1. QUIMICA III
profesor: Osvaldo García García

3.  La clasificación de Arrhenius para ácidos y bases se
limita a reacciones que se llevan acabo en el agua.
 Según Arrhenius, un ácido es cualquier sustancia
capaz de ionizarse cediendo un protón, H+ y una
base es aquella que se ioniza cediendo un
hidroxilo, OH

4.  Con esta definición no se puede explicar el
comportamiento básico de sustancias como el
amoniaco, NH3, o el carbonato de sodio, Na2CO3, que
siendo plenamente reconocidas como bases, no
poseen en su estructura iones OH-, por lo que en 1923
se propuso una nueva teoría, en la que la definición de
ácido es igual que en la teoría de Arrhenius, pero las
bases cambia.

7.  Según Brönsted-Lowry,
 Ácido es una sustancia capaz de ceder
un protón (a una base).
 Base es una sustancia capaz de aceptar
un protón (de un ácido).

8.  El ión hidrógeno o protón, H+, debido a su
pequeñísimo radio, no existe como tal en
disolución acuosa, sino que se estabiliza uniéndose
a una molécula de agua y formando el ión
hidronio, H3O+. Entonces cuando un ácido como
el clorhídrico se disuelve en agua, se produce la
transferencia de un protón desde la molécula del
ácido a la de agua. Esto es:
 HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl -

10. Diagrama de la obtención
industrial de Amoniaco “Proceso
Haber”.

11.  En el proceso ideado por el alemán Fritz Haber se hace
reaccionar el nitrógeno (proveniente del aire) e
Hidrógeno (de la reacción anterior) con lo que
sintetiza el amoniaco.
 3H2 + N2 2 NH3
 El hidrógeno y nitrógeno son reactivos y el producto es
el amoniaco. El amoniaco obtenido se descompone.
 3H2 + N2  NH3 = 2 NH3 3H2 + N2
2
 Por eso es más fácil expresar la ecuación que indica
reacción reversible.

12. En la Industria la reacción se desarrolla a altas
temperaturas, aunque la producción de amoniaco es muy
baja pero la velocidad de reacción a la que ocurre es alta.
En los procesos industriales han de considerarse los dos
factores: la eficiencia termodinámica y la velocidad de
reacción.
 El amoniaco es la sustancia que más se produce a nivel
mundial y es el otro intermediario químico fundamental
para la producción de fertilizantes químicos.
 La producción industrial del amoniaco es un ejemplo
representativo del principio Le Chatelier.

15.  El estado de equilibrio sólo puede existir en un sistema
cerrado, que es el que permite el contacto mutuo entre
todas las sustancias que intervienen en la reacción.
¿Qué es el Equilibrio Químico?
 Es un estado de cualquier sistema en el que exista al menos una
reacción reversible y la concentración de cada especie no cambie
conforme pase el tiempo.
 Para que la concentración de cada especie que está presente en el
sistema no cambie a pesar de la existencia de una o más
reacciones, en cada reacción reversible la velocidad de la reacción
que se desplaza hacia la izquierda debe ser igual a la velocidad de
reacción que se desplaza hacia la derecha.
 ¿Por qué se da el equilibrio?
 La existencia de las reacciones reversibles es la causa del
Equilibrio Químico, no es posible entender este concepto sin
comprender el fenómeno de reversibilidad.

17.  La velocidad de reacción se define como la cantidad de
sustancia que reacciona por unidad de tiempo. Por ejemplo, la
oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas es una
reacción lenta que puede tomar muchos años,[pero la
combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede
en fracciones de segundo.
 La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando
la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la
probabilidad de que se den choques entre las moléculas de
reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción
avanza, al ir disminuyendo la concentración de los
reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la
velocidad de la reacción. La medida de la velocidad de reacción
implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o
productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad
de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo
que desaparece por unidad de tiempo, bien la cantidad de
producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de
reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto
es, en moles/s.

20. Temperatura
 Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a
la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el
número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es
una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera
aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la
temperatura, la velocidad se duplica.
 Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los
alimentos los metemos en la nevera o en el congelador. Por
el contrario, si queremos cocinarlos, los introducimos en el
horno o en una cazuela puesta al fuego.

21. Catalizadores
 Los catalizadores son sustancias que facilitan la
reacción modificando el mecanismo por el que se
desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la
reacción química; no varía su calor de reacción.
 Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y
son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve
para unas determinadas reacciones. El catalizador se
puede recuperar al final de la reacción, puesto que no
es reactivo ni participa en la reacción.

22. Presión
 La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa
muy significativamente con la presión, que es, en
efecto, equivalente a incrementar la concentración del
gas. Para las reacciones en fase condensada, la
dependencia en la presión es débil, y sólo se hace
importante cuando la presión es muy alta.

23. Concentración

24. Naturaleza de la reacción:
 Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más
rápidas que otras. El número de especies
reaccionantes, su estado físico las partículas que
forman sólidos se mueven más lentamente que las de
gases o de las que están en solución, la complejidad de
la reacción, y otros factores pueden influir
enormemente en la velocidad de una reacción.