quimica 2

1. QUIMICA II
Unidad I. Estequiometría
• 1.1. Balanceo de ecuaciones
• 1.2 Concentración
• 1.2.1 Molalidad
• 1.2.2 Molaridad
• 1.2.3 Normalidad
• 1.2.4 Porcentual

2. Unidad II. Ácidos y bases
Unidad II. Ácidos y bases
• 2.1 Teorías ácidos y bases (ionización y
disociación)
• 2.2 Conceptos de pH y pOH
• 2.3 Neutralización y titulación

3. Unidad III. La química del Carbono
• 3.1. Nomenclatura y mecanismo de reacciones de
hidrocarburos
• 3.1.1 Acíclicos
• 3.1.2 Cíclicos
• 3.2 Nomenclatura y mecanismos de reacciones
orgánicas
• 3.2.1 Haluros
• 3.2.2 Alcoholes
• 3.2.3 Aldehídos y cetonas
• 3.2.4 Ácidos carboxílicos
• 3.2.5 Éteres
• 3.2.6 Esteres
• 3.2.7 Aminas
• 3.2.8 Amidas

4. EVALUACION
• Desempeño 20% (firmas, participación en
pizarrón)
• Producto 30% (practicas o proyecto)
• Conocimiento 30% (examen de unidad)
• Actitud 20% (asistencia, puntualidad)
• Total 100%

5. 1.1 BALANCEO DE ECUACIONES
• METODO DE TANTEO
2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
Fe + O2 Fe2O3
Pasos:
1.Contar la “cantidad” que hay de cada
elemento

6. • 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
• 2 Fe + O2 Fe2O3

7. • 1) Mg + O2 MgO
2) Na + H2O NaOH
3) Mg + N2 Mg3N2
4) MnO2 + Al Al2O3 + Mn
5) H2 O H2 + O2
6) Ca + O2 CaO
7) P4O10 + H2O H3PO4
8) Ca + N2 Ca3N2
9) CdCO3 CdO + CO2
10) C2H6 O + O2 CO2 + H2O

8. BALANCEO REDOX
Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un
átomo o un grupo de átomos pierden e-
(ELECTRONES)
Reducción: Se refiere a la media reacción donde un
átomo o un grupo de átomos ganan e-
Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce
(gana e-) provocando la oxidación.
Ejemplo:
NO3
-
+ 2H+
+ e-
NO2 + H2O (Reducción)
N+5
+ e-
N+4

9. Agente Reductor: Es la sustancia que se
oxida (pierde e-) provocando la reducción.
Ejemplo:
C + 2H2O C2O + 4H+
+ 4e-
(Oxidación)
C0
C+4
+ 4e- (Oxidación)

10. PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-
ELECTRÓN
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
H2O y el H2O 2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos,
bases y sales).
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo
I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular)
Se pasa a forma iónica:
I2
0
+ H+
NO3
-
H+
IO3
-
+ NO0
+ H2O0
(Iónica)

11. 2.- Se escribe por separado el esqueleto de las
ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el
agente reductor
I2
0
lO3
-
NO3
-
NO0
3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos
de H y O:
I2
0
2lO3
-
NO3
-
NO0

12. 4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas
de H2O para balancear los oxígenos.
I2
0
+ 6H2O 2lO3
-
NO3
-
NO0
+ 2 H2O
5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+
(iones hidrógenos)
donde falta hidrógeno.
I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H+
NO3
-
+ 4H+
NO0
+ 2 H2O

13. 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 (+).
0 0 -2 +12=10-10=0
I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H+
+ 10 e- (ox.)
-1 +4=+3-3=0 0 0
NO3
-
+ 4H+
+ 3e- NO0
+ 2 H2O (red.)
Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio
ácidos, neutros o básicos (alcalinos).

14. 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
3 X (I2 + 6H2O 2lO3
-
+ 12H+
+ 10 e-)
10X (NO3
-
+ 4H+
+ 3e- NO0
+ 2 H2O)
Entonces tenemos:
3I2 + 18H2O 6lO3
-
+ 36H+
+ 30e-
10NO3
-
+ 40H+
+ 30e- 10NO0
+ 20H2O

15. • 8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier
cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados,
con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada
3I2 + 18H2O 6lO3
-
+ 36H+
+ 30e-
10NO3
-
+ 40H+
+ 30e- 10NO0
+ 20H2O
3I2 + 10NO3
-
+ 4H+
6IO3 + 10NO + 2H2O

16. * Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica,
ésta es la respuesta del problema.
* 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.
3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O

17. Ejercicios
Balancee por el método del ión-electrón las
siguientes reacciones:
a) Zn + NO3
-
+ H+
Zn+2
+ NH4
+
+ H2O
b) Fe+2
+ NO3
-
Fe+3
+ NO
c) MnO4
-
+ I-
H2O MnO2 + I2 + OH-
d) CIO3
-
+ I-
CI-
+ I2

18. CONCENTRACION
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.
La concentración de una solución expresa
la relación de la cantidad de soluto a la
cantidad de solvente.

19. Las soluciones poseen una serie de
propiedades que las caracterizan :
• 1.Su composición química es variable.
• 2.Las propiedades químicas de los
componentes de una solución no se
alteran.
• 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.

20. PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES:
NaCl en AguaSOLIDOLIQUIDOLIQUIDA
O2 EN AGUAGASLIQUIDOLIQUIDA
AIRE EN AGUALIQUIDOLIQUIDOLIQUIDA
ALCOHOLGAS GASGASEOSA
EJEMPLOSSOLUTODISOLVENTESOLUCION

21. SOLUBILIDAD
• La solubilidad es la cantidad de un soluto que puede
disolverse en una cantidad dada de solvente a una
determinada temperatura.
*Factores que afectan la solubilidad:
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).
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
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.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es
directamente proporcional

22. MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
• 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:

23. • a) Porcentaje peso a peso (% P/P):
Indica el peso de soluto por cada 100
unidades de peso de la solución.

24. Ejemplo:
Al disolver 60 gramos de un soluto X en 90
gramos de agua, la solución tendría una
concentración igual a.
(60[g] / 90[g]) * 100% = 66.66%

25. b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):
se refiere al volumen de soluto por cada 100
unidades de volumen de la solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V):
indica el número de gramos de soluto que hay en
cada 100 ml de solución.

26. • d) Fracción molar (Xi): se define como la
relación entre las moles de un componente y
las moles totales presentes en la solución.
Xsto + Xste = 1

27. 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.