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Universidad Autónoma de Campeche Facultad de Ingeniería

Alumno: Uc Celis Arlette Amairany

Facultad de ingeniería

1er Semestre

Grupo A

Materia: Química

Docente: M. C Alejandro de los ángeles Dzib Pérez

Tema: Soluciones, reacciones y ecuaciones químicas, estequiometría, coloides

Fecha de entrega: 29/10/2020

Contenido Introducción................................................................................................................................................................................................ 3 Soluciones...................................................................................................................................................................................................4 Clasificación ..........................................................................................................................................................................................4 Tipos de concentraciones..................................................................................................................................................................4 Disoluciones acuosas. ........................................................................................................................................................................4 pH y pOH......................................................................................................................................................................................................5 Reacciones químicas ...............................................................................................................................................................................6 Tipos de reacciones químicas: .........................................................................................................................................................6 Ecuaciones químicas ...............................................................................................................................................................................8 Balanceo de ecuaciones....................................................................................................................................................................9 Estequiometria ........................................................................................................................................................................................ 12 Leyes ponderales............................................................................................................................................................................... 12 Moralidad, normalidad, porcentaje en masa… .......................................................................................................................... 13 Ejemplos de concentración ................................................................................................................................................................. 15 Molaridad ............................................................................................................................................................................................. 15 Normalidad .......................................................................................................................................................................................... 15 Molalidad .............................................................................................................................................................................................. 15 Porcentaje masa: ............................................................................................................................................................................... 16 Porcentaje volumen.......................................................................................................................................................................... 16 pH y POH............................................................................................................................................................................................... 17 Bibliografía ............................................................................................................................................................................................... 18

Introducción

Esta investigación tiene como objetivo conocer que es y la clasificación de una solución, los tipos de reacciones químicas; como balancear una ecuación química; que es el pH y el pOH, como están relacionadas y cómo encontrarlas. La estequiometria y los coloides, al mismo tiempo con ejemplos.

Soluciones Una disolución (también llamada solución) es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. En una disolución, el o los componentes que se encuentran en menor cantidad se llama soluto, y el componente con mayor proporción en la mezcla se denomina disolvente. Una disolución puede ser gaseosa, solida o liquida Clasificación Soluciones iónicas: El soluto es un electrolito y el solvente es polar, conduce electricidad porque hay una formación de iones Soluciones moleculares: El soluto no es electrolito y el solvente es polar. No conduce electricidad por que las moléculas de soluto no se disocian. Soluciones acuosas: El disolvente es agua Tipos de concentraciones Disolución diluida: Si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. Disolución concentrada: Si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua. Disolución saturada: Se disuelve la máxima cantidad de soluto a cierta temperatura. Disolución sobresaturada: Se produce cunado la cantidad de soluto sobre pasa la capacidad del disolvente para disolver, a una temperatura dada.

Disoluciones acuosas. Las disoluciones acuosas son aquellas que se definen como soluciones que cuentan con dos solventes, en donde la presencia del agua como el solvente mayor, no falla. Además, el agua se utiliza como el descomponente inicial para cualquier sustancia, aunque exista otro solvente dentro de la mezcla. Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrólitos y no electrólitos. Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve ene agua, forma una disolución que conduce la electricidad. Un no electrólito no conduce corriente eléctrica cuando se disuelve en agua. Se pueden distinguir entre electrolitos fuertes y débiles. Una característica de los electrolitos fuertes es que en disolución se supone que el soluto se disocia 100% en sus iones. Se entiende por disociación a la separación del compuesto en cationes y aniones. Ejemplos:

Clasificación de solutos en disolución acuosa Electrólito fuerte Electrólito débil No electrólito HCI CH3COOH (NH2)2NO (urea) HNO3 HF CH3OH (metanol) HCIO4 HNO2 C2H 5OH (etanol)

Los ácidos y las bases también son electrólitos Reacciones de precipitación La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un solido insoluble que se separa de la disolución. En estas reacciones generalmente participan compuestos iónicos. Solubilidad Es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura especifica. Se llega a describir a las sustancias como solubles, ligeramente soluble o insolubles en términos cualitativos. Una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente una cantidad suficiente cuando se agrega al agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrolitos fuertes, no todos tienen la misma solubilidad.

pH y pOH Dentro del grupo de los electrolitos podemos citar a los ácidos (pueden ser débiles o fuertes), las bases (débiles o fuertes) y las sales. Un ácido se define como cualquier sustancia que puede donar un protón y una base como aquella que puede aceptar un protón. pH= potencial de hidronio de una solución; logaritmo decimal negativo de la concentración molar de iones hidronio pH= - log[H3O+] solución neutra: (OH)- = H3O+ solución acida: (OH)- < H3O+ solución básica: (OH)- > H3O+ Calcular el pH pH= -log (H3O) pOH= potencial de oxhidrilo de una solución pOH= -log [OH-]

Calcular pOH pOH= -log (OH-) pH+pOH=14

Reacciones químicas Las reacciones químicas suceden cuando se rompen o se forman enlaces químicos entre los átomos. Las sustancias que participan en una reacción química se conocen como los reactivos, y las sustancias que se producen al final de la reacción se conocen como los productos. Tipos de reacciones químicas: a) De forma general, como: ▪ Síntesis, combinación o adición: En este tipo de reacción dos o más compuestos reaccionan entre sí para formar un nuevo producto. Podemos encontrar: metal + oxígeno → óxido metálico no metal + oxígeno → óxido no metálico metal + no metal → sal óxido metálico + agua → hidróxido o base óxido no metálico + agua → oxiácido A las reacciones en las que interviene el oxígeno, también se les llama reacciones de combustión EJEMPLO: 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) 4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s) ▪ Sustitución, desplazamiento simple o reemplazo La reacción se lleva a cabo cuando un elemento desplaza a otro en un compuesto produciendo un nuevo compuesto y el elemento desplazado. EJEMPLO: Zn + 2 HCl → H 2 + ZnCl 2 2Li(s) +2H2O(l) → 2LiOH(s) + H2(g) ▪ Doble sustitución o desplazamiento doble: En este tipo de reacción existe un intercambio de elementos de dos o más compuestos. EJEMPLO: H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O Pb (NO3)2(ac) +2KI (ac) → Pbl2(s) +2KNO3(ac)

▪ Análisis o descomposición En este tipo de reacción, un compuesto se descompone en sustancias puras más sencillas que pueden ser elementos y/o compuestos. Generalmente son compuestos que contiene oxígeno, que al calentarse se descomponen. EJEMPLO: 2H2O→2H2+O2 Li 2 CO 3 → Li 2 O + CO 2

b) Según su vista analítica: ▪ Acido-base(neutralización): Las reacciones ácido base son reacciones de doble sustitución o doble reemplazo donde ocurre una neutralización entre un ácido y una base. EJEMPLO: HCl + NaOH → NaCl + H2O HCN + NaOH → NaCN + H2O

▪ Óxido-reducción (redox): son aquellas donde se efectúa un cambio en los estados de oxidación de algunas especies, también se clasifican como reacciones de sustitución o reemplazo. Reacciones de combustión: Es una reacción redox entre un compuesto y una molécula de oxigeno para formar productos que contienen oxígeno. EJEMPLO: 2C8H18+25O2→16CO2( g)+18H2O Reacciones de desproporción: Es una reacción en la que un solo reactivo se oxida y se reduce al mismo tiempo. EJEMPLO: 3ClO−(ac) →ClO3−(ac)+2Cl−(ac) Reacciones de desplazamiento simple: Es una reacción donde dos elementos intercambian lugares en un mismo compuesto. EJEMPLO:

Zn( s)+2HCl(ac)→ZnCl2(ac)+H2(g ) ▪ Precipitación: son aquellas donde se efectúa la formación de un precipitado como producto de la reacción, también se clasifican como reacciones de doble sustitución. Sucede cuando dos compuestos iónicos acuosos forman un nuevo compuesto iónico que no es soluble en agua. EJEMPLO: Pb (NO3)2(ac)+2KI (ac)→2KNO3(ac)+PbI2(s) AgNO 3 (ac) + HCl (ac) → AgCl (s) + HNO 3 (ac)

▪ Formación de complejos: en este tipo de reacción se forma un compuesto de coordinación o complejo, como producto de la reacción. EJEMPLO: FeCl3(ac) + 3NH4SCN (ac) → Fe (SCN)3(ac) + 3NH4Cl(ac) c) Según su presentación: ▪ Ecuaciones moleculares: son aquellas donde los reactivos y productos se escriben con las fórmulas moleculares. ▪ Ecuaciones iónicas: son aquellas donde los reactivos y productos se escriben tal como existen en la disolución, o sea si se disocian (forman iones) se escribirán como iones y si no se disocian se escriben con la fórmula molecular. d) Según su estequiometria: ▪ Reacciones cuantitativas: son aquellas donde todos los reactivos o solo uno de ellos se transforman a pro- ductos, por convenio se pone una sola flecha hacia la derecha, separando los reactivos de los productos. ▪ Reacciones no cuantitativas: son aquellas donde ninguno de los reactivos se transforma totalmente

a productos, en éstas siempre habrá una fracción de ellos que permanece como reactivos. Estas reacciones se verán ampliamente en el capítulo de equilibrio químico. Por convenio, se separan los reactivos de los productos en doble flecha.

Ecuaciones químicas Una ecuación química es la representación escrita, abreviada y simbólica de una reacción química; nos proporciona un medio para mostrar un cambio químico, los reactivos y los productos, su composición atómica y la relación molecular donde interviene. Muestra que sucede durante una reacción química. Por convenio en una ecuación química los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha.

También podemos encontrar ecuaciones con palabras

Una ecuación se encuentra igualada o ajustada cuando cumple dos leyes o principios químicos: Ley de la conservación de la materia (ley de Lavoisier), la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos Ley de las proporciones definidas (ley de Proust), las sustancias reaccionan según relaciones de peso fijas e invariables. Estas proporciones fijas están representadas en la ecuación química mediante unos números llamados coeficientes estequiométricos. El coeficiente estequiométrico indica el número de moléculas

Signos auxiliares En una ecuación química se debe indicar, mediante paréntesis (en letra cursiva), al lado de cada especie química, su estado de agregación o estado físico: (g): gas. (l): líquido. (s): sólido. (ac): solución acuosa (disuelto en agua). Balanceo de ecuaciones Balanceo por inspección Este tipo de balanceo es el más sencillo y siempre debe ser el primero que se utilice al balancear una reacción química. También se le llama de “tanteo”, ya que se tantea ajustando los coeficientes de cada especie hasta igualar el número de átomos en los reactivos y productos. ▪ ▪ ▪ ▪ ▪ ▪

Escribir la ecuación sin balancear Asignar coeficientes Balancear metales Balancear no metales Balancear oxigeno e hidrogeno Verificar que la ecuación cumpla con la ley de conservación de la masa

Se realiza un conteo de átomos para verificar que la ecuación esta desbalanceada

Del conteo anterior, concluimos que la ecuación esta desbalanceada. Por lo que se asignara coeficientes numéricos que permitan ajustarla siguiendo las recomendaciones, balancear metales y no metales y por ultimo oxigeno e hidrogeno.

Cada vez que se coloca un coeficiente se debe hacer un conteo, ya que dicho numero altera las cantidades de átomos, por lo que debemos “responder al golpe” ajustando los restantes o los afectados.

Al final debe escribirse la ecuación balanceada correctamente (luego de verificar el cumplimiento de la ley de la conservación de la materia)

EJEMPLO 2

Al + HCl → AlCl + H2 Conteo de átomos

Reactivos

Productos Al + HCl → AlCl + H2

Al: 1 átomo Cl: 1 átomo H: 1 átomo

Al: 1 átomo Cl: 1 átomo H: 2 átomos

Se puede observar que todos los átomos están balanceados excepto el hidrogeno, por lo tanto, procedemos a ajustar su coeficiente estequiométrico del lado del reactivo

Al + 2HCl → 2AlCl + H2 Pero a simple vista se puede observar que hay dos átomos de aluminio en los productos, por lo que también deberíamos ajustar el coeficiente del aluminio en los reactivos

2Al + 2HCl → 2AlCl + H2 Si hacemos el conteo podemos ver que la ecuación química ya está balanceada.

Reactivos

Productos 2Al + HCl → 2AlCl + H2

Al: 2 átomo Cl: 2 átomo H: 2 átomo

Al: 2 átomo Cl: 2 átomo H: 2 átomos

EJEMPLO 3

CH4 + O2 → CO2 + H2O Conteo de átomos

Reactivos

Productos CH4 + O2 → CO2 + H2O

C: 1 átomo H: 4 átomo O: 2 átomo

C: 1 átomo H: 2 átomo O: 3 átomos

Se puede notar como la cantidad de átomos de carbonos ya se encuentra balanceada, por lo tanto, proseguimos a balancear lo átomos de hidrogeno. Agregaremos un 2 como coeficiente estequiométrico delante de la molécula del agua.

CH4 + O2 → CO2 + 2H2O Realizamos el conteo nuevamente, y veremos que el hidrógeno ya se encuentra balanceado. Pero ahora tendremos cuatro átomos de oxígeno en los productos, y dos átomos de oxígeno en los reactivos.

Reactivo

Productos CH4 + O2 → CO2 + 2H2O

C: 1 átomo H: 4 átomo O: 2 átomo

C: 1 átomo H: 4 átomo O: 4 átomos

Agregaremos un dos delante de la molécula de oxígeno en los reactivos y obtendremos la ecuación correctamente balanceada.

CH 4 + 2O2 → CO2 + 2H2O Reactivo

Productos CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2 O

C: 1 átomo H: 4 átomo O: 4 átomo

C: 1 átomo H: 4 átomo O: 4 átomos

Balanceo por óxido-reducción Se aplica en reacciones químicas donde hay cambios en el número de oxidación de algunas especies químicas. El número de oxidación es el número de cargas que se asignarían a un átomo en una molécula si los electrones fueran transferidos completamente en el sentido que indica su electronegatividad. Podemos decir, entonces, que es el número arbitrario asignado a un átomo en una combinación química. 1.

Plantea la reacción escribiendo todas las especies químicas correctamente.

2. Se identifican las especies que experimentan cambio en su número de oxidación y se escriben en forma separada como semirreacción de oxidación y semirreacción de reducción (considerar sólo el átomo del elemento que experimenta el cambio). 3. Se balancean las dos semirreacciones respecto a la masa (agregando coeficientes) y a las cargas (mediante electrones). 4. Se igualan los electrones transferidos. 5. Se combinan las dos semirreacciones balanceadas para formar la reacción total. Balanceo por método algebraico: Consiste en asignar incógnitas a cada una de las especies de nuestra ecuación química; se establecerán ecuaciones en función de los átomos y, al despejar dichas incógnitas, encontraremos los coeficientes buscados. 1. Asignar una incógnita sobre las especies de la ecuación 2. Multiplicar la cantidad de átomos de cada elemento por la incógnita asignada para establecer las ecuaciones. El símbolo produce (→) equivale al signo igual a (=). 3. Utilizando ecuaciones, da un valor arbitrario a cualquier incógnita, esto nos permitirá despejar las incógnitas de las demás ecuaciones. 4. Asignar cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables. 5. Simplificar si es posible

Estequiometria La rama de la química que se ocupa de calcular las masas de las sustancias que se deben utilizar en una reacción química se llama Estequiometría. Los coeficientes estequiométricos son los números que utilizamos para asegurar que nuestra ecuación está balanceada. Con los coeficientes estequiométricos podemos calcular razones (también llamadas relaciones), y estas relaciones nos darán información sobre las proporciones relativas de las sustancias químicas en nuestra reacción. Podrías encontrar que a esta proporción se le llama relación molar, factor estequiométrico o relación estequiométrica. La relación molar se puede usar como un factor de conversión entre diferentes cantidades Leyes ponderales Ley de la conservación de la materia: En 1789, estableció el científico francés Antoine L. Lavoisier (1743-1794) que “la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Lo cual se puede expresar como: la masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las sustancias formadas (productos). Ley de las proporciones constantes y definidas: El químico francés Louis Proust menciona que ““cua...