Química general II.

Química general II.

1. Unidad 1. ESTEQUIOMETRIA EN REACCIONES COMPLETAS

   • 1.1 Balances de materia en reacciones químicas.
     • La estequiometria es el estudio cuantitativo de las relaciones de productos entre reactivos en una reacción química
       • Reactivo Limitante Es(son) las especies que determina(n) la cantidad de producto(s) que se forma(n).
       • Rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción.
         • Rendimiento experimental de una reacción es la fracción de la cantidad esperada de producto que se obtiene realmente de la reacción. Siempre es un porcentaje del Rendimiento teórico.
           • Porcentaje de rendimiento es la proporción del rendimiento experimental con respecto al rendimiento teórico.
   • 1.2 Solubilidad y reglas de solubilidad.
     • La materia se puede clasificar en
       • Sustancias puras
         • Mezclas.
           • Homogéneas
             • Una disolución es una mezcla homogénea compuesta por dos o más sustancias
               • Compuesta por un soluto y un disolvete,
                 • Las disoluciones se pueden clasificar como electroticas fuertes o debiles y como saturadas, no saturadas y sobresaturadas.
                   • Una disolución sobre saturada significa que existe un exceso de soluto no capaz de disolverse.
                     • La solubilidad es una propiedad de la materia que nos indica la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en cierta cantidad de disolvente a una temperatura dada.
                       • En general, la solubilidad de un soluto sólido aumenta cuando la temperatura incrementa, sin embargo hay varias excepciones
                         • Existen algunas reglas de solubilidad las cuales nos facilitan saber si un compuesto precipita o no.
           • Heterogéneas
         • Elementos
         • Compuestos.

2. Unidad 2. EQUILIBRIO QUÍMICO

   • 2.1 Reacciones cuantitativas y no cuantitativas.
     • El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios conforme el tempo transcurre.
       • Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactvos y productos permanecen constantes
         • Al inicio de un proceso reversible, la reacción lleva a la formación de productos. Tan pronto empiezan a formarse producto(s) , comienza el proceso inverso: éstos reaccionan y forman reactvo(s).
           • El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones en un sentdo y en otro se igualan
   • 2.2 Orígenes cinéticos de la Ley de Acción de masas.
     • En 1864
       • Dos químicos noruegos propusieron La ley de acción de masas.
         • La cual establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante
           • La concentración de productos elevados a su valor estequiometrico, dividida entre la concentración al equilibrio de reactivos elevadas a su valor estequiometrico es igual a una constante K
             • Tomando en cuenta compuestos gaseosos y en estado acuoso unicamente.
             • Si se quiere llevar a cabo una predicción de reacciones
               • Para las reacciones que no han alcanzado el equilibrio, al susttuir las concentraciones iniciales en la expresión de la constante de equilibrio obtenemos un cociente de reacción (Qc), en lugar de la constante de equilibrio.
                 • Para determinar la dirección de la reacción neta para llegar al equilibrio, comparamos los valores de Qc y Kc. Esto da lugar a tres posibles situaciones.
                   • Qc<K
                     • Reacción a la izquierda
                   • Qc=K
                     • Equilibrio
                   • QC>K
                     • Reacción a la derecha.
   • 2.3 Sistemas homogéneos, heterogéneos
     • Equilibrio Homogéneo
       • Este término se utliza cuando todas las especies reactvas y productos se encuentran en la misma fase.
     • Equilibrio Heterogéneo
       • Este término se utliza cuando las especies reactivas y productos se encuentran en fases diferentes.
   • 2.4 Alteración de la condición de equilibrio.
     • Principio de Le Chäntelier (Ve la reacción de forma cualitativa)
       • Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio el sistema de ajustara para cancelar parcialmente dicha perturbación hasta alcanzar un nuevo equilibrio.
         • Factores que afectan el equilibrio:
           • Concentración.
             • Si aumenta la concentración de:
               • Reactivos la reacción se va a la derecha.
               • Productos se va ala izquierda.
           • Presión.
           • Volumen.
             • En liquidos y solidos no afecta.
           • Temperatura.
             • Depende si la reacción es endotermica o exotermica la forma en que afecta la temperatura.

3. Unidad 3. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA

   • 3.1 Definiciones de ácido y de base
     • Ostwald y Arrhenius
       • Los ácidos son sustancias que en disolucion acuosa liberan iones H+
         • Las bases liberan iones OH-
           • El equilibrio implica la formación de sal y agua.
     • Bronsted-Lowry
       • Un ácido es aquella que transfiere un protón a otra y se vuelve su base conjugada.
         • Base es aquella que acepta un protón y cuando lo hace se convierte en su ácido conjugado.
           • El equilobrio implica un intercambio de protones.
     • Lewis
       • Ácido es un aceptor de pares de electrones.
         • Base es un donador de pares de electrones.
           • El equilibrio implica intercambio de electrones.
   • 3.2 Fuerza relativa de ácidos y bases
     • La fuerza relativa de los ácidos y bases se mide en función de la cuantitividad con la que reaccionen con el agua.
       • Para poder evaluar la cuantitividad es conveniente medir el grado de disociación.
         • Ácidos y bases fuertes.
           • Son aquellos que en disolución acuosa se disocian completamente.
         • Ácidos y bases debiles.
           • Se define el grado de disociación como la fracción de moléculas disociadas inicialmente que se pueden expresar en tanto por uno o en tanto por cien.
   • 3.3 Constantes Ka y Kw
     • Ka = constante de acidez.
       • Si Ka>1 es ácido fuerte.
       • Si Ka <1 ácido debil.
       • El Ka se expresa comunmente como pKa, que es una expresión logaridmica.
         • El que tiene el pKa mas grande es el ácido mas debil.
       • Se sigue la misma teoría con las bases pero en lugar de Ka es Kb
   • 3.4 Concepto de pH
     • El pH es una medida de la acidez a la alcalinidad de una sustancia.
       • Se expresa con una escala del 1-14 donde 1 es el mas ácido, 7 neutro y 14 el mas basico
         • Por ejemplo
           • ácido debil va de 5 a 7
           • ácido fuerte va de 0 a 3
   • 3.5 Soluciones amortiguadoras.
     • La ecuación de Henderson-Hasselbalch es una expresión utilizada en química para calcular el pH de una disolución reguladora, o tampón, a partir del pKa o el pKb y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base y de sus correspondientes base o ácido conjugado,
       • Cuando la concentración de la base conjugada y del ácido son iguales
         • El pH =PKa
         • Esto también significa que tenemos una disolución buffer o amortiguadora.
   • 3.6 Predicción cualitativa
     • Para la predicción de reacciones ácido base:
       • Se debe armas una escala tomando en cuenta los pH de las disoluciones y sus ácidos y bases conjugadas.
         • Los ácidos se colocan en la parte de arriba de la escala tomando mas fuerza hacia la izquierda.
         • Las bases van abajo y toman fuerza a la derecha.
         • Estos solo van a reaccionar si los una una pendiente negativa dando como productos sus respectivos ácidos y bases conjugados.
   • 3.7 Cálculo de pH
     • En ácidos y bases fuertes el procedimiento es sencillo.
       • Se debe plantear la reacción de disociación del ácido o la base.
         • Posteriormente se tomaran las concentraciones al equilibrio de los iones H+ u OH- según sea el caso.
           • Si se trata de un ácido se debe colocar esa concentración en la formula
             • pH=-log(H+)
           • Si se trata de una base
             • Debes colocar la concentración de iones OH- en la formula
               • pOH=-log(OH-)
                 • Y susutituir el resultado en
                   • ph=14-pOH

4. Unidad 4. SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN

   • 4.1 Solubilidad de sales poco solubles.
     • La solubilidad de las sales poco solubles se puede conocer a partir de la consulta de su kps en tablas o a traves de las siguientes reglas.
       • http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/reglasDeSolubilidad_29181.pdf
   • 4.2 Expresión de la constante de equilibrio Ks y pKs.
     • La Kps es la expresión de la constante de equilibrio para compuestos insolubles,
       • Ya que unicamente se consideran los productos de la reacción de disociación del solido.
         • El Kps también se puede encontrar como pKps respetando las mismas reglas que con los ácidos y bases.
           • Si se desea comparar la solubilidad de dos sales con un valor estequimetrico distinyo
             • Se debe calcular la concentración de cada ion en la reacción de disociación utilizando el Kps
               • De esta forma se puede conocer la solubilidad exacta del compuesto.
       • Entre mas pequeño el Kps mas insoluble es la sal.
   • 4.3 Factores que afectan la solubilidad.
     • Ion común
       • Al agregar una disolución con un ion en común a una disolución con un compuesto no soluble esta precipitara siguiendo el principio de Le Cäntelier.
     • Efecto del pH
       • Existen iones que solo precipitan en medio basico y se disuelven en medio ácido.
     • Efecto de la temperatura.
       • Como ya se mencionó algunos compuestos aumentan su solubilidad al aumentar la temperatura.
   • 4.4 Precipitación selectiva.
     • En los análisis químicos es común que se desee cuan@ficar sólo un ión que se encuentra dentro de una mezcla
       • Se pueden separar los iones interferentes en base a su solubilidad, precipitándolos selectvamente.
         • Ya que los equilibrios de solubilidad permiten detectar la presencia de iones metálicos específicos en una disolución.
           • Un método para separar cationes mtalicos es utilizando la marcha analitica
             • http://www.ciens.ucv.ve:8080/generador/sites/martinezma/archivos/Cationes.pdf
               • La cual nos ayuda a saber que precipitados tenemos separandolos por grupos

5. Unidad 5. OXIDO-REDUCCIÓN

   • 5.1 Conceptos básicos:
     • Una reacción redox es una reacción donde se transfieren electrones de una sustancia a otra, cambiando asi sus números de oxidación.
       • Para que una reacción redox se lleve a cabo debe haber
         • Un oxidante.
           • Un oxidante es la sustancia que ganara electrones, disminuyendo su numero de oxidación por lo tanto se reduce,, oxidando al otro elemento.
         • Un reductor
           • Un reductor es la sustancia que pierde electrones aumentando su número de oxidación por lo tanto se oxida mientras reduce al otro elemento.
       • Un sistema redox o par redox esta conformado por su oxidante y reductor conjugado asi como en ácidos y bases.
   • 5.2 Fuerza relativa de oxidantes y reductores.
   • 5.3 Potenciales de reducción.
     • E° Es el potencial de reducción estandar.
       • Ya que esta a pH=0 P=1 atm, T=25°C, !M.
       • Esta es capaz de medir la fuerza con la que pierden o ganan electrones los elementos.
         • Se mide por pares oxido/reduc
           • Si el E° es grande la especie oxidante es fuerte y la especie reducida es debil y viceversa
   • 5.4 Reacción química y electroquímica.
     • Las reacciones electroquímicas
       • Se llevan a cabo en celdas galvánicas o voltaicas.
         • En el anodo se lleva a cabo la oxidación
           • Y en el catodo la reducción.
         • En na celda se crea un potencial eléctrico entre dos metales diferentes
           • Este potencial es una medida de la energía por unidad de carga.
             • Existe una relación matematica para la fem de una celda y la concentración de reactivos y productos de una reacción redox en condiciones que no corresponden a la estándar.
               • A esta ecuación se le conoce como ecuación de Nernst
                 • Ecel=E°cel+(0.06/n)lnOx/red
   • 5.5 Predicción cualitativa
     • Para realizar una predicción cualitativa en redox se siguen pasos similares a ácido-base
       • Se debe armar una escala colocando los potenciales de oxido/reducción en ella con los oxidantes arriba y los reductores abajo.
         • La reacción se llevara a cabo solo si en la escala unen los iones una linea con pendiente positiva.
           • La reacción mas cualitativa siempre se dará entre el oxidante mas fuerte y el reductor mas fuerte.

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