quÍmica ii para bachillerato

QUIMICA II

Unidad I. Estequiometría

• 1.1. Balanceo de ecuaciones

• 1.2 Concentración

• 1.2.1 Molalidad

• 1.2.2 Molaridad• 1.2.3 Normalidad

• 1.2.4 Porcentual

Unidad II. Ácidos y bases

Unidad II. Ácidos y bases

• 2.1 Teorías ácidos y bases (ionización y disociación)

• 2.2 Conceptos de pH y pOH

• 2.3 Neutralización y titulación

Unidad III. La química del Carbono

• 3.1. Nomenclatura y mecanismo de reacciones de hidrocarburos

• 3.1.1 Acíclicos• 3.1.2 Cíclicos• 3.2 Nomenclatura y mecanismos de reacciones

orgánicas• 3.2.1 Haluros• 3.2.2 Alcoholes• 3.2.3 Aldehídos y cetonas• 3.2.4 Ácidos carboxílicos• 3.2.5 Éteres• 3.2.6 Esteres• 3.2.7 Aminas• 3.2.8 Amidas

EVALUACION

• Desempeño 20% (firmas, participación en pizarrón)

• Producto 30% (practicas o proyecto)• Conocimiento 30% (examen de unidad)• Actitud 20% (asistencia, puntualidad)

• Total 100%

1.1 BALANCEO DE ECUACIONES

• METODO DE TANTEO2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O

Fe + O2 Fe2O3

Pasos:1.Contar la “cantidad” que hay de cada elemento

• 2. La ecuación no esta balanceado porque las cantidades de Fierro y Oxígeno son diferentes en los reactantes y en los productos, el siguiente paso es anotar un coeficiente 2, 3, 4, etc, empieza con el dos, si no da, intenta con el que sigue y así sucesivamente, volver a contar la cantidad de cada elemento en cada intento, hasta que la ecuación quede balanceada

• 2 Fe + O2 Fe2O3

• 1) Mg + O2 MgO

2) Na + H2O NaOH

3) Mg + N2 Mg3N2

4) MnO2 + Al Al2O3 + Mn

5) H2 O H2 + O2

6) Ca + O2 CaO

7) P4O10 + H2O H3PO4

8) Ca + N2 Ca3N2

9) CdCO3 CdO + CO2

10) C2H6 O + O2 CO2 + H2O

BALANCEO REDOXOxidación: Se refiere  a  la  media  reacción  donde  un átomo  o  un  grupo  de  átomos pierden e-

(ELECTRONES)Reducción: Se refiere  a  la  media  reacción  donde  un átomo o un grupo de átomos  ganan e-Agente Oxidante: Es la  sustancia  que  se  reduce (gana e-) provocando la oxidación.Ejemplo:

NO3

- + 2H+ + e- NO2 + H2O (Reducción)

N+5 + e- N+4

Agente Reductor:    Es  la  sustancia  que  se oxida (pierde e-) provocando la reducción.

Ejemplo:

C + 2H2O C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación)

C0 C+4 + 4e- (Oxidación)

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1.-   Si  la  ecuación  está  en  forma  molecular  pasarla  a  forma  iónica.  Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O  y el H2O 2  no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).

Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo

I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)

    Se pasa a forma iónica:

I20 + H+NO3

- H+IO3- + NO0 + H2O0 (Iónica)

2.-  Se  escribe  por  separado  el  esqueleto  de  las ecuaciones  iónicas  parciales  del  agente  oxidante  y  el agente reductor

I20 lO3

-

NO3- NO0

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O:

I20 2lO3

-

NO3- NO0

4.-  Igualar  los  átomos  de  oxígenos  agregando  moléculas de H2O para balancear los oxígenos.

I20 + 6H2O 2lO3

-

NO3- NO0 + 2 H2O

5.-  Igualar  los  átomos  de  hidrógenos  H+ (iones  hidrógenos) donde falta hidrógeno.

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+

NO3- + 4H+ NO0 + 2 H2O

6.-  Contar  la  carga  total  en  ambos  lados  de  cada  ecuación parcial  y  agregar e- en el miembro  deficiente  en  carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+).

    0 0 -2 +12=10-10=0

I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10 e- (ox.)

-1 +4=+3-3=0 0 0

NO3- + 4H+ + 3e- NO0 + 2 H2O (red.)

Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos).

7.-  Igualar el número de e-  perdidos por el agente reductor, con  los e-  ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto

 3 X    (I2   +   6H2O                           2lO3-  +   12H+  + 10 e-)

10X  (NO3-    +  4H+ + 3e-                          NO0   +   2  H2O)

   Entonces tenemos:

        3I2   +   18H2O                           6lO3-  +   36H+  + 30e-

    10NO3-    + 40H+ + 30e-               10NO0   +   20H2O

• 8.- Súmese  las dos medias  reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada

               3I2   +   18H2O                           6lO3-  +   36H+  + 30e-

10NO3-    + 40H+ + 30e-                       10NO0   +   20H2O

3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3 + 10NO + 2H2O

* Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.

* Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.

3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O

EjerciciosBalancee  por  el  método  del  ión-electrón  las siguientes reacciones:

a) Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4

+ + H2O

b) Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO

c) MnO4- + I- H2O MnO2 + I2 + OH-

d) CIO3- + I- CI- + I2

CONCENTRACIONUna solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.

La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :

• 1.Su composición química es variable.• 2.Las propiedades químicas de los

componentes de una solución no se alteran.

• 3.Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación.

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES:

NaCl en AguaSOLIDOLIQUIDOLIQUIDA

O2 EN AGUAGASLIQUIDOLIQUIDA

AIRE EN AGUALIQUIDOLIQUIDOLIQUIDA

ALCOHOLGAS GASGASEOSA

EJEMPLOSSOLUTODISOLVENTE SOLUCION

SOLUBILIDAD• La solubilidad es la cantidad de un soluto que puede 

disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.*Factores que afectan la solubilidad:

a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).

b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

c) Temperatura: Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional 

MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES

• La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

• a) Porcentaje peso a peso (% P/P):

Indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

Ejemplo:

Al disolver 60 gramos de un soluto X en 90 gramos de agua, la solución tendría una concentración igual a.

(60[g] / 90[g]) * 100% = 66.66%

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

• d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

Xsto + Xste = 1

e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.