Entonces 4
Propósito: obtener una sal compleja de sulfato de cobre-tetroamino a partir de sulfato de cobre CuSO 4 ∙5H 2 O y una solución concentrada de amoníaco NH 4 OH.
Precauciones de seguridad:
1. Los recipientes de vidrio para productos químicos requieren un manejo cuidadoso, antes de comenzar a trabajar conviene revisarlos en busca de grietas.
2.Antes de comenzar a trabajar, se debe comprobar el estado de funcionamiento de los aparatos eléctricos.
3. Calentar únicamente en recipientes resistentes al calor.
4. Utilice productos químicos con cuidado y moderación. reactivos. No los pruebes, no los huelas.
5.El trabajo debe realizarse en bata.
6. El amoníaco es venenoso y sus vapores irritan las mucosas.
Reactivos y equipos:
Solución concentrada de amoníaco - NH 4 OH
Alcohol etílico – C 2 H 5 OH
Sulfato de cobre - CuSO 4 ∙ 5H 2 O
Agua destilada
Cilindros graduados
placas de petri
Bomba de vacío (bomba de vacío de chorro de agua)
Embudos de vidrio
Antecedentes teóricos:
Los compuestos complejos son sustancias que contienen un agente complejante al que se asocia un determinado número de iones o moléculas llamados sumandos o leyendas. El agente complejante con sumandos constituye la esfera interna del compuesto complejo. En la esfera exterior de los compuestos complejos hay un ion unido al ion complejo.
Los compuestos complejos se obtienen mediante la interacción de sustancias de composición más simple. En soluciones acuosas se disocian para formar un ion complejo cargado positiva o negativamente y el anión o catión correspondiente.
Así 4 = 2+ + Así 4 2-
2+ = Cu 2+ + 4NH 3 –
El complejo 2+ tiñe la solución de color azul aciano, pero el Cu2+ y el 4NH3 tomados por separado no dan ese color. Los compuestos complejos son de gran importancia en la química aplicada.
SO4 - cristales de color púrpura oscuro, solubles en agua, pero no solubles en alcohol. Cuando se calienta a 1200 C, pierde agua y parte del amoníaco, y a 2600 C pierde todo el amoníaco. Cuando se almacena en el aire, la sal se descompone.
Ecuación de síntesis:
CuSO4 ∙ 5H2O +4NH4OH = SO4 ∙ H2O +8H2O
CuSO4 ∙ 5H2O + 4NH4OH= SO4 ∙ H2O +8H2O
mmCuSO4∙5H2O = 250 g/mol
mm SO4 ∙ H2O = 246 g/mol
6g CuSO4∙5H2O - Xg
250 g CuSO4∙5H2O - 246 SO4∙H2O
Х=246∙6/250= 5,9 g SO4 ∙ H2O
Progreso:
Disolver 6 g de sulfato de cobre en 10 ml de agua destilada en un vaso resistente al calor. Calienta la solución. Revuelva vigorosamente hasta que se disuelva por completo, luego agregue la solución concentrada de amoníaco en pequeñas porciones hasta que aparezca una solución de sal compleja de color púrpura.
Luego transfiera la solución a una placa de Petri o porcelana y precipite los cristales de la sal compleja con alcohol etílico, que se vierte con una bureta durante 30 a 40 minutos, el volumen de alcohol etílico es de 5 a 8 ml.
Filtrar los cristales de sal complejos resultantes en un embudo Buchner y dejar secar hasta el día siguiente. Luego pese los cristales y calcule el % de rendimiento.
5,9 g SO4 ∙ H2O - 100 %
m de muestra – X
X = m muestra ∙100% / 5,9 g
Preguntas de control:
1. ¿Qué tipo de enlaces químicos hay en las sales complejas?
2.¿Cuál es el mecanismo de formación de un ion complejo?
3.¿Cómo determinar la carga de un agente complejante y de un ion complejo?
4.¿Cómo se disocia una sal compleja?
5. Elaborar fórmulas para compuestos complejos diciano - argentato de sodio.
Trabajo de laboratorio No. 6.
Preparación de ácido ortobórico.
Objetivo: obtener ácido ortobórico a partir de bórax y ácido clorhídrico.
Precauciones de seguridad:
1. Los recipientes de vidrio para productos químicos requieren un manejo cuidadoso y se deben revisar para detectar grietas antes de su uso.
2. Antes de comenzar a trabajar, se debe comprobar el estado de funcionamiento de los aparatos eléctricos.
3. Calentar únicamente en recipientes resistentes al calor.
4. Utilice productos químicos con cuidado y moderación. No los pruebes, no los huelas.
5. El trabajo deberá realizarse en bata.
Equipos y reactivos:
Tetraborato de sodio (decahidrato) – Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O
Ácido clorhídrico (conc.) – HCl
Agua destilada
Estufa eléctrica, bomba de vacío (bomba de vacío de chorro de agua), vasos de precipitados, papel de filtro, tazas de porcelana, varillas de vidrio, embudos de vidrio.
Progreso:
Disolver 5 g de tetraborato de sodio decahidrato en 12,5 ml de agua hirviendo, añadir 6 ml de solución de ácido clorhídrico y dejar reposar 24 horas.
Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O + 2HCl + 5H 2 O = 4H 3 BO 3 + 2NaCl
El precipitado de ácido ortobórico resultante se decanta, se lava con una pequeña cantidad de agua, se filtra al vacío y se seca entre hojas de papel de filtro a 50-60 0 C en una estufa.
Para obtener cristales más puros se recristaliza ácido ortobórico. Calcular el resultado teórico y práctico.
Preguntas de control:
1. Fórmula estructural del bórax, ácido bórico.
2. Disociación del bórax, ácido bórico.
3. Cree una fórmula para el ácido tetraborato de sodio.
Trabajo de laboratorio No. 7.
Preparación de óxido de cobre (II)
Objetivo: obtener óxido de cobre (II) CuO a partir de sulfato de cobre.
Reactivos:
Sulfato de cobre (II) CuSO 4 2- * 5H 2 O.
Hidróxido de potasio y sodio.
Solución de amoniaco (p=0,91 g/cm3)
Agua destilada
Equipo: balanzas tecnoquímicas, filtros, vasos, cilindros, bomba de vacío(bomba de vacío de chorro de agua) , termómetros, cocina eléctrica, embudo Buchner, matraz Bunsen.
Parte teórica:
El óxido de cobre (II) CuO es un polvo de color negro-marrón, a 1026 0 C se descompone en Cu 2 O y O 2, casi insoluble en agua, soluble en amoníaco. El óxido de cobre (II) CuO se produce naturalmente como un producto de erosión terroso y negro de los minerales de cobre (melaconita). En la lava del Vesubio se encontró cristalizado en forma de tabletas triclínicas negras (tenorita).
Artificialmente, el óxido de cobre se obtiene calentando cobre en forma de virutas o alambre al aire, a una temperatura al rojo vivo (200-375 0 C) o calcinando nitrato de carbonato. El óxido de cobre así obtenido es amorfo y tiene una capacidad pronunciada para adsorber gases. Cuando se calcina, a una temperatura más alta, se forma una incrustación de dos capas en la superficie del cobre: la capa superficial es óxido de cobre (II) y la capa interna es óxido de cobre (I) rojo Cu 2 O.
El óxido de cobre se utiliza en la producción de esmaltes de vidrio para impartir un color verde o azul; además, el CuO se utiliza en la producción de vidrio de cobre y rubí. Cuando se calienta con sustancias orgánicas, el óxido de cobre las oxida, convirtiendo el carbono, el dióxido de carbono y el hidrógeno en óxido y reduciéndose a cobre metálico. Esta reacción se utiliza en el análisis elemental de sustancias orgánicas para determinar el contenido de carbono e hidrógeno en ellas. También se utiliza en medicina, principalmente en forma de ungüentos.
2. Prepare una solución saturada a partir de la cantidad calculada de sulfato de cobre a 40 0 C.
3. Prepare una solución alcalina al 6% a partir de la cantidad calculada.
4. Caliente la solución alcalina a 80-90 0 C y vierta en ella la solución de sulfato de cobre.
5. La mezcla se calienta a 90 0 C durante 10-15 minutos.
6. El precipitado que se forma se deja sedimentar y se lava con agua hasta que se elimina el ion. SO 4 2- (muestra BaCl 2 + HCl).
Nombres de sales.
Si un metal tiene una valencia variable, se indica después del elemento químico mediante un número romano entre paréntesis. Por ejemplo, CuSO 4 es sulfato de cobre (II).
Tarea número 2.
Condiciones para completar la tarea:
Tarea número 2. Dibujar diagramas electrónicos de la estructura de los iones Na +, Ca 2+, Fe 3+.
Tarea número 1. Tipos de sistemas dispersos. Clasificación de soluciones.
Tarea número 2. Indique las características de la estructura electrónica de los átomos de cobre (No. 28), cromo (No. 24).
Tarea número 1 .
Tipos de sistemas dispersos
Un sistema disperso es un sistema en el que una sustancia está finamente dividida en otra sustancia.
La fase dispersa es una sustancia triturada.
Un medio de dispersión es una sustancia en la que se distribuye la fase dispersa.
Según su estado de agregación se distinguen:
– sistemas de gas (aire);
– sistemas sólidos (aleaciones metálicas);
– líquido (medio de dispersión: agua, benceno, alcohol etílico).
Un sistema homogéneo sólido o líquido que consta de 2 o más componentes se llama solución.
El soluto se distribuye uniformemente en forma de moléculas, átomos o iones en otro disolvente.
Dependiendo del tamaño de las partículas disueltas se distinguen las siguientes:
1. Sistemas dispersos gruesos:
– suspensiones - fase sólida dispersa (solución de arcilla);
– emulsiones - fase líquida dispersa (leche).
2. Soluciones coloidales (soles): constan de partículas muy pequeñas (10 -5 - 10 -7 cm), distribuidas uniformemente en cualquier medio:
– en agua (hidrosoles),
– en líquido orgánico (organosoles),
– en el aire u otros gases (aerosoles).
Los soles ocupan una posición intermedia entre las soluciones verdaderas y los sistemas gruesos.
3. Soluciones verdaderas: soluciones en las que las partículas no se pueden detectar ópticamente.
Diámetro de partículas dispersas en I.r. menos de 10 -7 cm.
Las soluciones líquidas constan de un soluto, un disolvente y los productos de su interacción.
Tarea número 2. Indique las características de la estructura electrónica de los átomos de cobre (No. 28), cromo (No. 24).
Diagramas de energía de los subniveles de valencia de los átomos de cromo y cobre.
El átomo de cromo tiene 4 s-No hay dos subniveles, como cabría esperar, sino un solo electrón. pero a las 3 d-el subnivel tiene cinco electrones, pero este subnivel se llena después de 4 s-subnivel. Cada uno de cinco 3 d-las nubes en este caso están formadas por un electrón. La nube de electrones total de estos cinco electrones tiene forma esférica o, como suele decirse, esféricamente simétrica. Según la naturaleza de la distribución de la densidad electrónica en diferentes direcciones, es similar a 1 s-EO. La energía del subnivel cuyos electrones forman dicha nube resulta ser menor que en el caso de una nube menos simétrica. En este caso, la energía orbital es 3 d-subnivel es igual a energía 4 s-orbitales. Cuando se rompe la simetría, por ejemplo, cuando aparece un sexto electrón, la energía de los orbitales es 3 d-el subnivel vuelve a ser mayor que la energía 4 s-orbitales. Por tanto, el átomo de manganeso vuelve a tener un segundo electrón en 4 s-AO. La nube general de cualquier subnivel, llena de electrones hasta la mitad o por completo, tiene simetría esférica. La disminución de energía en estos casos es de carácter general y no depende de si algún subnivel está medio o completamente lleno de electrones. Y si es así, entonces debemos buscar la siguiente violación en el átomo en cuya capa electrónica el noveno “llega” en último lugar. d-electrón. De hecho, el átomo de cobre tiene 3 d-el subnivel tiene 10 electrones y 4 s-solo hay un subnivel. Una disminución en la energía de los orbitales de un subnivel completamente o medio lleno es la causa de una serie de fenómenos químicos importantes.
Tarea número 1. Métodos de expresión de la concentración de soluciones.
Condiciones para completar la tarea:
Tarea número 1 . Responde la pregunta planteada.
Métodos para expresar la concentración de soluciones.
1. Concentración porcentual: la cantidad de g de una sustancia presente en 100 g de solución.
Solución al 5% C 6 H 12 O 6
100 g de solución – 5 g de C 6 H 12 O 6, es decir
5 g de C 6 H 12 O 6 + 95 g de H 2 O
La concentración porcentual está relacionada con unidades de masa.
2. Concentración molar: la cantidad de moles presentes en 1 litro de solución:
HCl 5m NaCl=23+35,5=58,5
3. Concentración normal o equivalente: el número de g equivalentes contenidos en 1 litro de solución.
Equivalente ácido = ;
E(HCl) = , E(H 2 SO 4)= ,
Equivalente base = 
;
E(NaOH) = , E(Al(OH)3)= ,
Equivalente de sal = 
;
E(NaCl) = , E(Na 2 CO 3) = ,
E(Al2(SO4)3) = ;
Equivalente de óxido = 
2n Al 2 (SO 4) 3, equivalente a Al 2 (SO 4) 3 =
Por ejemplo, en 1 litro de solución 2
Tarea número 2. Dé ejemplos de los siguientes tipos de reacciones químicas: reacciones de descomposición; reacciones de intercambio
Tarea número 2. Reacciones de descomposición:
AgNO3 +NaCl=AgCl +NaNO3
CaCO3 =CaO+CO2
Tarea para el examinado No. 23
Tarea número 1. Teoría de la disociación electrolítica.
Tarea número 2. Componga ecuaciones moleculares, iónicas completas y iónicas abreviadas para las reacciones de las siguientes sales: a) cloruro de cromo (III) y nitrato de plata; b) cloruro de bario y sulfato de manganeso; c) nitrato de hierro (III) e hidróxido de potasio.
Tarea número 1 . Responde la pregunta planteada.
Los electrolitos tienen diferentes capacidades de disociación.
El grado de disociación (a) es la relación entre el número de moléculas desintegradas en iones (n) y el número total de moléculas de electrolito disueltas (n 0):
El grado de disociación se expresa como fracción decimal o, más a menudo, como porcentaje:
Si a = 1, o 100%, el electrolito se disocia completamente en iones.
Si a = 0,5, o 50%, entonces de cada 100 moléculas de un electrolito determinado, 50 están en estado de disociación.
Dependiendo de hay:
Electrolitos fuertes, su a en 0,1 n. solución superior al 30%.
Se disocian casi por completo.
Relatar:
– casi todas las sales;
– muchos ácidos minerales: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HClO 4, HBr, HJ, HMnO 4, etc.
– bases de metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos: Ba(OH) 2 y Ca(OH) 2.
Electrolitos promedio, son del 3 al 30%. Estos incluyen ácidos H 3 PO 4, H 2 SO 3, HF, etc.
Electrolitos débiles en soluciones acuosas están sólo parcialmente disociados, su contenido es inferior al 3%.
Relatar:
– algunos ácidos minerales: H 2 CO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN;
– casi todos los ácidos orgánicos;
– muchas bases metálicas (excepto bases de metales alcalinos y alcalinotérreos), así como hidróxido de amonio;
– algunas sales: HgCl 2, Hg(CN) 2.
Factores que influyena
Naturaleza del disolvente:
Cuanto mayor sea la constante dieléctrica del disolvente, mayor será el grado de disociación del electrolito que contiene.
Concentración de solución:
El grado de disociación del electrolito aumenta a medida que se diluye la solución.
A medida que aumenta la concentración de la solución, el grado de disociación disminuye (frecuentes colisiones de iones).
Naturaleza del electrolito:
La disociación de electrolitos depende del grado de disociación.
Temperatura:
Para electrolitos fuertes, a disminuye al aumentar la temperatura, porque aumenta el número de colisiones entre iones.
Para electrolitos débiles, a medida que aumenta la temperatura, primero aumenta y después de 60 0 C comienza a disminuir.
Constante de disociación electrolítica
En soluciones de electrolitos débiles, tras la disociación, se establece un equilibrio dinámico entre moléculas e iones:
CH 3 COOH + H 2 O « CH 3 COO - + H 3 O +
. [H 3 O + ] / =K diss
Tarea número 2.Redacte ecuaciones moleculares, iónicas completas y iónicas abreviadas para las reacciones de las sales enumeradas.
a) CrCl 3 + 3AgNO 3 → Cr(NO 3) 3 + 3AgCl↓
Cr 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 → Cr 3+ + 3NO 3 + 3AgCl↓
Cl - + Ag + → AgCl↓
b) BaCl 2 + MnSO 4 → BaSO 4 ↓ + MnCl 2
Ba 2+ + 2Cl - + Mn 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓ + Mn 2+ + 2Cl -
Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓
c) Fe(NO 3) 3 + 3KOH → Fe(OH) 3 ↓ + 3KNO 3
Fe 3+ + 3NO 3 - + 3K + + 3OH - → Fe(OH)3 ↓ + 3K + + 3NO 3 -
Fe 3+ + 3OH - → Fe(OH) 3 ↓
Tarea número 1. Hidrólisis de sales.
Tarea número 1 . Responde la pregunta planteada.
La hidrólisis de la sal es la reacción de intercambio de sal con agua, que da como resultado la formación de electrolitos débiles.
El agua, al ser un electrolito débil, se disocia en iones H + y OH -:
H2O<->OH - + H +
Cuando algunas sales se disuelven en agua, los iones de la sal disuelta interactúan con los iones H + y OH - del agua.
Hay un cambio en el equilibrio de la disociación del agua:
uno de los iones de agua (o ambos) se une a los iones de soluto para formar ligeramente disociado, o escasamente soluble, producto.
Se puede considerar que cada sal está formada por una base y un ácido.
Los ácidos y las bases son electrolitos fuertes y débiles,
Según este criterio, las sales se pueden dividir en cuatro tipos:
sales formadas por un catión básico fuerte y un anión ácido fuerte;
2) sales formadas por un catión básico fuerte y un anión ácido débil;
3) sales formadas por un catión básico débil y un anión ácido fuerte;
4) sales formadas por un catión de una base débil y un anión de un ácido débil.
Las sales formadas por un catión básico fuerte y un anión ácido fuerte no sufren hidrólisis.
Estas sales se disocian completamente en iones metálicos y un residuo ácido.
Por ejemplo:
La sal de NaCl está formada por la base fuerte NaOH y el ácido fuerte HCl y se disocia completamente en iones.
Sales formadas por un catión base fuerte y un anión ácido débil.
La hidrólisis de esta sal consiste en la adición de iones de hidrógeno de una molécula de agua por iones del residuo ácido y la liberación de iones hidróxido, que provocan una reacción alcalina del medio,
Na2S<->2Na + + S 2-
NO<->OH - + H +
S 2- + HOH<->HS - + OH -
Na2S + HOH = NaOH + NaHS
Sales formadas por un catión básico débil y un anión ácido fuerte.
La hidrólisis de esta sal implica la adición de iones metálicos o iones de amonio a iones de hidróxido de una molécula de agua y la liberación de iones de hidrógeno, que provocan una reacción ácida en el medio.
ZnCl2<->Zn2+ + 2Cl -
HON =OH - +H +
Zn2+ + HOH<->ZnOH + + H +
ZnCl2 + HOH<->HCl + ZnOHCl
Sales formadas por un catión base débil y un anión ácido débil.
La hidrólisis de esta sal implica la adición de iones hidróxido por iones metálicos o iones de amonio, e iones de hidrógeno de una molécula de agua por iones ácidos. La reacción del medio ambiente será neutral.
CH 3 COONH 4<->CH 3 COO - + NH 4 +
HOH = H + + OH -
CH3COOHNH4OH
CH3COO + NH4+ + HOH<->CH3COOH + NH4OH
Tarea número 2. Caracterice la posición de los elementos No. 21, 32, 38 en la Tabla Periódica de D.I. Mendeleev. Escribe sus fórmulas electrónicas y estructuras atómicas.
El cobre pertenece al grupo de los siete metales conocidos por el hombre desde la antigüedad. Hoy en día, no solo el cobre, sino también sus compuestos se utilizan ampliamente en diversas industrias, la agricultura, la vida cotidiana y la medicina.
La sal de cobre más importante es el sulfato de cobre. La fórmula de esta sustancia es CuSO4. Es un electrolito fuerte y está formado por pequeños cristales blancos, muy solubles en agua, sin sabor ni olor. La sustancia no es inflamable e ignífuga; cuando se usa, se excluye por completo la posibilidad de combustión espontánea. El sulfato de cobre, cuando se expone incluso a la más mínima cantidad de humedad del aire, adquiere un color azul característico con un azul brillante. En este caso, el sulfato de cobre se convierte en azul pentahidratado CuSO4 · 5H2O, conocido como sulfato de cobre.
En la industria, el sulfato de cobre se puede obtener de varias formas. Uno de ellos, el más común, es la disolución de desechos de cobre en sulfato de cobre diluido, que en el laboratorio se obtiene mediante una reacción de neutralización con ácido sulfúrico. La fórmula del proceso es la siguiente: Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
La propiedad de cambio de color del sulfato de cobre se utiliza para detectar la presencia de humedad en líquidos orgánicos. Se utiliza para deshidratar etanol y otras sustancias en condiciones de laboratorio.
El sulfato de cobre o sulfato de cobre se utiliza mucho en agricultura. Su uso consiste, en primer lugar, en pulverizar las plantas con una solución débil y tratar los cereales antes de la siembra para destruir las esporas de hongos nocivos. A base de sulfato de cobre se produce la conocida mezcla de Burdeos y lechada de cal, que se vende en puntos de venta y está destinada a tratar las plantas contra enfermedades fúngicas y destruir los pulgones de la uva.
El sulfato de cobre se utiliza a menudo en la construcción. Su uso en esta zona es para neutralizar goteras y eliminar manchas de óxido. La sustancia también se utiliza para eliminar sales de ladrillos, hormigón o superficies enlucidas. Además, se utiliza para tratar la madera como antiséptico para evitar procesos de putrefacción.
En la medicina oficial, el sulfato de cobre es un medicamento. Lo recetan los médicos para uso externo en forma de gotas para los ojos, soluciones para enjuagues y duchas vaginales, y también para el tratamiento de quemaduras causadas por fósforo. Como remedio interno, se utiliza para irritar el estómago para inducir el vómito si es necesario.
Además, las pinturas minerales se elaboran a partir de sulfato de cobre; se utiliza en soluciones de hilatura para fabricar
En la industria alimentaria, el sulfato de cobre está registrado como aditivo alimentario E519, utilizado como fijador de color y conservante.
Cuando el sulfato de cobre se vende en tiendas minoristas, se etiqueta como sustancia altamente peligrosa. Si ingresa al sistema digestivo humano en una cantidad de 8 a 30 gramos, puede ser fatal. Por lo tanto, al utilizar sulfato de cobre en la vida cotidiana, se debe tener mucho cuidado. Si la sustancia entra en contacto con la piel o los ojos, enjuague bien el área con agua corriente fría. Si ingresa al estómago, es necesario hacer un enjuague suave, beber un laxante salino y un diurético.
Cuando trabaje con sulfato de cobre en casa, use guantes de goma y otro equipo de protección, incluido un respirador. Está prohibido utilizar recipientes de comida para preparar soluciones. Después de terminar el trabajo, asegúrese de lavarse las manos y la cara y enjuagarse la boca.
Conceptos generales sobre la hidrólisis del sulfato de cobre (II)
DEFINICIÓN
Sulfato de cobre (II)-sal media. Absorbe la humedad. El sulfato de cobre (II) anhidro son cristales opacos e incoloros.
Si hay agua (el nombre trivial es sulfato de cobre), los cristales son azules. Fórmula CuSO 4.
Arroz. 1. Sulfato de cobre (II). Apariencia.
Hidrólisis del sulfato de cobre (II)
El sulfato de cobre (II) es una sal formada por un ácido fuerte, sulfúrico (H 2 SO 4) y una base débil, hidróxido de cobre (II) (Cu (OH) 2). Se hidroliza en el catión. La naturaleza del medio ambiente es ácida. Teóricamente es posible una segunda etapa.
Primera etapa:
CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42- ;
Cu 2+ + SO 4 2- + HOH ↔ CuOH + + SO 4 2- + H + ;
CuSO 4 + HOH ↔ 2 SO 4 + H 2 SO 4.
Segunda etapa:
2 SO 4 ↔ 2CuOH + +SO 4 2- ;
CuOH + + SO 4 2 + HOH ↔ Cu(OH) 2 + SO 4 2 + HOH.
2 SO 4 + HOH ↔Cu(OH) 2 + H 2 SO 4.
Ejemplos de resolución de problemas
EJEMPLO 1
| Ejercicio | Se añadieron virutas de hierro (3,1 g) a una solución de sulfato de cobre (II) que pesaba 25 g. Determine qué masa de cobre se formó durante la reacción. |
| Solución | Escribamos la ecuación de reacción: CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu↓. Calculemos las cantidades de sustancias que reaccionaron. Masas molares, que son 160 y 56 g/mol, respectivamente, para el cobre (II) y el sulfato de hierro: υ(CuSO 4) = m (CuSO 4)/M(CuSO 4) = 25/160 = 0,16 mol. υ(Fe)= m(Fe)/M(Fe) = 3,1/56 = 0,05 mol. Comparemos los valores obtenidos: υ(CuSO 4)>υ(Fe). Realizamos cálculos en función de la sustancia que escasea. Esto es hierro. Según la ecuación de reacción υ(Fe)=υ(Cu)= 0,05 mol. Entonces la masa del cobre será igual (masa molar - 64 g/mol): m(Cu)= υ(Cu)× M(Cu)= 0,05×64 =3,2 g. |
| Respuesta | La masa de cobre es 3,2 g. |
EJEMPLO 2
| Ejercicio | ¿Qué concentración de solución de sulfato de cobre (II) será si se añaden otros 10 g de la misma sustancia a 180 g de una solución al 30% de esta sal? |
| Solución | Encontremos la masa del sulfato de cobre (II) disuelto en una solución al 30%: ω=m soluto/m solución ×100%. m soluto (CuSO 4) = ω/100% × m solución (CuSO 4) = 30/100 × 180 = 54 g. Encontremos la masa total de sulfato de cobre (II) disuelto en la nueva solución: m soluto (CuSO 4) suma = m soluto (CuSO 4) + m(CuSO 4) = 54 + 10 = 64 g. Calculemos la masa de la nueva solución: m solución (CuSO 4) suma = m solución (CuSO 4) + m(CuSO 4) = 180+10 = 190 g. Determinemos la concentración másica de la nueva solución: ω=m soluto (CuSO 4) suma / m solución (CuSO 4) suma ×100% = 64/190 ×100% =33,68%. |
| Respuesta | Concentración de solución 33,68% |
