Alumno:
Figueroa Santamaria Carlos Axel

Profesor:Pérez Vázquez Alán Javier

Grupo:
632

Química IV (Área l)

1er Proyecto de Química

4

3

Conceptos básicos

Periodos y Grupos o Familias y su orden

Filas (horizontales)

Columnas (verticales)

Todas las familias tienen una columna asociada, excepto la VlllB que abarca que abarca 3 de ellas.

Los elementos se acomodan de forma creciente al número atómico (Z). Z = p+ = e- en un átomo neutro, mientras que Z=p+ en un átomo no neutro

(ion). Los electrones de Valencia se asocian con la familia en nomenclatura antigua.

Metales, No Metales y Metaloides 

Metales:
Se ubican en la parte centro (izquierda de la tabla periódica).

No Metales:
Se ubican en la parte derecha de la tabla excepto el hidrógeno.

Metaloides

Electronegatividad

Es la capacidad de un elemento para atraer electrones hacia él.
Se representa con (χ) letra griega “gi” en el griego moderno.

Y cumple con una tendencia:

– Aumenta de izquierda a derecha

– Aumenta de abajo hacia arriba

* El flúor (F) es el elemento más electronegativo, mientras que el Francio (Fr) es el menos negativo.

* Los metales tienen poca electronegatividad, por lo tanto pierden electrones.

* Los no metales tienen mucha electronegatividad, por lo tanto ganan electrones.

Energía de Ionización (EI)

Es la energía necesaria para “arrancar” un electrón a un átomo.

Tiende a aumentar hacia la derecha y hacia arriba, por lo tanto el Flúor (F) tiene mayor EI y el Francio la menor EI. 

Metales

Para poder arrancar un electrón

No metales

Para arrancar un electrón

Oxidación y Reducción

– El proceso de pérdida de electrones se le conoce como oxidación, se forman iones positivos llamados cationes.

– El proceso de ganancia de electrones se le conoce como reducción, se forman iones negativos llamados aniones.

– Un ion es un átomo con cargas positivas o negativas

Catión: Es un ion positivo gracias a la pérdida de electrones y se produce en una oxidación.

Anión: Es un ion negativo gracias a la ganancia de electrones y se produce una reducción.

Número de oxidación: Es un número con signo positivo o negativo que indica cuantos electrones gana o pierde un átomo.

Tipos de Semirreacciones y Determinación del Número de Oxidación

Escala Óxido-Reducción

– En la escala óxido-reducción: el cero es el centro de la escala.

– La oxidación se da hacia la derecha y la reducción hacia la izquierda.

Ejemplos de Identificación de un proceso de oxidación o reducción

Fe³⁺   →  Fe²⁺

Después de ordenar los iones en la escala redox se puede observar que el proceso empieza en 3+ y termina en 2+, por lo tanto se tiene una dirección hacia la izquierda, lo cual indica que es una reducción ya que hay una ganancia de electrones y una disminución en el estado de oxidación.

Mn³⁺   →  Mn⁷⁺

Después de ordenar los iones en la escala redox se puede observar que el proceso empieza en 3+ y termina en 7+, por lo tanto se tiene una dirección hacia la derecha, lo cual indica que es una oxidación ya que hay una pérdida de electrones y un aumento en el estado de oxidación.

Determinación del estado de oxidación en compuestos y elementos

Reglas para determinar el estado de oxidación:

1. El oxígeno trabaja con 2- salvo cuando forme peróxidos

2. El H trabaja con 1+ salvo cuando forma hidruros, trabaja con -1 (en un hidruro el H al final de la fórmula)

3. Familia lA (1+), Familia llA (2+) y Familia lllA (3+)

4. El Flúor (F), Bromo (Br), Cloro (Cl) y Yodo (I) trabajan 1- cuando forman hidrácidos y sales (están al final de la fórmula)

5. El Azufre (S) cuando es anión trabaja con 2- (está al final de la fórmula)

6. Todo elemento y compuesto da algebraicamente cero

7. Hay que tener presente la tabla de iones poliatómicos

Determinación del estado de oxidación del carbono y oxígeno en el CO

– La regla seis dice que todo compuesto algebraicamente vale cero, es decir: (CO)⁰

– La regla uno dice que el oxígeno trabaja con 2-: (CO^2-)⁰ 

– Se busca un número para el carbono que sumado/restado con el 2- de cero: (C²⁺O^2-)⁰ por lo tanto: C²⁺O^2- 

Determinación del estado de oxidación del aluminio y oxígeno en el Al₂O₃

– La regla seis dice que todo compuesto algebraicamente vale cero, es decir: (Al₂O₃)⁰ 

– La regla uno dice que el oxígeno trabaja con 2-: (Al₂O₃^2-)⁰  

– Se busca un número para el carbono que sumado/restado con el 2- de cero: (Al₂³⁺O₃^2-)⁰ por lo tanto: Al³⁺ y O^2-

Determinación del estado de oxidación de todos los elementos en: NaHCO₃ 

– La regla seis dice que todo compuesto vale algebraicamente cero. Por otra parte el oxígeno vale 2-, se multiplica por tres, debido a que hay tres oxígenos, queda 6-: (NaHCO₃^2-)

– El hidrógeno por la regla dos, vale 1+ y el sodio al estar en la familia IA y con base en la regla 3, vale 1+: (Na¹⁺H¹⁺CO₃^2-) 

– Se busca un número para el carbono que al ser sumado/restado con 1+, 1+, 6- de cero. En este caso es 4+: 

(Na¹⁺H¹⁺C⁴⁺O₃^2-) por lo tanto: Na¹⁺H¹⁺C⁴⁺O^2- 

Determinación del estado de oxidación de todos los elementos en Ba(OH)₂

– La regla seis dice que todo compuesto vale algebraicamente cero. Por otra parte OH, en conjunto vale 1-, es decir: (OH)1-. Sin embargo, el hidrógeno vale 1+ a pesar de que está al final, es una excepción de la regla dos: (Ba(OH)₂^1-)

– Como se tienen dos OH se debe multiplicar 2 x 1- = 2-. Por lo tanto, el Barios (Ba) debe tener un 2+ para que al ser sumado/restado con 2- = cero: (Ba²⁺(OH)₂^1-) 

– Ahora, solo nos centramos en el OH, la fórmula dice que se tienen dos. Pero, recuerda que siempre se reporta para uno, por ello solo tomaremos un OH (recuerda todo ello vale 1-). El hidrógeno en este ion es una excepción ya que al estar al final vale 1+. Se debe buscar un número que sumado/restado nos de 1-: (O^2-H¹⁺)^1- por lo tanto: Ba²⁺, H¹⁺ y O^2- 

Determinación del estado de oxidación de los elementos libre siguientes: Ca, As, Ba, K

– La regla seis dice que todo elemento vale algebraicamente cero. En este caso como son elementos que NO está formando un compuesto se aplica directamente esta regla, es decir: Ca⁰, As⁰, Ba⁰, K⁰

Determinación del estado de oxidación en iones

– El procedimiento es casi igual a lo descrito en las diapositivas anteriores. Lo único que cambia es que ya NO se iguala a cero sino al numero positivo o negativo que me indica el ion. Recuerda que un ion es un átomo cargado.

Ejemplo: (C₂O₄)^2-

(C₂³⁺O₄^2-)^2-

Por lo tanto, C³⁺ O^2- .Recuerda que siempre se reporta para un átomo. El proceso es lo mismo, solo que no se igualó a cero sino a la carga del ion, la cual ya se indica en el ejercicio o problema.

Laboratorio de Química

Definiciones

Emisión:

Liberación al ambiente de toda sustancia, en cualquiera de sus estados físicos, proveniente de una fuente

Material peligroso:

Residuo:

Cualquier material generado en un proceso cuya calidad no permite usarlo nuevamente en el proceso que lo generó

Residuo peligroso:

Residuos

Se dividen en residuos peligrosos y no peligrosos:

Los residuos no peligrosos se dividen en: Biodegradables, Reciclables, Inertes y Ordinarios o comunes.

Los residuos peligrosos se dividen en: Químicos (fármacos, metales, reactivos, citotóxicos, etc.), Infecciosos o de Riesgo Biológico (biosanitarios, animales, cortopunzantes, animales, anatomo patológicos) y Radiactivos.

Regulación de residuos

NOM 052 SEMARNAT 2005:

Tipos de tóxicos

*

Tóxico Agudo:

Provoca en corto tiempo o una sola exposición daños o muerte de un organismo, un ejemplo es Arsénico y Cianuro

* Tóxico Crónico:

Causa daño a los organismos a largo plazo o exposición continua, un ejemplo son cigarros, refrescos y cerveza

* Tóxico Ambiental:

Ocasiona un desequilibrio ecológico, un ejemplo es el CO2

Carácterísticas de un residuo peligroso: CRETIB

Corrosivo:

– Materiales con pH menor o igual a 2 (ácidos)

• 
  

  – Materiales con pH mayor o igual a 12.5 (bases)

• 
  

  – Sólido que al mezclarse en agua da un pH como los valores descritos arriba

Reactivo:

                – Líquido o sólido que en contacto con aire se inflama, sin que exista fuente de ignición.

Explosivo:

Tóxicos:

Inflamable:

– Líquido con punto de inflamación menor a 60°C

• 
  

  – Ejemplo: gasolina y sus derivados

Biológico:

                 – Ejemplos: Sangre, Tejidos, Órganos, Materiales en contacto con fluidos, Cultivos.

Balanceo por tanteo y por redox

Tips para el balanceo por tanteo

– Dejar el oxígeno hasta el final.

– Los elementos con número impar dejarlos al último (pero antes del oxígeno).

– Si estas reglas no funcionan, poner un 2 donde haya un número impar.

– Al obtener los coeficientes estequiométricos, verificar que estos estén en su mínima expresión.

Ejemplo:

FeCl₃ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + HCl

2     ,    3     →     1      ,     6

¿Por qué balancear por redox o por tanteo?

– Es un proceso importante para la química debido a que se debe conservar la materia. 

– El objetivo del balanceo es conservar la materia en una reacción química.

Pasos para balancear por redox

1. Como todos los elementos  algebraicamente valen 0, entonces se les pone un exponente a todos los elementos y compuestos de la ecuación.

2. Debemos encontrar el estado de oxidación de todos los elementos de la reacción con las reglas antes vistas

3. Bajamos los elementos con su estado de oxidación, reportando solamente para un átomo, excepto los elementos moleculares como I₂, H2, N₂, O₂

4. Encontramos los elementos que cambiaron su estado de oxidación y así encontramos los Ag. Oxi. Y reductor, y ver cuando es una reducción u oxidación.

5. Luego de ello tenemos que hacer un balance por materia

6. Después de realizarlo se hace un balance por cargas, tomando en cuenta cuantos electrones intervienen en la oxidación o reducción de cada elemento.

7. Cuando ya esté balanceado por cargas igualamos el número de electrones de los 2 elementos

8. Al tener los mismos electrones los cancelamos para que únicamente queden los elementos, para así obtener un coeficiente estequiométrico.

9. Después ponemos la ecuación original y añadimos los coeficientes estequiométricos y así balanceamos la reacción

10. Si la reacción no queda balanceada después de estos pasos se utiliza el método de balanceo por tanteo

Electroquímica: Fuerza Electromotriz (FEM)

Es una rama de la química que trata sobre las reacciones de óxido-reducción, es decir, aquellas reacciones en la que se presenta la trasferencia de electrones de un átomo a otro, de forma espontánea o no espontánea.

Celda Electroquímica

Una celda electroquímica, en lo general, consta de:

• Electrolitos (disoluciones que conducen la electricidad).

• Electrodos, son barras metálicas o grafito llamados ánodo o cátodo.

• Puente salino.

• Material que cierra el circuito.

Es importante destacar que en el ánodo se lleva la oxidación y en el cátodo la reducción. Se puede tener presente mediante la siguiente analogía:

C R O A

En el cátodo se lleva la reducción y en el ánodo la oxidación

Tipos de celdas electroquímicas:

Se pueden clasificar en tres tipos: celdas galvánicas o voltaicas (pilas o una batería en uso), celdas electrolíticas y celdas de combustible.

• Celda galvánica o voltaica (espontánea): a partir de las reacciones parciales en los electrodos, se genera una diferencia de potencial y se obtiene una corriente eléctrica (nos proveen energía).

• Celda electrolítica (no espontánea): al inducir una corriente eléctrica, se producen reacciones Redox. Es decir, necesitan energía para que se dé la reacción (cuando recargo una batería). Una celda electrolítica invierte los signos en el ánodo y cátodo. Es decir, ahora el ánodo será positivo y el cátodo negativo. No obstante, el flujo de electrones seguirá siendo del ánodo al cátodo. 

Reacción redox favorecida

– La reacción redox más favorecida y la más espontánea es entre el oxidante y el reductor más fuerte.

– Toda reacción redox espontánea debe tener una pendiente positiva.

– Toda reacción redox espontánea se asocia con una celda galvánica o voltaica.

Reacción redox NO favorecida

– La reacción redox no favorecida y no espontánea es entre el oxidante y el reductor más débil.

– Toda reacción redox no espontánea debe tener una pendiente negativa.

– Toda reacción redox no espontánea se asocia con una celda electrolítica.

Nomenclatura de pilas

ánodo l ánodo ll cátodol cátodo

¿Cómo calcular la fuerza electromotriz (FEM)?

FEM = E⁰ cátodo – E⁰ ánodo

Estequiometría

Redox Cualitativo

Es de forma “TEÓRICA”, pero en realidad el que se lleven a cabo o no, dependen de factores como la concentración (cantidad disponible de cada especie química).

Por ejemplo, teóricamente puedo decir que puedo gastar con 100 dólares, pero en la realidad para que los compre depende de que tenga dicho dinero.

Factor Unitario

¿Qué es?

– Me permite relacionar unidades.

– En licenciatura es la metodología más aceptada en vez de la regla de 3.

– El factor unitario es indispensable para cualquier carrera.

¿Cómo se hace?

– Se consideran 4 cosas importantes para sacra el valor unitario: ¿Qué me están solicitando?, ¿Qué dato me están dando?, ¿Qué factores de conversión tengo o sé? Y finalmente la cancelación de unidades.

Estequiometría Básica

– Las partículas químicas son muy pequeñas, es decir, del orden de los nanómetros. Más pequeñas que una bacteria.

– Se estudian por medio de modelos científicos que son representaciones de la realidad.

– Dichas partículas tienen masa, pero cómo cuantificarlas si no las podemos ver.

Antecedentes

Sustancia: Es el conjunto de partículas químicas.

Sustancia agua (H₂O): Es un conjunto de partículas químicas, no solo una (muchos H₂O)

¿Cómo conocer la masa de una partícula?

A través de un conjunto de partículas.

Ese conjunto se dice que es 6.022×10²³ partículas químicas (Número de Avogadro)

Se relaciónó como: 

1 mol = 6.022×10²³ partículas químicas

El mol cuantifica cantidad de sustancia (partículas) NO masa

¿Qué es mol?

El mol no se refiere a masa sino a un número de partículas (conjunto de partículas). Mol se define como la magnitud que mide la cantidad de sustancia.

1 mol = 6.022×10²³ partículas = Número de Avogadro

Cálculo de Masa Molar (MM)

La masa molar (MM) de una sustancia dada es una propiedad física definida como su masa por unidad de cantidad de sustancia. Su unidad de medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol), sin embargo, por razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol (g/mol).

Ejemplo:  H₂SO₄                                                                                                      H = 2×1 = 2

S = 1×32 = 32

O= 4×16 = 64

   98 g/mol