Calcular el PH, POH, (H+) y (OH-)
de las siguientes soluciones, suponiendo ionización total.
a) H Cl 1.10 -4
M
b) 8.10 -6 M
HNO3
c) 2,3 .10 -5 M de H2SO4
d) 0,02 g de NaOH en 2 litros de solución.
e) 0,0005 moles de Ca (OH)2 en 1,3 litros
de solución.
f) 0,16 grs de HCl en 670.000 ml de solución.
g) 0,478 grs de H3PO4 en 0,98 l.
1. ¿Qué es un ácido y una base para la teoría de Arrhenius?
2. ¿Qué es un ácido y una base para la teoría de Bronsted Lowry?
3. ¿Qué es un ácido y una base conjugada? (da un ejemplo)
4. ¿Qué es un ácido y una base para la teoría de Lewis?
Vídeo 2
5- ¿Cómo explicarías el proceso de disociación de un ácido mediante una ecuación química?
6- ¿Cómo definirías un ácido fuerte?
7- ¿Cómo definirías un ácido débil?
Vídeo 2
https://www.youtube.com/watch?v=vIf54jqQmKU
5- ¿Qué es el PH? (incluir la fórmula)
6- ¿Qué valores puede adoptar el PH?
7- ¿Qué valores puede tener?
una sustancia neutra:
una sustancia básica:
una sustancia ácida:
8- ¿Cómo se puede medir el PH?
Vídeo 3
9- ¿Cómo explicarías el proceso de disociación de un ácido mediante una ecuación química?
10- ¿Cómo definirías un ácido fuerte? Da un ejemplo
11- ¿Cómo definirías un ácido débil? Da un ejemplo
12- ¿Qué es la constante de acidez? (Busca en la web)
13- Busca una tabla de constantes de acidez y explica qué valores de Ka presentan los ácidos fuertes y los débiles.
Fecha de entrega: 29 de octubre.
Electroquímica.
Potencial de oxidación. Pilas. Acumulador de plomo. Corrosión.
Observa los vídeos y toma nota como si fuera la clase, en el aula.-
Vídeo 1: Celdas galvánicas
Vídeo 2 Potenciales standard
Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas (o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica, cuando se esté cargando la celda).
Cátodo: Se denomina cátodo al electrodo negativo de una célula electrolítica hacia el que se dirigen los iones positivos, que por esto reciben el nombre de cationes.
Ánodo: El ánodo es un electrodo en el que se produce una reacción de oxidación, mediante la cual un material, al perder electrones, incrementa su estado de oxidación.
CATIÓN: Un catión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva.
ANIÓN: es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica negativa.
Celda Galvánica: La celda galvánica o celda voltaica, denominada en honor de Luigi Galvani y Alessandro Volta respectivamente, es una celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma. Por lo general, consta de dos metales diferentes conectados por un puente salino, o semiceldas individuales separadas por una membrana porosa. Volta fue el inventor de la pila voltaica, la primera pila eléctrica.
En el uso común, la palabra pila es una celda galvánica única y una batería propiamente dicha consta de varias celdas, conectadas en serie o paralelo
Celda electrolítica : Se denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos.
Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales.
Al proceso de disociación o descomposición realizado en la celda electrolítica se le llama electrólisis.
La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro e hidrógeno puro. La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión.
En la electrólisis se pueden distinguir tres fases:
· Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola.
· Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondiente
· Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).
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Tipo de conversión |
Energía eléctrica → Energía química |
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Electrodo positivo |
Cátodo (reducción) |
Ánodo (oxidación). |
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Electrodo negativo |
Ánodo (oxidación) |
Cátodo (reducción) |
Parecería lógico definir el sentido de la corriente eléctrica como el sentido del movimiento de las cargas libres. Sin embargo, si el conductor no es metálico, también hay cargas positivas en movimiento por el conductor externo (el electrolito de la celda), y cualquiera que sea el sentido convenido existirían cargas moviéndose en sentidos opuestos. Por tanto se adopta el convenio de que su definición del sentido de la corriente sea «el recorrido por las cargas positivas (cationes), y que en consecuencia es del positivo al negativo: ánodo → cátodo.
En los casos de válvulas termoiónicas, fuentes eléctricas, pilas, etcétera, el ánodo es el electrodo o terminal de mayor potencial. En una reacción redox corresponde al elemento que se oxidará.
La fuerza electromotriz o voltaje inducido (representado fem, FEM o ) es toda causa capaz de mantener una diferencia de potencial entre dos puntos de un circuito abierto o de producir una corriente eléctrica en un circuito cerrado. Es una característica de cada generador eléctrico.
FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA : En una pila hay un transporte de electrones desde el ánodo, donde tiene lugar el proceso de oxidación, al cátodo, donde se produce la reducción. El trabajo necesario para realizar este transporte de electrones será proporcional a la diferencia de potencial existente entre ánodo y cátodo. A esta diferencia de potencial (ε) se la denomina fuerza electromotriz de la pila (fem).
Fem = E° cátodo – E° ánodo = E° reducción – E° oxidación
Vídeo 3
cONSU
TRABAJO PRÁCTICO n°15:
1.A) Busca una tabla de Potenciales de reducción y agrégalos a tu trabajo.
1. B) b1. escribe las hemireacciones. Busca los potenciales de cada una. Consultando la tabla de E° e indica cuál de las siguientes reacciones es posible:
a) Fe + HCl --------------------
b) Ba + Cu SO4 --------------------
c) Au + HNO3 --------------------
d) Ag + CaCO3 --------------------
e) Cu + AuCl3 --------------------
f) Pb + NaNO3 --------------------
g) Zn + CaS --------------------
h) Cl2 + KI --------------------
2. Una solución contiene Cu+2; Pb+2; Ca +2 al efectuar electrólisis. ¿Cuál es el catión que se descarga primero?
3. Describa las características generales de una celda electroquímica.
4. Los utensillos de acero como las tuercas y los tornillos, suelen recubrirse con una delgada capa de cadmio. Explique qué función tiene esta capa.
5. El hierro galvanizado es una hoja de acero recubierta con zinc; las latas de estaño se fabrican de hojas de acero recubiertas de estaño. Describa qué función tienen estos recubrimientos y la electroquímica de las reacciones de corrosión que suceden cuando un electrólito entra en contacto con la superficie raspada de una hoja de hierro galvanizado o una lata de estaño.
6. La plata deslustrada contiene Ag2S. Las manchas de los utensillos de plata se pueden quitar sumergiéndolos en un recipiente de aluminio que contenga una disolución de un electrolito inerte tal como el Na Cl. Explique el principio electroquímico de este procedimiento. Teniendo en cuenta que:
Ag2S + 2 e- ® 2 Ag ° (s) + S-2
Y que el potencial estándar de la semicelda es E°= -0,71 V
8. ¿Cómo está formada una batería de celda seca? (agrega imágenes y reacciones redox)
9. ¿Cómo está formado un acumulador de plomo? (agrega imágenes y reacciones redox)
10.¿Cómo está formada una batería de Litio? (agrega imágenes y reacciones redox)
FECHA de ENTREGA: 15 de octubre 2020.-.
Química en procesos
industriales.
a)
REACCIONES
REDOX
Las
reacciones redox son procesos que llevan a la modificación del estado de
oxidación de los compuestos.
El número de oxidación : es un número entero que
representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un
compuesto determinado. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde
electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
https://www.youtube.com/watch?v=gKXmkSObb48
Reglas
para asignar estados de oxidación.
1. El estado de oxidación de todos
los elementos en estado libre, no combinados con otros, es de cero (p. ej., Na,
Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2).
2. El estado de oxidación del H es
de +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que es de -1 (p. ej., NaH, CaH2).
3. El estado de oxidación del O es
de -2, excepto en los alcalinos los compuestos con flúor, los peróxidos, en los
que es de -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el OF2, donde es
de +2.
4. El estado de oxidación del
elemento metálico de un compuesto iónico es positivo.
5. En los compuestos covalentes,
el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo y todos
los demás son positivos.
6. La suma algebraica de los
estados de oxidación de los elementos de un compuesto es cero.
7. La suma algebraica de los
estados de oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga
del ion.
OXIDACIÓN
La oxidación ocurre cuando una especie química
pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación. Por
ejemplo, el Sodio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir
en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de un electrón, según el
esquema simbólico siguiente:
Na(0) ---> Na (1+) + 1e-
En resumen:
Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de
oxidación
REDUCCIÓN
La reducción ocurre cuando una especie química
gana electrones y simultáneamente disminuye su número de oxidación. Por
ejemplo, el cloro atómico (con
número de oxidación cero) se convierte en el ion
cloruro (con número de oxidación
y carga de 1–) por ganancia de un electrón,
según el esquema simbólico siguiente:
1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)
En resumen:
Reducción = Ganancia de
electrones = Disminución del número de oxidación
El agente oxidante es aquel elemento químico que tiende a captar esos electrones,
quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo
reducido.
Ecuaciones REDOX
Vídeo 3
RESOLVER COMO TRABAJO PRACTICO N°14- FECHA DE ENTREGA 1 de octubre 2020.-
1. Señalar cuáles de las siguientes hemirreacciones
son de oxidación y cuáles de reducción.-
a) Zn
° ------------- Zn+2 + 2 e-
b) Fe
+3 + 1 e- ------------- Fe +2
c) Cu
° ------------- Cu+2 + 2 e-
d) S
° + 2 e- ------------- S-2
e) Ag
+1 + 1 e- ------------- Ag°
2. Completar las siguientes hemireacciones y
clasifíquelas.-
a) Sn
+4 ------------- Sn+2
b) Hg
° ------------- 2 e-
c) Al
+3 + 3 e- -------------
d) Cl°2 ------------- 2 Cl -1
e) Ni
+2 ------------- Ni +3
f) 2
O-2 ------------- O°2
3. Calcular el número de oxidación del Mn en
las siguientes especies químicas:
MnO2
MnO3
Mn
Mn2O3
MnCO3
4. Calcular el número de oxidación de cada uno
de los elementos que forman las siguientes especies químicas.
Ag2O
HNO3
Fe2O3
CuSO4
5. Dadas las siguientes ecuaciones indicar
cuáles corresponden a procesos redox señalando el elemento que se oxida y el
elemento que se reduce:
a) 2
H2 + O2 ----------------- 2 H2O
b) Na2O
+ H2O ----------------- 2 Na(OH)
c) O2 + 4 HI ----------------- 2 H2O + 2 I2
d) Fe + H2SO4 ----------------- FeSO4 + H2
e) BaCl2 + H2SO4 ----------------- BaSO4 + 2 HCl
1)
a) 1 mol-
b) 6,023.10 23
moléculas
a) a) ¿Cuál gas ejerce
mayor presión? El que
posee mayor número de moles.
b)1,4 molesde O2
c) c) 1,18.10 24 moléculas de N2
3.
A) 86,4 gramos
B) 1,92 .10 23 moléculas de N2O5
C) 1600 litros
D) 0,00083 Torr
E) 1404 gramos de N2O5
4. a) COCl2-------------CO + Cl2
b) 1,075 ton de Cl2
c)23,4 litros
d)251 litros
5.a) 14,84 moles de CO2
6.
a)7.105 gramos de Fe
Atención si usan el simulador de Ton a gramos….NO da bien!!
b)1,25 .104 moles de CO
c) 51,52 litros
