1.1.− REACCIONES QUÍMICAS CONCEPTO DE REACCION QUÍMICA

1.1.− REACCIONES QUÍMICAS
CONCEPTO DE REACCION QUÍMICA
Acción reciproca entre dos sustancias de las que resultan otras.
CONCEPTO DE ECUACIÓN QUÍMICA
Representación de una reacción química mediante símbolos y formulas químicas.
CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Estas reacciones pueden representarse mediante un modelo matemático, utilizando literales para
representar las sustancias participantes en una reacción química:
A + B = AB
O bien mediante una ecuación química, representando las sustancias participantes por medio de
símbolos y formulas químicas.
S + O2 SO2
Las ecuaciones químicas se emplean para describir solamente los estados inicial y final del proceso.
Se escriben a la izquierda, en el primer miembro, los símbolos o formulas de las sustancias iniciales,
llamadas reactantes, y a la derecha de la ecuación, en el segundo miembro, se escriben los símbolos o
formulas de las sustancias que se forman o productos de la reacción.
SÍMBOLOS AUXILIARES
Se utilizan para que una ecuación química represente lo mas exactamente posible una reacción, el
sentido y las condiciones en que se realiza.
Los cuales son los siguientes:
Una flecha hacia la derecha indica que la reacción es irreversible.
Una flecha hacia la derecha y otra a la izquierda indican que la reacción puede realizarse de izquierda
a derecha y viceversa, es decir los productos pueden regresar a su estado original.
Un triangulo encima de la flecha, indica que la reacción sólo se realizará si se le suministra calor.
CaCO3 CaO + CO2
Para indicar el estado físico de las sustancias se anota dentro de un paréntesis una (s) si la sustancia es
un sólido, una (l) si es liquido, una (g) si la sustancia es un gas y (aq) si la reacción se realiza en agua.
Una flecha hacia arriba indica un gas que se desprende.
Una flecha hacia abajo indica un sólido que se precipita.
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Si la reacción requiere energía luminosa, se escribirá sobre la flecha el símbolo (v), que representa un
cuanto de luz.
v
CH3 − CH3 + Cl CH3 − CH2 − Cl + HCl
(") Este símbolo arriba de la flecha representa la electrolisis.
"
2H2O(1) 2H2(2) + o2(g)
MODELOS TIPOS DE REACCIONES
De acuerdo con la formación o ruptura de los enlaces, se clasifican en cuatro tipos principales:
• Reacciones de síntesis
• Análisis o descomposición
• Simple sustitución o desplazamiento
• Doble sustitución
SÍNTESIS
Consiste en la unión de dos o mas sustancias sencillas para formar una mas compleja.
Su representación matemática es:
A + B AB
ANALISIS O DESCOMPOSICIÓN
Es inversa a la de la síntesis; una sustancia compleja, mediante energía, se divide en dos o mas
sustancias sencillas.
E
AB A + B
E = energía
SIMPLE SUSTITUCION O DESPLAZAMIENTO
Reacción EN la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro
elemento. Este desplazamiento sucede siempre y cuando el átomo sustitúyete tenga mayor actividad que
el sustituido.
Su representación matemática es:
A + BC AC + B
DOBLE DESCOMPOSICION O DOBLE SUSTITUCIÓN
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Consiste en el intercambio entre los iones presentes.
+− +− +− +−
AB + CD AD + CB
1.2.− ESTEQUIOMETRIA
Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y volúmenes de las
sustancias participantes.
BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS
Existen dos tipos de balanceo de ecuaciones y son:
• Método por tanteos
• Método por oxidación − reducción
METODO POR TANTEOS
Este es utilizado para el balance de ecuaciones sencillas. La forma de realizar este balanceo es la
siguiente:
• Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayoría de las
sustancias que intervienen.
• Asignar a la formula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre igualar el numero de
átomos del elemento en reactantes y en productos. Dicho coeficiente debe ser el menor posible y
afecta a todos los elementos, incluso a los índices.
• repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta que la ecuación este
balanceada.
Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes, pero los subíndices de las formulas no
pueden ser alterados.
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Los términos de valencia y numero de oxidación se consideran sinónimos a si que definiremos cada uno.
Número de oxidación: Es la carga eléctrica asignada a un átomo cuando se combina con otro.
Valencia: Es la capacidad de combinación de los átomos.
Para determinar el numero de oxidación de un átomo se realiza lo siguiente:
• El numero de oxidación de cualquier elemento libre es cero.
• Los metales alcalinos (grupo IA) tiene numero de oxidación +1.
• Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) tienen numero de oxidación +2.
• El numero de oxidación de hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, pero en los hidruros
metálicos iónicos, su numero es −1.
• El oxigeno tiene numero de oxidación −2, excepto en los peróxidos que tienen numero de oxidación
−1.
• Todos los metales tienen numero de oxidación positivo.
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• La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser cero.
• La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un cation debe ser igual a la carga
del anion.
METODO POR OXIDACIÓN − REDUCCIÓN (redox)
Este método es el que toma en cuenta la transferencia de electrones de un átomo a otro.
En este tipo de reacciones la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende una de la otra
y el numero total de electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al
numero de electrones ganados por la otra especie en la reducción.
Oxidación: Es un cambio químico en el que un átomo pierde electrones.
Reducción: Es un cambio químico en el que un átomo gana electrones.
La forma de balancear estas ecuaciones es la siguiente:
• Se escribe la ecuación.
• Se escriben todos los números de oxidación de todos los átomos que participan en la reacción.
• Se identifican los elementos que cambian su numero de oxidación al efectuarse la reacción, y se
determina el numero de oxidación del átomo oxidado y reducido. Para calcular el cambio en el
numero de oxidación, conviene tomar en consideración la siguiente escala:
oxidación
−4 −3 −2 −1 0 +1 +2 +3 +4
reducción
• Indicar el numero total de electrones cedidos o aceptados.
• Establecer la ecuación electrónica.
• Se balancean las ecuaciones eléctricas, igualando el numero de electrones cedidos por el reductor con
el numero de electrones aceptados para el oxidante, multiplicando por un factor que iguale la
cantidad de electrones ganados y perdidos y se anota como coeficiente.
• Se escriben los coeficientes de las ecuaciones electrónicas igualadas.
• Se termina el ajuste de las ecuaciones, determinando el
valor de los otros coeficientes por tanteo.
• Se comprueba que la ecuación esta balanceada.
UNIDADES QUÍMICAS
En las reacciones químicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos, iones o moléculas; para
contar y pesar tales partículas, se cuenta con ciertas unidades químicas, entre las que se encuentran:
• Peso atómico
• Átomo gramo
• Molécula gramo
• Mol
• Peso molecular
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• Volumen molecular gramo
PESO ATOMICO
El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo.
ATOMO GRAMO
Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos.
MOLÉCULA GRAMO
Es el peso molecular de una sustancia, elemento o compuesto expresado en gramos.
MOL
Es una unidad de cantidad de partículas. El numero de partículas que constituyen una mol se conoce
como numero de avogadro, y es igual a 6.02 x 1023.
Una mol de átomos es igual al numero de átomos contenidos en el átomo gramo.
PESO MOLECULAR
Es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula.
VOLUMEN MOLECULAR GRAMO
Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia. El volumen molar de un gas, en
condiciones normales de temperatura y presión, es igual a 22.4 litros.
CALCULOS QUÍMICOS
El conocimiento de las unidades químicas permite efectuar diversos cálculos, entre ellos están:
• Numero de moles x gramos de sustancia
• Numero de átomos en x gramos de sustancia
• Volumen ocupado por n moles de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión
NUMERO DE MOLES X GRAMOS DE SUSTANCIA
El peso de una mol es numéricamente igual al peso atómico molecular; por tanto este se puede calcular
mediante la siguiente relación:
Num. De moles = masa en gramos
peso molecular
n=gn=g
PA PM
NUMERO DE ATOMOS EN X GRAMOS DE SUSTANCIA
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Una mol contiene 6.02 x 1023 átomos o moléculas; por tanto el numero de estas partículas contenido en
una determinada cantidad de sustancias será igual al producto del numero de moléculas por el numero
de avogadro:
Num. De átomos o moléculas = n x N
Mediante la formula anterior también se puede calcular el numero de moles que constituyen un numero
dado de átomos.
n = Num. De átomos o moléculas
N
VOLUMEN OCUPADO POR N MOLES DE UN GAS, EN CONDICIONES NORMALES DE
TEMPERATURA Y PRESIÓN
En condiciones normales, una mol de un gas ocupa un volumen de 22.4 litros; el volumen ocupado en
dichas condiciones por n moles es igual a:
V TPN = n moles x 22.4 litros/mol
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA
Las reacciones químicas no se verifican arbitrariamente, sino que están regidas por varios principios,
que son:
• Ley de la conservación de la masa. Lavoisier
• Ley de las proporciones constantes. Proust
• Ley de las proporciones múltiples. Dalton
• Ley de las proporciones reciprocas. Richter−Wenzel
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. LAVOISIER
Durante los procesos químicos, la cantidad total de masa que interviene permanece constante.
En toda reacción química la suma de los pesos de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de los
pesos de las sustancias resultantes. Aplicando la ley para la ecuación:
A + B C + D se tiene:
Peso de A + peso de B = peso de C + peso de D
LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES. PROUST
Cuando dos o mas elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una
relación constante en peso.
La composición de un compuesto puro es constante, independientemente del proceso de su formación.
COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO
Se acostumbra expresar la composición de un compuesto en porcentaje, indicando el numero de gramos
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en cada elemento presente en 100 gramos del compuesto.
Esta puede obtenerse a partir de la formula condensada del compuesto o de la composición del mismo,
determinada por experimentación esto es la composición centesimal.
Las formulas para determinar el porcentaje de un elemento en un compuesto es:
% de x = PA del elemento x índice x 100
Peso molecular
% de x = Peso del elemento x 100
Peso del compuesto
La primera formula se utiliza si se conoce la formula del compuesto, y la segunda si se cuenta con datos
experimentales.
DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN COMPUESTO
Formula mínima o empírica es la que expresa la relación mas simple entre los átomos de un compuesto.
Formula condensada o molecular es la que expresa la relación real entre los átomos de una molécula de
un compuesto.
Para determinar la formula mínima de un compuesto se hace lo siguiente:
• Determinar el numero de átomos−gramo de cada elemento, estableciendo alguna de las siguientes
relaciones:
Num. De átomos g de x = % de x = g de x
PA de x PA de x
• Obtener la menor relación posible entre los átomos, para lo cual se toma el mas pequeño de los
cocientes resultantes del paso 1 como común denominador.
• Aproximar los cocientes obtenidos en el paso 2 (o un múltiplo) a enteros.
• Anotar los números anteriores como subíndices de los elementos correspondientes.
FORMULA MOLECULAR
Es un múltiplo de la mínima. Por tanto, para determinar la formula molecular de un compuesto es
necesario contar con su formula mínima y su peso molecular, determinado experimentalmente.
Los pasos a seguir son:
• Calcular el peso formula de la formula mínima, sumando los pesos atómicos de los elementos que la
forman.
Peso formula = pesos atómicos
• Establecer la relación del peso molecular con respecto al peso formula.
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Factor = Peso molecular
Peso formula
• Multiplicar el factor anterior, aproximado a un numero entero, por los índices de la formula mínima,
para obtener los índices de la fórmula molecular.
Formula molecular = Factor (formula mínima)
LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES
Esta ley fue enuncia por Dalton en 1804 y dice:
Cuando un elemento se combina con otro para dar lugar a la formación de varios compuestos, mientras
la cantidad de uno de ellos permanece constante, la del otro varía en una proporción de un múltiplo de
la menor.
LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS
La promulgo Richter−Wenzel, en 1792 y dice que:
Los pesos de dos elementos que reaccionan con el mismo peso de un tercer elemento, también puede
reaccionar entre sí.
Los pesos de los elementos a los que se refiere esta ley son los equivalentes.
PESO EQUIVALENTE
Es la cantidad en gramos de una sustancia cualquiera, capaz de combinarse o desalojar de sus
combinaciones a 1.008 g de hidrógeno u 8 partes de peso de oxígeno.
EQUIVALENTE GRAMO
Es el numero de gramos del mismo que implica una pérdida o una ganancia de un numero de avogadro
de electrones.
Su expresión matemática es:
Peso equivalente de un elemento = Peso atómico
valencia
hay elementos que presentan valencia variable, por lo que tendrán varios pesos equivalentes.
El equivalente gramo de un compuesto, que no actúa como oxidante o reductor, se define como el peso
del compuesto que proporciona 6.02 x 1023 cargas positivas o negativas.
El peso equivalente de un compuesto es un submúltiplo del peso molecular. Su expresión matemática
es:
Peso equivalente = PM
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Total de cargas (+) o (−)
PRINCIPIO DE EQUIVALENCIA
Cuando se efectúan reacciones entre elementos o compuestos, reacciona un equivalente gramo de cada
sustancia y se obtiene un equivalente gramo de cada producto.
Los pesos de dos sustancias que intervienen en una reacción estarán en la misma razón que sus pesos
equivalentes. Esto puede representarse así:
Peso 1 = Peq 1
Peso 2 Peq 2
La relación entre el peso en gramos de una sustancia y su peso equivalente, es igual al numero de
equivalentes gramo de dicha sustancia.
Num. de eq. g = Peso en g
Peso equivalente
CALCULO DE PROBLEMAS ESTEQUIOMETRICOS
Las ecuaciones químicas son expresiones de la ley de la conservación de la masa. Utilizando unidades
químicas, es posible establecer relaciones entre masa, moles y volúmenes de las sustancias que
participan en una reacción.
Para la resolución de estos problemas se hace lo siguiente:
• Escribir la ecuación química del proceso
• Aplicar la ley de Lavoisier, es decir balancear la ecuación
• Expresar los pesos moleculares, moles o volúmenes de las sustancias que interesan, de acuerdo
con el planteamiento del problema
• Establecer la proporción y despejar la incógnita
1.3.− SOLUCIONES
Es una mezcla homogénea cuyas partículas son menores de 10 ángstroms. Las soluciones mas comunes
son las binarias, las formadas por dos componentes: el soluto y el solvente.
Soluto: es la sustancia dispersa y es la que esta en menor proporción.
Solvente: es el medio dispersor, por lo general el agua, y se encuentra en mayor proporción.
Las soluciones se dividen en:
• Empíricas
• Valoradas
SOLUCIONES EMPÍRICAS
Son las soluciones en las que no se toman en cuenta cantidades exactas de soluto y de solvente, y son:
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Soluciones empíricas estas a su vez se dividen en:
• Diluidas
• Concentrada
• Saturada
• Sobresaturada
Diluidas: se forma cuando la cantidad de soluto es muy pequeña en relación con la cantidad de solvente.
Concentrada: se forma cuando la cantidad de soluto es muy grande en comparación con la cantidad de
solvente.
Saturada: si se aumenta la cantidad de soluto sólido a temperatura constante, y se agita continuamente,
formando una solución cada vez mas concentrada, hasta que llega a un punto en el cual el solvente ya
no disuelve mas soluto.
Sobresaturada: es aquella que contiene mas soluto disuelto que una solución saturada.
SOLUCIONES VALORADAS
Son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de soluto y solvente en una solución o
concentración de la misma, definiéndose la concentración de una solución como la masa de soluto
disuelta en la unidad del solvente o de la solución. Se clasifican en:
• Porcentual
• Molaridad
• Molalidad
• Normalidad
Porcentual: estas tienen distintas unidades:
Porcentaje en peso: son los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.
% en peso = g de soluto x 100
g de solución
Porcentaje en volumen
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
% en volumen = ml de soluto x 100
ml de solución
Donde ml de solución = ml de soluto + solvente
Porcentaje en peso−volumen
Son los gramos de soluto en 100 mililitros de solución.
% peso−volumen = g de soluto x 100
10
ml de solución
MOLARIDAD (M)
Se define como los moles de soluto disueltos en un litro de solución.
M=n
V
M = molaridad en mol/l
n = num. De moles
V = volumen en litros
MOLALIDAD (m)
Es el numero de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.
m=n
Kg solvente
m = molalidad en mol/kg
n = num. De moles de soluto
NORMALIDAD (N)
Definido como el numero de equivalentes−gramo de soluto contenido en un litro de solución.
N = num. Equivalente−gramo
Litros de solución
N = num. Eq. g
V
Num. Eq. g = N x V
g=NxV
Peq.
g = N x V x Peq.
1.4.− ACIDOS Y BASES
TEORIAS DE ACIDOS−BASE
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Los químicos definieron los ácidos y las bases según las propiedades de sus soluciones acuosas.
Ácido: Es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio, tiñe de rojo el papel tornasol azul,
reacciona con los metales activos con desprendimiento de hidrógeno y neutraliza las bases.
Base: Es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul el papel tornasol
rojo, tiene aspecto jabonoso y neutraliza los ácidos.
Disociación: Es la separación de iones de las sustancias que presentan enlaces covalentes, al encontrarse
en solución acuosa.
Constante de ionización o de disociación: Es la constante de equilibrio de una disociación iónica, y es
igual al producto de las concentraciones iónicas entre la concentración de la sustancia sin disociar. Las
constantes de ionización varían con la temperatura.
Las teorías siguientes son las mas importantes:
Teoría de Arrhenius: para el ácido es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidronio
(H3O+) o iones hidrógeno (H+), y base en toda sustancia que en solución acuosa produce iones
oxhidrilo o hidroxilo (OH−).
Teoría de Bronsted−Lowry: Establecieron que una reacción ácido−base implica una transferencia de
protones, por lo que definieron al ácido como una especie que dona un protón (H+), y a la base como
una especie que acepta un protón.
Por lo tanto todo ácido, por trasferencia de un protón, se convierte en una base, y esta, al aceptar un
protón, se convierte en un ácido.
Se llama par ácido−base conjugado a aquel cuyos elementos están relacionados entre sí por la
transferencia de un protón. La relación de un ácido y una base conduce siempre a la formación de un
nuevo ácido y una nueva base.
Teoría de Lewis: definió el ácido como una especie química capaz de aceptar un par de electrones, y la
base una especie química capaz de ceder un par de electrones. En toda reacción entre un ácido y una
base, que forman un enlace covalente coordinado, al donar un par electrónico resulta un complejo
ácido−base.
PONTENCIAL HIDRÓGENO (PH) Y POTENCIAL OXHIDRILO (POH)
Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad básica y una cantidad ácida; sólo el agua tiene la
misma cantidad de iones hidronio e iones oxidrilo por lo que se considera neutra.
La ionización del agua da iones H3O+ e iones OH+, por lo que la constante de ionización del agua para
esta reacción, representada por Kw, es igual al producto de las concentraciones molares de los iones
H3O+ y OH+−.
Kw = [H3O+] [ OH−]
Se a encontrado experimentalmente que a 25°C Kw tiene un valor de 1 x 10− 14.
Aplicando los principios de la estequiometría, en el equilibrio, las concentraciones H3O+ y OH− en el
agua deben ser iguales, por lo tanto:
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Kw = [ H3O+] [OH−] = 1 x 10−14
El agua, o las soluciones donde [ H3O+] = [OH−]= 1x10−7, se dice que son neutras, es decir, que ni son
ácidas ni básicas.
En las soluciones ácidas la concentración H3O+ es mayor, y en las soluciones básicas la concentración
OH− es la mayor.
Como los valores de las concentraciones son muy pequeñas, se acostumbra expresar dichos valores en
una escala logarítmica.
Si la constante de ionización del agua se transforma en función logarítmica, se tiene:
Kw = [ H3O+] [OH−]
Log Kw = log [ H3O+] [OH−]
Como el logaritmo de un producto es igual a la suma de los factores, entonces:
log Kw = log [ H3O+] + log [OH−]
Si multiplicamos por −1, tenemos:
−log Kw = −log[ H3O+] −log [OH−]
Si presentamos con p el −log, la expresión se convierte en:
pKw = p[ H3O+] + p [OH−]
Si ahora sustituimos [ H3O+] por H y [OH−] por OH, tenemos:
PKw = pH + pOH
pH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio en mol/l.
pOH: Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxidrilo en mol/l.
Según las anteriores definiciones, para el pH y el pOH de agua neutra se tiene:
pH = −log [H3O+] = −log 1x10−7 = 7
pOH = −log [OH−] = −log 1x10−7 = 7
Por otra parte, para cualquier solución acuosa:
pKw = pH + pOH = −log 1x10−14 = 14
Al aumentar el pH de una solución acuosa, disminuirá el pOH, y viceversa.
CLASIFICACION DE ACIDOS Y BASES
Con base en las concentraciones del pH y el pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.
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Ácido fuerte: Es aquel que en solución acuosa se encuentra altamente ionizado, por lo que su
concentración de iones [ H3O+] es elevada.
Ácido débil: Es un ácido que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentración de iones
hidronio [ H3O+] de la solución relativamente baja.
Base fuerte: Es aquella altamente disociada en soluciones acuosas, por lo que la concentración de iones
oxidrilo [OH−] es elevada.
Base débil: Es aquella cuya concentración de iones [OH−] es relativamente baja, por encontrarse
parcialmente disociadas.
INDICADORES
Son sustancias, generalmente orgánicas, que tienen la propiedad de dar un color determinado al variar
la concentración de iones hidronio, y se utilizan para determinar, aproximadamente, el pH de una
solución.
NEUTRALIZACIÓN
Cuando mezclamos un ácido fuerte y un hidróxido metálico, si son cantidades equivalentes, los iones
hidronio del ácido (H3O+) y los iones oxidrilo del hidróxido (OH−) se combinan y forman agua, ocurre
una neutralización.
Según Arrhenius, cuando se combinan cantidades equivalentes de un ácido y una base o hidróxido para
formar una sal y agua. Cuando el ácido se pone en contacto con la base, en la solución acuosa, los iones
hidronio (H3O+) del ácido se combinan con los iones oxidrilo (OH−) de la base, para formar agua y sal.
TITULACION O VALORACION
Sirve para determinar volumétricamente la concentración de una sustancia específica en una solución,
añadiendo una solución de concentración conocida hasta que la relación sea completa; se indica
usualmente por un cambio de color en un indicador o por mediciones eléctricas.
En las titulaciones ácido−base se mide una solución de un ácido y se agrega gota a gota una solución de
una base hasta que se neutraliza exactamente.
La concentración del ácido o de la base se calcula utilizando la relación entre el producto del volumen
por la normalidad, que es igual para todas las soluciones que reaccionan completamente.
V ácido x N ácido = V base x N base
HIDRÓLISIS
Es una reacción química en la que el agua actúa sobre una sustancia para romperla, formando
sustancias nuevas. Algunas sales se hidrolizan para formar el ácido y la base que los origino.
Hidrólisis: es la reacción contraria a la neutralización.
Para que una sal pueda hidrolizarse, es necesario que sea producto de la reacción de un ácido fuerte y
una base débil o viceversa, ya que las sales de ácidos fuertes y bases fuertes, o bien de ácidos débiles y
bases débiles, dan reacciones neutras.
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La hidrólisis de una sal originada por la reacción de un ácido débil y una base fuerte dan una solución
básica.
La hidrólisis de las sales que provienen de la reacción entre un ácido fuerte y una base débil dará una
solución ácida.
1.5 TERMODINAMICA
En la mayor parte de las reacciones químicas, el cambio, de energía se manifiesta en forma de calor.
Termoquímica: Es la rama de la química que trata de la energía calorífica que interviene en una
reacción y constituye una parte de la termodinámica.
Calor: Es una forma de energía y se define como la energía cinética total de las partículas de un cuerpo.
Temperatura: Es la medida de la energía cinética medida de las partículas de un cuerpo.
Termodinámica: Es la rama de la fisicoquímica que estudia los cambios energéticos de un sistema, y se
basa en dos principios.
• Primera ley de la termodinámica: Establece que la energía total de un sistema aislado es
constante. Es decir, este enunciado conocido como ley de la conservación de la energía la cual
dice que la energía no se crea ni se destruye solo se transforma.
• Segunda ley de la termodinámica: Es un proceso natural que comienza en un estado de
equilibrio y termina en otro, se desarrolla en sentido que haga que aumente la entropía del
universo, es decir, todos los sistemas en el universo tienden a contener la misma cantidad de
energía.
CANTIDAD DE CALOR
En el universo hay una transmisión de calor entre los cuerpos.
Capacidad calorífica: Es la cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de un cuerpo en
un grado centígrado.
Caloría: Es la cantidad de calor requerido para elevar un grado centígrado la temperatura de un
gramo de agua.
Calor especifico: Es la cantidad de calorías necesarias para aumentar un grado centígrado la
temperatura de un gramo de sustancia.
La capacidad calorífica se mide en calorías/°C y su expresión matemática es:
C = m x Ce
C = capacidad calorífica en cal/°C
m = masa en gramos
Ce = calor especifico en cal/g°C
Capacidad calorífica molar: Se define como el número de calorías necesarias para aumentar la
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temperatura de una mol de una sustancia en un grado centígrado.
Cm = pm x Ce
Cm = capacidad calorífica molar en cal/mol x °C
pm = peso molecular en g/mol
Ce = calor especifico en cal/g°C
Calor cedido o absorbido: este calor es absorbido por un cuerpo al experimentar una variación en la
temperatura, esta dado por:
Q = m x Ce x t
Q = calor cedido o absorbido
m = masa en gramos
Ce = calor especifico en cal/g°C
t = incremento de la temperatura en grados centígrados
CALOR DE REACCION
Las sustancias poseen una energía latente, de la misma forma que un cuerpo posee una energía
potencial. La suma de estas energías calorífica latente se llama contenido calorífico o entalpía.
El calor de reacción es la cantidad de calor transferido durante una reacción.
H = Productos − H reactantes
H = calor de reacción o incremento de entalpía
H = entalpía, contenido calorífico o energía potencial química.
El calor de formación ( Hf) se define como la diferencia entre el contenido calorífico de un compuesto y
los elementos que lo constituyen. Se expresa en Kcal x mol de compuesto, a 25°C y una atmósfera de
presión.
REACCIONES TERMOQUÍMICAS
Dependiendo de que el signo de calor sea positivo o negativo, las reacciones termoquímicas se clasifican
en reacciones exotérmicas y endotérmicas.
REACCIONES EXOTÉRMICAS
Son las reacciones que liberan energía calorífica, y su calor de reacción es negativo por ser su contenido
energético mayor en los reactantes que en los productos.
H
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Kcal/mol
REACCIONES ENDOTERMICAS
Son aquellas que para verificarse deben absorber energía calorífica y su calor de reacción es positivo,
ya que los productos tienen mayor contenido energético que los reactantes.
H
Kcal/mol
Ley de hess
El calor liberado o adsorbido en cualquier
Cambio químico es igual si se
realiza en un solo paso que si se realiza
en varios solo depende de los
estados inicial y final.
Para calcular los calores de reacción, se siguen los pasos siguientes:
• utilizar ecuaciones termoquímicas.
• balancear las ecuaciones.
• indicar la cantidad de calor absorbido o cedido durante la reacción, mediante los calores de
formación Hf determinado a 25°C.
• indicar el estado físico de los reactantes y los productos.
1.6 PRINCIPIOS DE CINÉTICA
Es la rama de la química que trata de el estudio de la velocidad con que se realizan las reacciones
químicas.
Factores que afectan la velocidad de una reacción.
Hay reacciones que se realizan casi instantáneamente; hay otras que necesitan horas, días e incluso
meses para realizarse. Las reacciones entre sustancias que presentan enlaces no covalentes son rápidas,
y las sustancias que presentan enlaces covalentes son lentas.
Existen reacciones químicas irreversibles, se realizan en un solo sentido y son casi instantáneas.
También hay un gran numero de reacciones reversibles es decir, cuando los productos reaccionan entre
si y forman las sustancias originales.
El principio que implica este comportamiento en el principio de Le chatelier, que dice:
Cuando un sistema esta en equilibrio
Un cambio en las propiedades
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Del sistema dará lugar a que el equilibrio
Se desplace en la dirección que
Tienda a contrarrestar el efecto.
Este principio se puede interpretar en forma análoga a la tercera ley de Newton, que dice: a toda acción
corresponde una reacción de igual intensidad y de sentido contrario.
La velocidad de una reacción se define como la cantidad de una sustancia reaccionante que se convierte
en producto en la unidad del tiempo mientras que el tiempo de reacción es el tiempo transcurrido hasta
la terminación de la misma.
La teoría de las colusiones nos ayuda a explicar por que las sustancias son capaces de reaccionar:
Para que una reacción química se
Realice, se supone que chocan entre
Si las moléculas.
Estos choque producen el rompimiento y la formación de otros nuevos enlaces.
Los factores que afectan la velocidad de una reaccion son:
• Concentración de los reactivos
• Temperatura
• Naturaleza de los reactivos
• Catalizadores
CONCENTRADORES DE LOS REACTIVOS
Se define como la cantidad de partículas por unidad de volumen. Si los reactivos son diluidos o de baja
concentración, tienen una velocidad lenta en la formación de los productos, y si la concentración de los
reactivos es moderada o alta, la formación de los será mas rápida.
La relación entre la velocidad de una reacción y la concentración de los reactivos fue estudiada en 1867
por Guldberg y Waage; su ley de acción de masas dice: a temperatura constante, la velocidad de una
reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactantes.
TEMPERATURA
A medida que la temperatura aumenta, es mayor la energía cinética de las partículas, los choques
ocurren con mayor frecuencia y las moléculas adquieren mas rápidamente la energía de activación.
Por lo tanto, al aumentar la temperatura de un sistema, la velocidad de la reacción aumentará.
NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias. El tipo de enlace y el tamaño
de las partículas influye en la velocidad de la reacción, y esta ultima será mayor si el tamaño de las
partículas esta finamente dividido, ya que la reacción sucede en la superficie de contacto; si las
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partículas son mas pequeñas, habrá mas superficie de contacto.
CATALIZADORES
Son sustancias que modifican la velocidad de una reacción, sin sufrir cambio aparente en su
composición o en su peso. Un catalizador modifica la energía de activación, ya sea por formación de
complejos inestables o proporcionando una superficie de absorción.
Existen dos tipos de catalizadores y son:
• Catalizadores positivos. Sustancias químicas que aceleran la velocidad de la reacción como el
MnO2, utilizado en la obtención de O2 por descomposición térmica del KCIO3.
• Catalizadores negativos. Sustancias químicas que retardan la velocidad de la reacción, como el
tetraetilo de plomo que se utiliza en la gasolina como antidetonante.
Los catalizadores son muy importantes, ya que sin ellos muchas reacciones químicas se verificarían tan
rápida o tan lentamente que no sería posible aprovecharlas.
EQUILIBRIO QUIMICO
Se conoce como sistema cerrado a aquel que no intercambia masa con sus alrededores, aunque puede
liberar o absorber energía, generalmente en forma de calor o de trabajo.
Un estado de equilibrio químico se define como la condición de un sistema donde la velocidad de los
procesos opuestos es igual.
Una constante de equilibrio es la relación que se establece entre la constante de la velocidad de reacción
a la derecha y a la constante de la velocidad de la reacción a la izquierda, para un sistema dado en
equilibrio.
TEMPERATURA
Cuando se aumenta la temperatura de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplazará en el sentido
de la reacción endotérmica, ya que, al absorber ésta calor, el incremento de temperatura aplicado se
contrarrestará.
CONCENTRACIÓN
Al aumentar la concentración de algunas de las sustancias de un sistema en equilibrio, éste se
desplazará hacia la reacción que tienda a disminuir dicho aumento, esto es, predeterminará la reacción
que consuma la sustancia añadida, hasta que restablezca nuevamente el equilibrio.
PRESION
Si se aumenta la presión de un sistema gaseoso en equilibrio, el equilibrio se desplaza en el sentido que
tienda a disminuir la presión, es decir, según la reacción en que se formen menor número de moléculas,
ocupando en consecuencia las sustancias producidas un menor volumen.
Una disminución de cualquiera de los factores antes mencionados en un sistema en equilibrio provocará
un cambio opuesto.
Es conveniente aclarar que los catalizadores no modifican el equilibrio químico, pero sí las velocidades
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de las dos reacciones opuestas, permitiendo, en caso de un catalizador positivo, que aquel se establezca
mas rápidamente.
REACTANTES
H<O
PRODUCTOS
PRODUCTOS
H<O
REACTANTES
A + B C + D EQUILIBRIO
VELOCIDAD
DE
REACCIÓN
C+DA+B
TIEMPO
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