QuÍmica II para bachillerato

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QuÍmica II para bachillerato

  1. 1. QUIMICA II <ul><li>Unidad I. Estequiometría </li></ul><ul><li>1.1. Balanceo de ecuaciones </li></ul><ul><li>1.2 Concentración </li></ul><ul><li>1.2.1 Molalidad </li></ul><ul><li>1.2.2 Molaridad </li></ul><ul><li>1.2.3 Normalidad </li></ul><ul><li>1.2.4 Porcentual </li></ul>
  2. 2. Unidad II. Ácidos y bases <ul><li>Unidad II. Ácidos y bases </li></ul><ul><li>2.1 Teorías ácidos y bases (ionización y disociación) </li></ul><ul><li>2.2 Conceptos de pH y pOH </li></ul><ul><li>2.3 Neutralización y titulación </li></ul>
  3. 3. Unidad III. La química del Carbono <ul><li>3.1. Nomenclatura y mecanismo de reacciones de hidrocarburos </li></ul><ul><li>3.1.1 Acíclicos </li></ul><ul><li>3.1.2 Cíclicos </li></ul><ul><li>3.2 Nomenclatura y mecanismos de reacciones orgánicas </li></ul><ul><li>3.2.1 Haluros </li></ul><ul><li>3.2.2 Alcoholes </li></ul><ul><li>3.2.3 Aldehídos y cetonas </li></ul><ul><li>3.2.4 Ácidos carboxílicos </li></ul><ul><li>3.2.5 Éteres </li></ul><ul><li>3.2.6 Esteres </li></ul><ul><li>3.2.7 Aminas </li></ul><ul><li>3.2.8 Amidas </li></ul>
  4. 4. EVALUACION <ul><li>Desempeño 20% (firmas, participación en pizarrón) </li></ul><ul><li>Producto 30% (practicas o proyecto) </li></ul><ul><li>Conocimiento 30% (examen de unidad) </li></ul><ul><li>Actitud 20% (asistencia, puntualidad) </li></ul><ul><li>Total 100% </li></ul>
  5. 5. 1.1 BALANCEO DE ECUACIONES <ul><li>METODO DE TANTEO </li></ul><ul><li>2C 4 H 10 + 13O 2 8CO 2 + 10H 2 O </li></ul><ul><li>Fe + O 2  Fe 2 O 3 </li></ul><ul><li>Pasos: 1.Contar la “cantidad” que hay de cada elemento </li></ul>
  6. 6. <ul><li>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 </li></ul><ul><li>  2  Fe + O 2 Fe 2 O 3 </li></ul>
  7. 7. <ul><li>1) Mg + O 2 MgO 2) Na + H 2 O NaOH 3) Mg + N 2 Mg 3 N 2 4) MnO 2 + Al Al 2 O 3 + Mn 5) H 2 O H 2 + O 2 6) Ca + O 2 CaO 7) P 4 O 10 + H 2 O H 3 PO 4 8) Ca + N 2 Ca 3 N 2 9) CdCO 3 CdO + CO 2 10) C 2 H 6 O + O 2 CO 2 + H 2 O </li></ul>
  8. 8. BALANCEO REDOX <ul><li>Oxidación:  Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden  e - (ELECTRONES) </li></ul><ul><li>Reducción:  Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos  ganan  e - </li></ul><ul><li>Agente Oxidante:  Es la sustancia que se reduce (gana  e -) provocando la oxidación. </li></ul><ul><li>Ejemplo :     </li></ul><ul><li>        </li></ul><ul><li>NO 3 -    +   2H + +    e - NO 2    +   H 2 O        (Reducción) </li></ul><ul><li>                         </li></ul><ul><li>N +5      +   e -                    N +4                                               </li></ul><ul><li>     </li></ul>
  9. 9. <ul><li>Agente Reductor:    Es la sustancia que se oxida (pierde  e -) provocando la reducción. </li></ul><ul><li>Ejemplo:                   </li></ul><ul><li>C  +   2H 2 O                 C 2 O  +  4H + +  4 e - (Oxidación) </li></ul><ul><li>     </li></ul><ul><li>  C 0                   C +4 +     4 e -  (Oxidación)  </li></ul>
  10. 10. PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN <ul><li>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 H 2 O  y el H 2 O 2  no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales). </li></ul><ul><li>Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo </li></ul><ul><li>I 2    +  HNO 3                    HIO 3   +   NO  +   H 2 O     (Molecular) </li></ul><ul><li>Se pasa a forma iónica: </li></ul><ul><li>I 2 0    +  H + NO 3 -                H + IO 3 -   +   NO 0   +   H 2 O 0 (Iónica)  </li></ul>
  11. 11. <ul><li>2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor </li></ul><ul><li>I 2 0                       lO 3 -                 </li></ul><ul><li>NO 3 - NO 0   </li></ul><ul><li>3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de  H  y  O:  </li></ul><ul><li>I 2 0                       2 lO 3 -                 </li></ul><ul><li>NO 3 - NO 0   </li></ul>
  12. 12. <ul><li>4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de  H2O para balancear los oxígenos. </li></ul><ul><li> I 2 0   + 6 H 2 O                     2 lO 3 -                 </li></ul><ul><li>NO 3 - NO 0 + 2 H 2 O  </li></ul><ul><li>5.- Igualar los átomos de hidrógenos H +   (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno. </li></ul><ul><li>I 2   + 6H 2 O                     2lO 3 -   +    12H +            </li></ul><ul><li>NO 3 - + 4H + NO 0 + 2 H 2 O  </li></ul>
  13. 13. <ul><li>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 (+). </li></ul><ul><li>0 0 -2 +12=10-10=0 </li></ul><ul><li>I 2   + 6H 2 O                     2lO 3 -   +   12H +  + 10 e- (ox.) </li></ul><ul><li>-1 +4=+3-3=0 0 0 </li></ul><ul><li>NO 3 - + 4H + + 3e- NO 0 + 2 H 2 O (red.) </li></ul><ul><li>Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos). </li></ul>
  14. 14. <ul><li>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 </li></ul><ul><li>3 X ( I 2   + 6H 2 O                     2lO 3 -   +   12H +  + 10 e-) </li></ul><ul><li>10X (NO 3 - + 4H + + 3e- NO 0 + 2 H 2 O) </li></ul><ul><li>Entonces tenemos: </li></ul><ul><li>3 I 2   + 18 H 2 O                     6 lO 3 -   +    36 H +  + 30 e- </li></ul><ul><li>10 NO 3 - + 40 H + + 30 e- 10 NO 0 + 20 H 2 O </li></ul>
  15. 15. <ul><li>8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de  e- ,  H+, OH- o H 2 O  que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada </li></ul><ul><li>3I 2   + 18H 2 O                     6lO 3 -   +   36H +  + 30e- </li></ul><ul><li>10NO 3 - + 40H + + 30e- 10NO 0 + 20H 2 O </li></ul><ul><li>3I 2    +  10NO 3 - + 4H + 6IO 3 + 10NO +  2H 2 O </li></ul>
  16. 16. <ul><li>*  Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.   </li></ul><ul><li>* 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. </li></ul><ul><li>3I 2 + 10HNO 3   6HIO 3  +   10NO   +   2H 2 O </li></ul><ul><li>  </li></ul>
  17. 17. Ejercicios <ul><li>Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones: </li></ul><ul><li>a)     Zn  +  NO 3 - +  H +          Zn +2 +  NH 4 + +  H 2 O </li></ul><ul><li>b) Fe +2 + NO 3 - Fe +3 + NO </li></ul><ul><li>c) MnO 4 - +   I -    H 2 O                 MnO 2    +   I 2     +   OH - </li></ul><ul><li>d) CIO 3 - +    I -          CI - +    I 2 </li></ul>
  18. 18. CONCENTRACION <ul><li>Una 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. </li></ul><ul><li>La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente. </li></ul>
  19. 19. <ul><li>Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan : </li></ul><ul><li>1.Su composición química es variable. </li></ul><ul><li>2.Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran. </li></ul><ul><li>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. </li></ul>
  20. 20. <ul><li>PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES : </li></ul>NaCl en Agua SOLIDO LIQUIDO LIQUIDA O 2 EN AGUA GAS LIQUIDO LIQUIDA AIRE EN AGUA LIQUIDO LIQUIDO LIQUIDA ALCOHOL GAS GAS GASEOSA EJEMPLOS SOLUTO DISOLVENTE SOLUCION
  21. 21. <ul><li>SOLUBILIDAD </li></ul><ul><li>La solubilidad es la cantidad de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura. </li></ul><ul><li>*Factores que afectan la solubilidad: </li></ul><ul><li>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). </li></ul><ul><li>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 </li></ul><ul><li>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. </li></ul><ul><li>d)  Presión:   Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional  </li></ul>
  22. 22. <ul><li>MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES </li></ul><ul><li>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: </li></ul>
  23. 23. <ul><li>a)  Porcentaje peso a peso (% P/P):   </li></ul><ul><li> Indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución. </li></ul>
  24. 24. <ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>Al disolver 60 gramos de un soluto X en 90 gramos de agua, la solución tendría una concentración igual a. </li></ul><ul><li>(60[g] / 90[g]) * 100% = 66.66% </li></ul>
  25. 25. <ul><li>b)   Porcentaje volumen a volumen (% V/V):    </li></ul><ul><li>se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. </li></ul><ul><li>c)   Porcentaje peso a volumen (% P/V):   </li></ul><ul><li>indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>  </li></ul>
  26. 26. <ul><li>d)   Fracción molar (Xi):  se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución. </li></ul>Xsto + Xste = 1
  27. 27. <ul><li>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. </li></ul>

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