Bloque IV. Introducción a la Química Orgánica

4.1 El Petróleo y sus Derivados.
4.1.1 Composición Química del Petróleo.
4.1.2 Refinación del Petróleo. 
4.2 Hidrocarburos. 
4.2.1 Alcanos.
4.2.1.1 Nomenclatura de Alcanos. 
4.2.1.2 Propiedades Física y Químicas de los Alcanos. 
4.2.1.3 Aplicaciones de lo Alcanos en la vida cotidiana. 
4.2.2 Alquenos. 
4.2.2.1 Nomenclatura de Alquenos. 
4.2.2.2 Propiedades Física y Química de los Alquenos. 
4.2.2.3 Aplicaciones de los Alquenos en la vida cotidiana. 
4.2.3 Alquinos. 
4.2.3.1 Nomenclatura de Alquinos. 
4.2.3.2 Propiedades Físicas y Químicas de los Alquinos. 
4.2.3.3 Aplicaciones de los Alquinos en la vida cotidiana. 
4.2.4 Hidrocarburos Aromáticos. 
4.2.4.1 Nomenclatura de Hidrocarburos Aromáticos Monosustituidos. 
4.2.4.2 Aplicaciones de los Compuestos Aromáticos. 
4.3 Grupos Funcionales. 
4.3.1 Alcoholes, Éteres, Aldehídos y Cetonas. 
4.3.2 Ácidos Carboxílicos y Ésteres.
4.3.3 Aminas y Amidas. 
4.3.4 Halogenuros de Alquilo. 
4.4 Identificación de Grupos Funcionales en las Bio y Macromoléculas. 
4.5 Aplicaciones de lo Grupos Funcionales en la Industria Química y Farmacéutica. 

BLOQUE III. El Estado Gaseoso

                    


                                              BLOQUE 3: EL ESTADO GASEOSO 

3.1.- Sustancias que existen como gases
3.1.1.- La teoría cinética de los gases 
3.1.2 Composición de la atmósfera terrestre
3.2.-Presión de un gas
3.2.1 Barométrica
3.2.2 Manometrica  
3.3 Leyes de los gases 
3.3.1 Ley de Boyle
3.3.2 Ley de Charles 
3.3.3 Ley de Gay - Lussac 
3.3.4 Ley combinada de los gases 
3.3.5 La ecuación de los gases ideales
3.3.6 Ley de Dalton de las presiones parciales
3.4 Aplicaciones. Presión Atmosférica y practica deportiva. Efecto invernadero en inversión térmica.



                      TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR DE LOS GASES
1.-  Un gas consiste  de pequeñas partículas ( átomos o moléculas)  que se mueven aleatoria mente con velocidades altas.

2.- Las fuerzas atractivas  entre las partículas de un gas por lo general son muy pequeñas.

3.- El volumen real ocupado por las moléculas de un gas es extremadamente pequeño comparado con el volumen que ocupa el gas.

4.- La energía cinética promedio de las moléculas de un gas es proporcional a la temperatura kelvin.

5.- Las partículas  de un gas están en constante movimiento y se mueven rápidamente en trayectorias rectas.

EXISTEN 4 PROPIEDADES EN LOS GASES

Presión (P)
Volumen (V)
Temperatura(T)
Cantidad del Gas(n)

Cuáles son los gases de la atmósfera?

La atmósfera está compuesta por diversos gases, entre los que abundan mayoritariamente el nitrógeno, con un 78 %, y el oxígeno, con cerca de un 21 %, así como otros gases en menores proporciones, como el dióxido de carbono, el vapor de agua, el argón, el kriptón, el helio, el hidrógeno, el ozono y el metano.

PRESIÓN DE UN GAS 

La presión: Se define como una fuerza aplicada por una unidad de área, es decir, sobre lo que se distribuye la fuerza.

Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entre en contacto , ya que las moléculas gaseosas se hayan en constante movimiento .

PRESIÓN BAROMÉTRICA

La presión barométrica es la fuerza que es ejercida en los objetos por el peso de la atmósfera encima de ellos. Mientras que no es común para nosotros pensar en el gas como un peso sobre nada, de echo tiene masa. Debido a esto y el efecto de la gravedad sobre el gas, el aire encima de nosotros y alrededor provoca un peso sobre nosotros. Cuando es medida, esta fuerza es referida como presión barométrica o atmosférica.

PRESIÓN MANOMETRICA

Presión manométrica: esta presión es la que ejerce un medio distinto al de la presión atmosférica. Representa la diferencia entre la presión real o absoluta y la presión atmosférica. La presión manométrica sólo se aplica cuando la presión es superior a la atmosférica. Cuando esta cantidad es negativa se la conoce bajo el nombre de presión negativa. La presión manométrica se mide con un manómetro.

                  LEYES DE LOS GASES 
LEY DE BOYLE

Esta ley establece:
 El volumen ocupa una determinada masa de un gas, es inversamente proporcional a la presión cuando la temperatura permanece constante.

LEY DE CHARLES 

A presión constante, el volumen de una cantidad fija de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta

K= Grados centigrados+273

LEY DE GAY-LUSSAC 

 Establece que la presión de un gas se relaciona directamente con su temperatura kelvin

      LEY COMBINADA DE LOS GASES



Todas las relaciones presión- volumen- temperatura para los gases se pueden combinar en una sola llamada Ley de los gases combinada

             LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES

Se define como un gas ideales aquel donde todas las coliciones entre átomos o moléculas son perfectamente elásticas  y en el que no hay fuerzas de atracción entre las moléculas.

Se caracteriza por 3 varables de estado.


Presión absoluta (P)
Volumen (V)
Temperatura absoluta (T)
Cantidad del Gas(n)
 

SU FORMULA ES: 
  PV=nRT

Autores:

Alumnos de 3° "C".

• Nataly Andrade González.
• José Andrés González Aguilar.
• Leticia Moserrat Rodríguez Jímenez. 

Profesora:

Ing. Q. Hilda Lucia Cisneros López.

Institución:

Escuela de Nivel Medio Superior de Salvatierra, Universidad de Guanajuato. 

BLOQUE II. La Noción del Mol "una expresión de la cantidad de sustancia"

Índice de contenido:

2.1 Unidades Químicas Estequiométricas.

• 2.1.1 Concepto de Mol, Masa Fórmula, Masa Molar y Volumen Molar.
• 2.1.2 Número de Avogadro.
• 2.1.3 Composición Porcentual.
• 2.1.4 Fórmula Mínima o Empírica.
• 2.1.5 Fórmula Molecular.

2.2 Leyes Ponderáles.

• 2.2.1 Ley de la Conservación de la Masa.
• 2.2.2 Ley de las Proporciones Definidas.
• 2.2.3 Ley de las Proporciones Múltiples.
• 2.2.4 Ley de las Proporciones Recíprocas.

2.1.1 Conceptos de Mol, Masa Fórmula, Masa Molar y Volumen Molar.

Mol: 

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos, como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C.

Masa Fórmula: 

La masa fórmula (o masa molar o masa molecular) de un compuesto se define como la masa promedio de una molécula (o unidad fórmula) de un compuesto. La masa fórmula resulta de sumar las masas atómicas de todos los átomos que se encuentran en su fórmula química y tomando en consideración que debe multiplicarse la masa de cada elemento por la cantidad de átomos de ese elemento en la fórmula química y el resultado se da en UMA.

Masa Molar:

Se obtiene utilizando el mismo método que en la masa formula solamente el resultado se plantea en ^g/_mol.

2.1.2 Número de Avogadro

NUMERO DE ÁTOMOS = n*6.02x10²³ átomos

NUMERO DE MOLÉCULAS= n*6.02x10²³ moléculas

Donde n = número de moles. 

2.1.3 Composición Porcentual

Es la proporción  que hay de un elemento en un compuesto.

Se determina el porcentaje del Agua (H₂O), mediante la fórmula:

2.1.4 Fórmula Mínima o Empírica.

Es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación más sencilla de un compuesto. Por ello es que a veces, e le llama fórmula mínima.

Antes de poder conocer cualquier fórmula empírica, debemos conocer la composición porcentual de cada elemento del compuesto, lo podemos encontrar como tal (%) o como los gramos que hay de los elementos en cuestión. En algunos problemas nos podrán manejar los gramos de cada elemento, pero siempre será el porcentaje. No es necesario que los porcentajes o los gramos del elemento sumen 100%.  

Existen varios tipos de compuestos en los que, para sacar su fórmula mínima, se hace de distinta manera simplificada, pero se puede hacer por una general un tanto más compleja.

• ·         Compuestos Covalentes.

Se obtiene simplificando los subíndices de la fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así, la fórmula empírica de la glucosa (C₆H₁₂O₆) es CH₂O, lo cual indica que, por cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O. Los subíndices siempre son números enteros y sí son iguales a 1, no se escriben.

• ·         Compuestos Iónicos.

La fórmula mínima o empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica. En el Hidruro de Magnesio, hay 2 iones de Hidruro por cada ion de Magnesio, luego su fórmula empírica es MgH₂.

• ·         Compuestos No – Estequiométricos.

Los subíndices pueden ser números decimales. Así, el Óxido de Hierro (II), tiene una fórmula empírica que varía entre Fe_0.84O y Fe_0.95O, lo que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.

Pasemos ahora la teoría a la aplicación de problemas donde requerimos conocer la fórmula mínima.

1. El ácido ascórbico (Vitamina C), que se encuentra en frutas cítricas y vegetales contiene: Carbono (40.9%), Hidrógeno (4.58%) y Oxígeno (54.5%). ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido ascórbico?

1.1 Identificar los porcentajes o gramos (en este caso %), que nos están proporcionando.

1.2  Dividiremos el porcentaje de cada elemento entre el peso atómico del elemento en cuestión. En el resultado utilizaremos 4 decimales, porque puede que al utilizar dos el resultado de uno y otro no varié y necesitamos el de menor valor para el siguiente paso.

•        Carbono -    40.9%/12.0107 = 3.4052
•        Hidrógeno – 4.58%/1.008 = 4.5436
•        Oxígeno – 54.5%/15.9994 = 3.4083

1.3   De los resultados obtenidos, dividiremos todos los resultados de cada elemento entre el resultado de menor valor. Nota: A partir de que el primer decimal es 0 o 9 lo pasamos respectivamente al número menor inmediato o al mayor.

• Carbono – 3.4052/3.4052 = 1(3) = 3
• Hidrógeno – 4.5436/3.4052 = 1.3343(3) = 4.0029 = 4
• Oxígeno – 3.4083/4.4052 = 1.0009 = 1(3) = 3

1.4 En realidad, el paso número 4 sólo es en casos donde no todos los resultados del paso anterior salieron con números enteros. En este caso deberemos multiplicar todos los resultados por el menor número cuyo resultado sea uno entero, en este caso, por el número 3.

Ahora sí, la fórmula empírica del Ácido Ascórbico es C₃H₄O₃. El resultado de los números enteros corresponde a los subíndices del compuesto.

En el siguiente vídeo verás lo que te hemos explicado de una manera visual y resolverás algunas dudas que te hayan surgido si no nos has entendido. 

2.1.5 Fórmula Molecular.

Es la fórmula química que indica el número y el tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o compuesto, están formados por moléculas, en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica.

• La fórmula Empírica nos muestra únicamente la proporción de átomos en un compuesto.
• La fórmula Molecular, por su parte, nos muestra los átomos que hay en una molécula.

La muestra de lo antes mencionado con este problema:

1. La sulfadiacina, un medicamento de sulfa que se utiliza en el tratamiento de las infecciones de bacterias, dio el siguiente resultado después de un análisis: Carbono (48%), Hidrógeno (4%), Nitrógeno (22.4%), Azufre (12.8%) y Oxígeno (12.8%). Conocemos también que su Masa Molecular es de 250^g/_mol. ¿Cuál es la fórmula molecular de la sulfadiacina. 

1.1   Repetiremos los mismos pasos de la Fórmula Empírica hasta llegar a ella y nos dará de resultado C₁₀H₁₀N₄S₁O₂.

1.2   Ya que hemos obtenido su fórmula empírica, tendremos que sacar su masa molecular de la fórmula empírica, la que hemos mencionado en el problema es la masa molecular, pero de la fórmula molecular. El resultado será 250^g/_mol.

1.3   Ahora buscaremos el factor de la siguiente manera: dividiremos la masa molecular de la fórmula molecular entre la masa molecular de la fórmula empírica en este caso (250^g/_mol) / (250^g/_mol) = 1.

1.4   Multiplicaremos el factor obtenido por los subíndices de la fórmula empírica y nos dará la fórmula molecular, C₁₀H₁₀N₄S₁O_2.

2.2 Leyes Ponderáles. 

Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.

Las leyes ponderáles son 4:

1. Ley de La Conservación de la Masa. (Lavoisier).
2. Ley de Las Proporcione Definidas. (Proust).
3. Ley de Las Proporciones Multiples. (Daltón).
4. Ley de Las Proporciones Recíprocas o Ley de Las Proporciones Equivalentes. (Richter - Wensel).

2.2.1 Ley de Conservación de la Masa.

 (La enunció Lavoisier en 1789)

La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción.

2.2.2  Ley de las Proporciones Definidas
(Ley de Proust)

Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida. 

Ejemplo: el azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada  7 gramos de  hierro  

2.2.3 Ley de las proporciones múltiples

(Dalton)

Dos elementos se pueden combinar entre sí en más de una proporción para dar diferentes compuestos. Una cantidad fija determinada de un reactivo se combina con otras cantidades variables de otros elementos, de manera que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.  

2.2.4  Ley de las proporciones reciprocas.

(Ritcher)

Cuando dos elementos A y B, son capaces de combinarse entre sí para formar varios compuestos distintos, las distintas masas de B que se unen a una cierta masa de A, están en relación de números enteros y sencillos.

Para finalizar te mostramos éste vídeo donde te explicarán de manera oral y visual las leyes ponderáles para un mejor entendimiento. 

¡Gracias por entrar, esperando que te haya ayudado en tus tareas de química!

Autores:

Alumnos de 3° "C".

• Nataly Andrade González.
• José Andrés González Aguilar.
• Leticia Moserrat Rodríguez Jímenez. 

Profesora:

Ing. Q. Hilda Lucia Cisneros López.

Institución:

Escuela de Nivel Medio Superior de Salvatierra, Universidad de Guanajuato. 

BLOQUE I. Reacciones Químicas

Bueno empezamos. Nuestro blog tratará en esta edición sobre todo lo que ocurre en las reacciones químicas, cuántos tipos de ellas hay y cuáles son, qué símbolos se utilizan, étc, esperando que esto te sirva a ti estudiante como apoyo para tus trabajos de clase ya que sólo te mostrarémos contenido verídico, investigado de fuentes confiables.

Símbolos y Tipos de Reacciones Químicas. 

Antes que nada, ¿Qué es una reacción química?

Es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sutancias con propiedades diferentes, llamadas productos. Ej: 

Gas Hidrógeno reacciona con Gas Oxígeno para formar Agua líquida. 

Ahora bien, ya sabemos lo que es una reacción química pero, ¿Qué es una Ecuación Química?
Es la representación escrita, abreviada y simbólica de una reacción química. Además, nos proporciona un medio de mostrar un cambio químico en los reactivos y los productos, su composición atómica y la relación molecular donde intervienen. Las ecuaciones pueden ser expresadas por medio de símbolos y fórmulas de las sustancias.

Tomado de: http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/index6.htm el día: 13-Sep-2015.

Ahora que hemos definido lo que es una Reacción Química pasamos a lo siguiente, Simbología en una Reacción Química. 

En cuanto a símbolos tenemos 10, 4 de ellos son para indicar el estado de agregación en el que se encuentran los elementos o sustancias y siempre van después del elemento o sustancia en subíndice y en minúsculas (X_(s)):

1.- (s) Nos indica que el elemento o sustancia está en estado sólido (Al_(s))

2.- (l) Nos indica que el elemento o sustancia está en estado líquido (H₂O_(l))

3.- (g) Nos indica que el elemento o sustancia está en estado gaseoso (O_2(g))

4:- (ac o aq) Esto no es un estado de agregación como tal pero nos indica que esta en solución acuosa (HCl_(ac))

De los 6 restantes tenemos que nos indicarán cómo es la reacción (reversible o no), si sucede un desprendimiento o un precipitado (este último es esencial cuando tenemos una reacción donde hay  plata), y el añadido de la sustancia o elemento:

5.- (∆) Cuando aparece indica que en la reacción hay necesidad de calor para llevarla a cabo (siempre va encima de la flecha para producir o para producir reversible).

6.- (→ Para producir) Es el más común, puesto que la mayoría de las reacciones son en un solo sentido y no son reversibles.

7.- (⇄ Para producir reversible) Nos indica que la reacción es en ambos sentidos ya que es reversible.

8.- (↑) Aparece cuando en la reacción hay un desprendimiento de gases.

9.- (↓) Al igual que la flecha de desprendimiento, esta aparece cuando hay un precipitado en forma sólida y por lo general ocurre cuando las reacciones se llevan a cabo en soluciones o agua.

10.- (+) Este siempre es esencial, siempre debe de ir en una reacción ya que es el que indica que sustancias o elementos se unen para llevar a cabo la reacción.

Para nombrar una reacción química nos ayudamos de la nomenclatura que es la siguiente:

Primero en el lado izquierdo tendremos los reactivos y si son dos o más elementos o sustancias los uniremos con el símbolo + (reacciona con), después tendremos la flecha → (para formar o producir) que nos indicará lo que se ha formado, y ahora sí del lado derecho tendremos los productos, de igual manera si son dos o más pondremos el símbolo + (y). Ej:

Zn_(s) + HCl_(ac)  → ZnCl_2(ac) + H_{2(g)
Zinc sólido reacciona con Ácido Clorhídrico acuoso para formar Cloruro de Zinc acuoso y Gas Hidrógeno.} 

_{Tomado de: Química Octava Edición, Pearson, Biblioteca de la Institución.}

Tipos de Reacciones Químicas. 

Las reacciones elementalmente estudiadas en Química son 5:

1.-Reacción de Sintésis o combinación directa.
Es donde se unen químicamente dos o más elementos para formar un solo compuesto. Ej:

Mg_(s) + O_2(g) → MgO_(s)

_{2.- Reacción de Descomposición o Análisis.}

Es donde se descomponen los compuestos en sus elementos o en mismos compuestos pero más sencillos.

MgO_(s) → Mg_(s) + O_2(g)

3.- Reacción de Sustitución Simple o Desplazamiento. 

Es donde un elemento toma el lugar de otro en un compuesto pero menos activo en otro compuesto. 

Zn_(s) + HCl_(ac)  → ZnCl_2(ac) + H_2(g)

4.- Reacción de Sustitución doble o doble desplazamiento.

Es donde dos elementos o radicales de diferentes compestos se intercambian pero siempre en los reactivos. 

NaCl_(ac) + AgNO_3(s) → AgCl_(ac) + NaNO_3(ac)↓

5.- Reacción de Combustión. 

Es donde un Hidrocarburo (Carbono e Hidrógeno), se combina con el Oxígeno y nos da como resultado Dióxido de Carbono y Agua. Cuando no tenemos moléculas de Hidrógeno solo nos dará como resultado Dióxido de Carbono. 

C₆H_6(g) + O_2(g) → CO_2(g) + H₂O_(l)

Si la información que te hemos proporcionado no te es lo suficientemente clara para entender por completo los tipos de reacciones, te dejamos este vídeo esperando que resuelva todas tus dudas acerca del tema. 

Balanceo de ecuaciones químicas

Una reacción química consiste en el choque entre partículas que hacen posible tanto la ruptura de enlaces, como la formación de nuevas uniones. Las partículas que chocan con una dirección favorable han de superar una energía mínima necesaria para que puedan romperse unos enlaces y formarse otros.

Tomado de: http://portalacademico.cch.unam.mx/alumno/aprende/quimica1/balanceoecuaciones/page/0/1 el día: 15 de septiembre de 2015

A su expresión escrita se le da el nombre de ecuación química, en la cual se expresa los reactivos a la izquierda y los productos de la reacción a la derecha, ambos separados.

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

   Ley de la conservación de la materia o  ley de Lavoisier-Lomonosov: En una reacción química ordinaria donde la masa permanece invariable, es decir, la masa presente en los reactivos  es igual a la masa presente en los productos ”la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma” (Propuesta por Lavoisier).

       Tomado de: http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/ley-de-la-conservacion-de-la-materia#ixzz3m0hFUhsP El día 15 de septiembre de 2015

•  Método de tanteo: 

Este método es de gran utilidad para balancear ecuaciones sencillas en donde la reacción no es demasiado extensa.

1. Contabilizar los átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

2. Equilibrar los átomos, esto es asignando el coeficiente adecuado.

3. Se comienza por los metales.

4. Luego los hidrógenos.

5. Por ultimo con el oxígeno.

6. Al terminar de asignar los coeficientes se verifica la igualdad

 Tomado de: https://oxidoredox.wordpress.com/2012/10/19/metodo-de-balanceo-por-tanteo-y-numero-de-oxidacion/ el día: 15 de septiembre del 2015

•  Método algebráico:

El método algebraico plantea ecuaciones para hallar los coeficientes.

a MnO₂  + b HCl →  c MnCl₂ + d Cl₂ + e H₂O

a, b, c, d y e son los coeficientes a hallar.

a) Se plantean ecuaciones igualando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos.

Mn:  a = c

O:  2 a = e

H: b = 2 e

Cl: b = 2 c + 2 d

b) Para resolverlos se asigna el valor 1 a uno de los coeficientes, por ejemplo a.

Se tiene: 1 = a = c

2. 1 = 2 = e       e =2

2. 2 = 4 = b       b=4

c) Por último se despeja d y se tiene:

b – 2c / 2 = d          reemplazando: 4 – 2.1 / 2 = d = 4 – 2 / 2 = 1

d=1

d) Puede entonces plantearse la reacción:

1 MnO₂  + 4 HCl →  1MnCl₂ + 1 Cl₂ + 2 H₂O

Como es bien sabído, el coheficiente 1 no se escribe cuando hablamos de términos algebráicos.

Si se verifica con el balance de los átomos se tiene:

Mn 1 átomo en reactivos y productos

O   2 átomos en reactivos y productos

H   4 átomos en reactivos y productos

Cl  4 átomos en reactivos y productos

Tomado de: http://quimicaparatodos.blogcindario.com/2009/10/00119-balance-de-ecuaciones-metodo-algebraico.html el día: 15 de septiembre del 2015

• Método redox:

1.   Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor.

 2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. 

3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.

4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.

5. Anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:

6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:

7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:

8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:

• Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.
• Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.

Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.

Tomado de: http://www.guatequimica.com/tutoriales/redox/Balanceo_por_el_Metodo_del_Numero_de_Oxidacion.htm el dia: 15 de septiembre del 2015

Velocidad de reacción

Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo.

Tomado de: Guía Química II, Universidad de Guanajuato.

Factores que afectan la velocidad de una reacción química:

1. Temperatura: Según la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual, aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos, aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en desarrollo.

  Sin embargo, el incremento de la velocidad de la reacción no depende tanto del incremento del número de colisiones, cómo del número de moléculas que han alcanzado la energía de activación.

 La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura.

2. Superficie de contacto: Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz.

 3. Agitación: La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivos aumentando la superficie de contacto entre ellos.

4. Concentración

La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes.

5. Catalizadores: Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores.

Tomado de: http://montenegroripoll.com/Quimica2/Tema5/Factores.htm el día: 16 de septiembre de 2015

LA FOTOSÍNTESIS

¿Qué es la fotosíntesis y que reacciones químicas surgen en ella?

Las  plantas son capaces de producir su propio alimento a través de este proceso: fotosíntesis. Para realizar la fotosíntesis las plantas disponen de un pigmento de color verde llamado clorofila que es encargado de absorber la luz adecuada para realizar este proceso. Además de las plantas, la fotosíntesis también la realizan las algas verdes y ciertos tipos de bacterias.

La fotosíntesis es un proceso que transforma la energía de la luz del sol en energía química. Consiste, básicamente, en la elaboración de azúcares a partir del C0₂ (dióxido de carbono) minerales y agua con la ayuda de la luz solar.
La reacción química de la fotosíntesis es la siguiente:
6H₂O + 6CO₂ →  C₆H₁₂O₆ + 6O₂

LLUVIA ACIDA Y SUS EFECTOS EN EL SUELO

Lluvia ácida” es un término muy amplio que se refiere a una mezcla de sedimentación húmeda y seca (materiales depositados) de la atmósfera que contienen cantidades más altas de las normales de ácidos nítrico y sulfúrico. Los precursores químicos de la formación de la lluvia ácida provienen de fuentes naturales, como los volcanes y la vegetación en descomposición, y de fuentes artificiales, principalmente las emisiones de dióxido de azufre (SO₂) y óxido de nitrógeno (NO_x) que provienen de la combustión de combustible.

 

PRODUCCIÓN DE ACIDO SULFURICO

El ácido sulfúrico se encuentra disponible comercialmente en un gran número de concentraciones y grados de pureza. Existen dos procesos principales para la producción de ácido sulfúrico, el método de cámaras de plomo y el proceso de contacto. El proceso de cámaras de plomo es el más antiguo de los dos procesos y es utilizado actualmente para producir gran parte del ácido consumido en la fabricación de fertilizantes. Este método produce un ácido relativamente diluido (62%-78% H₂SO₄)

CREACIÓN DEL AMONIACO

Gas formado por la combinación de un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno. Es incoloro, más ligero que el aire, tiene un olor desagradable que irrita los ojos y las vías respiratorias. Tiene un sabor cáustico.

Es el derivado más importante del nitrógeno y es el camino para hacerlo activo. A través de él, se obtienen los restantes compuestos. Licúa a -33º dando un líquido fuertemente asociado con moléculas polares y enlaces por puentes de hidrógeno. Tiene elevada constante dieléctrica y por lo tanto es un solvente ionizante. El NH₃ arde al aire con formación de N₂ Y H₂O a una temperatura de 900º.

Método de laboratorio: el amoniaco se obtiene generalmente en el laboratorio calentando una sal amónica con cal apagada o con hidróxido sódico. La ecuación iónica correspondiente a la reacción es:

NH₄+OH→ NH₃ + H₂O

Para obtener una corriente de amoniaco se hace gotear una disolución concentrada de amoniaco sobre hidróxido sódico sólido. El amoniaco puede recogerse por desplazamiento del aire de un frasco invertido.

Amoniaco sintético: el amoniaco se prepara por la unión directa de los elementos según el proceso Haber:

N₂ + 3H₃I₂NH₃ + 22'08 kcal

Esta reacción es reversible. De la ecuación termoquímica se deduce que el rendimiento en amoniaco disminuye al aumentar la temperatura (ley de Van' t Hoff), pero a bajas temperaturas la reacción es demasiado lenta para poder utiliza.

Autores:
Alumnos de 3° "C".

• Nataly Andrade González.
• José Andrés González Aguilar.
• Leticia Moserrat Rodríguez Jímenez.

Profesora:
Ing. Q. Hilda Lucia Cisneros López.
Institución:
Escuela de Nivel Medio Superior de Salvatierra, Universidad de Guanajuato.