La oxidación se define por lo tanto como el aumento de valencia por la pérdida de electrones, y por el contrario, la reducción es la disminución de valencia por la ganancia de electrones. En una reacción de oxido-reducción (redox), debe identificarse los componentes que cambian su número de oxidación, es decir, quien se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante).
Balanceo de ecuaciones
El balanceo de una ecuación química, consiste, en realizar las operaciones necesarias para encontrar los coeficientes que permitan obtener la misma cantidad de reactivos que de productos en una reacción química. Para ajustar o balancear una reacción química pueden seguirse los métodos del tanteo o redox.
Balanceo por el método del tanteo.- Considera una estimación de coeficientes por conteo directo de los átomos de los reactivos y de los productos, para posteriormente igualarlos mediante el empleo sucesivo de diferentes coeficientes, hasta obtener la ecuación balanceada.
Ejemplo: Na + O2 --> Na2 O
1. Contar el número de átomos de cada lado de la reacción, observar que en el producto se carece de un oxigeno, colocar el coeficiente que iguale los valores correspondientes.
Na + O2 --> 2Na2 O
2. Observar que en el producto, ahora existen 4 átomos de sodio, por lo que se balancea con un coeficiente 4 en el reactivo.
4Na + O2 --> 2Na2 O
3.La ecuación está balanceada
Balanceo por el método de óxido-reducción (redox).- Es aquel en el cual dentro de una reacción química, algunos átomos cambian su número de oxidación, al pasar de reactivos a productos, es decir, que se oxidan o que se reducen. Para realizar este procedimiento, se requiere cumplir con los siguientes criterios:
- Determinar los números de oxidación de todos y cada uno de los elementos involucrados en de la ecuación química.
- Identificar los elementos que cambian su número de oxidación y determinar la variación de los elementos que se oxidaron y redujeron respectivamente.
- Los valores de oxidación y reducción de esa variación, corresponderán a los coeficientes de los compuestos que contengan los elementos en forma inversa, ejemplo:
O-2 -->O0 - 2e- (reduce
4. Por último, se balancea por tanteo
Ejemplo: Cu + HNO3--> Cu (NO3)2 + H2O + NO
1) Determinar número de oxidación
Cu0 + H+1N+5O3-2-->Cu +2(NO3)2-1 + H2+1 O-2 + N+2 O-2
2) Indicar a los elementos que cambiaron su número de oxidación
Cu0 --> Cu +2 +2 e- (se oxida) pierde electrones
N+5 --> N+2 -3 e- (se reduce) gana electrones
3) Se multiplica por 3 a los reactivos y productos que tengan cobre (Cu) y por 2 los que contengan nitrógeno (N)
3Cu0 + 2H+1N+5O3-2 --> 3Cu +2(NO3)2-1 + H2+1 O-2 + 2N+2 O-2
4) Observar que existen más nitrógenos en los productos que en los reactivos, por lo que se balancea la ecuación química "por tanteo"
3Cu0 + 8H+1N+5O3-2 --> 3Cu +2(NO3)2-1 + H2+1 O-2 + 2N+2 O-2
5) Por último, se balancean los hidrógenos y oxígenos por tanteo
3Cu0 + 8H+1N+5O3-2 --> 3Cu +2(NO3)2-1 + 4H2+1 O-2 + 2N+2 O-2
Estequiometría
La estequiometría (del griego stoicheion "elemento" y metron "medida") se basa en el entendimiento de las masas atómicas y en un principio fundamental la ley de la conservación de la masa: La masa total de todas las masas presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. [Lavoasier; Antoine.]Bases de la Estequiometría
Las unidades utilizadas en química para expresar la masa, el volumen, la temperatura y la relación que guardan entre ellas en una reacción química son conocidas como unidades químicas
El siguiente esquema presenta 3 unidades químicas que a continuación se definen
- Número Atómico: Es el número de protones y se indica con un subíndice al lado del símbolo atómico
- Peso atómico: Es el número total de protones y neutrones en el núcleo y se indica con un superíndice al lado del símbolo atómico.
- Isótopo: Son átomos de un elemento dado que difieren en el número de neutrones y por lo tanto en su masa.
- Peso Molecular: También conocido como peso fórmula. Es la suma de los pesos atómicos de los átomos de su fórmula química.
Peso molecular (peso fórmula) del ácido sulfúrico (H2SO4)
| 2 átomos de H | Peso de H: 1 uma | 2(1 uma)= |
2 uma
|
| 1 átomo de S | Peso de S: 32 uma | 1(32 uma)= |
32 uma
|
| 4 átomos de O | Peso de O: 16 uma | 4(16 uma)= |
64 uma
|
98 uma
|
En química, la unidad para manejar el número de átomos, iones y moléculas en una muestra de tamaño ordinario es el mol; cuya abreviatura es también el mol. Un mol es la cantidad de materia que contiene tantos objetos (sean átomos, moléculas o cualquier otro tipo de objetos que estemos considerando) como átomos hay exactamente en 12 g de 12C. Mediante experimentos, los científicos han determinado que este número es 6.0221421 x 1023. Este número se conoce como número de Avogadro, en honor a Amadeo Avogadro. En realidad se utiliza una aproximación del número que suele ser 6.02 x 1023
Tabla 1: Mol y Número de
Avogadro
1 mol de átomos de
12C
|
=
|
6.02 x 1023 átomos de 12C |
1 mol de moléculas de
H2O
|
=
|
6.02 x 1023 moléculas de H2O |
1 mol de iones de
NO3-
|
=
|
6.02 x 1023 iones de NO3 |
Un mol de átomos, un mol de moléculas
o un mol de cualquier objeto
Masa molarUna docena siempre es el número 12, sea que se hable de una docena de huevos o de una docena de elefantes. No obstante, es obvio que una docena de huevos no tiene la misma masa que una de elefantes. De manera análoga, un mol siempre es el mismo número (6.02 x 1023), pero un mol de una sustancia y un mol de otra sustancia distinta tienen diferente masa. Ahora bien, puede usarse las masas atómicas de los elementos para encontrar la masa de un mol de cualquier sustancia, a este valor se le conoce como masa molar. Supóngase que se desea encontrar las masas molares del carbono (C) y del cobre (Cu). Dicho de otra manera, se desea conocer la masa de un mol de átomos de C y un mol de átomos de Cu (6.02 x 1023 átomos en los dos casos). Se busca las masas atómicas de estos elementos en la tabla periódica: La masa atómica del carbono es 12.01; la del cobre es 63.55. Se agrega, simplemente, unidades "gramos" (g) a estos valores.
1 mol de C = 12.01 g 1 mol de Cu = 63.55 g
En resumen, la masa (en gramos) de un mol de átomos de un elemento es igual al valor numérico de la masa atómica del elemento. En caso de tener un compuesto se aplica una regla similar, la masa (en gramos) de cualquier sustancia o compuesto siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma)
Concentración de las disoluciones
Tomando en cuenta la cantidad de soluto que se disuelve o que toma parte en la disolución, puede clasificarse en:
- Disoluciones diluidas: Aquellas que tienen muy poca cantidad de soluto.
- Disoluciones concentradas: Aquellas que tienen una gran cantidad de soluto.
- Disoluciones saturadas: Aquellas en las que está disuelta la mayor cantidad posible de soluto a cierta temperatura.
- Disoluciones sobresaturadas: Las que tienen una proporción de soluto mayor de las que corresponde al equilibrio de saturación a la misma temperatura.
Porcentaje por masa
El porcentaje por masa de un soluto en una solución, significa las partes en masa del soluto en 100 partes de solución:
Una solución al 15% de cloruro de magnesio en agua, contiene, 15g de soluto y 85g de disolvente para formar 100g de solución.
La molalidad (m) se define como el número de moles de soluto sobre kilogramo de disolvente. Este método para expresar la concentración está basado en la masa de soluto (en moles) por unidad de masa (en Kg.) de disolvente.
Una solución de 1m de cloruro de magnesio se prepara al disolver 95g de cloruro de magnesio en un kilogramo de agua.
La molaridad (M) se define como el número de moles de soluto sobre un litro de solución
Ejemplos:
Calcular la molaridad de una solución de NaOH, que contiene 20g en .51 de solución.
La normalidad (N) se define como el número de equivalentes de soluto sobre un litro de solución
Calcular la normalidad de una solución de ácido fosfórico que contiene 28.4g de soluto en un litro de solución
Ácidos y bases
Teoría de Arrhenius.- Ácido es toda sustancia que al estar en solución acuosa produce iones hidrógeno (H+), o bien, iones hidronio (H3O+) y una base como toda sustancia que al estar en solución acuosa produce iones oxhidrilo (OH-)Ácido
HCl(aq) <----> H+(aq) + Cl-(aq)
Base
NaOH(aq) <----> Na+(aq) + OH-(aq)
Teoría de Browsted- Lowry.- Explica que en las reacciones ácido-base existe una transferencia de protones, cuando el ácido dona un protón, el ión negativo producido en la reacción se convierte en una base, o viceversa, la base, aceptando un protón, llega a ser un ácido. Así mismo, al hacer reaccionar una base con un ácido en la misma cantidad se neutralizan.
Teoría de Lewis.- Los compuestos moleculares no iónicos se originan por la compartición de electrones entre átomos. El enlace formado al producirse un compuesto molecular, implica la existencia de un par de electrones compartidos entre dos átomos.
Características de los ácidos y bases en soluciones acuosas
Ácidos: ceden protones, tienen sabor agrio, tiñen de rojo el papel tornasol, tienen un pH de 1-6, reaccionan con los metales formando sales y desprendiendo hidrógeno y con los hidróxidos forman sales neutras.
2HF + 2Na --> H2 + 2NaF
ácido metal sal
Na(OH) + HNO3 --> NaNO3 + H2O
Base ácido sal agua
Características de las bases
Ganan protones de los ácidos, tienen sabor amargo, tiñen de azul el papel tornasol rojo, su pH es de 8-14, tienen consistencia jabonosa, neutraliza loa ácidos.
Potencial de Hidrógeno o pH
Es la concentración de iones de H+ del agua pura. Se expresa de la siguiente manera:
PH = -log (H3O+) o -log(H+)
El agua tiene un pH = 7(neutra)
Escala del pH: Explica los valores del pH de distintas sustancias.
Ácido fuerte: pH bajo Base fuerte: pH alto
Ácido débil: pH alto Base débil: pH bajo
Solución neutra H+ y OH- equilibrados.
Solución ácida H+ predomina
Solución básica OH- predomina
Química del Carbono
Estructura molecular de los compuestos del carbonoIntroducción a la química orgánica
Los compuestos orgánicos como los inorgánicos, son de excepcional importancia para los organismos vivos, como integradores del medio ambiente en que viven, o como formadores del medio interno que les proporciona turgencia y su misma arquitectura, constituyendo ese complejo que en algún tiempo se atribuyó a la "fuerza vital".
Desde el siglo XVII se dividió el estudio de la química en inorgánica o anorgánica y orgánica, con el objeto de distinguirlas y facilitar su estudio dentro del medio natural.
La química orgánica es el estudio de los compuestos del carbono en cuanto a su composición, propiedades, obtención, transformaciones y usos. Comprende un amplio campo de estudio en la tecnología de productos como colorantes, drogas, azúcares, proteínas, grasas, insecticidas, fungicidas, combustibles, licores, cosméticos, hormonas, medicamentos, aromatizantes, fibras textiles, etc. Anteriormente, dichos productos se aislaban de fuentes animales o vegetales y por eso se les dio el nombre de orgánicos, es decir sintetizados por los seres vivos, en la actualidad se producen en el laboratorio y se conocen más de 7 millones de compuestos orgánicos diferentes, mientras que inorgánicos sólo hay 300,000 compuestos (Ocampo, et al., 1999). La química orgánica o química del carbono -como también se le denomina- por ser el carbono el elemento esencial de estos compuestos- estudia al conjunto de sustancias cuyos elementos fundamentales e irremplazables son el carbono, el hidrógeno y el oxígeno, e indispensables, el nitrógeno, el fósforo y el azufre. Con menor frecuencia entran en su composición los halógenos y otros elementos como el magnesio, el sodio, el potasio, el fierro, etcétera (Llera, 1984).
Diferencia entre compuestos orgánicos e inorgánicos.
En 1828, Federico Wóehler, preparo en su laboratorio una cantidad del compuesto inestable conocido con el nombre de Cianato de Amonio; esta sustancia fue calentada y con gran sorpresa notó que se había transformado en unos cristales blancos y sedosos. Rápidamente hizo unas pruebas: eran cristales de Urea, la sustancia que se obtiene cuando se evapora la orina. Para Wóehler éste fue un cambio de lo más sorprendente y enigmático, porque el Cianato de Amonio era un compuesto inorgánico que podía prepararse en el laboratorio; mientras que la Urea era un compuesto orgánico, producto de la actividad de un organismo vivo, la cual, de acuerdo con las teorías de la época, sólo podía prepararse por medio de los procesos de los organismos vivos. Sin embargo Wóehler la había preparado en un tubo de ensayo. Estos compuestos son idénticos a los inorgánicos o minerales y en su formación se cumplen las mismas leyes. La barrera que separaba al mundo inorgánico del mundo orgánico fue eliminada con estos descubrimientos. Es de preguntarse por qué en la actualidad se conserva la Química en dos secciones: Inorgánica y Orgánica, siendo que han desaparecido las diferencias de origen que entre ellas se hicieron. Algunas de las razones que se tienen para conservar la anterior división son las siguientes:
Diferencias entre compuestos orgánicos
e inorgánicos
Orgánicos
|
Inorgánicos
|
|
Tipo de enlace
|
Predomina el enlace covalente
|
Predomina el enlace iónico
|
Solubilidad
|
Son solubles en solventes no
polares
|
Por lo general son solubles en agua
|
Puntos de fusión y
ebullición
|
Bajos puntos de fusión y
ebullición
|
Presentan altos puntos de fusión y
ebullición
|
Velocidad de reacción
|
Por lo general, las reacciones son
lentas
|
Las reacciones son casi
instantáneas
|
Estructuras
|
Forman estructuras complejas,
de elevado peso molecular
|
No forman estructuras complejas y sus
pesos moleculares son bajos
|
Isomería
|
Fenómeno frecuente
|
Fenómeno poco frecuente.
|
De acuerdo a la tetravalencia del carbono, los compuestos orgánicos se pueden representar mediante tres tipos de fórmulas:
- Condensada o molecular.- La fórmula condensada es la que expresa en forma sintetizada los átomos que intervienen en el compuesto.
- Semidesarrollada o de estructura.- La fórmula semidesarrollada como su nombre lo indica en parte es condensada y en parte es desarrollada, utiliza una raya para representar el enlace covalente que se forma entre los átomos de carbono.
- Desarrollada o gráfica. La fórmula desarrollada es la que nos indica el enlace entre todos los átomos que forman la molécula del compuesto usando una raya para representarlos.
Ejemplos de tipos de fórmulas
Condensada
|
Semidesarollada
|
Desarrollada
|
C2H6
|
CH3 - CH3
|
 |
C3H8
|
CH3 - CH2 -
CH3
|
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