quÍmica ii para bachillerato
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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
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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
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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
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EVALUACION
• Desempeño 20% (firmas, participación en pizarrón)
• Producto 30% (practicas o proyecto)• Conocimiento 30% (examen de unidad)• Actitud 20% (asistencia, puntualidad)
• Total 100%
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1.1 BALANCEO DE ECUACIONES
• METODO DE TANTEO2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
Fe + O2 Fe2O3
Pasos:1.Contar la “cantidad” que hay de cada elemento
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• 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
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• 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
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BALANCEO REDOXOxidación: 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
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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)
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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:
I20 + H+NO3
- H+IO3- + NO0 + H2O0 (Iónica)
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2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor
I20 lO3
-
NO3- NO0
3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O:
I20 2lO3
-
NO3- NO0
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4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos.
I20 + 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
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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).
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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
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• 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
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* 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
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EjerciciosBalancee 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
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CONCENTRACIONUna 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.
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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.
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PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES:
NaCl en AguaSOLIDOLIQUIDOLIQUIDA
O2 EN AGUAGASLIQUIDOLIQUIDA
AIRE EN AGUALIQUIDOLIQUIDOLIQUIDA
ALCOHOLGAS GASGASEOSA
EJEMPLOSSOLUTODISOLVENTE SOLUCION
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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
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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:
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• a) Porcentaje peso a peso (% P/P):
Indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
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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%
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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.
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• 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
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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.