Unidad 2 Unidad 3

1. COLEGIO MÉXICO DEL
SURESTE
NIVEL:
BACHILLER
CICLO ESCOLAR:
2017-2018
ALUMNO:
Jesus Tonatiuh
Lopez
PROFESOR:
Lic. Carmina Rabelo
Alvarado
TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA II

2. UNIDAD 2: LEYES DE LA TERMODINÁMICA
1.Entalpía
2.Entropía
3.Energía Libre de Gibbs
UNIDAD 3: ÁCIDOS Y BASES
1. Ácidos
2. Bases
3. Teoríade Disociaciónde Compuestos
4. Estructura de Lewis
5. Reacciones Químicas de Oxidación-Reducción
6. Agente Oxidante y Agente Reductor:Balanceo por REDOX
7. Las Pilas y su Uso

4. UNIDAD 2. LEYES DE LA TERMODINÁMICA
Introducción
La Termodinámica es una herramienta analítica teórica y practica que interpreta
fenómenos naturales desde el punto de vista de las relaciones de materia y energía.
La Termodinámica estudia el intercambio de energía en sus diversas formas, su
interacción con los equipos, las propiedades de la materia y el uso racional de la
energía. Dado que no se puede concebir industria sin uso de energía, esta ciencia
tiene una gran importancia practica y se aplica en todas las ramas de la Ingeniería.
En este bloque se abarcarán 3 temas relacionados con los principios de la
termodinámica:
 Entalpía
 Entropía
 Energía libre de Gibbs

5. 1. Entalpía
La entalpía se sustenta en el primer principio de termodinámica, el cual establece
que el incremento de la energía interna de un sistema cerrado es igual al calor
suministrado al sistema menos el trabajo hecho por el sistema.
La entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico, que éste puede
intercambiar con su entorno.
Por ejemplo:
 En una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del
sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción.
 En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía
del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización.
 En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado
de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión
constante.
La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente; la variación de
entalpía de un sistema sí puede ser medida en cambio.
La variación de entalpía se define mediante la siguiente ecuación:
ΔH = Hfinal - Hinicial
 ΔH es la variación de entalpía.
 Hfinal es la entalpía final del sistema. En una reacción química, Hfinal es la
entalpía de los productos.
 Hinicial es la entalpía inicial del sistema. En una reacción química, Hinicial es
la entalpía de los reactivos.
La entalpía recibe distintos nombres dependiendo del proceso del que forma parte,
por lo que puede ser:
 Entalpía de reacción: Es el calor absorbido o desprendido durante una
reacción química, a presión constante.
 Entalpía de formación: Es el calor necesario para formar un mol de una
sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen.
 Entalpía de combustión: Es el calor liberado, a presión constante, cuando se
quema un mol de sustancia.

6. 2. Entropía
En termodinámica, la entropía es una magnitud física para un sistema
termodinámico en equilibrio. Mide el grado de organización del sistema. En química,
es el desorden que tienen las moléculas en un sistema.
Ejemplo:
Imagina un bote de perfume y pulverizamos sobre una esquina de una habitación.
El perfume no sólo permanecerá en ese rincón de la habitación. Las moléculas de
perfume acabarán llenando la habitación. El perfume pasó de un estado ordenado
a un estado de desorden, extendiéndose por toda la habitación y aumentando su
entropía.
La entropía no está definida como una cantidad absoluta, sino lo que se puede medir
es la diferencia entre la entropía inicial de un sistema Si y la entropía final del mismo
Sf.
La fórmula para medir la variación de la entropía es:
ΔS = Sfinal - Sinicial
 ΔS es la variación de entropía.
 Sfinal es la entropía final del sistema.
 Sinicial es la entropía inicial del sistema.

7. 3. Energía Libre de Gibbs
La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea
hace que la entropía del universo aumente, así mismo, está en función de la
entropía de alrededor y del sistema.
La energía libre de reacción (ΔrG) es el cambio de energía en una reacción a
condiciones estándares. Los reactivos en su estado estándar se convierten en
productos en su estado estándar: aA+bB  cC+dD
La variación de energía libre de Gibbs para un proceso a temperatura y presión
constantes viene dada por:
ΔG = ΔH – T  ΔS
 ΔG es la variación de la energía libre.
 ΔH es la variación de la entalpía.
 T es temperatura.
 ΔS es la variación de la entropía.
La temperatura puede ser un factor determinante a la hora de hacer que un
proceso sea espontáneo o no lo sea.
Si la variación de la energía libre de Gibbs es negativa (proceso exergónico) la
reacción será espontánea. Si la variación de la energía libre de Gibbs es positiva
(proceso endergónico) la reacción no será espontánea (la reacción inversa sí). Si
no hay variación en la energía libre de Gibbs el sistema se encuentra en equilibrio.

8. UNIDAD 3. ACIDOS Y BASES
Introducción
Dos de las clases de compuestos más importantes en el mundo de la química son
los ácidos y las bases. Están implicados en cantidades enormes de reacciones, en
procedimientos sintéticos y analíticos de laboratorio, en la industria y en los
organismos vivos. No es exagerado decir que la mayoría de los procesos que se
realizan dentro de nuestro cuerpo son reacciones de ácidos y bases: se podría
considerar que la vida es una prolongada variación en las concentraciones de las
sustancias.
En esta unidad veremos qué son los ácidos y las bases y por qué éstos varían en
fuerza. Usaremos la termodinámica, especialmente las constantes de equilibrio,
para analizar en forma cuantitativa la potencia de los ácidosy las bases y así́ ampliar
el conocimiento respecto de su comportamiento.

9. 1. Los Ácidos
Un ácido es cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua,
produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura,
esto es, un pH menor que 7.
Características:
El grupo polar carboxilo presenta la característica de estar formado por un grupo
carbonilo y un grupo hidroxilo, lo que facilita que las moléculas de los ácidos formen
asociaciones moleculares por puente de hidrógeno (formación de dímeros). Los
puntos de fusión varían de un modo irregular, lo cual está relacionado con el modo
de orientarse las moléculas cuando el compuesto adquiere el estado sólido. Los
primeros miembros de la serie son solubles en agua, pero, a medida que aumenta
la cadena carbonada, la solubilidad disminuye rápidamente.
Propiedades:
 Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja.
 Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de
anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
 Son corrosivos.
 Producen quemaduras de la piel.
 Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
 Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
 Reaccionan con bases para formar una sal mas agua.
 Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.
Aplicaciones:
Los ácidos son usados frecuentemente para eliminar herrumbre y otra corrosión de
los metales en un proceso conocido como pickling. Pueden ser usados también
como electrólitos en una batería, como el ácido sulfúrico en una batería de
automóvil.
Los ácidos fuertes, el ácido sulfúrico en particular, son ampliamente usados en
procesamiento de minerales.
En la industria química, los ácidos reaccionan en las reacciones de neutralización
para producir sales.
Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado
en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los
ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto
en reacciones de deshidratación y condensación.
Hay ácidos que son gases, como el clorhídrico, formado por cloro e hidrógeno. Se
trata de una sustancia corrosiva, que se obtiene a partir de la sal común y que suele
usarse disuelto en el agua.

10. El ácido cítrico, por otra parte, es aquel que contienen varios frutos, como el limón.
Tiene un sabor agrio y es muy soluble en agua.
El ácido desoxirribonucleico (ADN) es el que compone el material genético de las
células y presenta, en su secuencia, la información para la síntesis de proteínas.

11. 2. Las Bases
Las Bases, presentan apariencia jabonosa. definición de Arrhenius señalaba que
base es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar lugar a iones
OH". De esta forma se explica el comportamiento básico del NaOH. Y otro ejemplo
claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH:
KOH → OH- + K+ (en disolución acuosa)
Propiedades:
 Cambian de color a los indicadores tratados previamente con ácidos.
 En disolución, presentan sabor amargo (a lejía); también destruyen los tejidos
vivos y conducen la corriente eléctrica.
 Anulan ("neutralizan") el efecto de los ácidos.
 Generan precipitados (sustancias en fase sólida en el seno de un líquido) al
ser puestas en contacto con ciertas sales metálicas (por ejemplo, de calcio y
de magnesio).
 Sus disoluciones acuosas producen una sensación suave (jabonosa) al tacto.
 Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales;
por ejemplo, devuelven el color azul al tornasol enrojecido por los ácidos.
 Precipitan muchas sus sustancias, que son solubles en los ácidos.
 Pierden todas sus propiedades características cuando reaccionan con un
ácido.
Bases más comunes:
 Sosa cáustica (NaOH)
 El cloro de piscina (hipoclorito de sodio)
 Antiácidos en general
 Productos de limpieza
 Amoníaco (NH3)
 La leche de magnesia (hidróxido de magnesio), (Mg(OH)2)
 El bicarbonato de sodio
 El jabón y detergente (hidróxido de sodio).

12. 3. Teoría de Disociación de compuestos
En 1881, antes de cumplir 22 años, el destacado químico sueco Svante Arrhenius,
había realizado muchos experimentos para medir la conductividad eléctrica de las
diferentes disoluciones. Dos años después midió la conductividad de varias
disoluciones en diferentes concentraciones. En 1884 en su tesis doctoral, sustentó
su teoría sobre la disociaciónelectrolítica, que le valió ser galardonado con el premio
Nobel de Química en 1903.
La teoría de Arrhenius se puede resumir como sigue:
1. Los electrólitos en solución acuosa o fundidas se disocian parcialmente en
iones.
2. La disociación de un electrólito en agua es un proceso reversible puesto que
los iones formados se unen a su vez para formar de nuevo la sustancia
original, es decir se establece un sistema en "equilibrio dinámico".
Ejemplo:
NaCl  Na+1 + Cl-1 (sol. acuosa). al diluir la solución (con más agua) los
iones incrementan su separación haciéndose más difícil el unirse nuevamente
para formar la sustancia inicial, esto hace que el equilibrio se desplace hacia
la derecha o sea en el sentido de aumentar la cantidad de iones, hasta que
se alcanza el estado de equilibrio dinámico.
3. Los iones actúan independientemente unos de otros y de las moléculas.
4. Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno (H), y al disolverse en el
agua produce iones Hidronios (H+), también llamados protones, según
Arrhenius, la reacción es reversible.
Ejemplo:
HCl (ac)  H+ + Cl- (sol.acuosa) Base es toda sustancia que contiene OH
y al disolverse en el agua produce iones hidróxidos u oxhidrilos (OH-) según
Arrhenius la reacción es reversible: KOH(ac) K+ + OH- (sol.acuosa).
5. El proceso de neutralización se centra en la reacción entre los iones H+ y OH-
para formar agua.
Ejemplo:
H+(ac) + OH- (ac)  H2O (l)
Las disoluciones de electrólitos son malas conductoras de corriente eléctrica,
comparadas con los conductores metálicos (sólidos) como oro (Au), plata (Ag) y
cobre (Cu).

13. 4. Estructura de Lewis
La estructura de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de
electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones
solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones
y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base
importante, estable y relativa.
Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un
elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya
sea simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en
cada enlace covalente.
Moléculas:
Las moléculas más simples, entre las cuales se encuentran las moléculas
orgánicas, deben presentar un átomo central, luego éste queda rodeado por los
demás átomos de las otras moléculas.
En moléculas compuestas por varios átomos de un mismo elemento y un átomo de
otro elemento distinto, este último se utiliza como el átomo central.
Electrones de Valencia:
El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la
suma de los electrones de valencia de cada átomo. La valencia que se toma como
referencia y que se representa en el diagrama es la cantidad de electrones que se
encuentran en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su configuración
electrónica.
Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en el
modelo a estructurar.
Regla del Octeto:
La regla del octeto, establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento
de completar su capa de valencia. La denominación “regla del octeto” surgió en
razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad de un elemento,
es decir, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8
electrones. Para alcanzar tal estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada
elemento precisa ganar o perder electrones en los enlaces químicos, de esa forma
ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia.
Las excepciones a la regla del octeto son: el hidrógeno, el berilio y el boro.

14. Ejemplos:

15. 5. Reacciones Químicas de Oxidación-Reducción
Se denomina reacción de reducción-oxidación a toda reacción química en la que
uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en
sus estados de oxidación.
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un
elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:
 El agente oxidante es aquel elemento químico que tiende a captar esos
electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es
decir, siendo reducido.
 El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de
su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir
siendo oxidado.
Oxidación
La oxidación es una reacción química donde un elemento cede electrones, y por lo
tanto aumenta su estado de oxidación.
Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un
proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio
no significa necesariamente un intercambio de iones. Implica que todos los
compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en
estos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de
electrones.
Ejemplo:
El hierro puede presentar dos formas oxidadas:
 Óxido de hierro (II): FeO.
 Óxido de hierro (III): Fe2O3.
Reducción
En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o un ion
gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es
contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características:
 Actúa como agente oxidante.
 Es reducido por un agente reductor.
 Disminuye su estado o número de oxidación.
Ejemplo:
El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II)

16. Número de oxidación
El número de oxidación:
 Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o
los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
 Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se
reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
Aplicaciones
En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso
productivo como por su prevención.
La reacción inversa de la reacción redox es la electrólisis, en la cual se aporta
energía para disociar elementos de sus moléculas.

17. 6. Agente Oxidante y Agente Reductor: Balanceo por REDOX
Todo proceso redox requiere del ajuste estequiométrico de los componentes de las
semirreacciones para la oxidación y reducción.
Medio ácido
En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las
semirreacciones para balancear la ecuación final.
Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y
del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.
Ejemplo:
Ecuación sin balancear: Mn2+ + BiO3-  Bi3+ + MnO4-
Oxidación: Mn2+  MnO4- + 5e
Reducción: 2e + BiO3-  Bi3+
Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta
hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.
Oxidación: 4H2O + Mn2+  MnO4- + 8H+ + 5e
Reducción: 2e + 6H+ + BiO3-  Bi3+ + 3H2O
Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que
intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de
una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser
necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.
Oxidación: (4H2O + Mn2+  MnO4- + 8H+ + 5e) x2
Reducción: (2e + 6H+ + BiO3-  Bi3+ + 3H2O) x5
Al final tendremos:
14H+ + 2Mn2+ + 5NaBiO3  7H2O + 2MnO4- + 5Bi3+ + 5Na+
Medio básico
En medio básico se agregan iones hidróxidos (aniones) (OH−) y agua (H2O) a las
semirreacciones para balancear la ecuación final.
Ejemplo:
Ecuación sin balancear: KMnO4 + Na2SO3 + H2O  MnO2 + Na2SO4 + KOH
Oxidación: SO32-  SO42- + 2e
Reducción: 3e + MnO4-  MnO2
Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se
sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

18. Oxidación: 2OH- + SO32-  SO42- + H2O + 2e
Reducción: 3e + 2H2O + MnO4-  MnO2 + 4OH-
Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.
Oxidación: (2OH- + SO32-  SO42- + H2O + 2e) x3
Reducción: (3e + 2H2O + MnO4-  MnO2 + 4OH-) x2
Obtenemos:
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O  2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

19. 7. Las Pilas y su Uso
Una pila es un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica por un
proceso químico transitorio, tras lo cual cesa su actividad y han de renovarse sus
elementos constituyentes, puesto que sus características resultan alteradas durante
el mismo.
Se trata de un generador primario. Esta energía resulta accesible mediante dos
terminales que tiene la pila, llamados polos, electrodos o bornes. Uno de ellos es el
polo positivo o cátodo y el otro es el polo negativo o ánodo.
Principio de funcionamiento
Las pilas básicamente consisten en dos electrodos metálicos sumergidos en un
líquido, sólido o pasta que se llama electrolito. Cuando los electrodos reaccionan
con el electrolito, en el ánodo se producen electrones (oxidación), y en el cátodo se
produce un defecto de electrones (reducción). Cuando los electrones sobrantes del
ánodo pasan al cátodo a través de un conductor externo a la pila se produce una
corriente eléctrica.
Tipos de pila según su naturaleza interna:
 Pilas comunes: están formadas por un recipiente cilíndrico de zinc, que es el
polo negativo, relleno de una pasta electrolítica, y por una barra de carbón
en el centro (electrodo positivo), todo ello sellado para evitar fugas.
 Pilas alcalinas: son similares a las de Leclanché, pero, en vez de cloruro de
amonio, llevan cloruro de sodio o de potasio. Duran más porque el zinc no
está expuesto a un ambiente ácido como el que provocan los iones de
amonio en la pila convencional. Como los iones se mueven más fácilmente
a través del electrolito, produce más potencia y una corriente más estable.
Usos
Comúnmente se usan en:
 Juguetes
 Tocacintas
 Cámaras fotográficas
 Grabadoras
 Linternas
 Etc.
Otros tipos se utilizan para aparatos complejos y de elevado consumo energético.
En sus versiones de 1,5 voltios, 6 voltios y 12 voltios se emplean, por ejemplo, en
mandos a distancia (control remoto) y alarmas.