Química

Reacciones químicas. Ecuaciones. Estequiometría. Soluciones, ácidos y bases. Termoquímica. Cinética. Termodinámica. Entalpía. Entropía

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  • Idioma: castellano
  • País: México México
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T E M A R I O

UNIDAD I "REACCIONES QUÍMICAS"

  • Concepto de reacción química.

  • Reglas para la elaboración de ecuaciones químicas.

  • Clasificación de las reacciones químicas.

  • Por su forma como se realizan.

  • Por su velocidad.

  • Por su energía.

  • Por su sentido.

  • Modelos de reacciones químicas.

  • UNIDAD II "ESTEQUIOMETRIA"

    2.1. Introducción y conceptos generales.

    2.2. Ley de la conservación de la materia.

    2.3. Balanceo de ecuaciones químicas

    2.3.1. Método por tanteo.

    2.3.2. Método algebraico.

    2.3.3. Método redox.

    2.4. Obtención de fórmulas

    2.4.1. Mínimo o empírica.

    2.4.2. Real o molecular.

    2.4.3. Composición centesimal de un compuesto.

    2.5. Número de abogador.

    2.5.1. Átomo-gramo.

    2.5.2. Molécula-gramo.

    2.6. Relaciones estequiométricas.

    2.6.1. Mol-mol, mol-peso.

    2.6.2. Peso-peso.

    2.6.3. Peso-volumen

    UNIDAD III "SOLUCIONES, ACIDOS Y BASES"

    3.1. Concepto de solución.

    3.2. Partes de una solución: soluto y solvente.

    3.3. Soluciones empíricas.

    3.3.1. Diluidas.

    3.3.2. Concentradas.

    3.3.3. Saturadas.

    3.3.4. Sobresaturadas.

    3.3.5. Porcentuales.

    3.3.6. Fracción molar.

    3.4. Soluciones valoradas.

    3.4.1. Molares.

    3.4.2. Normales.

    3.4.3. Molales.

    3.4.4. Formales.

    3.5. Concepto de acido-base.

    3.5.1. Teoria de bransted-lowry.

    3.5.2. Teoria de Arrhenius.

    3.5.3. Teoria de Lewis.

    3.6. Potencial de hidrógeno.

    3.7. Potencial de oxhidrilos.

    3.8. Clasificación de acidos y bases.

    3.8.1. Fuertes.

    3.8.2. Débiles

    3.9. Reacciones de neutralización.

    UNIDAD IV "INTRODUCCIÓN A LA TERMOQUÍMICA Y CINÉTICA QUÍMICA"

    4.1. Conceptos generales.

    4.1.1. Termoquímica.

    4.1.2. Termodinámica.

    4.1.3. Entalpía (ley de Mess)

    4.1.4. Entropía.

    4.1.5. Calor de reacción.

    4.1.6. Energía libre.

    4.2. Leyes de la termodinámica.

    4.3. Concepto de cinética química.

    4.4. Factores que influyen en la velocidad de una reacción química.

  • CONCEPTO DE REACCIÓN QUÍMICA

  • Una reacción química es todo aquel proceso que se lleva a cabo en la naturaleza y que da a lugar a la formación de nuevas sustancias, es decir es la unión que implica una interacción química entre dos o más sustancias las cuales pierden sus propiedades individuales dando lugar a la formación de nuevos materiales y nuevas características.

    Esta interacción puede llevarse a cabo entre, entre compuestos o bien entre elementos y compuestos.

  • REGLAS PARA LA ELABORACIÓN DE ECUACIONES QUÍMICAS

  • ECUACIÓN QUÍMICA: Es la representación simbólica y abreviada de una reacción química, donde se utilizan los símbolos de los elementos y las formulas de los compuestos que participan en el proceso de la reacción.

    Esquema general de una ecuación química:

    Da a lugar a

    Origina a

    !

    Aa + bB ! Cc + Dd

    ! !

    Reactivos productos

    O

    Reactantes

    S I M B O L O G I A

    s

    Sólidos

    

    Líquidos

    g

    Gaseosas

    !

    !

    Reacciones reversibles

    !

    Gas que se desprende

    !

    Sustancia precipitada

    !

    Origina a. reacción irreversible

    Hf

    Energía electromagnética.

    I

    Corriente léctrica

    uv

    Energía ultravioleta

    "

    Incremento de calor

    ac ó aq

    Medio acuoso

    A,b,c,d

    Coeficientes estequiométricos

    Ejemplos:

    NaClac + AgNO3 ac ! AgCl! + NaNO3 ac

    H2(g) + O2(g) ! H2O(I)

    SO3(g) + H2O ! H2SO4(I)

    Na(s) + H2O ! NaOHac + H2(g)!

    H2O(I) I! H2(g)! + O2(g)!

    2KClO3(g) ! 2KCl(g) + 3 O2(g)!

    1.3. CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

    Clasificación de las reacciones químicas:

    • Por la forma como se efectúan.

    • Por su velocidad:

    • Instantáneas

    • No instantáneas

    • Por su energía:

    • Endotérmicas

    • exotérmicas

    • Irreversibles

    • Reversibles

    • Redox

    SÍNTESIS O COMBINACIÓN: Es en la cual dos o más especies químicas sencillas se unen para formar un solo producto o especie más compleja.

    ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN: Se define como aquella en la cual una especie química se descompone en dos o más productos, mediante la aplicación de una fuente de energía externa.

    SIMPLE SUSTITUCIÓN O SIMPLE DESPLAZAMIENTO: Se define como aquella en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro de otro elemento.

    DOBLE SUSTITUCIÓN O METATESIS: Se realiza generalmente en solución acuosa, donde hay iones presentes, y se produce un intercambio entre ellos.

    1.3.1 POR LA FORMA QUE SE EFECTÚAN

  • Síntesis o combinación = Este tipo de reacciones químicas se caracterizan por que solamente se obtiene un solo un producto, es decir dos o más sustancias se interaccionan químicamente y dan lugar a la formación de solamente una sustancia. Este tipo de reacción se representan mediante el siguiente esquema: A+B ! AB

  • Análisis o descomposición = AB E! A+B. Este tipo de reacciones consiste en la descomposición de una sustancia, es decir consiste en la separación de los elementos que constituyen a un compuesto, para dicha separación se lleve a cabo es necesario la aplicación de energía. La representación de estas reacciones se da mediante el siguiente esquema: AB E! A+B

  • Simple sustitución o simple desplazamiento: este tipo de reacciones químicas se llevan a cabo cuando uno de los elementos que forman parte es desplazado o sustituido por otro elemento quimicamente más activo (más fuerte) dependiendo de la naturaleza. 1. C+ + A+B- ! C+B- + A+ 2. C- + A+B- ! A+C- + B- Electropositiva o electronegativa de los elementos que participan se pueden tener dos diferentes situaciones que se muestran en los pasados esquemas.

  • Doble sustitución, doble desplazamiento o metatesis. A+B- + C+D- ! A+D- + C+B- Este tipo de reacciones químicas se llevan a cabo entre dos compuestos los cuales intercambian componentes es decir el componente positivo de cada compuesto se une al componente negativo de dicho compuesto lo cual origina ados nuevas sustancias compuestas, esto de acuerdo al pasado esquema.

  • 1.3.2 POR SU VELOCIDAD: INSTANTÁNEAS Y NO INSTANTÁNEAS

    Son todas aquellas reacciones químicas que se llevan a cabo en el mismo instante en que entran en contacto las sustancias reactivas, ejemplos:

    • Combustión

    • Efervescencia

    • Neutralización

    No instantáneas son todas aquellas reacciones que para poder efectuarse se necesitan que transcurra un tiempo determinado después de que los reactivos entren en contacto para que estos reaccionen.

    • Oxidación de una manzana

    • La corrosión de una varilla metálica

    • Fermentación

    1.3.3. POR SU ENERGÍA: ENDOTERMICAS Y EXOTÉRMICAS

    Energía de activación: Todas las reacciones químicas requieren de energía para poder llevarse a cabo, a la mínima cantidad de energía necesaria para que la reacción pueda iniciarse se le conoce como energía de activación, una vez iniciada la reacción pueden darse dos diferentes situaciones ya sea que la reacción absorba energía permanentemente o bien que libere de esta forma se tienen reacciones endotérmicas y reacciones exotérmicas.

    Endotérmica o endoérgica:

    Son todas aquellas reacciones que absorben energía en forma permanente durante el tiempo que se lleven a cabo su esquema general es el siguiente: A + B + energía !C+D

    • Fotosíntesis

    • Halogenación de alcanos

    Exotérmicas o exoergicas:

    Son todas aquellas reacciones que liberan energía al medio durante el tiempo en que se llevan a cabo dicha energía se desprende en forma de calor o luz principalmernte, su esquema general es el siguiente: A + B ! C + D + Energía

    • Combustión

    • Neutralización

    1.4. MODELOS DE REACCIÓN

    M + H2 ! MHY

    Metal + hidrógeno = hidruro metálico.

    M + O2 ! MX OY

    Metal + oxígeno = óxido metálico.

    M + H2O ! M(OH) Y + H2 !

    Metal + agua = hidróxido + hidrógeno.

    M +HNM ! MXNMY + H2 !

    Metal + ácido = sal + hidrógeno.

    M + NM !MXNMY

    Metal + no metal = sal binaria.

    NM + H2 ! HXNM

    No metal + hidrógeno = hidrácido.

    NM + O2 !NMXOY

    No metal + oxígeno = anhídrido

    MO + H2O ! M(OH) Y

    Óxido metálico + agua = hidróxido o base.

    NMO + H2O ! HXNMYOZ

    Anhídrido + agua = ácido u oxiácido

    HNM + MOH ! NXNMY + H2O

    1º METAL + HIDRÓGENO ! HIDRURO METÁLICO.

    M+ H2 ! M+1 H-1Y

    Na + H2 ! Na+1 H-1 hidruro de sodio

    K+ H2 ! K+1 H-1

    FAMILI II:

    Ca + H2 ! Ca+2 H-12 hidruro de calcio.

    Ba + H2 ! Ba+2 H-12 hidruro de bario.

    METALES PESADOS:

    Al + H2 ! Al+3 H-13 hidruro de aluminio

    +3) Fe + H2 ! Fe+3 H-13 hidruro de hierro (III)

    +2) Fe + H2 ! Fe+2 H-12 hidruro de hierro (II)

    +2) Cu + H2 ! Cu+2 H-12 hidruro de cobre (II)

    +1) Cu + H2 ! M+1 H-1 hidruro de cobre (I)

    2º METAL + OXÍGENO ! OXIDOS METÁLICOS U OXIDOS BÁSICOS

    M + O2 ! MX OY

    FAMILIA I:

    NA + O2 ! Na2 O oxido de sodio

    K + O2 ! K2 O oxido de potasio

    Li + O2 ! Li2 O oxido de litio

    FAMILIA II:

    Mg + O2 ! Mg O oxido de magnesio

    Ba + O2 ! Ba O oxido de bario

    Al + O2 ! Al2 O3 oxido de aluminio

    3º MATAL ACTIVO + AGUA ! BASE O

    HIDRÓGENO + HIDRÓGENO

    Mact. + HOH ! M(OH)-1 + H2 !

    FAMILIA I:

    Na + HOH ! NaOH + H2 ! hidróxido de sodio

    K + HOH ! KOH + H2 ! hidróxido de potasio

    FAMILIA II:

    Ca + HOH ! Ca(OH)2 + H2 ! hidróxido de sodio

    Mg + HOH ! Mg(OH)2 + H2 ! hidróxido de magnesio

    4º OXIDO METÁLICO + AGUA ! BASES O HIDRÓXIDOS

    M + HO ! BASE + H

    MO + HO ! BASE

    Na2O + H2O ! NaOH hidróxido de sodio

    K2O + H2O ! KOH hidróxido de potasio

    CaO + H2O ! Ca(OH) 2 hidróxido de calcio

    5º METAL + NO METAL ! SAL BINARIA (ALOIDEA)

    M + NM ! MNM

    K + Cl2 ! KCl cloruro de potasio

    Li + Br2 ! KBr bromuro de litio

    Ca + F2 ! CaF2 floruro de calcio

    6º NO METAL + HIDRÓGENO GAS ! AC. HIDRÁCIDOS

    O HIDRUROS NO METÁLICOS

    NM + H ! HNM

    Cl2 + H2 ! ClH ácido clorhídrico

    F2 + H2 ! FH ácido fluorhídrico

    Br2 + H2 ! BrH ácido bromhídrico

    NOTA:

    HCl(g) hidruro de cloro

    HF(g) hidruro de fluor

    HBr(g) hidruro de bario

    HI(g) hidruro de yodo

    H 2S(g) hidruro de azufre

    H 2Se(g) hidruro de selenio

    H 2Te(g) hidruro de telurio

    En estado gas se nombran como hidruros no metálicos.

    7º NO MÉTAL + OXIGENO ! OXIDO NO METALICO U OXIDO ÁCIDOS-ANHÍDRIDOS

    NM + O2 ! NMXOY

    +7 ANHÍDRIDO PER NM ICO

    +6 ANHÍDRIDO NM ICO

    +5 ANHÍDRIDO NM ICO

    +4 ANHÍDRIDO NM OSO

    +3 ANHÍDRIDO NM OSO

    +2 ANHÍDRIDO HIPO NM OSO

    +1 ANHÍDRIDO HIPO NM OSO

    +7) Cl2 + O2 ! Cl2 O7 anhídrido perclórico

    +5) Cl2 + O2 ! Cl2 O5 anhídrido clórico

    +3) Cl2 + O2 ! Cl2 O3 anhídrido clóroso

    +1) Cl2 + O2 ! Cl2 O1 anhídrido hipocloroso

    8º OXIDO NO METALICO O ANHÍDRIDO + AGUA ! AC. AXIÁCIDO

    NX MY + H2O ! HXNMOY

    Br2 O7 + H2O ! Hbr O4 ácido perbrómico

    Br2 O5 + H2O ! HBr O3 ácido brómico

    Br2 O3 + H2O ! Hbr O2 ácido bromoso

    Br2 O + H2O ! Hbr O ácido hipobrómoso

    9º METAL + ÁCIDO ! SAL + H2(g) !

    M +HNM ! MNM + H2 !

    Na +H Cl ! Na Cl + H2 ! cloruro de sodio

    Ca +H I ! CaI + H2 ! yoduro de sodio

    +3) Fe +HS ! Fe2 S3 + H2 ! sulfuro férrico

    +1) Ti +H Te ! Ti Te2 + H2 ! telururo de titanio (IV)

    10º MEATL + ACIDO OXIÁCIDO ! SAL OXISAL + H2 !

    M + HX(NMOY) ! Ma(NMOy) b + H2 !

    Ca + H3PO4 ! Ca3 (PO4) 2 + H2 ! fosfato de calcio

    +4) Pb + H2SO4 ! Pb (SO4) 2 + H2 ! sulfato de plomo (IV)

    +2) Fe + HClO3 ! Fe (ClO3) 2 + H2 ! clorato de hierro (II)

    +1) Hg + HNO3 ! Hg (NO3) + H2 ! nitrato de mercurio (I)

    11º REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

    BASE + ÁCIDO ! SAL + AGUA

    M(OH) X + HXNM ! MXNMY +H2O

    Na OH + H Cl ! Na Cl +H2O cloruro de sodio

    Al(OH) 3 + HXNM ! Al2 S3 +H XO sulfuro de aluminio

    Ti(OH) 4 + H2Te ! Ti Te2 +H2O telururo de titanio

    Pb(OH) 2 + H Br ! Pb Br2 +H2O bromuro plumboso

    12º BASE + ÁCIDO OXIACIDO ! SAL OXISAL + AGUA

    +M(OH) - + H+X (NMO) - ! M+ba(NMOY) -a b + H2O

    Ca(OH) + H3 PO 4 ! Ca(PO4) + H2O fosfato de calcio

    Ti(OH) + H2 SO4 ! Ti(SO4) + H2O sulfato titanoso

    Cu(OH) + H2 TeO3 ! CuTeO3 + H2O telurato cuprico

    NaOH + H ClO ! NaClO + H2O hipoclorito de sodio

    2.0. ESTEQUIOMETRÍA

    2.1. INTRODUCCIÓN Y CONCEPTOS GENERALES

    INTRODUCCIÓN: Definitivamente una de las ramas más importantes de la química es la estequiometría, ya que uno de los objetivos principales de la química es medir las substancias, la estequiometría se encarga de esto.

    Como definición de la estequiometría podemos decir que es la rama de la química que se encarga de estudiar las relaciones ponderales (de peso), masa-masa, mol-mol, masa-volumen, mol-volumen... de las substancias que participan en una reacción química.

    La herramienta principal de la estequiometría es la ley de la conservación de la masa que en términos generales se puede enunciar de la siguiente manera:

    "En toda reacción la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos". Para que dicha ley se cumpla las ecuaciones químicas deben estar correctamente balanceadas; para ello existen tres diferentes métodos de balanceos de ecuaciones, de balanceos de ecuaciones, son tanteo, algebraico, redox.

    La definición etimológica de la palabra estequiometría es de raíces griegas. Estoicheión = elemento o sustancia, Metría = medición. Lo cual nos da a entender que la estequiometría se encarga de la medición de las sustancias que participan en una reacción química.

    • Peso o masa molecular: es la suma de las masas atómicas de los elementos que participan en la molécula de un compuesto, de acuerdo a la cantidad de átomos presentes en la fórmula del compuesto.

    • Es la masa de una microscópica molécula de cualquier compuesto, y se expresa en unidades de masa (mas.)

    H2O = H(2)(1 umas)= 2umas

    O(1)(16 umas)= 16 umas

    H2O = 18 umas

    La mol: Es la masa molecular de una sustancia, expresada en gramos, y es numéricamente igual al número de Avógadro equivalente a (6.023)(1023), cosas, átomos, moléculas, partículas, automóviles, canicas...

    Ejemplos:

    18gr. H2O = 1 mol H2O y contiene 6.023*1023 moléculas de H2O

    196.9gr de Au, equivale a 1 mol de oro y contiene 6.023*1023 átomos de oro.

    Au = elemento

    H2O = compuesto

    La masa atómica de un elemento expresada en gr. Equivale a un mol de dicho elemento y contiene 6.023*1023 átomos del elemento. Se conoce como átomo-gramo.

    La masa molecular de una sustancia (elementos no metálicos o compuestos) expresada en gramos equivale a un mol de dicha sustancia y contiene 6.023*1023 moléculas de dicha sustancia y se conoce como:molécula-gramo.

    2.2 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA EN UNA REACCIÓN QUÍMICA

    Ésta ley se comprueba solamente si la ecuación está correctamente balaceada. Una ecuación química nos puede dar información desde un nivel ultramicroscopico hablando de átomos y moléculas y a un nivel macroscopico hablando de moles y gramos.

    Ejemplos:

    Moléculas:

    3Ti(OH)4 + 4H3PO4 ! Ti3(PO4) 4 + 12H2O

    3(115.9 umas) + 4(98 umas) ! (523.7 umas) + 12(18 umas)

    347.7 umas + 392 umas !523.7 umas + 216 umas.

    739.7 umas ! 739.7 umas.

    2.3 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

    Balanceas una ecuación química significa hacer que el número átomos de cada elemento en los reactivos sea numéricamente igual al número de átomos en los productos.

    *Balancear aquellos elementos diferente al hidrógeno y al oxígeno.

    *Si es necesario ajustar (balancear) al hidrógeno por último al oxigeno.

    EJEMPLOS:

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

    E ! S

    Al = 2 ! 2

    S = 3! 3

    H = 12 ! 12

    O = 18 ! 18

    2.3.2 METODO ALGEBRAICO

    PASOS:

    • Asignar una variable a cada una de las sustancias participantes en la reacción.

    • Deducir una ecuación matemática para cada uno de los elementos participantes, de acuerdo a la reacción.

    • Suponer un valor para la variable que más se repita, posteriormente conocer las demás variables.

    • En caso de obtener valores fraccionarios se multiplican todos los valores por el denominador más grande.

    • Luego se asignan los valores obtenidos a las sustancias participantes.

    • Finalmente, checar entradas y salidas.

    EJEMPLOS:

    Ti(OH) + HPO ! Ti(PO) + HO

    a b c d

    Ti : a = 3c

    O : 4 a + 4b = 12c + d

    H : 4 a +3b = 2d

    P : b = 4c

    2.3.3 METODO REDOX

    PASOS:

    • Se determina el # de oxidación o valencia de cada uno de los elementos que participan en la reacción.

    • Se determina al elemento que se oxida y al elemento que se reduce, se escriben las semireacciones de oxidación y de reducción. (Se equilibran en masas dichos elementos.)

    • Ambas semireacciones se multiplican por un # nos permita eliminar a loe e-.

    • Posteriormente se suman las semireacciones y se determina la reacción redox total.

    • Los valores obtenidos para cada elemento se asignan a los compuestos que los contienen.

    • Se checan entradas y salidas y en caso de no estar correctamente balanceadala reacción, se determina el balanceo por tanteo.

    • Finalmente se checan entradas y salidas.

    REGLAS PARA DETERMINAR EL # DE OXIDACIÓN

      • Los elementos de las familias IA, IIA, y IIIA trabajan con +1, +2 y +3 respectivamente.

      • Los elementos que no se combinan con otros elementos trabajan con 0.

      • El H2 trabaja con +1.

      • El O2 trabaja con -2.

      • Las moléculas de las sustancias son eléctricamente neutras, tienen carga 0.

      • Para otros elementos se consulta la tabla periódica y se determina por diferencia con otros elementos.

    Las raciones redox son aquellas donde se lleva a cabo una transferencia de e- entre dos o más elementos que participan en la reacción.

    Esto se debe a que se llevan a cabo dos fenómenos simultáneamente llamados oxidación y reducción los cuales se definen de la siguiente manera:

    OXIDACIÓN: Es la perdida de e- que un elemento puede sufrir al llevarse a cabo una reacción química, esto trae como consecuencia un aumento en el # de oxidación del elemento oxidado.

    REDUCCIÓN: Es la ganancia de e- que un elemento puede sufrir al participar en una reacción química y trae como consecuencia una disminución en el # de oxidación del elemento que se reduce.

    Siempre que una sustancia se oxide en forma simultánea otra sustancia se reduce.

    La sustancia que se oxida, pierde e- y da lugar a que otra sustancia gane e- perdidos, reduciéndola; razón por la cual al elemento que se oxida se le llama agente reductor.

    Es decir, cuando una sustancia se reduce gana e- provocando que otra sustancia pierda esos e- y se oxide; razón por lo cual a la sustancia que se reduce se le llama agente oxidante.

    EJEMPLOS:

    3Cu0 + 8H+1N+5O -63 ! 3Cu+2 (NO3) +2 2 + 4H+22 O -2 + 2N+2 O -2

    Cu0 ! Cu+2 + 2e- (perdidos)

    Ns + 3e- ganados ! N+2

    (Cu0 ! Cu+2 + 2e- ) 3

    (Ns + 3e- ! N+2) 2

    3Cu0 ! 3Cu+2 + 6e-

    2Ns + 6e- ! 2N+2___________

    3 Cu0 + 2 N+5 ! 3Cu+2 + 2N+2

    E ! S

    Cu: 3 !3

    H : 8 !8

    N : 8 !8

    O : 24 !24

    • Elemento que se oxida: cobre

    • Elemento que se reduce: nitrógeno

    • Agente reductor: cobre

    • # electrones ganados: 6

    • # electrones perdidos: 6

    EFICIENCIA DE REACCIÓN

    Consiste prácticamente en el rendimiento de una reacción, lo cual significa que una reacción donde se obtiene cantidades menores a las teóricamente esperadas tiene un porcentaje de eficiencia que se calcula mediante la siguiente expresión:

    % reacción = real / teórico * 100

    C + 4HNO3 ! 4NO2 + CO2 + 2H2 O

    1 mol (12 gr/mol) + 4mol (63 gr/mol )! 4 mol (46 gr/mol) + 1 mol (44 gr/mol) + 2 mol (18 gr/mol)

    12 gr + 252 gr ! 184 gr + 44 gr +36 gr

    264 gr ! 264 gr

    COMPOSICIÓN PORCENTUAL DE UN COMPUESTO

    Dentro de cualquier sustancia compuesta, a cada elemento presente le corresponde un porcentaje determinado, que podemos calcular a partir de la molécula conociendo la fórmula de dicho compuesto.

    Para cada elemento su porcentaje se calcula mediante la siguiente expresión:

    % Elemento = n (PA) / PM * 100

    EJEMPLO: Calcular la composición porcentual o centésimal para H2 SO4

    H2 SO4 = 98 gr/mol

    % H = n (PAH) X 100

    PM

    % H = (2)(1 gr/mol) X 100

    98 gr/mol

    % H = 2.0408 %

    %S = n(PAS) X 100

    PM

    % S = (1)(32 gr/mol) X 100

    98 gr/mol

    % S = 32.6530%

    FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA

    Es la relación mínima existente entre los átomos de los elementos que participan en la molécula de un compuesto, generalmente para los compuestos inorgánicos corresponde a su fórmula verdadera.

    Para deducir la fórmula de cualquier sustancia compuesta se debe determinar el análisis porcentual de dicha sustancia, conociendo ésta información y siguiendo los pasos a continuación se puede determinar en cantidades están presentes los elementos participantes:

    Pasos para determinar la fórmula mínima:

    • Para cada elemento, se divide su porcentaje entre su masa atómica.

    • Cada uno de los cocientes obtenidos se divide entre el menor de ellos.

    • Los valores obtenidos anteriormente se redondean siguiendo las siguientes reglas:

    • Mayor de .5 se redondea al entero superior.

    • Menor de .5 se redondea al entero inferior.

    • Si algún valor tiene .5 todos los valores se duplican.

    • Los números obtenidos corresponden a los subíndices de cada elemento en la fórmula empírica.

    EJEMPLO: Al analizar experimentalmente una sustancia se determinó que su composición porcentual es la siguiente:

    Ca = 18.3 %

    Cl = 32.4 %

    H = 5.5 %

    O = 43.8 %

    Determinar la fórmula empírica de la sustancia analizada.

    Ca = %Ca = 18.3 = 0.4565 = 1

    PACa 40.08 0.4565

    Cl = % Cl = 32.4 = 0.9138 = 2.0017 =2

    PACl = 35.453 = 0.4565

    H = % H = 5.5 = 5.5 = 12.048 = 12

    PAH 1 0.4565

    O = % O = 43.8 = 2.7375 = 5.99 = 6

    PAO 16 0.4565

    La formula es:

    Ca + Cl2 + H12O6 = CaCl2 * 6H2O

    Cloruro de calcio hexahidratado.

    FORMULA REAL O MOLECULAR

    Es la relación existente entre los átomos de los elementos que participan en las moléculas de los compuestos.

    Para determinar la fórmula real o molecular se requiere conocer dos datos necesarios que son:

    1º composición porcentual.

    2º peso molecular real.

    Primeramente se determina la fórmula empírica y posteriormente se divide al peso molecular real entre el peso de la formula empírica obteniendo una relación que multiplicara a la fórmula empírica deducida y los subíndices obtenidos son los de la fórmula real.

    CALCULOS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE MOLES Y EL NÚMERO DE ABOGADOR

    Para determinar el número de moles contenidos en ciertos gramos de sustancia se aplica la siguiente expresión matemática:

    n = m / Pm, donde n = # de moles, m = masa en gramos, Pm = peso molecular en gr/mol

    CALCULO CON EL NÚMERO DE ABOGADOR

    Para determinar el número de partículas (átomos o moléculas) contenido en ciertos gramos de una sustancia determinada se aplica la siguiente expresión:

    N = n (6.023*1023 átomos / mol)

    3.1 CONCEPTO DE SOLUCIÓN

    SOLUCIÓN

    Las soluciones son uniones físicas entre dos o más sustancias que originan una mezcla de tipo homogénio que presenta uniformidada en todas sus partes. Las partes de una solución son: el soluto y el solvente, generalmente hay un solvente y uno o más solutos.

    El término disolución se utiliza como sinónimo de solución. Pero específicamente disolución es el efecto de disolver al soluto en solvente (disolver.)

    Solución = soluto + solvente.

    3.2 COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN

    SOLUTO: Es la sustancia que se encuentra en menor proporción y que es disuelta por el solvente.

    SOLVENTE: Es la sustancia presente en mayor proporción y que disuelve al soluto dispersándolo en él.

    3.3 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

    Las soluciones químicas se clasifican de acuerdo a su estado de agregación y deacuerdo a su concentración tal y como lo indica el siguiente cuadro sinoptico:

    CONCENTRACIÓN: Es la relación existente entre la cantidad de soluto con respecto a la cantidad de solvente o bien con respecto a la cantidad de solución.

    Concentración = soluto / solvente o solución

    SOLUCIONES EMPÍRICAS: Son aquellas soluciones en donde para determinar la concentración no se aplican cálculos matemáticos sino que la relación soluto-solvente se determina desde un punto de vista personal de acuerdo a un criterio propio, por lo tanto en este tipo de solución no hay precisión ni exactitud en la determinación de la concentración.

    Existen 4 tipos de soluciones empíricas que son:

    DILUIDAS: Es aquella solución donde la cantidad de soluto es pequeña comparada con el solvente.

    CONCENTRADAS: Es aquella donde la cantidad de soluto es relativamente considerable con respecto a la cantidad de solvente.

    SATURADA: Es aquella donde la cantidad de soluto que ha diluido, es la máxima cantidad de solvente a cierta presión y temperatura por lo tanto, cualquier cantidad que se añada de soluto no se disolverá.

    SOBRESATURADA: Es aquella solución donde sea ha añadido una cantidad superior al soluto de saturación y por tanta este exceso de soluto al no disolverse precipita.

    SOLUCIONES VALORADAS: Son aquellas soluciones donde la concentración es determinada aplicando cálculos y procedimientos matemáticos donde un grado suficiente de precisión y exactitud en la determinación de la concentración.

    SOLUCIONES VALORADAS FÍSICAS: Son aquellas soluciones donde matemáticamente se determina la concentración utilizando variables físicas tales como la masa, el volumen, número de moles, y dichos valores se trabajan en forma de porcentajes. La soluciones valoradas físicas que existen son:

    POR CIENTO PESO (% W): Son aquellas soluciones donde la concentración se determina calculando el porcentaje correspondiente a la masa total de la solución. El por ciento peso se calcula aplicando la siguiente expresión matemática:

    %W = W / Wsol * 100

    %W = Por ciento peso.

    W = Masa del soluto.

    Wsol = Masa total de la solución = masa del soluto + masa del solvente.

    POR CIENTO VOLUMEN: Es el porcentaje que corresponde al volumen del soluto con respecto al volumen de la solución.

    El volumen de la solución que se debe considerar no corresponde a la masa de volúmenes por efecto de los espacios intermoleculares. Para determinar el por ciento volumen se aplica la siguiente expresión matemática:

    %V = V / Vsol * 100

    %V = Por ciento volumen.

    V = Volumen del soluto.

    Vsol = Volumen de la solución.

    POR CIENTO PESO-VOLUMEN: Es el porcentaje correspondiente a la masa del soluto con respecto al volumen de la solución.

    Para determinar ésta concentración se aplica la siguiente expresión:

    %W/V = W/Vsol * 100

    %W/V = Por ciento peso-volumen.

    W = Masa del soluto.

    Vsol = Volumen de la solución.

    SOLUBILIDAD: Es un disolvente, es la cantidad de esa sustancia contenida en cien gramos de disolvente, a una temperatura y presión dadas.

    Una disolución está saturada a una determinada presión y temperatura cuando contiene disuelta la máxima cantidad de soluto posible a esa temperatura. La concentración de soluto correspondiente a su disolución saturada expresa el grado de solubilidad de la sustancia en un disolvente determinado y a una temperatura dada.

    LA SOLUBILIDAD DE LAS SUSTANCIAS SÓLIDAS EN AGUA AUMENTA CON LA TEMPERATURA: Los gases se disuelven en los liquidos en una proporción que depende la naturaleza de ambos. Las disoluciones de gases obedecen a la ley de henry, según la cual , a una temperatura dada, la masa del gas disuelto en una cantidad determinada de liquido es proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la superficie del mismo.

    QUÍIMICA II

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