6.13: Recursos adicionales

Los siguientes experimentos implican la determinación experimental de constantes de equilibrio, la caracterización de tampones y, en algunos casos, demostraciones de la importancia de los efectos de la actividad.

• “El efecto de la fuerza iónica sobre una constante de equilibrio (un estudio de clase)” en Principios químicos en la práctica, J. A. Bell, Ed., Addison-Wesley: Reading, MA, 1967.
• “Constantes de Equilibrio para Solubilidad de Yodato de Calcio y Disociación de Ácido Yódico” en Principios Químicos en la Práctica, J. A. Bell, Ed., Addison-Wesley: Reading, MA, 1967.
• “La Solubilidad del Acetato de Plata” en Principios Químicos en la Práctica, J. A. Bell, Ed., Addison-Wesley: Reading, MA, 1967.
• Cobb, C. L.; Amor, G. A. “Tiocianato de Hierro (III) Revisitado: Un Laboratorio de Equilibrio de Química Física Incorporando Efectos de Fuerza Iónica”, J. Chem. Educ. 1998, 75, 90—92.
• Green, D. B.; Rechtsteiner, G.; Honodel, A. “Determinación del Producto de Solubilidad Termodinámica, K _sp, de pBi ₂ Asumiendo Comportamiento Nonideal”, J. Chem. Educ. 1996, 73, 789—792.
• Russo, S. O.; Hanania, I. H. “Capacidad de Tampón”, J. Chem. Educ. 1987, 64, 817—819.
• Stolzberg, R. J. “Descubriendo un cambio en la constante de equilibrio con cambio en la fuerza iónica”, J. Chem. Educ. 1999, 76, 640—641.
• Wiley, J. D. “El Efecto de la Fuerza Iónica sobre la Solubilidad de un Electrolito”, J. Chem. Educ. 2004, 81, 1644—1646.

Una agradable discusión sobre el descubrimiento de Berthollet sobre la reversibilidad de las reacciones se encuentra en

• Roots-Bernstein, R. S. Descubriendo, Harvard University Press: Cambridge, MA, 1989.

Los siguientes textos proporcionan una cobertura adicional de la química de equilibrio.

• Butler, J. N. Equilibrios iónicos: un enfoque matemático; Addison-Wesley: Lectura, MA, 1964.
• Butler, J. N. Cálculos de solubilidad y pH; Addison-Wesley: Reading, MA, 1973.
• Fernando, Q.; Ryan, M. D. Cálculos en Química Analítica, Harcourt Brace Jovanovich: Nueva York, 1982.
• Freiser, H.; Fernando, Q. Equilibrios iónicos en química analítica, Wiley: Nueva York, 1963.
• Freiser, H. Conceptos y Cálculos en Química Analítica, CRC Press: Boca Raton, 1992.
• Gordus, A. A. Schaum's Outline of Analytical Chemistry; McGraw-Hill: Nueva York, 1985.
• Ramette, R. W. Equilibrio químico y análisis, Addison-Wesley: Lectura, MA, 1981.

Los siguientes artículos discuten una variedad de aspectos generales de la química de equilibrio.

• Cepría, G.; Salvatella, L. “Procedimiento General para el Cálculo Fácil del pH en un Curso Introductorio de Química General o Analítica”, J. Chem. Educ. 2014, 91, 524—530.
• Gordus, A. A. “Equilibrio Químico I. El Concepto de Equilibrio Termodinámico”, J. Chem. Educ. 1991, 68, 138—140.
• Gordus, A. A. “Equilibrio Químico II. Derivando una Ecuación de Equilibrio Exacto”, J. Chem. Educ. 1991, 68, 215—217.
• Gordus, A. A. “Equilibrio Químico III. Algunos trucos matemáticos”, J. Chem. Educ. 1991, 68, 291—293.
• Gordus, A. A. “Equilibrio Químico IV. Ácidos y Bases Débiles”, J. Chem. Educ. 1991, 68, 397—399.
• Gordus, A. A. “Equilibrio Químico VI. Soluciones Tampón”, J. Chem. Educ. 1991, 68, 656—658.
• Gordus, A. A. “Equilibrio Químico VII. Precipita, “J. Chem. Educ. 1991, 68, 927—930.
• _{Reijenga, J.; Van Hoof, A.; van Loon, A.; Teunissen, B. “Desarrollo de métodos para la determinación de pK a valores”, Analytical Chemistry Insights, 2013, 8, 53—71.}
• Thomson, B. M.; Kessick, M. A. “Sobre la preparación de soluciones tampón”, J. Chem. Educ. 1981, 58, 743—746.
• Weltin, E. “¿Las concentraciones de equilibrio para una reacción química están siempre determinadas de manera única por las concentraciones iniciales?” J. Chem. Educ. 1990, 67, 548.
• Weltin, E. “¿Las composiciones de equilibrio están determinadas de manera única por las composiciones iniciales? Propiedades de la Función de Energía Libre de Gibbs”, J. Chem. Educ. 1995, 72, 508—511.

Aquí se recogen artículos que discuten una variedad de enfoques para resolver problemas de equilibrio.

• Ault, A. “Haz pH en tu cabeza”, J. Chem. Educ. 1999, 76, 936—938.
• Chaaston, S. “Cálculo de Concentraciones Complejas de Equilibrio por un Método del Factor de Adivina Siguiente”, J. Educ. 1993, 70, 622—624.
• Donato, H. “Gráfica de estrategias de calculadora para resolver problemas de equilibrio químico”, J. Chem. Educ. 1999, 76, 632—634.
• Glaser, R. E. Delarosa, M. A.; Salau, A. O.; Chicone, C. “Aproximación dinámica a los problemas de multiequilibrios para mezclas de ácidos y sus bases conjugadas”, J. Chem. Educ. 2014, 91, 1009—1016.
• Olivieri, A. C. “Solución de Equilibrios Ácido-Base por Aproximaciones Sucesivas”, J. Chem. Educ. 1990, 67, 229—231.
• Weltin, E. “Un método numérico para calcular las concentraciones de equilibrio para sistemas de ecuación única”, J. Chem. Educ. 1991, 68, 486—487.
• Weltin, E. “Cálculo de concentraciones de equilibrio”, J. Chem. Educ. 1992, 69, 393—396.
• Weltin, E. “Cálculo de concentraciones de equilibrio para la unión escalonada de ligandos y sistemas ácido-base polipróticos”, J. Chem. Educ. 1993, 70, 568—571.
• Weltin, E. “Los cálculos de equilibrio son más fáciles de lo que piensas - ¡Pero tienes que pensar!” J. Chem. Educ. 1993, 70, 571—573.
• Weltin, E. “Cálculo de concentraciones de equilibrio por iteración: recicle sus aproximaciones”, J. Chem. Educ. 1995, 72, 36—38.

Los siguientes artículos proporcionan antecedentes históricos adicionales sobre el desarrollo de la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

• de Levie, R. “La aproximación de Henderson y la ley de acción masiva de Guldberg y Waage”, Chem. Educador 2002, 7, 132—135.
• de Levie, R. “La ecuación de Henderson-Hasselbalch: su historia y limitaciones”, J. Chem. Educ. 2003, 80, 146.

Una simulación es una herramienta útil para ayudar a los estudiantes a obtener una comprensión intuitiva de un tema. Aquí se reúnen algunas simulaciones para la enseñanza de la química de equilibrio.

• Edmonson, L. J.; Lewis, D. L. “Principios de equilibrio: un juego para estudiantes”, J. Chem. Educ. 1999, 76, 502.
• Huddle, P. A.; White, M. W.; Rogers, F. “Simulaciones para la Enseñanza del Equilibrio Químico”, J. Chem. Educ. 2000, 77, 920—926.

Los siguientes artículos proporcionan recursos adicionales sobre la fuerza iónica, la actividad y el efecto de la fuerza iónica y la actividad en las reacciones de equilibrio y el pH.

• Clark, R. W.; Bonicamp, J. M. “El enigma de K _sp -Solubilidad”, J. Chem. Educ. 1998, 75, 1182— 1185.
• de Levie, R. “Sobre la enseñanza de los efectos de la actividad iónica: ¿qué, cuándo y dónde?” J. Chem. Educ. 2005, 82, 878—884.
• McCarty, C. G.; Vitz, E. “Paradojas del pH: Demostrando que no es cierto que pH = —log [H ⁺]”, J. Chem. Educ. 2006, 83, 752—757.
• Ramshaw, J. D. “Fugacidad y actividad en pocas palabras”, J. Chem. Educ. 1995, 72, 601—603.
• Sastre de Vicente, M. E. “El concepto de fuerza iónica ochenta años después de su introducción”, J. Chem. Educ. 2004, 81, 750—753.
• Solomon, T. “La definición y unidad de la fuerza iónica”, J. Chem. Educ. 2001, 78, 1691—1692.

Para un punto de vista contrario de la química de equilibrio, por favor vea los siguientes artículos.

• Hawkes, S. J. “Los cálculos de búfer engañan y oscurecen”, Chem. Educador, 1996, 1, 1—8.
• Hawkes, S. J. “¿Qué debemos enseñar a los principiantes sobre los productos de solubilidad y solubilidad?” J. Chem. Educ. 1998, 75, 1179—1181.
• Hawkes, S. J. “Los cálculos de complejación son peores que inútiles”, J. Chem. Educ. 1999, 76, 1099—1100.
• Hawkes, S. J. “Desviación fácil del pH ≈ (p K _a1 + p K _a2) /2 Usando Autoprotólisis de HA ^—: Valor Dudoso de la Ecuación Supuestamente Más Rigurosa”, J. Chem. Educ. 2000, 77, 1183—1184. Véase, también, un intercambio de cartas entre J. J. Roberts y S. J. Hawkes, J. Chem. Educ. 2002, 79, 161—162.