resumen-1er-parcial-quimica-gral-y-org

lOMoARcPSD|27745998
Resumen 1er Parcial quimica gral y org
Química general y orgánica (Universidad Siglo 21)
Studocu no está patrocinado ni avalado por ningún colegio o universidad.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Sustancias contaminantes:
Los gases de efecto invernadero son gases “presentes en la atmósfera terrestre que dan lugar al fenómeno denominado
efecto invernadero”
Los gases de efecto invernadero más importantes son:
vapor de agua, dióxido de carbono (CO2), metano
(CH4), óxido nitroso (N2O), clorofluorocarbonos (CFC) y
ozono (O3).
En la siguiente tabla, se enumeran los fenómenos
naturales y actividades antropogénicas que dan origen a
estos gases:
La acumulación excesiva de GEI en la atmósfera tiene
como consecuencia el aumento de la temperatura
media del planeta. Esta alteración genera, a su vez,
impactos directos e indirectos, como el derretimiento
de los glaciares y el aumento del nivel del mar, entre otras cuestiones.
Podemos decir que la contaminación ambiental es la presencia, cuali- o cuantitativa de sustancias que causan un efecto
adverso en los seres vivos y el medio que los rodea.
Sustancias químicas y fenómenos contaminantes:
En el medioambiente suceden distintos fenómenos en los que
participan las sustancias químicas, como la lluvia, el granizo o
la lluvia ácida; así, se puede mencionar una gran cantidad de
fenómenos ambientales naturales.
Las características edafológicas de los suelos van a depender
de su composición química, por ejemplo. Así, la coloración de
los suelos está dada, entre otras cuestiones, por el contenido y
el estado de los minerales de hierro y magnesio, y por la
materia orgánica presente en él.
Materia y energía:
La química estudia la composición, estructura, propiedades y transformación de la materia. Podemos decir que la materia es
aquello de lo que están hechas las cosas, tiene masa y ocupa espacio. El agua, el aire, las piedras, las plantas y las hojas son
ejemplos de materia, ya que están formados por una combinación de elementos.
Cada elemento se compone de una clase única de átomo. Los átomos se pueden combinar para formar moléculas.
Elementos que componen una molécula de agua:
La composición de la materia hace referencia al tipo y
cantidad de sus componentes, mientras que la
hace referencia la distribución de los componentes de
Descargado por Torres Matias ([email protected])
a la
estructura
la materia.
lOMoARcPSD|27745998
Atomo: Partícula más pequeña en que un elemento puede ser dividido sin perder sus propiedades químicas
Molecula: Es la combinación de un cierto número de átomos enlazados entre ellos de una manera específica
Elemento: Está formado por un solo tipo de átomo
Propiedades y cambios fisicos de la materia:
Cada sustancia tiene características distintivas, es decir, un conjunto único de propiedades, las cuales pueden ser físicas o
químicas.
Las propiedades físicas no cambian la identidad ni alteran la composición de la sustancia. Estas son: textura, elasticidad,
dureza, maleabilidad, temperatura, conductibilidad, punto de fusión, punto de ebullición y solubilidad
Las propiedades químicas son aquellas en que la materia cambia de composición o reacciona para formar otras sustancias;
estas se determinan por ensayos químicos y están relacionadas con la reactividad de las sustancias químicas: oxidación,
reducción, combustión, hidrólisis, esterificación y saponificación.





Oxidación: Es todo proceso por el cual un átomo o ion cede electrones.
Reducción: Es todo proceso por el cual un átomo o ion gana electrones.
Combustión: Es todo proceso de oxidación rápida que se produce con desprendimiento de calor y, algunas veces,
luz.
Esterificación: Es un proceso químico que se da entre un ácido graso y un alcohol.
Hidrólisis: Es un proceso químico que involucra la ruptura de una molécula o compuesto iónico por acción del agua.
Clasificación de la materia:
La materia puede clasificarse, de acuerdo con sus estados (presentación física), del siguiente modo:
1.
2.
3.
Gas
Liquido
Solido
Esta diferenciación de estados está relacionada con las fuerzas de cohesión que existen entre las partículas que la conforman,
las cuales se producen por la atracción electroestática de los átomos de un mismo elemento o entre moléculas de un
compuesto.
Si la molécula de agua es la misma —H2O—, ¿de qué va a depender el cambio de estado? Los cambios de estado de la
materia dependen de: la temperatura y la presión.
Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética media de sus partículas y su movilidad, lo que favorece los cambios
progresivos de estado: sólido → líquido → gas.
Al aumentar la presión, aumenta la fuerza de cohesión entre las moléculas y se favorecen los estados regresivos: gas →
líquido → sólido.
Sustancias puras y mexclas:
La materia se clasifica tambien de acuerdo con su composición en: elemento compuesto mezcla.
Las sustancias puras como el agua son aquellas que tienen una composición fija y propiedades características:



Presenta la misma composición en toda la muestra.
Sus componentes no pueden separarse por medios físicos.
Presenta cambios de estado a una temperatura constante.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Casi toda la materia que nos rodea está compuesta por mezcla de
sustancias. Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias
puras, y cada sustancia conserva su propia identidad y propiedades
químicas.
Mezclas homogéneas y heterogéneas:
Mientras que las sustancias puras tienen composición fija, la composición de una mezcla puede variar. Todas las mezclas,
sean homogéneas o heterogéneas, pueden separarse por métodos físicos.
Energía:
podemos decir que el bloque de hielo es materia y que la materia se mueve o desplaza aplicándole fuerza. Esa fuerza se
realiza mediante un trabajo y la capacidad para hacer un trabajo es denominada energía. El bloque de hielo se desplaza
mediante energía cinética, que es la energía del movimiento, pero el bloque tiene energía potencial para que se produzca el
desprendimiento y se desplace por la laguna hacia otro lugar. La energía potencial es la que está acumulada en el bloque de
hielo. En este sentido, hay dos formas generales de energía:


Potencial: Es la energía almacenada.
Cinética: Es la energía asociada al movimiento.
Energía calórica:
La energía calórica se transfiere siempre en un solo sentido, desde el objeto más caliente al objeto con menor temperatura.
Ley de conservación de la materia y energía:
La ley de conservación de la materia establece que la materia no se puede crear ni destruir mediante procesos químicos o
físicos.
Se denomina también ley de la conservación de la masa, y está basada en las observaciones realizadas por John Dalton, que
establece que la masa total de un compuesto químico es igual a la suma de las masas de los elementos que intervienen en la
reacción.
La ley de conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece, de igual forma, que esta no puede crearse
ni destruirse: no se pierde, se transforma
Estructura de los átomos:
Los conocimientos actuales acerca de los organismos vegetales permiten asegurar que casi la totalidad de [ellos] se
componen únicamente de tres elementos fundamentales, que son C, H y O. Las plantas obtienen tanto el carbono como el
oxígeno directamente del aire por fotosíntesis, mientras que el hidrógeno procede directa o indirectamente del agua del
suelo.
Actualmente se admite que las plantas superiores pueden contener hasta 60 elementos, de los cuales 16 de ellos (C, H, O, N,
P, K, Ca, Mg, S, Fe, Mn, B, Mo, Cu, Zn y Cl) son considerados esenciales para su normal desarrollo mientras que otros 4 (Na, Si,
Co y V) son considerados solo esenciales para algunas de ellas.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Los átomos están compuestos por 3 partículas



Electrones: Tienen carga eléctrica negativa.
Protones Tienen carga eléctrica positiva.
Neutrones No tienen carga eléctrica neta
En la parte central de los átomos, está el núcleo, que tiene carga positiva
(protones másneutrones) y una órbita donde circulan en movimiento los
electrones.
En el artículo, Roca Fernández (s. f.) menciona 3 elementos componentes
esenciales de todas las plantas: el carbono (C), el hidrógeno (H) y el oxígeno (O).
Cada átomo está definido por dos magnitudes: la masa atómica (o peso atómico) y el número atómico.
“El número atómico se representa con la letra Z y puede considerarse el número de protones presentes en el núcleo”
El k se representa con la letra A y es igual a la suma total de protones y neutrones en el núcleo del átomo. Los números
másicos son solo números, no masas.
Número atómico = Número de protones
Número másico = Número de protones y neutrones
Número de neutrones = Número másico − Número atómico
El átomo de hidrógeno es el más simple: tiene Z = 1 y A = 1; por lo tanto, no tienen neutrones en su núcleo.
El número másico también indica los distintos isótopos de un elemento químico. Como el número de protones es el mismo
para todos los átomos del elemento, en cada isótopo cambiará el número de neutrones.
Siguiendo con el ejemplo del átomo de hidrógeno, los isótopos son 3: el 1H es el isótopo de hidrógeno conocido como protio,
el 2H es el deuterio y el 3H es el tritio.
Isotopos:
Los isótopos de un elemento químico son las variantes
que pueden existir de un átomo de dicho elemento. Son
átomos con el mismo número de protones, pero difieren
en el número de neutrones en el núcleo, es decir que
tienen el mismo número atómico, pero distinta masa.
El protio y el deuterio se encuentran en la naturaleza. El
protio es el isótopo más abundante, lo utilizan las plantas
para su utilización y lo obtienen del aire, mientras que el tritio es una forma sintética.
Masa de los atomos:
La masa de todos los átomos se expresa con referencia a este estándar y se suele expresar en uma (unidad de masa atómica).
Un (1) uma es 1/12 de la masa del átomo de carbono 12, y es aproximadamente el promedio de la masa de un protón o de
un neutrón.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
La masa atómica de cada elemento se encuentra en la tabla periódica. Debido a que muchos elementos se encuentran en la
naturaleza en forma de isótopos, se trabaja con el promedio de las masas de los isótopos.
Nucleo atomico Es la parte central del átomo, con carga positiva. Es donde se concentra la mayor parte de la masa del átomo.
Los protones y neutrones que lo forman están unidos por enlaces nucleares.
Numero masico Suma total de protones y neutrones en el núcleo del átomo.
Masa del atomo Surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de
reposo. Dentro del Sistema Internacional, la unidad que permite calcularla y reflejarla es la masa atómica unificada
Isotopo: Son las variantes que pueden existir de un átomo de dicho elemento. Son átomos con el mismo número de
protones, pero distinto número de neutrones.
Configuración electrónica: El número de electrones es igual al número atómico.
Número atómico = Número de protones = Número de electrones
Orbitales electrónicos y niveles de energía:
Los electrones están en constante movimiento alrededor del núcleo del átomo. Estas regiones del espacio donde hay más
probabilidad de encontrar un electrón se denominan orbitales
El número máximo de electrones que puede tener un orbital es de dos. Los orbitales pueden estar vacíos (no contener
electrones), estar llenos en un 50 % (con 1 solo electrón) o completamente llenos con los dos electrones.
La posición de un electrón en un átomo está determinada por:



el nivel de energía;
los subniveles de energía
los orbitales donde se encuentran los electrones
¿Por qué a medida que aumenta su distancia con respecto al núcleo, los niveles de electrones tienen más energía?
El número de subniveles que hay dentro de un nivel de energía corresponde al número de nivel de energía y se denomina
número cuántico principal.
El primer nivel de energía tiene un solo subnivel; el segundo, dos; el tercero, tres subniveles, y el cuarto, cuatro. Cada
subnivel tiene un número máximo de electrones y se denotan con distintas letras
Subniveles de electrones
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
El subnivel p tiene 3 orbitales que se denotan con las letras x, y y z, y cada uno puede tener 2 electrones, por lo que el
número máximo de electrones en el subnivel p es de 6.
Los electrones van completando los niveles menores de energía antes de comenzar a llenar un orbital superior. Así, por
ejemplo, la configuración electrónica del boro (Z = 5) es: B 1s 2 2s 2 p 1 ; la del Litio (Z = 3) es: Li 1s 2 2s 1 .
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Estructura de Lewis:
Fórmulas de punto Las fórmulas de punto se denominan también estructuras
de Lewis y muestran las configuraciones electrónicas externas de los
elementos
Ley periódica: enuncia que las propiedades de los elementos son funciones
periódicas de su número atómico.
Los metales son elementos generalmente de color gris plateado, con puntos de fusión y ebullición altos, densidades altas,
conducen bien el calor y electricidad y son maleables. Están localizados a la izquierda de la línea de zigzag de la tabla
periódica. Tienen también un número pequeño de electrones en el último nivel y los tienden a perder durante los cambios
químicos.
Los no metales tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos, bajas densidades y características opuestas a los
metales. Se ubican a la derecha de la línea de zigzag. Tienen su último nivel electrónico exterior casi completo y tienden a
ganar electrones en los cambios químicos.
La tabla periódica tiene años de vida, nació en 1869 con el químico ruso Dimitri Mendeléyev, quien escribió los primeros 63
elementos que había observado y descubierto
Compuestos ionicos:
Un compuesto iónico es aquel que se forma cuando un átomo de baja afinidad electrónica cede electrones, convirtiéndose
en anión, mientras otro átomo gana esos electrones, dada su alta afinidad por [ellos], convirtiéndose en catión”
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Cuando se combinan un metal y un no metal, se obtiene un compuesto iónico. Entonces, cuando se combina el sodio (metal)
con el cloro (no metal) se forma el compuesto iónico cloruro de sodio
Los compuestos iónicos tienen propiedades en común:
Son sólidos cristalinos, de estructura muy ordenada, en forma de red.
Punto de fusión y ebullición elevado… Esto es consecuencia de la fuerza de atracción que une los iones cuando se
encuentran formando la red cristalina.

Las uniones por fuerza electrostática se rompen con facilidad al agregar un solvente polar, agua, por ejemplo,
disolviendo el compuesto, obteniéndose los aniones y cationes por separado.
Los compuestos iónicos, en estado líquido o disuelto, conducen la Electricidad, gracias a la movilidad de sus iones. En cambio,
en estado sólido, el compuesto no es conductor, debido a la gran fuerza de atracción que existe entre los iones cuando se
encuentran en forma de cristal, que no les permite moverse y conducir la corriente eléctrica.
Enlace ionico:
Electronegatividad: La electronegatividad de un átomo es una medida de la
capacidad que tiene para atraer los electrones de un enlace químico.
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de
ionización elevado presenta una electronegatividad alta (cloro, flúor) Por el
contrario, átomos con baja afinidad electrónica y bajo potencial de ionización
tienen electronegatividad pequeña (alcalinos).
La electronegatividad aumenta, por tanto, hacia la derecha y hacia arriba
en la tabla periódica.
La electronegatividad está relacionada directamente con el tipo de enlace
que se producirá en la molécula. “Para átomos enlazados, cuya diferencia en
electronegatividad sea mayor de 0,4 y menor que 1,7 (en la escala de
Pauling), el enlace será de tipo covalente polar. En este caso, los electrones permanecerán con el átomo más electronegativo”


Enlace químico:
El enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene a los átomos unidos. Los enlaces químicos se producen cuando dos
átomos interactúan formando átomos enlazados o iones que son más estables que los átomos mismos. Cuando se forma un
enlace químico, se libera energía.
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia, y son los que se ubican en la
capa electrónica exterior del átomo. El número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número del grupo en que
se encuentra en la tabla periódica.
Regla del octeto: La regla del octeto establece que, al formarse un enlace químico, los átomos adquieren, pierden o
comparten electrones, de modo que la capa de valencia de cada átomo contenga 8 electrones, igualando de esta forma a la
de los gases nobles.
Compuestos covalentes:
A diferencia de los compuestos iónicos que se forman entre un metal y un no metal, los compuestos covalentes se dan por la
unión de dos no metales.
No metal + No metal --> Compuesto covalente
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Los enlaces covalentes se forman entre dos átomos cuando ambos tienen tendencias similares para atraer electrones hacia sí
mismos.
Las características de los compuestos covalentes difieren de las de los compuestos iónicos:

Se presentan como líquidos o gases.

Algunos son sólidos blandos.

Puntos de fusión y ebullición bajos.

Malos conductores de calor y electricidad.

Cuando se disuelven en agua, no forman iones.
Nomenclatura de los compuestos covalentes:
1.
2.
3.
Utilizamos un prefijo para indicar el número de átomos de cada elemento no metálico (mono-, di-, penta-, etc.). 1
Nombramos primero el segundo elemento que aparece en la fórmula con el prefijo indicado y la terminación –uro
Nombramos el segundo elemento con el prefijo indicado, antepuesto por la preposición de.
Los enlaces covalentes se pueden clasificar según el tipo de
enlace:



Enlace sencillo: Se comparte un solo par de
electrones; por ejemplo, la molécula de ácido
clorhídrico.
Enlace doble: Se comparten dos pares de
electrones; por ejemplo, el dióxido de carbono.
Triple enlace: Se comparten tres pares de
electrones; por ejemplo, la molécula diatómica de
nitrógeno
Los enlaces múltiples son más fuertes que los enlaces simples. De acuerdo con la polaridad que la molécula presente, los
enlaces se pueden clasificar del siguiente modo


Enlace covalente no polar.
Enlace covalente polar
En la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen
diferentes electronegatividades, por lo que los electrones se
comparten de forma desigual, formando un enlace
covalente polar.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
El mol : En química, la unidad para contar átomos, iones y moléculas es el mol, y representa un número fijo de objetos.
El número de objetos en un mol es 6,022 × 1023 y se denomina número de Avogadro. Es equivalente a 602 204 500 000 000
000 000 000 de objetos.
1 mol de moléculas de H2O = 6,022 × 10 23 H2O moléculas.
A mol de iones NO3 – = = 6,022 × 1023 iones NO3 –.
Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma, por lo que 1 mol de 12C pesa 12 g.
La masa en gramos de un mol de una sustancia es su masa molar, que es la suma de las masas atómicas de todos los átomos
de un elemento o un compuesto (peso formular).
Para cálculos molares relacionados con elementos, se pueden utilizar dos factores de conversión: g/mol o mol/g.
Con estas relaciones podemos decir lo siguiente:



Masa molar: Gramos de una sustancia/Cantidad de moles de la sustancia.
Masa molar: Gramos de un elemento monoatómico/Número de moles del elemento.
Número de moles: Masa de la sustancia/Masa molar
Un mol de átomos iguales tiene una masa igual a su masa atómica en gramos por la masa molar (número de Avogadro)
Masa molecular y masa molar de los compuestos
El agua es una molécula formada por 2 átomos de hidrógeno con masa atómica 1 y uno de oxígeno con masa atómica 16. La
masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos componentes de la molécula, por lo tanto:



2 átomos de H=2
1 átomo de O= 16
H2O = 18
Si la masa molecular del agua es 18, la masa molar es de 18 g. Así, 18 g de H2O contienen el número de Avogadro moléculas
de H2O.
Calculemos ahora la masa en gramos de 1 mol de glucosa: C6H12O6. Primero debemos averiguar los pesos atómicos de cada
átomo interviniente en este compuesto:




6 átomos de C = 6 × 12 uma = 72 uma
12 átomos de H = 12 × 1 uma = 12 uma
6 átomos de O = 6 × 16 uma = 96 uma
180 uma
También podemos aplicar la regla de 3 simple:
Ecuaciones químicas:
Componentes de las ecuaciones químicas: Reactivo y producto.
En una ecuación química, los reactantes se escriben al lado izquierdo de la ecuación y se
separan entre sí por el símbolo más (+) de los productos que se escriben al lado derecho
de la ecuación, por una flecha:
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Balanceo de ecuaciones químicas Las ecuaciones químicas deben estar siempre balanceadas. Esto se debe a que en ninguna
reacción química se destruyen o crean átomos.
En una reacción de descomposición, una sustancia sufre una reacción para producir dos o más sustancias distintas. Muchos
compuestos sufren reacciones de descomposición cuando se calientan. Por ejemplo, muchos carbonatos metálicos se
descomponen para formar óxidos metálicos y dióxido de carbono cuando se calientan.
La energía en las reacciones químicas:
Una reacción endotérmica ocurre cuando se absorbe
calor del medio; cuando se libera calor, ocurre una
reacción exotérmica.
¿Por qué en las reacciones químicas endotérmicas se necesita absorber calor? Porque se necesita energía para romper los
enlaces químicos de los reactivos para poder formar nuevos productos.
Estequiometria:
La estequiometria es la parte de la química que se encarga del
estudio de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que
intervienen en una reacción química. Es la medición y el cálculo
de las cantidades de elementos presentes en los compuestos y
en las reacciones químicas.
Repaso:






Masa atómica: Es la masa total de protones y neutrones en un átomo o isótopo particular. Se representa con la
unidad de masa atómica (uma), que se definió mediante el isótopo más común del carbono, el carbono-12. La uma
es, entonces, 1/12 de la masa atómica de ese elemento y las masas atómicas de los otros elementos son relativas a
ella.
Peso atomico: Es la masa promedio de los átomos de un determinado elemento químico. Este número indica cuán
pesado es un elemento comparado con un átomo de otro elemento.
Masa molar: Es la masa, expresada en gramos, de un mol de moléculas. Su número es igual al peso formular de
dicha sustancia expresada en unidades de masa atómica (uma)
Masa molecular: La masa molecular es la masa de una molécula de un compuesto. Se calcula sumando las masas
atómicas relativas de todos los átomos que forman dicha molécula
Peso molecular: El peso molecular de un compuesto es el resultado de la suma de los pesos atómicos de los
elementos que la forman, multiplicado por el número de veces que se presente en la fórmula del compuesto,
expresado en gramos.
Mol: Cantidad de materia que hay en un número de Avogadro de elementos.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Relaciones de masas en las reacciones químicas: Como ya definimos y graficamos anteriormente, la estequiometría es el
estudio de las relaciones de mol, masa, energía y volumen en las reacciones químicas.
Cuando estudiamos la estequiometría de una reacción, evaluamos las cantidades de
reactantes que se combinan para producir diferentes cantidades de productos.
Reactivo limitante El reactivo limitante en una reacción química es el que determina el
máximo rendimiento de producto
Necesitamos 6 átomos de litio y 2 moléculas de nitrógeno para producir 2 moléculas de Li3N. Si no estuviese disponible esa
cantidad de átomos de litio, sería este el reactivo limitante. Se va a formar tanta cantidad de productos como la cantidad de
reactivos que haya disponibles.
El reactivo limitante es aquel que se utiliza completamente. Es por eso que el rendimiento teórico se calcula a partir de la
cantidad de reactivo limitante. Por ejemplo, la reacción de combustión del propano es la siguiente:
Si se hacen reaccionar 3 moles de C3H8 con 20 moles de O2, ¿cuál de los dos será el reactivo limitante?
Podemos realizar los cálculos de dos maneras
1. Teniendo en cuenta la información del C3H8, diremos que, para que reaccionen todos los moles de C3H8 (3 moles),
se requiere:
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Por lo tanto, solo se utilizarán 15 moles de O2 en la reacción. Este será el reactivo en exceso, y se tendrán al final de
la reacción 5 moles de oxígeno que no han reaccionado (excedente).
2. Teniendo en cuenta la información del O2, diremos que, para que reaccionen todos los moles de O2 (20 moles), se
necesitaría:
Teniendo en cuenta la información del O2, diremos que, para que reaccionen todos los moles de O2 (20 moles), se
necesitaría:


El C3H8 es el reactivo limitante (puesto que limita la cantidad que va a reaccionar).
El O2 está en exceso (parte de este quedará sobrando)
¿Qué especies estarán presentes al final de la reacción y en qué cantidad? El reactivo limitante es el que determinará
cuánto producto se formará. Luego, los moles de C3H8 son los que determinarán cuántos moles de CO2 y H2O se
producirán:
Relaciones energéticas en las reacciones químicas
. En la mayoría de las reacciones, se absorbe o libera
calor al medio. En el siguiente esquema, se ejemplifica
lo que sucede en las reacciones endotérmicas y
exotérmicas:
En una reacción endotérmica, los reactantes absorben
calor de los alrededores o del medio y se almacena en
los productos; en las reacciones exotérmicas,
el calor se transfiere desde los reactantes a
los alrededores.
Gases:
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Gases en condiciones atmosféricas normales:
se puede ver que hay elementos que existen como moléculas diatómicas gaseosas, el ozono (O3), que es un alótropo del
oxígeno, y todos los elementos del grupo VIII A, los gases nobles, monoatómicos.
Se puede ver que la mayoría de los elementos se encuentra en estado
sólido. En violeta se muestran los gases. También se muestran compuestos
que se encuentran como gases. Los compuestos iónicos no existen como
gases en condiciones naturales, ya que los cationes y aniones de dichas
moléculas están unidos por fuerzas electrostáticas muy fuertes, por lo que
se necesitaría mucha energía para poder romper los enlaces que las unen.
Características de los gases:
Todos los gases poseen las siguientes características físicas:




Adoptan la forma y volumen del recipiente que los contiene: Un gas se expande espontáneamente hasta llenar su
recipiente.
Son muy compresibles: Cuando se aplica presión a un gas, su volumen disminuye fácilmente.
Forman mezclas homogéneas unos con otros, independientemente de la identidad de cada uno y de las
proporciones relativas.
Tienen densidades mucho menores que las de los sólidos y los líquidos
Se conoce como gases nobles o inertes al conjunto de elementos químicos que constituyen el grupo 18 (VIIIA) de la tabla
periódica de los elementos y que presentan una serie de características en común, siendo la más importante su bajísimo
grado de reactividad,
Presión: Los gases ejercen presión sobre la superficie con la que contactan.
La presión atmosférica es la presión que ejerce la atmósfera sobre la superficie de la Tierra, a causa de la gravedad. Así, la
presión de un gas es la fuerza que actúa sobre una superficie dada:
Para medir la presión de los gases, se utilizan dos instrumentos:


Barómetro: Mide la presión ejercida por la atmósfera.
Manómetro: Mide la presión del gas aislado.
El valor real de la presión atmosférica depende de la localización, la temperatura y las condiciones climáticas.
La presión atmosférica estándar es la presión normal en el nivel del mar y es igual a la presión de 760 mmHg, donde mmHg
representa la presión ejercida por una columna de mercurio a 1 mm de altura. La unidad de mmHg tambiénse denomina
torr, por quien inventó el barómetro, Evangelista Torricelli: 1 torr = 1 atm = 760 mmHg.
La unidad de medida de la presión en el SI (sistema internacional) es el pascal (Pa), que se define como 1 newton por metro
cuadrado:
Leyes de los gases
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Las leyes de los gases son relaciones empíricas que describen el volumen (V), la presión (P), la temperatura (T) y la cantidad
de gas en moles (n)
Ley de Boyle: relación presión-volumen: Esta ley expresa la relación que hay entre la presión y el volumen de un
gas ideal, a temperatura constante y con un número constante de moles: el volumen de un gas es inversamente
proporcional a la presión,
Ley de Charles: relación temperatura-volumen: Esta ley postula que el volumen (V) de un
gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (T), considerando una presión
constante, Si la presión permanece constante, debe aumentar el volumen.
Ley de Avogadro: relación cantidad-volumen
Esta ley enuncia que el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles de las moléculas del gas
cuando la presión y temperatura permanecen constantes. Si aumentan los moles de un gas, aumentan el volumen, y
viceversa.
El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n). Por lo tanto: V1/n1 = V2/n2. Por
consecuencia: V1 × n2 = V2 × n1.


Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen.
Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen.
El volumen molal (1 mol) del gas ideal es de 22,4 L en condiciones normales de 1 atm y 273 °K (0 °C).
El volumen molal de un gas ideal sirve para calcular el número de átomos en un
volumen dado de un gas.
La ecuación del gas ideal
Las leyes de Boyle, Charles y Avogadro se pueden combinar para obtener una relación entre P, V, T y n para un gas ideal. De
esta forma, se obtiene la ecuación de los gases ideales:
PV = nRT (donde R es la constante de proporcionalidad).
El valor y las unidades de R dependen de las unidades de P, V, n y T. La temperatura debe expresarse como temperatura
absoluta. La cantidad de gas (n) se expresa en moles, la presión, en atm, y el volumen, en L.
R = 0,0821 L-atm/mol-K.
Ley de Gay Lussac: relación presión-temperatura Esta ley
postula que la presión del gas es directamente proporcional a su
temperatura (a volumen constante):
P = k × T (k es una constante) Por lo tanto: P1/T1 = P2/T2, o
bien: P1 T2 = P2 T1.
Lo cual tiene como consecuencia lo siguiente:


Si la temperatura aumenta, la presión aumenta
Si la temperatura disminuye, la presión disminuye.
Se pueden observar de manera resumida las leyes de los gases y sus respectivas fórmulas:


Ley de Charles: Relaciona la temperatura con el volumen de un gas.
Ley de Boyle: Relaciona la presión con el volumen de un gas.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998



Ley de Gay Lussac: Relaciona la presión con la temperatura de un gas.
Ley de Avogadro: Relaciona el volumen con la cantidad en moles de un gas.
Ley general de los gases: Relaciona la presión, el volumen y la temperatura de los gases.
Mezcla de gases y presiones parciales
La presión ejercida por un componente dado de una mezcla se denomina presión parcial de ese gas. Esta instancia está
contemplada en la ley de Dalton de las presiones parciales.
Ptotal = P1 + P2 + … Pn
Si tenemos, por ejemplo, dos gases (A y B) que están en un recipiente de volumen (V), la presión ejercida por el gas A, de
acuerdo con la ecuación del gas ideal,
es: .
Donde nA es el número de moles de A presente.
Del mismo modo, la presión ejercida por el gas B es:
En una mezcla de gases A y B, la presión total (PT) es el resultado de las colisiones de ambos tipos
de moléculas (A y B) con las paredes del recipiente. Por lo tanto, de acuerdo con la ley de Dalton:
Aquí n —el número total de moles de los gases presentes— está dado por n = nA + nB. Por su lado,
PA y PB son las presiones parciales de los gases A y B, respectivamente. Así, para una mezcla de
gases, la PT depende solo del número total de moles de gas presente, no de la naturaleza de las
moléculas del gas.
Liquidos:
Las características de los líquidos son:





Asumen la forma del recipiente que los contiene.
Tienen una densidad mayor que la de los gases, pero menor que la de los sólidos.
Son incompresibles: Las partículas están en constante movimiento, pero su organización es más compacta que la de
un gas, lo que deja poco espacio vacío entre moléculas.
La fuerza de atracción entre las moléculas es mayor que la de los gases. Estas fuerzas intermoleculares, en
comparación con las fuerzas de un enlace químico, son más débiles.
Las moléculas tienen un arreglo más ordenado que las moléculas de los gases
Cambios de fase:
Evaporación: La evaporación sucede cuando las moléculas de la superficie del líquido entran a la fase gaseosa. Cuando la
energía cinética de las moléculas de la superficie es suficiente para superar las fuerzas intermoleculares que las unen al
líquido, escapan a la fase gaseosa en forma de vapor, mientras que, cuando el vapor regresa al estado líquido, se denomina
condensación
Presión del vapor Mide el grado en el cual el líquido entra al estado de vapor. La presión de vapor de un gas se mide
determinando la presión ejercida por el vapor en equilibrio con el estado líquido a una temperatura fija. Hay una relación
directa entre la presión de vapor y la temperatura. Los líquidos con presiones de vapor altas a temperatura ambiente (25 °C)
se denominan líquidos volátiles
Punto de ebullición: Si observamos la tabla periódica, el punto de ebullición del mercurio es de 629,88 °K (357 °C). A esa
temperatura y con una presión de 1 atm, hierve, a diferencia del agua, que lo hace a 100 °C. La ebullición ocurre cuando un
líquido alcanza una temperatura en la cual la presión de vapor del líquido se hace igual a la presión de los gases sobre el
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
líquido. El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual hierve cuando la presión externa es de 1
atm.
Fuerzas intermoleculares:
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas… A medida que desciende la temperatura de un
gas, disminuye la energía cinética promedio de sus moléculas.
A diferencia de las fuerzas intermoleculares, las fuerzas intramoleculares mantienen juntos los átomos de una molécula y
son las principales responsables de las propiedades físicas de la materia. Las fuerzas intermoleculares suelen ser más
débiles que las intramoleculares; por ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces
de sus moléculas
En los líquidos, existen 3 tipos de fuerzas intermoleculares primarias que provienen de la interacción electrostática de
partículas con carga opuesta. Dichas fuerzas son:



Interacciones dipolares (dipolo-dipolo).
Enlaces de hidrógeno.
Fuerzas de dispersión
Interacciones dipolares: Las moléculas polares se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo
negativo de la otra. Al aumentar la polaridad de las moléculas, aumenta la intensidad de las atracciones intermoleculares.
Fuerzas ion-dipolo: Existe la fuerza ion-dipolo, entre un ion y la carga opuesta parcial de un extremo de una molécula polar.
La magnitud de la atracción aumenta al aumentar la carga del ion o la magnitud del momento dipolar.
Enlaces de hidrógeno Los enlaces de hidrógeno son un caso especial de interacciones dipolares. Ocurren en líquidos
compuestos de moléculas que tienen un átomo de H enlazado de forma covalente al N, al O al F. Hay separación de cargas
en moléculas que presentan este tipo de enlace, debido a la atracción de F, O y N por el electrón del H. Los enlaces de
hidrógeno son los más fuertes entre las fuerzas intermoleculares.
Fuerzas de dispersión de London
son las más débiles de todas las fuerzas. Están presentes en todas las moléculas. Son las principales fuerzas que atraen a las
moléculas no polares y se dan cuando las moléculas están muy cerca entre sí. Son fuerzas de atracción que se generan a
partir de los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas.
Propiedades de los líquidos
Las fuerzas intermoleculares determinan varias de las características estructurales y propiedades de los líquidos
Viacoaidad: La viscosidad es una medida de la resistencia de los líquidos a fluir. Cuanto más viscoso es un líquido, más lento
es su flujo. La viscosidad de un líquido suele disminuir con el aumento de la temperatura; por esta razón la melaza caliente
fluye más rápido que cuando está fría. Los líquidos con fuerzas intermoleculares fuertes son más viscosos que los que
tienen fuerzas intermoleculares débiles.
Tensión superficial: La tensión superficial es una medida de la fuerza elástica que existe en la superficie de un líquido… Es la
cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área. Los líquidos que
tienen fuerzas intermoleculares grandes también poseen tensiones superficiales altas.
Sólidos
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Los sólidos pueden ser:
Cristalinos.
Amorfos (no cristalinos)
En un sólido cristalino, sus átomos, iones o moléculas están ordenados en disposiciones bien definidas y suelen tener
superficies planas que forman ángulos definidos entre sí, por lo que
adquieren formas muy regulares
Gracias a la distribución de estas partículas en el sólido cristalino, las
fuerzas netas de atracción intermolecular son máximas. Las fuerzas que
mantienen la estabilidad de un cristal pueden ser iónicas, covalentes de
van der Waals, puentes de hidrógeno o una combinación de todos ellos.
Las partículas de un sólido amorfo no están dispuestas de forma
ordenada, por lo que carece de forma y caras definidas. Por lo general, este
tipo de sólido está compuesto por moléculas grandes y complejas o es una
mezcla de moléculas que no se pueden apilar.
Tipos de cristales Las estructuras y propiedades de los cristales, como punto de fusión, densidad y dureza, están
determinadas por el tipo de fuerzas que mantienen unidas las partículasAsí, los cristales se pueden clasificar del siguiente
modo:




Ionico
Covalente
Molecular
Metalizo
Tipo de cristal
Iónico
Covalente
Molecular
Metálico
Fuerzas que las mantienen unidas
Propiedades
Atracciones electrostáticas.
Duros y quebradizos, altos puntos de
fusión, baja conductividad térmica y
eléctrica.
Enlace covalente.
Muy duros, puntos de fusión muy altos,
comúnmente baja conductividad térmica
y eléctrica.
Fuerzas de dispersión, dipolo-dipolo,
puente de hidrógeno.
Blandos, bajo a moderadamente alto
punto de fusión, baja conductividad
térmica y eléctrica.
Enlaces metálicos.
Desde blandos a muy duros, maleables y
dúctiles, desde bajo a alto punto de
fusión, muy buena conductividad
térmica y eléctrica.
Equilibrio líquido-sólido:
La transformación de sólido a líquido se denomina fusión, que es lo contrario que la congelación. El punto de fusión de un
sólido o el punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en equilibrio.
El calor molal de fusión es la energía necesaria (comúnmente, en kilojulios) para fundir un mol de un sólido.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Equilibrio sólido-vapor
El proceso en el cual las moléculas pasan directamente de sólido a vapor se conoce como sublimación. El proceso
inverso se denomina deposición, es decir, las moléculas hacen la transición directa de vapor a sólido
los diferentes cambios de fase de una sustancia.
Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado de sólido
a estado gaseoso sin pasar por el estado líquido
Deposición: Cuando las moléculas del sólido hacen la transición directa a
vapor.
Vaporización Proceso mediante el cual una sustancia cambia de estado
líquido a estado gaseoso.
Condensación: Cambio de estado de la materia que se encuentra en
forma gaseosa y pasa a forma líquida
Fusión: Es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la
materia, del estado sólido al estado líquido, por la acción del calor
Congelación: El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la
que dicho líquido se solidifica debido a una reducción de energía
Soluciones:
En una mezcla homogénea, las partículas de soluto en las soluciones son muy pequeñas (de 0,1 a 1 nm); si son mayores, se
clasifican como coloides o suspensión.
Solvente + Soluto = Soluciónt
Tipos de disoluciones:
Dependiendo del estado físico original (sólido, líquido
o gaseoso) de los componentes, se distinguen seis
tipos de disoluciones:
En las soluciones líquido-líquido, suele utilizarse el
término miscible, que significa que dos líquidos son
mutuamente solubles. Los líquidos son inmiscibles
cuando no son solubles y no se mezclan, por lo que
forman una mezcla heterogénea
En las soluciones gas-líquido, el gas es el soluto
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Las disoluciones también se clasifican por su capacidad para disolver un soluto:



Solución saturada: Contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una
temperatura específica. En esta solución se presenta un
equilibrio de solubilidad.
Solución no saturada: Contiene menor cantidad de soluto
que la que es capaz de disolver.
Solución sobresaturada: Contiene más soluto que el que
puede haber en una disolución saturada.
Proceso de disolución: Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente), las partículas del soluto se
dispersan en el disolvente. La solubilidad es la cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad determinada de solvente.
Las soluciones se forman cuando las fuerzas de atracción entre el soluto y el solvente son de una magnitud comparable con la
de las fuerzas que existen entre las partículas del soluto o las partículas del solvente.
Para que el soluto se separe en sus componentes, necesita un aporte de energía para romper los enlaces que mantienen
unida a la molécula, lo que resulta en una reacción endotérmica. Lo mismo sucede con las moléculas del solvente, que se
deben separar para unirse a las del soluto y formar una solución. La interacción de atracción entre el soluto y el solvente da
lugar a un proceso exotérmico o endotérmico.
Entonces, el cambio de entalpia global al formarse la solución está dado por la suma de los 3 términos:


Si la atracción soluto-disolvente es mayor que la atracción solvente-solvente y que la
atracción soluto-soluto, el proceso de disolución será favorable o exotérmico (ΔH < 0).
Si la interacción soluto-disolvente es más débil que las interacciones disolvente-disolvente y soluto-soluto, el
proceso de disolución será endotérmico (ΔH > 0).
Factores que influyen en la solubilidad:
depende de 3 factores:



La naturaleza del soluto.
La naturaleza del solvente.
La temperatura y la presión ambiental.
Según la naturaleza del soluto y del solvente, se considera lo siguiente




Las sustancias que tienen estructuras y fuerzas intermoleculares similares tienden a ser solubles.
Las sustancias que tienen estructuras y fuerzas intermoleculares diferentes son menos solubles o insolubles.
Las moléculas polares tienden a ser más solubles en líquidos polares que en líquidos no polares.
Las moléculas no polares tienden a ser más solubles en líquidos no polares que en líquidos polares.
A temperaturas más altas, masas de solutos más grandes se disuelven en una masa fija de agua que a temperaturas más
bajas. La presión también influye en las soluciones tipo gas-sólido, de acuerdo con la ley de Henry, que enuncia que la
solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión del gas sobre la solución. A medida que se
incrementa la presión del gas disuelto en la solución, aumenta la solubilidad.
Concentración de las soluciones:
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
El estudio cuantitativo de una disolución requiere que se conozca su concentración, es decir, la cantidad de soluto presente
en determinada cantidad de una disolución
Las unidades de concentración se utilizan para expresar la cantidad de solutos en una solución; en este caso, la unidad
utilizada es pares por millón (ppm).
Unidades de concentración
Unidad
Símbolo
Porcentaje en masa
% m/m
Porcentaje de masa a
volumen
% m/v
Porcentaje en volumen
% v/v
Partes por mil
%
Partes por millón
ppm
Molaridad
M
Normalidad
N
Molalidad
m
Fórmula
% m/m = Masa del
soluto × 100
Masa de solución
m/v = Masa del soluto ×
100
Volumen de
solución
% v/v = Volumen del
soluto × 100
Volumen de solución
% = Masa de soluto × 100
Masa de solución
Ppm = Masa de soluto × 1
000 000
Masa de
solución
M=
Moles de soluto
Volumen de solución
(L)
N = Equivalente de
soluto
Volumen de
solución (L)
m = Moles de soluto
Kg de solvente
Osmolaridad
Osm
Osm =Moles de partículas disueltas
Volumen de solución (L)
Porcentaje en masa “El porcentaje en masa (también llamado porcentaje de peso o peso porcentual) es la relación de la
masa de un soluto en la masa de la solución (soluto + solvente), multiplicado por 100 %
Molaridad
Es el número de moles de soluto por litro de solución. La molaridad es la unidad de concentración que se encuentra con
mayor frecuencia en la química elemental
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Electrolitos y no electrolitos
Los solutos que producen soluciones que conducen la corriente eléctrica se llaman electrolitos. Las sustancias iónicas
disueltas se pueden clasificar como electrolitos débiles o electrolitos fuertes. Un electrolito fuerte es el soluto que se disocia
en iones casi totalmente en una solución, como los sólidos iónicos, lo que produce soluciones muy buenas conductoras de
electricidad, a diferencia del electrolito débil, que es un soluto que se disocia menos.
Un no electrolito es una sustancia que cuando se disuelve no se ioniza, o lo hace ligeramente.
Propiedades de las soluciones:
Las soluciones presentan propiedades especiales que dependen de la concentración de las partículas de soluto disueltas.
Estas son:




Disminución de la presión de vapor.
Elevación del punto de ebullición.
Depresión del punto de congelación.
Presión osmótica
Disminución de la presión de vapor
La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos
factores:
1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.
2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso
a vapor.
Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor
observada.
Esquema de la ley de Raoult:
Donde P1 es presión y X1, la fracción molar de 1 en la fase
líquida.
Elevación del punto de ebullición:
La temperatura de ebullición de un líquido es aquella a la cual su presión de vapor iguala a la atmosférica.
La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura
de ebullición (ΔTe ) es proporcional a la concentración molar del soluto:
ΔTe = Ke m.
La constante ebulloscópica (Ke ) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el agua
su valor es 0,52 °C/mol/kg. Esto significa que una disolución molal de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una
elevación ebulloscópica de 0,52 °C.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Depresión del punto de congelación:
En el punto de congelación, la presión de vapor de una sustancia es igual en sus fases líquida y sólida. La adición de un soluto
a un solvente disminuye la presión de vapor de la fase líquida más que de la fase sólida; por lo tanto, en una solución el
líquido se congela a más baja temperatura debido a que la presión de vapor de la fase sólida iguala a la presión de vapor de la
fase líquida a una temperatura más baja.
Osmosis y presión osmótica:
La ósmosis es el movimiento de moléculas de solvente a través de una membrana semipermeable, la cual permite el paso a
través de ella de moléculas pequeñas como el agua. El agua fluirá a través de la membrana semipermeable desde la solución
con mayor concentración de soluto a la solución menos concentrada, equiparando la molaridad de ambas soluciones
Si comparamos la presión osmótica de dos disoluciones, podemos definir tres tipos de disoluciones:
1.
2.
3.
Disoluciones isotónicas: Son aquellas que manifiestan la misma presión osmótica que la disolución de referencia.
Disoluciones hipotónicas: Son aquellas que manifiestan menor presión osmótica que la disolución de referencia.
Disoluciones hipertónicas: Son aquellas que manifiestan mayor presión osmótica que la disolución de referencia.
Coloides:
Al igual que las soluciones, los coloides son una mezcla
homogénea, pero difieren en el tamaño de las partículas disueltas.
Las partículas coloidales son mucho más grandes que las moléculas
de los solutos comunes; miden entre 1 × 10 3 pm y 1 × 10 6 pm.
Tipos de coloides:
Una suspensión coloidal también carece de la homogeneidad de
una disolución común. La fase dispersa y el medio dispersor
pueden ser gases, líquidos, sólidos o una combinación de diferentes
fases
Los coloides se pueden clasificar del siguiente modo:


Hidrofílicos: Con atracción por el agua.
Hidrofóbicos: Repelidos por el agua
En general, los coloides hidrofóbicos no son estables en agua y sus partículas forman conglomerados, como gotas de aceite en
agua, que se distribuyen en una película oleosa en la superficie del agua
Velocidad de las reacciones químicas:
La velocidad con la que ocurren estas reacciones químicas para la formación de estos compuestos se estudia a través de la
cinética química.
Los reactantes, como el oxígeno y el nitrógeno molecular, se combinan a una determinada velocidad de reacción para formar
el NO. Podemos decir, entonces, que la velocidad de reacción es una medida de la rapidez con que se forman los productos
a partir de los reactantes
Cómo se podría medir la velocidad de la reacción cuando el oxígeno y el nitrógeno molecular se combinan para formar NO?
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Si determinamos la disminución de la concentración de los reactantes (O2 y N2) o el aumento de la concentración del
producto (NO) en un intervalo de tiempo específico, podemos medir la velocidad de esa reacción
De esta forma, la velocidad de reacción es inversamente proporcional al tiempo requerido para que esta ocurra. Así, en una
reacción con una velocidad de reacción alta, el intervalo de tiempo para que ocurra es relativamente corto, lo que sucede de
forma contraria con velocidades de reacción bajas.
Podemos decir que la velocidad de reacción es la rapidez con que se consume A o se produce B:
La velocidad media disminuye de manera constante
conforme avanza la reacción.
Suponiendo que tomamos una muestra de aire con presencia de esmog fotoquímico y encontramos que hay 12 moles de N2
(A) en el tiempo cero y 0 moles de NO (B), y después de 20 minutos la muestra contiene 2 moles de N2 y 10 moles de NO,
para calcular la velocidad media de la reacción realizamos el siguiente cálculo:
Esta ecuación se enfoca en el número de moles de NO (B) que se
producen durante la reacción, lo que indica la rapidez de aparición de
B.
Si expresáramos la velocidad en referencia al N2 (A), la estequiometría de la reacción nos indicaría que una molécula de A
desaparece por cada molécula de B. Entonces, el Δ (moles de A) es un número negativo de igual magnitud que Δ (moles de
B), pero con signo positivo:
Si expresamos en términos de velocidad la
rapidez con que desaparece A:
La velocidad instantánea de la reacción en cualquier punto difiere de la velocidad media en un
intervalo de tiempo y se obtiene de la tangente recta que toca la curva en el punto de interés.
Velocidad de reacción y estequiometría:
Cuando las relaciones estequiométricas son de uno a uno, como en el ejemplo que vimos anteriormente, por cada mol de A
que se consume, se produce un mol de B, pero, si balanceamos químicamente la ecuación, sería:
La velocidad de reacción depende de la concentración de reactivos, por lo que
disminuirá mientras menor sea dicha concentración.
Factores que afectan las velocidades de reacción
hay algunos factores que afectan las velocidades de reacción:




Naturaleza de los reactivos
Concentración de los reactivos
Temperatura
Adicion de catalizadores
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Naturaleza de los reactantes:La naturaleza de las moléculas determina la reacción, debido a la afinidad de ellas cuando
colisionan entre sí para formar un producto
Concentración: En la mayoría de las reacciones químicas, las velocidades están directamente relacionadas con la
concentración de los reactantes.
Temperatura: A medida que aumenta la temperatura de una mezcla de reacción, la velocidad de la reacción también
aumenta, ya que la temperatura es directamente proporcional a la velocidad.
En una reacción exotérmica, la energía total potencial almacenada en los reactantes es mayor que la energía potencial en los
productos. Esta energía potencial almacenada se denomina entalpia. La diferencia entre la entalpia de los productos (Hp) y la
de los reactantes (HR) se llama calor de reacción o cambio de entalpia (ΔH).
Energía de activación en reacciones exotérmicas y endotérmicas
Catalizadores Un catalizador es una sustancia que disminuye la energía de activación de una reacción química; de esta forma,
una mayor cantidad de partículas reactantes tiene suficiente energía para colisionar cuando disminuye la energía de
activación, por lo que aumenta la velocidad de la reacción.
Los catalizadores no afectan el estado de equilibrio de un sistema químico, pues únicamente aumenta la velocidad con la que
se llega al estado de equilibrio.
Sistemas en equilibrio químico:
En un equilibrio químico, también se encuentran dos velocidades iguales y opuestas. Si bajo condiciones apropiadas se
colocan en un sistema cerrado CO2 y H2, se combinarán para formar CO y vapor de agua, según la siguiente ecuación:
Si se lleva a cabo en un sistema cerrado, cuando los productos se combinan para
producir los reactantes, la reacción es reversible.
Se establece el equilibrio químico cuando la velocidad de la reacción directa es
igual a la velocidad de la reacción inversa, en un tiempo determinado.
Principio de Le Chatelier: El principio de Le Chatelier enuncia que, si
cambia la concentración, la presión o la temperatura de un sistema en
equilibrio químico, el sistema se desplazará para minimizar el cambio y
volver a su estado de equilibrio, cambiando la concentración de los
reactantes o productos.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Cambios de concentración: Si se aumenta la concentración de una especie, el equilibrio se desplazará en forma tal que se
disminuirá la concentración de la sustancia que se agregó.
Efectos de la concentración sobre el equilibrio químico:
Cambios de presión: Según el principio de Le Chatelier, los
sistemas en equilibrio se desplazan para mantener la
presión constante según esta aumente o disminuya. La
presión de un gas es directamente proporcional al número
de moles de partículas de gas; de este modo, al aumentar
la presión, el equilibrio se desplaza a favor de la reacción
que produzca el número más pequeño de moles de
partículas de gas, y viceversa.
Cambios de temperatura: Al incrementarse la
temperatura, un sistema en equilibrio se desplaza a favor
de la reacción que absorbe el calor agregado, pero cuando
esta disminuye la reacción se desplazará hacia el lado de
la reacción que remplaza el calor perdido.
Adición de un catalizador: Un catalizador
es una sustancia que disminuye la energía
de activación de una reacción, pero no
produce cambios en la posición de los
sistemas en equilibrio. Las condiciones de
equilibrio se obtienen más rápido en
presencia de un catalizador.
Definiciones de ácido y base:
Cuando hablamos de ácidos o bases, hacemos referencia al pH. Una sustancia ácida tiene un pH bajo y una sustancia o
solución básica o alcalina tiene un pH alcalino (alto). Los ácidos y las bases se diferencian en términos de sus propiedades
generales.
Los ácidos son amargos, reaccionan con las bases para producir sales y agua y se combinan con metales activos para liberar
gas hidrógeno (H2). Las bases son diferentes, son agrias.
Definición de Arrhenius: Svante Arrhenius propuso las primeras definiciones para los ácidos y bases:


Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de H+ en una solución acuosa.
Una base de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de OH− en una solución acuosa.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998


En solución acuosa, los iones H+ reaccionan inmediatamente con las moléculas de agua para formar iones hidronio,
H3O+.
En una reacción ácido-base o reacción de neutralización, un ácido y una base de Arrhenius reaccionan
generalmente para formar agua y una sal.
Debido a que el agua es un electrolito débil, una pequeña cantidad de moléculas se ioniza y forma iones.
Un ion hidronio es un protón hidratado: H(H2O) + . La mayoría de los iones hidronio es hidrógeno enlazado a otras moléculas
de agua y se escribe, por lo general, así: H +
El principal ácido presente en el estómago de los monogástricos es el ácido clorhídrico, el cual, si se mezcla con agua, se
ioniza:
Según la definición de Arrhenius, el HCl es un ácido porque aumenta el número de iones H + en la solución, y una base es el
KOH porque aumenta la concentración de OH − en la solución:
El amoníaco NH3 es un compuesto covalente que no tiene un grupo hidroxilo en su molécula. Al reaccionar con el agua,
también se comporta como una base de Arrhenius:
Las fuerzas de los ácidos y las bases están en relación con el número de iones hidronio o hidroxilo que se producen cuando
las sustancias se disuelven en agua.
Definición de Brönsted-Lowry Este nuevo concepto incluye en la clasificación de ácidos y bases a más sustancias. La
definición de Arrhenius hace énfasis en los iones H + y OH − .
Acido: sustancia que dona protones
Base: sustancia que acepta protones
Una extensión de la definición de Brönsted de ácidos y bases es el concepto de par conjugado ácido-base, que se define
como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado. Todo ácido de Brönsted tiene una base conjugada
y toda base de Brönsted tiene un ácido conjugado. Si repasamos el ejemplo del ácido clorhídrico:
El ion cloruro es la base conjugada que se forma a partir del ácido HCl, y H2O es la base conjugada a partir del ácido H3O+
(ion hidronio).
Acidos y bases fuertes y débiles:
Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en el agua. En equilibrio, las disoluciones de los
ácidos fuertes carecen de moléculas de ácido sin ionizar
La mayor parte de los ácidos está conformada por ácidos débiles, los cuales se ionizan, solo en forma limitada, en el agua. En
el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones
H3O+ y la base conjugada.
Las bases fuertes son electrólitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Los hidróxidos de los metales alcalinos y los
de algunos metales alcalinotérreos son bases fuertes.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Las bases débiles, igual que los ácidos débiles, son electrólitos débiles. El amoníaco es una base débil, ya que se ioniza en
forma muy limitada en agua
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Equilibrios de disociación de ácidos y bases:
Reacciones de ácidos y bases fuertes:
La reacción más importante de los ácidos y las bases fuertes es la reacción de neutralización, que es cuando un ácido se
combina con una base para formar una sal y agua.
Reacción de neutralización:
Los ácidos y las bases fuertes se ionizan totalmente en agua, por lo que los iones en fase acuosa se representan en la
ecuación
iónica general:
Si se combinan cantidades equivalentes de un ácido fuerte y una base fuerte, se produce una solución neutra.
Reacciones de bases fuertes y ácidos débiles:
En solución acuosa, una base fuerte se ioniza totalmente y un ácido débil, al ser un electrolito débil, queda en gran parte sin
ionizar, lo que forma soluciones básicas. Los iones hidróxido de las bases fuertes aceptan protones del ácido débil no
ionizado, por lo que producen agua y la base conjugada del ácido débil.
Reacciones de ácidos fuertes y bases débiles:
En este caso, la unión de estos dos produce el ácido conjugado de la base débil. La sal que resulta de la reacción de un ácido
fuerte y una base débil produce una solución ácida cuando se disuelve en agua.
Concepto de ph: El pH es el potencial de hidrogeniones, es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución, [e] indica la
concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.
La expresión matemática es:
Propiedades ácido-base det las soluciones salinas:
Las sales se disuelven en agua y, cuando lo hacen, están totalmente
ionizadas. Casi todas las sales son electrolitos fuertes; de este modo,
las propiedades ácido-base de las soluciones salinas se deben al
comportamiento de sus aniones y sus cationes.
La hidrólisis ocurre cuando los iones reaccionan con el agua para
formar H + u OH − .
Los aniones que provienen de ácidos débiles, como el ácido
fluorhídrico (HF), reaccionan con el agua para producir iones OH− y,
por lo tanto, son básicos:
Los aniones que todavía tienen hidrógenos ionizables, como el
HSO3−, son anfotéricos, es decir que
pueden actuar como ácidos o como
bases
A excepción de los cationes alcalinos y alcalinotérreos más pesados, todos los cationes actúan como ácidos débiles en
solución acuosa.
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
¿Cómo influirán en el pH de una solución estos cationes (alcalinos y alcalinotérreos) entonces? No influyen en el pH, ya que
no se hidrolizan en agua.
Si se considera el catión y el anión que componen una solución salina, podemos predecir el pH, considerando la fuerza
relativa de los ácidos y bases de los cuales proviene la sal:
Sales derivadas de una base fuerte y un ácido fuerte: Ninguno de los cationes o aniones se hidroliza, por lo que la
solución tendrá un pH de 7 (neutro). Ejemplos
 NaCl, que proviene de NaOH y HCl.
 Ca(NO3)2, que proviene de Ca(OH)2 y HNO3.
2. Sales derivadas de una base fuerte y un ácido débil: El anión es una base conjugada relativamente fuerte, se
hidroliza para formar iones (OH − ). El anión no se hidroliza. La solución tiene un pH mayor a 7. Por ejemplo, el
NaCLO.
3. Sales derivadas de una base débil y un ácido fuerte: En este caso el catión es un ácido conjugado relativamente
fuerte. El catión se hidroliza para producir iones (H + ). La solución tiene un pH menor a 7. Por ejemplo, el NH4Cl.
4. Sales derivadas de una base débil y un ácido débil: Tanto el catión como el anión se hidrolizan. El pH de la solución
dependerá del grado de hidrólisis de cada ion.
1.
Solución reguladora: Los amortiguadores o buffers resisten los
cambios de pH porque contienen tanto una especie ácida que
neutraliza los iones OH − como una especie básica que
neutraliza los iones H + ; este requisito se da en los conjugados
ácido-base débil, como HC2H3O2—C2H3O2−, o NH4 +—NH3.
Entonces, los amortiguadores se forman mezclando un ácido
débil o una base débil con una sal de ese ácido o esa base.
Cada solución buffer tiene un pH determinado. Las soluciones
buffer ácidas tienen un pH menor a 7 y las básicas, mayor a 7.
Soluciones buffer:
Ph: Potencial de hidrogeniones. Indica la concentración
de iones de hidrógeno presentes en determinadas
disoluciones. Tiene una escala del 0 al 14, donde el pH 7
es el neutro.
Acido de brinsted lowry Donador de protones
Base de bronsted lowry Receptor de protones.
Buffer Soluciones que resisten cambios de pH
Hidrolisis: Formación de un ácido y una base a partir de
una sal por interacción con el agua.
Anfótero: Una sustancia anfótera es aquella que puede
reaccionar ya sea como un ácido o como una base
Descargado por Torres Matias ([email protected])
lOMoARcPSD|27745998
Descargado por Torres Matias ([email protected])