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:

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