REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELAINSTITUTO PEDAGÓGICO “LUÍS BELTRÁN PIETRO FIGUEROA”

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALESPROGRAMA DE QUIMICA

BARQUISIMETO-EDO-LARA

AUTOR:

ANA FERNÁNDEZ

BARQUISIMETO, AGOSTO DE 2015

Líquida sólida gaseosa

Pueden ser

Un precipitado es un sólido

insoluble que se separa de la

solución.

Una reacción de precipitación se

caracteriza por la formación de un

producto insoluble que se separa de

la solución.

La ecuación molecular son las formulas de los compuestos que están escritas como si todas las

especies existieran como moléculas o entidades unitarias.

La ecuación iónica muestra los compuestos iónicos disueltos en

términos de sus iones libres.

Ecuación iónica neta indica las especies que realimenten

participan en la reacción.

todos los compuestos de amonio (NH₄) son solubles.

Todos los compuestos que contienen nitrato clorato y perclorato son solubles.

La mayoría de los hidróxidos son insolubles; las excepciones son los hidróxidos de los metales alcalinos y el hidróxido de bario. el hidróxido de calcio es ligeramente soluble.

La mayoría de los compuestos contienen (Cl), (Br) o (I) son solubles, con excepción de aquellos que contienen Ag, Hg₂ y Pb.

Todos los carbonatos, fosfato y sulfuros son insolubles, excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio.

*Son Sustancias que se ionizan en disolución acuosa para formar iones de Hidrogeno y así aumentar la concentración de iones H (ac)

• HCl• HNO₃• HC₂H₃O₂

NaOHKOH Ca(OH)₂

• Sustancias que reaccionan con iones H +. • Producen Iones de Hidróxido (OH-)

cuando se disuelven en agua.

“También pueden ser bases los compuestos que no tiene Iones de OH –

Ejemplo: NH₃ AMONIACO”

Clorhídrico HClBromhídrico HBrYodídrico HIClorico HClO₃Perclórico HClO₄Nítrico HNO₃Sulfúrico H₂SO₄

Hidróxidos Metálicos Grupo 1 A (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH)

Hidróxidos Metálicos pesados Grupo 2 ACa(OH)₂, Sr (OH)₂ Ba(OH)₂

Electrolito Fuerte

Electrolito Débil

No Electrolito

Iónico Todos Ninguno Ninguno

Molecular

Ácidos Fuertes

Ácidos débiles( H…) Bases débiles (NH₃)

Todos los demás compuestos.

NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

Base Ácido Sal

*Las disoluciones Ácido Base tienen diferentes propiedades.*Si mezclamos una disolución de y una base se da una

reacción de neutralización.

Agua

Hay muchas Bases Además de OH- que reaccionan con H+ para formar

compuestos Moleculares.

2HCl(ac) + Na2S(ac) H2S(g) + 2NaCl(ac)

EL SULFURO DE HIDROGENO (H2S) es la sustancia que confiere a los huevos podridos su repugnante olor, se forma cuando un acido fuerte como HCl(ac) reacciona con un sulfuro metálico como Na2S.

Cuando un átomo, ión o molécula adquiere una carga

más negativa (gana electrones) decimos que se reduce.

La ganancia de electrones por parte de una sustancia se

denomina REDUCCIÓN.

Si un reactivo pierde electrones, a dicho proceso se le denomina

OXIDACIÓN y otro debe ganarlos, la oxidación de una sustancia

siempre va acompañada por la reducción de otra al transferirse electrones (ocurre de manera

simultánea).

•Mas Electropositivos tienden a perder electrones (Oxidan).

•Mas Electronegativos tienden a ganar electrones (Reducirse).

a) Cu2+(ac) + Mg(s) Cu(s) + Mg2+

(ac)

b) Mg(s) + 2HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g)

c) Mg(s) + Co(SO4 Mg(SO4)2 + Co(s)

Se simboliza con la M, expresa la concentración de una disolución

como el número de moles de soluto que hay en un litro de

disolución.

M= Moles de Soluto Volumen de disoln en litros

Es el proceso en el cual se debe obtener una concentración más

baja, agregando agua, denominando esto como

DILUCIÓN.

C₁ x V₁ = C₂ x V₂

Es la relación entre las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química.

En estequiometria es importante recordar la Ley de conservación de las masa, que dice que la masa total de los productos de una reacción química es igual a la masa total de los reactivos (Recordar balancear las ecuaciones). Cuando trabajamos con disoluciones de molaridad conocida, usamos el volumen para determinar el numero de moles (moles de soluto= M x L)

Proceso que consiste en hace reaccionar estequiométricamente una disolución que contiene una concentración conocida con una disolución de concentración desconocida.

Titulante

Titulado

Indicador

Punto de Equivalencia

Punto Final

1)¿Qué masa de NaCl se requieren para precipitar todos los iones plata de 20.0 mL de una solución 0.100 M de AgNo₃?

a)Proponemos la ecuación

AgNO₃ + NaCL NaNO₃ + AgCl

b) Transformamos los 20,0mL a L

20,0 mL x (1 L / 1000 mL) = 0.02 L

c) Calculamos los moles de AgN0₃

Moles de AgN0₃ = 0.02 L sol. x ( 0,100 mol AgN0₃ / L sol. ) = 2 X 10-³mol AgN0₃

d) Balanceamos la ecuación

AgNO₃ + NaCL NaNO₃ + AgCl

e) Calculamos la masa del NaCl

Gramos NaCl= 2 X 10-³mol AgN0₃ x (1mol NaCl / 1mol AgN0₃) ( 58.43gNaCL / 1mol NaCl )= 0.117 g NaCl.

2) Calcule la molaridad de una disolución de NaOH si se requieren 48,0 mL para neutralizar 35mL de H₂SO₄ a 0,144 M.

SOLUCIÓN:

a)Proponer la ecuación H₂SO₄(ac) + NaOH(ac) H₂O + Na₂SO₄ Molaridad Ec. QuímicaV H₂SO₄ mol H₂SO mol NaOH C = mol NaOH / V sol (L) V NaOH(L)b) Transformamos 35 ml a L

35 mL x (1L / 1000mL) =0,035 L

c)Calculo de los moles de H₂SO₄

moles H₂SO₄ = 0.035 L sol. x (0.144 molH₂SO₄/L sol.) = 5.04 x 10-³ molH₂SO₄

c) Balanceamos la reacción

H₂SO₄(ac) + 2NaOH(ac) 2H₂O + Na₂SO₄

d) Calculamos los moles NaOH

moles NaOH = 5.04 x 10-³ mol H₂SO₄ x (2mol NaOH/1mol H₂SO₄) = 0.01 mol NaOH

e) Calculamos la Molaridad del NaOH

Molaridad NaOH= (0.01mol NaOH /48mLH₂SO₄) x (1000mL H₂SO₄ /1L) = 0.208 mol NaOH / L= 0.208 M.

Naturaleza de las Disoluciones Acuosas:• Electrolitos fuerte.

• Electrolitos débiles.• No electrolitos

Reacciones Ácido – Base:• ¿Cómo identificar un ácido o base? Según Arrhenius.• ¿Cuándo tienen lugar?• ¿Cómo se representan?

Reacciones de Precipitación:• ¿Cómo ocurren?• ¿Cómo se representan? (Ecuaciones)• ¿Cuándo ocurren? (TABLA)

Estequiometría y Análisis Químico:• ¿En qué consiste una Titulación?•¿Qué cálculos pueden efectuarse?• Concentración, volumen, masa, porcentaje…

Reacciones Redox:• ¿Cuándo ocurre la oxidación y reducción?• ¿Cómo se representan y balancean?