Quimica clase i

UNAE-FACSA
VETERINARIA - PRIMER SEMESTRE
QUIMICA I
PROFESOR
JOSE FELIX MERELES BOGADO
0981-448388
felixm.1972@Gmail.com

OXIDO-REDUCCION
Reacción química que ocurre entre una
sustancia oxidante y una sustancia reductora.
Durante la reacción, la sustancia oxidante
pierde electrones y la sustancia reductora
gana electrones.
Por ejemplo, se forma óxido cuando hay una
reacción de oxidación-reducción entre el
oxígeno que contiene el agua o el aire
húmedo (una sustancia oxidante) y el hierro
(una sustancia reductora).

NUMERO DE OXIDACION
Representa el número de electrones que
dicho elemento pone en juego a la hora de
asociarse con otros para formar un
compuesto determinado.
Este número es siempre entero,
generalmente escrito en romanos, y se
representa positivo o negativo, dependiendo
de si el elemento en cuestión pierde o gana
electrones durante la reacción,
respectivamente.

NUMERO DE OXIDACION
Por ejemplo: un elemento con número de
oxidación +I tiende a perder un electrón al
reaccionar con otros, mientras que uno con
número –I tiende a ganar un electrón cuando
reacciona con otros para formar un
compuesto. Estos números de oxidación
pueden ser tan altos como electrones
implicados en el proceso, y suelen depender
en algunos casos de con qué elementos estén
reaccionando.

AGENTES OXIDANTES
Es el elemento químico que capta los
electrones transferidos, es decir, que los
recibe y aumenta su carga negativa. A
eso se le denomina como tener un
estado de oxidación inferior, o en otras
palabras, ser reducido.

AGENTES REDUCTORES
Es el elemento químico que cede
o pierde los electrones transferidos,
aumentando su carga positiva. A
esto se le llama tener un estado de
oxidación mayor, o en otras
palabras, ser oxidado.

AGENTES REDUCTORES Y OXIDANTES
Entonces: el agente oxidante es reducido por
el agente reductor, a la par que el agente
reductor es oxidado por el agente oxidante. De
este modo tenemos que oxidarse es perder
electrones, mientras que reducirse es ganar
electrones.
Estos procesos son comunes y cotidianos, de
hecho son indispensables para la vida: los seres
vivientes obtenemos energía química gracias a
reacciones semejantes, como la oxidación de
glucosa (glucólisis).

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Un equilibrio químico es la situación
en que la proporción entre las
cantidades de reactivos y productos en
una reacción química se mantiene
constante a lo largo del tiempo. Fue
estudiado por primera vez por el
químico francés Claude Louis Berthollet
en su libro Essai de statique chimique
de 1803.

Teóricamente toda reacción química
ocurre en los dos sentidos: de reactivos
transformándose en productos y de productos
transformándose nuevamente en reactivos.
El concepto de equilibrio químico
prácticamente se restringe a las reacciones
reversibles.

Un ejemplo de reacción reversible
es a de producción de amoníaco
(NH3), a partir del gas Hidrógeno
(H2) y del gas Nitrógeno (N2), que
forma parte del proceso de Haber.
N2(g) + 3H2(g) <—-> 2NH3(g)

Constante de Equilibrio
Las constantes de equilibrio reflejan
cuantitativamente a los múltiples estados de
equilibrio para cada reacción. Son una medida de la
mayor o menor extensión de las reacciones
químicas.
Una vez alcanzado el equilibrio, la proporción
entre los reactivos y los productos no es
necesariamente de 1 a 1. Esa proporción es descrita
por medio de una relación matemática mostrada a
continuación:

Dada una reacción genérica:
aA + bB <—-> yY + zZ ,
donde A, B, Y y Z representan las especies químicas
involucradas y a, b, y y z sus respectivos
coeficientes estequiométricos. La formula que
describe la proporción en equilibrio entre las en
equilibrio entre las especies involucradas es:
Los paréntesis representan el valor de la
concentración (normalmente en mol/L) de la
especie que esta representada dentro de ellos

Kc es un concepto llamado constante de
equilibrio de la reacción. Cada reacción de
equilibrio posee su constante, la cual siempre posee
el mismo valor para una misma temperatura.
De un modo general, la constante de equilibrio
de una reacción cualquiera es calculada
dividiéndose la multiplicación de las
concentraciones de los productos (cada una elevada
en su respectivo coeficiente estequiométrico) por la
multiplicación de las concentraciones de los
reactivos (cada uno elevado en su relativo
coeficiente estequiométrico).

Un ejemplo de esto es la formación de trióxido de azufre (SO3) a partir del gas oxígeno
(O2) y el dióxido de azufre (SO2(g)), que es una etapa del proceso de fabricación del
ácido sulfúrico:
2 SO2(g) + O2(g) <—-> 2 SO3(g)
La constante de equilibrio de esta reacción esta dada por:

Es posible determinar experimentalmente el
valor de la constante de equilibrio para una dada
temperatura. Por ejemplo, la constante de esta
reacción en temperatura de 1000 K es
0,0413 mol/L. A partir de ella, dada una cierta
cantidad conocida de productos adicionados
inicialmente en un sistema en esa temperatura, es
posible calcular por medio de la fórmula de la
constante, cual será la concentración de todas las
sustancias cuando el equilibrio sea alcanzado.

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO
QUIMICO
1. Efecto de la concentración en equilibrio:
Adición o eliminación de los componentes en equilibrio provoca un
desplazamiento. Por ejemplo, los productos de adición de reactivos o la
eliminación hace aumentar el rendimiento del producto. Por el contrario,
la adición de productos o la eliminación de sustancias reaccionantes hace
aumentar el rendimiento de los reactivos. En otras palabras, en el
equilibrio de la primera situación se desplaza hacia la derecha y en el
equilibrio de la segunda situación se desplaza hacia la izquierda. Por
ejemplo;
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
Si se añade gas H2 en el recipiente, el equilibrio se desplaza hacia la
derecha y el sistema hace disminuir la concentración de H2. (Principio
de Le Chatelier)

QUIMICO
2. Efecto de la temperatura en equilibrio:
El calor se debe dar al sistema en el equilibrio para aumentar la
temperatura de la misma. Este proceso da resultados diferentes en las
reacciones endotérmicas y exotérmicas. Por ejemplo;
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) + Calor
La reacción es exotérmica dada anteriormente. Para mantener la
temperatura de equilibrio debe ser constante. Si el calor se da al
sistema, según el sistema de principio de Le Chatelier quiere disminuir
esta temperatura y desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda o la
derecha. Constante de equilibrio de esta reacción;
Kc=[HI]2/([I2].[H2])

QUIMICO
2. Efecto de la temperatura en equilibrio:
En una reacción endotérmica, aumentando el
equilibrio térmico da el giro a la derecha y el
equilibrio de los aumentos constantes.

QUIMICO
3. Efecto de la presión sobre el equilibrio:
Para hablar de influencia de la presión en el
equilibrio, por lo menos una de las materias debe
estar en fase gaseosa.

QUIMICO
3. Efecto de la presión sobre el equilibrio:
Cuando se modifica la presión de un sistema en equilibrio en el que participan
gases, se ven alteradas las presiones parciales y, por lo tanto, también sus
concentraciones. El efecto que produce un aumento de presión (o lo que es lo
mismo, una reducción del volumen) sobre el estado de equilibrio:
N2 (g) + 3 H2 ( g) ↔ 2 NH3 (g)
Puede analizarse aplicando el principio de Le Chatelier: el equilibrio debe
desplazarse en el sentido de contrarrestar el aumento de la presión. Dado que la
presión total es proporcional al número de moléculas presentes en fase gaseosa,
para reducir la presión es necesario reducir también el número de moléculas lo
cual sólo puede conseguirse si el equilibrio se desplaza hacia la formación de
amoniaco gaseoso, ya que, según la estequiometría de la reacción, para que se
formen dos moléculas de NH3 (g) es necesario que se consuman 4 moléculas de
reactivos (1 de N2 y 3 de H2).

ESCRIBIR LAS ECUACIONES ACIDO-BASE
Escribir ecuaciones ácido-bases:

TEORIA ACIDO-BASE DE ARRHENIUS
Un ácido es aquella sustancia química
capaz de liberar iones hidrógeno en
medio acuoso, mientras que una base
era aquella sustancia química capaz de
dejar iones hidroxílos en disolución
acuosa.

TEORIA ACIDO-BASE DE ARRHENIUS
Tenía ciertas limitantes, como las que se enumeran
a continuación:
 Válida únicamente en medio acuoso, ya que en
otro solvente no necesariamente ocurre tal cual.
 No considera a los ácidos no-proticos, los cuales
se ven incapaces de liberar iones hidrógenos, ni a
las bases deshidroxiladas, incapaces de liberar
iones hidroxílos.

TEORIA ACIDO-BASE DE BRONSTED-
LOWRY
Según esta teoría, un ácido es una
sustancia química capaz de liberar iones
hidrógeno ( H+), mientras que una base
es aquella sustancia química capaz de
aceptar iones hidróxilo (OH-).

LOWRY
Describe el comportamiento de ácidos y
bases, resaltando el concepto de pH y su
importancia en los procesos químicos,
biológicos y ambientales debido a que ayuda
a entender por que un ácido o base fuerte
desplazan a otro ácido o base débil de sus
compuestos, contemplando a las reacciones
ácido-base como una competencia por los
protones.

LOWRY
Así, bajo el concepto de Brönsted-Lowry, ácido es sinónimo de donador
del hidrogenión [H+], mientras que la base significa un aceptor del
hidrogenión [H+].
La reacción ácido-base es aquella en la que el ácido transfiere un protón
a una base.
El amoníaco recibe un protón del cloruro de hidrógeno y se comporta
como una base de Brönsted-Lowry mientras que el cloruro de hidrógeno
al donar el protón se comporta como un ácido de Brönsted-Lowry.

ANFOTERO O ANFOTERICO
Es la capacidad de una molécula que
contiene un radical básico y otro ácido,
pudiendo actuar de esta manera, según
el medio en el que se encuentre, ya sea
como ácido, o como base. Los
aminoácidos son un claro ejemplo de
ello.

ANFOTERO O ANFOTERICO
El agua (que también tiene carácter anfótero); es
la que toma o libera los hidrogeniones [H+]
reaccionando con el [H+OH-] para formar el ión
hidronio [H3O+].
Cuando el agua acepta un protón, actúa como
base.
Cuando el agua pierde un protón, actúa como ácido.

REACCIONES ACIDO BASE
Una reacción ácido-base o reacción de
neutralización es una reacción química
que ocurre entre un ácido y una base
produciendo sal y agua. La palabra "sal"
describe cualquier compuesto iónico
cuyo catión provenga de una base (Na+
del NaOH) y cuyo anión provenga de un
ácido (Cl- del HCl).

ELECTROLITOS
Sustancia que contiene aniones y cationes y que
por lo tanto es capaz de conducir la corriente
eléctrica. Por lo general son líquidos que contienen
iones en solución, pero también existen electrolitos
sólidos y fundidos.
Si tomamos una sal y la disolvemos en agua, los
iones que componen la sal se separarán, en un
proceso llamado solvatación, en donde cada anión y
cada catión se rodean de moléculas de agua. El
resultado es una solución que contiene iones, es
decir, un electrolito.

CONSTANTE DE IONIZACION (K)
Es el producto de la concentración molar de los
iones dividido por la concentración molar de las
moléculas no ionizadas.
La disociación de un ácido de una disolución
acuosa puede esquematizarse en la forma siguiente:
HA + H2O <=> H3O+ + A–
K = [H3O+][A–]/[HA][H2O]

Cuando se trata del agua, por ejemplo, su
ionización se conoce con el nombre
‘autoprotólisis’ o ‘autoionización’. Aquí, una
molécula de agua cede un H+ a otra,
produciéndose los iones H3O+ y OH–, tal como
se aprecia en la imagen inferior.

EJEMPLOS
Ácidos fuertes: Ácido nítrico – ácido sulfúrico
– ácido clorhídrico.
Bases fuertes: Hidróxido de sodio – Hidróxido
de Calcio (los de los metales del grupo 1 y 2
de la tabla periódica).
Ácido débil: Ácido acético.
Base débil: Hidróxido de amonio.

FUERZA DE LOS ACIDOS
Se denominan ácidos fuertes a aquellos cuyas moléculas están disociadas
en su casi totalidad al disolverse en el agua. Es el caso del ácido clorhídrico:
HCl ® Cl- + H+
En la reacción se pone sólo una flecha hacia la derecha para indicar que
el equilibrio está tan desplazado a la derecha que prácticamente no existe la
reacción inversa:
Cl- + H+ ® HCl
Por tanto, al no existir prácticamente la reacción inversa, en la
disolución sólo se hallan los iones.
Otros ácidos, como el cítrico o el acético, se disocian según la ecuación:
Estos ácidos no tienen sus moléculas del todo disociadas, por lo que en
la disolución coexistirán las moléculas de ácido acético (CH3?COOH), con los
iones acetato (CH3?COO-) y los protones (H+). Para escribir la reacción se
utilizan dos flechas.

FUERZA DE LAS BASES
Una base es fuerte cuando sus moléculas
se disocian en casi su totalidad y es débil
cuando tiene gran parte de sus moléculas en
disolución sin disociar. Son ejemplos de bases
fuertes el hidróxido de sodio y de potasio.
En cambio, el hidróxido de amonio
(NH4OH) es una base débil, por lo que la
ecuación de disociación se escribe con dos
flechas

RELACION ENTRE Ka Y Kb
Para pares ácido-base conjugados, la constante de
disociación ácida Ka y la constante de ionización básica
Kb están relacionadas por las ecuaciones siguientes:
Ka.Kb=Kw
Donde Kw es la constante de autoionización
pKa + Pkb = 14 a 25 C
Introducción: los ácidos y bases débiles se ionizan
reversiblemente Los ácidos débiles, abreviados
generalmente como HA, donan un H+ (o protón) al agua
para formar la base conjugada A- y H3O+ :
HA( ac ) + H2O( l ) ⇌ 2 H3O+ ( ac ) + A- ( ac )
Acido base acido base

ESCALA DE pH Y pOH
El pH es una medida usada para la acidez o
la alcalinidad, que indica el valor de la
concentración de iones hidronios [H3O^+] que
se encuentran presentes en una solución. El
valor del pH es también indicativo de la carga
magnética positiva o negativa. Cuyas siglas
significan, “potencial de hidrógeno”, siendo
éste, el logaritmo negativo con base 10 de la
concentración molar de los iones de
hidrógeno.

EL pOH
El pOH (o potencial OH) es una medida de la
acidez o alcalinidad de una disolución; es decir el
pOH indica la concentración de iones hidroxilo [OH-]
presentes en una disolución. El pOH se define como
el logaritmo negativo de la actividad de los iones de
hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-.
En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de
la disociación del agua:
H2O ↔ H+ + OH-; o también, 2H2O ↔ H3O+ + OH-.

EJEMPLOS DE pH
Jugos gástricos → pH 1.0 – 2.0
Jugo de limón → pH 2.4
Orina → pH 4.8 – 7.5
Saliva → pH 6.4 – 6.9
Leche de vaca → pH 6.5
Agua pura → pH 7.0
Sangre → pH 7.3 – 7.4
Limpiador con amoniaco → pH 11 – 12

INDICADORES ACIDO-BASE
Los indicadores ácido-base son compuestos
orgánicos de fórmula compleja cuyo color cambia
según el pH del medio en el que se encuentren.
Son ácidos o bases débiles cuyas bases o ácidos
conjugados poseen una estructura química diferente
que hace que presenten un color diferente. Si
consideramos un indicador genérico HIn de carácter
ácido:

Ph de cambio de color: Indicadores

Los indicadores más comúnmente empleados
son el rojo de metilo y la fenolftaleína:

TEORIA ACIDO-BASE DE LEWIS
Introdujo el uso de las fórmulas de los
electrones representados por puntos así, el
empleo de pares de electrones en las
representaciones químicas.
Según Lewis, los ácidos y bases se definen
como:
Ácido: un ácido de Lewis, se define como una
sustancia capaz de compartir, o aceptar un par
de electrones.
Base: una base de Lewis, es una sustancia con
capacidad para compartir o dar pares de
electrones

 Un ácido de Lewis es una especie química que contiene un
orbital vacío que es capaz de aceptar un par de electrones
de una base de Lewis para formar un aducto de Lewis.
Una base de Lewis, entonces, es cualquier especie que
tenga un orbital lleno que contenga un par de electrones
que no esté involucrado en la unión, pero puede formar
un enlace dativo con un ácido de Lewis para formar un
aducto de Lewis.
 Enlace covalente dativo o enlace bipolar, es un enlace
covalente en el que un par de electrones compartido por
dos átomos es aportado por solo uno de ellos. El átomo
que aporta el par de electrones se denomina dador, y el
que lo recibe, receptor.

Diagrama de algunas bases y ácidos de Lewis:

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