Que es una formula quimica?

La fórmula química es la forma escrita de una molécula. Debe proporcionar, como mínimo, dos informaciones importantes: qué elementos forman el compuesto y en qué proporción se encuentran dichos elementos en el mismo. La fórmula puede ser: Empírica: Es la fórmula más simple posible. Indica qué elementos forman la molécula y en qué proporción están. Es la fórmula que se obtiene a partir de la composición centesimal de un compuesto. Por ejemplo, si tenemos un hidrocarburo (formado por H y C) podemos combustionarlo en presencia de oxígeno, y a partir del CO2 y H2O que se forman determinar la cantidad de C e H que contiene. Bastará calcular los moles de C e H, y dividir estas dos cantidades por el valor más pequeño determinando la proporción de los átomos en el compuesto, es decir, su fórmula empírica. Ejemplo : CH, compuesto formado por carbono e hidrógeno, en la proporción: 1 a 1. Molecular: Indica el número total de átomos de cada elemento en la molécula. Para conocer la fórmula molecular a partir de la empírica es preciso conocer la masa molecular del compuesto. A partir de las propiedades coligativas, como presión osmótica, descenso crioscópico o aumento ebulloscópico, podemos determinar la masa molecular, y a partir de ésta la fórmula molecular con una simple proporción. Hay tres formas distintas de escribir una fórmula molecular: condensada, semicondensada y desarrollada Geométricas: Abrevian la escritura e indican la distribución de los átomos en el plano o en el espacio.

Es la representacion de una reaccionquimica formula estructural. formula semidesarrollada formula condensada.

Ecuaciones y reacciones químicas

I.- Ecuaciones Químicas:

Definición: Son expresiones matemáticasabreviadas que se utilizan para describir lo que sucede

en una reacción químicaen sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero,

los símbolos o fórmulas de los reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos

o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente

se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción:

A + BC ® AB + C

Ej.: La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el oxígeno es:

2 Mg + O2 ® 2 MgO

Reactantes Producto

Significado de las ecuaciones químicas:

a. Cualitativo: Indica la clase o calidadde las sustancias reaccionantes y productos. En la

ecuación anterior, el magnesio reacciona con el oxígeno para obtener óxido de magnesio

b. Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el volumen de los

reactivos y de los productos.

En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de magnesio,

reaccionan con una molécula ( o mole) de oxígeno para obtenerse dos moléculas ( o moles) de

óxido de magnesio. También se puede calcular la cantidad en gramos del producto, tomando como

base los pesos atómicos de los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica) .

Características de las Ecuaciones Químicas:

Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos para los elementos y fórmulas

para los compuestos.

Se debe indicar el estadofísico de los reactantes y productos entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.)

si se presentan en estado gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.

El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser iguales, conforme al principio de

conservación de la masa; si esto es así, la ecuación está balanceada.

II.- Reacciones Químicas:

Definición: Son procesosquímicos donde las sustancias intervinientes, sufren cambios en su

estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambioes más fácil entre sustancias líquidas o

gaseosas, o en solución, debido a que se hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo

entre los cuerpos reaccionantes.

También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen sustancias distintas

a las que les dan origen.

Características o Evidencias de una Reacción Química:

Formación de precipitados.

Formación de gases acompañados de cambios de temperatura.

Desprendimiento de luzy de energía.

Reglas:

En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)

No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos ocurren

simultáneamente.

No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente con alguno de los productos

obtenidos.

Ej. :

Na3N + 3H2O ® 3 NaOH + NH3

Tipos de Reacciones Químicas:

A.

o Reacciones de composición, adición o síntesis:

Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de mayor masa

molecular:

Ej. :

o Reacciones de descomposición:

Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se descompone en otras

más sencillas:

Ej. :

o Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.

o Reacciones de simple sustitución:

Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple reacciona con

otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.

Ej. :

.

o Reacciones de doble sustitución:

También se denominan de doble desplazamiento o metátesisy ocurren cuando hay

intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta manera originan

nuevas sustancias. * Se presentan cuando las sustancias reaccionantes están en estado

iónico por encontrarse en solución, combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad,

para formar sustancias que permanecen estables en el medio reaccionante:

Ej. :

o Reacciones Reversibles:

Cuando los productos de una reacción pueden volver a reaccionar entre sí, para generar los

reactivos iniciales. También se puede decir que se realiza en ambos sentidos.

Ej. :

o Reacciones Irreversibles:

Cuando los productos permanecen estables y no dan lugar a que se formen los reactivos

iniciales.

Ej. :

Toda reacción es más o menos reversible; pero en muchos casos esta reversibilidad

es tan insignificante que se prefiere considerar prácticamente irreversible.

H. En toda reacción química hay emisión o absorción de energía que se manifiesta como

luz y/o calor. Aquí aparece el concepto de Entalpía, entendida como la energía que se

libera o absorbe.

Reacciones Exotérmicas:

Cuando al producirse, hay desprendimiento o se liberade calor.

Ej. :

Reacciones Endotérmicas:

Cuando es necesario la absorción de calor para que se puedan llevar a cabo.

Ej. :

La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por

consiguiente:

En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.

En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.

La energía liberada o absorbida se denomina calor de reacción o entalpía (H) por

consiguiente:

En una reacción exotérmica la entalpía es negativa.

En una reacción endotérmica la entalpía es positiva.

I. De acuerdo a su energía:

De acuerdo a las sustancias reaccionantes:

A. :

o Reacción de Haber:

Permite obtener el amoniaco partiendo del hidrógenoy nitrógeno¨

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

o Reacción Termoquímica:

En estas reacciones se indica la presión, temperatura y estadofísico de las sustancias:

o Reacción de Combustión:

En estas reacciones, el oxígenose combina con una sustancia combustible y como

consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas puede presentar

reacciones de combustión completas o incompletas:

o R. Completa: Cuando se forma como productofinal CO2 y H2O (en caso de sustancias

orgánicas)

Ej. :

o R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H2O, aunque

muchas veces se produce carbón.

o Reacción Catalítica:

Se acelera por la intervención de sustancias llamadas catalizadores que permanecen

inalterables al final de la reacción.

Catalizador: Sustancia que acelera la reacción. No reacciona. Se recupera todo

Ej. :

o Reacción REDOX:

Reacciones en donde hay variación de los estados de oxidación de las sustancias por

transferencia de electrones.

o Reacción de Neutralización:

Consiste en la reacción de un ácido con una base.

III.- Mecanismo de Reacción:

Definición: Son las etapas en que ocurre una reacción química. La mayoría de las

reacciones ocurren en varias etapas consecutivas, cada una de las cuales se denomina

reacción elemental; el conjunto total de estas reacciones elementales, por las que transcurre

una reacción global, se denomina mecanismo de reacción.

Según Fco. A. Villegas (Univ. de Colombia), para que se produzca una reacción química tal

como:

Se requiere una serie de etapas intermedias o etapas sucesivas y simultáneas . Un posible

mecanismo para la reacción mencionada es el siguiente:

o En la primera etapa la molécula de A2 se descompone en dos átomos iguales de manera

rápida.

o En la segunda etapa, la más lenta de todo el proceso, la molécula de B2 se divide

también en dos átomos .

o En las etapas tercera y cuarta y que ocurren de manera simultánea, un átomo de A, se

combina con un átomo de B, para formar el compuesto AB de manera más rápida que la

etapa segunda.

o La suma algebraica de todas las etapas, resulta la reacción neta.

Como se aprecia, cuando una reacción ocurre en varias etapas, generalmente una de ellas,

es más lenta que las demás, actuando como reguladora de la velocidadde reacción global,,

tomando por ello el nombre de etapa determinante o controlante de la velocidad de reacción.

Ej. :

La reacción entre el cloruro de yodo y el hidrógeno, para formar yodo y cloruro de hidrógeno,

si se realizara en una sola etapa, sería de tercer orden ( de segundo orden respecto al ICl y

de primero respecto al H 2), pero se ha encontrado experimentalmente que la reacción es de

primer orden para ambos reactivos, y por tanto, de segundo orden global. Esto se puede

entender suponiendo que la reacción ocurre en dos partes o etapas, como las siguientes:

La primera reacción es lenta, comportándose como la controlante de la velocidad, la que

explica los resultados experimentales. Como es lógico, cuando una reacción ocurre en varias

etapas, la suma de estas reacciones parciales es igual a la reacción final.

IV.- Reacciones en Cadena:

Existen diversas reaccione químicas que ocurren en varias etapas, en las que además de

formarse los productos, se regeneran los reactantes que dieron inicio a la reacción,

formándose una especie de "cadena" en la que se repiten los eslabones, por lo que reciben

el nombre de Reacciones en cadena.

En estas reacciones es frecuente la intervención de radicales libres, esto es, moléculas o

átomos que tienen normalmente una valencia sin saturar.

Ej. : En la descomposición térmica del acetaldehído ocurre lo siguiente:

a) CH3CHO ® CHO + CH3(iniciación)

b) H3CHO + CH3 ® CH4 + CO + CH3 (propagación)

c) 2CH3 ® CH3 CH3(terminación)

El primer proceso, es una descomposición del acetaldehído en radicales formaldehído y

metilo, produciéndose la reacción de iniciación de la cadena , (donde una molécula absorbe

energía en forma de calor, luz o radiaciónultravioleta) dando inicio al proceso total y

produciéndose además radicales metilo, que son los portadores de la cadena y que tras el

segundo proceso, llamado de propagación de la cadena, ( se lleva a cabo mediante el

proceso de los radicales libres, uniendo dos elementos y dejando uno libre)puede causar la

descomposición de muchas moléculas de acetaldehído. Si no fuera por la reacción tercera,

llamada de terminación de la cadena,(los átomos se unen y forman moléculas) en donde se

combinan entre sí los dos radicales metilo, la reacción no concluiría hasta terminar todo el

acetaldehído, porque un solo radical metilo lo podría descomponer todo, puesto que al

hacerlo según el segundo proceso, se regeneraría metilo. También se puede considerar la

cadena inhibidora cuando un átomo choca con determinada molécula inhibiendo toda la

reacción. Veamos otro ejemplo:

En la ecuación :

V.- Balanceo de Ecuaciones Químicas:

Definición:Balancear una ecuación química es igualar el número y clasede átomos, iones o

moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la leyde conservación de

la masa.

Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son números

grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar la cantidad de

elementos o compuestos que intervienen en la reacción química. No deben confundirse con

los subíndices que se colocan en los símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el

número de átomos que conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las

cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan sustancias

diferentes.

Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:

o Conocer las sustancias reaccionantes y productos.

o Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.

o Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.

o El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente forman

agua(sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque toda reacción se realiza en

solución acuosa o produce sustancias que contienen agua de cristalización.

Ej. :

2 H2SO4

Significa:

o Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)

o En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de

oxígeno.

Métodos para Balancear Ecuaciones

Tenemos diferentes métodosque se utilizan según convengan, de acuerdo al tipo de

reacción, las cuales pueden ocurrir:

o Sin cambio de estados de oxidación en ningún elemento reaccionante:

20. Ensayo y Error o Tanteo.

21. Mínimo Común Múltiplo.

22. Coeficientes Indeterminados o Algebraico.

o Algunos elementos cambian su valencia:

24. REDOX

25. Ion Electrón o Semirreacción: En medio ácido y básico.

1. - Balance por Tanteo:

Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al "cálculo" tratando de igualar

ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo:

Balancear:

N2 + H2 ® NH3

o Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso el nitrógeno y el

hidrógeno para obtener amoniaco.

o Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos que ambos

miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto no está balanceada.

o Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas o símbolos que

los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por el que se encuentra presente

en menos sustancias:

Primero balanceamos el nitrógeno:

N2 + H2 ® 2 NH3

o El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el hidrógeno:

N2 + 3 H2 ® 2 NH3.

o Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de los

denominadores. En este caso no ocurre.

Como es un tanteo, debe recordar que las reglas indicadas, son recomendaciones. Aún así,

para cualquier ejercicio, empiece usted, por donde desee pero tomando como parámetro que

el número de átomos de este elemento está definido en uno de los miembros.

Balancear:

Al(OH)3 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O

o Primero balanceamos el metal aluminio:

2 Al(OH)3 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O

o Luego seguimos con el azufre:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ® Al2(SO4)3 + H2O

o Finalmente continuamos con el hidrógeno, el oxígeno resulta balanceado

automáticamente:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 ® Al2(SO4)3 + 6 H2O

EJERCICIOS

Balancear por Tanteo:

1. Fe + HCl ® FeCl3 + H2

2. H2SO4 + Ca3 (PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4

3. CO2 + H2O ® C6H12O6 + O6

4. C3H8 + O2 ® CO2 + H2O

5. CaCO3 ® CaO + CO2

2- Balance por el Mínimo Común Múltiplo:

Veamos el siguiente ejemplo:

Balancear:

H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4

o Se obtiene el número total de oxidación de los radicales halogénicos:

(SO4)2- = 2 ; (PO4)23- = 6 ; (PO4)3- = 3

o Se escriben los números de oxidación totales de los radicales, debajo de cada compuesto

que los contiene:

H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® CaSO4 + H3PO4

¯ ¯ ¯ ¯

2 6 2 3

o Se halla el MCM de los números que indican los estados de oxidación, en este caso el

MCM es 6; luego se divide entre cada uno de ellos:

6/2 = 3 ; 6/6 = 1 ; 6/2 = 3 ; 6/3 = 2

o Estos cocientes son los correspondientes coeficientes de los compuestos de la ecuación,

así :

3 H2SO4 + Ca3(PO4 )2 ® 3 CaSO4 + 2 H3PO4

Balancear:

AlCl3 + KOH ® Al(OH)3 + KCl

o Escribimos los números de oxidación de los radicales halogénicos y básicos:

Cl31- = 3 ; (OH)1- ; (OH)3- = 3 ; Cl1- = 1

Entonces: AlCl3 + KOH ® Al(OH)3 + KCl

¯ ¯ ¯ ¯

3 1 3 1

o Como el MCM es 3, dividiendo obtenemos: 1 ; 3 ; 1 ; 3. Luego la ecuación balanceada

será:

AlCl3 + 3 KOH ® Al(OH)3 + 3 KCl

EJERCICIOS

Balancear por el Mínimo Común Múltiplo:

1. FeCl3 + K4 [ Fe(CN)6 ] ® Fe4[ Fe(CN)6] 3 + HCl

2. H2SO4 + AlCl3 ® Al2(SO4)3 + HCl

3. CuCl2 + H2S ® CuS + HCl

4. Cu(NO3)2 + H2SO4 ® HNO3 + CuSO4

5. KClO3 ® KCl + O2

3. - Balance por Coeficiente Indeterminados.

Denominado también métodoalgebraico. Se trata de un método verdaderamente algebraico

que se utiliza para balancear cualquier ecuación química. Las reglas para su aplicación las

veremos con el siguiente ejemplo :

Balancear:

KOH + Cl2 ® ClK + KClO3 + H2O

o Se asignan coeficientes literales a cada uno de los elementos o compuestos presentes,

así:

a KOH + b Cl2 ® c ClK + d KClO3 + e H2O

o Se igualan las cantidades de las sustancias reactantes con las sustancias del producto,

mediante sus coeficientes, resultando una cantidad de ecuaciones equivalente a la

cantidad de variables literales; así:

K ® a = c + d (1)

H ® a = 2e (3)

O ® a = 3d + e (2)

Cl ® 2b = c + d (4)

o Si faltara una ecuación, se da un valor numérico a una sola de las variables; si faltaran

dos variables, se asignarían dos valores para dos variables. En este caso, se escoge la

ecuación más simple y se le asigna un valor numérico a una incógnita; es aconsejable

darle el valor 1, así:

En (3) ® e =1 ; luego a = 2e ® a = 2

Substituyendo valores en (2)

2 = 3d + 1 ® 2 – 1 = 3d ® 1 = 3d ® d = 1/3

Substituyendo valores e (1)

2 = C + 1/3 ® C = 5/3C

Substituyendo valores en (4)

2b = 5/3 +1/3 ® 2b = 6/3 ® b = 2/2 ® b = 1

o Cuando hay valores fraccionarios se prefiere eliminar los denominadores, multiplicando

por el denominador apropiado ( en este caso por 3) :

e = 1 * 3 = 3

a = 2 * 3 = 6

d = 1/3 * 3 = 1

c = 5/3 * 3 = 5

b = 1 * 3 = 3

o La ecuación balanceada será :

6 KOH + 3 Cl2 ® 5 ClK + KClO3 + 3 H2O

Balancear:

K2Cr2O7 + HCl ® KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

o Escribimos los coeficientes incógnita:

a K2Cr2O7 + b HCl ® c KCl + d CrCl3 + e Cl2 + f H2O

o Igualamos las cantidades de las sustancias en ambos miembros:

K ® 2 a = c (1)

Cr ® 2a = d (2)

O ® 7a = f (3)

Cl ® b = c + 3d + 2 e (4)

H® b = 2f (5)

o Reemplazando valores se tiene:

Si a = 1 ® c = 2 (en 1),

d = 2 (en 2) ;

f = 7 ( en 3);

b = 14 ( en 5);

e = 3 ( en 4)

o Escribimos los coeficientes encontrados:

2. K2Cr2O7 + 14 HCl ® 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O

EJERCICIOS

Balancear por Coeficientes Indeterminados:

1. H2SO4 + HBr ® SO2 + H2O + Br2

3. - Ca3(PO4)2 + H2SO4 + H2O ® Ca(H2PO4)2 + CaSO4. 2H2O

4. H2 SO4 + NaCl + MnO2 ® H2O + NaHSO4 + MnSO4 + Cl2

5. HgS + HCl +HNO3 ® H2HgCl4 + NO + S + H2O

6. I2 + HNO3 ® HIO3 + NO + S + H2O

4. - Balance REDOX.

Recordemos:

Oxidación:Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupode átomos pierde electrones.

En una ecuación química se nota por el aumento algebraico en su estado de oxidación. Ej. :

Al0 ® Al 3+

Reducción:Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana electrones. En

una ecuación química se distingue por la disminución en su estado de oxidación. Ej. :

Fe2+ ® Fe0

* Cada salto equivale a un electrón.

Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido tres

electrones. En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos electrones.

En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. El

número de electrones ganado por un átomo o grupo de átomos, es perdido por otro átomo o

grupo de átomos. En estas reacciones NO hay producción ni consumo de electrones, sólo

hay transferencia.

Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores.

Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes.

El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo. Permite

determinar la cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio químico por un

átomo, una molécula o un ión. Se determina de la siguiente manera:

o Los iones simples como Na+ , Ca2+ , S2-, etc. , tienen un número de oxidación idéntico a

su carga ( 1+, 2+, 2-), respectivamente.

o Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P4, Cl2, etc. , tienen número

de oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado electrones.

o En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2-

respectivamente, excepto en los casos en que el hidrógeno forma parte de los hidruros

(NaH, LiH...) y el oxígeno forma peróxidos (H2O2...) en ambos casos exhiben número de

oxidación 1-; o cuando reacciona con el fluor.

o El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos, se establece

así:

o El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y oxígeno, se

escriben en la parte superior en los lugares respectivos. Se multiplica luego por el número

de átomos (2*4, 1*2) y los productos se escriben en la parte inferior. La suma total de los

números de oxidación de los iones complejos es igual a la carga del ion. En una molécula

neutra la suma total es cero; por lo tanto, el número de oxidación del átomo problema se

calcula así:

1+(2) + X + 2-(4) = 0

2 + X + 8- = 0

X = 8 – 2

X = 6

El número encontrado se divide entre el número de átomos problema ( 6/1) y el resultado es

el número de oxidación buscado( en este caso del azufre):

Para saber si un átomo gana o pierde electrones de manera directa se puede tomar como

referencia los signos (+) ganancia y (-) pérdida de electrones, para luego plantear la siguiente

operación:

Entonces:

Ej. :

Pierde seis electrones, entonces hay una oxidación.

Luego:

Estos cálculos que parecen engorrosos y una pérdida de tiempo se pueden realizar

mentalmente, facilitando todo el trabajo. Ej. :

Balancear:

Al2 O3 + C + Cl2 ® CO + AlCl3

o Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:

Al23+ O32- + C0 + Cl20 ® C2+O2- + Al3+Cl31-

o Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al cambio del

número de oxidación:

o Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:

o Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes adecuados para

que el total de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados:

o Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores

que se utilizaron para que el número de electrones sea igual:

Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2 ® 3 CO + 2 AlCl3

o Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó

balanceada, no es necesario este proceso.

(Nota: Hay modificaciones según los diversos autores)

Balancear:

CrI3 + Cl2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na I O4 + NaCl + H2O

(Podemos obviar varios pasos):

En este caso especial tres átomos cambian su valencia:

Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación:

Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos: (Por 2 la ec. 4

y por 27 la ec. 5)

Se puede establecer una ecuación básica sumando:

2 CrI3 + 27 Cl2 + ¿ NaOH ® Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + ¿ H2O

Completando:

2 CrI3 + 27 Cl2 + 64NaOH ® 2Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + 32H2O

(Verificar)

El proceso de oxidación-reducción NO ocurre en las ecuaciones de metátesis. Ej:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

EJERCICIOS

Balancear por REDOX:

1. Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O

2. NaClO3 + K2SnO2 ® NaCl + K2SnO3

3. FeS2 + O2 ® Fe2O3 + SO2

4. Zn + NaNO3 + NaOH ® Na2ZnO2 + NH3 + H2O

5. KMnO4 + H2SO4 + H2O2 ® MnSO4 + O2 + K2SO4

5.- Balance por Ión Electrón.

Normas Generales:

En este método, cada proceso se plantea por una reacción parcial o semirreacción formada

por las sustancias que se oxidan o se reducen. Cada una de ellas se balancea de dos

maneras: Balance de masa (nº de átomos) y balance de carga (nº de electrones) utilizándose

para ello, coeficientes. La suma algebraica del número de electrones en las semirreacciones

es cero y la suma de las masas equivale ala ecuación total.

Se suman algebraicamente las dos semirreacciones, eliminándose por cancelación, los

términos que representan electrones y en algunos casos molécula o iones.

Se introducen los coeficientes en la ecuación balanceada y luego se ajustan por tanteo los

coeficientes de las especies que no han variado su estado de oxidación.

Se considera que no se ionizan: Los elementos en estado libre (átomos o moléculas) y los

óxidos y sustancias covalentes.

Se presentan dos casos de balanceo por el método del ion electrón: En medio ácido y en

medio básico:

.

a. En Medio Ácido:

Se debe tener en cuenta además de las normas generales, las siguientes:

o El balance de masa en las semirreacciones se ejecuta así: Añadiendo, donde hay defecto

de oxígeno, el mismo número de moléculas de agua; y, en el otro miembro de la ecuación

se colocan iones H+ o protones en un número igual al de átomos de hidrógeno existentes

en las moles de agua añadidas.

Cuando el H2O2 actúa como oxidante forma agua:

H2O2 + 2H+ + 2e- ® 2H2O

Cuando el H2O2 actúa como reductor libera oxígeno:

H2O2 + 2(OH)- ® 2H2O + O2 + 2e

Balancear:

Zn + HNO3 ® NO + Zn(NO3)2 + H2O

o Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:

o Planteamos las semirreacciones:

Zn0 → Zn2+

(NO3)- → NO0

o Realizamos el balance de masa:

Zn0 → Zn2

(NO3)- + 4H+ ® NO0 + 2H2O

o Ahora balanceamos la carga:

Zn0 → Zn2+ + 2e-

(NO3)- + 4H+ + 3e- ® NO0 + 2H2O

o Igualamos el número de electrones:

o Sumamos algebraicamente:

o Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:

o Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):

3 Zn + 8 HNO3 ®3 Zn(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

(Verificar)

El zinc se ha oxidado y es el reductor.

El ácido nítrico se ha reducido y es el oxidante.

Balancear: MnO2 + HCl ® Cl2 + MnCl2 + H2O

o Escribimos los números de oxidación y elaboramos las semirreacciones:

(Verificar)

El HCl se ha oxidado y es el reductor.

El MnO2 se ha reducido y es el oxidante.

Balancear:

*Notamos que el nitrógeno no está balanceado ni el hidrógeno, debido a ello lo hacemos por

tanteo:

2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 ®2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2 H2O

Otra forma de plantear una ecuación es en forma iónica:

(MnO)1- + S2- + H+ → MnO2 + S0 +H2O

EJERCICIOS

Balancear por Ion Electrón : Medio Ácido:

12. KMnO4 + H2S + HCl → MnCl2 + S + KCl + H2O

13. Br2 + SO2 + H2O → HBr + H2SO4

14. HNO3 + H2S → NO + S + H2O

15. Ca(ClO)2 + KI + HCl → I + CaCl2 + H2O + KCl

16. KCl + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2

q.

r. Medio Básico:

También se debe tener en cuenta las orientaciones generales, además de las siguientes:

o Para igualar la masa: Donde hay mayor número de oxígeno se añade igual número de

agua (moles); en el otro miembro se coloca el doble de la cantidad de iones (OH)1- en

relación con el número de moles de agua. Ej. :

Balancear:

Bi2O3 + NaClO + NaOH ® NaBiO3 + NaCl + H2O

o Escribimos sus estados de oxidación e identificamos los cambios sufridos:

o Planteamos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las

cargas:

o Igualamos y luego sumamos:

o Introducimos coeficientes:

Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O

o En este caso no es necesario complementar con balance por tanteo.

Bi2O3 + 2NaClO + 2NaOH ® 2NaBiO3 + 2 NaCl + H2O

El Bi2O3 se ha oxidado y es el reductor.

El NaClO se ha reducido y es el oxidante.

Balancear:

NH3 + Na2Cr O4 + H2O + NaCl ® NaNO3 + CrCl3 + NaOH

o Escribimos los estados de oxidación e identificamos los cambios:

o Escribimos las semiecuaciones respectivas y balanceamos tanto la masa como las

cargas:

N3+H3 + 6(OH) ® (NO3)1- + 3 H2O + 8e- (exceso de H)!

(CrO4)2- + 4H2O + 3e- ® Cr3+ + 8(OH)1-

Si después de haber ajustado el número de oxígenos resulta un exceso de hidrógeno,

se aumentará un número equivalente de grupos(OH) al exceso y en el otro miembro se

escribirán igual número de moles de agua. Este exceso puede existir en el mismo

miembro de los (OH) y se sumará; pero si está presente en el otro miembro se restará.

Si existiese un exceso de H y O en el mismo miembro, puede escribir un (OH) en el

otro miembro, por cada pareja de H y O en exceso, así:

o Igualamos y luego sumamos:

o Finalmente colocamos los coeficientes respectivos en la ecuación y notamos que el NaCl

no tiene coeficiente conocido:

3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + X NaCl ® 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH

o Balanceamos por tanteo (consideramos el número de Cl = 24):

o

3 NH3 + 8 Na2Cr O4 + 14 H2O + 24 NaCl ® 3NaNO3 + 8 CrCl3 + 37NaOH

EJERCICIOS

Balancear por Ion Electrón: Medio Básico:

1. Zn + NaNO3 + NaOH ® Na2(ZnO2) + NH3 + H2O

2. KMnO4 + NH3 ® KNO3 + MnO2 + KOH + H2O

3. Fe(OH)2 + O2 + H2O® Fe(OH)3

4. Ag2SO3 + AgBr + H2O

1.1.- REACCIONES QUÍMICAS

CONCEPTO DE REACCION QUÍMICA

Acción reciproca entre dos sustancias de las que resultan otras.

CONCEPTO DE ECUACIÓN QUÍMICA

Representación de una reacción química mediante símbolos y formulas químicas.

CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Estas reacciones pueden representarse mediante un modelo matemático, utilizando literales para representar las sustancias participantes en una reacción química:

A + B = AB

O bien mediante una ecuación química, representando las sustancias participantes por medio de símbolos y formulas químicas.

S + O2 SO2

Las ecuaciones químicas se emplean para describir solamente los estados inicial y final del proceso.

Se escriben a la izquierda, en el primer miembro, los símbolos o formulas de las sustancias iniciales, llamadas reactantes, y a la derecha de la ecuación, en el segundo miembro, se escriben los símbolos o formulas de las sustancias que se forman o productos de la reacción.

SÍMBOLOS AUXILIARES

Se utilizan para que una ecuación química represente lo mas exactamente posible una reacción, el sentido y las condiciones en que se realiza.

Los cuales son los siguientes:

Una flecha hacia la derecha indica que la reacción es irreversible.

Una flecha hacia la derecha y otra a la izquierda indican que la reacción puede realizarse de izquierda a derecha y viceversa, es decir los productos pueden regresar a su estado original.

Un triangulo encima de la flecha, indica que la reacción sólo se realizará si se le suministra calor.

CaCO3 CaO + CO2

Para indicar el estado físico de las sustancias se anota dentro de un paréntesis una (s) si la sustancia es un sólido, una (l) si es liquido, una (g) si la sustancia es un gas y (aq) si la reacción se realiza en agua.

Una flecha hacia arriba indica un gas que se desprende.

Una flecha hacia abajo indica un sólido que se precipita.

Si la reacción requiere energía luminosa, se escribirá sobre la flecha el símbolo ( v), que representa un cuanto de luz.

v

CH3 - CH3 + Cl CH3 - CH2 - Cl + HCl

(") Este símbolo arriba de la flecha representa la electrolisis.

"

2H2O(1) 2H2(2) + o2(g)

MODELOS TIPOS DE REACCIONES

De acuerdo con la formación o ruptura de los enlaces, se clasifican en cuatro tipos principales:

Reacciones de síntesis

Análisis o descomposición

Simple sustitución o desplazamiento

Doble sustitución

SÍNTESIS

Consiste en la unión de dos o mas sustancias sencillas para formar una mas compleja.

Su representación matemática es:

A + B AB

ANALISIS O DESCOMPOSICIÓN

Es inversa a la de la síntesis; una sustancia compleja, mediante energía, se divide en dos o mas sustancias sencillas.

E

AB A + B

E = energía

SIMPLE SUSTITUCION O DESPLAZAMIENTO

Reacción EN la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro elemento. Este desplazamiento sucede siempre y cuando el átomo sustitúyete tenga mayor actividad que el sustituido.

Su representación matemática es:

A + BC AC + B

DOBLE DESCOMPOSICION O DOBLE SUSTITUCIÓN

Consiste en el intercambio entre los iones presentes.

+- +- +- +-

AB + CD AD + CB

1.2.- ESTEQUIOMETRIA

Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y volúmenes de las sustancias participantes.

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Existen dos tipos de balanceo de ecuaciones y son:

Método por tanteos

Método por oxidación - reducción

METODO POR TANTEOS

Este es utilizado para el balance de ecuaciones sencillas. La forma de realizar este balanceo es la siguiente:

Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayoría de las sustancias que intervienen.

Asignar a la formula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre igualar el numero de átomos del elemento en reactantes y en productos. Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos, incluso a los índices.

repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta que la ecuación este balanceada.

Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes, pero los subíndices de las formulas no pueden ser alterados.

NÚMERO DE OXIDACIÓN

Los términos de valencia y numero de oxidación se consideran sinónimos a si que definiremos cada uno.

Número de oxidación: Es la carga eléctrica asignada a un átomo cuando se combina con otro.

Valencia: Es la capacidad de combinación de los átomos.

Para determinar el numero de oxidación de un átomo se realiza lo siguiente:

El numero de oxidación de cualquier elemento libre es cero.

Los metales alcalinos (grupo IA) tiene numero de oxidación +1.

Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) tienen numero de oxidación +2.

El numero de oxidación de hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, pero en los hidruros metálicos iónicos, su numero es -1.

El oxigeno tiene numero de oxidación -2, excepto en los peróxidos que tienen numero de oxidación -1.

Todos los metales tienen numero de oxidación positivo.

La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser cero.

La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un cation debe ser igual a la carga del anion.

METODO POR OXIDACIÓN - REDUCCIÓN (redox)

Este método es el que toma en cuenta la transferencia de electrones de un átomo a otro.

En este tipo de reacciones la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende una de la otra y el numero total de electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al numero de electrones ganados por la otra especie en la reducción.

Oxidación: Es un cambio químico en el que un átomo pierde electrones.

Reducción: Es un cambio químico en el que un átomo gana electrones.

La forma de balancear estas ecuaciones es la siguiente:

Se escribe la ecuación.

Se escriben todos los números de oxidación de todos los átomos que participan en la reacción.

Se identifican los elementos que cambian su numero de oxidación al efectuarse la reacción, y se determina el numero de oxidación del átomo oxidado y reducido. Para calcular el cambio en el numero de oxidación, conviene tomar en consideración la siguiente escala:

oxidación

-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4

reducción

Indicar el numero total de electrones cedidos o aceptados.

Establecer la ecuación electrónica.

Se balancean las ecuaciones eléctricas, igualando el numero de electrones cedidos por el reductor con el numero de electrones aceptados para el oxidante, multiplicando por un factor que iguale la cantidad de electrones ganados y perdidos y se anota como coeficiente.

Se escriben los coeficientes de las ecuaciones electrónicas igualadas.

Se termina el ajuste de las ecuaciones, determinando el

valor de los otros coeficientes por tanteo.

Se comprueba que la ecuación esta balanceada.

UNIDADES QUÍMICAS

En las reacciones químicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos, iones o moléculas; para contar y pesar tales partículas, se cuenta con ciertas unidades químicas, entre las que se encuentran:

Peso atómico

Átomo gramo

Molécula gramo

Mol

Peso molecular

Volumen molecular gramo

PESO ATOMICO

El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo.

ATOMO GRAMO

Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.

MOLÉCULA GRAMO

Es el peso molecular de una sustancia, elemento o compuesto expresado en gramos.

MOL

Es una unidad de cantidad de partículas. El numero de partículas que constituyen una mol se conoce como numero de avogadro, y es igual a 6.02 x 1023.

Una mol de átomos es igual al numero de átomos contenidos en el átomo gramo.

PESO MOLECULAR

Es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.

VOLUMEN MOLECULAR GRAMO

Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia. El volumen molar de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión, es igual a 22.4 litros.

CALCULOS QUÍMICOS

El conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre ellos están:

Numero de moles x gramos de sustancia

Numero de átomos en x gramos de sustancia

Volumen ocupado por n moles de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión

NUMERO DE MOLES X GRAMOS DE SUSTANCIA

El peso de una mol es numéricamente igual al peso atómico molecular; por tanto este se puede calcular mediante la siguiente relación:

Num. De moles = masa en gramos

peso molecular

n = g n = g

PA PM

NUMERO DE ATOMOS EN X GRAMOS DE SUSTANCIA

Una mol contiene 6.02 x 1023 átomos o moléculas; por tanto el numero de estas partículas contenido en una determinada cantidad de sustancias será igual al producto del numero de moléculas por el numero de avogadro:

Num. De átomos o moléculas = n x N

Mediante la formula anterior también se puede calcular el numero de moles que constituyen un numero dado de átomos.

n = Num. De átomos o moléculas

N

VOLUMEN OCUPADO POR N MOLES DE UN GAS, EN CONDICIONES NORMALES DE TEMPERATURA Y PRESIÓN

En condiciones normales, una mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 litros; el volumen ocupado en dichas condiciones por n moles es igual a:

V TPN = n moles x 22.4 litros/mol

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA

Las reacciones químicas no se verifican arbitrariamente, sino que están regidas por varios principios, que son:

Ley de la conservación de la masa. Lavoisier

Ley de las proporciones constantes. Proust

Ley de las proporciones múltiples. Dalton

Ley de las proporciones reciprocas. Richter-Wenzel

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. LAVOISIER

Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante.

En toda reacción química la suma de los pesos de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de los pesos de las sustancias resultantes. Aplicando la ley para la ecuación:

A + B C + D se tiene:

Peso de A + peso de B = peso de C + peso de D

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES. PROUST

Cuando dos o mas elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una relación constante en peso.

La composición de un compuesto puro es constante, independientemente del proceso de su formación.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO

Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje, indicando el numero de gramos en cada elemento presente en 100 gramos del compuesto.

Esta puede obtenerse a partir de la formula condensada del compuesto o de la composición del mismo, determinada por experimentación esto es la composición centesimal.

Las formulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto es:

% de x = PA del elemento x índice x 100

Peso molecular

% de x = Peso del elemento x 100

Peso del compuesto

La primera formula se utiliza si se conoce la formula del compuesto, y la segunda si se cuenta con datos experimentales.

DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN COMPUESTO

Formula mínima o empírica es la que expresa la relación mas simple entre los átomos de un compuesto.

Formula condensada o molecular es la que expresa la relación real entre los átomos de una molécula de un compuesto.

Para determinar la formula mínima de un compuesto se hace lo siguiente:

Determinar el numero de átomos-gramo de cada elemento, estableciendo alguna de las siguientes relaciones:

Num. De átomos g de x = % de x = g de x

PA de x PA de x

Obtener la menor relación posible entre los átomos, para lo cual se toma el mas pequeño de los cocientes resultantes del paso 1 como común denominador.

Aproximar los cocientes obtenidos en el paso 2 (o un múltiplo) a enteros.

Anotar los números anteriores como subíndices de los elementos correspondientes.

FORMULA MOLECULAR

Es un múltiplo de la mínima. Por tanto, para determinar la formula molecular de un compuesto es necesario contar con su formula mínima y su peso molecular, determinado experimentalmente.

Los pasos a seguir son:

Calcular el peso formula de la formula mínima, sumando los pesos atómicos de los elementos que la forman.

Peso formula = pesos atómicos

Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso formula.

Factor = Peso molecular

Peso formula

Multiplicar el factor anterior, aproximado a un numero entero, por los índices de la formula mínima, para obtener los índices de la fórmula molecular.

Formula molecular = Factor (formula mínima)

LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES

Esta ley fue enuncia por Dalton en 1804 y dice:

Cuando un elemento se combina con otro para dar lugar a la formación de varios compuestos, mientras la cantidad de uno de ellos permanece constante, la del otro varía en una proporción de un múltiplo de la menor.

LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS

La promulgo Richter-Wenzel, en 1792 y dice que:

Los pesos de dos elementos que reaccionan con el mismo peso de un tercer elemento, también puede reaccionar entre sí.

Los pesos de los elementos a los que se refiere esta ley son los equivalentes.

PESO EQUIVALENTE

Es la cantidad en gramos de una sustancia cualquiera, capaz de combinarse o desalojar de sus combinaciones a 1.008 g de hidrógeno u 8 partes de peso de oxígeno.

EQUIVALENTE GRAMO

Es el numero de gramos del mismo que implica una pérdida o una ganancia de un numero de avogadro de electrones.

Su expresión matemática es:

Peso equivalente de un elemento = Peso atómico

valencia

hay elementos que presentan valencia variable, por lo que tendrán varios pesos equivalentes.

El equivalente gramo de un compuesto, que no actúa como oxidante o reductor, se define como el peso del compuesto que proporciona 6.02 x 1023 cargas positivas o negativas.

El peso equivalente de un compuesto es un submúltiplo del peso molecular. Su expresión matemática es:

Peso equivalente = PM

Total de cargas (+) o (-)

PRINCIPIO DE EQUIVALENCIA

Cuando se efectúan reacciones entre elementos o compuestos, reacciona un equivalente gramo de cada sustancia y se obtiene un equivalente gramo de cada producto.

Los pesos de dos sustancias que intervienen en una reacción estarán en la misma razón que sus pesos equivalentes. Esto puede representarse así:

Peso 1 = Peq 1

Peso 2 Peq 2

La relación entre el peso en gramos de una sustancia y su peso equivalente, es igual al numero de equivalentes gramo de dicha sustancia.

Num. deeq. g = Peso en g

Peso equivalente

CALCULO DE PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOS

Las ecuaciones químicas son expresiones de la ley de la conservación de la masa. Utilizando unidades químicas, es posible establecer relaciones entre masa, moles y volúmenes de las sustancias que participan en una reacción.

Para la resolución de estos problemas se hace lo siguiente:

Escribir la ecuación química del proceso

Aplicar la ley de Lavoisier, es decir balancear la ecuación

Expresar los pesos moleculares, moles o volúmenes de las sustancias que interesan, de acuerdo con el planteamiento del problema

Establecer la proporción y despejar la incógnita

1.3.- SOLUCIONES

Es una mezcla homogénea cuyas partículas son menores de 10 ángstroms. Las soluciones mas comunes son las binarias, las formadas por dos componentes: el soluto y el solvente.

Soluto: es la sustancia dispersa y es la que esta en menor proporción.

Solvente: es el medio dispersor, por lo general el agua, y se encuentra en mayor proporción.

Las soluciones se dividen en:

Empíricas

Valoradas

SOLUCIONES EMPÍRICAS

Son las soluciones en las que no se toman en cuenta cantidades exactas de soluto y de solvente, y son:

Soluciones empíricas estas a su vez se dividen en:

Diluidas

Concentrada

Saturada

Sobresaturada

Diluidas: se forma cuando la cantidad de soluto es muy pequeña en relación con la cantidad de solvente.

Concentrada: se forma cuando la cantidad de soluto es muy grande en comparación con la cantidad de solvente.

Saturada: si se aumenta la cantidad de soluto sólido a temperatura constante, y se agita continuamente, formando una solución cada vez mas concentrada, hasta que llega a un punto en el cual el solvente ya no disuelve mas soluto.

Sobresaturada: es aquella que contiene mas soluto disuelto que una solución saturada.

SOLUCIONES VALORADAS

Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de soluto y solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la concentración de una solución como la masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o de la solución. Se clasifican en:

Porcentual

Molaridad

Molalidad

Normalidad

Porcentual: estas tienen distintas unidades:

Porcentaje en peso: son los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.

% en peso = g de soluto x 100

g de solución

Porcentaje en volumen

Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.

% en volumen = ml de soluto x 100

ml de solución

Donde ml de solución = ml de soluto + solvente

Porcentaje en peso-volumen

Son los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.

% peso-volumen = g de soluto x 100

ml de solución

MOLARIDAD (M)

Se define como los moles de soluto disueltos en un litro de solución.

M = n

V

M = molaridad en mol/l

n = num. De moles

V = volumen en litros

MOLALIDAD (m)

Es el numero de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.

m = n

Kg solvente

m = molalidad en mol/kg

n = num. De moles de soluto

NORMALIDAD (N)

Definido como el numero de equivalentes-gramo de soluto contenido en un litro de solución.

N = num. Equivalente-gramo

Litros de solución

N = num. Eq. g

V

Num. Eq. g = N x V

g = N x V

Peq.

g = N x V x Peq.

1.4.- ACIDOS Y BASES

TEORIAS DE ACIDOS-BASE

Los químicos definieron los ácidos y las bases según las propiedades de sus soluciones acuosas.

Ácido: Es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio, tiñe de rojo el papel tornasol azul, reacciona con los metales activos con desprendimiento de hidrógeno y neutraliza las bases.

Base: Es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul el papel tornasol rojo, tiene aspecto jabonoso y neutraliza los ácidos.

Disociación: Es la separación de iones de las sustancias que presentan enlaces covalentes, al encontrarse en solución acuosa.

Constante de ionización o de disociación: Es la constante de equilibrio de una disociación iónica, y es igual al producto de las concentraciones iónicas entre la concentración de la sustancia sin disociar. Las constantes de ionización varían con la temperatura.

Las teorías siguientes son las mas importantes:

Teoría de Arrhenius: para el ácido es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidronio (H3O+) o iones hidrógeno (H+), y base en toda sustancia que en solución acuosa produce iones oxhidrilo o hidroxilo (OH-).

Teoría de Bronsted-Lowry: Establecieron que una reacción ácido-base implica una transferencia de protones, por lo que definieron al ácido como una especie que dona un protón (H+), y a la base como una especie que acepta un protón.

Por lo tanto todo ácido, por trasferencia de un protón, se convierte en una base, y esta, al aceptar un protón, se convierte en un ácido.

Se llama par ácido-base conjugado a aquel cuyos elementos están relacionados entre sí por la transferencia de un protón. La relación de un ácido y una base conduce siempre a la formación de un nuevo ácido y una nueva base.

Teoría de Lewis: definió el ácido como una especie química capaz de aceptar un par de electrones, y la base una especie química capaz de ceder un par de electrones. En toda reacción entre un ácido y una base, que forman un enlace covalente coordinado, al donar un par electrónico resulta un complejo ácido-base.

PONTENCIAL HIDRÓGENO (PH) Y POTENCIAL OXHIDRILO (POH)

Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad básica y una cantidad ácida; sólo el agua tiene la misma cantidad de iones hidronio e iones oxidrilo por lo que se considera neutra.

La ionización del agua da iones H3O+ e iones OH+, por lo que la constante de ionización del agua para esta reacción, representada por Kw, es igual al producto de las concentraciones molares de los iones H3O+ y OH+-.

Kw = [H3O+] [ OH-]

Se a encontrado experimentalmente que a 25°C Kw tiene un valor de 1 x 10- 14.

Aplicando los principios de la estequiometría, en el equilibrio, las concentraciones H3O+ y OH- en el agua deben ser iguales, por lo tanto:

Kw = [ H3O+] [OH-] = 1 x 10-14

El agua, o las soluciones donde [ H3O+] = [OH-]= 1x10-7, se dice que son neutras, es decir, que ni son ácidas ni básicas.

En las soluciones ácidas la concentración H3O+ es mayor, y en las soluciones básicas la concentración OH- es la mayor.

Como los valores de las concentraciones son muy pequeñas, se acostumbra expresar dichos valores en una escala logarítmica.

Si la constante de ionización del agua se transforma en función logarítmica, se tiene:

Kw = [ H3O+] [OH-]

Log Kw = log [ H3O+] [OH-]

Como el logaritmo de un producto es igual a la suma de los factores, entonces:

logKw = log [ H3O+] + log [OH-]

Si multiplicamos por -1, tenemos:

-log Kw = -log[ H3O+] -log [OH-]

Si presentamos con “p” el -log, la expresión se convierte en:

pKw = p[ H3O+] + p [OH-]

Si ahora sustituimos [ H3O+] por H y [OH-] por OH, tenemos:

PKw = pH + pOH

pH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio en mol/l.

pOH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxidrilo en mol/l.

Según las anteriores definiciones, para el pH y el pOH de agua neutra se tiene:

pH = -log [H3O+] = -log 1x10-7 = 7

pOH = -log [OH-] = -log 1x10-7 = 7

Por otra parte, para cualquier solución acuosa:

pKw = pH + pOH = -log 1x10-14 = 14

Al aumentar el pH de una solución acuosa, disminuirá el pOH, y viceversa.

CLASIFICACION DE ACIDOS Y BASES

Con base en las concentraciones del pH y el pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.

Ácido fuerte: Es aquel que en solución acuosa se encuentra altamente ionizado, por lo que su concentración de iones [ H3O+] es elevada.

Ácido débil: Es un ácido que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentración de iones hidronio [ H3O+] de la solución relativamente baja.

Base fuerte: Es aquella altamente disociada en soluciones acuosas, por lo que la concentración de iones oxidrilo [OH-] es elevada.

Base débil: Es aquella cuya concentración de iones [OH-] es relativamente baja, por encontrarse parcialmente disociadas.

INDICADORES

Son sustancias, generalmente orgánicas, que tienen la propiedad de dar un color determinado al variar la concentración de iones hidronio, y se utilizan para determinar, aproximadamente, el pH de una solución.

NEUTRALIZACIÓN

Cuando mezclamos un ácido fuerte y un hidróxido metálico, si son cantidades equivalentes, los iones hidronio del ácido (H3O+) y los iones oxidrilo del hidróxido (OH-) se combinan y forman agua, ocurre una neutralización.

Según Arrhenius, cuando se combinan cantidades equivalentes de un ácido y una base o hidróxido para formar una sal y agua. Cuando el ácido se pone en contacto con la base, en la solución acuosa, los iones hidronio (H3O+) del ácido se combinan con los iones oxidrilo (OH-) de la base, para formar agua y sal.

TITULACION O VALORACION

Sirve para determinar volumétricamente la concentración de una sustancia específica en una solución, añadiendo una solución de concentración conocida hasta que la relación sea completa; se indica usualmente por un cambio de color en un indicador o por mediciones eléctricas.

En las titulaciones ácido-base se mide una solución de un ácido y se agrega gota a gota una solución de una base hasta que se neutraliza exactamente.

La concentración del ácido o de la base se calcula utilizando la relación entre el producto del volumen por la normalidad, que es igual para todas las soluciones que reaccionan completamente.

V ácido x N ácido = V base x N base

HIDRÓLISIS

Es una reacción química en la que el agua actúa sobre una sustancia para romperla, formando sustancias nuevas. Algunas sales se hidrolizan para formar el ácido y la base que los origino.

Hidrólisis: es la reacción contraria a la neutralización.

Para que una sal pueda hidrolizarse, es necesario que sea producto de la reacción de un ácido fuerte y una base débil o viceversa, ya que las sales de ácidos fuertes y bases fuertes, o bien de ácidos débiles y bases débiles, dan reacciones neutras.

La hidrólisis de una sal originada por la reacción de un ácido débil y una base fuerte dan una solución básica.

La hidrólisis de las sales que provienen de la reacción entre un ácido fuerte y una base débil dará una solución ácida.

1.5 TERMODINAMICA

En la mayor parte de las reacciones químicas, el cambio, de energía se manifiesta en forma de calor.

Termoquímica: Es la rama de la química que trata de la energía calorífica que interviene en una reacción y constituye una parte de la termodinámica.

Calor: Es una forma de energía y se define como la energía cinética total de las partículas de un cuerpo.

Temperatura: Es la medida de la energía cinética medida de las partículas de un cuerpo.

Termodinámica: Es la rama de la fisicoquímica que estudia los cambios energéticos de un sistema, y se basa en dos principios.

Primera ley de la termodinámica: Establece que la energía total de un sistema aislado es constante. Es decir, este enunciado conocido como ley de la conservación de la energía la cual dice que la energía no se crea ni se destruye solo se transforma.

Segunda ley de la termodinámica: Es un proceso natural que comienza en un estado de equilibrio y termina en otro, se desarrolla en sentido que haga que aumente la entropía del universo, es decir, todos los sistemas en el universo tienden a contener la misma cantidad de energía.

CANTIDAD DE CALOR

En el universo hay una transmisión de calor entre los cuerpos.

Capacidad calorífica: Es la cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de un cuerpo en un grado centígrado.

Caloría: Es la cantidad de calor requerido para elevar un grado centígrado la temperatura de un gramo de agua.

Calor especifico: Es la cantidad de calorías necesarias para aumentar un grado centígrado la temperatura de un gramo de sustancia.

La capacidad calorífica se mide en calorías/°C y su expresión matemática es:

C = m x Ce

C = capacidad calorífica en cal/°C

m = masa en gramos

Ce = calor especifico en cal/g°C

Capacidad calorífica molar: Se define como el número de calorías necesarias para aumentar la temperatura de una mol de una sustancia en un grado centígrado.

Cm = pm x Ce

Cm = capacidad calorífica molar en cal/mol x °C

pm = peso molecular en g/mol

Ce = calor especifico en cal/g°C

Calor cedido o absorbido: este calor es absorbido por un cuerpo al experimentar una variación en la temperatura, esta dado por:

Q = m x Ce x t

Q = calor cedido o absorbido

m = masa en gramos

Ce = calor especifico en cal/g°C

t = incremento de la temperatura en grados centígrados

CALOR DE REACCION

Las sustancias poseen una energía latente, de la misma forma que un cuerpo posee una energía potencial. La suma de estas energías calorífica latente se llama contenido calorífico o entalpía.

El calor de reacción es la cantidad de calor transferido durante una reacción.

H = Productos - H reactantes

H = calor de reacción o incremento de entalpía

H = entalpía, contenido calorífico o energía potencial química.

El calor de formación ( Hf) se define como la diferencia entre el contenido calorífico de un compuesto y los elementos que lo constituyen. Se expresa en Kcal x mol de compuesto, a 25°C y una atmósfera de presión.

REACCIONES TERMOQUÍMICAS

Dependiendo de que el signo de calor sea positivo o negativo, las reacciones termoquímicas se clasifican en reacciones exotérmicas y endotérmicas.

REACCIONES EXOTÉRMICAS

Son las reacciones que liberan energía calorífica, y su calor de reacción es negativo por ser su contenido energético mayor en los reactantes que en los productos.

H

Kcal/mol

REACCIONES ENDOTERMICAS

Son aquellas que para verificarse deben absorber energía calorífica y su calor de reacción es positivo, ya que los productos tienen mayor contenido energético que los reactantes.

H

Kcal/mol

Ley de hess

El calor liberado o adsorbido en cualquier

Cambio químico es igual si se

realiza en un solo paso que si se realiza

en varios solo depende de los

estados inicial y final.

Para calcular los calores de reacción, se siguen los pasos siguientes:

utilizar ecuaciones termoquímicas.

balancear las ecuaciones.

indicar la cantidad de calor absorbido o cedido durante la reacción, mediante los calores de formación Hf determinado a 25°C.

indicar el estado físico de los reactantes y los productos.

1.6 PRINCIPIOS DE CINÉTICA

Es la rama de la química que trata de el estudio de la velocidad con que se realizan las reacciones químicas.

Factores que afectan la velocidad de una reacción.

Hay reacciones que se realizan casi instantáneamente; hay otras que necesitan horas, días e incluso meses para realizarse. Las reacciones entre sustancias que presentan enlaces no covalentes son rápidas, y las sustancias que presentan enlaces covalentes son lentas.

Existen reacciones químicas irreversibles, se realizan en un solo sentido y son casi instantáneas.

También hay un gran numero de reacciones reversibles es decir, cuando los productos reaccionan entre si y forman las sustancias originales.

El principio que implica este comportamiento en el principio de Le chatelier, que dice:

Cuando un sistema esta en equilibrio

Un cambio en las propiedades

Del sistema dará lugar a que el equilibrio

Se desplace en la dirección que

Tienda a contrarrestar el efecto.

Este principio se puede interpretar en forma análoga a la tercera ley de Newton, que dice: a toda acción corresponde una reacción de igual intensidad y de sentido contrario.

La velocidad de una reacción se define como la cantidad de una sustancia reaccionante que se convierte en producto en la unidad del tiempo mientras que el tiempo de reacción es el tiempo transcurrido hasta la terminación de la misma.

La teoría de las colusiones nos ayuda a explicar por que las sustancias son capaces de reaccionar:

Para que una reacción química se

Realice, se supone que chocan entre

Si las moléculas.

Estos choque producen el rompimiento y la formación de otros nuevos enlaces.

Los factores que afectan la velocidad de una reaccion son:

Concentración de los reactivos

Temperatura

Naturaleza de los reactivos

Catalizadores

CONCENTRADORES DE LOS REACTIVOS

Se define como la cantidad de partículas por unidad de volumen. Si los reactivos son diluidos o de baja concentración, tienen una velocidad lenta en la formación de los productos, y si la concentración de los reactivos es moderada o alta, la formación de los será mas rápida.

La relación entre la velocidad de una reacción y la concentración de los reactivos fue estudiada en 1867 por Guldberg y Waage; su ley de acción de masas dice: a temperatura constante, la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactantes.

TEMPERATURA

A medida que la temperatura aumenta, es mayor la energía cinética de las partículas, los choques ocurren con mayor frecuencia y las moléculas adquieren mas rápidamente la energía de activación.

Por lo tanto, al aumentar la temperatura de un sistema, la velocidad de la reacción aumentará.

NATURALEZA DE LOS REACTIVOS

La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias. El tipo de enlace y el tamaño de las partículas influye en la velocidad de la reacción, y esta ultima será mayor si el tamaño de las partículas esta finamente dividido, ya que la reacción sucede en la superficie de contacto; si las partículas son mas pequeñas, habrá mas superficie de contacto.

CATALIZADORES

Son sustancias que modifican la velocidad de una reacción, sin sufrir cambio aparente en su composición o en su peso. Un catalizador modifica la energía de activación, ya sea por formación de complejos inestables o proporcionando una superficie de absorción.

Existen dos tipos de catalizadores y son:

Catalizadores positivos. Sustancias químicas que aceleran la velocidad de la reacción como el MnO2, utilizado en la obtención de O2 por descomposición térmica del KCIO3.

Catalizadores negativos. Sustancias químicas que retardan la velocidad de la reacción, como el tetraetilo de plomo que se utiliza en la gasolina como antidetonante.

Los catalizadores son muy importantes, ya que sin ellos muchas reacciones químicas se verificarían tan rápida o tan lentamente que no sería posible aprovecharlas.

EQUILIBRIO QUIMICO

Se conoce como sistema cerrado a aquel que no intercambia masa con sus alrededores, aunque puede liberar o absorber energía, generalmente en forma de calor o de trabajo.

Un estado de equilibrio químico se define como la condición de un sistema donde la velocidad de los procesos opuestos es igual.

Una constante de equilibrio es la relación que se establece entre la constante de la velocidad de reacción a la derecha y a la constante de la velocidad de la reacción a la izquierda, para un sistema dado en equilibrio.

TEMPERATURA

Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará en el sentido de la reacción endotérmica, ya que, al absorber ésta calor, el incremento de temperatura aplicado se contrarrestará.

CONCENTRACIÓN

Al aumentar la concentración de algunas de las sustancias de un sistema en equilibrio, éste se desplazará hacia la reacción que tienda a disminuir dicho aumento, esto es, predeterminará la reacción que consuma la sustancia añadida, hasta que restablezca nuevamente el equilibrio.

PRESION

Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a disminuir la presión, es decir, según la reacción en que se formen menor número de moléculas, ocupando en consecuencia las sustancias producidas un menor volumen.

Una disminución de cualquiera de los factores antes mencionados en un sistema en equilibrio provocará un cambio opuesto.

Es conveniente aclarar que los catalizadores no modifican el equilibrio químico, pero sí las velocidades de las dos reacciones opuestas, permitiendo, en caso de un catalizador positivo, que aquel se establezca mas rápidamente.

REACTANTES

H < O

PRODUCTOS

PRODUCTOS

H < O

REACTANTES

A + B C + D EQUILIBRIO

VELOCIDAD

DE

REACCIÓN

C + D A + B

TIEMPO