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UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente

QUÍMICA INORGÁNICA TAREA 3 TRABAJO COLABORATIVO No.1

PRESENTAN: DIANA PATRICIA FONSECA MARTINEZ CÓD: 1098220848 ELKIN GUSTAVO MORANTES ORTIZ CÓD: 1096946143 CESAR AUGUSTO ALVERNIA COD: ANGIE CAROLINA BOTELLO COD: GRUPO: 358005_94

PRESENTADO A: ANA MARIA ARDILA DIRECTOR DE CURSO

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA UNAD 31 DE OCTUBRE DEL 2016

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TAREA 3 TRABAJO COLABORATIVO No.1

1) Calcule el pH en el punto de equivalencia cuando 25ml de NH3 0,100M se valoran mediante una disolución de HCL 0,100M 𝑵𝑯𝟑(𝒂𝒄) + 𝑯𝑪𝑳(𝒂𝒄) − − − − − 𝑵𝑯𝟒 𝑪𝑳 (𝒂𝒄)

En el punto de equivalencia la neutralización es completa, lo que implica que reaccionaron tantos moles de NH3 como de HCl, pues la estequiometria indica que reacciona mol a mol.

Teniendo en cuenta que mol/L = mmol/mL, el número de mili moles de NH3 que reaccionó es Número de mili moles de 𝑁𝐻3 = 25 𝑚𝐿 · 0,100 𝑚𝑚𝑜𝑙/𝑚𝐿 = 2,5 𝑚𝑚𝑜𝑙

Como el número de mili moles de HCl ha de ser también 2,5, el volumen de HCl añadido vale 𝑉 = 2,5 𝑚𝑚𝑜𝑙 / 0,100 𝑚𝑚𝑜𝑙/𝑚𝐿 = 25 𝑚𝐿

Por estequiometria, se habrán formado tantas mili moles de NH4Cl como los que reaccionaron de NH3, es decir, 2,5 mmol.

En este momento tenemos Disolución: 0 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝐻3 (en principio), 0 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑦 2,5 𝑚𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝐻4𝐶𝑙, Que por ser una sal, está totalmente disociado en iones 𝐶𝑙(−) 𝑦 𝑁𝐻4(+).

Por tanto, habrá 2,5 mmol de Cl(-) y 2,5 mmol de NH4(+). Al ion Cl(-) no le ocurre nada, por ser la base conjugada de un ácido fuerte (el HCl).

Pero el catión NH4(+) es el ácido conjugado de una base débil (el NH3), por lo que se disocia en parte (hidrólisis) según la reacción de equilibrio 𝑁𝐻4(+) + 𝐻2𝑂 < − − −> 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂(+)

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Para el cálculo de las concentraciones en el equilibrio deberemos tener en cuenta que el volumen de disolución vale 25 + 25 = 50 mL, y además consultaremos el valor de Ka del NH4(+), que resulta ser 5,7·10^(-10)-

Inicialmente Hay 2,5 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑁𝐻4(+) en 50 mL de disolución, Así que [𝑁𝐻4+] = 2,5 𝑚𝑚𝑜𝑙 / 50 𝑚𝐿 = 0,05 𝑀.

Las concentraciones iniciales de 𝑁𝐻3 𝑦 𝑑𝑒 𝐻3𝑂 + son 0 (prescindiendo de los escasos H3O+ procedentes de la ionización del H2O). Si suponemos que reaccionan x mmol/L de NH4+, se tienen que formar x mmol/L de NH3 y x mmol/L de H3O+. En el equilibrio quedarán [𝑁𝐻4+] = 0,05 − 𝑥 [𝑁𝐻3] = 0 + 𝑥 [𝐻3𝑂+] = 0 + 𝑥

Entonces: 𝐾𝑎 = 5,7 · 10^(−10) = 𝑥 · 𝑥 / (0,05 − 𝑥)

Para resolver la ecuación podemos despreciar x frente a 0,05 ya que el valor de Ka es muy pequeño. Con ello, calculamos x fácilmente: 𝑥 = [𝐻3𝑂+] = 5,3 · 10 ^(−6) 𝑀 𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 [𝐻3𝑂+] = 5,28

El pH resulta ser ligeramente ácido, como corresponde a la disolución de una sal procedente de base débil y ácido fuerte, como es el 𝑵𝑯𝟒𝑪𝒍.

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2. Calcule el pH de cada una de las siguientes disoluciones a. 2,8x10-4 M (BaOH)2 b. 5,2x10 -4 M NHO3

a) En disolución se disocia totalmente originando iones OH𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 − − − −> 𝐵𝑎(2+) + 2 𝑂𝐻(−)

Como se ve, la concentración de OH- ha de ser doble que la concentración inicial del hidróxido de bario. [𝑂𝐻−] = 2 · 2,28 · 10^(−4) = 5,6 · 10^(−4) 𝑀 𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 5,6 · 10^(−4) = 3,25 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 𝟏𝟎, 𝟕𝟓

b) Entiendo que te refieres al ácido nítrico HNO3, que se disocia totalmente en agua:

𝐻𝑁𝑂3 − −−> 𝑁𝑂3(−) + 𝐻(+)

Por lo que la concentración de H+ ha de ser la misma que inicialmente tenía el HNO3 [𝐻+] = 5,2 · 10^(−4) 𝑀 𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 5,2 · 10^ − 4 = 𝟑, 𝟐𝟖

Los pH serian 𝒂. 2,8𝑥10 − 4 𝑀 (𝐵𝑎𝑂𝐻)2 = 𝟏𝟎, 𝟕𝟓 𝒃. 5,2𝑥10 − 4 𝑀 𝑁𝐻𝑂3 = 𝟑, 𝟐𝟖

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4) El ácido sulfúrico concentrado que se utiliza en el laboratorio es H2SO4 al 98% en masa. Calcule la molalidad y la molaridad de la disolución acida. La densidad de la disolución es 1,83g/mL. 𝑃𝑀 𝐻2𝑆𝑂4 = 98𝑔 %𝑝/𝑝 = 98𝑔𝐻2𝑆𝑂4/100𝑔𝑆𝑙𝑛

Molalidad (m): #moles soluto/Kg sln Molaridad (M): #moles soluto/L sln Molalidad (m): 98𝑔𝐻2𝑆𝑂4/100𝑔𝑠𝑙𝑛 𝑥 1𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑆𝑂4/98𝑔𝐻2𝑆𝑂4 𝑥 1000𝑔𝑠𝑙𝑛/1𝑘𝑔𝑠𝑙𝑛 = 10𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4/𝑘𝑔𝑆𝑙𝑛(𝑚) Molaridad (M) 98𝑔𝐻2𝑆𝑂4/100𝑔𝑆𝑙𝑛 𝑥 1𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑆𝑂4/98𝑔𝐻2𝑆𝑂4 𝑥 1.83𝑔/𝑚𝐿 𝑥 1000𝑚𝑙/1𝐿 = 18.3𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑆𝑂4/𝐿 (𝑀)

Ahí hice lo mismo para obtener los moles de H2SO4 quedándome mol/g, Después usamos la densidad dada para poder cancelar los gramos y quedarnos con mol/mL y de ahí simplemente convertí los mL a L. a) La molalidad es 𝑚 = 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 / 𝑘𝑔 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 1 𝑚𝑜𝑙 / 0,002 𝑘𝑔 = 𝟓𝟎𝟎 𝒎𝒐𝒍/𝒌𝒈 𝑏 = 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 100 𝑔 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 100 𝑔 / (1,83 𝑔/𝑚𝐿) = 54,6 𝑚𝐿 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟒𝟔 𝑳 𝑀 = 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 / 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 1 𝑚𝑜𝑙 / 0,0546 𝐿 = 𝟏𝟖, 𝟑 𝒎𝒐𝒍/𝑳

5. El dióxido de carbono es un componente normal de todas las aguas naturales. Penetra a las aguas superficiales por la absorción de la atmósfera, pero solo cuando su concentración en el agua es menor que la concentración en equilibrio con el dióxido de carbono en agua puede exceder el equilibrio con su concentración en la atmósfera, de acuerdo con la Ley de Henry. El dióxido de carbono también se puede producir en el agua por oxidación biológica de la materia orgánica, especialmente en las aguas contaminadas. En consecuencia se puede concluir que las aguas superficiales están constantemente absorbiendo o cediendo dióxido de carbono para

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mantener en equilibrio con la atmósfera. El CO2 reacciona con el agua y con las rocas, cuya naturaleza química se encuentra asociada al carbonato de calcio CaCO3, siguiendo la reacción: 𝐶𝑂2 + 𝐶𝑎𝐶𝑂3 + 𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑎+ + 2𝐻𝐶𝑂3− Sin embargo es de aclararse que primero se da lugar a la formación del ácido carbónico (H2CO3) antes que el ión bicarbonato (HCO3 - ), sustancia que por lo general no se incluye en la reacción 3, debido a la dificultad para establecer la diferencia entre el CO2 libre y el H2CO3 (se suman las dos concentraciones). Puesto que el dióxido de carbono libre representa cerca del 99 % de ese total, la expresión es sólo una aproximación de una expresión de equilibrio real pero es muy buena. Es importante recalcar que este fenómeno tiene una importancia a nivel ambiental, básicamente por los problemas de corrosión que se pueden presentar por la acidez elevada de las aguas con altos contenidos de CO2. En las reacciones 4 y 5 se ilustra el proceso de disociación del ácido carbónico: 𝐻2 𝐶𝑂3 → 𝐻𝐶𝑂3− + 𝐻 + 𝐻𝐶𝑂3− + 𝐶𝑂32− + 𝐻 +

𝐾𝑎1 = 4.45x10−7 𝑀 𝐾𝑎2 = 4.69x10−11 𝑀

a. Calcule el contenido de dióxido de carbono de una muestra de agua natural que tiene un pH de 7.3 y una concentración de ion bicarbonato de 30 mg/L. La temperatura del agua es 25 °C. Rta: Contenido de dióxido de carbono 𝑝𝐻 = 7.3 y concentración de bicarbonato de 30 mg/L, la temperatura del agua es de 25C Masa del sto [𝐻𝐶𝑂3− ]: 30 𝑚𝑔 => 0,03 𝑔 Volumen H2O: 1 L 〖[𝐻𝐶𝑂〗− 3 ]1 + 12 + 3 ∗ 16 = 61 𝑔/𝑚𝑜𝑙 Con el pH se puede calcular la concentración de hidrogenoides en la muestra de agua [𝐻+] = 10−𝑃𝐻 = 10−7.3 = 5.01𝑋10−8 𝑀 𝑚𝑔 [𝐻𝐶𝑂3 −] = 30 𝑋 𝑙

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Utilizando el primer equilibrio: 𝐻𝐶𝑂3− → 𝐶𝑂32− + 𝐻 + 𝐾𝑎: 4.69𝑋10−11 𝑀 La constante está dada por la relación entre la multiplicación de las concentraciones de carbonato y protones, sobre la del bicarbonato, por tanto despejando nuestra variable desconocida (carbonato) está dada por:

[𝐶𝑂32− ] =

𝐾𝑎 ∗ [𝐻𝐶𝑂3− ] (4.69𝑋10−11 ) ∗ (4.92𝑋10−4 ) = = 4.60𝑋10−20 𝑀 𝐻+ (5.01𝑋10−5 )

Dado que la relación entre la concentración de carbonato y dióxido de carbono es uno a uno, por tanto la concentración de dióxido de carbono 𝟒. 𝟔𝟎𝑿𝟏𝟎−𝟐𝟎 𝑴 b) Se observó que un abastecimiento de agua tenía una concentración de ion bicarbonato de 50 mg/L y un contenido de CO2 de 30 mg/L. Calcule el pH aproximado del agua a una temperatura de 25 °C. Respuesta: 𝑛

M = 𝑉𝑆𝑇𝑂 = 𝑆𝑂𝐿

𝑚𝑜𝑙 𝐿

𝑚𝑎𝑠𝑎

Teniendo en cuenta que n = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟

[𝐻𝐶𝑂3− ] = Masa 50 mg disueltos en un volumen de 1L

̅ [𝐻𝐶𝑂3− ] = 1 + 12 + 3 ∗ 16 = 61 → n = 𝑀

𝑀=

0.05𝑔 = 8.1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑔 61 ⁄𝑚𝑜𝑙

8.1𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 → 8.1𝑥10−4 𝑀 𝐿

[𝐶𝑂32− ]= masa 30 mg disueltos en un volumen de 1L ̅ [𝐻𝐶𝑂3− ] = 12 + 3 ∗ 16 = 60 𝑔⁄ 𝑀 𝑚𝑜𝑙 → 𝑛 = 𝑀=

0.03𝑔 = 5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 𝑔 60 ⁄𝑚𝑜𝑙

5𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙 → 5𝑥10−4 𝑀 𝐿

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𝐻+ =

𝐾𝑎 ∗ [𝐻𝐶𝑂3− ] 4.69𝑥10−11 ∗ 8.1𝑥10−4 𝑀 = = 7.59𝑥10−19 𝑀 [𝐶𝑂32− ] 5𝑥10−4 𝑀

Por tanto el pH será de: 𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠[𝑯+ ] = − 𝐥𝐨𝐠(𝟕. 𝟓𝟗𝒙𝟏𝟎−𝟏𝟗 ) = 𝟏𝟖. 𝟏𝟏 𝒑𝑯 = 𝟏𝟖. 𝟏𝟏

c)

Si para la muestra de agua se mide un valor de pOH de 11.3 unidades, cuál será el valor del pH?, teniendo en cuenta la figura 1 .Que tipo de acidez podría asociarse al valor del pH?

Respuesta: a. Valor de 𝑝𝑂𝐻 = 11.3 El valor del pH será de: 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 11.3 = 2.7, y tendrá un valor bajo de pH lo cual estará asociado a una muestra relativamente ÁCIDA

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6) Por requerimientos de la Corporación Autónoma se realizó un muestreo isocinético (medición de contaminantes en gases de chimenea) para una empresa, donde se usa un determinado biocombustible. Siendo el informe final el que aparece en la tabla 1, sin embargo para verificar el cumplimiento o el incumplimiento con los valores de norma, los cuales han sido consultados en la Resolución 909 de 2008, se presenta el inconveniente con las unidades del reporte que se encuentran en partes por millón (ppm) y deben ser transformadas a mg/m3 (asumir que la medición se hace a condiciones estándar de T y P). a. Transformar las unidades de ppm a mg/m3 𝑆𝑂2 Temperatura= 25℃ Lo pasamos a grados Kelvin 273+25=298K Presión 1 atm= 755 mmHg Ppm=1200 1 mol=62,32 Peso molecular de 𝑆𝑂2 = 64,066 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑧 = 𝑚𝑔/𝑚3 = 𝑥𝑝𝑝𝑚 Aplicamos la siguiente ecuación para obtener el volumen molar: 𝑝. 𝑣 = 𝑛𝑟𝑡 𝑣 = 24,6 𝑚𝑔/𝑚3 = 𝑥1200 = 3,195 𝑚𝑔/𝑚3 𝑁𝑂2 Temperatura= 25℃ Lo pasamos a grados Kelvin 273+25=298K Presión 1 atm= 755 mmhg Ppm=180 1 mol=62,32

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Peso molecular 𝑁𝑂2 = 46 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑧 = 𝑚𝑔/𝑚3 = 𝑥𝑝𝑝𝑚

Aplicamos la siguiente ecuación para obtener el volumen molar: 𝑝. 𝑣 = 𝑛𝑟𝑡 𝑣 = 24,6 𝑚𝑔/𝑚3 = 𝑥180 = 336,5 𝑚𝑔/𝑚3 b. Establecer el cumplimiento o incumplimiento por parte de la empresa. Tabla 1. Reporte de resultados y valores establecidos por la Resolución 909 de 2008 para fuentes fijas. Contaminante

concentración concentración valor norma cumple (x) No cumple (x) (ppm) (mg/m3) (mg/m3)

SO2

1200

3,195

2000

NO2

180

336,5

650

𝑺𝑶𝟐 =No cumple según lo que dice la ley que es de 2000 y el resultado alcanzado es 3,195. . 𝑵𝑶𝟐 =Si cumple con la ley porque dice la ley que es de 650 y el resultado alcanzado es 336,5.

7. La solubilidad del sulfato de calcio (CaSO4) es de 0,67g/L. Calcule el valor de Kp para el sulfato de calcio. 𝟐− 𝑪𝒂𝑺𝑶𝟒(𝑺) ↔ 𝑪𝒂𝟐+ (𝒂𝒄) + 𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄)

Solución: M= CaSO4 = 136,2 g

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0,67𝑔 1 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 ∗ = 0,0049 1𝐿 136,2𝑔 𝐿 2+ 2− 𝐶𝑎𝑆𝑂4(𝑆) ↔ 𝐶𝑎(𝑎𝑐) + 𝑆𝑂4(𝑎𝑐)

𝐶𝑎𝑆𝑂4 = [𝐶𝑎2+ ] ∗ [𝑆𝑂2− ] 𝐶𝑎𝑆𝑂4 = 0,0049 ∗ 0,0049 𝐶𝑎𝑆𝑂4 = 0,000024 𝑲𝒑 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟎𝟐𝟒

8. Calcule la concentración de iones hidrógenos, en mol/L para cada una de las siguientes disoluciones a) Una disolución cuyo pH es 5,2 𝑝𝐻 = 5,2 𝑙𝑜𝑔[𝐻 + ] = −5,2 [𝐻 + ] = 10−5,2 𝐴𝑛𝑡𝑖𝑙𝑜𝑔𝑎𝑟𝑖𝑡𝑚𝑜 = 6,309𝑥10−6 [𝐻 + ] = 6,309𝑥10−6 𝑚𝑜𝑙/𝐿 = 𝟔, 𝟑𝟏𝒙𝟏𝟎−𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳

b) Una disolución cuyo pH es 16 𝑝𝐻 = 16 𝑙𝑜𝑔[𝐻 + ] = −16 [𝐻 + ] = 10−16 𝐴𝑛𝑡𝑖𝑙𝑜𝑔𝑎𝑟𝑖𝑡𝑚𝑜 = 0,1𝑥10−15 [𝐻 + ] = 1𝑥10−16 𝑚𝑜𝑙/𝐿 = 𝟏𝒙𝟏𝟎−𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳 c) Una disolución de hidrogeno es 3,7 x 10-9 M [𝐻 + ] = 3,7𝑥10−9 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 3,7𝑥10−9 𝑝𝐻 = 8,432

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𝑙𝑜𝑔[𝐻 + ] = −8,43 [𝐻 + ] = 10−8,43 𝐴𝑛𝑡𝑖𝑙𝑜𝑔𝑎𝑟𝑖𝑡𝑚𝑜 = 3,71𝑥10−9 [𝐻 + ] = 4𝑥10−9 𝑚𝑜𝑙/𝐿 = 𝟏𝒙𝟏𝟎−𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳

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