Quimica general 2

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Quimica general 2

  1. 1. UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA ESCUELA DE INGENIERIA QUIMICA QUIMICA GENERAL II UNIDADES: 1.“ECUACIONES QUIMICAS” 2.“ESTEQUIOMETRIA” 3. “SOLUCIONES” 4. “TERMOQUIMICA” 5. “EQUILIBRIO QUIMICO” 6. “BASES ,ACIDOS,PH Y POH” CURSO: 2º PARALELO: 1º REALIZADO POR: JOFFRE VALLADARES cód.. 22 RICARDO SALAZAR cód.. 21 PROFESOR: ING. PASCUAL LARA QUITO – ECUADOR 2010 - 2011
  2. 2. 1. Ecuaciones químicas 1.1. Definiciones 1.1.1. Ecuación Química 1.1.2. Reacción química 1.2. Ajuste de Ecuaciones 1.2.1. Balanceo de ecuaciones redox 1.2.2. Balanceo de ecuaciones Ion electrón 1.3. Clasificación de las reacciones 1.3.1. Reacción de combinación 1.3.2. Reacción de descomposición 1.3.3. Reacción de desplazamiento 1.3.4. Reacción de doble desplazamiento 1.3.5. Reacción de neutralización 1.4. Reacción endotérmica y exotérmica 1.5. Reacción reversible e irreversible
  3. 3. 1.1. Definiciones 1.1.1. Ecuación Química “Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen” según wikipedia “Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final” segun monografías “Una ecuación química muestra que elementos o compuestos están reaccionando (Reactantes) y que elementos o compuestos se han formado (Productos)”
  4. 4. 1.1.2. Reacción Química “Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos.” según wikipedia “Las reacciones químicas son procesos en los que una o más sustancias se transforman en otra u otras con propiedades diferentes” según info-tecnia “Las reacciones químicas son representaciones abreviadas (símbolos y fórmulas) de la naturaleza, estado y proporción de cada elemento que forma los reactantes y productos. ”
  5. 5. 1.2. Ajuste de Ecuaciones 1.2.1. Balanceo ecuaciones Redox Terminología: Escala de Oxidación: OXIDACIÓN  ---|-----|-----|-----|-----|-----|-----|-----|-----|-----|-----|--- -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5  REDUCCIÓN La escala Redox tiene como punto central el cero que representa al átomo neutro, hacia la derecha del cero con signo positivo representa los electrones perdidos y hacia la izquierda representa los electrones ganados. Oxidación: ₊ Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-. En este caso el número de oxidación de la especie que se oxida tiende a aumentar. Ejemplo: Fe⁰  Fe² + 2eˉ (Oxidación)
  6. 6. Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-. En este caso el número de oxidación de la especie que reduce disminuye. Ejemplo: NO3¹ˉ + 2eˉ  NO2¹ˉ (Reducción)  Reglas para Ajustar Ecuaciones 1. Escribir la fórmula correcta para los reactantes separados por signo mas(+) y los productos separados con signo mas(+). 2. Empezar por las partes más complejas (varios elementos) en algunos casos consiste en ajustar simplemente los átomos referentes al H y O. 3. Ajustar el H y O agregando agua si es necesario después de todos los otros elementos están balanceados. 4. Dejar los elementos en estado libre hasta el último momento, ya que cambiando los coeficientes de éstos solo cambia esta clase de átomos, por ejemplo el agua. 5. Cuando aparecen fracciones en la ecuación, se multiplica todo por el número más pequeño que elimine esta fracción. Además debe asegurarse que al final todos los coeficientes estén en la relación o proporción más baja posible (simplificar). VIDEO Ejercicios
  7. 7. 1.2.2. Balanceo por Método de Ión – Electrón Las reacciones redox que se realizan en solución se efectúan entre iones sin que intervengan las formas no ionizables de las sustancias. PASOS: 1. Escribir una ecuación esquemática que incluye las sustancias reaccionantes y productos que contengan los elementos que se oxidan y se reducen. 2. Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra para el agente reductor. 3. Equilibrar cada ecuación parcial. Para ello se debe añadir H+, OH-, H2O, dependiendo del caso a cualquier miembro de k ecuación parcial. 4. Igualar cada ecuación con respecto a las cargas eléctricas, añadiendo electrones al primero o segundo miembro de la ecuación parcial. 5. Multiplicar cada ecuación parcial por un número tal que el número de electrones perdidos y ganados sean iguales y simplificar los electrones. 6. Sumar las ecuaciones parciales y simplificar. Comprobar la ecuación final, comparando el número de átomos en ambos miembros Ejemplo
  8. 8. 1.3. Clasificación de las Reacciones: 1.3.1. Reacción de Combustión 1.3.2. Reacción de Descomposición 1.3.3. Reacción de Reemplazo 1.3.4. Reacción de Metátesis 1.3.5. Reacción de Neutralización
  9. 9. NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO Es aquella donde dos o más Composición o sustancias se unen 2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac) síntesis para formar un solo producto Ocurre cuando un Descomposición o átomo sustituye a 2HgO → 2Hg(l) + O2(g) análisis otro en una (s) molécula : En ella un ácido reacciona con una Neutralización base para formar H2SO4(ac) + 2NaOH(ac) → Na2SO4(ac) + 2H2O(l) una sal y desprender agua. Un átomo sustituye Desplazamiento a otro en una CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu molécula Se realiza por Intercambio o intercambio de doble átomos entre las K2S + MgSO4 → K2SO4 + MgS desplazamiento sustancias que se relacionan Video
  10. 10. 1.4. Reacción Endotérmica y Exotérmica. Es aquella que necesita el Reacción suministro de endotérmica calor para 2NaH 2Na(s) + H2(g) llevarse a cabo. Es aquella que Reacción desprende calor 2C ( grafito) + H2(g) → C2H2 (g) ΔH=54.85 exotérmica cuando se kcal produce. Video
  11. 11. 1.5.REACCION REVERSIBLES E IRREVERSIBLES 1.5.1. REACCIONES REVERSIBLES Los reactivos originan los productos y estos, una vez formados pueden regenerar los reactivos de partida 2Hg + O2 2HgO 1.5.2. REACCIONES IRREVERSIBLES Los reactivos originan los productos y estos, una vez formados no puede n regenerar los reactivos. 2KClO 2KCl + 3O
  12. 12. 2. ESTEQUIOMETRIA 2.1. Definiciones. 2.2. Leyes que rigen los cambios químicos. 2.2.1. Leyes ponderables (masa). 2.2.1.1. Ley de conservación de la masa. 2.2.1.2. Ley de proporciones definidas. 2.2.1.3. Ley de proporciones múltiples. 2.2.1.4. Ley de proporciones recíprocas. 2.2.2. Leyes volumétricas (volumen). 2.2.2.1. Ley volumétrica de Gay – Lussac. 2.2.2.2. Ley de Avogadro. 2.3. Reactivos Limitantes y en Exceso. 2.3.1. Reactivo Limitante. 2.3.2. Reactivo en Exceso. 2.4. Cuadro sinóptico
  13. 13. 2.1. Definiciones Estequiometría:  “Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción ” según wikipedia.  “Parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos una reacción química ” según rincón del vago.  “Hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos, encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en calificación de una reacción química” según monografias.  “Parte de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas que se producen durante las reacciones químicas”
  14. 14. 2.2. LEYES QUE RIGEN LOS CAMBIOS QUÍMICOS.  “Son leyes experimentales o empíricas resultados de las experiencias o por comprobaciones realizadas en el laboratorio” según libro Ing. Pascual L.  “Son las leyes que determinan los cambios químicos” 2.2.1. LEYES PONDERALES (MASA).  “Son un conjunto de leyes que tienen por objetivo el estudio del peso relativo de las sustancias en una reacción química, entre dos o más elementos químicos” según rincón vago.  “Son aquellas que rigen el comportamiento de la materia en los cambios químicos, en función de la masa de las sustancias que participan” según amschool.com  “Son leyes que rigen las combinaciones químicas partiendo de la determinación de la cantidad de materia presente en las reacciones”
  15. 15. 2.2.1.1. Ley de conservación de la masa – Ley de Lavoisier. (1789)  “Siempre que ocurra un cambio químico, la masa total de las sustancias reaccionantes es exactamente igual a la masa total de los productos de la reacción” según libro Ing. Pascual L.  “En cualquier reacción química la masa no se crea ni se destruye tan solo se transforma y permanece invariable” Antoine Lavoisier  Lavoisier comprobó que en cualquier (1734-1794) reacción química: La suma de las masas de los La suma de las masas de los compuestos que reaccionan = productos obtenidos Ejemplo
  16. 16. Ejemplo: 2Na + Cl2  2NaCl 2(23)g + 2(35.5)g  2(23+35.5)g 46g + 71g  117g 117g reaccionantes = 117g productos Anterior
  17. 17. 2.2.1.2. Ley de Proporciones Definidas – Ley de Proust (1801)  “Para formar un determinado compuesto dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal” según -----.  “Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, siempre estarán en proporciones definidas de cantidad de masa” La ley de Proust tiene una consecuencia (composición centesimal o porcentual de una sustancia): Cuando la fórmula de un compuesto es conocida el Joseph Louis porcentaje (%) de cada uno de los elementos del Proust, compuesto se calcula con la siguiente fórmula: (1754-1826) % de un elemento # de átomos del elemento * peso atómico en un compuesto = peso molecular del compuesto * 100 Ejemplo
  18. 18.  Ejemplo: HCl = 36,5g Aplicando la fórmula: % de un elemento # de átomos del elemento * peso atómico en un compuesto = peso molecular del compuesto * 100 % H=(1*1g /36,5g)*100 = 2,74% % Cl = (1*35,5g/36,5g)*100 = 97,26 % Anterior
  19. 19. 2.2.1.3. Ley de las Proporciones Múltiples – Ley de Dalton (1803).  “Cuando dos elementos se combinan entre sí en más de una proporción para formar más de un compuesto, mientras las masas del primer elemento permanece constante, la del otro elemento varía en una proporción de números enteros y pequeños” según libro Ing. Pascual L.  “Cuando dos o más elementos pueden formar más de un compuesto; las cantidades de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí Dalton relación de números enteros sencillos” (1766-1844) Ejemplo
  20. 20. Ejemplo: 1 H2 + ½ O2  H2O (masa de O2- 16:8) (masa de H2 - 2:1 ) 1 H2 + 1 O2  H2O2 (masa de O2- 32:16) (masa de H2 - 2:1 ) Anterior Explicación
  21. 21. EXPLICACIÓN EJEMPLO ANTERIOR: Agua y peróxido de hidrógeno Ambas formadas por los elementos hidrógeno y oxígeno Al formar agua: En el peróxido de hidrógeno, hay 16.0 8.0 g de oxígeno reaccionan con 1.0 g g de oxígeno por cada 1.0 g de de hidrógeno hidrógeno la proporción de la masa de oxígeno por gramo de hidrógeno entre los dos compuestos es de 2:1 Llegamos a la conclusión de que el peróxido de hidrógeno contiene dos veces más átomos de oxígeno por átomo de hidrógeno que el agua. Anterior
  22. 22. 2.2.1.4. Ley de Proporciones Recíprocas o del peso Equivalente – Ley de Richter - Wenzel (1792)  “Las masas de elementos diferentes que se combinan con la misma masa de un elemento dado, son las que reaccionan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de esas masas” según libro Ing. Pascual L.  “Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí” Ejemplo: 1g de H para formar H2O 3g de C para formar CO2 8g de Oxígeno se combinan 8g de S para formar SO2 con 20g de Ca para formar CaO 35.5g de Cl para formar Cl2O
  23. 23. 2.2.2. LEYES VOLUMÉTRICAS (VOLUMEN).  “Se refieren a los volúmenes de las sustancias” 2.2.2.1. Ley Volumétrica de Gay – Lussac.  “Bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción están siempre en una relación de números pequeños” según libro Ing. Pascual L  “Al estar en iguales condiciones de Joseph Louis Gay- temperatura y presión los gases que Lussac intervienen tienen sus volúmenes (1778-1850) relacionados en números enteros pequeños” Ejemplo
  24. 24. Ejemplo: N2 + 3H2  2NH3 relación 1L N2 + 3L O2  2L NH3 1vol +3vol  2vol 1:3:2 1ml N2 + 3ml O2 2ml NH3 Anterior
  25. 25. 2.2.2.2. Ley de Avogadro.  “Volúmenes iguales de cualquier gas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, siempre contienen el mismo número de moléculas” según libro Ing. Pascual L.  “Al estar en iguales condiciones de presión y temperatura, los volúmenes iguales de un gas tiene el mismo número de moléculas” Ejemplo: Amadeo Avogadro (1776-1856) 1L de H2 1L de O2 En condiciones iguales de P y T. 1L de CO2 contienen mismo números de 1L de NH3 moléculas.
  26. 26. 2.3. REACTIVOS LIMITANTE Y EN EXCESO. 2.3.1. REACTIVO LIMITANTE (RL).  “Es el reactivo que interviene en menor cantidad en la reacción química” según libro Ing. Pascual L.  “Es aquel que en la reacción química se consume antes, determinando la cantidad de producto o productos obtenidos” según wikipedia.  “Es la sustancia que interviene en menor cantidad en la reacción química” Ejemplo 2.3.2. REACTIVO EN EXCESO (REX).  “Es el reactivo que interviene en mayor cantidad en la reacción química” según libro Ing. Pascual L.  “Son los reactivos presentes en mayor cantidad durante una reacción química, los cuales sirven para hacer reaccionar en su totalidad al reactivo limitante que por cualquier razón se encuentra en menor proporción ya sea por su escasez o su costo económico” según mitecnologico.com  “Es la sustancia que interviene en mayor cantidad en la reacción química” Ejemplo
  27. 27. 2.4. CUADRO SINÓPTICO (RESUMEN). 
  28. 28.
  29. 29. 3. SOLUCIONES 3.1. Definiciones. 3.2. Clasificación de las soluciones. 3.2.1. De acuerdo al estado físico. 3.2.2. De acuerdo a estados físicos del soluto y solvente 3.2.3. De acuerdo a la naturaleza 3.2.4. De acuerdo a la proporción entre el soluto y solvente 3.3. Unidades físicas de concentración 3.3.1. Porcentaje de peso a peso 3.3.2. Porcentaje de peso a volumen 3.3.3. Porcentaje de volumen a volumen 3.3.4. Partes por millón 3.4. Unidades químicas de concentración 3.4.1. Molaridad 3.4.2. Normalidad 3.4.3. Molalidad 3.4.4. Fracción molar 3.5. Propiedades coligativas de las soluciones 3.5.1.Disminución de la presión de vapor 3.5.2. Elevación del punto de ebullición 3.5.3. Disminución del punto de congelación 3.5.4. Presión osmótica 3.6. Cuadro sinóptico
  30. 30. 3.1. Definiciones  Solución: “Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente” Según crespo.com “Las disoluciones químicas son mezclas homogéneas de composición variable. Por lo tanto, se diferencian de las mezclas comunes ( heterogéneas ) , y de los compuestos químicos ( composición constante )” Según ams.c “Las Soluciones son sistemas homogéneos (iguales propiedades físicas y químicas en toda su masa), que están constituidas básicamente por dos componentes llamados Soluto y Solvente” Según autorneto.com “Es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias, constituida de un soluto que se encuentra en menor cantidad y el solvente que interviene en mayor cantidad.”
  31. 31.  Soluto: “Es el componente que cambia de fase cuando se produce la disolución; también denominado cuerpo disperso.” segun educared “El soluto es el componente que se encuentra en distinto estado físico que la disolución.” segun r.v. “Se llama soluto a la sustancia minoritaria (aunque existen excepciones) en una disolución, esta sustancia se encuentra disuelta en un determinado disolvente. segun wikipedia “Es la sustancia que se encuentra en menor cantidad, es el componente que se disuelve .” VIDEO Anterior
  32. 32.  SOLVENTE “El disolvente es una sustancia líquida que disuelve o disocia a otra sustancia en una forma más elemental, y que normalmente está presente en mayor cantidad que esa otra sustancia.” segun xenciclopedia “Solvente es un líquido o un gas que disuelven un sólido, líquido, o gaseoso, dando por resultado a solución” segun worldlingo “Un disolvente o solvente es una sustancia que permite la dispersión de otra en su seno.” segun wikipedia “Es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad, es la fase de mayor proporción” Anterior
  33. 33. 3.2. Clasificación de soluciones 3.2.1. De acuerdo a estado físico de solución 3.2.1.1. Solución solida Es una solución en estado sólido de uno o más solutos en un solvente Ejemplos: Aleación de cobre y níquel -, Aleación de cobre y zinc 3.2.1.2. Solución liquida: Cuando el solvente es liquido y el soluto puede ser: solidó, liquido o gas. Ejemplo: Sal de cocina en agua :; Azúcar en agua segun wikipedia 3.2.1.3. Solución gaseosa: El solvente es gas y el soluto puede ser un solidó, liquido o gas. Ejemplo: Aire atmosférico-, oxigeno en nitrógeno
  34. 34. 3.2.2. De acuerdo a estado físico de soluto y solvente 3.2.2.1. Solución solido - liquido Cuando una sustancia liquida se disuelve junto con un solidó . Ejemplo: Sal de cocina en agua 3.2.2.2. Solución liquido – liquido Son soluciones en la que el soluto y el solvente se encuentra en estado liquido . Ejemplo: Etanol en agua 3.2.2.3. Solución gas – liquido Es la solubilidad de un soluto gaseoso en un solvente liquido el cual depende de factores como la temperatura y la presión Ejemplo: CO2 en bebidas gaseosas 3.2.2.3. Solución gas – gas Soluciones en donde el soluto y el solvente se encuentra en estado gaseoso. Ejemplo: Aire 3.2.2.4. Solución sólido – sólido Soluciones en donde le soluto y el solvente se encuentran en estado solidó. Ejemplo: Aleación de zinc y estaño :; Acero
  35. 35. 3.2.3. De acuerdo a la naturaleza 3.2.3.1 soluciones moleculares: Se forman entre sustancias no electrolitos y solventes apolares, las moléculas del soluto no se disocian y están rodeadas por el solvente. La mayoría de las soluciones ocurren en agua. segun mvega.com 3.2.3.2. soluciones ionicas Aquellas en que el soluto es electrolito y el solvente es polar, constituyendo una mezcla conductora por la formación de iones en el seno de la solución:  Ejemplo:  Sal + agua: NaCl + H20 ==== Na+ + Cl- H20 segunmvega.com
  36. 36. 3.2.4. De acuerdo a la proporción entre soluto y solvente 3.2.3.1 solucion diluida: Es donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación. Ejemplo: A 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada. segun monografías 3.2.3.2. solucion concentrada Es aquella donde la cantidad de soluto disuelta es próxima a la determinada por la solubilidad a la misma temperatura. segun sledeshare 3.2.3.3. solucion saturada En estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ejemplo:Una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC segun monografias 3.2.3.4. solucion sobresaturada Representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. segun monografias VIDEO
  37. 37. Porcentaje masa / masa (% m/m)  Expresa la cantidad de gramos de soluto que existen por cada 100 gramos de disolución. %p/p = Peso de Soluto (grs.) x 100 Peso de Solución Referencia Ejemplo Ejercicios
  38. 38. Porcentaje masa/volumen (% m/v)  expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada 100 ml de disolución. %p/v = Peso de Soluto (grs.) x 100 Volumen de solución (ml) Referencia Ejemplo Ejercicios
  39. 39. Porcentaje volumen/ volumen  expresa la cantidad de ml de soluto que hay por cada 100 ml de disolución. %v/v = Volumen de Soluto x 100 Volumen de Solución (ml) Referencia Ejemplo Ejercicios
  40. 40. Molaridad (M)  Se puede definir como el número de moles de soluto que hay en un litro de disolución Referencia Ejemplo VIDEOS
  41. 41. Molalidad (m)  Es el número de moles de soluto que se encuentran disueltas en un kilogramo (1 kg = 1000 g) de disolvente Referencia Ejemplo VIDEOS
  42. 42. Normalidad (N)  Se define como el número de pesos equivalentes, o simplemente equivalentes, de soluto por litro de disolución. Referencia Ejemplo VIDEOS
  43. 43. Fracción molar  Es el numero de moles del componente por el numero total de moles de todos los componentes en la solución X (disolvente) = n (disolvente) n (disolvente) + n (soluto) x (soluto) = n (soluto) n (disolvente) + n (soluto)
  44. 44. Punto de ebullición  El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión atmosférica. Como el punto de ebullición depende de la presión atmosférica, éste variará al modificarse la presión atmosférica. http://es.wikipedia.org/wiki/Elevaci%C3%B3n_del_punto_de_ebullici%C3% B3
  45. 45. Punto de congelación  Existe un equilibrio dinámico entre las partículas que solidifican y las partículas que se licuan. Cuando se añade un soluto este equilibrio dinámico se rompe ya que las moléculas del soluto congelan a menos velocidad. Es necesaria una disminución de la temperatura para alcanzar un nuevo equilibrio. Referencia
  46. 46. Disminución de vapor  La velocidad de las partículas de disolvente (agua) que abandonan la superficie del líquido se reduce en presencia de un soluto no volátil Referencia
  47. 47. Presión osmótica  Es la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable. Referencia
  48. 48. Partes por millón es una unidad de medida de concentración de una solución. Se refiere a la cantidad de mg (miligramos) que hay en un kg de disolución Referencia Ejemplo
  49. 49. 3.6. Cuadro Sinóptico
  50. 50. Generalidades Exotérmica Endotérmica Reacciones Reversible Irreversible Flujo calórico (Q) Entalpia ΔH Termoquímica Función de estado Cambio de entalpia en las Calor de reacción reacciones Calor de formación Estado estándar Cambio de energía Ley de hess total en una reacción
  51. 51. Una ecuación termoquímica es una reacción química que incluye la cantidad de energía en forma de calor que es transferida en la reacción, expresado en Kcal o kJ En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una magnitud física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio. Wikipedia Parte de la química en que se estudian las relaciones entre el calor y las sustancias químicas. Microsoft® Encarta®
  52. 52. Reacción que libera o emite calor. reacción química que desprende energía. Proceso químico Que va acompañado de desprendimiento de calor. Microsoft® Encarta® 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + energía
  53. 53. Reacción que absorbe calor. reacción química que absorbe o necesita calor para reaccionar Microsoft® Encarta® Es aquel en el que el sistema absorbe calor del entorno. Doc. Word Energía + 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)
  54. 54. Es la cantidad de calor absorbido o liberado en la reacción. Calor absorbido Calor liberado Q(+) Q (-) Sistema termodinamico Flujo calórico es el calor suministrado por unidad de tiempo. Es la forma en la que se transmite energía calórica entre cuerpos con distinto estado térmico (distinta temperatura), siempre desde el de mayor temperatura al de menor temperatura, hasta que ambos lleguen a una temperatura de equilibrio^. 2H2 + O2 ------------- 2H2O + 136KJ
  55. 55. Entalpia Es el cambio de calor o cambio en el contenido de calor en una reacción química. La entalpía (H) de un sistema es una función de estado que expresa el calor liberado o absorbido durante un proceso, a presión constante. Doc. Word Magnitud termodinámica de un cuerpo, igual a la suma de su energía interna más el producto de su volumen por la presión exterior. Microsoft® Encarta®
  56. 56. funciones de estado entalpia que no depende del camino que sigue la reaccion es decir, en una o en varias etapas sucesivas Las funciones de estado son propiedades de un sistema que están determinadas por los estados inicial y final del sistema y no por la manera como alcanzó el estado final; su valor es fijo cuando se especifican temperatura, presión, composición y forma física. Microsoft® Encarta®
  57. 57. Calor de reacción Flujo de calor en una reacción a presión constante es igual al cambio de entalpia calor de reacción (H o qP) es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos, a presión constante y se expresa en J. Doc. Word Ejemplo
  58. 58. Calor de formación es el calor de reacción de la reacción para la formación de una mol del compuesto a partir de los elementos estándar calor de formación de un compuesto es el cambio de calor que resulta de la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar y se expresa en J/mol o en kJ/mol. Doc. Word El calor de formación de un compuesto es  La entalpía estándar de formación. Mitecnologico.com Ejemplo
  59. 59. Estado estándar forma mas estable de un elemento El estado estándar, indicado con el superíndice (), se refiere a la condición de 1 atm de presión. Si un elemento existe en más de una forma en condiciones estándar, se utiliza la forma más estable del elemento para la reacción de formación. Doc. Word Ejemplo
  60. 60. Cambio de energía total en una reacción viene expresado por ΔHt = ΣΔHf productos - ΣHΔf reaccionantes Ejemplo
  61. 61. Ley de Hess si agregamos 2 o mas ecuaciones para obtener una nueva ecuación total, el Δ Ht es igual a la suma de todas las partes. En una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. Pntic.com Ejemplo
  62. 62. Reacción reversible son aquellas en los que los productos se combinan para formar las sustancias originales. es una reacción química que se efectúa en ambos sentidos simultáneamente, es decir, los productos reaccionan entre sí y regeneran a los reactivos. Wikipedia
  63. 63. Reacción irreversible son aquellas que los productos no se combinan para formar las sustancias originales. Una reacción irreversible es una reacción química que se verifica en un solo sentido, es decir, se prolonga hasta agotar por lo menos una de las sustancias reaccionantes. Wikipedia
  64. 64. Algunos automóviles pueden utilizar gas butano, C4H10 (g) como combustible. A partir de la información termoquímica de la tabla 2 (∆Hº= -124.7) , calcular la energía liberada en la combustión de 10 litros de butano medidos a 298k y 1atm. Para la combustión del butano tenemos: C5H10 + (13/2)O2 ----> 4CO2+5H20 El calor de reacción que proporcionará la combustión de un mol de metano será: ΔH= 5·ΔH(H20)+4·ΔH(CO2)-ΔH(C4H10) Por otro lado 10 l a 298K y 1 atm son 0,41 moles de butano porque: P·V=nRT ---->> n=P·V/RT=1·10/(0,082·298)=0,41 moles luego el calor producido por estos 0,41 moles será: ΔH·0,41
  65. 65. . Calcula: a) la variación de entalpía de formación del propano en condiciones estándar. b) la variación de energía interna de formación del propano en condiciones estándar. DATOS: Entalpías estándar de combustión (kJ/mol) para el agua en estado líquido.: C (s) : -393,5; H2 (g): -285,5; propano: -2 218,8. Solución: La entalpía es una función de estado. La variación de entalpía de un proceso es la diferencia entre las entalpías de los estados final e inicial, sin tener en cuenta el camino seguido. Esto permite calcular la variación de entalpía de un proceso como la combinación lineal de las entalpías de otros procesos que al combinar sus ecuaciones permitan concluir la ecuación del proceso pedido: A partir de las entalpías de combustión del: C (s): C (s) + O2 (g) → CO2 (g) _H1º = -393,5 kJ H2 (g): H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) _H2º = -285,5 kJ propano: C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) _H3º = -2 218,8 kJ multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda por 4 y la última por -1 dan la ecuación de formación del propano: 3 C (s) + 4 H2 (g) → C3H8 (g) _Hfº = 4 × _H1º + 3 × _H2º – _H1º = -103,7 kJ/mol b) La entalpía H se define a partir de la energía interna U, como: H=U+P·V La variación de entalpía de un proceso será: _H = _U + _(P · V) La variación de volumen de los sólidos y los líquidos es despreciable frente a la variación de volumen de los gases. Suponiendo comportamiento ideal para los gases: P · V = n(g) · R · T Si la temperatura final es la misma que la inicial: _H = _U + _(P · V) = _U + _(n(g) · R · T) = _U + _n(g) · R · T En la ecuación de formación del propano: 3 C (s) + 4 H2 (g) → C3H8 (g) _n(g) = 1 mol C3H8 (g) – 4 mol H2 (g) = -3 mol (g) _U = _H – _n(g) · R · T = -103,7 kJ/mol – (-3) · 8,31×10-3 kJ/(mol·K) · 298 K = -96,3 kJ/mol
  66. 66. calcule la entalpia estandar de formacion de acetileno C2H2 a partir de sus elementos:? 2 C(grafito) + H2(g) ----------------> C2H2(g) las ecuaciones para cada etapa y los cambios de entalpia correspondientes son: a. C (grafito) + O2 --------> CO2 deltaH° reaccion= -393.5 KJ b. H2 (g) + 1/2 O2 ---------> H2O(l) deltaH° reaccion= -285.8 KJ c. 2 C2H2 (g) + 5 O2(g) -----------> 4 CO2 (g) + 2 H2O(l) deltaH° reaccion= -2598.8 KJ 2 C(grafito) + H2(g) ----------------> C2H2(g) CALOR ESTANDAR DE FORMACIÓN 226.7 AH (KJ/mol)
  67. 67. Calcula el calor liberado por mol de compuesto que reacciona con oxígeno para la siguiente reacción: 2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2H3 (s) + 9 H2O (l) Las entalpías estándar de formación del B5H9 (l), del B2H3 (s) y del H2O (l) son 73.2, – 1263.6 y – 285.8 kJ/mol, respectivamente. Respuesta:  r = [ (– 1 263.6 kJ/mol  5 moles) + (– 285.8 kJ/mol  9 moles) ] – [ H (73.2 kJ/mol  2 moles) + (0 kJ/mol  12 moles) ] = = – 9 036.6 kJ Este es el calor que se libera por cada 2 moles de B5H9 que reaccionan con 12 de O2. Por lo tanto, el calor que se libera por mol de B5H9 es:  r = _– 9 036.6 kJ_ = – 4 5183 kJ/mol H 2 mol
  68. 68. a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g)  r = – 395.4 kJ H b) C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g)  r = – 393.5 kJ H Invirtiendo la ecuación b) se obtiene: c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g)  r = + 393.5 kJ H A continuación se suman las ecuaciones a) y c) para obtener la ecuación deseada: a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g)  r = – 395.4 H kJ c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g)  r = + 393.5 H kJ ______________________________________ _____________ C (diamante) → C (grafito)  r = – 1.9 H kJ
  69. 69. Generalidades Reacción reversible Velocidad de reacción Ley de acción de masas Naturaleza de reactivos Catalizadores Factores que controlan la Concentración velocidad de reacción Temperatura Equilibrio químico Constante de equilibrio Equilibrio homogéneo y heterogéneo Concentración Principio de Efectos y factores del Temperatura Chatelier desplazamiento del equilibrio Presión
  70. 70. Es el punto en el cual la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad inversa folleto A medida que la reacción tiene lugar, disminuye la concentración de los reactivos según se van agotando. Del mismo modo, la velocidad de la reacción también decrece. Al mismo tiempo aumentan las concentraciones de los productos, tendiendo a colisionar unos con otros para volver a formar los reactivos. Por último, la disminución de la velocidad de la reacción directa se equipara al incremento de la velocidad de la reacción inversa, y cesa todo cambio. Microsoft ® Encarta El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando a y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad en que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio. Monografias.com ejemplo
  71. 71. Reacción reversible Es una reacción química que se efectúa en ambos sentidos simultáneamente, es decir, los productos reaccionan entre sí y regeneran a los reactivos.
  72. 72. Velocidad de reacción cantidad que expresa como cambia en el tiempo la concentracion de un reaccionante o de un producto. folleto La velocidad de una reacción química relaciona el cambio en la concentración de reactivos o productos con el tiempo y se expresa, usualmente, en mol/l × s. hiru.com aA + bB -------- cC + dD ejemplo
  73. 73. Ley de accion de masas la velocidad de la reaccion es proporcional al producto de las concentraciones de los reactantes, cada uno elevado a la potencia de sus coeficientes en la ecuacion balanceada. Folleto Es una relación que establece que los valores de la expresión de la Ke son constante par una reacción en particular a una temperatura dada, siempre que se haya sustituido las concentraciones en equilibrio. Monografias.com La ley de masas o ley de acción de masas establece que para una reacción química reversible en equilibrio a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos, tienen un valor constante. nA + mB -------- C Velocidad = k [A]n[B]m Wikipedia.com
  74. 74. Naturaleza de reactivos La naturaleza de los reactivos esta determinada por la energía de activación. Energía de activación. Energía que se debe superar para que a reacción química para ocurrir. orldlingo.com La energía de activación en química y biología es la energía que necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. wikipedia.com
  75. 75. Concentración Cuanto mayor sea el número de colisiones que se producen en la unidad de tiempo, tanto más probable será la realización de un choque eficaz, esto es, de un choque que dé lugar a la transformación de las moléculas. De esta forma se explica el hecho experimentalmente observado, de que al aumentar la concentración de los reactivos aumente la velocidad de la reacción química. angelfire.com la colisión entre las partículas que están reaccionando, depende del numero de las moléculas presentes en un volumen determinado. A medida que aumenta la concentración, aumenta las colisiones entre las partículas reaccionantes en un determinado periodo de tiempo y se forma mas moléculas del producto folleto
  76. 76. Temperatura Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. Wikipedia.com Considerando conjuntamente la teoría cinética y la teoría de colisiones es posible explicar tal comportamiento. Al aumentar la temperatura, la energía cinética de las moléculas de los reactivos aumenta, con lo que los choques son más violentos poniéndose en juego en un mayor número de ellos la energía suficiente como para superar esa barrera que constituye la energía de activación. El efecto conjunto de estos procesos individuales se traduce en que una mayor cantidad de reactivos se transforma en la unidad de tiempo, es decir, la velocidad de reacción aumenta notablemente. angelfire.com
  77. 77. Catalizadores Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. Wikipedia.com Se entiende en química por catalizador toda sustancia que incrementa la velocidad de una reacción sin verse ella misma alterada al final del proceso. El efecto del catalizador es, en cierto sentido, inverso al efecto de temperatura; en vez de aumentar la energía cinética de las partículas para poder salvar la cresta de la energía de activación, rebaja la altura de ésta, con lo cual hace más sencillo el proceso de transformación, pudiéndose en ocasiones llevar a cabo incluso a temperatura ambiente. El catalizador se combina con alguno de los réactivos, dando lugar a un producto intermedio de vida transitoria que reacciona con el resto con mayor facilidad. Una vez concluida la reacción se recupera, pudiendo ser nuevamente empleado. angelfire.com
  78. 78. Constante de equilibrio la velocidad de reacción directa es proporcional a la concentración de los reactivos elevados a la potencia del coeficiente en la ecuación balanceada. C (s) + CO2 (g) ------- 2CO (g) ejemplo
  79. 79. Equilibrio homogéneo cuando los reaccionantes y los productos se encuentran en el mismo estado. folleto Existen equilibrios químicos, en los cuales tanto reactantes como productos, pertenecen a un solo estado de la materia, llamándose a estos equilibrios homogéneos. galeon.com 2NO (g) + O2 (g) <======>2NO2 (g)
  80. 80. Equilibrio heterogéneo si uno o mas reaccionantes o productos no están en el mismo estado. folleto existen equilibrios en los cuales pueden estar presentes sustancias en solución, formándose en estos casos un equilibrio heterogéneo. galeon.com CaCO3 (s)------------ CaO (s) + CO2 (g)
  81. 81. Principio de chatelier Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación. cica.es Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema modificará la composición en equilibrio en alguna forma que tienda a contrarrestar este cambio de la variable. Monografias.com si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbación o una tensión el sistema reaccionara de tal manera que disminuirá el efecto de la tensión. folleto
  82. 82. Efecto de la temperatura. Un aumento de la temperatura causará un desplazamiento del equilibrio en el sentido de la reacción que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por el contrario, una disminución en la temperatura causará un desplazamiento en el sentido exotérmico de la reacción. laguia2000.com Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico. Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario. cica.es
  83. 83. Efecto de la presión. Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción donde haya menor número de moles gaseosos, contrarrestando de esta manera la disminución de volumen. Si la presión disminuye, ocurrirá lo contrario. laguia2000.com Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción. En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha: N2 (g) + 3 H2 (g) Û 2 NH3 (g) Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha. Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario. cica.es
  84. 84. Efecto de la concentración. El aumento de la concentración de los reactivos causará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos determinará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La disminución en la concentración de reactivos o productos causa un desplazamiento hacia la formación de mayor cantidad de reactivos o productos, respectivamente. laguia2000.com Un aumento de la concentración de los reactivos, o una disminución de los productos hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En cambio, una disminución de la concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos, hacen que la reacción se desplace hacia la izquierda. cica.es
  85. 85. Existe factores físicos y químicos para que el equilibrio se desplace entre ellos tenemos temperatura, presión y concentración. Ejemplo claro es: N2 (g) + 3 H2 (g) ----------- 2 NH3 (g) 1. si se agrega mas nitrógeno el equilibrio de desplazara hacia la derecha. 2. si se aumenta la presión el equilibrio de desplazara hacia la derecha. 3. si se disminuye la temperatura el equilibrio de desplazara hacia la derecha. 4. si se aumenta la temperatura el equilibrio de desplazara hacia la izquierda. 5. si se disminuye la presión el volumen del amoniaco aumenta. ejemplo
  86. 86. . Para la siguiente reacción: 2 NO (g) + Cl2 (g)®----------- 2 NOCl (g) la ecuación de velocidad hallada experimentalmente es: Velocidad = k [NO]2[Cl2] La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de Cl2 y al cuadrado de la concentración de NO.
  87. 87. CO (g) + Cl2 (g) ------ COCl2 (g) H2 (g) + I2 (g) ------ 2HI (g)
  88. 88. 6. ÁCIDOS, BASES, pH Y pOH. 6.1. Generalidades. 6.2. Propiedades Generales de los Ácidos y Bases en soluciones acuosas. 6.3. Definiciones de Arrheinius, Bronsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. 6.4. Electrolitos. 6.5. Disociación de electrolitos. 6.6. Ionización del agua. 6.7. Grado de Ionización. 6.8. El pH y pOH de una solución. 6.8.1. Derivación del Resultado. 6.8.2. Escala. 6.8.3. Problema.
  89. 89. 6.1. Generalidades.  Un Ácido se identifica cuando en la fórmula química aparece el hidrógeno (H+). Por ejemplo: HCl, H2SO4, HBr  Una Base de identifica cuando en la fórmula química hay presencia del grupo OH- Por ejemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2
  90. 90. 6.2. Propiedades Generales de los Ácidos y Bases en soluciones acuosas. Cuadro Propiedades Generales en soluciones acuosas de: ÁCIDOS BASES Sabor Agrio, por presencia de ácidos. Sabor Amargo. Con indicador Tornasol, cambia de Con indicador Tornasol, cambia de color azul a rojo. color rojo a azul. Neutraliza Bases. Neutraliza Ácidos. Presenta untuosidad o sensación jabonosa.
  91. 91. 6.3. Definiciones de Arrheinius, Bronsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases.  6.3.1. Según Arrheinius sobre ácidos y bases. ACIDO Sustancia que cede iones de hidrógeno (H+), cuando se disuelve en agua. BASE Sustancia que cede iones hidroxilos (OH-), cuando se disuelve en agua.  6.3.2. Según Bronsted – Lowry. ACIDO Es un donador de protones, dona un ión hidrógeno (H+). BASE Es un receptor de protones, acepta un ión hidrógeno (H+).  6.3.3. Según Lewis. ACIDO Es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par de electrones. BASE Es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones.
  92. 92. 6.4. Electrolitos. Cuadro Sinóptico: •Acidos Fuertes: HCl, HBr, H2SO4, Son sustancias HNO3 que están •Electrolitos Fuertes completamente •Bases Fuertes: ionizadas Hidroxilos de metales grupos IA y IIA. Son sustancias •Acidos Débiles: Electrolitos que están HCOOH, HCN •Electrolitos Débiles parcialmente •Bases Débiles: ionizadas NH3, C5H5-NH2 Son sustancias •No que no Electrolitos conducen la electricidad.
  93. 93. 6.5. Disociación de electrolitos.  Proceso por el cual los productos originados en la descomposición se unen a su vez para formar el cuerpo primitivo.  “Cuando se disuelven en agua ácidos, bases y sales se produce fraccionamiento de la molécula, es decir la molécula se ha ionizado y la solución se a transformado en un electrolito.” Ejemplos: NH4Cl HCl + NH3 HCl + H2O (H3O)+ + (Cl)- H3PO4 3(H)+ + (PO4)-3 Ca(OH)2 (Ca)+2 + 2(OH)- K2SO4 2(K)+ + (SO4)-2
  94. 94. 6.6. Ionización del agua. La disociación del agua, considerada como electrolito es muy importante. En el agua pura hay concentraciones iguales de iones H+ y de iones OH- H2O H+ + (OH)- La constante de equilibrio: [H+] [OH-] Keq = [ [ H2O] Como la concentración del agua, permanece constante como en los ácidos y bases débiles, se puede combinar: Keq y [H2O] = KA KA = [H+] [OH-] KA = constante de ionización del agua A temperatura ambiente (25º C), KA = 1,0  10-14 [H+] [OH-] = 1,0  10-14 SI: [H+] = [OH-] [H+]2 = 1,0  10-14 [H+] = 1,0  10-14 [H+] = 1,0  10-7 Si una solución tiene una concentración del [H+] 1,0  10-7, la solución es ácida puesto que [H+]  [OH-].
  95. 95. 6.7. Grado de Ionización. El grado de disociación o ionización de una sustancia iónica depende de la naturaleza de sus iones (electrolitos fuertes o débiles). La constante de equilibrio en este caso se llama constante de discociación ó ionización que es lo mismo. Ejemplo: En la reacción general AB A+ + B-, las concentraciones de A+ y B- en el punto de equilibrio son: [A]=0,003 M, [B]=0,003 M y la [AB] sin disociarse es [AB] = 0,1M. Calcular la cte. de disociación. Solución: AB A + + B- [A+] [B-] (0,003)(0,003) Keq = Kd = = = 0,000009 = 9*10-6 [AB] (0,1) Entonces el grado de disociación (Gd) es igual: [A+]o Gd = [ [AB]o Donde: [A+]o = concentración inicial en el equilibrio de A+ [AB]o = concentración inicial de AB. Por estequiometría de la reacción, el número de moles de AB que se disocia es igual al número de moles de A+ o B- formado.
  96. 96. 6.8. El pH y pOH de una solución. Por Definición: Para cualquier solución, la suma del pH y pOH es siempre igual a14. pH + pOH = 14 6.8.1. Derivación del Resultado: Partiendo de ionizacion agua: [H+] [OH-] = 1,0  10-14 Aplicando logaritmos: log [H+] [OH-] = log 1,0  10-14 log [H+] +log [OH-] = log 1 + log 10-14 log [H+] +log [OH-] = 0-14 (1) (-1) log [H+] + log [OH-] = -14 -log [H+] +(-log [OH-]) = 14 pH = -log (H+) = log 1/ (H+) pOH = -log (OH-) = log 1/ (OH-) 6.8.2. Escala: pH  7 pH = 7 pH  7 más ácido ácido neutro base más base
  97. 97. 6.8.3. Problema. Calcular el pH de la siguiente solución: [OH-] = 2.0 * 10-8 Datos e Fórmulas Cálculos y Resultados Incógnitas [OH-] = 2.0 * 10-8 pOH = -[log (2) + (-8) log 10] pOH = -log [OH-] pOH = - (0.3 - 8) = 7.7 pH = ? pH = 14 – 7.7 pH = 6.3

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