Química

Este es un tema que os suele gustar bastante. Así que, a por él que encima es cortito. Vamos a ver con un par de ejemplos cómo se ajustan este tipo de reacciones en medio ácido y en medio básico. Aquí te dejo una web para que puedas corregirte las reacciones (es como una calculadora de redox)

Venga, que ya estás en el último tema. La química del carbono, otro que os suele gustar bastante. Recuerda dar un repaso también a todo lo visto en clase.  

En este módulo vamos a dar un repaso a la parte de equilibrio químico. Presta atención a este tema, puesto que suele caer frecuentemente en exámenes.  

Vamos ahora con el tema de solubilidad, una vez has pasado el tema de equilibrio, esto es pan comido!

Otro tema más. Es el turno de ácidos y bases, algo que parece muy abstracto pero que lo tenemos más a la vista de lo que creemos.

MÓDULO I.- SISTEMA PERIÓDICO Y ENLACES Hola, en este módulo te dejo algunos conceptos importantes de este tema. Son algunos de los conceptos que suelen caer en exámenes y que os cuesta un pelín más justificar. Aquí tenéis un vídeo con ejemplos, para que el tema de la hibridación se os haga mucho más sencillo de comprender    

Vamos a darle un repaso al tema de la cinética. Recuerda repasar y estudiar tus propios apuntes también.

En este módulo vamos a dar un repaso a la parte de equilibrio químico. Presta atención a este tema, puesto que suele caer frecuentemente en exámenes. MÓDULO IV.- EQUILIBRIO QUÍMICO En estequiometría se considera que los reactivos se transformar en productos durante el trascurso de una reacción que se considera directa e irreversible. Sin embargo, en muchas ocasiones este proceso directo no llega a completarse y llega un momento en el que las cantidades de reactivo dejan de disminuir y las de producto de aumentar. Incluso puede llegar a ocurrir que se produzca el proceso inverso dando lugar a una reacción reversible, donde parte de los productos se transforman en reactivos. Tenemos, por tanto, una mezcla dinámica de reactivos y productos que alcanzará el equilibrio químico ()  cuando el sistema llegue al estado en que las velocidades de reacción tanto directa como inversa sean idénticas. Situación en la que no percibiremos cambios observables a escala macroscópica y las concentraciones de las sustancias permanecerán constantes. El equilibrio químico solo puede tener lugar en recipientes cerrados. Ley de atracción de masas: En toda reacción química reversible, en equilibrio y a una determinada temperatura, el producto de las concentraciones molares de los productos dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos, cada uno de ellos, elevado a su coeficiente estequiométrico tiene siempre un valor constante, que llamaremos constante de equilibrio, Kc. Vendrá descrita por la expresión: En esta expresión, recordad, que solo vamos a trabajar con gases, ya que la concentración de sólidos y líquidos se considera constante. Datos importantes sobre Kc: Solo depende de la temperatura, por lo que tendrán un valor específico a cada temperatura. No depende de las concentraciones iniciales de reactivos ni productos. Las concentraciones tienen que ir expresadas en mol/L. Kc vamos a considerarla sin unidades. Si cambia la estequiometría de la reacción, cambia Kc (OJO con las reacciones, que estén siempre ajustadas). Si Kc 1, la reacción se encuentra desplazada hacia los productos, ya que será mayor el valor del numerador y si Kc 1 la reacción estará desplazada hacia los reactivos. La Kc del proceso inverso es la inversa de a del proceso directo.   COCIENTE DE REACCIÓN (Qc): Es la misma expresión que Kc pero no está referido a concentraciones de equilibrio. De manera que: Si Kc = Qc, el sistema está en equilibrio. Si Kc Qc, el sistema debe desplazarse hacia el lado de los productos para alcanzar el equilibrio. Si Kc Qc, el sistema debe desplazarse hacia el lado de los reactivos para alcanzar el equilibrio.   GRADO DE DISOCIACIÓN: Es la fracción de mol que se ha disociado (lo que ha reaccionado) cuando se alcanza el equilibrio. Se expresa en tanto por uno (aunque también puede hacerse en tanto por por ciento), de tal manera que = 1 implica que se ha disociado por completo.   RELACIÓN ENTRE KC Y KP: Donde hace referencia a la variación de moles gaseosos únicamente.   PRINCIPIO DE LE CHATELIER Y FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO: Según Le Chatelier: “cuando un sistema que está en equilibrio, es perturbado desde el exterior modificando sus condiciones, se desplazará en el sentido en el que tienda a contrarrestar dicha perturbación” Los factores que modifican el equilibrio son: Cambios en las concentraciones: Al añadir más cantidad de una sustancia a un sistema en equilibrio, éste se desplazará hacia el lado donde no esté presente dicha sustancia con el objetivo de contrarrestar su adición. Sin embargo, al retirar cantidad de una sustancia, el equilibrio se desplaza hacia donde no esté para compensar su retirada. Ojo con los sólidos y líquidos puros que su adición no altera el equilibrio. Generalmente, podemos decir que, si aumentamos la concentración de una sustancia, el equilibrio se desplaza en el sentido en que se consume dicha sustancia; y si disminuimos la concentración de una sustancia, en el sentido en que ésta se produce. Cambios en la presión y el volumen: Al aumentar la presión o disminuir el volumen, el equilibrio tendrá que desplazarse hacia el lado donde sea menor el número de moles gaseosos, ya que, a menor número de moles gaseosos, menor presión. Pero si disminuimos la presión o aumentamos el volumen, el equilibrio se desplazará hacia donde haya mayor número de moles gaseosos para compensarlo (mayor presión). Si el número de moles gaseosos es el mismo, el equilibrio no se ve alterado por cambios en la presión. Generalmente, podemos decir que, si aumentamos la presión o disminuimos el volumen, el equilibrio se desplaza hacia donde hay una disminución del número de moles gaseosos. Y si disminuimos la presión o aumentamos el volumen, el equilibrio se desplaza hacia donde haya un aumento del número de moles gaseosos. Cambios en la temperatura: Un aumento de la temperatura provocará que el equilibrio trate de contrarrestarlo favoreciendo la reacción endotérmica, ya que, al absorber energía, disminuye la temperatura del sistema. Por el contrario, una disminución de la temperatura provocará que el equilibrio trate de compensarlo favoreciendo la reacción exotérmica que, al desprender energía, aumenta la temperatura del sistema. En general, si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido en que la reacción es endotérmica ( ) y si baja la temperatura, lo hace en el sentido en que la reacción es exotérmica ( ). Efecto de un catalizador: El catalizador produce un aumento de La velocidad de la reacción debido a la disminución de la energía de activación. Sin embargo, no altera el valor de las variables termodinámicas y , porque el catalizador no aporta ni consume energía del sistema. De esta manera, podemos afirmar que un catalizador no produce ningún cambio en el estado del equilibrio.   En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.

Vamos ahora con el tema de solubilidad, una vez has pasado el tema de equilibrio, esto es pan comido!   EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN   La solubilidad de un soluto en un disolvente es la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente o disolución a una temperatura determinada. Diremos que una disolución está saturada cuando contiene la máxima cantidad de soluto que puede admitir a una temperatura; diremos que está sobresaturada, cuando contiene más soluto del que puede admitir a esa temperatura e insaturada, cuando contiene menos soluto del que puede admitir a esa temperatura. La solubilidad vamos a intentar expresarla siempre en: moles soluto / litros de disolución. Ks o constante de solubilidad es igual al producto de las concentraciones molares de las especies disueltas (productos, en fase acuosa) elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos. No tenemos en cuenta los sólidos (los productos) EFECTO DE ION COMÚN: La adición de un ion común hace que la reacción se desplace para reajustar el equilibrio. Al aumentar el volumen de disolución por adición de agua, disminuirá la concentración de los iones, por lo que la reacción se desplazará hacia el lado que compense esa disolución (Le Chatelier), hacia la derecha. En ese sentido, se disolverá más cantidad de precipitado.   Debemos tener en cuenta que, si queremos saber si se forma precipitado, nos fijaremos en: Ks Qs se formará precipitado Ks Qs no se formará precipitado Ks = Qs el sistema está en equilibrio En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.

Otro tema más. Es el turno de ácidos y bases, algo que parece muy abstracto pero que lo tenemos más a la vista de lo que creemos. MÓDULO VI.- REACCIONES ÁCIDO-BASE   Debemos saber que, según la teoría de Arrhenius de ácidos y bases: Un ácido es una sustancia que, en disolución acuosa, se disocia en sus iones, liberando iones Una base es una sustancia que, en disolución acuosa, se disocia en sus iones, liberando iones Según la teoría de Brönsted- Lowry ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón a otra sustancia llamada base base es toda sustancia capaz de recibir un protón de otra sustancia llamada ácido Llamaremos sustancias anfóteras a aquellas sustancias que pueden comportarse tanto como ácidos como bases, es decir, pueden ceder y recibir un protón .   REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN: Consiste en la transferencia de un protón de un ácido a una base para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido. Recuerda! Para que exista neutralización debe haber mismo número de moles de ácido que de base.   EQUILIBRIO IONICO/AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA: a 25 C, se cumple que el producto iónico del agua (Kw) es Kw= (valor que cambia con la temperatura) En agua pura, se cumple que  y estamos ante una disolución neutra, de pH = 7. Cuando ,  decimos que la disolución es ácida y su ph será menor que 7. Cuando  , decimos que la disolución es ácida y su ph será mayor que 7. Recuerda: pH + pOH = 14 pH = – log y pOH = – log Los ácidos fuertes son aquellos que disocian por completo, es decir, al 100%. Por lo que la concentración inicial coincidirá con la concentración de equilibrio de  (ocurre lo mismo con las bases  C0 = ) Algunos ácidos fuertes son: H2SO4; HClO4; HNO3; HCl; HBr; HI Algunas bases fuertes son los hidróxidos de los grupos 1 y 2.   El Grado de disociación o ionización También vamos a poder calcular los valores de las constantes de acidez (Ka) y basicidad (Kb) y pKa = – log Ka y pKb = – log Kb   DISOLUCIÓN AMORTIGUADORA: Es aquella capaz de mantener su pH prácticamente constante, aunque se le añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una base, o cuando se diluyen   INDICADOR ÁCIDO-BASE: Es una sustancia de carácter ácido o básico débil que tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en la que se encuentre disuelto. En la pestaña de materiales te dejo unos ejercicios para practicar.