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Materia: QUÍMICA
Escuela de Ciencias Biológicas y Ambientales
Docente: Ing. Verónica Cueva
Bimestre: II Bimestre
Abril – Agosto 2009
1
Carrera: GESTION AMBIENTAL
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REACCIONES
QUIMICAS
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“Proceso mediante el cual las sustancias sufren cambios fundamentales de identidad”
Sustancias reaccionantes → Productos de la reacción
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O
CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)
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BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Saber las fórmulas, escribirlas
correctamente.
Asignar coeficientes. LOS SUBINDICES NO
DEBEN SER ALTERADOS
Escoger el método adecuado.
2 H2O 2 H2 + O2
Coeficientes
Subíndices
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• Por Tanteo: Útil en reacciones sencillas.
1.Escribir correctamente la ecuación
2. Igualar la ecuación tomando en cuenta el siguiente orden:
No metales/Metales/Hidrógeno/Oxígeno
3. Ecuación balanceada
K + H2O KOH + H2
2 K + 2 H2O 2 KOH + H2
2 K + 2 H2O 2 KOH + H2
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• Oxido-Reducción
Oxidación: Perdida de electrones, ganancia de valencia
Reducción: Ganancia de electrones, perdida de valencia
ESCALA DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN
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Repaso de Número de Oxidación
1. El Nº de oxidación de un elemento sin combinar o en estado puro o libre o moléculas diatómicas es cero.
2. El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+ excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es 1-
3. El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2- excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1-
0 0
Al ; O2 ;
1+ 1+ 1+
HClO ; KOH ; H2O
1- 1-
MgH2 ; LiH
2- 2- 2-
CO2 ; Al2O3 ; H2O
1- 1-
K2O2 ; H2O2
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Repaso de Número de Oxidación
4. El Nº de oxidación en los elementos Metálicos, es siempre Positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
5. El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos y sus respectivas Sales es 1- en cambio el Nº de oxidación del Azufre en su Hidrácido y respectivas Sales es 2 –
6. El Nº de oxidación de una molécula es CERO:
1+ 2+ 3+
KBr ; MgSO4 ; Al(OH)3
1- 1- 1- 1-
HF ; HCl ; HBr ; HI
2- 2- 2-
H2S ; Na2S ; FeS4+ 2-
C O2
3+ 2-
Fe2 O3
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Pasos de igualación Redox
1. Escribir la ecuación de la reacción.
2. Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la ecuación
3. Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen.
4. Colocar el número de electrones cedidos o ganados por cada átomo.
5. Intercambiar los números de electrones (los electrones ganados deben ser igual a los electrones perdidos). Los que se oxidan y se reducen.
6. Igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la ecuación.
7. Balancear por tanteo los elementos que no varían su número de oxidación.
8. Si la ecuación no se puede balancear en el sentido que está propuesta, se invierte la ecuación.
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H2O + MnO4 + ClO2- MnO2 + ClO4
- + OH-+1 -2 +7 -2+3 +4 -2 +7 -2 -2 +1-2
Reduce
Oxida
Gana 3e- x 1 átomo = 3e-
Pierde 4e- x 1 átomo = 4e-
4 - 4 32 43
AGENTE OXIDANTE: MnO4-
AGENTE REDUCTOR: ClO2-
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+3 +1 +7 -2 -2 +1
As2S3 + HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4 -2 -2 +1 +1 +5 +1 -1 +6 -2
Oxida
Oxida
Reduce
2As2S3 + 7HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4
Pierde 2e- x 2 átomos = 4e-
Pierde 8e- x 3 átomos = 24e-
Gana 8e- x 1 átomos = 8e-
28e-
28 / 4= 7e- 8 / 4= 2e-
4 7 612
AGENTE OXIDANTE: HClO4
AGENTE REDUCTOR: As2S3
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Cl2 + HBr Br2 + HCl 2
AGENTE OXIDANTE: es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce
AGENTE REDUCTOR: es la sustancia capaz de oxidar a otra, Por lo que ésta se oxida
Cl2 HCl se reduce
HBr Br2 se oxida
0 -1
- 1 0
AGENTE OXIDANTE: Cl2
AGENTE REDUCTOR: HBr
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Reacciones complejas, proceso matemático que implica resolver ecuaciones simples
• ALGEBRAICO
A B C D
(NH4)2CO3 NH3 + CO2 + H2O
N: 2A = B C : A = C H: 8A = 3B + 2DO: 3A = 2C + D
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TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
CombustiónCombustión: Hidrocarburo + O2 CO2 + H2O
C (s) + O2(g) CO2 (g)
2H 2 (g) + O2(g) 2H2O (g)
CH4(g) + 2O2(g) --------> CO2(g) + H2O(l)
C6H12O6 + O2 H2O + CO2
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TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
SíntesisSíntesis: A + B C
2Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s)
+
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TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
Descomposición:Descomposición: AB A + B
2H2O (l) 2H2 (g) + O (g)
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TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Sustitución SimpleSustitución Simple: A + BC AC + B
Mg (s) + Cu2SO4 (s) MgSO4(s) + Cu (s)
+ +
Sustitución DobleSustitución Doble: AB + CD AD + CB
2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) 2NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)
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ESTEQUIOMETRIA
Cálculos con base en ecuaciones químicas
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RAZONES MOLARESPaso 1: escriba la reacción utilizando símbolos químicos.
NO + O2 → NO2
Paso 2: ajuste la ecuación química.
2 1 2
2 mol NO1mol O2
2 mol NO2 mol NO2
1 mol O2
2 mol NO2
1 mol O2
2 mol NO2 mol NO2
2 mol NO2 mol NO2
1mol O2
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CÁLCULOS DE MOL A MOL
¿Cuántos moles de H2O se producen cuando se queman 2,72 moles de H2 en un exceso de O2?
H2 + O2 → H2O 2
Utilice el factor estequiométrico o la relación de moles en una ecuación:
nH2O = 2,72 mol H2 × = 2,72 mol H2O2 mol H2O
2 mol H2
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CÁLCULOS DE MOL A MOL
¿Cuántas moles de H2O pueden producirse si reaccionan 3,5 moles de metano con oxígeno en exceso? Rta: 7 mol de H2O.
CH4 + O2 → CO2 + H2O
¿Cuántos moles de O2 se necesitan para quemar 1,20 moles de alcohol etilico C2H5OH. Rta: 3,6 mol de O2.
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CONVERSIONES MOL - GRAMO
Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia:
¿Cuántos moles hay en 24.5 g de (H2SO4)? Ya sabemos que el peso molecular es de 98 g/mol:
Rta= 0.25 mol de H2SO4
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CALCULOS DE REACTIVO LIMITANTE
El reactivo que se consume totalmente durante la reacción, la reacción tendrá lugar hasta que se
consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivos en exceso
Rendimiento Teórico (Rt): cantidad máxima que la reacción es capaz de producir
Rendimiento Real (Rr): cantidad de producto que realmente se obtiene en laboratorio.
Rendimiento Porcentual: Rr/Rt x 100
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SOLUCIONES
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Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias que intervienen en
proporciones variables.
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SOLUCIONES GASEOSAS:
La mezcla entre gases
SOLUCIONES LÍQUIDAS:
Se forma al disolver en un líquido (H2O) sustancias
SOLUCIONES SÓLIDAS:
Mezclas entre sólidos, en que un componente se halla disperso al azar en otro
TIPOS DE SOLUCIONES
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Soluble: el azúcar es soluble en agua…..moderado, ligero, poco
Insoluble: una sustancia no parece disolverse en un disolvente
Miscible: si dos líquidos se disuelven el uno en el otro
Inmiscible: si dos líquidos no se disuelven el uno en el otro
Diluida: contiene una cantidad relativamente pequeña del soluto
Concentrada: contiene una cantidad relativamente grande del
soluto
SOLUBILIDAD - Terminología
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FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
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Efecto de la temperatura
Compuestos iónicosGases
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
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Efecto de la presión
La presión no afecta la solubilidad de líquidos y sólidos pero sí la de los gases
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
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a) Propiedades del soluto y el solvente: Los compuestos iónicos (NaCl) y los polares (Azúcar), son solubles en los solventes polares (H2O).
los compuestos no polares (Aceites y Mantecas) son solubles en solventes no polares (Gasolina)
b) 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).
c) 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
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
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EXPRESIONES DE CONCENTRACION
Por ciento Peso a Peso Se abrevia %(w/w) y %(p/p) Usualmente se usa en reactivos
comerciales. Las unidades de masa deben ser las
mismas en ambas partes de la ecuación.
% ( / )tan
p pm asa de subs cia
m asa to ta l 1 0 0
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EXPRESIONES DE CONCENTRACION
Por ciento Peso a Volumen Se abrevia %(w/v) y %(p/v) Usualmente se usa en soluciones
preparadas en el laboratorio. Las unidades de masa deben ser de la
misma magnitud que las de volumen: g/mL; Kg/L, etc.
% ( / )tan
p vm asa de subs cia
vo lum en to ta l 1 0 0
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Por ciento Volumen a Volumen Se abrevia %(v/v) Usualmente se usa en reactivos
comerciales donde la substancia es un líquido.
Las unidades de volumen deben ser las mismas en ambas partes de la ecuación.% ( / )
tanv v
vo lum en de subs cia
vo lum en to ta l 1 0 0
EXPRESIONES DE CONCENTRACION
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Una botella de vino tinto tiene 13.0 %(v/v) etanol. Calcule el volumen de Etanol en la botella de vino (750 mL).
1 3 07 5 0
1 0 0
1 3 0 7 5 0
1 0 0
. % ( / )tan
( ).
v vvo lum en de E ol
m L
Volum en mLmL
EJEMPLO DE CONCENTRACION
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Molaridad Se refiere a la concentración de una
especie molecular o a un ion.
Mmoles de subs cia
Volum en de So lucion en L itros
m olesm asa de subs cia
peso form ula o peso m olecu lar
tan
tan
EXPRESIONES DE CONCENTRACION
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VELOCIDAD DE REACCION
Y EQUILIBRIO CONSTANTE
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Ejemplos de reacciones rápidas (en segundos) Sumergir sodio metálico en agua. Calentar una cinta de magnesio.
Sodio en agua Magnesio calentado
Ejemplos de reacciones lentas (días, semanas) • Descomposición de una manzana.• Un clavo oxidado.
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Ejemplo de una reacción muy lenta (millones de años) puede ser: La formación de petróleo.
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FACTORES QUE AFECTAN LA V.R.
Colisiones
Orientación
Energía de activación.
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La temperatura.
La concentración de los reactantes
La presencia de catalizadores
La naturaleza de los reactantes.
FACTORES QUE GOBIERNAN LA V.R.
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La velocidad de las reacciones químicas aumenta conforme aumenta la
temperatura.
Temperatura
Por ejemplo:
Al guardar loa alimentos en refrigeración o congelación.
Temperatura corporal de los insectos.
Arranque de un automóvil en una mañana fría.
Preparar un key
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Mientras mayor sea la concentración de cada reactante que se utilice en una determinada reacción, mayor será la velocidad con que se
formen el o los productos.
Concentración de los reactantes
Por ejemplo: al encender el carbón
para la parrilla
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La velocidad de las reacciones químicas se puede modificar agregando una
sustancia llamada catalizador.
Presencia de Catalizadores
La naturaleza de los reactantesLas reacciones entre iones en disolución.
Las reacciones homogéneas.
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Las reacciones químicas pueden ser:
Ocurren hasta consumir el reactivo limitante (si lo hay). La flecha apunta hacia la derecha.
2 Mg + O2 2 MgO
Los productos formados reaccionan regenerando las sustancias originales
directa entre A y B para formar C y D, y
inversa entre C y D para regenerar A y B.
Irreversibles
Reversibles
H2 + I2 2 HI
2 HI H2 + I2
H2 + I2 2 HI
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Equilibrio químicoC
once
ntra
cion
es (
mol
/l)
Tiempo (s)
[HI]
[I2]
[H2]
En condiciones iníciales: cc de A y B cc de C
La V de reacc. directa = V de reacc. inversa
E. Q se lleva a cabo a T y P ctte. En recipientes cerrados.
EQUILIBRIO QUIMICO (K)
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Para una reacción general:
a A + b B c C + d D
ba
dc
cBA
DCK
Para la reacción:
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
22
2
C I•H
HIK
EXPRESION DE LA CONSTANTE KConsiste en una ecuación general que representa la reacción en
equilibrio.
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ÁCIDOS Y BASES
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ACIDOS Tienen sabor agrio
Son corrosivos a la piel
Enrojecen ciertos colorantes
Disuelven sustancias
Atacan a los metales (Mg, Zn, Fe) desprendiendo H2
Pierden sus propiedades al reaccionar con las bases (OH)
H+
BASES Tienen sabor amargo
Suaves al tacto pero son corrosivos con la piel
Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
Disuelven grasas (resbalosos y jabonosos)
OH-HCl + Mg → H2 + MgCl
HCl + KOH → H2O + KCl Ácido Base Agua Sal
TEORIA DE ARRHENIUS
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A. FUERTESA. FUERTESSe ionizan totalmente en agua para formar iones hidronio
Ácido fuerteÁcido fuerte
Ácido débilÁcido débil
Cede fácilmente un protón
Cede con dificultad un protón
HCl, HClO4, HNO3, H2SO4
CH3COOH, H2CO3, HCN, HF
A. DÉBILESA. DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción en solución diluida
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
HCl+ H2O H3O+ + Cl-
ACIDOS FUERTES Y DEBILES
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Algunos ácidos comunes
Sulfuric Acid H2SO4 Battery acidPhosphoric acid H3PO4 Lime-Away Carbonic acid H2CO3 Soda – Pepsi/Coke Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid Acetic Acid CH3COOH Vinegar
Name Formula Common Name
.
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BASES FUERTES Y DÉBILES
Base fuerte
Base fuerte
Basedébil
Basedébil
Acepta fácilmente un protón
Acepta un protón con dificultad
NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl
Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza:
TOTALMENTE: bases FUERTES
PARCIALMENTE: bases DÉBILES
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Algunas bases comunes
Sodium hydroxide NaOH lye or caustic soda Potassium hydroxide KOH lye or caustic potash Magnesium hydroxide Mg(OH)2 milk of magnesia
Name Formula Common Name
.
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Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACIONReacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACION
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]
Ácido + Base Agua + Sal
HCl + NaOH H2O + NaCl H3PO4 + 3KOH 3H2O + K3PO4
H+ + OH- H2O
Disolución neutra
NEUTRALIZACIÓN
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Ácido : Especie que tiene tendencia a donar protones: H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones: H+
Ácido masfuerte
Base mas fuerte
Base másdébil
Ácido másdébil
Transferenciaprotónica
Par ácido-base conjugado
TEORIA DE BRØNSTED-LOWRY
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Donador de Receptor de protones protones
Acido Base
HCl + H2O H3O+ + Cl-
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La definición de las bases, de acuerdo con el modelo de B – L, incluye a toda especie que acepta un protón. (NH3 actúa como base)
TEORIA BRØNSTED-LOWRY
Ácido masfuerte
Base mas fuerte
Base másdébil
Ácido másdébil
Transferenciaprotónica
Par ácido-base conjugado
HCl + NH3 N H4+ + Cl-
NH3 + H HO NH4+ + OH
Base ( receptor) Acido (donador)
NH3 + H2O NH4+ + OH
Base débil Acido débil Ácido fuerte Base fuerte
Par conjugado
Par conjugado
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Ácido: sustancia capaz de captar (y compartir) un par de electrones Base: sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones
TEORIA DE LEWIS
B + :N H
H
H
N H
H
H
BF
:F:
:
:
::
:
:::
:
:F
:F
:F
:F
Acido Base
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ESCALA pH
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