Este documento presenta información sobre química, incluyendo definiciones de reacciones químicas, tipos de reacciones como combustión y sustitución, conceptos como agentes oxidantes y reductores, y factores que afectan la solubilidad como la temperatura y la presión. También cubre temas como balanceo de ecuaciones, cálculos estequiométricos, y expresiones de concentración.

1. Escuela de Ciencias Biológicas y Ambientales
Carrera: GESTION AMBIENTAL
Materia: QUÍMICA
Docente: Ing. Verónica Cueva
Bimestre: II Bimestre
Abril – Agosto 2009
1

2. REACCIONES
QUIMICAS

3. “Proceso mediante el cual las sustancias sufren
cambios fundamentales de identidad”
Sustancias reaccionantes → Productos de la reacción
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O
CaC2 (s) + 2 H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)

4. BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS
Saber las fórmulas, escribirlas correctamente.
Asignar coeficientes. LOS SUBINDICES NO DEBEN
SER ALTERADOS
Subíndices
2 H2O 2 H2 + O2
Coeficientes
Escoger el método adecuado.

5. • Por Tanteo: Útil en reacciones sencillas.
1.Escribir correctamente la ecuación
K + H2O KOH + H2
2. Igualar la ecuación tomando en cuenta el
siguiente orden:
No metales/Metales/Hidrógeno/Oxígeno
2 K + 2 H2O 2 KOH + H2
3. Ecuación balanceada
2 K + 2 H2O 2 KOH + H2

6. • Oxido-Reducción
Oxidación: Perdida de electrones, ganancia de valencia
Reducción: Ganancia de electrones, perdida de valencia
ESCALA DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN

7. Repaso de Número de Oxidación
1. El Nº de oxidación de un elemento sin combinar o en estado puro
o libre o moléculas diatómicas es cero.
0 0
Al ; O2 ;
2. El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+ excepto en los
hidruros, donde su Nº de oxidación es 1-
1+ 1+ 1+ 1- 1-
HClO ; KOH ; H2O MgH2 ; LiH
3. El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2- excepto en los
peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1-
2- 2- 2- 1- 1-
CO2 ; Al2O3 ; H2O K2O2 ; H 2 O2

8. Repaso de Número de Oxidación
4. El Nº de oxidación en los elementos Metálicos, es siempre Positivo y
numéricamente igual a la carga del ion.
1+ 2+ 3+
KBr ; MgSO4 ; Al(OH)3
5. El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos y sus
respectivas Sales es 1- en cambio el Nº de oxidación del Azufre en su
Hidrácido y respectivas Sales es 2 –
1- 1- 1- 1- 2- 2- 2-
HF ; HCl ; HBr ; HI H2S ; Na2S ; FeS
4+ 2-
6. El Nº de oxidación de una molécula es CERO: C O2
3+ 2-
Fe2 O3

9. Pasos de igualación Redox
• Escribir la ecuación de la reacción.
• Asignar el número de oxidación a los átomos en ambos lados de la
ecuación
• Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen.
• Colocar el número de electrones cedidos o ganados por cada átomo.
• Intercambiar los números de electrones (los electrones ganados
deben ser igual a los electrones perdidos). Los que se oxidan y se
reducen.
6. Igualar la cantidad de átomos en ambos miembros de la ecuación.
7. Balancear por tanteo los elementos que no varían su número de
oxidación.
8. Si la ecuación no se puede balancear en el sentido que está
propuesta, se invierte la ecuación.

10. +1 -2 +7 -2 +3 -2 +4 -2 +7 -2 -2 +1
-
2 H2O + 4 MnO4 + 3ClO2- 4MnO
2 + 3 4- + 4 -
ClO OH
Reduce Gana 3e- x 1 átomo = 3e-
Oxida Pierde 4e- x 1 átomo = 4e-
AGENTE OXIDANTE: MnO4-
AGENTE REDUCTOR: ClO2-

11. +3 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +1 +5 -2 +1 -1 +1 +6 -2
As2S3 + HClO4 + H2O H3AsO4 + HCl + H2SO4
Oxida Pierde 2e- x 2 átomos = 4e-
28e-
Oxida Pierde 8e- x 3 átomos = 24e-
Reduce Gana 8e- x 1 átomos = 8e-
28 / 4= 7e- 8 / 4= 2e-
AGENTE OXIDANTE: HClO4
AGENTE REDUCTOR: As2S3
2As2S3 + 7HClO4 + 12 H2O 4 H3AsO4 + 7 HCl + 6 H2SO4

12. AGENTE OXIDANTE: es la sustancia capaz de oxidar a otra,
con lo que ésta se reduce
AGENTE REDUCTOR: es la sustancia capaz de oxidar a otra,
Por lo que ésta se oxida
Cl2 + HBr Br2 + 2 HCl
0 -1
Cl2 HCl se reduce
-1 0
HBr Br2 se oxida
AGENTE OXIDANTE: Cl2
AGENTE REDUCTOR: HBr

13. • ALGEBRAICO
Reacciones complejas, proceso matemático que
implica resolver ecuaciones simples
A B C D
(NH4)2CO3  NH3 + CO2 + H 2O
N: 2A = B
C:A=C
H: 8A = 3B + 2D
O: 3A = 2C + D

14. TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
Combustión: Hidrocarburo + O2 → CO2 + H2O
Combustión
C (s) + O2(g) CO2 (g)
2H 2 (g) + O2(g) 2H2O (g)
CH4(g) + 2O2(g) --------> CO2(g) + H2O(l)
C6H12O6 + O2  H2O + CO2

15. TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
Síntesis: A + B → C
Síntesis
2Na (s) + Cl2 (g) 2 NaCl (s)
+

16. TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
Descomposición: AB → A + B
2H2O (l) 2H2 (g) + O (g)

17. TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
Sustitución Simple: A + BC → AC + B
Simple
Mg (s) + Cu2SO4 (s) MgSO4(s) + Cu (s)
+ +
Sustitución Doble: AB + CD → AD + CB
Doble
2NaOH (ac) + CuCl2 (ac) 2NaCl(ac) + Cu(OH)2 (s)

18. Cálculos con base en
ecuaciones químicas
ESTEQUIOMETRIA

19. RAZONES MOLARES
Paso 1: escriba la reacción utilizando símbolos químicos.
Paso 2: ajuste la ecuación química.
2 NO + 1 O2 → 2 NO2
2 mol NO 2 mol NO 1 mol O2
1mol O2 2 mol NO2 2 mol NO2
1 mol O2 2 mol NO2 2 mol NO2
2 mol NO 2 mol NO 1mol O2

20. CÁLCULOS DE MOL A MOL
¿Cuántos moles de H2O se producen cuando se queman 2,72
moles de H2 en un exceso de O2?
2 H2 + O2 → H2 O
Utilice el factor estequiométrico o la relación de moles en una ecuación:
2 mol H2O
nH2O = 2,72 mol H2 × = 2,72 mol H2O
2 mol H2

21. CÁLCULOS DE MOL A MOL
¿Cuántas moles de H2O pueden producirse si reaccionan 3,5
moles de metano con oxígeno en exceso? Rta: 7 mol de H2O.
CH4 + O2 → CO2 + H2O
¿Cuántos moles de O2 se necesitan para quemar 1,20 moles
de alcohol etilico C2H5OH. Rta: 3,6 mol de O2.

22. CONVERSIONES MOL - GRAMO
Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier
sustancia sólo hay que dividir por la masa molecular (M)
de dicha sustancia:
¿Cuántos moles hay en 24.5 g de (H2SO4)? Ya sabemos
que el peso molecular es de 98 g/mol:
Rta= 0.25 mol de H2SO4

23. CALCULOS DE REACTIVO LIMITANTE
El reactivo que se consume totalmente durante la
reacción, la reacción tendrá lugar hasta que se
consuma éste, quedando el otro (u otros) reactivos en
exceso
Rendimiento Teórico (Rt): cantidad máxima que la
reacción es capaz de producir
Rendimiento Real (Rr): cantidad de producto que
realmente se obtiene en laboratorio.
Rendimiento Porcentual: Rr/Rt x 100

24. SOLUCIONES

25. Son mezclas homogéneas de dos o más
sustancias que intervienen en proporciones
variables.

26. TIPOS DE SOLUCIONES
SOLUCIONES GASEOSAS:
La mezcla entre gases
SOLUCIONES LÍQUIDAS:
Se forma al disolver en
un líquido (H2O) sustancias
SOLUCIONES SÓLIDAS:
Mezclas entre sólidos, en
que un componente se
halla disperso al azar en otro

27. SOLUBILIDAD - Terminología
 Soluble: el azúcar es soluble en agua…..moderado, ligero, poco
 Insoluble: una sustancia no parece disolverse en un disolvente
 Miscible: si dos líquidos se disuelven el uno en el otro
 Inmiscible: si dos líquidos no se disuelven el uno en el otro
 Diluida: contiene una cantidad relativamente pequeña del soluto
 Concentrada: contiene una cantidad relativamente grande del
soluto

28. FACTORES QUE AFECTAN LA
SOLUBILIDAD

29. FACTORES QUE AFECTAN LA
SOLUBILIDAD
Efecto de la temperatura
Gases Compuestos iónicos

30. FACTORES QUE AFECTAN LA
SOLUBILIDAD
Efecto de la presión
La presión no afecta la solubilidad de líquidos y sólidos pero sí la de
los gases

31. FACTORES QUE AFECTAN LA
SOLUBILIDAD
a) Propiedades del soluto y el solvente:
 Los compuestos iónicos (NaCl) y los polares (Azúcar), son solubles en los
solventes polares (H2O).
 los compuestos no polares (Aceites y Mantecas) son solubles en solventes
no polares (Gasolina)
b) 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).
c) 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

32. EXPRESIONES DE CONCENTRACION
Por ciento Peso a Peso
 Se abrevia %(w/w) y %(p/p)
 Usualmente se usa en reactivos comerciales.
 Las unidades de masa deben ser las mismas
en ambas partes de la ecuación.
m a s a d e s u b s ta n c ia
% (p / p) = ×100
m a s a to ta l

33. EXPRESIONES DE CONCENTRACION
Por ciento Peso a Volumen
 Se abrevia %(w/v) y %(p/v)
 Usualmente se usa en soluciones preparadas en
el laboratorio.
 Las unidades de masa deben ser de la misma
magnitud que las de volumen: g/mL; Kg/L, etc.
m a s a d e s u b s ta n c ia
% (p /v) = ×100
v o lu m e n to ta l

34. EXPRESIONES DE CONCENTRACION
Por ciento Volumen a Volumen
 Se abrevia %(v/v)
 Usualmente se usa en reactivos comerciales
donde la substancia es un líquido.
 Las unidades de volumen deben ser las mismas
en ambas partes de la ecuación.
v o lu m e n d e s u b s ta n c ia
% (v / v ) = ×100
v o lu m e n to ta l

35. EJEMPLO DE CONCENTRACION
 Una botella de vino tinto tiene 13.0 %(v/v)
etanol. Calcule el volumen de Etanol en la
botella de vino (750 mL).
v o lu m e n d e E ta n o l
1 3 .0 % ( v / v ) = ×100
750 m L
1 3 .0 × 7 5 0 m L
V o lu m e n ( m L ) = =
100

36. EXPRESIONES DE CONCENTRACION
Molaridad
 Se refiere a la concentración de una especie
molecular o a un ion.
m o le s d e s u b s ta n c ia
M =
V o lu m e n d e S o lu c io n e n L itr o s
m a s a d e s u b s ta n c ia
m o le s =
p e s o fo r m u la o p e s o m o le c u la r

37. VELOCIDAD DE REACCION
Y EQUILIBRIO CONSTANTE

38. Ejemplos de reacciones rápidas (en segundos)
 Sumergir sodio metálico en agua.
 Calentar una cinta de magnesio.
Sodio en agua Magnesio calentado
Ejemplos de reacciones lentas (días, semanas)
• Descomposición de una manzana.
• Un clavo oxidado.

39. Ejemplo de una reacción muy lenta (millones de años)
puede ser:
 La formación de petróleo.

40. FACTORES QUE AFECTAN LA V.R.
Colisiones
Orientación
Energía de activación.

41. FACTORES QUE GOBIERNAN LA V.R.
 La temperatura.
 La concentración de los reactantes
 La presencia de catalizadores
 La naturaleza de los reactantes.

42.  Temperatura
La velocidad de las reacciones químicas
aumenta conforme aumenta la temperatura.
Por ejemplo:
 Al guardar loa alimentos en refrigeración o
congelación.
 Temperatura corporal de los insectos.
 Arranque de un automóvil en una mañana
fría.
 Preparar un key

43.  Concentración de los reactantes
Mientras mayor sea la concentración de cada
reactante que se utilice en una determinada
reacción, mayor será la velocidad con que se
formen el o los productos.
Por ejemplo:
 al encender el carbón para la
parrilla

44.  Presencia de Catalizadores
La velocidad de las reacciones químicas se
puede modificar agregando una sustancia
llamada catalizador.
 La naturaleza de los reactantes
Las reacciones entre iones en disolución.
Las reacciones homogéneas.

45. Las reacciones químicas pueden ser:
 Irreversibles
Ocurren hasta consumir el reactivo limitante (si lo hay).
La flecha apunta hacia la derecha.
2 Mg + O2 → 2 MgO
 Reversibles
Los productos formados reaccionan regenerando las sustancias
originales
H2 + I2 → 2 HI directa entre A y B para formar C y D, y
2 HI → H2 + I2 inversa entre C y D para regenerar A y B.

→
 2 HI
H 2 + I2 ←

46. EQUILIBRIO QUIMICO (K)
Concentraciones (mol/l) Equilibrio químico
[HI]
[I2]
[H2]
Tiempo (s)
♦ En condiciones iníciales: cc de A y B cc de C
♦ La V de reacc. directa = V de reacc. inversa
♦ E. Q se lleva a cabo a T y P ctte. En recipientes cerrados.

47. EXPRESION DE LA CONSTANTE K
Consiste en una ecuación general que representa la reacción en equilibrio.
Para una reacción general:
aA + bB 
→
←
 cC + dD
[C]c [D]d
Kc =
[A ]a [B]b
Para la reacción:
H2 (g) + I2 (g) 
→
←
 2 HI (g)
[HI] 2
KC =
[H ] • [I ]
2 2

48. ÁCIDOS Y BASES

49. TEORIA DE ARRHENIUS
ACIDOS BASES
 Tienen sabor agrio  Tienen sabor amargo
 Son corrosivos a la piel  Suaves al tacto pero son corrosivos
 Enrojecen ciertos colorantes con la piel
 Disuelven sustancias  Dan color azul a ciertos colorantes
vegetales
 Atacan a los metales (Mg, Zn, Fe)
desprendiendo H2  Disuelven grasas (resbalosos y
jabonosos)
HCl + Mg → H2 + MgCl
 Pierden sus propiedades al
reaccionar con las bases (OH) OH-
H+
HCl + KOH → H2O + KCl
Ácido Base Agua Sal

50. ACIDOS FUERTES Y DEBILES
Se ionizan totalmente en agua para formar iones hidronio
A. FUERTES
A. DÉBILES Se ionizan en pequeña proporción en solución diluida
Ácido
Cede fácilmente un protón HCl, HClO4, HNO3, H2SO4
fuerte
HCl+ H2O H3O+ + Cl-
Ácido
Cede con dificultad un protón CH3COOH, H2CO3, HCN, HF
débil
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

51. Algunos ácidos comunes
Name Formula Common Name
Sulfuric Acid H2SO4 Battery acid
Phosphoric acid H3PO4 Lime-Away
Carbonic acid H2CO3 Soda – Pepsi/Coke
Hydrochloric Acid HCl Stomach Acid
Acetic Acid CH3COOH Vinegar
.

52. BASES FUERTES Y DÉBILES
Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza:
TOTALMENTE: bases FUERTES
PARCIALMENTE: bases DÉBILES
Base Acepta fácilmente un protón NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
fuerte
Base Acepta un protón con dificultad NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl
débil

53. Algunas bases comunes
Name Formula Common Name
Sodium hydroxide NaOH lye or caustic soda
Potassium hydroxide KOH lye or caustic potash
Magnesium hydroxide Mg(OH)2 milk of magnesia
.

54. NEUTRALIZACIÓN
Reacciones de ácidos fuertes y bases fuertes: NEUTRALIZACION
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]
Ácido + Base Agua + Sal
Disolución neutra
HCl + NaOH H2O + NaCl
H3PO4 + 3KOH 3H2O + K3PO4
H+ + OH- H2O

55. TEORIA DE BRØNSTED-LOWRY
Ácido : Especie que tiene tendencia a donar protones: H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar protones: H+
Acido Base
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Donador de Receptor de
protones protones
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Base más Transferencia
Ácido mas Base mas Ácido más
débil protónica
fuerte fuerte débil
Par ácido-base conjugado

56. TEORIA BRØNSTED-LOWRY
La definición de las bases, de acuerdo con el modelo de B – L, incluye a toda especie que
acepta un protón. (NH3 actúa como base)
HCl + NH3 N H4 + + Cl-
Transferencia
Ácido mas Base mas Ácido más Base más
protónica
fuerte fuerte débil débil
Par ácido-base conjugado
NH3 + H HO ↔ NH4+ + OH−
Base ( receptor) Acido (donador)
Par conjugado
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH−
Base débil Acido débil Ácido fuerte Base fuerte
Par conjugado

57. TEORIA DE LEWIS
Ácido: sustancia capaz de captar (y compartir) un par de electrones
Base: sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones
:
:F H
: :
:F H
:
:N H F
:
:F B + B N H
:
:F:
:
:F H
H
:
:
Acido Base

58. ESCALA pH

59. 59