Download - QuÍmica II para bachillerato
QUIMICA II
Unidad I. Estequiometría
• 1.1. Balanceo de ecuaciones
• 1.2 Concentración
• 1.2.1 Molalidad
• 1.2.2 Molaridad• 1.2.3 Normalidad
• 1.2.4 Porcentual
Unidad II. Ácidos y bases
Unidad II. Ácidos y bases
• 2.1 Teorías ácidos y bases (ionización y disociación)
• 2.2 Conceptos de pH y pOH
• 2.3 Neutralización y titulación
Unidad III. La química del Carbono
• 3.1. Nomenclatura y mecanismo de reacciones de hidrocarburos
• 3.1.1 Acíclicos• 3.1.2 Cíclicos• 3.2 Nomenclatura y mecanismos de reacciones
orgánicas• 3.2.1 Haluros• 3.2.2 Alcoholes• 3.2.3 Aldehídos y cetonas• 3.2.4 Ácidos carboxílicos• 3.2.5 Éteres• 3.2.6 Esteres• 3.2.7 Aminas• 3.2.8 Amidas
EVALUACION
• Desempeño 20% (firmas, participación en pizarrón)
• Producto 30% (practicas o proyecto)• Conocimiento 30% (examen de unidad)• Actitud 20% (asistencia, puntualidad)
• Total 100%
1.1 BALANCEO DE ECUACIONES
• METODO DE TANTEO2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
Fe + O2 Fe2O3
Pasos:1.Contar la “cantidad” que hay de cada elemento
• 2. La ecuación no esta balanceado porque las cantidades de Fierro y Oxígeno son diferentes en los reactantes y en los productos, el siguiente paso es anotar un coeficiente 2, 3, 4, etc, empieza con el dos, si no da, intenta con el que sigue y así sucesivamente, volver a contar la cantidad de cada elemento en cada intento, hasta que la ecuación quede balanceada
• 2 Fe + O2 Fe2O3
• 1) Mg + O2 MgO
2) Na + H2O NaOH
3) Mg + N2 Mg3N2
4) MnO2 + Al Al2O3 + Mn
5) H2 O H2 + O2
6) Ca + O2 CaO
7) P4O10 + H2O H3PO4
8) Ca + N2 Ca3N2
9) CdCO3 CdO + CO2
10) C2H6 O + O2 CO2 + H2O
BALANCEO REDOXOxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-
(ELECTRONES)Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.Ejemplo:
NO3
- + 2H+ + e- NO2 + H2O (Reducción)
N+5 + e- N+4
Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.
Ejemplo:
C + 2H2O C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)
C0 C+4 + 4e- (Oxidación)
PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN
1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O 2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)
Se pasa a forma iónica:
I20 + H+NO3
- H+IO3- + NO0 + H2O0 (Iónica)
2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor
I20 lO3
-
NO3- NO0
3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O:
I20 2lO3
-
NO3- NO0
4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos.
I20 + 6H2O 2lO3
-
NO3- NO0 + 2 H2O
5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+
NO3- + 4H+ NO0 + 2 H2O
6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+).
0 0 -2 +12=10-10=0
I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10 e- (ox.)
-1 +4=+3-3=0 0 0
NO3- + 4H+ + 3e- NO0 + 2 H2O (red.)
Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).
7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto
3 X (I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10 e-)
10X (NO3- + 4H+ + 3e- NO0 + 2 H2O)
Entonces tenemos:
3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-
10NO3- + 40H+ + 30e- 10NO0 + 20H2O
• 8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada
3I2 + 18H2O 6lO3- + 36H+ + 30e-
10NO3- + 40H+ + 30e- 10NO0 + 20H2O
3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3 + 10NO + 2H2O
* Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.
* Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.
3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O
EjerciciosBalancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones:
a) Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4
+ + H2O
b) Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO
c) MnO4- + I- H2O MnO2 + I2 + OH-
d) CIO3- + I- CI- + I2
CONCENTRACIONUna solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :
• 1.Su composición química es variable.• 2.Las propiedades químicas de los
componentes de una solución no se alteran.
• 3.Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación.
PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES:
NaCl en AguaSOLIDOLIQUIDOLIQUIDA
O2 EN AGUAGASLIQUIDOLIQUIDA
AIRE EN AGUALIQUIDOLIQUIDOLIQUIDA
ALCOHOLGAS GASGASEOSA
EJEMPLOSSOLUTODISOLVENTE SOLUCION
SOLUBILIDAD• La solubilidad es la cantidad de un soluto que puede
disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.*Factores que afectan la solubilidad:
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional
MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
• La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:
• a) Porcentaje peso a peso (% P/P):
Indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
Ejemplo:
Al disolver 60 gramos de un soluto X en 90 gramos de agua, la solución tendría una concentración igual a.
(60[g] / 90[g]) * 100% = 66.66%
b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
• d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.
Xsto + Xste = 1
e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.