Equilibrio químico.

El equilibrio químico es el estado final de una reacción reversible, en el cual las reacciones son constantes. Este puede ser: homogéneo, cuando todas las sustancias están en el mismo estado físico; heterogéneo, cuando el equilibrio se presenta para más de una fase; molecular, cuando en el sistema se involucran las moléculas; y en solución, cuando el equilibrio tiene lugar en soluciones acuosas.

Factores que afectan el equilibrio:

Cambios de concentración.

Efecto de la temperatura.

Cambios de presión.

En equilibrio químico es muy importante tener en cuenta los conceptos de reacción directa (la reacción va de reactivos a productos); reacción inversa (la reacción va de reactivos a productos) y reacción en equilibrio (la concentración de los reactivos y productos es constante). También la  Ley de Acción de Masas (LAM), la cual establece que ''en una reacción química reversible en equilibrio a temperatura constante, una relación determinada de reactivos y productos, tienen un valor constante'',  la cual está dada por  la multiplicación de las concentraciones de los productos elevados a el coeficiente estequiométrico que las acompaña, sobre la multiplicación de las concentraciones de los reactivos elevados a la potencia indicada por los coeficientes del balanceo.

Tomado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_masas

aA + bB --> cC +dD

             <--

            

Kc= [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

[ ] -> concentración.

Si las cantidades están en equilibrio, LAM no varía.

Para el equilibrio en los gases:

Kp= [PjC]^c [PjD]^d / [PjA]^a [PjB]^b

LAM_[c]= Kc

LAM_[p] = Kp

Para relacionar Kc y Kp, se utilizó la ley de Dalton (ley de las presiones parciales): PjVt = RTnj

[j] = nj/ Vt

Pj = RT nj/Vt

Pj = RT[j]

Para hallar Kp, es necesario tener las concentraciones de cada uno de los gases y la temperatura.

Cuando LAM[c] > Kc, quiere decir que hay mas productos que reactivos, y se favorece la reacción inversa.

Cuando LAM[c] = Kc, quiere decir que la reacción está en equilibrio.

Cuando LAM[c] < Kc, quiere decir que hay más reactivos que productos y se favorece la reacción directa.

Si la reacción no ha iniciado, LAM = 0, por ello las constantes son positivas y se favorece la reacción directa.

Equilibrio químico en soluciones acuosas.

Electrolitos fuertes.

- Los ácidos inorgánicos, es decir, los que no poseen carbono (C) en su fórmula molecular, se disocian al 100 % (excepto el H₃PO_{4),  y se conocen como ácidos fuertes.}
- Las bases metálicas se disocian al 100 %, y se conocen como bases fuertes.
- Todas las sales se disocian al 100%

Electrolitos débiles.

- Los ácidos que posee carbono (C) en fu fórmula molecular son débiles y no se disocian al 100 %
- Las bases inorgánicas, como NH₄OH, son débiles y no se disocian al 100%

El agua es un electrolito débil, capaz de disociarse y originar tanto _H+como OH-, por ello se comporta como ácido y como base, y es conocida como una sustancia anfótera.

Tomado de: http://www.ehu.eus/biomoleculas/ph/disocia.htm

_{Para las soluciones acuosas, es muy importante tener en cuenta el pH y el pOH, que mide la concentración de los iones hidronio (H}+) y la concentración de los iones hidroxilo (OH-), respectivamente.

pH = -log [_H+]
pOH = -log [OH-]

Kw= [_H+][OH-] = 1 x 10^-14

 [_H+]2= 1 x 10^-14
 [_H+]= 1 x 10^-7

pH= -log [1 x 10^-7 ]= 7                       pH + pOH= 14


La relación entre un ácido y una base se denomina neutralización. Según el carácter reaccionante del ácido y la base, se distinguen cuatro casos:

- Ácido fuerte + base fuerte: el pH experimenta una variación brusca en el punto de equivalencia.

- Ácido fuerte + base débil:  el pH se mantiene muy bajo, en el punto de equivalencia el pH< 7.

- Ácido débil + base fuerte:  el pH se va a aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, en el punto de equivalencia el pH > 7.

- Ácido débil + base débil:  no se producen variaciones bruscas en el pH

Tomado de: http://www.ehu.eus/biomoleculas/ph/neutra.htm#n1

Por medio de este link podrán ver una práctica de titulación casera, que consiste en determinar el pH de varias sustancias a partir de el extracto del repollo morado, el cual es un indicador natural, gracias a las antocianinas,  pigmentos presentes en éste.

https://www.youtube.com/watch?v=CI5VzcRcTDo

Y en este link podrán observar la realización de un ejercicio de equilibrio químico, en el que se pide hallar la concentración de  _H+ en el ácido cianhídrico (HCN).

https://www.youtube.com/watch?v=QP1fbKLU6us&feature=youtu.be

Además, les brindamos ayudas virtuales para que adquieran más conocimientos y evalúen lo aprendido:

http://rincones.educarex.es/fyq/index.php/equilibrio-quimico/actividades/530-como-afectan-diversos-factores-al-equilibrio-quimico
http://www.edured2000.net/fyq/selectividad/quimica/cinetica%20y%20equilibrio.htm

Soluciones.

Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí; estas sustancias son llamadas soluto y solvente.

Por lo general, el soluto es quien se encuentra en menor cantidad, y el solvente en mayor proporción, pues éste es quien disuelve al soluto.

Las soluciones pueden ser: 

• Diluidas: es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.

• Concentradas: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.

• Insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.

• Saturada: tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.

• Sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. 

Tomado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/48/Ejemplo_de_concentraci%C3%B3n_en_disoluci%C3%B3n.svg/530px-Ejemplo_de_concentraci%C3%B3n_en_disoluci%C3%B3n.svg.png

La concentración de una solución es la cantidad de soluto que existe en una cantidad determinada de solvente. Ésta se puede expresar en unidades físicas y químicas.

Unidades físicas: son aquellas cuyo valor no depende de la naturaleza de las sustancias y pueden ser:

%peso/peso: masa soluto (gr) / masa solución (gr) * 100%

%peso/volumen: masa soluto (gr) / volumen solución (mL) * 100%

%volumen/volumen: volumen soluto (mL) / volumen solución (mL) * 100%

partes por millón (ppm): masa soluto (gr) / masa solución (gr) * 10⁶

Unidades químicas: son aquellas cuyo valor depende de la naturaleza de las sustancias y pueden ser:

Molaridad (M): moles de soluto / Litros de solución

Normalidad (N): #Equivalente - gramo de soluto / Litros de solución

#Eq - gr: gramos de soluto / peso equivalente

Peso equivalente: peso molecular de soluto / E

E: Ácidos -> # de Hidrógenos ácidos; por ejemplo, H₂SO_{4 tiene 2 hidrógenos ácidos, por lo tanto E=2}

     _{Bases -> # de OH; por ejemplo, NaOH tiene 1 OH, por lo tanto E= 1}

    _{Sales -> suma de los estados de oxidación; por ejemplo:} Fe⁺³ Cl₃^-1

                 ^{por lo tanto E= 3}

    ^{Iones -> # de cargas; por ejemplo} SO₄ ^-2  

                 _{por lo tanto E= 2}

Si se tiene la Molaridad, la Normalidad puede calcularse así: M * E

Si se tiene la Normalidad, la Moralidad puede calcular así: N/E

Molalidad (m) : moles de soluto / kilogramos de solvente

Fracción molar: Xsoluto: moles de soluto / moles de solución

                         Xsolvente: moles solvente / moles solución

 

Xsoluto + Xsolvente = 1

Dilución: consiste en rebajar la cantidad de soluto por unidad de volumen de solución. Se logra adicionando más diluyente a la misma cantidad de soluto: se toma una poca porción de una solución alícuota y después esta misma se introduce en más solvente.

Tomado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Diluci%C3%B3n_(qu%C3%ADmica)

C₁V₁= C₂V₂

C: concentración

V: volumen

Por medio de estos links podrán realizar ejercicios y evaluar sus conocimientos; también podrán entender el tema con simulaciones, esperamos sean de su ayuda:

https://phet.colorado.edu/sims/html/concentration/latest/concentration_en.html

http://web.educastur.princast.es/proyectos/jimena/pj_franciscga/3eso/3esot3.htm

Gases.

Los gases son fluidos altamente compresibles, es decir, disminuyen su volumen al someterlos a una presión determinada manteniendo constantes otros parámetros; son de baja densidad y su fuerza de cohesión molecular es casi nula, por lo que las moléculas de éste están muy separadas unas de otras; por ello son sus propiedades: 

- Las moléculas pueden distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos.

- Ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.

- No tienen forma definida.

- Pueden comprimirse fácilmente.

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/6d/Translational_motion.gif

Los gases manejan ciertas condiciones:

• Presión: relaciona la fuerza con la superficie sobre la cual actúa. Viene dada de la siguiente forma:  

P= Fuerza/Área

Para medir la presión se utilizan las siguientes unidades: Pascal (Pa), Psi (Libra/pulgada cuadrada), Atm, mmHg, Torr, Bar, entre otros.

1 Atm -> 760 mmHg -> 760 Torr

1 Atm -> 14,7 Psi

1 Atm -> 101325 Pa

• Volumen: es el espacio que ocupa un cuerpo. Está dado en litros, mililitros, centímetros cúbicos, metros cúbicos, entre otros.

• Temperatura: es la medida de intensidad de calor y se mide con un termómetro;  a medida que sea mayor la energía cinética de un gas, mayor será su temperatura. Sus unidades son: °Celsius, °Kelvin, °Farenheit. Kelvin es la escala absoluta. 

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/6/60/CelsiusKelvin.svg/320px-CelsiusKelvin.svg.png

CONVERSIONES:

°C -> °K           °K -> C°              °C -> °F                 °F -> °C                °K -> °F

°C + 273           °K - 273               °C * 1,8 + 32         0,56* (°F - 32)       1,8 * (°K - 273) + 32

°F -> °K 

273 + 0,56 * (°F - 32)

Leyes de los gases ideales:

Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas gracias a que los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases.

• Ley de Boyle: a temperatura constante, el volumen de una masa fija de un gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce; es decir, cuando aumenta la presión el volumen disminuye, cuando disminuye la presión el volumen aumenta. Se cumple la relación:

P₁V₁= P₂V₂

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/15/Boyles_Law_animated.gif

• Ley de Charles: a presión constante, el volumen y la temperatura son directamente proporcionales; es decir,  al aumentar la temperatura el volumen aumenta, el disminuir la temperatura el volumen disminuye. Se cumple la relación de:

V₁ T₂= V₂ T₁

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/e4/Charles_and_Gay-Lussac%27s_Law_animated.gif

• Ley de Avogadro: a presión y temperatura constante, el volumen es directamente proporcional a las moles del gas; es decir, cuando aumenta el volumen las moles también, cuando disminuye el volumen las moles también.

Volumen/moles= constante de avogadro (Ka)

• Relación entre Boyle y Charles: 

V₁P₁T₂= V₂P₂T₁

Ecuación de estado de los gases: relaciona las moles, la temperatura, la presión y el volumen.

Pv= nRT

P= presión

V= volumen

n= moles

R= constante ( 0,082 Atm* L/ mol * °K)

T= temperatura

Condiciones normales de un gas: 

Presión: 1Atm

Temperatura: 273°K

Volumen molar: 1 mol de gas a condiciones normales ocupa 22,4 L


http://www.educaplus.org/gases/lab_boyle.html
http://www.educaplus.org/gases/lab_charles.html
http://www.educaplus.org/gases/ejer_boyle.html
http://www.educaplus.org/gases/ejer_charles.html
http://www.educaplus.org/gases/ejer_gas_ideal.html
http://www.educaplus.org/gases/ejer_avogadro.html

Por medio de estos links pondrán acceder a ejercicios de práctica. Esperamos que sean de su agrado.

BIBLIOGRAFÍA:
https://es.wikipedia.org/wiki/Gas

Estequiometría.

La estequiometría es una herramienta fundamental para resolver problemas numéricos relacionados con las ecuaciones químicas. Ésta estudia cuantitativamente los reactivos y productos. Para esto se debe tener muy en cuenta el balanceo de las ecuaciones químicas.

El método general para resolver problemas estequiométricos es:

1. Escribir una ecuación balanceada de la reacción.

2. Convertir la cantidad conocida del reactivo en moles.

3. Utilizar la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del producto formado.

4. Convertir las moles del producto en gramos.

Este se denomina método mol. 

Para realizar cálculos estequiométricos se debe tener en cuenta:

Reactivo limitante: es el reactivo que se consume primero en una reacción.

Reactivo en exceso: es el reactivo presente en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con el reactivo limitante.

Rendimiento de la reacción:

Rendimiento teórico: cantidad de producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante.

Rendimiento real: cantidad de producto que se obtiene en una reacción.

Porcentaje de rendimiento:   %rendimiento: rendimiento real / rendimiento teórico * 100%

Por medio de este link podrán practicar cálculos estequiométricos:

http://www.eis.uva.es/~qgintro/genera.php?tema=4&ejer=1

¡Que lo disfruten¡

Balanceo de ecuaciones químicas.

Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar qué sucede durante una reacción. Por medio de esta nota aprenderán a escribir y a balancear las ecuaciones químicas.

A + B ---> C

En una ecuación química existen reactivos y productos; al lado izquierdo se ubican los reactivos, y al derecho los productos, que son las sustancias formadas por los reactantes. El signo ''más'' (+) significa ''reacciona con'' y la flecha significa ''produce'' Para proporcionar información adicional, se indica el estado físico de estos, como pueden ser: gaseoso (g), líquido (l), sólido (s) y medio acuoso (ac).

Balanceo de ecuaciones químicas.

Balancear una ecuación es sumamente importante, pues partiendo de la ley de la conservación de la materia*, es necesario que exista un equilibrio entre reactivos y productos.

*«En una reacción química, la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».

Existen varios métodos para balancear una ecuación química:

Método del tanteo:

1. Se identifican todos los reactivos y productos, y se escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y derecho de la ecuación, respectivamente.

2. Se inicia probando diferentes coeficientes para igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación. Se pueden cambiar los coeficientes tantas veces como se quiera, mas no los subíndices  de los elementos. Primero, se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número de átomos. Luego, se buscan los elementos que aparecen una sola vez, pero con diferente número de átomos y se balancean; por último se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.

3. Se verifica que a ambos lados de la ecuación exista el mismo número total de cada tipo de átomos.

Ayuda virtual: 

https://www.youtube.com/watch?v=pfmggI-Mdug&list=PLlRLQaWvQm6YZemfw5H9sy8F0STHuUg75&index=3

Método óxido- reducción o REDOX:

Este método consiste en determinar qué elementos de los compuestos se oxidaron y redujeron y de esta forma balancear la ecuación. Cuando un elemento se oxida, quiere decir que perdió electrones, y cuando se reduce ganó electrones.

1. Determinar los estados de oxidación de cada elemento, tanto en reactivos como en productos.

• El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.
• El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.
• El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1.
• El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1.
• El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.
• El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.
• El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

2. Observar qué elementos cambiaron su estado de oxidación de reactivos a productos.

3. Buscar un coeficiente tal que equilibre la pérdida con la ganancia.

4. Se termina el balanceo por tanteo.

*Nota: al balancear se inicia de izquierda a derecha; sin embargo, puede ocurrir que el balanceo no ''cuadre'', entonces se podrá iniciar de derecha a izquierda.

Si todos los coeficientes son pares se pueden simplificar, de lo contrario no.

Ayuda virtual: https://www.youtube.com/watch?v=9L2sCkjGGsw&list=PLlRLQaWvQm6YZemfw5H9sy8F0STHuUg75&index=2

Método ión - electrón:

Consiste en dividir la reacción en dos semireacciones,  efectuando el balance de carga y elemento, agregando H⁺, OH⁻, H2O y/o electrones para compensar los cambios de oxidación. Antes de empezar a balancear se tiene que determinar en que medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.

Medio básico: https://www.youtube.com/watch?v=j6KE60PLFoc&list=PLlRLQaWvQm6YZemfw5H9sy8F0STHuUg75&index=1

Medio ácido: https://www.youtube.com/watch?v=UABOjGZug_I&list=PLlRLQaWvQm6YZemfw5H9sy8F0STHuUg75&index=4

Esperamos disfruten de los videos.

Bibliografía:

Química. Chang 10ma edición.

https://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

Nomenclatura química inorgánica.

http://www.latizavirtual.org/quimica/quim_ino.html

La nomenclatura química inorgánica tiene como objetivo dar nombre a los compuestos inorgánicos, es decir, aquellos es lo que están incluidos todos los elementos químicos excepto el carbono y que se forman por fenómenos químicos o físicos, a diferencia de los orgánicos que se forman naturalmente;  para ello, existen tres formas de dar nombre a estos compuestos:

- Nomenclatura Sistemática.

- Nomenclatura Stock.

- Nomenclatura Tradicional.

Básicamente, para nombrar un compuesto se debe saber si es óxido (básico o ácido), base o hidróxido, ácido (hidrácido u oxácido) o sal.

Por ello, es necesario tener en cuenta lo siguiente:

Óxido

Básico: metal + oxígeno.

Ácido: no metal + oxígeno.

Base o hidróxido

óxido básico + agua (H20)

Ácido

Hidrácido: no metal + hidrógeno.

Oxácido: no metal + metal + hidrógeno.

Sales

Oxisal: metal + no metal + oxígeno.

Haloidea: metal + no metal.

Además, es muy importante conocer los estados de oxidación de los elementos que forman los compuestos.

Por medio del link aprenderán darle nombre a los compuestos, podrán realizar actividades y evaluarán sus conocimientos adquiridos.

Tabla periódica.

1. https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos#Elementos

2. http://www.ptable.com/?lang=es#Writeup/Wikipedia

3.https://b1af2816303c903941c8634e482031c3836ea523-www.googledrive.com/host/0B1or4uFFvPJ-dktDTzhXWVJJbEU

4.http://www.elespectador.com/noticias/actualidad/son-cuatro-los-nuevos-elementos-dentro-de-tabla-periodi-articulo-608953

La tabla periódica es una herramienta vital para el estudio de la química, pues de allí  se obtiene información necesaria de los elementos, en cuanto a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o químicas. Fue construida por Dimitri Mendeléiev en 1869; al principio solo tenía 63 elementos y fueron ordenados según su masa atómica. Actualmente, posee unos 110 elementos.

En los links encontrarán todo lo referente a este tema. El primero, explica todo a cerca de su historia, descubrimiento y organización. El segundo es una tabla periódica dinámica, allí conocerán cada elemento desde su historia hasta sus propiedades, también sus orbitales e isótopos. Por medio del tercer link pondrán comprobar los conocimientos que adquirieron y por último, una noticia muy importante para el mundo de la química.

Esperamos que lo disfruten.