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irving-uriel-garcia-carranza
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QUÍMICA IITEMARIO
• Tema 1 Estequiometría de las disoluciones verdaderas y de las reacciones completas
• Tema 2 Equilibrio químico• Tema 3 Equilibrio ácido base en disolución
acuosa.• Tema 4 Solubilidad y precipitación.• Tema 5 Oxidación reducción.
BIBLIOGRAFÍA• Brown Theodore L. y col. Química, la Ciencia
Central, 7ª ed. México, Pearson Educación, 1998.• Chang Raymond. Química 6ª ed. México, Mc
Graw-Hill, 1999.• Ebbing Darrell D. Química General 5ª ed. México,
Mc Graw-Hill, 1997.• Moore John W. El Mundo de la Química
Conceptos y Aplicaciones 2ª ed. México Addison – Wesley, 2000.
BIBLIOGRAFÍA
• Petrucci Ralph y Harwood William S. Química General 8ª ed. Madrid, Pearson.
• Sherman Alan Conceptos Básicos de Química 6ª ed. México CECSA, 1999.
• Brady James E. Química Básica 2ª ed. México, Limusa- Willey, 1999
QUÍMICA IISISTEMA DE EVALUACIÓN
Concepto Periodicidad ObservacionesTrabajos de Control10 puntos
Uno por tema No es el promedio de todas las calificaciones, aunque se toma como referencia
Prueba Departamental10 puntos
Al final del semestre Imprescindible aprobarla
Prueba Final10 puntos
Al final del semestre Imprescindible aprobarla
Calificación final10 puntos
Se tienen en cuenta los tres conceptos anteriores
No es el promedio, aunque se toma como referencia
SISTEMAS DISPERSOS
TIPO DE SISTEMA DISPERSO TAMAÑO DE LA PARTÍCULA DISPERSA (nm)
MEZCLAS > 100
COLOIDES Entre 1 y 100
DISOLUCIONES VERDADERAS
< 1
Disoluciones verdaderas
sistema disperso = fase dispersa + fase dispersante
Disolución verdadera = soluto + disolvente
D = s + d
Solubilidad y reglas de solubilidad
“La solubilidad es la propiedad que tiene una sustancia de disolverse en otra a una temperatura dada.”
Cualitativamente: Podemos decir que una
sustancia es muy soluble o poco soluble en otra a una temperatura dada.
Solubilidad y reglas de solubilidad
Cuantitativamente, podemos expresar la solubilidad a través del “coeficiente de solubilidad ”
Se define como “la cantidad de soluto que
saturan 100 g de un disolvente a una temperatura dada”
Una de las clasificaciones
• No saturada: Admite más soluto a una temperatura dada.
• Saturada: No admite más soluto a una temperatura dada.
• Sobresaturada: Tiene disuelto más soluto que el correspondiente a una temperatura dada.
Reglas de solubilidad
• Los ácidos inorgánicos son solubles y los orgánicos de bajo peso molecular.
• Los compuestos inorgánicos comunes de los elementos del grupo 1A y del ión amonio son solubles.
• Los nitratos, acetatos, cloratos y percloratos son solubles.
• Los cloruros son solubles, con excepción del AgCl, Hg2Cl2 y PbCl2.
Reglas de solubilidad
• La mayoría de los sulfatos son solubles, excepto PbSO4 BaSO4 y HgSO4. El CaSO4 y el Ag2SO4 son poco solubles.
• Los hidróxidos generalmente son insolubles, excepto los de metales del grupo 1A y los de los metales más pesados del grupo IIA.
• La mayoría de los carbonatos, fosfatos y arsenatos son insolubles, excepto los de los elementos del grupo IA y el ión amonio. El MgCO3 también es soluble.
Reglas de solubilidad
• El MgCO3 también es soluble.
• La mayoría de los sulfuros son insolubles en agua, excepto los que forman los metales de los grupos IA y IIA, además del sulfuro de amonio.
http://mrzotoboy.wikispaces.com/file/view/Reglas+de+solubilidad.pdf
Concentración de las disoluciones
Cualitativamente:
• Concentradas: Mucho soluto con relación a la cantidad de disolvente o disolución.
• Diluidas: Poco soluto con relación a la cantidad de disolvente o disolución.
Factores que influyen en la solubilidad
• Naturaleza del soluto• Naturaleza del disolvente• Temperatura • Presión (gases)
Concentración de las disoluciones
• Cuantitativamente
Relación matemática entre la cantidad de soluto disuelto (masa, moles, equivalentes o volumen) y la cantidad de disolvente o de disolución (masa o el volumen).
Algunas formas de expresar la concentración de una disolución
• Fracción másica:
Expresa la relación entre la masa o el volumen de soluto disuelto y la masa o el volumen de la disolución. Se puede expresar en % o ppm.
ω m/m (x) = m (s) / m (D) × 100 (%) ω m/v (x) = m (s) / v (D) × 100 (%) ω m/m (x) = m (s) / m (D) × 106 (ppm)
Algunas formas de expresar la concentración de una disolución
• Concentración másica:
Expresa la masa de soluto disuelta en un litro de disolución. Se expresa en g / L
ρ (x) = m (s) / v (D)
Algunas formas de expresar la concentración de una disolución
• Molaridad (Concentración molar):
Expresa la cantidad de soluto (mol) disuelta en un litro de disolución. Se expresa en mol / L o M
M = ♯ de moles de soluto disueltos / v (D) o c (x) = n (s) / v (D)
Algunas formas de expresar la concentración de una disolución
• Normalidad: Expresa la cantidad de equivalentes de soluto
disuelto en un litro de disolución. Se expresa en equivalentes / L o N
N = ♯ de equivalentes de soluto disueltos / v (D)
Ejemplo
Si se encuentran disueltos 60 g de NaOH en 800 mL de disolución. Calcular la concentración másica, Molaridad y Normalidad de la misma.
Una solución
Datos: m (NaOH) = 60 g v (D) 800 mL = 0.8 L Fórmula: ρ (x) = m(s) / v (D) ρ (NaOH) = m (NaOH) / v (D) ρ (NaOH) = 60 / 0.8 g / L
ρ (NaOH) = 75 g / L
Una solución Datos: m (NaOH) = 60 g v (D) 800 mL = 0.8 LFórmula: M = ♯moles de s / v(D)♯moles de (NaOH) = ? ♯moles de (NaOH) = m (NaOH) / M (NaOH)♯moles de (NaOH) = 60 / 40 g / g/mol♯moles de (NaOH) = 1.5 molM (NaOH) = ♯moles de (NaOH) / v (D) mol / LM (NaOH) = 1.5 / 0.8 = 1.88 mol / L ó 1.88 M
ρ (NaOH) = 75 g / L
Una solución Datos: m (NaOH) = 60 g v (D) 800 mL = 0.8 L Fórmula: N =♯de equivalentes / v(D) ♯de equivalentes = ? ♯de equivalentes (NaOH) = m (NaOH)/M (NaOH / z*) ♯de equivalentes (NaOH) = 60 / 40 g / g/equiv ♯de equivalentes (NaOH) = 1.5 equivalentesN (NaOH) = ♯de equivalentes (NaOH) / v (D) equiv / L N (NaOH) = 1.5 / 0.8 = 1.88 equiv / L ó 1.88 N
ρ (NaOH) = 75 g / L
Dilución
(C × V) concentrada = (C × V) diluida
Dilución
Se desea preparar 200 mL de HNO3 de concentración 0.1 N a partir de otra de concentración 5 N
Determinar el volumen de HNO3 que es necesario tomar de la disolución más concentrada.
Solución
Disolución concentrada: Normalidad = 5 N v = ? Disolución diluida: Normalidad = 0.1 N v = 200 mL Fórmula: N × v (concentrada) = N × v (diluida) v (concentrada) = 0.1 × 200 / 5 N × mL ÷ N v (concentrada) = 4 mL
ESTEQUIOMETRÍA
Es la rama de la Química que estudia las reacciones químicas desde el punto de vista cuantitativo.
• Ley de Conservación de la masa.• Ley de las proporciones definidas• Ley de las proporciones múltiples.
Estequimetría de las reacciones completas
• Reacción completa.
• Ley de los equivalentes.
• Sustancia limitante.
Posibles escenarios A + B C + D
A reacciona completamente y queda un
exceso de B
B reacciona completamente y queda un exceso de A
Reacciones completas
Posibles escenariosA + B C + DA y B reaccionan completamente y no queda
exceso de ninguna sustancia reaccionante.
Reacciones estequiométricas.
Posibles escenariosA + B C + D
Ninguna de las sustancias reaccionantes se consume completamente quedando un exceso de cada una de ellas.
Reacción incompleta.
Reacción completa
Es aquella reacción química en la cual al menos una de las sustancias reaccionantes se consume completamente.
Ley de los equivalentes
En una reacción química, la cantidad de equivalentes que reaccionan de cada una de las sustancias reaccionantes y la cantidad de equivalentes de cada uno de los productos formados es la misma.
Ley de los equivalentes
A + B C + D
n A/z* = n B/z* = n C/z* = n D/z*
♯de equivalentes
♯de equivalentes = m (x) / M (equivalente)
masa en masa de gramos un equivalentes
M (x/z*) = M (x) / z*
¿Cómo determinar z*?
Sustancia Z*Ácido Cantidad de iones H+ que
movilizaBase Cantidad de OH- que movilizaSal Número de cargas + ó -Reacción redox Número de electrones que
gana o pierde
Ejemplo
Se mezclan en condiciones de reacción 40 g de Zn (s) y 40 g de HCl (ac). Determine:
a. La masa que reacciona de cada una de las sustancias reaccionantes.
b.La masa de sal formada.c. La masa de alguna sustancia que haya
quedado sin reaccionar.
Ecuación de la reacción
Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)
m(Zn) m(HCl) m(ZnCl2 ) m(H2 )
Inicio 40 40 0 0
Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)
♯equiv (Zn) ♯equiv (HCl) ♯equiv (ZnCl2) ♯equiv (H2)
Inicio 40 / 32.7 = 1.2 40 / 36.5 = 1.1 0 0
M( Zn/z*) = 65.4 / 2 = 32.7 g / mol
M (HCl /z*) = 36.5 /1 = 36.5 g/mol
Evidentemente, la sustancia limitante es el HCl. Según la Ley de los equivalentes,
reaccionarán 1.1 equivalentes de Zn y 1.1 equivalentes de HCl, quedando en exceso
0.1 equivalentes de Zn y habiéndose formado 1.1 equivalentes de la sal ZnCl2
Reaccionó de cada sustancia:
m(Zn)= 1.1 × 32.7 = 35.97 g
m(HCl) = 40 g es la sustancia limitante
n(Zn/z*) mol n(HCl/z*) mol n(ZnCl2 /z*) mol n(H2/z* ) mol
Final 1.22 – 1.1 = 0.1 0 1.1 1.1
m (Zn) en exceso = ♯de equiv (Zn) en exceso × M (Zn/z*) m (Zn) en exceso = 0.1 × 32.7 equiv × g / equiv
= 3.27 g
m (ZnCl2) formada = ♯de equiv (ZnCl2) formados × M (ZnCl2 /z*)
M (ZnCl2 / z*) = 136.4 / 2 = 68.2
m (ZnCl2) formada = 1.1 × 68.2 = 75.02 g mol × g / mol
Otra vía de solución
Relación de combinación teórica y relación de combinación práctica.
Ecuación de la reacción
Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)
RCT (Zn/HCl) = 1 / 2 = 0.5Pero en la práctica están en condiciones de reacción:n(Zn) = 40 / 65.4 = 0.6 mol
n(HCl) = 40 / 36.5 = 1.1 mol
RCP (Zn / HCl) = 0.6 / 1.1 = 0.55
Otra vía de solución
Si la RCP < RCT entonces, la sustancia limitante
es la que se encuentra en el numerador.
Si la RCP > RCT entonces, la sustancia limitante
es la que se encuentra en el denominador.
Otra vía de solución
Entonces, el HCl es la sustancia limitante.Si: 1 mol de Zn necesita 2 mol de HCl X mol de Zn necesita 1.1 mol de HCl X = 1 mol de Zn × 1.1 mol de HCl ÷ 2 mol de HCl X = 0.55 mol de Zn moles de Zn en exceso = 0.6 – 0.55 = 0.05 mol de Zn m (Zn) = 0.05 × 65.4 = 3.27 g de Zn
Otra vía de solución
Pero: 1 mol de Zn / 2 mol de HCl = RCT Entonces, n(Zn) exceso = 1.1 mol de HCl × RCT = 1.1 × 0.5 = 0.55 mol de Zn m (Zn) exceso = 0.55 × 65.4 m (Zn) exceso = 3.27 g
Otra vía de solución
m (Zn) que reaccionó = 0.55 × 65.4 = 35.97 g Según la ecuación: 1 mol de Zn produce 1 mol de ZnCl2
Entonces se habrán formado 0.55 mol de ZnCl2
m (ZnCl2) = 0.55 × 136.4 = 75.02 g
Rendimiento de una reacción (R)
R = m(p) obtenido / m(p) teórico × 100 Ejemplo: Si teóricamente en una reacción debían
obtenerse 80 g de un producto y se obtienen 76 g del mismo, entonces:
R = 76 / 80 × 100 R = 95 %
CONSULTAS
• • MIÉRCOLES Y VIERNES 5:00 – 7:00 PM
• LUGAR: Cubículo del sótano edificio B