Procedimiento Y Aplicaciones

ESCUELA SUPERIOR ABIERTA Y A DISTANCIA

QUIMICA ANALITICA

UNIDAD 2
ACTIVIDAD 3:
Procedimientos y aplicaciones

LUNA JIMENEZ MARCELA
AL11504912

2.1 Equilibrio químico
1. Escribe la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones:

a) NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s)

Kc = NH4ClsNH3gHCl(g)

b) 3Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g)

Kc = Fe3O4(s)H2g4Fe(s)3H2Og4

c)2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)

Kc = Na2CO3sH2OgCO2gNaHCO3s2
Tengo duda en esta operación ya que la formula dice:
Kc = CcDdAaBb
La velocidad de reacción es el proceso inverso, por lo tanto tenemos más reactivos que productos, ¿cómo quedaría nuestra ecuación?

d) 2Hg(l) + Cl2(g) Hg2Cl2(s)

Kc = Hg2Cl2sHgl2Cl2g

2. Al calentar a 600°C SO3 se obtiene una mezcla en equilibrio quecontiene por litro: 0.0106 mol de SO2, 0.0016 mol de O2 y 0.0453 mol de SO3. Calcular el valor de Kc a esa temperatura.

T= 600°C SO3
SO3 ↔SO2+O2
SO2= 0.0106 mol
Kc= SO2O2SO3
O2= 0.0016 mol
Kc= 0.01060.00160.453=0.037×10-3
SO3= 0.0453 mol

3. En un matraz de un litro, están contenidos en equilibrio dos gases: 0.004 mol de N2O4 y 0.12 mol de NO2, a una temperatura de 100°C. Determina el valor deKc para la reacción.

N2O4 2NO2

DATOS
Kc=NO22N2O4
N2O4=0.004 mol
NO2= 0.12 mol
Kc=0.1220.004=3.6
T°= 100°C

2.2 Ácidos y bases

1. Escribe la ecuación de ionización y calcula la concentración de iones hidronio y el pH en las siguientes disoluciones de ácidos fuertes:

a) 0.5 mol de HCl, en 1450 ml de disolución.
HCl+H2O→Cl-H3O+
0.5mol = 0.34M
M= 0.5mol1.45L=0.34M

1450 ml = 1.45L

pH=-log [HO]
pH = -log[0.34]
pH = 0.46
b) 18 g de HCLO4 en 1.9 l de disolución.
HCLO4 + ClO4-+ H3O+
PM = HCLO4 = 100.5g/mol
n = 18g100.5g/mol=0.17 mol
M = 0.17mol1.9L=0.094 M
pH = -log [HO]
pH = -log[0.094]
pH = 1.02

c) 43 g de HNO3 en 2300 ml de disolución.
HNO3+H2o→NO3-+H3O+
PM = HNO3 = 63 g/mol
n = 18g63g/mol=0.28 mol
M = 0.28mol2.3L=0.12 M
pH= -log [HO]
pH = -log[0.12]
pH = 0.92

2.Escribe el equilibrio de ionización y calcula la concentración de iones oxhidrilo y el pH en las siguientes disoluciones de bases fuertes:

a) 0.2 g de KOH en 300 ml de disolución.
KHO→K++OH-
0.2g KOH
300 ml = 0.3L disolución
PM= KOH
PM= 39+16+1=56
n = mPM=0.256=0.0035
M = nv=0.00350.3=0.011
OH-=0.011
-log0.011=1.95
pH = 14 – 1,95 = 12.05

b) 0.3 mol de NaOH en un litro de disolución.NaOH→Na++OH-
0.3mol1L=0.3M
-log (0.3) = 0.52
pH =14-0.52=13.48

c) 2.5 g de Ba (OH)2 en 4 l de disolución.
Ba(OH)2→Ba++2OH-
2.5 g Ba (OH)2
4 L disolución
PM = Ba (OH)2
PM= 137.34 + ((16*2) + (1*2))=171.34
n = mPM=2.5171.34=0.014
M = nv=0.0144=0.034
OH-=0.034M
-log0.034=1.46
pH = 14 – 1,46 = 12.54
d) El ácido cloroacético (ClCH2-COOH) en concentración 0.01 M y a 25 °C seencuentra disociado en un 31 %. Calcule:

a) La concentración de todas las especies químicas en el equilibrio
ClCH2COOH+ H2O↔ClCH2COOH-+H3O+
b) La constante de disociación de dicho ácido.
Ka=ClCH2COO-H3O+ClCH2COOH=Cα21-α=o.o1mol0.3121-0.31=1.39x10-3

c) El pH de la disolución.

H3O=Cα=0.010.3 =3.1x10-3M

pH=-logH3O=-log1.39x10-3=2.5

5) Se desea saber el pH de una disolución acuosa deamoniaco 0.150 M, sabiendo que la constante de ionización del NH3 es 1.75 x 10-5.

NH3 + H2O →NH4+ OH-Kb = [NH4+][OH-] [NH3]
Kb = KwKa= 1.00x10-141,75x10-5= 1.00x10-9
OH= Kb*M
OH= 1.00x10-9*0.150= 1.22x10-5

pOH =4.91

pH = 14 - 4.91 = 9.09

6) Se titulan 50.0 mL de HCl con 46.7 mL de NaOH 0.020 M. ¿Cuál es la molaridad del HCl?
NaVa=NbVbNb= NaVaVb
NaNaOH= 0.20M
Va=46.7 ml Nb = 0.020M*46.750.0=0.01HCL
Nb=?
Vb=50.0 ml

7) Calcula el volumen de una disolución de ácido nítrico 0.05M necesario para neutralizar completamente 42.0 ml de KOH 0.3M
NaVa=NbVb Va= NbVbNa
NaHNO3= 0.05M
Va= ¿...