inicial y final, las masas de solvente. Y sobre todo la importancia de tener en cuenta que la masa de soluto no cambia.
Vimos además al material de vidrio que se utiliza en el laboratorio para preparar soluciones y diluciones
Como relacionar las concentraciones antes y después de la dilución, los volúmenes inicial y final, las masas de solvente. Y sobre todo la importancia de tener en cuenta que la masa de soluto no cambia.
Vimos además al material de vidrio que se utiliza en el laboratorio para preparar soluciones y diluciones
domingo, 1 de noviembre de 2009
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