Este documento resume conceptos clave de química general incluyendo: 1) Las diferentes naturalezas de las disoluciones acuosas como electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos, 2) Las reacciones ácido-base y cómo identificar ácidos y bases, 3) Las reacciones de precipitación y cómo ocurren representadas en ecuaciones, 4) La estoquiometría y análisis químico como titulaciones y cálculos de concentración, volumen, masa y porcentaje, 5) Las reacciones redox y cuando

1. REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
INSTITUTO PEDAGÓGICO “LUÍS BELTRÁN PIETRO FIGUEROA”
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES
PROGRAMA DE QUIMICA
BARQUISIMETO-EDO-LARA
AUTOR:
ANA FERNÁNDEZ
BARQUISIMETO, AGOSTO DE 2015

2. Líquida sólida gaseosa
Pueden ser

6. Un precipitado es un
sólido insoluble que
se separa de la
solución.
Una reacción de
precipitación se
caracteriza por la
formación de un
producto insoluble
que se separa de la
solución.
La ecuación molecular son las formulas
de los compuestos que están escritas
como si todas las especies existieran
como moléculas o entidades unitarias.
La ecuación molecular son las formulas
de los compuestos que están escritas
como si todas las especies existieran
como moléculas o entidades unitarias.
La ecuación iónica muestra los
compuestos iónicos disueltos en
términos de sus iones libres.
Ecuación iónica neta indica las
especies que realimenten
participan en la reacción.

7. todos los compuestos de amonio (NH₄) son solubles.
Todos los compuestos que contienen nitrato clorato y perclorato
son solubles.
La mayoría de los hidróxidos son insolubles; las excepciones son
los hidróxidos de los metales alcalinos y el hidróxido de bario. el
hidróxido de calcio es ligeramente soluble.
La mayoría de los compuestos contienen (Cl), (Br) o (I) son
solubles, con excepción de aquellos que contienen Ag, Hg₂ y Pb.
Todos los carbonatos, fosfato y sulfuros son insolubles, excepto los
de los metales alcalinos y del ion amonio.

9. *Son Sustancias que se ionizan en disolución acuosa para
formar iones de Hidrogeno y así aumentar la
concentración de iones H (ac)
• HCl
• HNO₃
• HC₂H₃O₂

10. NaOH
KOH
Ca(OH)₂
• Sustancias que reaccionan con iones H +.
• Producen Iones de Hidróxido (OH-)
cuando se disuelven en agua.
“También pueden ser bases
los compuestos que no
tiene Iones de OH –
Ejemplo:
NH₃ AMONIACO”

11. Clorhídrico HCl
Bromhídrico HBr
Yodídrico HI
Clorico HClO₃
Perclórico HClO₄
Nítrico HNO₃
Sulfúrico H₂SO₄

12. Hidróxidos Metálicos Grupo 1 A (LiOH, NaOH,
KOH, RbOH, CsOH)
Hidróxidos Metálicos pesados Grupo 2 A
Ca(OH)₂, Sr (OH)₂ Ba(OH)₂

13. Electrolito
Fuerte
Electrolito
Débil
No
Electrolito
Iónico Todos Ninguno Ninguno
Molecul
ar
Ácidos
Fuertes
Ácidos
débiles
( H…)
Bases
débiles
(NH₃)
Todos los
demás
compuestos.

14. NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
Base Ácido Sal
*Las disoluciones Ácido Base tienen diferentes propiedades.
*Si mezclamos una disolución de y una base se da una reacción de
neutralización.
Agua

16. Hay muchas Bases Además de OH- que
reaccionan con H+ para formar compuestos
Moleculares.
2HCl(ac) + Na2S(ac) H2S(g) + 2NaCl(ac)

17. EL SULFURO DE HIDROGENO (H2S) es la sustancia que
confiere a los huevos podridos su repugnante olor, se
forma cuando un acido fuerte como HCl(ac) reacciona
con un sulfuro metálico como Na2S.

18. Cuando un átomo, ión o molécula
adquiere una carga más negativa
(gana electrones) decimos que se
reduce.
La ganancia de electrones por parte
de una sustancia se denomina
REDUCCIÓN.

19. Si un reactivo pierde electrones, a
dicho proceso se le denomina
OXIDACIÓN y otro debe ganarlos,
la oxidación de una sustancia
siempre va acompañada por la
reducción de otra al transferirse
electrones (ocurre de manera
simultánea).

20. •Mas Electropositivos tienden a perder electrones (Oxidan).
•Mas Electronegativos tienden a ganar electrones (Reducirse).

21. a) Cu2+
(ac) + Mg(s)  Cu(s) + Mg2+
(ac)
b) Mg(s) + 2HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g)
c) Mg(s) + Co(SO4  Mg(SO4)2 + Co(s)

22. Se simboliza con la M, expresa la
concentración de una disolución
como el número de moles de soluto
que hay en un litro de disolución.
M= Moles de Soluto
Volumen de disoln en litros

23. Es el proceso en el cual se debe
obtener una concentración más
baja, agregando agua, denominando
esto como DILUCIÓN.
C₁ x V₁ = C₂ x V₂

25.  Es la relación entre las cantidades de reactivos y
productos que intervienen en una reacción química.
 En estequiometria es importante recordar la Ley de
conservación de las masa, que dice que la masa total
de los productos de una reacción química es igual a la
masa total de los reactivos (Recordar balancear las
ecuaciones).
 Cuando trabajamos con disoluciones de molaridad
conocida, usamos el volumen para determinar el
numero de moles (moles de soluto= M x L)

26. Proceso que consiste en hace reaccionar
estequiométricamente una disolución que contiene una
concentración conocida con una disolución de
concentración desconocida.
Titulante
Titulado
Indicador
Punto de Equivalencia
Punto Final

27. 1)¿Qué masa de NaCl se requieren para precipitar todos los iones
plata de 20.0 mL de una solución 0.100 M de AgNo ?₃
a)Proponemos la ecuación
AgNO + NaCL NaNO + AgCl₃ ₃
b) Transformamos los 20,0mL a L
20,0 mL x (1 L / 1000 mL) = 0.02 L
c) Calculamos los moles de AgN0₃
Moles de AgN0 = 0.02 L sol. x ( 0,100 mol AgN0 / L sol. ) = 2 X 10-₃ ₃
³mol AgN0₃

28. d) Balanceamos la ecuación
AgNO + NaCL NaNO + AgCl₃ ₃
e) Calculamos la masa del NaCl
Gramos NaCl= 2 X 10-³mol AgN0 x (1mol NaCl / 1mol₃
AgN0 ) ( 58.43gNaCL / 1mol NaCl )= 0.117 g NaCl.₃

29. 2) Calcule la molaridad de una disolución de NaOH si se requieren
48,0 mL para neutralizar 35mL de H SO a 0,144 M.₂ ₄
SOLUCIÓN:
a)Proponer la ecuación H SO (ac) + NaOH(ac) H O + Na SO₂ ₄ ₂ ₂ ₄
Molaridad Ec. Química
V H SO mol H SO mol NaOH C = mol NaOH / V sol (L₂ ₄ ₂ )
V NaOH(L)
b) Transformamos 35 ml a L
35 mL x (1L / 1000mL) =0,035 L
c)Calculo de los moles de H SO₂ ₄
moles H SO = 0.035 L sol. x (0.144 molH SO /L sol.) = 5.04 x 10-³₂ ₄ ₂ ₄
molH SO₂ ₄

30. c) Balanceamos la reacción
H SO (ac) + 2NaOH(ac) 2H O + Na SO₂ ₄ ₂ ₂ ₄
d) Calculamos los moles NaOH
moles NaOH = 5.04 x 10-³ mol H SO x (2mol NaOH/1mol H SO )₂ ₄ ₂ ₄
= 0.01 mol NaOH
e) Calculamos la Molaridad del NaOH
Molaridad NaOH= (0.01mol NaOH /48mLH SO ) x (1000mL H SO₂ ₄ ₂ ₄
/1L) = 0.208 mol NaOH / L= 0.208 M.

31. Naturaleza de las Disoluciones Acuosas:
• Electrolitos fuerte.
• Electrolitos débiles.
• No electrolitos
Reacciones Ácido – Base:
• ¿Cómo identificar un ácido o base?
Según Arrhenius.
• ¿Cuándo tienen lugar?
• ¿Cómo se representan?
Reacciones de Precipitación:
• ¿Cómo ocurren?
• ¿Cómo se representan? (Ecuaciones)
• ¿Cuándo ocurren? (TABLA)
Estequiometría y Análisis Químico:
• ¿En qué consiste una Titulación?
•¿Qué cálculos pueden efectuarse?
• Concentración, volumen, masa,
porcentaje…
Reacciones Redox:
• ¿Cuándo ocurre la oxidación y
reducción?
• ¿Cómo se representan y
balancean?