quimica

1.0 EL ENLACE QUIMICO Cuando dos o más átomos se unen forman una molécula, la cual puede estar constituida por átomos de un mismo elemento o por átomos de elementos diferentes. Surge entonces la pregunta: ¿Cómo se mantienen unidos los átomos? Para responder a este interrogante, en este tema estudiaremos el modo en que se unen los átomos y la incidencia de esta unión en las propiedades que adquieren las sustancias químicas que originan. 1.1 GENERALIDADES SOBRE EL ENLACE QUIMICO: Cuando los átomos se combinan para formar moléculas, se establecen entre ellos diferentes fuerzas de atracción que los mantienen unidos en proporciones definidas. Las fuerzas que mantienen unidos los átomos de una molécula se denominan ENLACES QUÍMICOS. Así por ejemplo, en el caso del agua, se presentan dos enlaces químicos, ya que cada átomo de oxígeno se uno a dos de hidrógeno para constituir la molécula H2O. CUANDO LOS ÁTOMOS SE UNEN, LA INTERACCIÓN SE PRODUCE FUNDAMENTALMENTE ENTRE LOS ELECTRONES, DE ESTA MANERA EXISTE UNA RELACIÓN ENTRE LA CAPACIDAD DE UN ÁTOMO PARA FORMAR ENLACES QUÍMICOS Y SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. 1.2 SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS: Don Quimiquin El norteamericano G.N. Lewis mostró que los elementos representativos tienden a entrar en combinación química mediante procesos que implican pérdida, ganancia o compartición de electrones. Como consecuencia de estos trabajos, Lewis y sus colaboradores enunciaron la LEY DEL OCTETO. 1.2.1 Ley del Octeto: Esta regla establece que los átomos tienden a perder, ganar, o compartir electrones de forma tal que pueden con un total de ocho electrones (un octeto) en su nivel energético más exterior, configuración que les proporciona una gran estabilidad, como la observada en los gases nobles. 1.2.3 Tabla periódica con símbolos electrónicos de Lewis: Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico sólo entran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón cuando se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo los electrones de valencia. Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento, observe que a excepción del helio, el número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número del grupo de cada elemento. Los elementos del mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas similares y, en consecuencia, también se asemejan los símbolos de puntos de Lewis. Los metales de transición, lantánidos y actínidos, tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos. 2.0 EL ENLACE IÓNICO: Los átomos de los elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes; en cambio los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y los más aptos para formar aniones son los halógenos y el oxígeno. En consecuencia, la composición de una gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo IA y IIA y un halógeno u oxígeno. ION: Partícula cargada eléctricamente que se obtiene cuando un átomo o un grupo de átomos captan o cede electrones con el objeto de adquirir la configuración de un gas noble. CATION: Ión cargado positivamente, Ej. Na+, Mg+2, Al+3 ANIÓN: Ión cargado negativamente, Ej. Cl-1, O-2, Br-1 EL ENLACE IÓNICO CONSISTE EN LA UNIÓN DE IONES, CON CARGAS DE SIGNO CONTRARIO MR Veamos la reacción entre el litio y el flúor: El enlace iónico en el LiF es una atracción electrostática entre el ion litio de carga positiva y el ion fluoruro con carga negativa. A su vez, el compuesto es eléctricamente neutro. Numerosas reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, la combustión del calcio en oxígeno produce óxido de calcio. 2Ca(s) + O2(g) 2CaO(s) 2.1 IONES FORMADOS POR LOS ELEMENTOS COMUNES DE LOS GRUPOS I, II, VI, Y VII GRUPO I I I II II II VI VI VII VII VII ELEMENTO Li - Litio Na - Sodio K- Potasio Mg - Magnesio Ca - Calcio Ba - Bario O - Oxígeno S - Azufre F- Flúor Cl - Cloro Br - Bromuro ION Li+1 Ion Litio Na+1 ion Sodio K+1 ion potasio Mg+2 ion magnesio Ca+2 ion calcio Ba+2 ion bario O-2 ion óxido S-2 ion sulfuro F-1 ion fluoruro Cl-1 ion cloruro Br-1 ion bromuroVII 2.2 CARACTERISTICAS DE LOS ENLACES IÓNICOS: Los compuestos constituidos por iones se denominan compuestos iónicos. Estos compuestos presentan algunas características, como son:  Altos puntos de fusión, debido a las fuerzas de atracción que mantienen unidos los iones entre sí. El cloruro de sodio (NaCl) tiene un punto de fusión de 801°C.  Son generalmente sólidos solubles en agua.  Fundidos o en solución acuosa se hacen conductores de la electricidad, a causa de la separación de sus iones Forman cristales de forma bien definida.  2.3 ESCRITURA DE COMPUESTOS IÓNICOS BINARIOS: Al escribir la fórmula de un compuesto iónico binario, es decir, formado por dos elementos, debe tenerse en cuenta que como todo el compuesto el neutro, el número total de cargas positivas debe ser igual al de cargas negativas. Así, la fórmula del compuesto formado ente aluminio y oxígeno es Al2O3, ya que:  El aluminio es del (grupo III) forma el ión Al+3  El oxígeno es del (grupo VI) forma el ión O-2 Al +3 -2 O Al2O3 Para escribir este tipo de fórmulas, basta asignar como subíndice de cada átomo, el número que indica la carga del otro 2.4 IONES POLIATÓMICOS: Los iones que hemos discutido hasta aquí son aquéllos que resultan cuando los átomos individualmente ganan o pierden electrones. Estos iones se conocen como iones monoatómicos o iones simples. Son también muy comunes los iones formados por dos o más átomos, los cuales se denominan iones poliatómicos o iones complejos. Ejemplos muy conocidos son:      NH4+1: Ión Amonio NO3-1: Ión Nitrato SO4-2: Ión Sulfato CO3-2: Ión Carbonato PO4-3: Ión Fosfato MEMORICE LAS FÓRMULAS Y LOS NOMBRES DE ESTOS IONES En este tipo de iones, la carga pertenece al conjunto de átomos, y no a uno de ellos en particular. Para destacar este hecho, se escribe el ion entre paréntesis y la carga por fuera. Es frecuente encontrar, por ejemplo, fórmulas como las siguientes: (NH4)+1 (SO4)-2 Para escribir las fórmulas deIón losAmonio compuestos en que intervienen iones poliatómicos, se aplica la Ión Sulfato misma regla práctica de los compuestos binarios: +1 Na -2 SO4 Na2SO4 Sulfato de Sodio 3.0 EL ENLACE COVALENTE El enlace covalente consiste en la unión de átomos al compartir uno o varios pares de electrones. Este enlace se presenta entre átomos iguales o entre átomos que difieren poco en el carácter electronegativo. Los enlaces que mantienen unidos a sus átomos para formar moléculas se llaman enlaces covalentes y las sustancias obtenidas, sustancias covalentes. Por ejemplo:  La formación de la molécula de H 2, cada átomo de H (con un electrón de valencia) se une a otro átomo de hidrógeno y solo a uno para formar la molécula diatónica de H2. Es evidente que, siendo totalmente iguales los dos átomos no pueden suponerse que uno de ellos arranque el electrón al otro para conseguir la estructura electrónica del gas noble más próximo (He). Es más lógico suponer que ambos átomos comparten sus dos electrones como unión entre los dos átomos y consiguiendo así la estructura del gas noble. Los enlaces que se realizan por compartición de electrones se denominan: ENLACES COVALENTES. El par de ecompartidos pertenece a los dos átomos, y se cuenta con ambos para contabilizar los respectivos octetos lo hacen de igual manera. 3. Es decir.compartidos puede ser mayor que la del otro. pero que tengan atracción similar por los e -. ya que en estos casos la posibilidad de formar iones se reduce. por lo que la electronegatividad muestra variaciones periódicas similares. Los valores de la electronegatividad están relacionados directamente con los valores de la energía de ionización y la afinidad electrónica. También ocurre entre átomos diferentes. Para medir esta diferencia de atracciones se estableció una propiedad conocida como electronegatividad. la atracción de un átomo por los e. implica la compartición de pares de electrones. Se define como ELECTRONEGATIVIDAD de un átomo la intensidad con que dicho átomo atrae los electrones que participan en un enlace. esta escala fue desarrollada por el químico Linus Pauling. Esta intensidad se mide por medio de una escala de valores comparativos.1 ELECTRONEGATIVIDAD: La formación de un enlace covalente. pero no siempre los átomos que comparten e. la electronegatividad en aumento en la tabla periódica varía así: . El enlace covalente no siempre se establece entre átomos iguales. la nueve electrónica no se distribuye de manera uniforme. en otras palabras. obviamente. 3.1  3.4 CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE COVALENTE  Bajos puntos de fusión y ebullición  Cuando se trata de cuerpos sólidos.3. mediante un enlace covalente:   Como los valores de la electronegatividad son.0 ENLACE COVALENTE COORDINADO . Un enlace covalente en el que los electrones son igualmente atraídos por los dos átomos se denomina: ENLACE APOLAR O NO POLAR. iguales para ambos átomos.1 Enlace Covalente Apolar: Una compartición equitativa Observemos la formación de la molécula de Cl2. Esto podríamos interpretarlo como si el par de electrones se encontrara a igual distancia de los núcleos.2 POLARIDAD DE ENLACES: 2.2.0 El par de electrones de electrones compartidos será más fuertemente atraído por el cloro.7. sino que se hace más densa en las proximidades del cloro. 2. son relativamente blandos y malos conductores de calor y de la electricidad  Son bastante estables y de escasa reactividad 4. 3.1 Enlace Covalente Polar: Desigualdad en la atracción por los electrones compartidos La gran mayoría de enlaces covalentes se establecen entre átomos de diferente electronegatividad tomemos el ejemplo entre el hidrogeno y el cloro. que es mas electronegativo. ninguno de los dos ejercerá una mayor atracción por los electrones son compartidos. mediante un enlace covalente __ E. Li y S B. El enlace covalente polar se realiza entre átomos que comparten electrones. H y O C. Estos enlaces se conocen como enlaces covalentes coordinados. es decir el ión H+1 quedó con capacidad para aceptar un par de electrones que en este caso provienen del átomo de nitrógeno y como consecuencia se formará un nuevo enlace en el cual los electrones provienen únicamente del nitrógeno.  El hidrogenión resulta de extraer el único electrón que posee el átomo de hidrógeno. La regla del octeto fue establecida por Rutherford ___ F. Ej. El litio y el flúor se unen para formar el fluoruro de litio. Justifica tu respuesta A. Indica si son verdaderos o falsos cada uno de los enunciados. La unidad estructural de los compuestos iónicos es el ión __ B. Ca y S D.El enlace coordinado es una compartición no equitativa. Este es el caso común. sus 1. en el enlace covalente polar y apolar. El agua es una molécula polar__ G. pero en algunos compuestos se presentan enlaces simples en los cuales el número de electrones compartido es aportado por uno solo de los átomos. Los puntos de fusión y ebullición de las sustancias covalentes son en general más altos que el de las sustancias iónicas __ C.  Se tiene cuando se forma el catión amonio (NH 4)+1. pero tienen diferente electronegatividad 2. a partir del amoniaco HN3 y del ión hidrógeno H+1. los cuales puede compartir con el hidrogenión H+1. TALLER No 1 ENLACES QUÍMICOS. cada uno de los átomos participantes aporta igual número de electrones. C y O . Realiza individualmente este taller en hojas de block debidamente sustentado con procedimientos y respuestas. Todas las sustancias covalentes son buenas conductoras del calor y de la electricidad__ D. este enlace se lleva a cabo porque el nitrógeno tiene un par de electrones libres. Determina y representa el enlace químico formado entre los siguientes pares de elemento: A. E. 3. 19. 5. 14. 4. 27. B. N O M B R E 9. B r o m u r o d e p o t a si o 18. ESTR UCTU RA DE LEWI S 13. 22. 17. G. H2O NaCl F. 20. CH4 HCl G. 21. NaH 4. TI P O D E E N L A C E S . F Ó R M U L A 10. 15. 5. 25. C. KyI Clasifica las siguientes sustancias como iónicas o covalentes. C a S 24. N2 CO2 H. Completa la siguiente tabla: 7. 8. 26. D. F. A. DIFERENCIA DE ELECTRONEG ATIVIDAD 12. Utiliza las estructuras de Lewis para representarlo 6. 23. Y o d u r o d e 11. 16. Da un ejemplo de dos átomos que originen un compuesto iónico donde ambos alcancen la configuración electrónica del mismo gas noble. Justifica tu respuesta O2 E. SO2 E. 52. 41. 50. Todo aquello ocurre debido a que las sustancias reaccionan entre sí. 35. ya sea más complejas o más simples. por ejemplo en la transmisión del impulso nervioso o en la contracción muscular. C o v al e nt e P ol ar 38. 29. 53. investiga qué papel juegan los iones en algunos procesos fisiológicos humanos. El mundo a nuestro alrededor es un universo de fenómenos. 32. 37. A. 40.0 NOMENCLATURA INORGÁNICA. Al2O3 D. Dando lugar a otras. espectáculos de luz y color.m a g n e si o 28. 30. MgO B.1 ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN: 51. 31. 4. generando en muchas ocasiones. 33. EL LENGUAJE DE LA QUIMICA 45. Los números de oxidación puedes ser positivos o negativos según la tendencia del átomo a perder o a ganar electrones. sin importar el idioma que hable. 47. puedan entenderse en los mismos términos. 6. 44. Se conoce como número de oxidación de un elemento a la carga que posee un átomo de dicho elemento cuando se encuentra en forma de ion. 48. 4. NF3 C. 49. Los iones son comunes en la naturaleza y resultan fundamentales para diversos procesos biológicos. . 7. de cambios. 36. H I 34. un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación para formar compuestos 54. La nomenclatura permite que científicos de en cualquier parte del mundo. 39. 46. CaI2 43. ¿Cuáles de los siguientes compuestos tienen enlaces que son predominantemente iónicos? justifica tu respuesta 42. De oxidación del hidrógeno en HCl = +1 70. 57. Ej. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es CERO. 77. Oxígeno en Na2O2 = -1 83. De oxidación de ion potasio. Del sodio en NaBr = +1 87. Hidrógeno en CaH2 =-1 74. Ba+2 = +2 65. El número de oxidación del hidrogeno en todos sus compuestos es +1. K+1 = +1 64. 1. P4 = 0 62. El número de oxidación de cualquier elemento en estado libre (no combinado) siempre es CERO. 75. 4.2 REGLAS PARA ASIGNAR NÚMEROS DE OXIDACION: 56. F2 = 0 61. Oxígeno en CO = -2 79. Hidrógeno en NaH = -1 73. ya que las moléculas son eléctricamente neutras 90. 68. Ej. 6. Ej. 5. El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo IA) en todos sus compuestos es +1. Ion aluminio. Se presentan excepciones en los peróxidos (número de oxidación -1). Del calcio en CaO = +2 88. 2. De oxidación del oxígeno en HNO3 = -2 78. Hidrógeno en H2O = +1 71. Oxígeno en KClO3 = -2 80. Al+3 = +3 66. Ej. 58. y el número de oxidación de los metales alcalinotérreos (grupo IIA) es +2 84. . 4. 76. Fe = 0 60.55. en los que se presenta número de oxidación -1. 85. De oxidación del litio en Li2O = +1 86. De oxidación de Ar = 0 59. Ej. 69. excepto en los hidruros (combinaciones metal – hidrógeno). Ion sulfuro. I-1 = -1 67. Hidrógeno en HBr = +1 72. No. Oxígeno en H2SO4 = -2 81. No. Ion bario. De magnesio en MgCl2 = +2 89. Ej: AuCl3 +3 x (1) + (-1) x 3 = 0 93. no importa cuán complicada sea su molécula. No. El Número de oxidación del oxígeno es -2. +3 -1 92. No. El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga del ion 63. S-2 = -2 3. Ion yoduro. Oxígeno en H2O2 = -1 82. 91. No. 100. BaSO4 +2 x (1) + 6 x (1) + (-2) x 4 = 0 99. MnO2 D. el neón y el argón. 4. AA. El mayor número de oxidación que se puede asignar a un átomo es +7 y el mínimo -2. 4. AF. por el contrario. Determina el número de oxidación de todos los átomos en los siguientes iones y moléculas. Na2SiO3 N. Z. TALLER No 2 102. 4. AgBr R. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química. KClO4 E. X. +2 +6 -2 97. los óxidos no-metálicos. Y. S. HNO3 I. exceptuando el helio. K2O2 M. 103. A. sus propiedades principales. no hay valores por encima de +7 o por debajo de -2. El oxígeno forma compuestos binarios con todos los elementos.1 Nomenclatura de los óxidos: AE. Cuando en el compuesto intervienen un metal. PbCl2 L. CO2 J. W. AB. H3BO3 C. NaHCO3 Q.94. 98. 1. T.3 FUNCIÓN OXIDO: AC. FeO P. AD. NaH H.2 FUNCION QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL U. ZnBr2 F. K2Cr2O7 G. 96. AG. Se llama función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y comportamiento comunes. Los compuestos binarios del oxígeno se llaman óxidos. I2 K. Fe2O3 O. 7. V. se tienen óxidos metálicos. Por ejemplo la función ácido se reconoce porque en su estructura está presente el grupo funcional H + (hidrogenión).3. 95. . PCl3 B. 101. AN.3.   Ejemplos: . de oxidación mono. 4. di. La nomenclatura de los óxidos metálicos consta de las palabras: OXIDO DE seguidas del nombre del elemento correspondiente. se emplea el sistema de nomenclatura Stock. (por el químico alemán Alfred Stock) y consiste en agregar al nombre del óxido. AJ.2 Nomenclatura de Óxidos Metálicos: AM. AL. LOS OXIDOS OXIDOS ÁCIDOS OXIDOS BÁSICOS NOMENCLATURA Metal + O2 TRADICIONAL Prefijos Hipo Per STOCK SISTEMATIC A Prefijos Sufijo s Oso Ico No metal + O2 No.Ejemplos:  Li2O = oxido de litio  ZnO = oxido de zinc  Na2O = oxido de sodio   CaO = oxido de calcio       Nomenclatura Stock:   Cuando el metal tiene dos números de oxidación. AP. AO. AK.AH. el número de oxidación del metal en número romano y entre paréntesis. cada vez que el metal que se use solo tenga un número de oxidación. tri AI. 4 Nomenclatura de Óxidos no – metálicos u Óxidos Ácidos:   Para nombrar óxidos no metálicos (y en general. respectivamente. distingue los dos óxidos de un mismo metal por medio de los sufijos oso e ico. para el menor y el mayor número de oxidación del metal. Estos prefijos son:   Mono = 1  Hept = 7  Di = 2  Octa = 8  Tri = 3  Nona = 9  Tetra = 4  Deca = 10  Penta = 5   Hex = 6    Ejemplos:  CO = Monóxido de carbono  CO2 = Dióxido de carbono . compuestos formados por dos no metales) se emplean prefijos de origen griego. que indican la cantidad de átomos presentes. De oxidación +1  HgO = óxido de mercurio (II) – No. Dichos sufijos se añaden a la raíz del nombre del metal.  Hg2O = óxido de mercurio (I) – No. de oxidación +2  PbO2 = óxido de plomo (IV) – No de oxidación +4  Nomenclatura Tradicional:   Es otro método.3. De oxidación +3  PbO = óxido de plomo (II) – No. De oxidación +2  FeO = óxido de hierro (II) – No. De oxidación +2  Fe2O3 = óxido de hierro (III) – No.   Elemento  Símbolo  Nombre  Raíz latino  Cobre  Cu  Cuprum  Cupr  Hierro  Fe  Ferrum  Ferr  Plomo  Pb  Plumbum  Plumb  Oro  Au  Aurum  aur   Ejemplos   Cu2O = óxido cuproso  CuO = óxido cúprico  FeO = oxido ferroso  Fe2O3 = óxido férrico  HgO = óxido mercurioso  Hg2O = óxido mercúrico   4. que en los casos proviene del latín. también muy utilizado. en la cual M representa un metal y X el número de grupos OH que se unen al metal. Este número es igual al número de oxidación del metal. 4.5 NOMENCLATURA DE ACIDOS .                   Cl2O = óxido hipocloroso Cl2O3 = óxido cloroso Cl2O5 = óxido clórico Cl2O7 = óxido perclórico Cloro +1 Cloro +3 Cloro +5 Cloro +7 4. respectivamente. Los hidróxidos se obtienen comúnmente por disolución en agua del óxido correspondiente. en esta situación se emplean adicionalmente los prefijos griegos hipo y per para distinguir los estados de oxidación mínimo y máximo.4 Caso Especial En este caso cada halógeno forma más de dos óxidos pues trabaja con cuatro número de oxidación. Estos compuestos tienen como formula general M(OH)x.      N2O3 = Trióxido de dinitrogeno Cl2O7 = Heptóxido de dicloro NO2 = Dióxido de nitrógeno 4. detergentes y cosméticos.3.4 NOMENCLATURA DE HIDRÓXIDOS O BASES Se conocen como hidróxidos los compuestos iónicos formados por un ión metálico y el ión hidróxido (OH)-1. Veamos         Na2O + H2O Oxido de sodio 2NaOH  Hidróxido de sodio Las bases son importantes para la industria puesto que son reactivos indispensables para la fabricación de jabones. 2 ACIDOS OXACIDOS Son compuestos ternarios que contienen hidrógeno. . Se obtienen de la reacción entre un óxido ácido.HIDRICO                    IUPAC STOCK 4. es decir. En la nomenclatura de ácidos oxácidos se utilizan los mismos prefijos empleados con los óxidos. En solución acuosa se comportan como ácidos y para nombrarlos se antepone la palabra ACIDO seguida de la raíz del elemento con la terminación HIDRICO. Ej. LOS ÁCIDOS OXACIDOS (Hidrógeno + metal + oxígeno) HIDRÁCIDOS (Hidrógeno + metal) Se nombran Se nombran ACIDO .5. Y en la formula se coloca en primer lugar el hidrógeno. formado por un no metal y agua.1 ACIDOS HIDRACIDOS Los ácidos se caracterizan por liberar iones H+.5. en el cual E representa el no metal o elemento central. cuando se encuentran en solución acuosa. luego el no metal y por último el oxígeno. En su gran mayoría tienen como fórmula general HXEOy. oxígeno y un no metal. F2 + H2 2 HF Fluoruro de Hidrógeno Acido Fluorhídrico 4. en estado gaseoso se nombran como haluros. Son compuestos binarios que contienen solamente hidrogeno y no metal. Además. presentan sabor agrio. para el otro ácido: Ej: H2CO3 = Acido sulfuroso H2SO4 = Acido sulfúrico OXACIDOS MÁS COMUNES  FORMULA  H3BO3 H2CO3  H4SiO4  HNO2  HNO3  H 3PO3  H3PO4   HClO HClO2  HClO3  HClO4  H3AsO3   H3AsO4      4. y para distinguirlos se emplea el sufijo oso para el ácido que presenta el menor número de oxidación y se conserva el sufijo ico. OXID ACIO N DEL NOMET AL              +3 +4 +4 +3 +5 +3 +5 +1 +2 +3 +4 +5 +4 . Ej.  Óxido N2O5 + H2O 2HNO3 Ácido Nítrico Nítrico   SO3 + H2O Trióxido de Azufre H2SO4 Acido Sulfúrico CO2 + H2O La nomenclatura H2CO de3 los oxácidos consta de la palabra genérica ACIDO. al que se le da carbónico ICO la terminación Dióxido de  carbono         Frecuentemente existen dos ácidos del mismo no – metal.6 LAS SALES  NOMBRE Acido bórico  Acido carbónico  Acido silícico  Acido nitroso  Acido nítrico  Acido fosforoso  Acido fosfórico  Acido hipocloroso  Acido cloroso  Acido clórico  Acido perclórico  Acido arsenioso  Acido arsénico   No.Ácido seguida del nombre del elemento central. o cuaternarios. HCl + NaOH Acido Hidróxido de  Clorhídrico sodio NaCl + H2O Cloruro de sodio Ácidos terminados en:  Hídrico Oso  Ico Forman sales terminadas en Uro Ito Ato     TALLER No 3  1. Sulfuro de magnesio _____________________ C. Ej. según el caso: Ej. También pueden resultar de las combinaciones de un metal y un no metal. Sulfito de aluminio _______________________ . las cuales provienen del ácido y la base involucrada. En la siguiente tabla aparecen algunos cationes y aniones importantes:   CATIONES  ANIONES   Cu+1 (cuproso)  Cl-1 (cloruro)   Cu+2 (cúprico)  NO2-1 (nitrito)  Na+1 (sodio)  NO3-1   K+1 (potasio)  S-2 (sulfuro)   Mg+2 (magnesio)  SO3-2 (sulfito) +2 -2  Fe (ferroso)  SO4 (sulfato)  +3  Fe (férrico)  PO3-3 (fosfito)  Al+3 (aluminio)  PO4-3 (fosfato)      Con base en la información anterior escribe en los espacios en blanco la fórmula o el nombre de la sal. Sulfuro de aluminio: Al3S3 Na3PO4: Fosfato de sodio   A. Las sales son compuestos binarios. que resultan de la unión de una especie catiónica con una especie aniónica. ternarios. Fosfito cúprico __________________________ B.       Las sales se definen como las sustancias resultantes de la reacción entre los ácidos y las bases. SiO2 Na2O G. HNO3 J. el stock y el oso – ico. H. Yoduro cúprico __________________________ Fosfito de sodio __________________________ K2CO3 __________________________________ Fe2(CO3)3 _______________________________ Fe2(SO4)3 _______________________________ Dé los nombres de los siguientes óxidos. E. indique el nombre como compuesto puro y como ácido 8. K. en el caso de los hidrácidos. A. SO3 Al2O3 H. C. E. Utilice ambos sistemas. B. cuando haya lugar K. B. H2S H. Cu(OH)2 Al(OH)3 F. HClO G. CO2 F. B. Utilice ambos sistemas. J. I. Hidróxido de cobre (I) Hidróxido mercúrico G. C. A. HBrO3 I. Hg(OH) NaOH G. cuando haya lugar. H3PO4 F. cuando haya lugar: Au(OH) E. De los nombres de los siguientes ácidos. Br2O Fe2O3 I. E. Utilice ambos sistemas. Hidróxido de litio 6. C. D. G. 7. G. L. Hidróxido de cromo (III) Hidróxido ferroso F. 3. HCl C. D. A. HMnO4 B. Ba(OH)2 Zn(OH)2 Escriba fórmulas de: Hidróxido de magnesio E.  2. F. 4. el stock y el oso e ico. H. PbO ClO2 Escriba fórmulas de: Dióxido de azufre Oxido de magnesio Heptóxido de dicloro Oxido de cobre (I) Oxido de zinc Oxido de plomo (IV) Oxido mercurioso Dé nombres de los siguientes hidróxidos. De los nombres a las siguientes sales. A. HF E. 5. F. A.D. A. ZnSO4 . D. 9. FeCl3 B. C. HIO3 D. D. el stock y el oso – ico. B. Ca3(PO4)2 I. K. líquido(l) o sólido(s). AG.Ej. Y. Los cambios químicos que observamos en la materia se relacionan siempre con las reacciones químicas. Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2O AF. en las cuales se emplean diversidad de símbolos para indicar los procesos y sustancias involucradas.2 CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS . Se convierte(n) en X. AgNO3 NaBr Al(NO3)3 SnCl2 G. J. 5.  Oxígeno Dióxido de carbono Agua En algunas ocasiones es necesario especificar en la ecuación el estado de agregación en el que se encuentran tanto los reactivos como los productos. así si es gas(g). U.1 REPRESENTACIÓN DE FENÓMENOS QUÍMICOS: S. 5. V. existen diferentes tipos de reacciones químicas que se pueden presentar en la naturaleza. Las fórmulas correspondientes a los reactivos se escriben a la izquierda de la flecha. R. La flecha se interpreta como “se convierte(n) en” W. Q. Propano AC.C. las formulas de cada miembro de la ecuación irán separadas por signos de adición.0 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS L. mientras que las fórmulas de los productos se escriben a la derecha. T. AH. Las reacciones químicas se representan mediante ECUACIONES QUÍMICAS. N. O.2 Ecuaciones químicas: Toda ecuación química consta de dos miembros separados por una flecha que indica el sentido de la reacción. D. AA. AD.1. así como la manera de representarlas por medio de ecuaciones químicas. 5. P. C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O + E AB. Z. 5. y nos indica el número de moles de ese elemento o compuesto que intervienen en la reacción. AE. M. Ej. 5. se transforman en otra u otras sustancias llamadas productos. E.1 La reacción química: Es un proceso en el cual una o más sustancias denominadas REACTIVOS. F. PbI2 H.  El número que va antes de la fórmula química se llaman coeficientes estequiométricos. Reactivos Productos  Si hay más de un reactivo o se forma más de un producto.1. Su ecuación general: AR. BE. 2KClO3(s) BD. OXIDACIÓN: Es el proceso por el cual una especie química PIERDE ELECTRONES como resultado su número de oxidación se hace más positivo.REDUCCIÓN: Es el proceso mediante el cual una especie química GANA ELECTRONES. 5. 5. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) BM. 2KCl(s) + 3 O2(g) AX. + Hgs(s) SO2(g) + Hg(l) BC. HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(S) AP. AQ. O2(g) AW. 5.1 Reacciones de Composición o de Síntesis: Son las reacciones en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar una sustancia nueva. C A + B AT. 5. 5. o no. BS. en las reacciones de descomposición una sustancia se descompone en sustancias más simples. BP. BG. con lo cual el número de oxidación del átomo o grupo de átomos involucrados se hace más negativo .2. BR.2. AJ. BA. 2H2(g) + O2(g) AU. 2H2(g) AN. y que van acompañadas del desprendimiento de luz y calor. su ecuación general: AK.3 REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE O SUSTITUCIÓN: En este tipo de reacciones. AY. BL.AI.A + B C + D + O2(g) 2H2O(l) AM. 2H2O(l) AV. BQ.5 REACCIONES OXIDO REDUCCIÓN: Otra manera de clasificar las reacciones es considerando si en ellas se transfieren electrones de un reaccionante a otro.2. + O2(g) CO2(g) BJ. un elemento desplaza al otro de un compuesto.2. AO.2 Reacciones por Descomposición: Al contrario de lo que sucede en las reacciones de síntesis. BI. BH.4 REACCIONES DE COMBUSTION: Por lo general reciben este nombre las reacciones que tienen lugar entre un elemento o un compuesto y el oxígeno (generalmente del aire). Zn(S) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g) BF. Comúnmente ocurren en solución acuosa y obedecen a la ecuación general: AZ. BO.2. AL. BN. AS. C(s) BK. A + BD AD + B BB. tanto en los reactivos como en CR. la sustancia reducida.los productos CS. siempre ocurren simultáneamente BU. CV.CONCEPTO DG. DC. CU. No es una reacción óxido – reducción pues los números de oxidación tanto en los reactivos con en los productos permanece constante. de oxidación nitrógeno y el azufre varían sus números CQ. DB. +2-2 0 +1-2 CK.reducción comprende estos dos procesos. CN. DD. CF. AGENTE REDUCTOR: Es la sustancia que provoca la reducción de la otra. no hubo perdida ni ganancia de electrones en la reacción CD. EL AGENTE OXIDANTE Y EL AGENTE REDUCTOR: +1+5-2 +1-2 CW. AGENTE OXIDANTE: Es la sustancia que provoca la oxidación de la otra. en consecuencia. DA. CE. siendo. Se distingue porque es la sustancia que toma electrones siendo.BT. CC. CT. cede o dona electrones. CH. pues el CP. BV. DF. BW. DH. por consiguiente.HNO3 + H2 S NO + S + H2O CM. BY. CL. Toda ecuación de oxido . Se distingue porque es la sustancia que libera.de redox. CY.En las ecuaciones redox siempre existirá un agente oxidante y un agente reductor de acuerdo a las necesidades de ganar o perder electrones: CZ. CX. CJ. CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN OXIDACIÓN Y REDUCCION DE. Observemos esta ecuación: CI. +1-2+1 +1-1 +1-1 +1-2 BX. CA. CB. En esta ecuación si se ve un proceso CO. los cuales por lo tanto. .NaOH + HCl NaCl + H 2O BZ. CG. la sustancia oxidada. ET. +4 EB. DV. Disminuye DT. ES. EK. +5 DZ. EA. éstos reaccionan entre sí para formar nuevamente los reactivos. EN. +1 EF. EQ. EL. 5. Este tipo de reacciones se representan con dos medias flechas. Con ello se crea una situación de equilibrio químico en el cual el flujo de sustancia en ambos sentidos es similar. . +7 DW. Es decir. Aumento DN. que separan los reactivos de los productos.Aumenta Pierde DU. DY.3 BALANCEO DE ECUACIONES EY. EW. Pérdida DI. DS.Gana DO.6 REACCIONES IRREVERSIBLES: En este caso.Reducción DM. ED. Por ejemplo: EO. EM.2. 0 EG. -2 EJ. -1 EI.5 REACCIONES REVERSIBLES: Son aquellas reacciones que se realizan simultáneamente en los dos sentidos. EH. sin la posibilidad de que estos originen nuevamente los reactivos. +2 EE.5. H2 + Cl2 2HCl ER. EX. a medida que se forman los productos. EU. Agente Oxidante DR.2. los reactivos reaccionan completamente para convertirse en los productos. +3 EC. Oxidación DL. Ganancia DP. 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 EV. La reacción termina cuando se agota al menos uno de los reactivos.CAMBIO DE ELECTRONES DJ. 5. Agente Reductor CAMBIO EN No DE OXIDACIÓN DK. +6 DX. EP. Disminución DQ. FF. antes. Balancear una ecuación es igualar el número de átomos de cada elemento en ambos miembros de la misma. Esto quiere decir que en un sistema en reacción: la suma de las masas de las sustancias que intervienen como reactivos es igual a la suma de las masas de las sustancias que aparecen como productos.5.3.1 átomo de cloro FV. FA. FO. esto se realiza anteponiendo a cada fórmula un número adecuado. FK. ya que esto implicaría cambiar la naturaleza de las sustancias representadas.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA: El químico francés Antoine Lavoisier. PASO No 3: GJ. PASO No 1. FG.2 BALANCEO POR TANTEO O SIMPLE INSPECCION FC. FH. FB.EZ. 1 átomo de oxígeno GA. Como existen 2 átomos de cloro en los productos y solo uno en los reactivos.  Plantear la ecuación para los reactivos y productos FL. HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + H2O FN.3. FE. GE.5. 2 átomos de oxígeno FZ. Ahora hay cuatro átomos de . GD.  Vemos que la ecuación química no está balanceada. Nunca se modifican los subíndices de las fórmulas.1 átomo de calcio calcio FY. 1 átomo de FX.  Verificar si la ecuación esta o no balanceada.  Ajustar la ecuación química colocando coeficientes delante de las fórmulas de los reactivos y productos.PRODUCTOS FS.3 Átomos de FT. FM. FD. 2 átomos de hidrógeno hidrógeno FU. FJ. para ello se contabiliza el número de átomos de cada especie tanto en reactivos como en productos: FQ. que se conoce como COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO. empleando sistemáticamente la balanza comprobó que la cantidad de materia que interviene en una reacción química permanece constante. REACTIVOS FR. GF. se coloca un dos como coeficiente en el HCl. Este enunciado se conoce como LA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. durante y después de producida la transformación. 2 átomos de cloro FW. GG. PASO No 2 FP.Pasos para balancear una ecuación por tanteo o simple inspección: FI. GI. GH. GC. GB. Al balancear una ecuación solo pueden combinarse los coeficientes. por lo que deberán formarse igualmente cuatro moléculas de agua al lado derecho. HJ. y la ecuación 2 por el número de electrones ganados en la ecuación 1.(se oxido) [2] HD. GL. HU. encima de la cual hemos escrito los números de oxidación correspondientes: GT. H y O. HG. tanto en los reactivos como en los productos. TALLER 4 REACCIONES QUIMICAS HV. PASO 1: GS.2HNO3 + 3H2S 2NO2 + 3S HM. Por lo tanto. HE. HS. por lo que es necesario poner un dos delante de la fórmula del agua. HF. GO. GZ. Con esto los coeficientes de la ecuación quedan: GK. HB. Determinar el número de oxidación para cada elemento. 2 (N+5 + 3eN+2) HH. el coeficiente del HNO 3 y del NO será dos (2) y del H2S y el S será tres (3). Para ello se multiplica la ecuación 1 por el número de electrones perdidos en la ecuación 2. GY. 2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O GN. PASO 3: Igualar la cantidad de electrones perdidos y ganados. HQ. es decir. PASO 2: Observar cuáles fueron los elementos que experimentaron cambios en su número de oxidación y con ellos plantear semi . La ecuación final. GM.3 BALANCEO DE ECUACIONES POR ÓXIDO – REDUCCIÓN (REDOX) GQ. Así veremos que en la parte izquierda hay ocho átomos de hidrógeno. Estos números no solo sirven para igualar los electrones sino como coeficientes en la ecuación balanceada.hidrógeno en los reactivos y solo dos en los productos. En caso de estar desbalanceadas. GP. GW. Por último si se observa si es posible simplificar los coeficientes para las diferentes especies presentes. 3 (S-2 S0 + 2e-) HI. se procede por el método de tanteo. GR.reacciones: HA.3. será: HP. HNO3 + H2 S NO2 + S + H2O GX. S S0 + 2e.5. 2HNO3 + 3H2S 2NO2 + 3S + 4H2O HR. GU. N+5 + 3eN+2 (se redujo) [1] -2 HC. HL. HO. De donde obtenemos esta ecuación: HK. Analicemos la siguiente reacción. HT. . PASO 4: Verificar los coeficientes para las especies no contempladas en el paso anterior. HN. +1+5-2 +1-2 +2-2 0 +1-2 GV. encuentra los valores de W. 2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O B. H.3 E. Escriba al frente de cada compuesto la función química a la que pertenece y su nombre según la nomenclatura tradicional. Balaceé por tanteo las siguientes ecuaciones y de el nombre de cada una de las sustancias participantes en reactivos y productos A. Ba(NO3)2 + H2SO4 BaSO4 + HNO3 . A. 3H2SO4 + 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6H2O HZ.2.2. Con base en la siguiente reacción: G. KClO3 KCl + O2 D. J. A. El óxido de hierro (III) sólido. HY. indica I. 1. Los coeficientes apropiados para balancear la ecuación.3 D.X.3 C. 3NHO3 + Fe Fe(NO3)3 + H2 C.3. 1.1 F. 2. Escribe y balancea las ecuaciones que describen los siguientes procesos: HW. 4. 3.3. Alúmina Al2O3 H. Cal apagada: Ca(OH)2 G. Potasa caustica KOH L.1. Cal viva (CaO) E. Señala cuáles de las siguientes reacciones químicas están correctamente balanceadas y cuáles no. Los números de oxidación de todos los átomos presentes en la ecuación B.Y y Z. WHNO3 + XH2S YNO + ZS + H2O. Sal de mesa (NaCl) B. 2. El agente oxidante y el agente reductor E.2. produciendo sulfato de sodio y una sustancia gaseosa que produce una detonación al acercarle un fósforo o cerillo encendido HX.3.3. reacciona con el gas hidrógeno para producir hierro metálico y agua C. A. Se producen burbujas de gas hidrógeno cuando reacciona el zinc con ácido clorhídrico B. que corresponden a los coeficientes de la ecuación balanceada y selecciona la opción correspondiente: A. 5. 6. Soda caustica (NaOH) D. El átomo que gana electrones y aquel que los pierde F.2. A. Mármol o piedra caliza (CaCO3) C. HH3 + O2 NO + H2O. Para balancear la reacción: IA. Sal de nitro (NaNO3) F. El ácido sulfúrico concentrado reacciona totalmente con el cloruro de sodio. El elemento que se reduce y el que se oxida D. 2. Los átomos que varían en su número de oxidación C.4 B.1.3. 2. Justifica tu respuesta: K. T. S. la presión P de un gas. volumen y temperatura. La presión determina la dirección de flujo del gas.2 PROPIEDADES DE LOS GASES: R. 6. Los gases son sistemas importantes en el estudio de la química. Al2S3 + M. W. Q. U. P = F/A. Ca(OH)2 + C. N.  Atmósferas: (Atm)  Kilopascales (KPa)  Milímetros de mercurio (mmHg)  Bar (Bar)  Pascales (Pa)  Torricelli (Torr) .B. P. es el resultado de la fuerza ejercida por las partículas del gas al chocar contra las paredes de un recipiente. MASA: Representa la cantidad de materia del gas y suele asociarse con el número de moles (n) V. se basaron en el conocimiento que tenían los científicos de los sistemas gaseosos. basta con decir que la primeras teorías sobre la estructura de la materia.1 LOS GASES O. presión. Se puede expresar en: X. H3PO4 H2O Ca3(PO4)2 + H2O Al(OH)3 + H2S 6. PRESIÓN: Se define como la fuerza por unidad de área. Para definir el estado gaseoso se necesitan 4 magnitudes: masa. Y varía de acuerdo con la altura sobre el nivel del mar.4. Está dado por el volumen del recipiente que lo contiene.       PRESION ATMOSFÉRICA: Es la presión que ejerce el aire sobre la superficie de la Tierra. Las medidas hechas al nivel del mar y a 0°C dan como promedio 760mmHg que son equivalentes a 1Atm. se mide con un instrumento llamado BARÓMETRO. TEMPERATURA: Es una propiedad que determina la dirección del flujo del calor. a 101. 6. o a 1. Son altamente compresibles y poseen bajas densidades.    1Atm = 760 torr = 760mmHg         6. La temperatura en los gases se expresa en la escala Kelvin. en consecuencia no hay pérdida de energía cinética en todo el sistema.013bares. litros o mililitros.      Todas las colisiones moleculares son perfectamente elásticas. a temperatura constante el volumen ocupado por una cantidad dada de gas es . estas se encuentran en un estado de movimiento rápido y constante. La unidad más empleada en los cálculos que se realizan con gases es el litro. líquido o un gas. cm3. Se define como el grado de movimiento de las partículas de un sistema bien sea sólido.4 LEYES DE LOS GASES REALES:  6. llamada también escala absoluta.3 TEORIA CINÉTICA DE LOS GASES:   Los gases están compuestos de partículas muy pequeñas llamadas MOLÉCULAS   No existen fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas. VOLUMEN: Es el espacio en el cual se mueven las moléculas.3KPa. El volumen (V) de un gas se puede expresar en: m 3. pues por lo general se desprecia el espacio entre las moléculas. chocan unas con otras y con las paredes del recipiente que las contiene de una manera perfectamente aleatoria.1 LEY DE BOYLE: En 1662 el científico inglés Robert Boyle observó que. . V1 V2    ESTADO FINAL 380ml ¿? = P2 . eminente químico y físico.V1 P2 6. por Joseph Gay Lussac.inversamente proporcional a la presión.4. De estos estudios se desprende que: A presión constante. el volumen ocupado por una cantidad dada de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.V2 P2 = 760torr .               Matemáticamente la Ley de Boyle describe la relación inversa entre el volumen y la presión de un gas. Una muestra de oxígeno que tiene un volumen de 500ml a una presión de 760torr se quiere comprimir a un volumen de 380ml. su volumen disminuye proporcionalmente y viceversa. Y se expresa de la siguiente manera:  V = 1/P (a T y m = K)   P1 V1 = P2 V2       Ej. ¿qúe presión debe ejercerse si la temperatura se mantiene constante?           VOLUMEN PRESION   ESTADO INICIAL 500ml 760torr Empleando la ecuación de Boyle: P1. 500ml = 1000torr 380ml LEY DE CHARLES: La relación entre el volumen y la temperatura de un gas fue estudiada por el físico francés Jaques Charles. Su trabajo fue ampliado posteriormente.2 = P1. Esta ley nos indica que si aumenta la presión de un gas. Un balón de caucho inflado con helio ocupa un volumen de 630ml a 25°C. su volumen disminuye a 558ml.T1 P2 = 558ml .T2 T2 = V2. Este enunciado se conoce como la Ley de Charles (también denominada Ley de Charles-Guy Lussasc) y significa que un aumento en la temperatura absoluta de un gas produce un aumento de la misma proporción en su volumen y viceversa. T1    ESTADO FINAL 558ml ¿? = V2 .                    A Presión = K. si se coloca en un congelador. ¿cuál es la temperatura del congelador en grados centígrados?          VOLUMEN TEMPERATU RA   ESTADO INICIAL 630ml 25 + 273 = 298°K Empleando la ecuación de Charles: V1. 298°K = 264°K . V directamente proporcional a  la T  V1 T2 = V2 T1     Ej. V1. establece: A las mismas condiciones de presión y temperatura. 650ml.4.273°K = -9°C  6. T2 P2 T1 V2 = 748torr . V1 630ml  Y convirtiendo a grados centígrados: 264°K .5 GASES IDEALES  6.   P1. 293°K = 629 760torr.1 LEY DE AVOGADRO: Propuso una hipótesis para explicar diversos hechos que había observado con gases que participaban en reacciones químicas.T2 = P2.298°K 6.  .T1      Ej.¿qué volumen ocupará a 1 atmosfera y 20°C?    VOLUMEN PRESIÓN    TEMPERATUR A       ESTADO INICIAL V1 = 650ml P1 = 748torr  T1 = 25°C + 273°C = 298°K    ESTADO FINAL V2 = ¿? P2 = 1atm = 760torr T2 = 20°C + 273°K = 293°K Despejando V2 de la ecuación tenemos: V2 = P1 V1.3 LEY COMBINADA DE GASES: Las leyes de Boyle y de Charles se pueden combinar para obtener la expresión que nos relacione el volumen de una cantidad fija de un gas con la presión y la temperatura. cuando estas propiedades varían simultáneamente.5. Una muestra de cierto gas ocupa un volumen de 650ml a una presión de 748torr y 25°C. Esta hipótesis que hoy se conoce como Ley de Avogadro. volúmenes iguales de distintos gases contienen el mismo número de moléculas.V2.   A masa = K. T = 273K moléculas C.3 1 mol  V directamente proporcional n (a presión y temperatura constantes) n representa el número de moles.8 atmósferas y a 27°C contienen el mismo número de moles (y. se dice que se encuentra a condiciones normales (C:N) VOLUMEN MOLAR DE UN GAS: El volumen ocupado por un mol de un gas en las condiciones normales (CN) de temperatura y presión se llama volumen molar.4        LEY DE GASES IDEALES: Las relaciones entre V.4 L en Volumen molar de un gas = 22.5.N    6. Esta es la principal implicación de la Ley de Avogadro: El volumen de un gas es directamente proporcional al número de partículas y no a su masa como ocurre en los líquidos y en los sólidos  6.02 x 10 son en iguales bajo las mismas condiciones.R. P = 1 Atm.4 litros. P y n (número de moles) se conjugan en la ecuación de estado o ley de gases ideales.             Así. T. a una temperatura de 273K y ocupa un volumen de 22. Los volúmenes molares de todos los gases 6. a 1 atmósfera de presión.  LAS CONDICIONES NORMALES: Cuando se tiene 1 mol de gas. 22.2  6. teniendo en cuenta que:  Según Boyle : V inversamente proporcional 1/P Según Charles: V directamente proporcional T Según Avogadro: V directamente proporcional n PV=n. 5 litros de hidrógeno a 0. por lo tanto de moléculas) que 5 litros de oxígeno a las mismas condiciones.T ECUACION DE GASES IDEALES .5.4Litros.5. por ejemplo. logrando su elevación. lo que hace que la aeronave pierda altura.mol  = 309. El valor de R se halla reemplazando las variables por valores ya conocidos                   Donde R = 1 Atm .4 atm R = 0.4°C TALLER 5 GASES  1.L K . Un globo aerostático es un recipiente plástico o de tejido impermeabilizado que se mantiene suspendido en el aire. Una llanta con volumen de 3.7 Litros Número de moles = 0.082atm. independientemente de la naturaleza y de las condiciones a que éste se encuentre.4 L  273 K . es la constante universal de los gases y tiene un valor de 0.litros/°K.mol. mol MEMORIZA ESTE VALOR Ej. Si la temperatura disminuye.l / K. 0. gracias a la expansión y a la contracción del gas helio en su interior. el helio se expande y ejerce una presión sobre las paredes internas del globo.35 mol .082 atm. Este mecanismo de expansión y contracción del helio permite que el globo viaje a través del aire sin necesidad de usar combustible. en grados centígrados? Datos conocidos: Volumen = 3.1mol  R = 0. permitiendo la entrada de aire desde el exterior.082 Atm. 22.35 mol Presión = 2. despejamos T y obtenemos: T = PV nR T = 2. ¿Cuál es la temperatura del aire de la llanta.4K = 36.082 Atm.4 atmósferas.mol De la ecuación. Lee y contesta con atención las preguntas que se formulas al final del texto:   Los globos aerostáticos fueron las primeras aeronaves y las más sencillas de todas.35 moles de aire a presión de 2.4 atm .  . el helio se contrae.L / K.7 litros contiene 0. 3.        R.7 l 0. Debido a los cambios de temperatura de la atmósfera. la lata explota cuando la presión alcanza un valor de 2. Luego traslada las letra al recuadro en la ubicación del número respectivo y descifra el mensaje oculto:  a.  4. A. indica para cada uno de ellos su procedimiento y fórmula: 1. Resuelve los siguientes ejercicios empleando las leyes de los gases. Determinar el volumen de la misma masa de gas a presión normal (760mmHg) si la temperatura permanece constante.20 litros a una presión de 1.25 atm. Una lata de fijador de cabello en aerosol contiene un gas con una presión de 1.2 atmosferas?  3. El volumen de un gas seco a 30°C y 740mmHg es de 40 litros. Un gas ocupa 2. Una determinada masa de nitrógeno ocupa 10. 1. ¿a qué temperatura ocurrirá este fenómeno?  8. b ¿Cuál de las leyes de los gases se aplica en este caso?  2. ¿Cuál es la temperatura en grados centígrados si se expande a 7. a una temperatura de 0°C? B.8 atmosferas y 25°C. Un gas tiene un volumen de 17. Mezcla de gases presentes en la atmósfera       E      b.5 litros y se encuentra a 25°C. ¿Cuál es el valor del nuevo volumen? 9. Calcule la presión del gas dentro del envase si accidentalmente se calienta a 400°C.50 atm. temperatura o volumen permanece constante?  1.  5. Un envase metálico para cierto desodorante en aerosol contiene 0.0 litros bajo una presión de 730mmHg. a ¿Cuál de las variables.01 moles de gas propelente y tiene un volumen de 250ml. ¿qué volumen en condiciones normales (273K y 760mmHg)  2. Una muestra de gas presenta un volumen de 670ml a 23°C. Temperatura que equivale a -273°C 1 2 3 4              . a 25°C. El volumen de un globo con helio es 2.40 litros a 4.5L a una presión de 6. Escribe las letras que faltan para completar el concepto correspondiente a cada definición. ¿cuál es el volumen del gas si la temperatura se aumenta a 46°C?  6. ¿qué ocurrirá si introducimos el globo dentro del refrigerador. presión.0 atm y una temperatura de 100°C ¿Cuál es el volumen del gas a condiciones normales?  7.  V  Espacio que ocupa un cuerpo       U       2 2 2 3 3  g. Precipitaciones más acidas que las normales             U V           3 3  3 3  3 3 3 3 4  h. Gas estratosférico que nos protege de la radiación solar        Z        1 1 1 1  d.O  4  5  6  U   7  8  9  1  1   1  1   c. Durante la combustión el oxígeno actúa como:           U           4 4 4 4 4 4 4 4 4 . Mezcla de humo y niebla que se forma en el aire     G     1 1 2   e. Fuerza ejercida sobre una unidad de superficie o área        E       2 2  2 2 2 2   f. La estequiometria es así la herramienta de que nos valemos para resolver problemas numéricos relacionados con las ecuaciones. i.   5    j. los coeficientes de una ecuación nos permiten expresar la relación estequiométrica existente entre cualquier par de sustancias involucradas en una reacción. Por ejemplo:  La ecuación nos indica que: N2 + 3H2  2NH3 .1 CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS  La proporción relativa que existe entre reaccionantes y productos en una reacción química se conoce como estequiometria de la reacción (del griego. En efecto. Esta relación se conoce como RAZON MOLAR. stoicheion: elemento y metrion: medida).   5 Energía del viento que puede transformarse en electricidad      L I     5  5 5 Sobrecalentamiento de la atmosférico       E     5  5 5 5  corteza terrestre que afecta las condiciones del tiempo  I   V    5   6  R       6  6  6  6  R    6    57   37   63   41   14  D  13  9   39  50  44  54  M  15  S   56  27  10  P  30  6  1  45   51  26   32  7   D  46  23  4  O  31  12  62  M  34  16  A  C  2  17  6  60   33  36   A  48  29  25  18  55  5  22  A   T  42  19  53  47  D  2  58  59  52  24  49  N  C  38  35   D  64  11   31  3  65  8  28  E  43  4         9. ¿Cuántas moles de amoniaco se forman cuando 306 moles de hidrógeno reaccionan con nitrógeno de acuerdo a la ecuación?:       Solución: FACTOR DE CONVERSIÓN Cantidad dada 306 moles de H2 N2 + 3H2  2NH3 Cantidad deseada moles de NH3       Como se trata de pasar de moles de H 2 a moles de HN3. el factor de conversión apropiado es la razón molar que relaciona estas dos sustancias. Ej. con la DADA EN EL DENOMINADOR. según la ecuación:   2H2 + O2 2H2O   586 moles H2O x 1 mole de O2 = 293 moles O2  2 moles de H2O    . 306 moles x 2 moles de NH3 = 204 moles NH3 3 moles mole de H2  Ej. ¿Cuántas moles de oxígeno se requieren para producir 586 moles de agua. de la siguiente forma: 2 moles de NH3 1 mole de N2 2 moles de NH3 3 moles de H2 o inversamente 1 mole de N2 2 moles de NH3 o inversamente 3 moles de H2 2 moles de NH3    3 moles de H2 1 mole de N2 o inversamente 1 mole de N2 3 moles moles de H2     Estas seis razones molares son los factores de conversión que nos permiten pasar de una sustancia a otra en la resolución de problemas numéricos.          1 mole de N2 produce 2 moles de NH3 3 moles de H2 producen 2 moles de NH3 1 mole de N2 reaccionan con 3 moles de H2  De igual manera podemos expresar estas relaciones en forma de RAZONES MOLARES. Estos se mezclan entre si y se disponen a las condiciones apropiadas para que la reacción proceda. PbCl 2. obtenido. CH4?   CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O  1 mol 2 mol 1 mol 2 mol 16g 64g  44g 36g  5. Se prepara por reacción entre el ácido salicílico. por tanto. PbF2?  3 PbF2 + 2 PCl3 2PF3 + 3PbCl2    8. El silicio. PCl3. puede obtenerse a partir de la reacción entre 20g de cloruro de fosforo (III).   El reactivo que se consume por completo y que. C6H8O4. es un analgésico extensamente utilizado. Los procesos químicos que se realizan en el laboratorio o en la industria usualmente se inician partiendo de cantidades previamente medidas de los diferentes reactivos que participan. se obtiene mediante la siguiente reacción:   SiCl4 + 2Mg 2MgCl2 + Si   ¿Cuántos kilogramos de magnesio se requieren para reaccionar con 13. elemento que se emplea en la fabricación de numerosos dispositivos electrónicos. TALLER 6 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS  1. y 45g de fluoruro de plomo (III). debido a la propiedad ya mencionada de limitar el producido (cantidad que se obtiene). ¿Qué masa de oxígeno se requiere para que reaccionen completamente 24g de metano. ¿Cuántas moles de cloruro de plomo (III).  . C4H6O3. de acuerdo con la ecuación   C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + HC2H3O2 Ácido salicílico anhídrido acético aspirina ácido acético   3.0 EL REACTIVO LÍMITE   Generalmente en una reacción sólo uno de los reactivos se consume por completo. El óxido de aluminio se reduce a carbón (uno de los agentes reductores más empleados en la industria metalúrgica) según la ecuación:  2Al2O3 + 3C 4Al + 3CO2 ¿Cuántos gramos de aluminio se pueden obtener a partir de 2040g de Al2O3?    2. En la producción del aluminio se parte de óxido de aluminio Al 2O3. C 7H6O3 y el anhídrido acético.5Kg de SiCl4?  4. determina la cantidad de producto se denomina REACTIVO LÍMITE. a su vez del mineral bauxita. El ácido acetilsalicílico o aspirina. sustancia que se utiliza para recubrir internamente las pantallas de televisores.67 Coeficiente de Zn = 1 Cociente 3.5g ZnS  1mol Zn 1mol ZnS         Para determinar el reactivo límite.05 moles S  32. El zinc y el azufre reaccionan para formar sulfuro de zinc. Ej.5g/mol (sustancia deseada)  Masa molar de Zn: 65.4g/mol (sustancia dada)  Cálculos estequiométricos:   3. Se hallan las masas molare y se realiza el cálculo estequiométricos:   Masa molar de ZnS : 97.67 moles Zn x 1mol ZnS x 97. basta dividir el número de moles dado de cada       reactivo por su respectivo coeficiente en la ecuación y comprobar los cocientes obtenidos.67 . El menor cociente corresponde al reactivo límite Así tomando los datos del anterior ejemplo decimos: Moles de Zn = 3. Para hallar el reactivo límite se deben calcular las moles de cada reactivo y comparamos su proporción con la que establece la ecuación:    Moles de Zn: 240g Zn x 1 mole de Zn = 3.67 1 = 3.5g ZnS = 357.67 moles Zn  65. La ecuación correspondiente es:   Zn + S ZnS   ¿Cuántos gramos de ZnS se obtienen cuando 240g de Zn se hacen reaccionar con 130g de S?    SOLUCIÓN:  1.4g de Zn   Mole de S : 130g S x 1 mole de S = 4.1g de S  La ecuación nos indica la proporción: 1mol de Zn a 1 mol de S  2. unidos mediante enlaces covalentes polares  Estos átomos no están unidos en línea recta.1 EL AGUA Y LAS SOLUCIONES  El agua es una de las sustancias más abundantes en la biosfera. las cargas positivas cerca de los hidrógenos y las negativas en los oxígenos  Entre las diferentes moléculas de agua se generan fuerzas de atracción.              PUENTES DE HIDRÓGENO: La polaridad de las moléculas da origen a una atracción mutua. es decir.  9. Su capacidad para formar soluciones con un sinnúmero de sustancias. cada uno de los . En efecto.2 EL AGUA: ESTRUCTRURA Y COMPOSICION:   La molécula de agua es triatómica. cerca del 90% de las disoluciones sean acuosas. que se ejerce mediante fuerzas electrostáticas.05 1 = 4. ¿Cuántos kilogramos de magnesio metálico se produjeron? 9. conforme a la ecuación:  2Mg + Si SiO2 + 2Mg En cierto proceso se partió de 582Kg de MgO y 187Kg de Si. éste es el reactivo límite Ejercicio: Un método para obtener magnesio metálico consiste en la reducción del óxido de magnesio con silicio. sino que se ubican formando un ángulo de 104.05 Como es menor cociente corresponde a Zn. hace que.5°.05 Coeficiente de S = 1 Cociente 4.              Moles de S = 4. está compuesta por tres átomos: dos de hidrogeno y uno de oxígeno. a esta integración característica del agua se le conoce como PUENTES DE HIDRÓGENO.  Es una molécula dipolar. Sin embargo cuando el agua cambia de estado líquido a sólido. se expande. a 20°C la densidad del agua es 0. que ocupan más espacio. Mientras las moléculas que están debajo de la superficie del agua experimentan una fuerza de atracción entre si y en todas las direcciones. como ocurre con el resto de los líquidos. Debido a la menor densidad del hielo con respecto al agua líquida. Esto se debe a que las moléculas se reorganizan en agregados moleculares. disminuyendo su densidad. El resultado son verdaderas redes o agregados de moléculas de agua            9.3. La densidad del agua varía con la temperatura.3 APARIENCIA: El agua pura es:  Incolora  Inodora e insípida  Cualquier cambio en estas propiedades se debe a sustancias extrañas que están disueltas en ella.4 PROPIEDADES QUÍMICAS: Las propiedades químicas del agua se pueden analizar a través del estudio de las reacciones en las que esta sustancia participa. ya sea como reactivo o como producto y son:  Descomposición térmica  Electrolisis  Reacción con óxidos .3. cuando se encuentra a 4°C y a 1 atmósfera de presión.  9.  9.  9.998g/cm3. en vez de contraer su volumen. es posible que este flote.3. la temperatura de ebullición del agua es de 100°C y la de fusión es 0°C.1 PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICION: A nivel del mar.4 TENSION SUPERFICIAL: Se debe a la atracción mutua que se presenta entre las moléculas de agua.hidrógenos (positivos) de una molécula de agua es atraído por el oxígeno (negativo) de las moléculas vecinas.3.2 DENSIDAD: La densidad del agua es de 1g/cm3. así por ejemplo.3 PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA:  9.  9.  SOLUCIONES SATURADAS O CONCENTRADAS: si la cantidad de soluto es la máxima que puede disolver el solvente a una temperatura dada. el solvente más común es el agua. el soluto en exceso tiende a precipitarse al fondo del recipiente. a este valor que limita la cantidad de soluto que se puede disolver en determinada cantidad de solvente se denomina SOLUBILIDAD.1 CLASES DE SOLUCIONES: En las soluciones. El soluto es la sustancia que. por lo tanto.5 LAS SOLUCIONES:  Una solución es una mezcla físicamente homogénea. el agua es el solvente y la sal es el soluto. también importa la composición cuantitativa.6 LA SOLUBILIDAD: Existe un límite para la cantidad máxima de soluto soluble en un determinado solvente. por lo general. Este tipo de soluciones se consiguen cuando se logra disolver el soluto por encima de su punto de saturación y son muy inestables. como:   SOLUCIONES DILUIDAS: Cuando contienen una pequeña cantidad de soluto. con respecto a la cantidad de solvente presente.  SOLUCIONES SOBRESATURADAS: Si la cantidad de soluto es mayor de la que puede disolver el solvente a una temperatura dada. Por ejemplo.  El solvente es la sustancia que por lo general se encuentra en mayor proporción dentro de la disolución. además de su naturaleza. por lo que frecuentemente. en una solución acuosa de cloruro de sodio. se encuentra en menor proporción dentro de la solución.   9. Reacción con metales y con no metales  9.  .5.             9. Las soluciones se pueden clasificar según la cantidad de soluto que contienen. las soluciones más importantes son las acuosas. formada por dos o más sustancias que reciben el nombre de soluto y solvente. se puede decir que a mayor temperatura. en otras palabras la solubilidad es mayor entre sustancias cuyas moléculas sean análogas.7. 311g de NaCl. Sin embargo esta regla no se cumple en todas las situaciones.1 Naturaleza del soluto y del solvente: Lo semejante disuelve lo semejante. Por ejemplo: La solubilidad en los gases suele disminuir al aumentar la temperatura de . mayor solubilidad. eléctrica y estructuralmente.2 Temperatura: En general.7. a una temperatura determinada. depende de los siguientes factores:  9. 9. Solubilidad se define como: “la máxima cantidad de un  soluto que puede disolverse en una cantidad dada de un  solvente. un litro de agua puede contener como máximo.     Por ejemplo: la solubilidad del cloruro de sodio en agua a 20°C es de 311g/L de solución.                       9. lo que significa que a esta temperatura.7 FACTORES QUE DETERMINAN LA SOLUBILIDAD: La cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente. mayor superficie de contacto existirá entre las moléculas del soluto y el solvente.4         Estado de subdivisión: Cuanto más finamente dividido se encuentre el sólido.  SOLUBILIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS EN AGUA  Solubilidad. las moléculas del gas tienden a volatizarse.  .3 la solución. Si bien podemos diferenciar una solución concentrada de una diluida.7  36. al poseer mayor energía cinética. Trace un grafico de solubilidad (ordenada) Vs temperatura (abscisa) para cada uno de estos compuestos y compare su comportamiento respecto a esta propiedad.  Un aumento en la presión produce un aumento   de la solubilidad de gases en líquidos.0 SACARO  180  220  256  285 SA  A.8 UNIDADES DE CONCENTRACION: De acuerdo con la cantidad de soluto presente. Presión: La presión no afecta demasiado la solubilidad en sólidos y líquidos.  9. mientras que tiene un efecto determinante en los gases. Es por eso que en algunas situaciones la trituración de los solutos facilita bastante la disolución.0  37. B. g/100g H2O SOLUTO  O°C  20°C  50°C  100°C NaCl  35.8 KNO3  13. no podemos determinar exactamente qué tan concentrada o diluida está. saturadas y sobresaturadas.3  32  85.7. Obtenga del grafico:  Solubilidad del NaCl a 30°C  Solubilidad del KNO3 a 10°C  Solubilidad de la sacarosa a 40°C C. pues.7.9. tendremos soluciones diluidas. Consulta por lo menos dos sustancias sólidas cuya solubilidad en agua disminuya con la temperatura.      9.5  246.0  39. EJERCICIO: En la tabla siguiente se da la solubilidad en agua de tres sólidos a cuatro diferentes temperaturas. Ciertos aditivos anticongelantes para automotores (agregados al radiador cuando el clima es muy frio) consisten de una solución de etilenglicol en agua al 40% V/V. El vinagre blanco es en esencia una solución de ácido acético en agua a una concentración de 4 al 5% P/P.9.8.   Despejamos de la fórmula el peso del soluto:  Peso del soluto = porcentaje por peso x peso del soluto 4% x 750g = 30g  100 100%   PORCENTAJE VOLUMEN – VOLUMEN: el porcentaje volumen a volumen (% V/V) se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de una solución. matemáticamente:  % V/V = Volumen del soluto x 100  Volumen de la solución         Ej. las más usuales son:   PORCENTAJE PESO – PESO: También se denomina peso por preso (% P/P) e indica comúnmente el peso del soluto por cada 100 unidades de peso de la solución. Es decir:  % P/P = peso del soluto x 100  Peso de la solución           Ej. ¿Cuántos litros de aditivo podrán obtenerse a partir de 200 litros de etilenglicol? volumen de la solución = volumen de soluto x 100 200litros x 100% = 500L .1 UNIDADES DE CONCENTRACION: la concentración de una solución puede expresarse de muchas maneras dependiendo de las unidades que se utilicen para indicar la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o de solución. ¿Cuántos gramos de ácido acético se requieren para preparar 750g de vinagre blanco de un 4%. 2mg = 2. ppm: unidad que se refiere a las partes de soluto por cada millón de partes de la solución.2mg de mercurio. Al analizar cierta muestra de pescado de 800g se encontró que contenía 2.75ppm 0.800g   LA MOLARIDAD. ¿Cuál era el contenido de mercurio en ppm?   ppm = 2. M de una solución es el número de moles de soluto que hay en cada litro de solución. .9%  Volumen de la s/n 500ml   PARTES POR MILLON. La Molaridad. una solución de glucosa al 5%P/V contiene 5g de glucosa por cada 100ml de solución:   % P/V = gramos de soluto x 100 45g x 100 = 0. Porcentaje por volumen 40%   PORCENTAJE PESO A VOLUMEN: porcentaje (%P/V) indica usualmente el número de gramos de soluto que hay en 100ml de solución. ya que un kilogramo equivale a un millón de miligramos. o sea: ppm = miligramos del soluto  Kilogramos de la solución   ppm = miligramos de soluto  Litros de solución       Ej. Usualmente las partes por millón se expresan como los miligramos de soluto que hay en cada kilogramo de solución. es decir:   % P/V = Gramos del soluto x 100 Volumen de la solución       Este porcentaje se utiliza más ampliamente en el área de la salud. Así por ejemplo. M: Es una de las formas de expresar concentraciones más comúnmente utilizadas en el trabajo químico. Calcule la molaridad de la cafeína si su fórmula es: C8H10N4O2. en 100ml de solución habrá? 7. ¿Cuántos gramos de H2O2 hay en ella?  3. que contiene 0.1moles 40g Volumen de la solución: 500ml = 0.   M = Moles de Soluto Litros de solución M = n/V              Ej. en 350ml de solución. al 3% por peso se vende en farmacias como agua oxigenada. El análisis de una muestra de café (tinto) indicó que contenía 85mg de cafeína por cada pocillo de 240ml. H 2O2. .5% P/P 150ml de H3PO4 0. Determine el peso en gramos de soluto en cada una de las siguientes soluciones: 250ml de NaCl al 20% P/V 1. Cuantos ml de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 300ml de una solución al 20% en volumen 6.  2. C. Una solución de peróxido de hidrógeno. Si se disuelven 10g de NaCl en 90g de agua. Por lo tanto. Cuál es la molaridad de una solución si 500ml de ella contienen 4g de NaOH Número de moles de NaOH: n = 4g = 0.00070g de esta sal disuelta? 8. ¿cuál es el porcentaje P/V de una solución que contiene 20g de KOH.5litros M = 0. B. de una muestra de 350ml de una solución de fluoruro de sodio en agua. en ppm.1 moles 0. Si una botella contiene 480g de agua oxigenada.5 litros = 0.5 litros de NaHCO3 0.4 M  4. A.2M 750g de KCl al 2. ¿Cuál es el porcentaje en masa de la sal? 5. Calcula la molaridad de una disolución que contiene 10g de sulfato cúprico (CuSO 4).2 moles/litro  TALLER 7 SOLUCIONES 1. ¿Cuál será la concentración. D. Para que las reacciones inicien es necesario suministrar una energía adicional a los reaccionantes.005g de monóxido de carbono (CO) 11. cuál es la molaridad resultante. sus partículas (átomos. Si se disuelven 20g de hidróxido de potasio (KOH) en 100g de agua. lo cual hacemos usualmente mediante el calentamiento.9. Si se disuelven 24.5M 12. No siempre una colisión conduce a una reacción. ¿Cuál es la molaridad resultante? 13. Cuál es el porcentaje de una solución que contiene 10g de NaCl en 150g de solución                10. Esta energía adicional se conoce como: ENERGÍA DE ACTIVACION . Cuál será la concentración en ppm de una muestra de 500ml de aire si contiene 0.0 CINÉTICA Y EQUILIBRIO  10. Cuantos gramos de cloruro de sodio (NaCl) serán necesarios para preparar 600ml de solución 0. moléculas) deben acercarse lo suficiente para que sus electrones de valencia interactúen. iones.5g de ácido sulfúrico (H2SO4) en 1000ml de solución.1 COLISIONES Y ENERGÍA DE ACTIVACION: Para que dos sustancias reaccionen. 10. esta interacción es posible cuando las partículas de los reactivos chocan o colisionan entre sí. REACCION EFECTIVA: Llevar la orientación adecuada y velocidad necesaria Si el choque se efectúa entre 2 moléculas a baja velocidad ellas simplemente rebotan debido a la repulsión que se produce entre las nubes electrónicas Si las moléculas son más energéticas (van a mayor velocidad las fuerzas de repulsión pueden ser vencidas y las moléculas interactúan para formar productos) Lo anterior quiere decir que las partículas de los reactivos deben alcanzar entre ellas un mínimo de energía para reaccionar. 10.2 CINÉTICA QUÍMICA: No todas las reacciones ocurren a la misma velocidad. Este contacto se favorece aumentando el grado de subdivisión de los reactivos.2.                            10. Concentración: Un aumento en la concentración de un reactivo implica un mayor número de partículas del mismo en un volumen determinado. del cambio de concentración de reactivos y productos.2. .2 FACTORES DE QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE LA REACCION: Naturaleza de los reactivos: Una reacción química se realiza mediante el rompimiento de unos enlaces y la formación de otros. de ahí que la velocidad este influida por las mismas características propias de los reactivos.1 VELOCIDAD DE UNA REACCION: En el transcurso de una reacción los reactivos van desapareciendo en la medida que van formando productos. por consiguiente la velocidad de una reacción se expresa en términos de concentración [ ]. Estado de subdivisión: Para que una reacción química se produzca las partículas de los reactivos deben ponerse en contacto. así se aumenta la frecuencia entre los choques y en consecuencia mayor velocidad de la reacción. A mayor temperatura mayor movimiento de las partículas. esto se traduce en una mayor probabilidad de que tales partículas colisionen con las de otro reactivo para formar un producto. 10. Temperatura: La velocidad de las reacciones aumenta cuando se incrementa la temperatura. la cinética química estudia la manera en la cual se producen las reacciones y a qué velocidad. la K e es una constante denominada constante de equilibrio. quienes desarrollaron una expresión matemática que relacionan la concentración de las diferentes sustancias presentes en el equilibrio. los respectivos coeficiente de la ecuación balanceada:              A Ke = [C]c[D]d [A]a[B]b Los corchetes indican las concentraciones molares de las respectivas especies. En la mayoría de las reacciones los reactivos se transforman completamente en los respectivos productos:  A + B C + D  Otras no llegan a completarse porque los productos reaccionan entre sí para reconstruir los reactivos           + B C + D  De estas reacciones decimos que son: REVERSIBLES y para identificarlos utilizamos una doble flecha.d.b. Guldberg y Peter Waage. .3 EQUILIBRIO QUÍMICO: Las reacciones reversibles no se completan. Presencia de catalizadores: Algunos procesos pueden ser acelerados por la presencia de ciertas sustancias conocidas como catalizadores. Consideramos la reacción general:  aA + bB cC + dD En la cual A.4 LA LEY DE EQUILIBRIO: El estudio de las reacciones en equilibrio fue realizado primeramente por los científicos noruegos: Cato M.        10. 10. B. D representan las distintas sustancias participante y a. Un CATALIZADOR es una sustancia que acelera una reacción sin consumirse en ella.c. C.  NaOH Na+ + OH-  HCl H+ + Cl-  10. un alto valor de dicha constante indica que la concentración de los productos es mucho mayor que la de los reactivos.5 EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN ACUOSA:  10. El resultado es una solución conductora de la corriente eléctrica  10. En otras palabras.    La ley de equilibrio establece que: El producto de las concentraciones molares de todos los productos de una reacción dividido por el producto de las concentraciones molares elevadas a potencias iguales a los correspondientes coeficientes de la ecuación química balanceada es una constante.3 ELECTROLITOS DÉBILES: Son sustancias que se ionizan solo en pequeñas proporciones.5.5. los iones que se forman tienden a reunirse nuevamente para formar una molécula inicial lo que se traduce finalmente en el establecimiento del equilibrio entre dichos iones y las moléculas no disociadas. pues la reacción solo procede en un solo sentido.    Para un ácido débil Kd = constante de disociación HA H+ + AKd = [H+] [A-] [HA] .1 ELECTROLITOS: Un electrolito es una sustancia que se ioniza. Ej.2 ELECTROLITOS FUERTES: Son compuestos que se disocian prácticamente en su totalidad. La disociación de electrolitos débiles origina un equilibrio. En estos casos no se establece equilibrio. o sea que la reacción llega casi a su completación.5. dando a lugar a soluciones que conducen muy bien la corriente eléctrica. por lo cual parte de las moléculas originales no se disocian y por lo tanto no contribuyen a la conducción de corrientes eléctricas. 2 H2O + O2 2 H2O Ke = [H2O] [H2]2[O2]   I2 + H2 Ke = [HI]2 [H2] [I2]2 2 HI    La constante de equilibrio es característica para cada reacción a una temperatura definida. la eficiencia de la reacción es alta. Al disolverse un electrolito débil.   10. es decir que se disocia dando lugar a los iones correspondientes.  10. se denomina PRODUCTO IONICO DEL AGUA (por su igualdad al resultado de multiplicar la concentración de sus iones [H+] [OH-] y se representa por:    Kw = [H+] [OH-] = 1. toda variación en el número de moles de agua implica una variación correspondiente en su volumen. la concentración molar de las moléculas que quedan sin disociar.0 x 10-7 Cuando se tiene una solución ácida .5. ´por lo que la razón moles/litro permanece constante.4 DISOCIACIÓN DEL AGUA: El agua es un electrolito bastante débil que se disocia suministrando iones hidrógeno e hidróxido. es decir H2O. puede considerarse constante. En efecto. Por consiguiente. la expresión anterior se transforma en:  Kd [H2O] = [H+] [OH-]  El producto Kd [H 2O] es igualmente una constante.0 X 10-14 Para el agua pura = Kw = [H+] [OH-] = 1.  H2O  Aplicando la ley de equilibrio para esta reacción tenemos:    Kd H+ + OH- = [H+][OH-] [H2O]  Como el agua es un electrolito tan débil.