Quimica general

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QUÍMICA GENERAL
Docente: 
Mg Rodríguez Chavez Eduardo Daniel
INTRODUCCIÓN
RELACIONES DE MASAS
NÚMERO DE AVOGADRO
REACCIONES QUÍMICAS
BALANCE DE ECUACIONES
ESTEQUIOMETRÍA EN GASES Y SOLUCIONES ACUOSAS
REACTIVO LIMITANTE Y RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
CAPÍTULO 1
CONTENIDO DEL CAPÍTULO 1
Al finalizar la sesión, el estudiante reconoce el tipo de reacción química y la representa mediante la ecuación correspondiente previamente balanceada y relacionan las masas con la cantidad de sustancias que participan.
RESULTADO DE APRENDIZAJE DE LA SESIÓN
El estudio de la química abarca tres etapas básicas: observación, representación e interpretación. 
La observación consiste en mediciones realizadas en el mundo macroscópico;
La representación comprende el uso de símbolos de notación abreviada y ecuaciones para fines de comunicación,
 La interpretación se basa en átomos y moléculas, que son parte del mundo microscópico
I. INTRODUCCIÓN
El método científico es un enfoque sistemático de investigación que se inicia al recopilar información mediante observaciones y mediciones. En el proceso se elaboran y ponen a prueba hipótesis, leyes y teorías.
Sistema internacional de unidades (SI)
En el año 1960 se determinaron unidades que se utilizarán en mediciones científicas. Este es el sistema SI y tiene siete unidades fundamentales, de las que se obtienen muchas más.
Los prefijos se emplean para expresar fracciones decimales o múltiplos de unidades.
Brown, T. L. (2014). Teoría cuántica y estructura atómica. En H. E. LeMay, C. J. Murphy, B. E. Bursten, & P. M. Woodward (Eds.), Química de Brown para cursos con enfoque por competencias (Primera edición, pp. 2–63). Pearson Educación.
Prefijos en el Sistema Internacional
Conversión de unidades
Ejemplo 1: Convierta 0,8 horas en segundos.
Para convertir unidades es necesario utilizar el factor unitario, fracción donde numerador y denominador son equivalentes pero expresados en unidades distintas, esta fracción equivale a la unidad.
1 hora = 3600s
Queremos segundos:
 
Ejemplo 2: Convierta 
1 BTU = 252 cal
1 lb = 453,6 g
1°F = 1.8°C
Ejemplo 3: 
La densidad del zinc es 7,14 g/cm3. Exprese la densidad en kg/m3.
Ejemplo 4: 
Una muestra de un lago posee un contaminante en concentración 0,1 g/L. Si el lago posee 50 m3 de volumen, ¿cuánto contaminante existe en todo el lago?
Masa atómica (MA)
Es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) y representa la doceava parte del carbono-12. Su equivalencia en gramos es: 1uma = 1,66x10-24 g = (1/NA) g
Donde: NA = número de Avogadro = 6,022 x 1023
Masa molecular (M)
Es la masa relativa de una molécula, se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que la constituyen (se expresa en uma (u))
Ácido carbónico: H2CO3
2 x (Masa atómica H) = 2 x 1 uma	= 2 uma
1 x (Masa atómica C) = 1 x 12 uma	= 12 uma
3 x (Masa atómica O) = 3 x 16 uma	= 48 uma
La masa molecular es la suma = 62 uma
Sustancia
Sustancia iónica
Sustancia molecular
El nombre masa fórmula se convierte en masa molecular.
Se utiliza el nombre masa fórmula.
MASA MOLAR : Es la masa en gramos una mol de dicha sustancia (g/mol). Es numéricamente igual a la masa fórmula (masa atómica o molecular) expresada en gramos
Concepto de MOL: es una magnitud fundamental del SI que nos indica la cantidad de partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) y es igual a 6,022x1023, llamado número de Avogadro (NA). Por ejemplo:
	Sustancia		Masa molecular	Masa molar
	Agua	H2O	18 uma	18 g
	Glucosa	C6H12O6		
	Sulfato de hierro (III)	Fe2(SO4)3		
	Ion dicromato	(Cr2O7)2-		
Hay que tener en cuenta que la masa molar nos brinda el factor de conversión para los cálculos.
Ejemplo:
Calcule los gramos de sulfato ferroso (FeSO4) que existen en 6,3 mol de dicha sustancia.
957,6 g FeSO4
Masa molecular:	1 x 56 uma = 56 uma
		 	1 x 32 uma = 32 uma
			 4 x 16 uma = 64 uma
							
CÁLCULOS ENTRE MOLES Y MASA
La masa fórmula es la suma = 152 uma 
La masa molar es = 152 g  152 g/mol
Queremos gramos: 
Ejercicios
1. ¿Cuál es la masa molar de la adrenalina (C9H13NO3) y del cloruro férrico (FeCl3)?
2. ¿Cuántas moles existen en 250 g de ácido acético (CH3COOH)?
3. ¿Cuántos gramos existen en 4,6 mol de acetona (CH3COCH3)?
4. Se pesaron 3 mol de una sustancia y la masa resultó 138 g. ¿Cuál es la masa molar de tal sustancia?
5. Determine quién tiene mayor masa fórmula: ¿el ácido acético (C2H4O2) o la acetona (C3H6O)
 Una reacción química se describe de manera abreviada por medio de una ecuación química. 
 REACCIÓN Y ECUACION QUÍMICA
Es el proceso de cambio o transformación estructural que sufren las sustancias y que produce por lo menos una sustancia de composición y propiedades diferentes de las originales.
Moléculas
2 de H2
Molécula
1 De O2
Moléculas
2 De H2O
+

Cuando la cantidad de átomos de los reactivos es igual a la cantidad de átomos de los mismos elementos en los productos, decimos que la ecuación se encuentra balanceada y en este caso cumple con la Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier
TIPOS DE 
REACCIONES
Por el grado de completación
Por la energía involucrada
Por la transferencia de partículas
Por el tipo de atracción
Por el patrón de reacción
Reversible
Formación de complejos
Precipitación
Ácido-Base
Redox
Endotérmicas
Exotérmicas
Combinación
Desplazamiento
Descomposición
Intercambio
Formación de un precipitado (sólido, s) 
Liberación de un gas (g) 
Cambios de color. 
Absorción o desprendimiento de calor. 
Una reacción química puede evidenciarse generalmente por:
MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA ECUACIÓN QUÍMICA
1. Método de simple inspección o por tanteos
Consiste en colocar coeficientes delante de cada fórmula, para igualar la cantidad de átomos en ambos miembros, se recomienda igualar los elementos en el siguiente orden:
1° Metales
2° No metales
3° Hidrógeno
4° Oxígeno
Se verifican los oxígenos y la ecuación queda balanceada
Si el coeficiente es fraccionario, se multiplica por su común denominador
Ejemplo: Balancear las ecuaciones mostradas
H2S
+
Al(OH)3

Al2S3
+
H2O
1
2
3
6
A)
H2 (g) + N2 (g)  NH3 (g)
B)
H2SO4 (ac) + Al(OH)3 (ac)  Al2(SO4)3 (ac) + H2O (l)
D)
Fe(s) + HCl(ac)  FeCl3 (ac) + H2(g)
E)
P4O10 (s) + H2O (l)  H3PO4 (ac)
C)
H3PO4 (ac) + Sn(OH)4 (ac)  Sn3(PO4)4 (ac) + H2O (l)
F)
 C3H8 (g) + O2 (g)  CO2 (g) + H2O (l) + 2 228 kJ.mol-1
G)
 Fe (s) + O2 (g)  Fe2O3 (s) + 375 kJ.mol-1
H)
Metal
No metal
Hidrógenos
 Oxígenos
En las reacciones de desplazamiento, el elemento más reactivo desplaza al menos reactivo y la reactividad disminuye de esta manera:
Li > Rb > K > Ca > Na > Mg > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Ni > Sn > Pb > Hg > Cu > Ag > Pt > Au
Reactividad de los halógenos: F2 > Cl2 > Br2 > I2
OTRAS REACCIONES:
Reacciones de Neutralización: Son reacciones donde intervienen ácidos y bases. Cuando un ácido reacciona con una base, generalmente se produce una sal y agua. Además, liberan calor.
HCl (ac) + KOH (ac) → KCl (ac) + H2O (l) + calor (es exotérmica)
Ácido base sal agua 
2. Reacciones de Combustión: Son reacciones exotérmicas, donde interviene una sustancia llamada combustible que reacciona con el oxígeno (comburente) produciendo dióxido de carbono y agua , cuando es completa. Cuando es incompleta (hay deficiencia de oxígeno) puede producir monóxido de carbono o carbono.
1 CH4(g) + 2O2(g) → 1 CO2(g) + 2 H2O(L)  combustión completa
1 CH4(g) + 1,5 O2(g) → 1 CO(g) + 2 H2O(L)  combustión incompleta
1 CH4(g) + 0,5 O2(g) → 1 C(s) + 2 H2O(L)  combustión incompleta
Debe identificarse los estados de oxidación (EO) de las elementos, para lo cual debemos recordar lo siguiente:
El EO de un elemento en estado libre o moleculares cero (0)
El EO de los metales siempre es positivo
La carga negativase le atribuye al átomo más electronegativo
El EO del oxígeno siempre es -2; excepto en los peróxidos (-1) y con el flúor (+2)
El EO del hidrógeno siempre es +1; excepto con los metales (+1)
Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) siempre actúan con +1
Los metales alcalinos térreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra) siempre actúan con +2
Mientras no se indique lo contrario, todo compuesto es eléctricamente neutro, es decir las sumas de cargas es cero (electroneutralidad)
Por ejemplo: Hallar el O de cada elemento en las siguientes especies:
A) Br2	B) HNO3		C) H2SO4			D) Fe2(SO4)3			E) (Cr2O7)2-		F) C6H6
2. Método Redox para balancear
2° Se identifican las sustancias que se reducen y oxidan, escribiendo sus ecuaciones
 iónicas.
Se Reduce, cuando gana electrones, su N.O. disminuye, constituye el agente oxidante
Se Oxida, cuando pierde electrones, su N.O. aumenta, constituye el agente reductor
3° El balance consiste en hacer que el número de electrones ganados sea igual al número de
 electrones perdidos para lo cual se multiplica por factores adecuados y se escriben sus
 ecuaciones iónicas
4° Se suman las dos ecuaciones iónicas, obteniendo la ecuación iónica total balanceada
5° Se termina de completar la ecuación balanceada
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Balancear la ecuación:
MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O
MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O
+4 +2(-2)=0
+1 + 5 +3(-2)=0
+1-2+1=0
2(+1) + 6 +4(-2)=0
+1 + (-1) =0
2(+1) + (-2) =0
Agente
reductor
Agente
oxidante
Especie
oxidada
Especie
reducida
Se oxida
Se reduce
1°) Se determina el elemento que se reduce y se oxida, observando
 sus números de oxidación.
Mn+4
Mn+6
+ 2e-
Cl+5
Cl-1
+ 6e-
Reducción:
Oxidación:
2°) Se escriben las semi ecuaciones de reducción y oxidación
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3°) El balance consiste en hacer que el # de electrones ganados sean igual al #
 de electrones perdidos, para lo cual se multiplican por factores adecuados
La reducción por 1: 
1Cl+5
1Cl-1
+ 6e-
La oxidación por 3: 
3Mn+4
3Mn+6
+ 6e-
Sumando, obtenemos la ecuación iónica balanceada
3Mn+4 1Cl+5  3Mn+6 + 1Cl-1 
3°) Se reemplazan los coeficientes en la ecuación original y se termina de completar la ecuación balanceada
 MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O
3
1
3
1
6
3
Balancear las ecuaciones por el método redox
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4  Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O 
b) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O 
c) KMnO4 + FeCl2 + HCl → MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O
d) Sb2S3 + HNO3 → Sb2O5 + NO2 + S + H2O
e) I2 + HNO3 → NO + HIO3 + H2O
f) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O 
Balancear la ecuación por el método del ion-electrón en medio ácido.
IO3-1 + Al → I2 + Al+3
3. Método ion-electrón para balancear
Se separan las 2 semirreacciones (de oxidación y reducción)
Se realiza el balance de elementos, agregando agua donde falte oxígenos (si el medio es ácido) o donde sobre oxígenos (si el medio es básico o alcalino) y en el otro miembro doble cantidad de iones H+ (medio ácido) o iones (OH)1- (medio básico)
Se realiza el balance de cargas, agregando electrones (e-) donde falte cargas negativas
El balance consiste en hacer que el número de electrones ganados sea igual al número de electrones perdidos, para lo cual se multiplica por factores adecuados.
Se suman las dos semirreacciones, obteniéndose la ecuación iónica balanceada
	Semi
reacción	Reducción	IO3-1  I2
		Oxidación	Al  Al+3
	Balance de elementos	Agregamos H+	2IO3-1 + 12H+1  I2 + 6H2O
Al  Al+3
	Balance de cargas	Agregamos es
	2IO3-1 + 12H+1 + 10e-  I2 + 6H2O
Al  Al+3 + 3e-
	# de es ganados igual a # des perdidos	(red)x3	6IO3-1 + 36H+1 + 30e-  3I2 + 18H2O
10Al  10Al+3 + 30e-
		(ox)x10	
	Sumando, obtenemos la ecuación iónica balanceada	6IO3-1 + 10Al + 36H+1  3I2 + 10Al+3 + 18H2O
	
Balancear las siguientes ecuaciones, por el método de ion-electrón y redox
4
4
3
4
4
2
1
4
4
4
4
3
4
4
4
4
2
1
PRODUCTO
l
 
O
2
H
 
2
 
 
 
REACTIVOS
 
g
 
2
O
 
1
 
 
g
 
2
H
 
2
÷
ø
ö
ç
è
æ
÷
ø
ö
ç
è
æ
÷
ø
ö
ç
è
æ
®
+