Ley de conservación de la masa → Ley de las proporciones múltiples Ley de Composición Constante

→ Ley de conservación de la masa → Ley de las proporciones múltiples Ley de Composición Constante

Un compuesto está formado por los mismos elementos en las mismas fracciones másicas independiente de la fuente o el tamaño de la muestra

Masa Molar

Conceptos:

Na = 6,022 × 1023 → Número de Avogadro

Masa Atómica =

Masa de un mol Número de átomos en un mol

Masa isotópica [u.m.a] isótopos/mol

Masa atómica [u.m.a] átomos/mol

Masa molecular [u.m.a] moléculas/mol

Masa Molar (M) [g/mol] masa de un mol de algo

Fórmula Molecular

Ej: CH4, O2, O3 Fórmula empírica

H2O2 → HO

N2H4 → NH2

Las fórmulas de los compuestos iónicos son por lo general las mismas que sus fórmulas empíricas

Reactivo límite

Reactivo en exceso: ej: O2 en combustión

Ejemplo: si alimentamos O2 con un 40% de exceso tendremos que el sistema contiene

Masa de oxígeno = 1.4 × 7,98 kg = 11,172 kg de los cuales 3,192 kg salen del sistema sin reaccionar.

Puede haber reacciones colaterales, las cuales afectan el rendimiento

Combustión completa: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Combustión incompleta: CH4 + 3 O2 → CO + H2O 4

1

𝐑𝐞𝐧𝐝𝐢𝐦𝐢𝐞𝐧𝐭𝐨 = Reactivo que se consume según la reacción deseada × 100 Reactivo total alimentado

Se puede mejorar cambiando la presión, la temperatura, etcétera.

𝐄𝐜𝐨𝐧𝐨𝐦í𝐚 𝐚𝐭ó𝐦𝐢𝐜𝐚 = Masa producto deseado × 100 Masa reactivo

Son un caso particular de una disolución. Una disolución es una mezcla homogénea de 2 sustancias, donde una de ellas tiene mayor presencia que la otra.

Solvente → mayor cantidad Soluto → menor cantidad

Hay sólidas, líquidas y gaseosas

Un electrolito es una solución que permite conducir la electricidad. Iones disueltos. Electrolito fuerte: 100% de disociación

Electrolito débil: no completamente disociado

→ Hidratación: un ión se rodea de moléculas de H2O

NaCl − −H2O → Na+(ac) + Cl−(ac)

Reacción de precipitación: formación de un producto insoluble o precipitado. Precipitado: Sólido insoluble que se separa de la disolución.

Ejemplo: Pb(NO3)2(ac. ) + 2NaI(ac. ) → PbI2(s) + 2NaNO3(ac. )

Ecuación Iónica:

Pb2+(ac. ) + 2NO−(ac. ) + 2Na+(ac. ) + 2I+(ac. ) → PbI (s) + 2Na+ + 2NO−(ac. ) 323

Solubilidad: máxima cantidad de soluto que puede ser disuelta en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica.

La gracia de la ecuación iónica es que incluye los iones espectadores (aquellos que no participan en la reacción global).

→ Teoría de Brönsted-Lawry: Ácidos: ceden protones Bases: captan protones

Tipos de ácidos:

2

Monopróticos: HNO (ac. ) ⇄ H+(ac. ) + NO−(ac. ) 33

Dipróticos: H SO (ac. ) ⇄ 2H+(ac. ) + SO2−(ac. ) 243

Tripróticos: H PO (ac. ) ⇄ 3H+(ac. ) + PO3−(ac. ) 344

Procesos de Neutralización: reacción entre un ácido y una base. Generalmente, en estas reacciones se forma agua más una sal que es un compuesto iónico formado por un catión distinto de H+ y un anión distinto de OH−.

Ejemplo: HCl(ac. ) + NaOH(ac. ) → NaCl(ac. ) + H2O(l)

Reacciones asociadas a transferencias de electrones (cambios en los estados de oxidación).

2CuSO4(ac. ) + 2H2O(l) → 2Cu(s) + 2H2SO4(ac. ) + O2(g)

Dos semirreacciones (las reacciones REDOX no se pueden separar en dos semirreacciones)

Cu2+(ac. ) + 2e− → Cu(s) Reacción de reducción (catódica)

4H+(ac. ) + O2(g) + 4e− → 2H2O(l)

Reacción de oxidación (anódica)

Reacción de oxidación: implica la pérdida de electrones. Reacción de reducción: implica la ganancia de electrones.

→ Agentereductor:donaelectrones. → Agente oxidante: acepta electrones.

Número o estado de oxidación: Número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.

Reglas:

1. En los elementos libres el número de oxidación es cero.

2. Iones de un solo átomo el número de oxidación es igual a la carga del ión. Metales alcalinos: +1, metales

alcalinos térreos: +2, Aluminio: +3.

3. Número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en H2O2 y el O2− donde es -1.

4. Número de oxidación del hidrógeno es +1, salvo cuando está enlazado con metales en compuestos binarios donde es -1.

5. Flúor tiene un número de oxidación -1. Los otros haluros tienen un número de oxidación negativo y positivo cuando están con oxígeno.

Tipos de reacciones REDOX:

Combinación: S(s) + O2(g) → SO2(g)

3

2

Descomposición: 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) Desplazamiento: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(ac. ) + H2(g)

Desproporción: 2H2O2(ac. ) → 2H2O(l) + O2(g). Aquellas en que en un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo.

Concentración de una disolución: cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente o de disolución.

Molaridad (M):

M=molaridad= molesdesoluto litros de solución

Dilución: procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada.

Mi ⋅ Vi = Mf ⋅ Vf

Moles de soluto antes de la dilución = Moles de soluto después de la dilución

Constante de equilibrio

𝐚𝐀+𝐛𝐁⇄𝐜𝐂+𝐝𝐃 K=[C]c[D]d [A]a[B]b

Si k>>1 el equilibrio favorece la generación de productos (derecha) Si k<<1 el equilibrio favorece la generación de reactivos (izquierda) Tipos de equilibrios

→ Homogéneos: misma fase

→ Heterogéneos: distintas fases EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS

Kc = [C]c[D]d [A]a[B]b

c = concentraciones se expresan en molaridades

En el caso de los gases podemos expresarlas como Presiones Parciales [bar].

Kp= B pa A

4

pb

Kc y Kp no tienen por qué ser iguales.

Para la reacción aA(g) ⇄ bB(g)

ni = número de moles de la especie

R = constante de los gases ideales (0,0821 L-atm/k-mol)

T = temperatura del sistema

V = volumen del recipiente

yi = número de moles de la especie número total de moles

pT = presión total

Δn = diferencia entre coeficientes estequiométricos de productos y reactivos.

[B]b pb K= yK=B

c [A]a p pa A

pA =nA ∙R∙T=yA ∙pT y pB =nB ∙R∙T=yB ∙pT VV

Donde:

EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

En CaCO3 ⇄ CaO(s) + CO2(g)

Solo importa la concentración del gas. O bien, Kp = pCO2

Importante:

Kc = [CO2]

Kp = Kc ∙ (R ∙ T)Δn

1. Cuando la ecuación de una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio es el inverso de la constante de equilibrio original.

2. El valor de k también depende de cómo está balanceada la ecuación de equilibrio. A+B⇄C+D K1

nA+nB⇄nC+nD K =Kn n1

A + 2B ⇄ AB2 Velocidad directa: velocidadd = Kd ∙ [A] ∙ [B]2

5

Velocidad indirecta: velocidadi = Ki ∙ [AB2] En el equilibrio: velocidadd = velocidadi

Luego, kd = K ki

k′

c

=

[AB2] [A]∙[B]2

Luego, d =K′= 2 y d =K′′= k′ [B]2 k′′

[B ] k′′

[AB ] 2

[A]∙[B ] ii2

Entonces,K =K′∙K′′= [AB2] c [A]∙[B]2

Sin importar el número de pasos que tiene un mecanismo de reacción, se tiene que

aA+bB⇄cC+dD K=[C]c[D]d [A]a[B]b

Predicción de la dirección de una reacción

En H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g) con Kc(430 °C) = 54,3 y en un recipiente de 1 L a 430 °C, con 0,243 moles de H2, 0,146 moles de I2 y 1,98 moles de HI.

¿Hacia qué lado evoluciona la reacción?

[HI]2 Cociente de reacción = Qc = [H2] ∙ [I2] =

Va hacia el lado izquierdo (formación de reactivos ←).

1,98 2 ( V )

0,243 0,146 (V)∙(V)

= 111 > 54,3

Qc > Kc: los productos deben transformarse en reactivos (←). Qc = Kc: equilibrio

Qc < Kc: los reactivos deben transformarse en productos (→). Esto sirve para calcular las concentraciones de equilibrio.

Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión, volumen o concentración de uno de sus componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación.

Cambios de volumen y presión

En el caso de los gases:

P∙V=n∙R∙T

Si disminuimos el volumen del recipiente que contiene los gases, aumenta su presión parcial.

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→ Los cambios de presión o de volumen afectan al sistema solo si la cantidad de moles se ve afectada.

Cambios de temperatura

Si aumenta, la reacción se va hacia la derecha (endotérmica).

Si disminuye, la reacción se va hacia la izquierda (exotérmica).

Efecto catalizador: aumenta la velocidad de una reacción al reducir la energía de activación.

Lo único que consigue un catalizador es cambiar la velocidad con que ocurre la reacción, pero no altera el equilibrio.

Par conjugado ácido-base: un ácido y su base conjugada o una base y su ácido conjugado. Base conjugada: resulta cuando un ácido pierde un protón.

Ácido

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