Reacciones químicas y química en la vida cotidiana: estequiometría, ácido-base, redox, orgánica y sostenibilidad
Este bloque pide cuantificar reacciones y reconocer su química en contextos reales: medicamentos, alimentos, limpieza, pilas, combustibles y residuos. El examen combina cálculos estequiométricos con la identificación de procesos ácido-base, redox y orgánicos.
Estequiometría y disoluciones
- Mol = masa/masa molar; en disolución, molaridad = moles de soluto/litros de disolución.
- Ajustar siempre la ecuación antes de calcular; después usar las proporciones molares.
- Reactivo limitante: el que se agota primero; se compara el cociente moles/coeficiente.
- Rendimiento = (masa obtenida/teórica) × 100.
Ácido-base y redox
- Brønsted-Lowry: ácido cede protones, base los acepta. pH = −log[H⁺]; pOH = 14 − pH a 25 °C.
- Ácido fuerte se disocia totalmente (HCl); el débil, parcialmente (acético), y su pH no es −log c.
- Neutralización: ácido + base → sal + agua. Indicadores y tampones (bicarbonato, fosfato).
- Redox: se oxida quien pierde electrones (aumenta su número de oxidación). Ajuste ión-electrón en medio ácido o básico; pilas y electrólisis; corrosión del hierro.
Ejemplo resuelto
Para N₂ + 3H₂ → 2NH₃ se mezclan 28 g de N₂ (1 mol) y 9 g de H₂ (4,5 mol). Se necesitarían 3 mol de H₂ por cada mol de N₂, así que el H₂ está en exceso y el N₂ es el limitante: se forman 2 mol de NH₃ = 34 g. Si el rendimiento es del 85 %, la masa real es 34 × 0,85 = 28,9 g. El error habitual es partir de la masa sin ajustar o elegir el limitante por la masa mayor.
Errores típicos
- No ajustar la ecuación o confundir masa molar con masa molecular en unidades.
- Olvidar el rendimiento y dar el resultado teórico como real.
- Aplicar −log c a un ácido débil sin considerar la constante de acidez.
- Confundir oxidación con reducción y no revisar los números de oxidación.