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Química

1 Materia y Energía MATERIA (Energía altamente condesada) Estructura de la materia

Materia discontinua

Visión macroscópica

Visión nanoscópica

Forma física tal como lo perciben nuestros sentidos, color, olor, masa, volumen, etc.

10-9 (mil millones veces más pequeñas) ZZ Átomo = partícula más pequeña ZZ Molécula = unión de dos o más átomos ZZ Ión = partícula que ha adquirido carga eléctrica (+ o -)

PROPIEDADES DE LA MATERIA

Física

Química

Identifican a la sustancia sin producir cambios en su composición No dependen de la cantidad de materia a examinar.

Especificas (Intensivas)

Dependen de la cantidad de materia examinar.

Generales (Extensivas)

Identifican a la sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otras sustancias.

Ejemplos: Combustión, oxidación, poder reductor, acidez, valencia, etc.

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QUÍMICA

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MATERIA Y ENERGÍA

Ejemplos: Propiedades intensivas: Dureza, tenacidad, maleabilidad, ductibilidad, elasticidad, tensión, superficial, viscosidad, punto de ebullición, punto de fusión, conductividad térmica y eléctrica, brillo, densidad calor específico, etc. Propiedad extensiva: Masa, volumen, peso, inercia, extensión, capacidad, calorífica, porosidad, absorbencia, etc. A continuación colocarás entre paréntesis (F) si la propiedad en físico (Q) si es química:

ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ

Densidad del gas metano. Punto de ignición del alcohol Combustión de la gasolina Viscosidad del aceite Tensión superficial del mercurio Dureza del diamante Presión de vapor del agua Energía de ionización del cobre Valencia del cloro Solubilidad de la sal en agua

( ( ( ( ( ( ( ( ( (

) ) ) ) ) ) ) ) ) )

C

ó á

ó

ó

b

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MATERIA Y ENERGÍA Alotropos de carbono

Ojo: el grafexona puede ser considerado el sexto alotropo del carbono

Visión nanoscópica de la materia

Mezcla Homogénea

Mezcla Heterogénea A continuación colocaras entre paréntesis, si es elemento (E) si es compuesto (C) es mezcla homogénea (mHo) y si es mezcla heterogénea (mHe) ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ

Óxido de calcio ( ) Bronce ( ) Leche de magnesia ( ) Tungsteno ( ) Acero ( ) Ácido clorhídrico ( ) Pólvora ( ) Diamante ( ) Molibdeno ( ) Calcita ( ) Latón ( ) Jugo surtido ( )

ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ

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Oro ( ) Naftalina ( ) Vinagre ( ) Cloruro de sodio ( ) Ensalada de frutas ( ) Acido muriático ( ) Agua potable ( ) Pirita ( ) Sulfato de sodio ( ) Ozono ( ) Agua oxigenada ( ) Petróleo crudo ( ) QUÍMICA

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MATERIA Y ENERGÍA

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Molecular SÓLIDO

LÍQUIDO

GASEOSO

FA = FR Desplazamiento por presión Definido Definido Baja

FR > FA Desplazamiento caótico en todas las dirección Variable Variable Bajísima

Fuerzas moleculares F.A. atracción F.R. repulsión Movimiento de las partículas

FA > FR Vibratorio

Volumen Forma Densidad

Definido Definido Alta

Plasmático Estado iónico (cargas eléctricas), se encuentra a altas temperaturas y en el universo. Ejemplo: Sol, estrellas, etc. Cambio de estado de agregación de la materia

A continuación completar el siguiente cuadro sobre cambios de estados de la materia: CAMBIO DE ____ A _____ Formación del hielo seco CO2(s)

(

)

Poner a hervir agua Formación de las lluvias Preparar adoquines (helados) En los encendedores se tiene gas butano (C4H10*) licuado Derretir hielo, fundir metales Olor emanado por la naftalina

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NOMBRE DEL CAMBIO DE ESTADO

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MATERIA Y ENERGÍA

TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA (FENÓMENOS) FÍSICAS

QUÍMICAS

NUCLEARES

No se forman nuevas Se forman nuevas sustancias sustancias

Se forman nuevas sustancias

No ocurre cambios

Existen cambios por la ruptura de los Por fisión y fusión nuclear. Hay enlaces entre átomos y formación de desintegración y formación de nuevos nuevos enlaces elementos.

Energía baja

Energía alta

Energía extremadamente alta

OJO Los líquidos que cambian de estado rápidamente como la vaporización y en forma espontanea como la acetona, gasolina, bencina, etc, se les denomina volatilización. A continuación coloca entre paréntesis (F) si es una transformación física (Q) si es química (N) si es nuclear. ZZ Combustión de la gasolina ZZ Catabolismo de las enzimas ZZ Disolver sal en agua ZZ Pulsera de oro de 18 kilates ZZ Fermentación de la jora

( ( ( ( (

) ) ) ) )

ZZ Liberación de energía del sol ZZ ZZ ZZ ZZ

( ) Fotosíntesis ( ) Fisión del uranio ( ) Fusión del hidrógeno ( ) Fusión de la parafina de una vela ( )

RELACIÓN: MATERIA – ENERGÍA Ecuación de Albert Einstein Ley de Conservación materia – energía “La materia y la energía se pueden interconvertir mutuamente pero la suma total de ambas permanece constante en el universo” E = m . c2 Donde: 2 Joule = kg f9 # 1016 m2 p s 2 cm Ergios = g f9 # 1020 2 p s

E = energía liberada o absorbida M = masa de los productos de la reacción C = velocidad de la luz = 3 × 108 m/s; 3 × 1010 cm/s

Sabías que: Premio Nobel: 2012 Robert Lefkowitz y Brian Kobilka Por su estudios sobre los receptores acoplados a la proteína G. 7

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MATERIA Y ENERGÍA

Trabajando en clase

Integral

UNMSM

1. La proposición correcta respecto a la materia es: a) Esta formado por átomos y moléculas, pero no por iones. b) Las mezclas homogéneas están constituidos de dos o más fases c) Las sustancias no tienen composición definida d) las mezclas heterogéneas están constituidas de una sola fase. e) Las moléculas son partículas formados por la unión química de dos o más átomos Resolución: Toda molécula al ser un tipo de sustancia pura está formada por dos o más átomos.

5. El proceso que representa una transformación física es: a) La transformación del hierro en óxido férrico b) La conversión del hidrogeno en helio c) La sublimación del yodo d) La combustión de la glucosa en nuestro organismo. e) La neutralización de la acidez del estomago con leche magnesia Resolución: En un proceso físico no se altera la composición de la sustancia. Solo se modifica la forma externa. Es un proceso generalmente reversible; por lo tanto corresponde a la sublimación (que es un cambio de solido a gas). La clave es C

2. La proposición correcta respecto a la materia es: a) Continua, debido a que presenta espacios vacios. b) Una solución es una clase de materia homogénea porque el unirse presentan dos o más fases diferentes. c) Las sustancias puras más simples son los elementos químicos. d) Las mezclas pueden ser elementos o compuestos. e) Toda la materia tiene masa pero no volumen

6. El proceso que representa una transformación química es: a) El cambio del agua de líquido a vapor b) La desintegración radiactiva del uranio c) La dilatación de una barra de cobre por aumento de temperatura d) La respiración aeróbica que convierte el oxigeno (O2) en dióxido de carbono (CO2) e) La fusión de la parafina de una vela

4 Las siguientes son representaciones de la materia a escala atómica. La asociación correcta es:

7. Es una característica de las transformaciones físicas: a) se forman nuevas sustancias b) se presentan cambios en la estructura interna de la materia. c) el cambio implica formación de nuevos elementos. d) la energía involucrada es alta e) solo cambia la apariencia externa de la materia.

a) Compuesto - Mezcla homogénea – mezcla heterogénea b) Compuesto – mezcla homogénea – alótropos c) Elemento – mezcla homogénea – mezcla heterogénea d) Elemento – compuesto - mezcla heterogénea e) Mezcla homogénea - compuesto- alótropos

8. Es una propiedad extensiva de la materia a) Tensión superficial b) Punto de fusión c) Densidad d) Volumen e) Maleabilidad Resolución: En una propiedad extensiva si nos interesa que dependa de la cantidad de materia para ser examinada el volumen depende de la masa. La clave es d

3. La relación correcta es a) Amalgama: Mezcla heterogénea b) Bronce : Elemento c) Cobre : Elemento d) Aire: sustancia e) grafito: compuesto

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MATERIA Y ENERGÍA 9. Es una propiedad intensiva de la materia: a) Peso b) Volumen c) Absorbancia d) Capacidad e) Punto de ebullición 10. Elija la alternativa correcta respecto a las características del estado gaseoso: a) Presenta forma y volumen definidos. b) Alta energía cinética de las partículas c) Las fuerzas de repulsión molecular son proporcionadas a las fuerzas de atracción d) Poseen alta densidad e) Poseen un desplazamiento vibratorio por diferenciar de presiones. 11. Señala la alternativa correcta: a) Licuación : Solido a gaseoso b) Gasificación: Liquido a vapor c) Solidificación; Solido a gaseoso d) Vaporización: Liquido a gas e) Condensación : Vapor a liquido UNI 12. Cuando un kilogramo de uranio sufre una fisión nuclear como en la detonación de una bomba atómica, se liberan 9 × 1020 ergios de energía al medio ambiente. Calcular la masa que no ha reaccionado en la explosión nuclear. a) 999 g b) 3 g c) 1 g d) 5 g e) 2 g

9

Resolución: Considerando la ley de la relación: Materia- Energía de Einstein tenemos los siguientes datos: Minicial = 1jg = 1000g E = 9 × 1020 ergios C2 = 9 × 1020 cm/s2 mRx=? 9 # 1020 ergios E Mrx = 2 = = 1g C 9 # 1020 cm2 /s2 ∴ Mno reacciona = Mi - Mrx

= 1000 - 1 = 999 g

13. ¿Cuándo 100 gramos de plutonio sufre una fisión nuclear, se liberan 18 × 1020 ergios de energía al medio ambiente. Calcular la masa que no ha reaccionado en la explosión nuclear. a) 90 g b) 98 g c) 2 g d) 46 g e) 4 g 14. Si durante una explosión termonuclear se consumió 7,2 gramos de plutonio ¿Qué energía en Joule se libero? Dato: 1 Joule = = 107 ergios a) 64,8 × 1013 J b) 64,8 × 1016 J d) 64,8 × 1017 J c) 64,8 × 1014 J 15 e) 64,8 × 10 J 15. La energía (en Joule) que se libera por la desintegración total de 500 gramos de plutonio es: a) 45 × 107 J b) 4,5 × 1019 J c) 4,5 × 1016 J d) 1,5 × 1016 J e) 1,5 × 1019 J

QUÍMICA

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2 Teoría atómica EL ÁTOMO: MARCO TEÓRICO Antecedentes históricos:

ZZ Empedocles (500 – 430 a.C.)

Todo lo que se encuentra a nuestro alrededor está compuesto de diversos materiales. Desde los tiempos más antiguos el hombre ha sentido curiosidad por comprender de que esta hecho todo lo que le rodea.

Propone la tierra, y afirmó que la materia estaría formada por 4 elementos: agua, aire, tierra y fuego.

Concepción filosófica (600 a. C.) ZZ Tales de Mileto (624- 565 a.C.)

Propone el agua. ZZ Aristóteles (384 – 322 a.C.)

Se opuso a la teoría atomista de Leucipo y Demócrito proponiendo la siguiente presentación:

ZZ Anaxímenes (515 – 524 a.C. )

Propone el aire.

ZZ Heraclito de efeso

Propone el fuego

ZZ Leucipo (450 a.C.) y Demócrito (380 a.C.)

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Propusieron que la materia estaba compuesta por partículas discretas e indivibles llamadas átomos; pero esta teoría nunca fue aceptada por Aristóteles por lo que fue abandonada. Permaneció latente durante 2300 años hasta el siglo XVII que fue aceptado por algunos científicos como Boyle (1661), Newton (1687)

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TEORÍA ATÓMICA

ÁTOMO

⇒

CONCEPCIÓN CIENTÍFICA (SIGLO XIX) A. Teoría atómica: John Dalton (1808)

Considerado el padre de la teoría atómica moderna, su modelo se basa en los siguientes postulados. YY Todos los elementos químicos están constituidos por átomos, las cuales son partículas invisibles, indivisibles e indestructibles. YY Los átomos de un mismo elemento presentan igual tamaño, masa y otra propiedades YY Los átomos de elementos diferentes presentan propiedades diferentes. YY En una reacción química los átomos se reordenan sin destruirse, lo cual ocurre en proporciones numéricas simples.

Modelo atómico de dalton +

+

+

+ Núcleo

+ + Protones + Electrones –

Núcleo

+

Núcleo

+

+

+

B. Teoría atómica: Joseph Thomson: (1905)

En 1897 Joseph Thomson utiliza un tubo de rayos catódicos (descubierto por Plucker en 1859 y estudiados con más detalle por William Croques en (1886) en el cual instala un campo eléctrico mediante placas cargadas y observó que los rayos se desviaban hacia la placa positiva con lo cual concluyó que el rayo catódico en una corriente de partículas con cargas nucleares. A dichas particulares los llamo electrones, como había sugeridos anteriormente Stoney.

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TEORÍA ATÓMICA

Modelo atómico “Budín de pasas

Thomson plantea que el átomo es una esfera de masa compacta y de carga positiva distribuida homogéneamente en la que se encuentran incrustadas los electrones de carga negativa.

C. Modelo atómico: Ernest Rutherford (1911)

Después de realizar el experimento del pan de oro, descubre el núcleo atómico con la cual plantea su modelo atómico que considera el átomo como un sistema planetario en miniatura cuya parte central posee un núcleo diminuto y positivo alrededor del cual giran los electrones en orbital circulares y concéntricas Modelo atómico Sistema planetario en Miniatura

-

+

-

-

D. Modelo atómico: Niels Bohr (1913)

Sin descartar el modelo de Rutherford, propone los siguientes postulados. YY Primer postulado: los electrones giran alrededor del núcleo en estado de equilibrio debido a que las fuerzas que actúan sobre el se anulan entre sí. YY Segundo postulado: los electrones solo pueden girar en ciertas regiones llamados niveles de energía. YY Tercer postulado: cuando un electrón gira en un nivel u órbita permitida, no emite ni absorbe energía. YY Cuarto postulado: el electrón emite energía cuando se acerca al núcleo y absorbe energía cuando se aleja de él.

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TEORÍA ATÓMICA

E. Modelo atómico: Bohr – Sommerfield

Arnold Sommerfield formuló la existencia de los subniveles de energía, sostuvo también que los electrones, aparte de seguir orbitas circulares, también se guían orbitales elípticas.

MODELO ACTUAL Se define al átomo como un sistema energético dinámico en equilibrio o como la mínima porción de materia que conserva las propiedades de un elemento químico.

Neutrón Protón

Núcleo atómico: • Parce central del átomo • Contiene a los protones y neutrones • Dátomo= 1000 Dnúcleo atómico • Concentra el 99,99% de la masa total del átomo • Determina las propiedades físicas Núcleo

Electrón

Orbitales

Zona extranuclear: • Parte externa del átomo • Envuelve al núcleo, contiene a los electrones • Se encuentra prácticamente vacía • Determina el 99,99% del volumen del átomo • Determina las propiedades químicas

CLASIFICACIÓN DE PARTÍCULAS

Leptones Partículas de interacción débil, parecen no tener ninguna estructura

Electrón (e-) Neutrino (υ) Muón (m)

Bariones: Tienen espin fraccionarios, están formados por 3 quarcks

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS Hadrones Partículas constituidas por Quarkcs

• Protón (+) • Neutrón (-) • Hiperón (D) • Hiperón (Σ) • Hiperón (W) Mesones: Tiene espín y están formados por 2 quarcks

• Mesones p • Mesones K

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TEORÍA ATÓMICA

Representación: Núclido

Quarks

Es las partículas más pequeñas de la materia. Como puedes notar el átomo posee cerca de 200 partículas de las cuales 3 de ellas nos describen el comportamiento del átomo, se les denomina. Partícula subatómica fundamental Partículas Protón Neutrón Símbolos p+ N° Masa (g) 1.672×10–24 1.675×10–24 C –19 0 A Absoluta +1,6×10 C R G Relativa +1 0 A Rutherford Chadwick Descubridor (1919( (1932)

electrón e– 9,1×10–28

A Z

Donde: A = Número de masa (nucleones fundamentales) Z = número atómico (carga nuclear) N = número de neutrones

Átomo neutro:

–1,6×10–19C –1

E

p=e=Z

A=z+n

Ejemplo:

Thomson (1897)

donde: N = A – Z

12 6C

En 1919 Rutherford y Wein observaron al protón, como la partícula emitida al bombardearse ciertos átomos (hidrógeno) con partículas alfa.

p+ = 6 ( e- = 6 nc = 6

Sabías que: Premio nobel de química: 2011 Daniel Schectman (Israel) “Descubrimiento de lo cuasi cristales”

Trabajando en clase Integral 1. El número de protones y el número de neutrones de un átomo neutro están en la relación de 2 a 3. Si el numero de masa es 45, Calcula el numero atómico. a) 18 b) 27 c) 36 d) 15 e) 9 Resolución: Sea el: p = 2k n c = 3k & A = 5k = 45 &k=9 ` Z = p = 2 (9) = 18

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QUÍMICA

2. En un cierto átomo neutro el número atómico es al de neutrones como 7 es a 8. Si el numero másico es 75. Hallar el número de neutrones. a) 77 b) 35 c) 40 d) 42 e) 48 3. El núclido del átomo de un elemento presenta 16 neutrones. Halla el número de partículas positivas. 3 (x - 8)

a) 24 d) 20

b) 22 e) 28

x

E

c) 26

4. En un átomo neutro se cumple que: A + Z + N = 3 , hallar: A - Z + N N Z a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7

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TEORÍA ATÓMICA UNMSM 5. En cierto átomo neutro el número de masa es 40, la cantidad de partículas neutras en 10 unidades mayor que la carga nuclear. Calcula el número atómico: a) 5 b) 25 c) 10 d) 15 e) 20 Resolución: Sabiendo que: 40 E Z N°=Z + 10 Si: A = Z + n 40 = Z + Z + 10 → 30 = 2Z ∴ Z = 15

6. En cierto átomo neutro el número de protones es 20 unidades menor que el número de neutrones. Si el número de masa es 66, determina el número atómico. a) 43 b) 23 c) 13 d) 36 e) 45 7. Identifica lo correcto en la siguiente notación: 192 77 Ir

a) 77 neutrones b) 115 nucleones c) 76 protones d) 172 electrones e) 115 partículas subatómicas neutras

Calcula el valor del número de masa en función del número atómico. a) A = Z b) A = 2Z c) 5Z = A d) A = Z/5 e) A = 5Z/2 10. Un átomo neutro posee 40 neutrones y su número de masa es el triple del número de protones. Halla su número atómico. a) 16 b) 20 c) 24 d) 28 e) 32 11. La suma de los números de masa de los átomos X y W es 84, la suma de sus neutrones es 44, donde el átomo W tiene 12 protones más que el átomo X. Determina los numero atómico del átomo X y W. a) 16 y 28 b) 24 y 36 c) 10 y 22 d) 14 y 26 e) 12 y 24 UNI 12. La diferencia de cuadrados entre el número de masa y el número atómico de un átomo neutro es igual la suma de estos. Calcula el número de neutrones para dicho átomo a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 Resolución: Sea: A2 - Z2 = A + Z S diferencia de cuadrados

8. Si el número de neutrones del núcleo de un átomo neutro es la tercera parte de la suma del número atómico con el núcleo de masa. Calcula el valor del número atómico en función del número de masa. a) Z = A b) Z = A/2 c) Z= A/ 3 d) Z = 3A e) E= A/4 Resolución: Si: nc = 1 ^ Z + A h 3 & A - Z = 1 ^Z - Ah 3 3A - 3Z = Z + A 2A = 4Z ` A =Z 2 9. Si el número de neutrones del núcleo de un átomo neutro es la cuarta parte de la suma del número atómico con el triple del número de masa.

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& Â + Z h $ ^ A - Zh = Â + Z h A-Z = 1 Pero: A – Z = M N=1 13. La diferencia de cuadrados del número másico y numero atómico de un átomo de 2580, y el número de neutrones es 30. Halla el número de masa. a) 57 b) 59 c) 60 d) 58 e) 56 14. Halla el número de electrones de un átomo neutro cuya carga total es de –3,2 × 10–17 coulombs. a) 2 b) 20 c) 200 d) 2000 e) 20000 15. A cierto átomo neutro se encuentra que la carga nuclear absoluta es de +1,44 × 10–12 coulombs. Si el átomo posee 10 partículas neutras. Halla su número másico. a) 20 b) 17 c) 16 d) 22 e) 19 QUÍMICA

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3 Nuclidos, iones, química nuclear REPRESENTACIÓN DE UN NÚCLIDO Se llama núclido a un átomo con un número de protones (p+) y neutrones (n°) definido. A Z

Las especies isolectrónicas son aquellas especies químicas que poseen igual cantidad de electrones, y la misma configuración electrónica. Na+1 = Ne = F -1 10 9 S S S 11

E

10e

Donde: A = número de masa (Nucleones) Z = número atómico (carga nuclear) N°=número de neutrones

10e

10e

CLASIFICACIÓN: NÚCLIDOS: I. Isótopos (Hilidos) YY Descubierto por Soddy YY Son átomos de un mismo elemento con igual

+

Z = #p

A = Z + Nº

Ejemplo: Si: 39 19

Z ]19 protones K contiene [19 electrones ] \ 20 neutrones

Observaciones: • En todo átomo neutro se cumple que: Z = #p+ = #e– • Cuando un átomo no es neutro se llama especie iónica (ión)

Ión *

número atómico (Z) o protones. YY De propiedades físicas diferentes y químicas similares.

N=A–Z

catión (+), perdió electrones anión(-), ganó electrones

Representación Z

QUÍMICA

E

Protio (H2O) 99,975% Agua Común

Deuterio Tritio (D2O) (T2O) 0,015% 10-15% Agua Agua Pesada Superpesada

3 H 1

Isótopos del hidrógeno –

–

–

+

+

+ +

1 H 1

2 H 1

3 H 1

(Protio)

(Deuterio)

(Protio)

II. Isóbaros YY Átomos de elemento diferentes con igual nú-

#e- = Z - (q) ........c arg a del ion

3

Z

2 H 1

#e- = Z - (q) ........c arg a del ion

37 -1 17 Cl

E

1 H 1

Z ]13 protones contiene [14 neutrones ] \10 electrones

Z ]17 protones contiene [ 20 neutrones ] \18 electrones

Z

Ejemplo:

Ejemplos: 27 +3 13 Al

E

mero másico (A)

YY De propiedades físicas y químicas diferentes.

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NUCLIDOS, IONES, QUÍMICA NUCLEAR

5.o año

Representación: A E Z1

TRANSFORMACIÓN NUCLEAR: QUÍMICA NUCLEAR

A X Z2

Se ha encontrado que núcleos de átomos de elementos ligeros o livianos son estables; pero ciertos núcleos, generalmente grandes (pesados) son inestables en su estado natural, produciendo emisión de partículas subatómicas como la liberación también de una gran cantidad de energía. En la transformación nuclear ocurre la: Fisión nuclear (desintegración de núcleos pesados)

Ejemplo:

127 Te 52

127 53

I

III. Isótonos

YY Átomos de elementos diferentes con igual

número de neutrones (N) YY De propiedades físicas y químicas diferentes.

Representación:

A1 E Z1 N

Fusión nuclear (unión de núcleos livianos) & 21 H + 31 H " 42 He + 10 n + Energia

A2 X Z2 N

Neutrón Fisión de productos

Neutrón

Ejemplo:

23 Na 11 N = 12

226 4 & 226 88 Ra " 88 Rn + 2 a + Energia

Núcleo objetivo

24 Mg 12 N = 12

Neutrón

RADIACTIVIDAD NATURAL

MASA ATÓMICA (MA) DE UN ELEMENTO

Es el promedio ponderado de las masas de los isótopos que constituyen dicho elemento considerando el porcentaje de abundancia de cada uno de ellos en la naturaleza. Sea un elemento “E” y sus isótopos respectivamente

A1

E Z

a1%

& mA (E) =

A2

E Z

a2%

A3

Neutrón

Fisión de productos

E

Z a3%

Es un fenómeno natural mediante el cual núcleos de átomos, de elementos inestables, emiten espontáneamente partículas subatómicas nucleares. Estas son: Radiación alfa(a), beta (b) gamma (g) Este fenómeno fue descubierto por Henry Becquerel en 1897, analizando un mineral de Pechblenda Representación de las partículas: Rayos alfa (a):42 a = 42 He (v = 20000 km/s) Rayos beta (b): -01b = -01 e (v=270000 km/s)

A1 a1 + A2 a 2 + A3 a3 100

Donde: A1, A2,A3: número másicos de cada isótopo a1%; a2%,a3%: porcentajes de abundancia de cada isótopo

Rayos gamma (g): 00g (ondas electromagnéticas) (v=30000 km/s) Poder de penetración: g2b2a

Ojo: Los isótopos más abundantes son los que tienen mayor influencia en la masa atómica promedio y no necesariamente son los isótopos más pesados.

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QUÍMICA

3


5.o año

RADIACTIVIDAD ARTIFICIAL Se origina por la manipulación de la materia y crear nuevos elementos químicos. Así se han creado los denominados “Elementos transuránidos” (posteriores al Uranio) Se dice que son artificiales y con valores de z mayores a 92. Descubierto por Irene Curie en 1935 al bombardear el Al –27 con rayos a: 27 Al + 42 He → 30 P + 10 n 13 15 Ejemplo: 236 U + 42 a → 239 Pu + 10 n + Energía 92 94 Partículas implicadas en reacciones nucleares: Protón electrón deuteron

1 + positión +01 B " B 1H " p 0 4 2a " a -1 B " e alfa 2 1 neutron 0 n " n 1H " d

ECUACIÓN NUCLEAR A1 Z1

A+

A2 Z2

A

X →Z33 B +



partículas de bombardas

A4 Z4 

X

partícula emitida

& Z1 + Z2 = Z3 + Z 4 A1 + A2 = A3 + A 4 Ojo: notación simplificada: A(x;y)B Ejemplo: 14 17 7 N (a, p) 8 O 14 4 7 N + 2a

1 " 17 8 O + 1P

Sabías que: Premio nobel 2010 Richard Heck (EVA) EI-ichi Negishi y Akira Suzuki (Japón) Por las reacciones de acoplamiento cruzado catalizadas por el paladio en síntesis orgánicas. Informe: Partícula de Dios Es llamada así porque es la partícula que supuestamente dio origen a todas las partículas subatómicas conocidas que se plantearon en la gran explosión (Big Bang)

Trabajando en clase Integral 1. Un elemento químico forma un catión trivalente, si su número atómico es 22, ¿cuántos electrones posee? Resolución: Sea el elemento: 3+ – 22E ⇒ #e = 22 – 3 = 19 2. Un elemento químico forma un anión divalente, si el ión tiene 40 neutrones y 34 electrones, ¿cuál es su número de masa? 3. Diga que proposiciones son incorrectas:

3

QUÍMICA

I. Todo átomo presenta una zona extranuclear (cargado negativamente y un núcleo de carga positiva) II. Todos los elementos tiene isótopos naturales. III. En todo ión se cumple que el número de electrones es mayor que el número de protones. 4. En relación a los isótopos del hidrógeno indica V o F las siguientes proposiciones: I. El protio no tiene neutrones II. El tritio es radioactivo III. El agua pesada está formada por deuterio, oxígeno a) VVF b) VFV c) VFF d) VVV e) FVV

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5.o año

UNMSM 5. Si el átomo es isótopo del átomo entonces, el número de neutrones de “x” es: Resolución: Si el átomo: 42 X Z

⇒

42 X Z

isótopo

43 Y 22

10. Un átomo “x” es isóbaro con el P-30 e isótono con el Ne- 27; además, el Ne tiene 10 partículas en su zona extranuclear. Halla el número atómico de “x” 11. La carga absoluta de un ión metálico es: +3,2 × 10–19 Coul. Si este ión posee 10 electrones y su número másico es 25, halla la cantidad de partículas neutras del ión.

∴ N = 42 -22 = 20 n

UNI

6. Cierto átomo “X” tiene tantos neutrones como protones más 4 y además se sabe que tienen 28 electrones. ¿Cuál es su número de masa del catión divalente? 1+

2–

7. Si los siguientes iones A y B tiene 19 y 84 electrones respectivamente, determina los números atómicos de cada ión. ión 88X2– 1+

tiene el mismo número de electro8. Si el nes de Y , entonces el número atómicod e “Y” es: Resolución: Sea el ión: 2– 8X

igual # electronico

1+ ZY

⇒ 8 + 2 = z – 1 → z = 11 9. Se tiene tres hilidos como números de masa consecutivos. Si la suma de sus números másicos es 150, y el número de neutrones del isótopo más liviano es 30, calcula el número de neutrones del isótopo más pesado.

19

12. ¿Cuál es el número de masa de un átomo si es isótono 126C con el e isótopo con el 105B? Resolución: Sea “E” el elemento: A z =5

isótono → 12C E  6

N =6

⇒N = 12-6= 6n

isótopo

B

10 5

A = 5 + 6 = 11 13. Determina el número atómico del átomo “X” si se sabe que la suma del número atómico con el número de masa es 114 y además es isótono con 14. Cierto átomo tiene una relación de neutrones y protones de 9 a 8; además, N – Z = 2. Determina el número de electrones del catión divalente de dicho átomo. 15. Los valores de A y Z en la ecuación: 130 2 A 1 52 R + 1 H " Z E + 2 0 N

QUÍMICA

3

4 Número cuánticos (N.C) MARCO TEÓRICO Al siglo XIX se le podría llamar el siglo del átomo, pues todos los esfuerzos científicos de esa época apuntaron a comprender la estructura del átomo. Por su parte, al siglo XX se le puede considerar como el siglo del electrón, ya que apostaron a estudiar su comportamiento, naturaleza. En 1905: Albert Einstein propone la dualidad de la luz; es decir, la luz presenta comportamiento tanto de partículas o como onda. En 1926, Schrödinger considera que el electrón no gira en trayectoria circular, como lo propuso Bohr, sino que existe la probabilidad de que un electrón pueda ser encontrado en un orbital, desarrollando en el año 1928 una ecuación matemática muy compleja llamada Ecuación de onda.

En 1913, Niels Bohr propone en su modelo atómico la existencia de niveles de energía, lo que fue un gran aporte al modelo atómico actual.

En 1924, Louis de Broglie propuso que la dualidad no solo la presenta la luz, sino se cumple para todo tipo de cuerpo material, ya sea macroscópico o submicroscópico.

4

QUÍMICA

Por lo tanto, los números cuánticos (N.C.) son fórmulas matemáticas muy complejas que nos permitan ubicar con la más alta probabilidad un electrón en un orbital. Tomando como base el “Principio de incertidumbre” de Heisemberg, el cual indica que es imposible ubicar con exactitud la velocidad y la posición de una partícula subatómica, se define lo que son los orbitales atómicos (REEMPE) REEMPE: Región espacial energética con la máxima probabilidad de encontrar su electrón los orbitales son regiones espaciales que rodean al núcleo y pueden ser de tres tipos:

20

5.o año

NÚMERO CUÁNTICOS (N.C)

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (ACIMUTAL) (l)

También denominados momento angular, determina la ubicación del electrón en un subnivel de energía. Indica la forma geométrica del orbital & l = 0, 1, 2, 3, ....(n - 1) S

A continuación la ecuación de Schrödinger:

2

δ ψ δx

2

+

2

δ ψ δy

2

+

2

δ ψ

maximo valor

2

+ Pp m (E - v)ψ = 0 2 δz h 2

Donde: Ψ: Función de onda del electrón, puede considerarse como la amplitud de onda del electrón. h: constante de planck: 6,6251 x 10-34 J.s P: momento lineal x: coordenada m: masa del electrón E: energía total de un electrón V: energía potencial de un electrón δ: Derivada parcial

Formas de los orbitales

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (N) Determina el nivel principal de energía o la capa donde se ubica el electrón. Indica el tamaño del orbital → n = 1, 2, 3, 4, 5,6,…. → A mayor “n” → mayor tamaño

Se cumple: n > l Además:

-

n=1"l=0 n=2"l=0, . s n = 3 " l = 0 , . s n=4"l=0, . s

"1 "2

1 . p 1 2 "3 . . p d 1 , 2, 3 " 4 . . . p d f

NÚMEROS CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml)

Determina para el electrón el orbital donde se encuentra dentro de un cierto subnivel de energía; determina para el orbital, la orientación espacial que adopta cuando es sometido a un campo magnético externo.

Se cumple: # max (e-) nivel = 2n2

21

QUÍMICA

4

5.o año

NÚMERO CUÁNTICOS (N.C)

REGLA DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD (Hund)

& m l =- l; ....o; ...... + l

En un mismo subnivel, al distribuirse los electrones, estos deben ocupar la mayor cantidad de orbitales. Ejemplo distribuir: P P P 3 electrones los orbitales “p” 3p3 7 electrones los orbitales “d” 5d7 PS PS P P P

Principio de exclusión de (Pauli)

Dos electrones no pueden tener sus 4 números cuánticos iguales, la diferencia la hace el N.C. espin. Ejemplo:

4s1 _ 4; 0; 0; + 1/2i $ 4s1

P 0 PS 4s2 _ 4; 0; 0; - 1/2i $ 4s2 0

Sabias que:

NÚMERO CUÁNTICO ESPIN MAGNÉTICO O SPIN (ms)

Premio nobel Química 2009 Ven Katramán Ramakrishnam (India) Thomas Steite (EUA) Ada Yonath (Israel) “Por sus estudios en la estructura y funciones del Ribosoma”

Propuesto por Paul Dirac, define el sentido de giro o rotación de un electrón alrededor de su eje imaginario.

Trabajando en clase Integral 1. ¿Qué número cuántico (N.C.) es correcto: a) (4,4,0,–1/2) b) (3,2,–3,+1/2) c) (3,0,0,+1/2) d) (4,1,–2–1/2) e) (5,2–1+3/2) Resolución: Considerando que n>l; ms=+–1/2 ml depende de “l”; entonces es correcto (3, 0, 0,+1/2) Rpta.: c

4

QUÍMICA

2. ¿Qué conjunto de N.C. es posible? a) (0,0,–1,+1/2) b) (5,1,–2,–1/2) c) (2,0,0,–1/2) d) (6,6,–3,–1/2) e) (4,3,–4,+1/2) 3. Al distribuir 8 electrones en el subnivel “d”, ¿en qué N.C. magnético termina? a) 0 b) +2 c) +1 d) –2 e) –1

22

5.o año

NÚMERO CUÁNTICOS (N.C) 4. Halla los N.C. del electrón indicado en el gráfico. . 5d -2 -1 0 +1 +2 a) (5,0,0,+1/2) b) (5,0,0,–1/2) c) (5,2,+1,–1/2) d) (5,2,+1,+1/2) e) (5,1,–1,–1/2)

11. Si n = 4; l = 2, ¿Qué es posible números cuánticos se pueden dar? a) (4,3,–3,–1/2) b) (4,2,+3,–1/2) c) (4,2,0,+1/2) d) (4,0,0,–1/2) e) (4,0,0,+1/2)

UNMSM

UNI

5. Halla los N.C. del último electrón del orbital 4d a) (4,1,0,–1/2) b) (4,1,0,+1/2) c) (4,3,0,–1/2) d) (4,2,–2,–1/2) e) (4,2,0,+1/2) Resolución: Sea el electrón 4d6 4d6

6

-. - - - -2 -1 0 +1 +2

Los N.C. son (4, 2,–2,–1/2)

12. ¿Cuántos electrones están asociados como máximo al número cuántico principal “n”? a) 2n + 1 b) 2n c) n2 d) n2 + 1 e) 2n2 Resolución: Sea: n N.C. Principal Si: ` 2e- (max imo) n=1"s n = 2 " s; p

6. Halla los N.C. del último electrón del orbital 5f9 a) (5,3,–2,–1/2) b) (5,2,0,+1/2) c) (5,3,–2,+1/2) d) (5,4,0,–1/2) e) (5,2,0,–1/2) 7. Halla los N.C. del último electrón del orbital 6p5 a) (6,1,0,+1) b) (6,0,0,–1/2) c) (6,1,0,+1/2) d) (6,0,0,+1/2) e) (6,1,0,–1/2) 8. Los número cuánticos del último electrón son: (3, 2,–1,+1/2). Hallar la notación del orbital. b 3d2 c) 3d6 a) 3d1 8 10 d) 3d e) 3d Resolución: Sea el orbital: (3, 2,–1,+1/2) - & 3d 2 3d 2 -2 -1 0 +1 +2 9. Los N.C. del último electrón son (4, 0,0,–1/2). Representa dicho electrón b) 4s2 c) 4p1 a) 4s1 2 2 d) 4p e) 4d 10. Los N.C. del último electrón son (3, 2,–1,–1/2) Halla su orbital. b) 3d3 c) 3d7 a) 3d1 2 5 d) 3d e) 3d

23

n = 3 " s; p, d h n = n " s;

` 4e -

` 9e-

` n2

13. De acuerdo a la mecánica cuántica, ¿cuántos de los siguientes subniveles orbitales son imposibles de existir? 6f, 2d, 8s, 5h, 3f a) 4 b) 5 c) 2 d) 3 e) 0 14. ¿Cuántos valores puede tomar el N.C. magnético sabiendo que su N.C. principal es n=2? a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 5 15. Señala la proposición falsa: a) El N.C. principal india el nivel donde se encuentra el electrón. b) El N.C. secundario indica el subnivel de energía donde se encuentra el electrón. c) El N.C. spin indica el tamaño el orbital. d) El N.C. magnético indica la orientación de un orbital en el espacio. e) El N.C. spin indica el sentido de rotación del electrón sobre su propio eje.

QUÍMICA

4

5 La corteza atómica DISTRIBUCIÓN O CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (C.E.) Consiste en distribuir los electrones aolrededor del núcleo en diferentes estados energéticos (niveles, subniveles, orbitales)

1. Principio de Aufbau:

“Los electrones se distribuyen en orden creciente de la energía relativa de los subniveles”

Energía relativa

ER = n + l

Número cuántico secundario (subnivel de energía)

Número cuántico principal (nivel de energía)

2. Regla de Moller (Serrucho)

3. Otra forma: Kernel (simplificada)

La regla de Kernel se basa en la C.E. de un gas noble. Visualiza rápidamente en la última capa sus electrones de valencia. No te olvides que los gases nobles son estables.

5

QUÍMICA

24

5.o año

LA CORTEZA ATÓMICA

CASOS PARTICULARES 1. Distribución electrónica en su estado basal o fundamental Ejemplo: Realiza la configuración electrónica del sodio (Na) (Z = 11) ⇒ 11Na: 1s22s22p63s1 Niveles = 3 Subniveles = 4 Orbitales llenos = 5 Orbitales semillenos = 1 2. La distribución electrónica de un elemento no debe terminar en d4 ni d9. Si eso ocurriese un electrón de mayor nivel pasará al subnivel “d” Ejemplo: Realiza la configuración electrónica del cobre (Cu) (Z = 29) ⇒ 29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d9 1442443 4s13d10 Niveles =4 Subniveles = 7 Orbitales llenos = 14 Orbitales semillenos = 1

3.

Para el caso de un anión: ZE q– Se determina la cantidad total de electrones del anión. Se realiza la configuración electrónica Ejemplo;: realiza la configuración electrónica del 8O2– 2– – 8O : contiene 10 e 2 2 6 1s 2s 2p Niveles =2 Subniveles = 3 Orbitales llenos = 5 Orbitales semillenos = 0

∴ [Ne]

4. Para el caso de un catión: ZE q+

Se realiza la configuración electrónica del átomo neutro. Se quita los electrones del último nivel. Ejemplo realiza la configuración electrónica del 22Ti2+ ⇒ 22Ti2+-: 1s2 2s22p63s23p64s2 3d2 123 4s0

25

QUÍMICA

5

5.o año

LA CORTEZA ATÓMICA

Niveles =3 Subniveles = 6 Orbitales llenos = 9 Orbitales semillenos = 2 Orbitales vacios = 3

∴ [Ar]4s03d2

5. Reglas de By pass Cuando una C.E. en subnivel “f ” se tiene que pasar un electrón de subnivel “f ” al siguiente subnivel “d” para logar mayor estabilidad. Ejemplo: ¡Estable! No te olvides que la C.E. se realiza conociendo el número atómico Z de un elemento. No es lo mismo encontrar la configuración electrónica de un átomo neutro que la de una especie iónica (catión o anión)

ÁTOMO PARAMAGNÉTICO Es aquel que es atraído por un campo magnético. Su comportamiento se debe a la existencia de orbitales semillenos (electrones desapareados) Ejemplo: Cloro: 1s22s22p63s2 3p5 1442443123 PS PS P 123 Orbital semilleno 17Cl:

⇒

Sustancia paramagnética

ÁTOMO DIAMAGNÉTICO Es aquel que no es atraído por un campo magnético Su comportamiento se debe a la existencia de orbitales llenos (electrones apareados) Ejemplo: Calcio: 1s22s22p63s23p64s2 14444244443 orbitales llenos 20Ca:

⇒

Sustancia diamagnética

Sabías que: Premio nobel química 2008 Osamu Shimomura, Martín Chalfie, Roger Tsien (EUA) Por el descubrimiento, y desarrollo de la proteína verde fluorescente GFP

5

QUÍMICA

26

5.o año

LA CORTEZA ATÓMICA

Trabajando en clase Integral

7. Halla el número de subniveles presentes en el 30Zn a) 8 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7

1. Realiza la configuración electrónica del cloro: 17Cl a) 1s22s22p3

b) 1s22s22p63p5

c) 1s22s23s22p63s2

d) 1s22s22p63s23p5

8. La C.E. del átomo de un elemento termina en 3d10, posee 20 neutrones. Halla su número de masa. a) 50 b) 48 c) 46 d) 52 e) 54 Resolución: La C.E. es: 1s22s22p63s23p64s23d10 ⇒ z = 30 n = 20 Entonces: A= 50 Rpta.: a

e) 1s22s23s23s22p63p5 Resolución: Al realizar la C.E. del cloro tenemos: 2 2 6 2 5 17Cl : 1s 2s 2p 3s 3p Rpta: d 2. ¿Cuál es la configuración electrónica del 15P? a) 1s22s22p63s23p6

b) 1s22s23s23p6

c) 1s22s22p63p5

d) 1s22s22p63s23p3

e) 1s22s22p63s13p4 3. Determina la C.E. del selenio con 34 protones e indica los electrones de la última capa a) 2 b) 4 c) 6 d) 10 e) 16 4. Luego de realizar la configuración electrónica del 7N, ¿en qué subnivel termina? a) 1s2

b) 2s2

d) 2p4

e) 2p5

c) 2p3

UNMSM 5. Un átomo tiene 7 electrones en la capa “N”, calcula el número atómico. a) 33 b) 34 c) 35 d) 36 e) 37 Resolución: La capa “N” en el 4° nivel de energía: ⇒ 1s22s22p63s24s23d104p5 7eEntonces z = 35 Rpta.: c 6. Un átomo presenta 9 electrones en el 4° nivel. Halla la carga nuclear z. a) 21 b) 30 c) 32 d) 39 e) 47

27

9. La C.E. de un átomo termina en 4p1, posee 32 neutrones. Halla su número de masa. a) 59 b) 60 c) 61 d) 62 e) 63 10. La C.E. del sodio es: 1s22s22p63s1 entonces es falso que: a) Su número atómico es 11 b) Tiene 4 subniveles c) Tiene 6 orbitales d) Los N.C. del último electrón son (3,1,0,-1/2) e) Es paramagnético 11. ¿Cuál de los siguientes elementos identificados por su valor de “x” tendrá mayor número de electrones desapareados? a) 20 b) 24 c) 23 d) 31 e) 36 UNI 12. Señala la alternativa que contenga la(s) proposición(es) correcta(s) sobre el catión. 3+ 44Ru con 43Tc2+

I. Es isoeléctrico II. Es paramagnético III. El orbital “s” del nivel externo contiene un electrón. a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) I y II e) II y III QUÍMICA

5

5.o año

LA CORTEZA ATÓMICA III. El máximo número de electrones en un orbital está dado por: 2(2L + 1) a) Solo I b) I y II c) I y III d) II y III e) I, II y III

Resolución: Realizando: Le quitamos 3e- de las últimas capas y nos quedaría: I.

….(V)

II. Si es paramagnético; presenta orbitales semillenos………………(V) III. El orbital “s” del último nivel no contiene electrones………....(F) 13. Señala la alternativa que contenga la(s) proposición(es) verdadera (s) I. Los iones 11Na1+ y 13Al3+ son isoelectrónicos. II. El Be (z = 4) en su estado fundamental tiene los electrones de valencia apareados.

5

QUÍMICA

14. ¿Cuántos electrones posee un átomo neutro en la última capa, si en esa capa solo presenta 3 orbitales llenos? a) 6 b) 7 c) 8 d) 9 e) 10 15. Halla el número mínimo y máximo de protones que puede almacenar en un átomo con 3 subniveles principales llenos. a) 36, 56 b) 36,54 c) 36,53 d) 36,58 e) 36,86

28

6 Tabla periódica actual

Leyenda: La ubicación de los elementos químicos en la tabla periódica tiene como base en su número atómico (Z) Durante los siglos XVIII y XIX se adquirió un gran conocimiento sobre las propiedades de los elementos y de sus compuestos. En 1869 habían sido descubiertos un total de 63 de ellos, pero como su número iba de crecimiento, los científicos empezaron a buscar ciertos patrones en sus propiedades y a desarrollar esquemas para su aplicación.

OBJETIVOS ZZ Conocer, en orden cronológico, los intentos por

clasificar los elementos químicos.

ZZ Ubicar cualquier elemento en la tabla periódica

conociendo su número atómico.

ZZ Analizar e interpretar la variación de las propie-

dades a través del grupo y del periodo.

IMPORTANCIA

HISTORIA

ZZ Predicción con bastante exactitud de las propie-

A principios del siglo XIX el número de elementos conocidos se duplicó de 31 (en 1800) a 63 (hacia 1865). A medida que el número de elementos aumentaba resultaban evidentes las semejanzas físicas y químicas

dades de cualquier elemento,.

ZZ Sintetiza al conocimiento de los elementos facili-

tando su aprendizaje.

29

QUÍMICA

6

5.o año entre algunos de ellos, por lo cual los científicos buscaban la manera de clasificarlos. En 1813 el sueco Jacobo Berzelius realizó la primera clasificación de los elementos y lo dividió en metales y no metales. En 1817 Johan Debereiner agrupa los elementos conocidos en series de tres. A esto se le conoció como triadas, pero se descubrieron elementos que no cumplían las triadas así que se descartó este ordenamiento. En 1862 Chancourtois (fránces) propuso un ordenamiento helicoidal llamado tornillo telúrico. En 1864 John Alexander reina Newlands ordenó los elementos en grupos de siete a este ordenamiento se le conoció como octavas, pero debido a las limitaciones de su ordenamiento Newlands fue sujeto a muchas críticas e incluso al ridículo, tanto así que en una reunión se le pregunto si no se le había ocurrido ordenar los elementos en orden alfabético. Sin embargo, en 1887 Newlands fue honrado por la Royal Society of London por su contribución. En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleiev y el químico alemán Lothar Meyer propusieron de manera independiente esquemas de clasificación casi idénticos. Ambos basaron sus ordenamientos en función al peso atómico creciente. Las tablas de los elementos, propuestas por Mendeleiev y Meyer, fueron los precursores de la tabla periódica moderna. Al ordenar los elementos en la tabla periódica era natural asignar a cada elemento un número que indicara su posición en la serie basada en el peso atómico creciente. A este número (número atómico) no se le dio ningún significado. En 1911 Rutherford propone su modelo atómico y deduce que la carga del núcleo es igual al número atómico. La verificación de esta hipótesis llega en 1913 con el trabajo del joven físico inglés Henry Moseley, quien estudio los rayos “x” producidos cuando los

6

QUÍMICA

TABLA PERIODICA ACTUAL rayos catódicos chocan sobre un metal como blanco. Gracias a estos experimentos Moseley calculó los números atómicos de los 38 metales que estudió. De esta manera Henry Moseley descubre que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos. Lamentablemente, Henry Moseley fue muerto en acción a la edad de 28 años, durante la campaña británica en Gallipoli (Turquía) en el año de 1915. En 1915, en base a la ley de Moseley, Werner diseña la tabla periódica moderna.

DEFINICIÓN DE TABLA PERIÓDICA Ordenamiento de los elementos químicos basados en la variación periódica de sus propiedades.

A. Intentos por ordenar los elementos químicos 1. Tríadas de Dobereiner (1817)

El químico alemán Johan Dobereiner agrupó los elementos en series de 3, donde los elementos que pertenecen a una tríada poseen propiedades químicas similares, cumpliéndose que el peso atómico del elemento central de una tríada es aproximadamente igual a la semisuma de las masas atómicas de los elementos extremos. Na Li K MA(Na) = 7 +39 = 23 2 { 7 39 23 PA

PA {

Ca 40

Ba MA(Sr) 40 137 88,5 2 137

Sr 87,6

2. Octavas de Newlands (1864)

Ordenó los elementos en grupos de siete, en función a sus pesos atómicos crecientes. A este ordenamiento se le conoció como octavas, porque el octavo elemento presenta propiedades similares al primer elemento del grupo anterior. Ejemplos: Ca

Be

B

C

N

O

F

PA { 40

9

11

12

14

16

19

Na

Mg

Al

Si

P

S

PA { 23

24

27

28

31

32

Cl 35,5

Recuerda Se tardaron muchos años en confeccionar una tabla que ordene los elementos de acuerdo al orden creciente a su Z 30

5.o año

TABLA PERIODICA ACTUAL

3. Tabla periódica corta de Dimitri Mendeleiev (1869)

Diseñada por los elementos químicos en función a su peso atómico en series y grupos, donde los elementos de un mismo grupo poseen la misma valencia y propiedades semejantes. Su insistencia en que los elementos con características similares se colocaran en las mismas familias, le obligó a dejar espacios en blanco en su tabla. Por ejemplo, predijo la existencia del galio y el germanio llamándolos eka – aluminio y eka – silicio. EKA-SILICIO (GERMANIO)

EKA-ALUMINIO (GALIO)

PRONOSTICADA DESCUBIERTA PRONOSTICADA DESCUBIERTA 1871

1875

1871

1886

PESO ATÓMICO

68

69,9

72

72,33

DENSIDAD (g/mL)

5,9

5,93

5,5

5,47

3

3

4

4

FÓRMULA DEL ÓXIDO

Ea2O3

Ga2O3

EO2

GeO2

FÓRMULA DEL CLORURO

EaCl3

GaCl3

EsCl4

GeO4

PROPIEDAD

VALENCIA

Tabla de Mendeleiev

R2O

1 2 3

Grupo II Grupo III Grupo IV RH4 RO R2O3 RO2

Grupo I

SERIES

H=1

Be=9,4

Li=7

B=11

Cl=35,5

7 8

Cs=133

5 6

10 11 12

–

–

– –

– –

–

–

– W=184 ?La =180 Ta =182 – Bi=208 Tl=204 Pb=207

Hg=200 –

Th =231

B. Tabla periódica moderna (TPM)

Diseñada por Werner, químico alemán, tomando en cuenta la ley periódica moderna de Moseley y la distribución electrónica de los elementos. En la tabla periódica moderna, los elementos están ordenados en función del número atómico creciente, en donde se pueden apreciar filas horizontales llamadas periodos y columnas verticales denominadas grupos.

31

U=240

–

–

Co=59 Cu=63 Rh=104 Ag=108

– – – –

?Er=178

– –

?Ce =140 –

–

(Au=199) –

?Di =138

Ba=137

(-)

9

S=32

P=31

Si=28

F=19

Fe=56 Cr =52 V =51 Mn =55 Ca=40 – =44 Ti =48 K=39 Ni=59 (Cu=63) Zn=65 Se=78 As=75 – =68 Br=80 – =72 Ru=104 Rb=85 Sr=87 Nb =94 Mo =96 Pd=106 ?Yt =88 – =100 Zr =90 (Ag=108) In =113 Sn =118 Cd=112 Te=125 I=127 Sb=122

4

O=16

N=14

C=12

Al=27,3

Mg=24

Na=23

Grupo V Grupo VI Grupo VII Grupo VIII RH3 RH2 RH RO4 R2O5 RO3 R2O7

Os=195 Ir=197 Pt=198 Au=199

– – – – –

1. Periodo

YY Son las filas horizontales que están enumera-

das del 1 al 7.

YY El orden de cada periodo indica el número de

niveles de energía de la configuración electrónica o el último nivel (capa de valencia).

#Periodo = #Niveles

QUÍMICA

6

5.o año


2. Grupo

YY S on las columnas verticales que contienen a elementos de propiedades químicas similares. YY Son 16 grupos, de los cuales 8 tienen la denominación «A», (llamados elementos representativos), y 8

tienen la denominación «B», (llamados metales de transición). Cabe hacer notar que la designación de grupo A y B no es universal. En Europa se utiliza B para los elementos representativos y A para los metales de transición, que es justamente lo opuesto al convenio de los Estados Unidos de América. La IUPAC recomienda enumerar las columnas de manera secuencial con números arábigos, desde 1 hasta 18.

GRUPOS A (elementos representativos) ELECTRONES GRUPO DE VALENCIA 1A

ns1

2A

2

ns

DENOMINACIÓN Metales alcalinos (excepto el H) Metales alcalinos térreos

3A

2

1

ns np

Boroides o térreos

4A

2

2

ns np

Carbonoides

5A

2

3

ns np

Nitrogenoides

6A

2

4

ns np

Calcógenos o anfígenos

7A

ns2np5

Halógenos

8A

ns2np6 2 He=1s (excepción) Gases nobles

GRUPOS B (metales de transición) Los elementos de transición interna (lantánidos y actínidos) tienen incompleto el subnivel «f» y pertenecen al grupo 3B. Se caracterizan por ser muy escasos.

6

QUÍMICA

GRUPO

LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA TERMINA EN LOS SUBNIVELES

1B

ns (n-1) d

2B

ns (n-1) d

3B

ns (n-1) d

4B

ns (n-1) d

5B

ns2(n-1) d3

DENOMINACIÓN Familia de cobre (metales de acuñación) Familia del zinc (elementos puente)

1

10

2

10

2

1

Familia del escandio

2

2

Familia del titanio Familia del vanadio

6B

ns (n-1) d

7B

ns2(n-1) d5

Familia del manganeso

8B

ns2(n-1) d6 2 7 ns (n-1) d 2 ns (n-1) d8

Elementos ferromagnéticos: (Fe, Co, Ni)

1

5

32

Familia del cromo

5.o año


C. Clasificación de los elementos por bloques

Los elementos químicos se clasifican en cuatro bloques (s, p, d, f), y esto depende del subnivel en el que termina su configuración electrónica.

s

d

p

4f 5f

GRUPO B: Llamados “elementos de transición” La configuración termina en: nsa(n –1)db nsa(n–2)f(n–1)db

N° grupo B

n n

a+b a+b

Tener en cuenta el siguiente cuadro: Grupo a+b

f

D. Ubicación de un elemento en la tabla periódica

8B 9

1B 11

8 10 Ejemplo: Indica el grupo y periodo de: 1.

2

26

Periodo n n n n

2

2

6

2

Cl : 1s 2s 2p 3s 3p

2

6

2

6

2.

2 + 10=12 2

30

2

6

2

6

2

2

6

2

6

2

10

Grupo 2B Período = 4

Los últimos elementos reconocido por la IUPAC son: ZZ 114: Flerovio (Fl)

4

ZZ 116: Livermorio (Lv)

n=4

10

Recuerda 2 + 4=6

Se : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

2

Zn : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

5

GRUPO 7A PERIODO= 3

34

6

Grupo 8B Período = 4

2.

2

Fe : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

Ejemplo: Indica el grupo y periodo de: 1. 2 + 5=7 17

2B 12

2 + 6=8

GRUPO A: llamados “representativos” La configuración N° grupo A termina en a nsa a b a+b ns np nsa(n –1)dnpb a+b a b ns (n–2)f(n–a)dnp a+b

Periodo

Grupo 6A Período = 4

Otros elementos que ya están reconocidos son: ZZ 110: Darmstadio (Ds) ZZ 111: Roentgenio (Rg)

Sabias que: Premio Nobel Química (2007) Erhard Erth (Alemania) “Por sus estudios de los procesos químicos en las superficies, poneindo de esta forma los pilares de la química de superficie”.

ZZ 112: Copernicio (Cn)

33

QUÍMICA

6

5.o año


Trabajando en clase INTEGRAL 1. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es falsa? a) Dobereiner ordenó a los elementos químicos de 3 en 3. ( ) b) Newlands ordenó a los elementos de 7 en 7. ( ) c) Chancortois ordenó a los elementos en forma helocoidal. ( ) d) Mendeleiev ordeno a los elementos en orden creciente a la masa atómica ( ) e) Moseley ordenó a los elementos en orden creciente a la masa atómica ( ) Resolución: Todas las proposiciones son correctas, excepto que Moseley ordenó a los elementos en orden creciente al número atómico Z. 2. ¿Cuál de las siguientes parejas no corresponde a un mismo grupo en la tabla periódica actual? a) He – Ar d) Na – Ca b) O – S e) Cu - Ag c) N – P 3. Halla el grupo y periodo del elemento 37R a) IA, 3° d) IA, 5° b) IIA, 3° e) IIA, 5° c) IA, 3° 4. La C.E. de un átomo de un elemento termina en …3p5. Halla el grupo y periodo al que pertenece. a) VA, 3° d) VIIA, 4° b) VIIA, 3° e) VIIA; 2° c) VA, 4° UNMSM 5. Cierto átomo “R” se encuentra en el 4° periodo y grupo IIA, su número atómico será: a) 20 c) 22 e) 30 b) 18 d) 26

6

QUÍMICA

Resolución: Si el átomo se encuentra en el 4° periodo y grupo IIA 4°P → 1s2 ...4s2 → Z = 20

6. Cierto átomo “R” se encuentra en el 4° periodo y grupo VA. Halla su número de masa si posee 35 neutrones. a) 65 c) 67 e) 69 b) 66 d) 68 7. ¿A qué periodo y grupo pertenece un elemento cuyos números cuánticos del penúltimo electrón son (3;1; +1; +1/2)? a) 4° y IVA d) 3° y VIIA b) 3° y VIA e) 3° y IVA c) 3° y VA UNI 8. Si se tiene un ión X2- que es isolectrónico con otra especie Y cuyo elemento pertenece al cuarto periodo y grupo VIA, determina el grupo al cual pertenece el elemento X. a) IIA c) IVA e) VIA b) IIIA d) VA Resolución: Se tiene el ión X 2-

isoelectrónico

34 Y S

4cP - GrupoVIA

& 1s2 ...4p 4 " Z = 34 32 X:[Ar] 4s 2 3d10 4p 2 "

Grupo IVA

9. El ión Q2- tiene la C.E. de un gas noble y está en el cuarto periodo, calcula el grupo y periodo y familia del elemento R si es isoelectrónico con Q2a) VIA – 4° - Anfígeno b) VIIA - 4°- Halógeno c) IIIA – 4° - Boroide d) VA – 4° - Nitrogenoide e) IVA – 4° - Carbonoide 10. Respecto al elemento con Z = 26 se cumple que: a) Pertenece al periodo 3 b) Tiene 3 electrones desapareados en el subnivel “d”

34

c) Pertenece a la columna 13 d) Es un elemento representativo e) Es un elemento del bloque “d” 11. Se tiene dos iones con igual número de electrones: R1- y 2+ 35Q halla la ubicación de “R” en la TPA. a) P = 5; G = VIB b) P = 3; G = VIB c) P = 4; G = IVA d) P = 3; G = VIA e) P = 4; G = VIA 12. Halla el grupo y periodo de un átomo con 10 electrones en el 4° nivel. a) 4°, IVB d) 5°; VIB b) 5°, IVB e) 5°, IIB c) 4°, VIB Resolución: Si el átomo presenta 10 e- en el 4° nivel. 1s22s22p63s23p6 4s23d104p65s24d2 10ePeriodo= 5°; Grupo= IVB 13. Un átomo de un elemento se ubica en el grupo IIA y presenta energía relativa en su última configuración de 5. Halla el número atómico. a) 12 c) 38 e) 88 b) 20 d) 56 14. ¿Qué combinación de números atómicos ubican a los elementos en el mismo grupo de la TPA:? a) 2, 45,6 d) 21, 5, 37 b) 12, 34, 52 e) 4, 5, 6 c) 5, 31, 13 15. El último electrón de un átomo presenta los siguientes números cuánticos: (3;2;0;+1/2), entonces: · Su distribución electrónica es 2 3 18[Ar]4s 3s · Pertenece al tercer periodo · Es un elemento de transición · Pertenece al grupo VB(5) a) VFVV c) FVVV b) FFVV d) VFVF e) VVVF

7 Tabla periódica II

Dimitri Mendeléiev es considerado al padre de la tabla periódica por ser el primero en ordenar a los elementos en filas y columnas. Dimitri Mendeléiev (1834 - 1907) fue un famoso químico ruso que estableció la ley periódica que explicaba las relaciones existentes entre los diferentes elementos químicos, debidamente agrupados.

2. Radio iónico (R. I.)

PROPIEDADES PERIÓDICAS 1. Radio atómico (R. A.)

(RI) Anión > (RA) Neutro > (RI) Catión Observación: Para especies isoelectrónicas se cumple que el número atómico es inversamente proporcional al radio iónico. ⇒ A menor Z mayor R.I.

Se define como la mitad de la distancia entre dos átomos idénticos adyacentes enlazados químicamente.

Se define en forma similar al radio atómico, pero en átomos ionizados. Se cumple:

3. Energía de ionización o potencial de ionización (P. I.)

35

Es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón de nivel externo de un átomo en estado gaseoso. QUÍMICA

7

5.o año

TABLA PERIÓDICA II

La magnitud de la energía de ionización es una medida de qué tan fuertemente se encuentra unido el electrón al átomo, considerando que cuando mayor es la energía de ionización, es más difícil arrancar un electrón. EI1+ X → X+ +1e– Primera energía de ionización EI2+ X+ → X+2 +1e– Segunda energía de ionización EI3 + X+2 → X+3 +1e– Tercera energía de ionización Se cumple: EI3 > EI2 > EI1

6. A. Carácter metálico (CM)

4. Afinidad electrónica (A. E.)

Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. Generalmente, este proceso es exotérmico (libera energía), pero en algunos casos especiales es endotérmico (absorbe energía). Caso general:

Valor mínimo: EN (Fr) = EN(Cs) = 0,7

B. Carácter no metálico (CNM)

X + 1e–→ X– + AE

Llamado también electropositividad, es la capacidad de un átomo para perder electrones (oxidación) Es la capacidad de un átomo para ganar electrones (reducción). La variación del CM y CNM en la TPA es como se muestra a continuación

5. Electronegatividad (E. N.)

Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Según la escala de Linus Pauling. Valor máximo: EN (F) = 4,0

Metales

No metales Metaloides ZZ Malos conductores del calor y la ZZ Buenos conductores del caZZ Tienen propiedades intermedias electricidad lor y electricidad entre las de los metales y no meZZ No tienen lustre ZZ Son dúctiles y maleables tales. ZZ Los sólidos suelen ser quebradiZZ A temperatura ambiental se ZZ Varios son semiconductores zos, algunos duros convirtiénencuentra en estado sólido eléctricos dose en aniones. ZZ Son: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At. excepto el mercurio (Hg)

Sabías que: Premio Nobel Química (2006) Roger Komberg (EVA) “Por sus estudios en las bases moleculares de la transcripción de eucariontes”

7

QUÍMICA

36

5.o año

TABLA PERIÓDICA II


d) La electronegatividad disminuye en el sentido que el radio atómico aumenta. e) El radio atómico tiene la misma tendencia que la electronegatividad.

1. ¿Qué propiedad no caracteriza al elemento

80 35

X?

a) Es líquido b) Forma sales c) Gana electrones d) Tiene 7ee) Es alcalino Resolución: Al realizar su C.E. 1s22s22p63s23p64s23d104p5

4° periodo – grupo VIIA Luego, gana electrones, forma sales, tiene 7 electrones de valencia, es el Bromo (líquido), por lo tanto es un halógeno. Rpta.: e

2. Es una medida de la tendencia que muestra un átomo para atraer electrones: a) Radio atómico b) Electronegatividad c) Energía de ionización d) Potencial de ionización e) Radio iónico 3. ¿Qué elemento presenta la menor electronegatividad? a) 19K c) 55Cs e) 37Rb b) 20Ca d) 4Be 4. ¿Qué proposición es falsa respecto a la variación de las propiedades periódicas en un periodo? a) El volumen atómico aumenta en el sentido en que el potencial de ionización aumenta b) El carácter metálico disminuye en el sentido en que la electronegatividad aumenta c) El potencial de ionización aumenta en el sentido que la afinidad electrónica aumenta.

UNMSM 5. Indica quién tiene mayor radio atómico: a) K d) K y Na b) Li e) Li y Na c) Na Resolución: El radio atómico aumenta de arriba hacia abajo en un mismo grupo: Li Na K es el K

Rpta.: a

6. La energía que se agrega a un átomo gaseoso para arrancarle un electrón y convertirlo en un ión positivo se denomina a) Energía de ionización b) Energía cinética c) Electronegatividad d) Afinidad electrónica e) Energía potencial 7. De los elementos indicados, ¿cuál posee mayor afinidad electrónica? a) 33As c) 34Se e) 53I b) 35Br d) 52Te 8. Se tienen dos elementos químicos cuyos números atómicos son: 16A; 19B ¿Cuál de las siguientes proposiciones es verdadera? I. AE(A) > AE(B) II. EI(A) >EI(B) III. RA(A) > RA(B) a) Solo I d) I y III b) Solo II e) II y III c) I y II

37

Resolución Considerando la ubicación de estos elementos

3ϒp 2 4 16 A : [ Ne ] 3s 3p ⇒ A se ubica 

 VIA

 4ϒp 1 19 B : [ Ar ] 4s ⇒ B se ubica  IA

La ubicación: IA VIA 3° A

4° B Aumenta AE, EI Aumenta RA Son verdaderos I y II Rpta.: c

9. ¿Qué relación hay entre los tamaños de las especies? S2- ; S ; S2+ a) S2- = S = S2+ b) S2- < S < S2+ c) S2- = S < S2+ d) S2- > S > S2+ e) S2- > S = S2+ 10. Señala entre las siguiente configuraciones, el átomo de menor tamaño a) [Ne]3s2 d) [Xe]6s2 b) [Ar]4s2 e) 1s22s2 2 c) [Kr]5s 11. El grupo con los valores más bajos de energía de ionización es: a) IA d) VIIA b) IIA e) VIIIA c) VIA 12. En el sentido que se muestra, ¿qué propiedad disminuye?

QUÍMICA

7

5.o año a) Afinidad electrónica b) Energía de ionización c) Electronegatividad d) Carácter no metálico e) Radio atómico Resolución: De izquierda a derecha en un periodo y de abajo hacia arriba disminuye el radio atómico. Rpta. e

13. Se tiene 2 elementos X e Y que se encuentran ubicados en la TPA según se muestra en la figura.

Donde: AE: afinidad electrónica

7

QUÍMICA

TABLA PERIÓDICA II

VA: volumen atómico RA: radio atómico EI: energía de ionización Indica la proposición correcta: a) AE(X) < EI(Y) ; VA(X) < VA(X) b) AE(X) > AE(Y) ; RA(X) > RA(Y) c) AE(X) < AE(Y) ; VA(X) > VA(X) d) EI(X) > EI(Y) ; RA(X) < RA(Y) e) AE(X) < AE(Y) ; EI(X) < EI(X)

14. Respecto a la TPA, indica, ¿qué afirmaciones son verdaderas? I. La EI es la energía que absorbe un átomo gaseoso para liberar uno o más electrones.

38

II. La AE es la energía que libera un átomo para capturar un electrón siempre. III. La EN es un grupo aumenta de abajo hacia arriba, generalmente. a) Solo I d) Solo III b) I, II e) I, II y III c) I, III UNI 15.

I. ¿Qué propiedades aumentan en un periodo al disminuir su número atómico? II. ¿Quién tiene mayor EI, el aluminio o el azufre? a) EN, EI, AE – Aluminio b) RA, VA, CM – Aluminio c) RA, VA, CM – Azufre d) EN, EI, AE – Azufre e) RA, VA, CNM – Aluminio

8 Repaso 1. Un cambio químico ocurre cuando: a) El yodo se sublima b) El azufre se disuelve c) El vapor de agua se condena d) El cobre conduce la corriente eléctrica e) El hierro se oxida

8. ¿Cuál son las especies que presenta paramagnetismo? I. 6C II. 17Cl III. 18Ar a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) I y II e) II y III

2. El catión divalente de un átomo posee un número de protones que está en relación de 5 a 7 con el número de neutrones. Si el número de electrones es 28, calcula el número de masa. a) 65 b) 60 c) 72 d) 48 e) 120

9. El siguiente núclido presenta:

3. El siguiente núclido zE2– presenta 18 electrones. Halla su número atómico. a) 16 b) 18 c) 20 d) 14 e) 22 4. Si los N.C. del último electrón en configuración de un átomo son: (3, 0, 0, -1/2), halla Z a) 9 b) 7 c) 10 d) 11 e) 12 5. ¿Qué secuencia de N.C. no es correcta? a) 4, 1, 0, -1/2 b) 3,2,0,+1/2 c) 3,3,0,1/2 d) 5, 0, 0, +1/2 e) 6, 1, 0, +1/2 6. Haz la C.E. del 29Cu y señala los N.C. del último electrón. a) 3, 2, 0, +1/2 b) 3, 2, 0, -1/2 c) 3, 2, +2, -1/2 d) 3, 2, -1, -1/2 e) 3, 2, -1, +1/2 7. Determina cuál de los siguientes elementos tiene el mayor número de electrones desapareados. 13Al; 26Fe; 33As a) Al b) Fe c) As d) Fe y As e) Todos

39

36 16

a) 14 e– d) 16 p+

E 2-

b) 18 p+ e) 36 n

c) 16 n

10. Científico inglés que propuso el modelo atómico: “Sistema planetario en Miniatura” a) Dalton b) Thomson c) Rutherford d) Newlands e) Moseley 11. El número de protones es al de neutrones como 3 es a 4. Si el número de masa es 70, halla la cantidad de neutrones. a) 35 b) 15 c) 70 d) 30 e) 40 12. La suma de neutrones de dos isótopos 126 E 136 E es: a) 10 b) 12 c) 13 d) 15 e) 17 13. La zona extranuclear de un átomo neutro presenta 10 electrones en la capa N. Determine su número de masa, si contiene 52 neutrones. a) 70 b) 92 c) 88 d) 44 e) 55 14. Completa las siguientes reacciones nucleares y determina el número de partículas neutras para el átomo E. I.

222 86 7

A

218

Rn " Z X + 84 Pa A

II. 3 Li (x, d) Z E a) 3 d) 6

b) 4 e) 8

c) 5

QUÍMICA

8

5.o año

REPASO

15. Halla los N.C. del último electrón del orbital 4d8 a) 4, 2, 0, -1/2 b) 4, 2, 0, +1/2 c) 4, 1, 0, -1/2 d) 4, 1, 0, +1/2 e) 4, 3, 0, -1/2 16. ¿A qué familia pertenece un elemento del grupo VIA? a) Térreo b) Carbonoide c) Nitrogenoide d) Anfígeno e) Gas noble 17. Indica el periodo y grupo de la TPA al que pertenece el elemento 2xx E sabiendo que tiene 40 neutrones. a) 4 – VIA b) 4 – VIIIA c) 5 – IA d) 5 – IVB e) 4 – VIIA 18. No es un halógeno: a) F b) Cl d) I e) As

8

QUÍMICA

19. Es el elemento más electronegativo: a) F b) Cl c) Br d) I e) At 20. Se tiene la siguiente TPA: D B

C

A

c) Br

40

Con respecto a los elementos A, B, C y D marque lo incorrecto: a) “D” tiene una C.E. terminal ns2 en su total básico. b) “B” tiene bajo carácter no metálico c) “A” tiene mayor radio atómico d) “C” es un elemento con electrones de valencia e) “B” tiene la menor carga nuclear.

Química

1

Enlaces químicos enlace iónico

ENLACES QUÍMICOS Marco teórico: Cuando observamos un vaso con agua, no nos percatamos de que en el interior esta sustancia está formada por miles de trillones de moléculas. ¿Cómo se formaron estas moléculas y cómo estas moléculas unidas originan el estado líquido del agua? H

O

• átomos libres • mayor energía • menor estabilidad

Son electrones que se encuentran ubicados en la última capa o nivel de energía de los elementos representativos. Ejemplo:

{

1e–valencia

B. Notación (diagrama) de Lewis:

• átomos enlazados • menor energía • mayor estabilidad

Es la representación mediante puntos o aspas ( , x) de los electrones de valencia. Ejemplo:

●● Menor Átomos energía enlazados (moléculas) ●● Mayor Avance de la reacción estabillidad

año

Na ⇒ 1s22s22p63s1

14243

5.°

A. Electrones de valencia:

H Br

Liberación de energía

H Br

miento de los átomos. ZZ Los átomos conservan su identidad porque la estructura de sus núcleos no se alteran. Aunque generan sustancias con propiedades diferentes. ZZ Los átomos adquieren un estado energético más estable, debido a que disminuye su energía.

11

Átomos ●● Mayor energía libres ●● Menor estabillidad Energía Br Alta H

Baja

ZZ Son fuerzas de naturaleza eléctrica o electromagnética. ZZ La electronegatividad influye en el comporta-

H

La forma en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. El enlace químico es la fuerza, de naturaleza electromagnética o eléctrica, que mantiene unidos a los átomos para formar moléculas; o a los iones, formando sólidos iónicos o arreglos metálicos. Ejemplo: Formación del HBr, al reaccionar átomos de H y Br.

Propiedades generales: ZZ Intervienen los electrones más externos o de valencia.

H2O

H + Br

Un enlace químico se forma cuando dos o más átomos se enlazan fuertemente por interacción de sus electrones de valencia, cada uno en la búsqueda de mayor estabilidad química(proceso exotérmico).

2e–valencia Mg Mg ⇒ 1s22s22p63s2 La notación de Lewis se escribe respetando la condición de los electrones de valencia de un átomo, es decir, si están libres o apareados. Se respeta la configuración electrónica antes de enlazarse.

12

s

pz

157

E py

px

Notación de Lewis de elementos representativos QUÍMICA

1

ENLACES QUÍMICOS ENLACE IÓNICO

GRUPO C.E.

IA(1A) ns1

IIA(2A) IIOA(3A) IVA(4A) ns2 ns2np1 ns2np2

PERIODO 1

H

PERIODO 2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

PERIODO 3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

x

Ox

x x

x

SeCl6:

xx

xx

BrF3:

Intermoleculares Ejemplo:

P = 10e–

F

Cl Se = 12e–

Cl Cl

{

ZZ Iónico (electrovalente) ZZ Covalente ZZ Metálico

ZZ Interacción dipolo-dipolo ZZ Enlace de hidrógeno ZZ Fuerza de dispersión

o de London

Enlace interátomico O

Be = 4e–

Be = 6e–

x

x

F

{

Interatómicos

H2O

B

F

CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS

F x

x

Se Cl

Cl

P

Cl Cl

comparten e– Cada átomo, en la estructura anterior, cumple con la regla del octeto, ganando, perdiendo o compartiendo electrones. * Excepxiones a la regla del octeto: C.1. Octeto incompleto: La excepción más notable es la del hidrógeno que forma el dueto (helio), el berilio de grupo IIA, boro y aluminio del grupo IIIA. Ejemplo: x H = 2e– H2: H H BrCl2: xx xClx x Be x xClx xx

x

F

gana 2e–

Cl x xOx

x

F

2–

Monóxido de dicloro: Cl2O

QUÍMICA

C.2. Octeto expandido: Se produce en átomos que contienen más de ocho electrones externos al constituir el enlace. Ejemplo: PF5: F x

Mg

2+

1

VIIA(7A) VIIIA(8A) ns2np5 ns2np6

x

Fue formulada por Gilbert Newton Lewis (18751946), es un criterio genérico que establece que los átomos adquieren estabilidad química al completar ocho electrones en su nivel más externo (semejante en la configuración electrónica a la de un gas noble), excepto el helio, que tiene solo 2 electrones. Ejemplo: Óxido de magnesio: MgO

VI(6A) ns2np4

He

C. Regla del octeto:

pierde 2e–

VA(5A) ns2np3

F

H

H

Enlace hidrógeno H

Enlace covalente O H

Enlace intermolécular

158

5.°

año

ENLACES QUÍMICOS ENLACE IÓNICO Enlace iónico (electrovalente)

Propiedades de los compuestos iónicos:

ZZ En condiciones ambientales, son sólidos cristalinos

Es una fuerza química producida por la atracción electrostática de cationes y aniones que trae como consecuencia la formación de redes iónicas. El catión generalmente es de un metal y el anión es de un no metal.

forman completan el cationes octeto (pierde (gas noble) electrones) Estabilidad

11

1.- El compuesto se separa en iones.

grupo IA ⇒ Na

Ejemplo 1:

Cl ⇒ [Ne]3s23p5 17

2.- Primero se escribe el ion positivo con su carga correspondiente en la parte superior derecha, y a su lado, el ion negativo, entre corchetes, indicando su octeto de electrones, y fuera del corchete se esconde la carga negativa en la parte superior derecha. Ejemplo:

do, o en solución acuosa

Pasos para realizar la estructura de Lewis:

forman aniones (gana electrones)

forman enlace iónico

Na ⇒ [Ne]3s1

ZZ Son buenos conductores de la electricidad, fundi-

ZZ La diferencia de electronegatividad es: DEN ≥ 1,7

Excepto: H , Be , Al y O

ZZ Son sólidos duros y quebradizos

ZZ Forma redes cristalinas

{

{

I, IIA VIA, VIIA transferencia metal no metal (menor EN) de electrones (mayor EN)

ZZ Poseen alto punto de fusión y ebullición

xx

grupo VIIA ⇒ x xClx xx

ClCl2:

Ca2+ 2

Na2S:

2Na

+

xx

x x Cl x xx 2–

xx x

S

xx

–

x

Luego: Na

xx

x + Cl x xx

xx

⇒ Na

x x Cl x xx

+1

1–

Fuerza eloctroestática de atracción

Ejemplo 2:

19

K ⇒ [Ar]4s1

8

O ⇒ [He]2s22p4

¿Sabías que...?

grupo IA ⇒ K

Arieh Warshell, Michael Levitt y Martin Karplus obtuvieron el Premio Nobel de Química por el desarrollo de «modelos multiescala de complejos sistemas químicos»

xx

grupo VIA ⇒ x Ox xx

Luego: xx

K + xxOx x + K ⇒ 2K+1

5.°

año

xx

Otra forma: Ca ∈ IIA ⇒ Ca2+ ⇒ Ca2+ Cl–1 Cl ∈ IIIA⇒ Cl–1 ∴CaCl2

1–

xOx xx

159

QUÍMICA

1


Trabajando en clase 1. ¿Cuántos electrones de valencia tiene el azufre (Z = 16)? a) 2

b) 4

d) 8

e) 1

6. La fórmula que resulta de la unión de los elementos 12X y 17Y es:

c) 6

Resolución:

Haciendo la configuración electrónica del azufre: S: [Ne]3s23p4 16

tiene 6e– valencia Rpta: c

b) 3

d) 7

e) 8

E a) E b) E c)

d) X3Y

e) XY3

a) 5

b) 7

d) 3

e) 6

(UNMSM 2005 –I)

4. La configuración electrónica del átomo X es: [Ar] 4s2; indica su notación Lewis.

d) X e) X 5. La fórmula que resulta de la unión de los elementos 11X y 16Y es: b) XY2

d) X3Y

e) XY3

c) X2Y

Haciendo la configuración electrónica de cada elemento, tenemos:

11

X :

16Y :

[Ne]3s1



1e- valencia

[Ne]3s 3p 

6 e- valencia

2

4

QUÍMICA

e) 4, 6, 5

c) 5, 4, 6

Haciendo la configuración electrónica de cada elemento tenemos: O: [He]2s22p4

→

6e- valencia

N: [He]2s22p3

→

5e- valencia

C: [He]2s22p2

→

4e- Valencia

8

7

6

Rpta: d.

9. El aluminio, el azufre y el cloro tienen, respectivamente, los números atómicos 13, 16 y 17. ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada átomo?

Rpta: c

1

d) 6, 5, 4

X1+ Y2- X2Y

b) 4, 5, 6

Resolución:

a) 6, 4, 5 Resolución:

X c) X a) X b)

a) XY

c) 2

8. El oxígeno, el nitrógeno y el carbono tienen, respectivamente, los números atómicos 8, 7 y 6. ¿Cuántos electrones hay en la capa de valencia de cada átomo?

d) E e) E

c) X2Y

(UNMSM 2010-II)

c) 5

3. Indica la notación Lewis de un elemento E cuyo Z =14

b) XY2

7. Calcula el número de electrones de valencia de un átomo que tiene 18 neutrones y cuyo número de masa es 35.

2. ¿Cuántos electrones de valencia tiene el bromo (Z = 35)? a) 1

a) XY

160

a) 4, 6, 7

b) 3, 7, 6

d) 2, 4, 7

e) 3, 5, 7

c) 3, 6, 7

5.°

año

ENLACES QUÍMICOS ENLACE IÓNICO 10. En relación con las características del compuesto KCl, establece la verdad o falsedad de los siguientes enunciados: I. Presenta enlace iónico

13. Escribe V o F de acuerdo con las características del enlace iónico. I. Existe transferencia de protones.

( )

II. La electronegatividad entre los átomos debe ser igual a 1,7. ()

II. Conduce fácilmente la corriente eléctrica ( ) III. Presenta estructura cristalina

( )

III. Se produce generalmente entre metales y no metales. ( )

(UNMSM 2012 – II) a) VFV

b) VVV

d) VFF

e) FVF

c) FVV

IV. La atracción entre los átomos es debido a cargas netas positivas y negativas. () a) FFVF

11. La fórmula del compuesto formado por el elemento X, cuyos números cuánticos en el último electrón son: 3, 0, 0, +1/2 y el elemente Y, cuyos números cuánticos del último electrón son: 2, 2, –1, –1/2 es: a) XY d) X3Y2

b) X2Y e) XY3

b) FVVV c) VFVV d) FFVV

c) XY2

e) VVVF

12. Respecto al enlace iónico, señala si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F): I. En su formación se producen transferencia de uno o más electrones del átomo menos electronegativo hacia el más electronegativo. ( )

14. Para la notación Lewis X la proposición correcta es: a) X es un metal. b) X solo tiene 5 electrones. c) X tiene baja electronegatividad.

II. Las fuerzas de unión son de naturaleza electrostática. ( )

d) La configuración electrónica de X finaliza en p5.

III. Se establece únicamente entre cationes y aniones. ( )

e) El valor del número cuántico magnético del último electrón es +1.

IV. Las unidades mínimas de todo compuesto iónico son las moléculas. ( ) (UNI: 2002 – II) a) VVVV

b) VVVF

d) FFVV

e) FVFF

c) VFVF

Resolución: I. La transferencia siempre se realiza del elemento menos al más electronegativo. (V) II. Se producen entre cargas eléctricas.

15. Para un compuesto iónico, ¿cuáles son los números atómicos de los elementos A y B cuando se juntan? Se sabe que A tiene un electrón de valencia y B se encuentra en el grupo VIIA. La diferencia de Z para ambos elementos es de 16 unidades.

(V)

III. Formado por cationes (metal) y aniones (no metal). (V)

5.°

a) 9 y 25 b) 11 y 27 c) 19 y 35

IV. Las unidades mínimas son redes cristalinas. (F)

d) 37 y 54

Rpta: b

e) 19 y 33

año

()

161

QUÍMICA

1

1

Enlaces Químicos Enlace Iónico

ENLACES QUÍMICOS Marco teórico:

Un enlace químico se forma cuando dos o más átomos se enlazan fuertemente, por interacción de sus electrones de valencia, cada uno en la búsqueda de mayor estabilidad química(proceso exotérico).

Cuando observamos un vaso con agua no nos percatamos de que en el interior esta sustancia está formada por miles de trillones de moléculas. ¿Cómo se formaron estas moléculas y como estas moléculas unidas originan el estado líquido del agua?

H

O

Propiedades generales:

ZZ Son fuerzas de naturaleza eléctrica o electromagnética. ZZ Intervienen los electrones más externos o de valencia. ZZ La electronegatividad influye en el comporta-

miento d los átomos.

H

ZZ Los átomos conservan su identidad porque la es-

tructura de sus núcleos no se alteran. Aunque generan sustancias con propiedades diferentes. ZZ Los átomos adquieren un estado energético más estable, debido a que disminuye su energía.

H2O La forma en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. El enlace químico es la fuerza, de naturaleza electromagnética o eléctrica, que mantiene unidos a los átomos para formar moléculas; o a los iones, formando solidos iónicos o arreglos metálicos. Ejemplo: Formación del HBr, al reaccionar átomos de H y Br. H + Br YY YY YY YY YY YY

Baja

5.°

Son electrones que se encuentran ubicados en la última capa o nivel de energía de los elementos representativos. Ejemplo:

B. Notación (diagrama) de Lewis:

H Br

H Br

2e–valencia

La notación de Lewis se escribe respetando la condición de los electrones de valencia de un átomo, es decir, si están libres o apareados. Se respeta la configuración electrónica antes de enlazarse. S

Pz

{

E

Px

Py

●● Menor Átomos energía enlazados (moléculas) ●● Mayor Avance de la reacción estabillidad

año

Es la representación mediante puntos o aspas (o, x) de los electrones de valencia. Ejemplo: Mg ⇒ 1s22s22p63s2

Br Liberación de energía

1e–valencia

Na ⇒ 1s22s22p63s1

átomos libres mayor energía menor estabilidad átomos enlazados menor energía mayor estabilidad H

Alta

A. Electrones de valencia:

5

Notación de Lewis de elementos representando la condición de los electrones de valencia de un átomo, es decir, si están libres o apareados

QUÍMICA

1


GRUPO C.E.

IA(1A) ms1

IIA(2A) ms2

IIA(3A) ms2np1

IVA(4A) ns2np2

VA(5A) ns2np5

VI(6A) ns2np4

PERIODO 1

H

PERIODO 2 PERIODO 3

Li

Be

B

C

N

O

F

F

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

C. Regla del octeto:

C.2. Octeto expandido:

Se produce en átomos que contienen más de ocho electrones externos al constituir el enlace. Ejemplo: PF5: F

pierde 2e–

Ox

SeCl6:

2–

x x

O

x

x x

Intermoleculares

La excepción más notable es la del hidrógeno que forma el dueto (Helio), el Berilio de grupo IIA, Boro y Aluminio del grupo IIIA. Ejemplo: x H = 2e– H2: H H

BrF3:

QUÍMICA

B

F

Se = 12e–

Cl Cl

{

ZZ Iónico (Electrovalente) ZZ Covalente ZZ Metálico ZZ Interacción dipolo – dipolo ZZ Enlace de Hidrógeno ZZ Fuerza de Dispersión

o de London

Enlace interátomico O

Be = 4e–

H2O Be = 6e–

x

x

F

1

Ejemplo:

F x

{

Interatómicos

xx

P = 10e–

CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS

Cl

C.1. Octeto incompleto:

xx

F

Cl Se

Cl

comparten e– Cada átomo en la estructura anterior cumplen con la regla de octeto, ganando, perdiendo o compartiendo electrones.

BrCl2: xx xClx x Be x xClx xx

x

Cl Cl

Monóxido de Dicloro: Cl2O x

P

F

gana 2e–

x Cl

x

x

x

Mg

x

F

x

Fue formulada por Gilbert Newton Lewis (1875 – 1946), es un criterio genérico que establece que los átomos adquieren estabilidad química al completar ocho electrones en su nivel más extremo (semejante en la configuración electrónica a la de un gas noble).Excepto el Helio que tiene solo 2 electrones. Ejemplo: Óxido de Magnesio: MgO 2+

VIIA(7A) VIIIA(8A) ns2np5 ns2np5

F

H

H

Enlace hidrógeno H

Enlace covalente O H

Enlace intermolécular

6

5.°

año

ENLACES QUÍMICOS ENLACE IÓNICO Enlace iónico (electrovalente)

Propiedades de los compuestos iónicos:

ZZ En condiciones ambientales son sólidos cristalinos

Es una fuerza química producida por la atracción electrostática de catones y aniones que trae como consecuencia la formación de redes iónicas.

ZZ Poseen alto punto de fusión y ebullición ZZ Son sólidos duros y quebradizos

El catión generalmente es de un metal y el anión es de un no metal.

ZZ Son buenos conductores de la electricidad fundi-

do o en solución acuosa

ZZ Forma redes cristalinas

{

{

I, IIA VIA, VIIA transferencia metal no metal (menor en) de electrones (mayor en) forman cationes

completan el octeto (gas noble) Estabilidad

ZZ La diferencia de electronegatividad es: AEN ≥ 1,7

Pasos para realizar la estructura de Lewis:

forman aniones

1.- El compuesto se separa en iones. 2.- Primero se escribe el ión positivo con su carga correspondiente en la parte superior derecha, y a su lado, el ión negativo entre corchetes indicando su octeto de electrones y fuera del corchete la carga negativa en la parte superior derecha.

Excepto: H , Be , Al y O 11

forman enlace iónico

Na ⇒ [Ne]3s1

grupo IA ⇒ Na

Ejemplo:

Ejemplo 1:

Cl ⇒ [Ne]3s23p5 17

xx

grupo VIIA ⇒ x xClx xx

ClCl2:

Ca2+ 2

Na2S:

2Na

+

xx

x x Cl x xx 2–

xx x

S

xx

–

x

Luego: Na

xx

x + Cl x xx

xx

⇒ Na

x x Cl x xx

+1

1–

Fuerza eloctroestática de atracción

Ejemplo 2:

19

K ⇒ [Ar]4s1

8

O ⇒ [He]2s22p4

Sabías que

grupo IA ⇒ K

Premio nobel química 2013 Arieh Warshell (Israel – EUA) Michael Levitt y Martín karplus por el desarrollo de “ modelos multiescala de complejos sistemas químicos”

xx

grupo VIA ⇒ x Ox xx

Luego: xx

K + xxOx x + K ⇒ 2K+1

5.°

año

xx

Otra forma: Ca ∈ IIA ⇒ Ca2+ ⇒ Ca2+ Cl–1 Cl ∈ IIIA⇒ Cl–1 ∴CaCl2

1–

xOx xx

7

QUÍMICA

1


Trabajando en clase 6. La fórmula que resulta de la unión de los elementos 12X y 17Y es:

1. ¿Cuántos electrones de valencia tiene el azufre (Z = 16)? a) 2

b) 4

d) 8

e) 1

c) 6

a) XY

b) XY2

d) X3Y

e) XY3

c) X2Y

Resolución:

Haciendo la configuración electrónica del azufre: S: [Ne]3s23p4

7. Calcula el número de electrones de valencia de un átomo que tiene 18 neutrones y cuyo número de masa es 35.

tiene 6e– valencia

11

(UNMSM 2010-II)

2. ¿Cuántos electrones de valencia tiene el bromo (Z = 35)? a) 1

b) 3

d) 7

e) 8

c) 5

a) 5

b) 7

d) 3

e) 6

8. El oxígeno, el nitrógeno y el carbono tienen, respectivamente, los números atómicos 8,7 y 6. ¿Cuántos electrones hay en la capa de valencia de cada átomo?

3. Indica la notación Lewis de un elemento E cuyo Z =14 X c) X a) X b)

(UNMSM 2005 –I)

d) X e) X 4. La configuración electrónica del átomo X es:

c) 2

a) 6, 4, 5

b) 4, 5, 6

d) 6, 5, 4

e) 4, 6, 5

c) 5, 4, 6

[Ar] 4s2; indica su notación Lewis. Resolución: Haciendo la configuración electrónica de cada elemento tenemos:

E a) E b) E c) d) E e) E 5. La fórmula que resulta de la unión de los elementos 11X é 16Y son: a) XY

b) XY2

d) X3Y

e) XY3

c) X2Y

Resolución: Haciendo la configuración electrónica de cada elemento, tenemos: 11

X :

16Y :

[Ne]3s1



1e- valencia

[Ne]3s23p4 

6 e- valencia

Rpta: C

1

QUÍMICA

→

6e- valencia

N: [He]2s22p3

→

5e- valencia

C: [He]2s22p2

→

4e- Valencia

8

7

6

Rpta: D

Haciendo la configuración electrónica de cada elemento tenemos:

9. El aluminio, el azufre y el cloro tienen, respectivamente, los números atómicos 13, 16 y 17 ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada átomo?

X1+ Y2- X2Y

O: [He]2s22p4

8

a) 4, 6, 7

b) 3, 7, 6

d) 2, 4, 7

e) 3, 5, 7

c) 3, 6, 7

5.°

año

ENLACES QUÍMICOS ENLACE IÓNICO 13. Las proposiciones siguientes mencionan características del enlace iónico.

10. En relación con las características del compuesto KCl, establece la verdad o falsedad de los siguientes enunciados: I. Presenta enlace iónico

( )

I. Existe transferencia de protones.

II. Conduce fácilmente la corriente eléctrica ( ) III. Presenta estructura cristalina

II. La electronegatividad entre los átomos debe ser igual a 1,7.

( )

(UNMSM 2012 – II) a) VFV

b) VVV

d) VFF

e) FVF

III. Se produce generalmente entre metales y no metales.

c) FVV

IV. La atracción entre los átomos es debido a cargas netas positivas y negativas. a) FFVF

11. La fórmula del compuesto formado por el elemento X, cuyos números cuánticos en el último electrón son: 3,0,0,+1/2 y el elemente Y, cuyos números cuánticos del último electrón son: 2, 2, -1, - 1/2es: a) XY

b) X2Y

d) X3Y2

e) XY3

b) FVVV c) VFVV d) FFVV

c) XY2

e) VVVF

12. Respecto al enlace iónico, señala si las afirmaciones son:

14. Para la notación Lewis … la proposición correcta es:

I. En su formación se producen transferencia de uno o más electrones del átomo menos electronegativo hacia el más electronegativo.

a) X es un metal.

II. Las fuerzas de unión son de naturaleza electrostática.

c) X tiene baja electronegatividad.

b) X solo tiene 5 electrones. d) La configuración electrónica de X finaliza en p5.

III. Se establece únicamente entre cationes y aniones.

e) El valor del número cuántico magnético del último electrón es +1.

IV. Las unidades mínimas de todo compuesto iónico son las moléculas. (UNI: 2002 – II) a) VVVV

b) VVVF

d) FFVV

e) FVFF

c) VFVF

15. Para un compuesto iónico ¿cuáles son los números atómicos de los elementos A y B cuando se juntan? Se sabe que A tiene un electrón de valencia y B se encuentra en el grupo VIIA. La diferencia de Z para ambos elementos es de 16 unidades.

Resolución: I. (V): La transferencia siempre se realiza del elemento menos al más electronegativo. II. (V): Se producen entre cargas eléctricas.

a) 9 y 25

III. (V): Formado por cationes (metal) y aniones (no metal).

b) 11 y 27 c) 19 y 35

IV. (F): Las unidades mínimas son redes cristalinas.

5.°

Marca la respuesta correcta:

d) 37 y 54 e) 19 y 33

Rpta: B

año

9

QUÍMICA

1

2

Enlace covalente

Marco teórico:

Cl

xx

compartición de electrones

H

1 enlace covalente apolar ∆EN = 0

x

xx

I xx xx

H

xx

I

xx

x x

B. Enlace covalente coordinado (dativo): Tiene lugar cuando uno de los átomos aporta el par de electrones enlazantes. Ejemplo: dióxido de azufre (SO2):

Clasificación de los enlaces covalentes:

O

x

xx

xS xx

xx

O

O

S

O

I. Según el número de electrones apartados para formar el par electrónico enlazante y su polaridad: A. Enlace covalente normal Cada átomo aporta un electrón en la formación del enlace. A.1. Apolar (puro) Se da cuando los átomos comparten equitativamente los electrones de enlace. Generalmente participan átomos del mismo elemento no metálico. Se cumple:

1 enlace dativo

Una vez formado el enlace, tanto el enlace covalente normal como el dativo son idénticos en cuanto a energía y longitud de enlace.

II. Según el número de pares electrónicos enlazantes: A. Enlace simple Cuando los átomos enlazados comparten un par de electrones. σ A x B A B

DEN = O Ejemplo: cloro gaseoso: (Cl2) :

QUÍMICA

Cl xx

xx

1 enlace covalente polar ∆EN ≠ 0

Hay que recordar que aquí no existe pérdida ni ganancia de electrones, pues los átomos son de elementos no metálicos. El octeto se consigue compartiendo uno o más pares de electrones y el resultado es la formación de moléculas.

2

xx

Cl

A.2. Polar Se presenta cuando los electrones enlazantes no son compartidos equitativamente por los átomos, debido a que uno de los átomos es más electronegativo que el otro. Se cumple: DEN ≠ O ; 1,7 > ∆EN > O Ejemplo: Ioduro de hidrógeno (HI) δδ+

compartición de electrones 2. Para la formación del cloruro de hidrógeno: xx xx H + x Cl xx H x Cl xx ; ∆EN ≠ 0

Cl xx xx

EN = 3,0 EN = 3,0

Ejemplo: 1. Para la formación de enlace químico en el hidrógeno: H x H ; ∆EN = 0 H +xH

xx

xx

{

{

El enlace covalente se produce mediante la compartición de pares de electrones, principalmente entre átomos de elementos no metálicos, (aunque también pueden intervenir metales poco activos, como el Be, Al, Hg) y trae como consecuencia la formación de moléculas o iones poliatómicos.

x

10

5.°

año

ENLACE COVALENTE

Propiedades de las sustancias covalentes:

B. Enlace múltiple Se da cuando los átomos enlazados comparten más de un par de electrones. Este puede ser doble o triple. Ejemplos: p x A x B A B (enlace doble) σ x p A xx B A σ B (enlace triple) p H

x

O2:

O

x x

N

x x x x x N

x

O x x

x

x

σ H

O xxx

O

xx

Cl xx S

x

Queremos aclarar los conceptos de electrones de valencia y estado de oxidación. Recordamos que los electrones de valencia son los electrones de la última capa. La valencia es la capacidad que tienen los átomos de transferir, compartir o donar electrones a otros átomos. El estado de oxidación es la carga real o aparente que poseen los átomos de los elementos y está en función de la valencia. Ejemplo:

O

O x x

H

SO3:

p O σ p N σ N p

x x

x x xx

H

ZZ ZZ

x Ox x x xx

σ H

O σ S σ p σ

1. Para la molécula del agua (H2O), determina electrones de valencia, valencia y E. O. de cada elemento. Para el H2O, la estructura molecular es: σ– O

Ojo: El enlace dativo se considera s (sigma) Un enlace sigma (σ) es el resultado del solapamiento frontal de dos orbitales atómicos, que origina un orbital molecular sigma(σ), el cual se encuentra situado sobre la línea imaginaria que une los ejes de los átomos enlazados. Son los enlaces más estables y son los que se forman en todo enlace sencillo. Un enlace pi (π) es el que resulta del solapamiento lateral de orbitales atómicos «p» paralelos, desapareados y puros, produciendo un orbital molecular pi (π), el cual tiene regiones de compartición electrónica paralelas, pero a lados opuestos de la línea imaginaria que une los átomos enlazados. Otro: Longitud de enlace

líquidas o gaseosas Generalmente tienen bajo punto de fusión y ebullición. Generalmente sus soluciones no son conductoras de electricidad. Constituyen moléculas. Generalmente: 1,7 > D EN > O Ojo: (San Marcos : 1,9 > D EN > O)

Observaciones

O

H2O:

ZZ

H σ H

H

x

N2:

ZZ

O

H2:

ZZ A condiciones ambientales, pueden ser sólidas,

σ+ H ZZ Electrones de valencia: H=1 O=6 ZZ Valencia:

H=1 O =2

ZZ E.O.:

H = +1 O = -2

2. Para la molécula del ácido nítrico (HNO3), determina electrones de valencia, valencia y E. O. de cada elemento. Para el HNO3, la estructura molecular es:

C–C>C=C>C C Otro: Energía de enlace (kcal/mol) C C>C=C>C–C A mayor unión química, menor longitud de enlace. A menor longitud de enlace, mayor es la energía de disociación.

5.°

año

σ+ H

σ– O

O N σ+

O

H

11

QUÍMICA

2

ENLACE COVALENTE

Enlace metálico

ZZ Electrones de valencia:

H=1 N=5 O=6

Es aquel que se produce entre átomos de elementos metálicos tiene lugar por la atracción electrostática entre los electrones de valencia y los cationes instantáneos que se producen por la fluidez, electrónica generando un «mar de electrones».

ZZ Valencia:

H=1 N=5 O=2

Esto explica la alta cohesión atómica de los sólidos metálicos y sus respectivas aleaciones, brillo y gran conductividad térmica y eléctrica.

ZZ E.O.:

H = +1 N = +5 O = -2

Regla práctica para construir moléculas Si el compuesto está formado por dos átomos, se colocan los electrones de tal manera que cada átomo reciba del otro la cantidad de electrones que le falta para completar el octeto. Los electrones se colocan entre los átomos.

Compuestos con enlace iónico y covalente a la vez

Existen compuestos que presentan enlace iónico y covalente a la vez; sin embargo, sus propiedades físicas y químicas son las de un compuesto iónico. Ejemplo: 1. Bicarbonato de Sodio (NaHCO3) O

Ejemplo:

–

O

O

H

Cl xx

H

xx

Cl

YY De haber más de un átomo unitario, será

aquel al que le falten más electrones

YY De haber igualdad en el número de electro-

nes, será el menos electronegativo.

Resonancia

YY Se distribuyen el resto de los átomos alrede-

dor del átomo central, buscando construir una estructura simétrica, y se completan los octetos de los átomos unidos al átomo central primero.

Es el término que se utiliza para indicar que una molécula tiene varias representaciones de Lewis que son químicamente razonables y cumplen el octeto. Se produce porque los electrones pi (π)se encuentran deslocalizados en toda la molécula o ion, los enlaces π pueden encontrarse en cualquier lugar de la estructura. Ejemplo: el trióxido de azufre (SO3): O

S

S

S

H

H

x

H

C

x

x

H

H

x

H H

x

H

C

H

H x xx x N x

H

C

N

O

O

O

{

O

O

Ejemplos:

O

O

O

xx

YY El que esté presente unitariamente

El enlace entre el catión sodio Na+ y el anión bicarbonato HCO3– es iónico; pero los enlaces C – O y O – H son covalentes.

SO3:

x

Si el compuesto está formado por más de dos átomos, el hidrógeno se coloca en las posiciones terminales y, por lo general, unido al oxígeno si lo hubiese o a un no metal. Se considerará como átomo central de la molécula:

C

Na+

H

HCl:

Tres estructuras resonantes

2

QUÍMICA

12

5.°

año

ENLACE COVALENTE

Trabajando en clase 1. ¿Cuál de los siguientes compuestos presentan enlace covalente? (UNALM 2004 - II) a) NaCl b) KBr c) CaF2 d) CO2 e) MgCl2 Resolución: Para que el compuesto presente enlace covalente debe estar formado por dos no metales; que sería el carbono y oxígeno. Rpta: d

b) 14; 2 d) 11; 5

Resolución: Recordando que un enlace simple es sigma, un enlace doble tiene un sigma y un pi, y un enlace triple dos pi y un sigma; además, cada átomo de H es un sigma tenemos: p –Cp = C H σ– Cσp C H CH3 σ σ σ CH3 sigma (σ) = 13 pi (p) = 3 Rpta: c 6. En la molécula: CH3 – C C – CH = C = CH2, ¿cuántos enlaces sigma (σ) y pi (p) respectivamente hay? a) 10 y 5 b) 11 y 4 c) 8 y 7 d) 5 y 10 e) 4 y 11

2. ¿Cuál de las alternativas representa un compuesto molecular? (UNALM 2003 – II) b) CaCO3 c) KIO a) NH4OH e) NaCl d) H2O 3. Los elementos X, Y se ubican en la tabla periódica, como se indica: Y

X

a) 12; 4 c) 13; 3 e) 12; 3

7. Respecto a la estructura de la hidracina (NH2 – NH2):

H

La fórmula más probable que formarán éstos elementos y el tipo de enlace que formarán es: (UNALM 2003 – I) a) XY, iónico b) X2Y3, covalente polar c) XY2, iónico d) X2Y, covalente polar e) XY, covalente apolar

año

H

H

H

8. El número de enlaces covalentes polares, covalentes apolares y pares libres de electrones que tiene la molécula de etanol (C2H5OH), respectivamente, es: a) 7 – 1 – 2 b) 1 – 7 – 4 c) 6 – 2 – 4 d) 7 – 0 – 4 e) 6 – 1 – 3

5. ¿Cuántos enlaces sigma y enlaces pi, respectivamente, existen en el siguiente compuesto? CH3 – C = CH – C CH

5.°

N

I. Hay dos pares de electrones no enlazantes. II. Presenta dos enlaces dativos. III. La valencia del nitrógeno es 5, ya que tiene 5 electrones de valencia. IV. Todos los enlaces son covalentes polares. V. Todos los átomos cumplen con la regla del octeto. IV. Los enlaces N – N son electrovalentes apolares. Son correctas: a) I, III b) II, IV, VI c) I, IV d) I, II, III, VI e) Sólo I

4. La configuración de un átomo X es 1s22s1 y de otro átomo Z es 1s22s22p63s23p4.La fórmula química y el tipo de enlace que se producirá entre ellos es: a) XZ - covalente polar b) X2Z - iónico c) XZ2 - covalente d) XZ2 - iónico e) X2Z - covalente polar

CH3

N

(UNMSM 2009 – II)

13

QUÍMICA

2

ENLACE COVALENTE Resolución: La estructura de la molécula del etanol (C2H5OH) es: H H H

C

C

H

H

O

Dato: electronegatividad. H = 2,1 ; C = 2,5 ; N = 3,0 ; O = 3,5 (UNI: 2007 – II) a) Solo I b) Solo II c) I y II d) Solo III e) II y III Resolución: I. (F): O – H : el enlace es covalente polar II. (F): H – N : es covalente polar III. (V): O

H

Enlaces covalentes polares = 7 Enlaces covalentes apolares = 1 Pares libres de electrones = 2 Rpta: a

H

O

S

Rpta: d

O

13. Respecto a la molécula del ácido perbrómico (HBrO4), lo correcto es: I. Presenta cinco enlaces covalentes polares. II. Tiene tres enlaces covalentes coordinados o dativos. III. Hay once pares de electrones no enlazantes. IV. La valencia del bromo es cuatro. V. Todos los átomos cumplen con la regla del octeto. a) Todos b) I, II y V c) II y IV d) I, II y III e) I, II y IV

O H La afirmación correcta es: a) El azufre tiene 2 electrones de valencia b) El enlace O – H es covalente apolar c) El estado de oxidación del azufre es +6 d) El estado de oxidación del oxígeno es +2 e) El H2SO4 es un compuesto iónico 10. Señala cuántos enlaces simples existen, respectivamente: III) Br2 IV) O3 I) O2 II) N2 a) 1, 0, 1, 0 b) 0, 0, 1, 1 c) 1, 1, 0, 0 d) 1, 0, 0, 1 e) 0, 1 ,1, 0

14. En la siguiente serie de compuestos, selecciona la molécula de mayor carácter covalente.

11. Escribe la siguiente estructura de Lewis de los siguientes compuestos e indica el número de enlaces dativos que poseen cada molécula respectivamente. II) SO2 III) Cl2O5 I) H3PO4 a) 3,2, 1 b) 2, 3, 1 c) 1, 1, 4 d) 2, 2, 2 e) 2,1 ,3

QUÍMICA

Elementos

Be

Mg

Ca

Ba

Sr

Cl

EN

1,5

1,2

1,0

0,9

1,0

3,0

a) MgCl2 d) CaCl2

b) BaCl2 e) BeCl2

c) SrCl2

15. En relación con los siguientes elementos: A; B ; C 1 7 17 Indica V o F según las proposiciones: I. A y B forman el compuesto covalente BA3 II. A y C forman el compuesto iónico AC III. B y C forman el compuesto covalente BC3 a) VVV b) VFV c) VFF d) VVF e) FVV

12. Dadas la siguientes proposiciones, que relacionan las moléculas con los enlaces, señala qué proposiciones son correctas. I. CH3OH: el enlace O – H es iónico II. NH3: uno de los enlaces H – N es covalente apolar III. O3: tiene un enlace covalente coordinado

2

O

O

9. La estructura de Lewis de H2SO4es: O

14

5.°

año

3

Teoría del enlace covalente Y fuerzas intermoleculares

TEORÍA DEL ENLACE COVALENTE I. Teoría de repulsión de los pares de electrones de valencia (T.R.P.E.V)

Esta teoría trata de explicar espacialmente la forma de las moléculas, y dice: «las repulsiones entre los pares de electrones en el nivel de valencia determinan la forma de las moléculas». Los pares de electrones se repelen unos a otros, tanto si están en enlaces químicos (pares enlazantes) como si no están enlazados (pares libres). Estos grupos de electrones se disponen alrededor de un átomo con orientaciones que minimicen la repulsiones. De estas orientaciones proceden las formas geométricas de la moléculas.

I.1. Regiones de alta densidad electrónica (R.A.D.E.)

Llamada también simplemente Región, es una zona que concentra a los electrones y puede ser: YY Un enlace covalente simple: X – Y YY Un enlace covalente doble: X = Y YY Un enlace covalente triple: X Y YY Un par libre de electrones o un único electrón desapareado sobre un átomo con octeto imcompleto: X Estas regiones constituyen nubes negativas debido a los electrones y por lo tanto las repulsiones entre los grupos de electrones hacen que estos se alejan entre sí lo más posible, orientándose hacia los vértices de una figura geométrica que tenga como centro al átomo central de la molécula. Ejemplo: H N H NH3: H 4 regiones (3 pares enlazantes y 1 par libre) Ejemplo: H2O: 4 regiones (2 pares enlazantes, 2 pares libres) Ejemplo SO2:

H

O

O

S

H

O

3 regiones (1 dativo, 1 enlace doble, 1 par libre)

I.2. Geométria electrónica (G.E.)

Esta geometría considera a las regiones enlazantes y no enlazantes, y dependiendo del número de ellas tenemos lo siguiente: N.° de regiones 2 3 4 5 6

5.°

año

G.E. Ángulo lineal 180° triangular planar 120° tetaédrica 109,5° bipiramidal 90°,120°, 180° octaédrica 90°,180°

15

QUÍMICA

3

TEORÍA DEL ENLACE COVALENTE Y FUERZAS INTERMOLECULARES

I.3. Geometría molecular (G.M.)

También llamada geometría de una molécula, es la representación que se forma cuando solo se involucra a las regiones enlazantes y pueden ser:

N° de regiones 2 sp 3 sp2 4 sp3 5 sp3d 6 sp3d2

Pares enlazantes 2 3 2 4 3 2 5 6

Pares libres 0 0 1 0 1 2 0 0

GE

∠GE

Lineal

180°

Lineal Triangular plana Triangular planar 120° Angular Tetraédrico Tetraédrico 109,5° Piramidal trigonal Angular Bipiramidal: 90°; 120°; 180° Octaédrica: 90°; 180°

I.4. Intensidad de repulsión

H C H

NH3:

H N

H H2O:

H

Enlace = covalente

109,5° H

H

QUÍMICA

1 orb «s» +2 orb «p» 3 orb híbridos «sp2»

Sp (4)

1 orb «s» +3 orb «p» 4 orb híbridos «sp3» 1 orb «s» +3 orb 5 orb híbridos «p»+ 1 orb «d» «sp3d» 1 orb «s» +3 orb 6 orb híbridos «p»+ 2 orb «d» «sp3d2»

Sp3d (5)

H

Orbitales puros que participan

Sp2 (3) 3

Sp3d2 (6)

ZZ Enlace sigma (σ): Es la superposición de orbita-

les puros o híbridos de manera frontal, y es más fuerte que el pi (p). ZZ Enlace pi (p): Es la superposición de orbitales tipo «p», de manera lateral. Ojo: sigma (σ) > pi (π) (más fuerte) pi (π) > sigma (σ) (más reactivo) ZZ Polaridad de una molécula: Es una evaluación de la distribución de la nube electrónica.

Según la teoría del enlace de valencia, el enlace covalente es el resultado de un acercamiento y superposición o traslapo máximo de orbitales entre un orbital de un átomo con otro orbital de átomo. Los orbitales que participan pueden ser puros ó híbridos. Antes de producirse el enlace covalente, los orbitales puros de cada átomo se «reacomodan»

3

puros: s – p – d – f híbridos: sp – sp2 – sp3 – sp3d – sp3d2

Cantidad de orbitals híbridos formados Sp (2) (N° Regiones) 1 orb «s» +1 orb «p» 2 orb híbridos «sp»

II. Teoria del enlace de valencia (TEV)

traslape de orbitales

Tipo de orbital híbrido

104,5° Ojo: Si la molécula no presenta pares libre, entonces GE = GM.

180° 120° <120° 109,5° <109,5° <109,5°

Hibridación: Es el reordenamiento de los electrones de valencia en sus orbitales, para generar orbitales desapareados más estables que pueden superponerse con otros. Ejemplo:

107°

O H

∠GM

de modo que les permita adquirir la mejor «estabilidad»cuando se enlazan. Un «reacomodo» de los orbitales significa una mezcla o fusión de orbitales puros que da como resultado orbitales híbridos, entonces el enlace entre los átomos ocurre con orbitales híbridos, así como con orbitales puros.

Es el resultado de que los pares libres de electrones adyacentes y por ello tienden a comprimir los ángulos de enlace. Par libre – par libre > par libre – par enlazante > par enlazante – par enlazante

Ejemplo: CH4:

GM

16

5.°

año

TEORÍA DEL ENLACE COVALENTE Y FUERZAS INTERMOLECULARES ZZ Dipolo de enlace: se representa como un vector

cuya flecha se desplaza hacia el elemento más electronegativo. H

C l

O

C

O

ZZ Clasificación: fuerzas intermoleculares

ZZ Momento bipolar (m): Es una resultante vectorial

Sustancia Apolar

que se obtiene al sumar todos los dipolos de enlace de una molécula. Molécula polar

Molécula apolar

Se denomina fuerza de dispersión de London en moléculas polares debido que desequilibrios de electrones constantes generan una dipolaridad instantánea que se le suma a la permanente.

Polar

●● m ≠ 0 ●● distribución asimétrica ●● par libre (átomo central)

Polar

electrones

H

●● m ≠ 0 ●● distribución simétrica ●● no hay par libre electro-

3) Intensidad de las fuerzas químicas: Enlace Enlace Enlace > > > metálico iónico covalente

Estas fuerzas son débiles, comparadas con el enlace iónico y covalente, que son fuerzas interatómicas.

Fuerzas interatómicas ion puente de dipolo > > > London dipolo hidrógeno dipolo

ZZ Dipolaridad: Es la distribución no equitativa de

la nube electrónica en una molécula y puede ser:

ZZ Dipolaridad permanente: Se da solo en molécu-

Fuerzas intermoleculares

las polares que presentan distribución no equitativa en todo momento.

4) A mayor fuerza química, mayor punto de fusión y ebullición, y la longitud de atracción es menor, por lo que tendrá mayor densidad.

Ejemplo: σ– C l :HCl

5) En hidrocarburos isómeros se cumplirá que a mayor ramificación (menos estable), tendrá menor punto de ebullición.

Esta dipolaridad permanente es propia de las moléculas polares.

6) En moléculas apolares se cumplirá que a mayor masa molecular, tendrá mayores propiedades físicas.

ZZ Dipolaridad instantánea: Se presenta en mo-

léculas polares y no polares. Se manifiesta en moléculas no polares, debido al desequilibrio de electrones que generan en forma instantánea una polaridad. Esta fuerza es responsable de que las moléculas no polares se atraigan entre sí.

Ejemplo: Cl2 > O2 > H2

M: 71

32

2

(mayor punto de ebullición)

7) Lo semejante disuelve a lo semejante. Una molécula polar se disuelve en una sustancia polar como el agua.

Ejemplo: Cl2 , O2 , CH4 , CO2

año

Permanente + instantánea Puente de hidrógeno

F O N

2) Si una molécula polar se ve rodeada de iones, se forma una fuerza intermolecular denominada ión-dipolo.

Son fuerzas que mantienen unidas a las moléculas, y son fuerzas electrostática debido a la polaridad que presentan las moléculas; estas fuerzas pueden explicar la intensidad de las propiedades físicas, como por ejemplo: punto de ebullición, punto de fusión, tensión superficial, viscosidad, etc.

5.°

Dipolo – dipolo + dispersión de London

1) Un tipo de fuerza dipolo–dipolo se ha seleccionado aparte por ser más fuerte, denominándose: puente de hidrógeno (H → F, O, N)

FUERZAS INTERMOLECULARES:

Fuerza intermolecular Dispersión London

ZZ Observaciones:

nes

σ+ H

Dipolaridad Instantánea Permanente + instantánea

17

QUÍMICA

3


Trabajando en clase 1. Para la siguiente molécula del SO3, indica el tipo de molécula, su geometría molecular y el ángulo de enlace: a) polar – triangular planar – 120° b) Apolar – triangular planar – 120° c) polar – angular– 120° d) Apolar – angular – 109,5° e) polar – angular – <120° Resolución: La molécula del SO3 se distribuye de la siguiente forma: Presenta el átomo central con 3 regiones alrededor y tiene forma simétrica O

5. La geometría electrónica del carbono en el formaldehído (HCHO)es: a) Lineal O b) Plana trigonal c) Angular C d) Tetraédrica H H e) Octaédrica Resolución: El átomo central presenta tres regiones alrededor; por lo tanto, la geometría electrónica es plana trigonal. Rpta. b 6. La geometría molecular del tricloruro de fósforo (PCl3) es: P

S

Cl

120°

⇒ Molécula es apolar, su geometría molecular es triangular planar y el ángulo es de 120° Rpta. b

a) Lineal b) Plana trigonal c) Tetraédrica d) Angular e) Piramidal trigonal

2. Para la siguiente molécula del CO2, indica el tipo de molécula, su geometría molecular y el ángulo de enlace:

O

C

7. La geometría electrónica, molecular e hibridación del BCl3 es: a) Lineal – lineal - sp b) Angular – lineal – sp2 c) Plana triangular – sp2 d) Tetraédrica – angular – sp3 e) Angular – plana trigonal – sp3d

O

a) Polar – lineal – 180° b) Apolar – lineal – 180° c) Polar – lineal – 120° d) Apolar –angular – 180° e) Polar – plana trigonal – 120° 3. La molécula de agua (H2O) se caracteriza por. (UNALM 1997 – II) O

8. En la molécula de NF3 el ángulo de enlace es: N

F

4. De acuerdo con la teoría de la repulsión (TRPEV), la mayor repulsión se da entre: a) par enlazante y par enlazante b) par enlazante y par libre c) par libre y par libre d) par de enlace sigma y par de enlace sigma e) Par de enlace sigma y par de enlace pi QUÍMICA

18

F

F

H H a) ser lineal b) ser apolar c) formar un ángulo de 104,5° d ser un ión e) tener geometría plana trigonal

3

C l

Cl

O

O

a) 90° b) Menor que 90° c) 120° d) Menor que 120° e) Menor que 109,5° Resolución: el átomo central presenta 4 regiones alrededor; con 3 pares enlazantes y un par libre; entonces, el ángulo es menor que 109,5° Rpta. e

5.°

año


9. En la molécula de SCl2, el ángulo de enlace es:

I. O2

a) 180° b) 90° c) 120° d) 109,5° e) Menor que 109,5°

II. HBr H

Br

: Molécula polar (asimétrico)

III.CCl4

C l

: Molécula apolar (simétrico)

Cl

Cl

C l

Rpta.E 13. Indica cuál o cuáles de las siguientes moléculas son apolares: II. H2S III. CHCl3 I. BF3 a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) I y II e) II y III

11. ¿Cuál de los siguientes compuestos es soluble en agua? (UNALM 2008 – II) a) CO2 b) N2 c) CH3OH d) CH4 e) CH3 – CH3

14. Marca lo correcto respecto a las fuerzas intermoleculares. a) La fuerza dipolo-dipolo es igual a la fuerza de London. b) El enlace puente de hidrógeno es el más débil. c) Las moléculas de agua se unen mediante puente de hidrógeno. d) Todas las moléculas presentan fuerza dipolodipolo e) Todas las fuerzas intermoleculares son de igual intensidad.

12. Indica cuál o cuáles de las siguientes moléculas son polares: I. O2 II. HBr III. CCl4 : a) Solo I b) I, II y III c) Solo III d) I y III e) Solo II

año

: Molécula apolar (simétrico)

O

C

10. Para la molécula del CH3Cl, la proposición correcta es: a) Su momento bipolar es igual a cero b) Es una molécula apolar c) El cloro tiene baja densidad electrónica d) El hidrógeno tiene alta densidad electrónica e) El vector dipolo de enlace va desde el carbono hacia el cloro

5.°

O

Cl

Cl

S

Resolución:

15. ¿Cuál de los siguientes compuestos es soluble en agua? a) H2 b) O2 c) NaCl d) BH3 e) SO3

19

QUÍMICA

3

4 Nomenclatura inorgánica I Marco teórico

Ejemplo: +1 +6 –2 K2 S O4 ⇒ 2(+1) + 1(+6) + 4(–2) = 0 3.6. En un ion poliatómico, la suma total de sus números de oxidación es igual a la carga relativa del ion. Ejemplo: – (N+5O–2 3 ( ⇒ + 5 – 6 = –1

Es la parte de la química que se encarga de nombrar a los compuestos químicos inorgánicos, siguiendo las normas establecidas por la unión internacional de química pura y aplicada (IUPAC).

Definiciones previas:

4. Función química

1. Valencia: Describe la capacidad de un átomo para enlazarse a otro.

2. Número de oxidación (N.O.)

Llamado también grado de oxidación o estado de oxidación (E.O.), es un término que denota la naturaleza eléctrica que aparentan los átomos en las especies químicas. El grado de oxidación se define como los electrones que se ganan o pierden, en el supuesto de que el enlace químico se rompa; siendo negativo si se ganan electrones y positivo si se pierden electrones.

5. Grupo funcional:

3. Regla del estado de oxidación

3.1. Para el hidrógeno, el estado de oxidación en general es (+1), pero en los hidruros metálicos, el estado de oxidación es (–1) 3.2. Para el oxígeno en general, el estado de oxidación es (–2), excepto en los peróxidos, donde el estado de oxidación es (–1) y frente al flúor, donde actúa con (+2) 3.3. Todo elemento es estado libre; sin combinarse tiene E.O. igual a cero. Ejemplo: 0 0 0 0 O2 ; N2 ; P 4 ; S 8 ;... 3.4. En los metales alcalinos del grupo 1A(IA), el E.O. = +1 En los metales alcalinos térreos de grupo 2A (II A), el E.O. = +2

QUÍMICA

Es el átomo o la agrupación de dos o más átomos comunes a todos los compuestos, que confiere a éstos ciertas propiedades y comportamientos químicos análogos. Función: óxido Grupo funcional: O–2 Ejemplos: Na2O, Fe2O3, SO3,Cl2O7,… etc.

Función: peróxido Grupo funcional: O–1 2 Ejemplos: H2O2; Na2O2,…etc Función: hidróxido Grupo funcional: (OH)–1 Ejemplos: KOH, Mg(OH)2, Al(OH)3,…etc. Función: hidruro metálico Grupo funcional: H–1 Ejemplos: LiH, CaH2,FeH3,…etc.

3.5. En toda unidad fórmula, tanto de un compuesto molecular como iónico, la suma de los números de oxidación de todos sus átomos es cero.

4

Es un conjunto de compuestos con propiedades muy semejantes, debido a que en sus moléculas existen uno o más átomos iguales que, por lo general, son de mayor electronegatividad que las que le confieren propiedades específicas al compuesto.

Función: ácidos Grupo funcional: H+1 Ejemplos: HCl, H2SO4, H3PO4,…etc.

20

5.°

año

NOMENCLATURA INORGÁNICA I ZZ Clasificación de las funciones inorgánicas:

+

O2

Óxido básico

+

H2O

Hidróxido o base

NO METAL +

O2

Óxido ácido

+

H2O

Ácido oxácido

NO METAL +

H2

Hidruro no metálico

METAL

METAL

+

H2

Grupo 6A y 7A

Hidruro metálico

Elemento

I. No metales:

(6A): (VIA): Calcógenos (anfígenos)

O: –2; –1; + 2

(5A): (VA): Nitrogenoides

N(neutro): + 1 + 2 + 4 N(no metal): ±3, +5

S, Se, Te: ±2, +4, + 6

(2A): (IIA): Alcalinos terreos

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra (+2) además: Zn, Cd (+2)

(3A): (IIIA):

Al, Ga (+3)

Otros:

H2O Metal

No metal

+2+3

+4+6+7

Cromo (Cr)

+2+3

+3+6

Vanadio (V)

+2+3

+4+5

Bismuto (Bi)

+3

+5

Se nombra de acuerdo al E.O. del elemento: Hipo... oso

oso

ico

Hiper...ico Per...ico

b. Sistemático (IUPAC):

II. Metales: Li, Na, K, Rb; Cs; Fr (+1) además: Ag, NH4 (+1)

+

Manganeso (Mn)

Trabajando con 1 EO 2 EO 3 EO 4 EO

H: ±1; B: ±3

(1A): (IA): Metales alcalinos

Sal haloidea

TIPOS DE NOMENCLATURA: a. Tradicional (clásica):

(4A): (IVA): C: +2; ±4 Carbonoides Si: ±4, Ge: ±4 Otros:

Hidruros especiales

III. Anfóteros:

cuentes:

F: –1 Cl, Br, I: ±1, +3, +5 +7

Hidróxido o base

Ácido hidrácido +

B, C, Si, N, P, As, Sb

ZZ Número de oxidación de los elementos más fre-

(7A): (VIIA): Halógenos

Sal oxisal + H2O

Se nombra de acuerdo con el uso de prefijos: mono : 1 di : 2 tri : 3 tetra : 4 penta : 5

Este tipo de nomenclatura está estructurado de la siguiente forma: más electronegativo (anión)

Cu, Hg (+1, +2); Au(+1 + 3) Fe, Ce, Ni (+2 + 3); Pb, Pt, Sn (+2 + 4)

hexa : 6 hepta : 7 octa : 8 nona : 9 deca : 10

menos electronegativo (catión)

Nombre sistemático

5.°

año

21

QUÍMICA

4

NOMENCLATURA INORGÁNICA I

c. Stock:

Propuesto por el químico polaco Alfred Stock y recomendado por la IUPAC en 1941.Consiste en colocar la valencia (E.O.) del elemento en números romanos. Ejemplo: Fórmula

Nomenclatura Stock

Cl2O5

Óxido de cloro (V)

PbO2

Óxido de plomo (IV)

MgCl2

Cloruro de magnesio (se omite el número al poseer una valencia)

A. Función óxido:

Resulta de la combinación de un elemento con el oxígeno(-2), excepto el flúor. Son compuestos binarios. Por fórmula: ⇒ M+aO–2 = M2Oa(óxido básico) metal ⇒ X+aO–2 = X2Oa(óxido ácido = anhídrido) no metal

Por reacción: Metal + O2 No metal + O2 Ejemplos

Óxido básico Óxido ácido

Fórmula Sistemática(IUPAC) Clásica (tradicional) Stock Cu + O Cu2O Monóxido de dicobre Óxido cruposo Óxido de cobre (I) Cu+1 + O–2 Cu2O Monóxido de cobre Óxido cúprico Óxido de cobre (II) Monóxido de dicloro Óxido hipocloroso Óxido de cloro (I) Cl+1 + O–2 Cl2O +3 –2 Trióxido de dicloro Óxido cloroso Óxido de cloro (III) Cl + O Cl2O3 +5 –2 Pentóxido de dicloro Óxido clórico Óxido de cloro (V) Cl + O Cl2O5 +7 –2 Heptóxido de dicloro Óxido perclórico Óxido de cloro (VII) Cl + O Cl2O7 ZZ Propiedades generales: 1. Los óxidos básicos son compuestos iónicos que se forman cuando el óxigeno se combina con un metal. 2. Al disolverse en agua, producen hidróxidos o bases; sin embargo, algunos óxidos metálicos, como el del aluminio, son anfóteros, porque al disolverse en agua forman tanto bases como ácidos. 3. Por lo general, los óxidos no metálicos son gaseosos y al disolverse en el agua forman ácidos. 4. Los óxidos del nitrógeno (NO y NO2) y los del azufre (SO2) son particularmente conocidos, pues son los que contaminan la atmósfera, produciendo la lluvia ácida. +1

–2

B. Función hidróxido (bases)

Llamado también bases o álcali son combinaciones ternarias, cuyas fórmulas se escriben saturando las valencias del metal con grupos (OH) hidróxidos u oxhidrilo Por fórmula: M+a + (OH)–1 = M(OH)a (hidróxido) Metal

4

QUÍMICA

22

5.°

año

NOMENCLATURA INORGÁNICA I Por reacción: Metal (IA, IIA) + H2O Óxido básico + H2O Ejemplo

Hidróxido Hidróxido Sistemática (IUPAC) Hidróxido de sodio Monohidróxido de cobre Dihidróxido de cobre

Na+1 + (OH)–1 = Na(OH) Cu+1 + (OH)–1 = Cu(OH) Cu+2 + (OH)–1 = Cu(OH)2

Clásica (tradicional) Hidróxido de sodio Hidróxido cuproso Hidróxido cúprico

C. Función hidruro:

Es un compuesto binario formado por la unión del hidrógeno con cualquier elemento activo, hay 3 clases. C.1 Hidruro metálico:

Cuando el hidruro no metálico reacciona con el agua(solución acuosa), se convierte en ácido hidrácido. HF(g) H2O HF(ac): ácido fluorhídrico HCl(g) H2O HCl(ac): ácido clorhídrico

Por reacción Metal + H2(g) Hidruro metálico

Por fórmula: M+a + H–1 = MHa I, IIA (principalmente)

H2S(g) H2O H2S(ac): ácido sulfhídrico D. Peróxidos:

Ejemplo: Na+1 + H–1 = NaH (hidruro de sodio) Ca+2 + H–1 = CaH2 (hidruro de calcio) Sn+4 + H–1 = SnH4 (tetrahidruro de estaño)

Provienen de la oxidación de los óxidos básicos (metal con su mayor E.O.) para ser estables:

Por fórmula: M+a +(O2)–1 M(O2)a

C.2. Hidruro especial: Por fórmula: X–a + H+1 = XHa III, IV, VA

Ejemplo:

Ejemplo IIIA : B(–3) : B–3 + H+1 = BH3 (borano) IVA : C(–4) : C–4 + H+1 = CH4 (metano) Si(–4) :Si–4 + H+1 = SiH4 (silano) VA : N(–3) : N–3 + H+1 = NH3 (amoniaco) P(–3) : P–3 + H+1 = PH3 (fosfina) As(–3) : As–3 + H+1 = AsH3 (arsenamina) Sb(–3) : Sb–3 + H+1 = SbH3 (estibina) Caso especial: B2H6 : diborano BH3 + BH3 N2H6 : (hidrazina) (estables) NH3 + NH3

Por reacción: No metal + H2(g)

VI, VIIA – uro

hidruro no metálico

año

H2O2(peróxido de hidrógeno)

Na2O O

Na2O2(peróxido de sodio)

CuO O

CuO2 (peróxido de cobre)

+

Propiedades: Hidróxidos:

Tienen sabor amargo, son resbalosos al tacto, azulean el papel tornasol; además, comunican a la fenolftaleína coloración grosella.

Reaccionan con los ácidos para formar sales (neutralización). Hidruros:

Ejemplo: H+1 + F–1 = HF(g): Fluoruro de hidrógeno H+1 + Cl–1 = HCl(g): Cloruro de hidrógeno H+1+ S–2 = H2S(g) : Sulfuro de hidrógeno 5.°

Por reacción: Óxido peróxido +O básico

H+1(O2)–1 +

C.3. Hidruro no metálico: Se llama así en estado gaseoso puro Por fórmula: +1 H + X–b = HbX(g)

Stock Hidróxido de sodio Hidróxido de cobre (I) Hidróxido de cobre (II)

Son sustancias cristalinas tipo sal, en las cuales el metal M+ y el hidruro H– ocupan posiciones alternas en el cristal. Son sólidos incoloros de alto punto de fusión (entre 400, 700°C) Peróxidos:

23

Son compuestos estables y oxidantes al actuar con la mayor valencia. QUÍMICA

4

NOMENCLATURA INORGÁNICA I

Trabajando en clase 5. Indica la relación correcta de acuerdo con los siguientes compuestos: a) FeO : óxido férrico b) Al2O3 : óxido de aluminio (II) c) Cl2O7 : anhídrido clórico d) CO2 : monóxido de carbono e) PbO2 : óxido de plomo (IV) Resolución: Todas son incorrectas, excepto: PbxO –2 x= +4 valencia 2 ⇒x–4=0 ∴ según la nomenclatura, el compuesto se denomina: óxido de plomo (IV) Stock Rpta. E

1. Determina el número de oxidación del azufre en las especies químicas siguientes, respectivamente, (UPCH 2004) 2– CaHSO3; SO4 ; H2S a) +4 +2 -2 b) +6 +4 -2 c) +4 +6 -2 d) +6 +4 +2 e) +2 +6 +4 Resolución: Colocando el N.O. a cada elemento e igualando tenemos: +1 +1x –2 x= +4 NaHSO3 ⇒ +1 +1 + x – 6 = 0 x –2 –2 ⇒ x –8 = –2 x = +6 (SO4) +1x x= -2 H2S ⇒ +2 +x = 0 Rpta. c

6. Indica la relación incorrecta de acuerdo con los siguientes compuestos: a) Al2O3 : trióxido de dialuminio ( ) b) Fe2O3 : trióxido de dihierro ( ) c) CaO : óxido de calcio ( ) d) PbO2 : dióxido de plomo ( ) e) CO : dióxido de carbono ( )

2. Determina el número de oxidación del nitrógeno en las especies químicas respectivamente: – Co(NO3)2; NH3; NO 2 a) +3 –3 +5 b) +5 –3 + 3 c) +5 +3 +5 d) +2 –3 +3 e) +3 –3 +3

7. Escribe la fórmula de los compuestos siguientes: ●● Pentóxido de dinitrógeno. ●● Hidróxido aúrico [E.O (Au) = +1 +3] e indica la atomicidad total. a) 13 b) 14 c) 15 d) 12 e) 11

3. Indica verdadero(V) o falso (F) a las siguientes proposiciones: I. En los óxidos el número de oxidación del oxígeno es -2. ( ) II. En los compuestos el número de oxidación de los metales alcalinos es +1. ( ) III. El radical oxhidrilo (OH) tiene carga -1. ( ) a) VVV b) VVF c) VFF d) FVV e) FVF

8. Halla la atomicidad de los siguientes compuestos: ●● Heptóxido de dibromo ●● Óxido de plomo (IV) a) 7 y 5 b) 7 y 2 c) 7 y 3 d) 9 y 5 e) 9 y 3 Resolución: ●● Heptóxido de dibromo: Br+7+ O–2 ⇒ Br2O7 ⇒ 2 + 7 = 9

4. Determina la fórmula del anhídrido sulfuroso y anhídrido fosfórico respectivamente. Dato: S = +2 +4 +6 ; P = +1 +3 +5 a) SO2 ; P2O5 b) SO3 ; P2 O5 c) SO2 ; P2O3 d) SO3 ; P2O3 e) SO ; P2O5

4

QUÍMICA

●● Óxido de plomo (IV) Pb+4 + O–2 ⇒ Pb2O4 = PbO2 ⇒ 1 + 2 = 3 Rpta: e

24

5.°

año

NOMENCLATURA INORGÁNICA I 9. Halla la atomicidad de los compuestos: ●● Monóxido de carbono ●● Óxido de oro (III) a) 3 y 5 b) 2 y 3 c) 2 y 5 d) 2 y 4 e) 3 y 6

Resolución: Sabiendo que el óxido básico es M2 O3 el E.O. del metal M = +3 Por lo tanto, el hidróxido respectivo es: M+3 + (OH)–1 = M(OH)3 y su automicidad: 1+2×3=7 Rpta. c 13. Se tiene un hidróxido metálico pentatómico.¿Cuál es la atomicidad del óxido metálico respectivo? a) 2 b) 3 c) 4 d) 6 e) 5

10. Indica las fórmulas de los siguientes compuestos: I. Óxido cuproso (Cu = + 1 + 2) II. Óxido plúmbico (Pb = + 2 + 4) III. Óxido manganico (Mn = + 2 + 3) a) CuO; PbO; MnO b) Cu2O; PbO; Mn2O3 c) Cu2O; PbO2; Mn2O3 d) Cu2O; PbO; Mn2O3 e) CuO2; Pb2O; MnO

14. Marca la alternativa que indica el nombre común del Br2O5 y IUPAC del Al2O3. a) Óxido bromoso – óxido de aluminio b) Óxido brómico – trióxido de aluminio c) Óxido brómico – óxido de aluminio d) Anhídrido brómico – trióxido de aluminio e) Anhídrido brómico – trióxido de dialuminio

11. ¿Qué compuesto posee mayor atomicidad? a) Trihidruro de Boro b) Anhídrido clórico c) Hidróxido de calcio d) Hidruro plúmbico e) Hidruro cúprico

15. Halla la suma de atomicidades de los siguientes compuestos: ●● Peróxido de cobre ●● Hidruro cúprico ●● Hidróxido de magnesio ●● Hidruro aúrico a) 14 b) 15 c) 16 d) 17 e) 13

12. Si el óxido básico de un metal M es M2O3, ¿cuál es la atomicidad del hidróxido de dicho metal? ( UNI 2010 – II) a) 2 b) 3 c) 7 d) 5 e) 6

5.°

año

25

QUÍMICA

4

5

Nomenclatura inorgánica II

FUNCIÓN: ÁCIDOS Y SALES:

I. Ácidos:

Son compuestos que poseen en su estructura molecular uno o más átomos de hidrógeno, los cuales al disolverse en el agua se liberan en forma de catión H+(ión hidrógeno o protón)

Por reacción: Anhidrido + H2O

Caso #01: E.O. del no metal impar:

Fórmula:

I.1. Ácidos hidrácidos:

(H+1X+aO–2 (1 + a/2))

Son compuestos binarios. Por fórmula: H +X +1

–b

H+1N+5O–2

ácido hídrico

HNO(1 + 5/2)

HNO2: ácido nitroso

HNO3: ácido nítrico

Caso #02: E.O. del no metal par:

Fórmula:

ácido hidrácido

+1

Ejemplos: H+1C+2O–2

H2CO(2 + 2/2)

H2CO2: ácido carbonoso

H+1C+4O–2

H2CO(2 + 4/2)

H2CO3:

VIA: S, Se, Te VIIA: F, Cl, Br, I

H+NO(1 + 3/2)

(H2 X+aO–2 (2 + a/2))

Por reacción: No Metal + H2

Ejemplo:

H+1N+3O–2

HbX(ac)

no metal

Ácido Oxácido

Ejemplo: H+1+ Cl–1 HCl(ac) : ácido clorhídrico H+1+ Br–1 HB(ac) : ácido bromhídrico H+1+ S–2 H2S(ac) : ácido Sulfhídrico

Caso #03: Especial para: B, P, As, Sb

Fórmula:

Son compuestos ternarios, que posee oxígeno

+1

(H3 X+aO–2 (3 + a/2))

H+1B+3O–2

H3BO(3 + 3/2)

H3BO3:

ácido bórico

H+1O+3O–2

H3PO(3 + 3/2)

H3PO3:

ácido fosforoso

H+1P+5O–2

H3PO(5 + 3/2)

H3PO4:

ácido fosfórico

I.2. Ácidos oxácidos:

Por fórmula: H+1 X+aO–2

ácido carbónico

5

QUÍMICA

26

5.°

año

NOMENCLATURA INORGÁNICA II

Nomenclatura para Ácidos Oxácidos: FÓRMULA TRADICIONAL H Cl O HClO3 Ácido clórico Ácido perclórico H+1Cl+7O–2 HClO4 H+1N+3O–2 HNO2 Ácido nitroso +1 +5 -2 H N O HNO3 Ácido nítrico H+1C+4O–2 H2CO3 Ácido carbónico +1 +6 –2 H S O H2SO4 Ácido sulfúrico H+1P+5O–2 H3PO4 Ácido fosfórico

SISTEMÁTICA (IMPAR) Trioxoclorato (V) de hidrógeno Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno Dioxonitrato (III) de hidrógeno Trioxonitrato (V) de hidrógeno Trioxocarbonato (IV) de hidrógeno Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno

Ejemplo de ácidos oxácidos por reacción:

Nomenclatura:

+1

+5

–2

Ácido prefijo (……………………..)

Ácido sulfuroso: S(+2 +4 +6) SO2 + H2O H2SO3 S+4O–2 Ácido nítrico: N(+1 +3 +5) +5 –2 N2O5 + H2O H2N2O5 N O

nombre del óxido ácido Par formular, utilizar el siguiente cuadro: HNO3

PREFIJO

Meta Piro Orto

I.3. Poliácidos: Se obtienen de la reacción: n Oxido Ácido + H2O

ácido poliácido

Nomenclatura: Ácido(prefijo)(….................……….) nombre del oxido ácido

Se agregan los prefijos: di, tri, tetra, …… Ejemplo: ●● Ácido dicrómico: (Cr = +6) H2Cr2O7 2CrO3 + H2O ●● Ácido tetrabórico: (B = +3) H2B4O7 2B2O3 + H2O ●● Ácido tetraperclórico: (Cl = +7) H2Cl4O15 2Cl2O7 + H2O

Óxido ácido + H2O Óxido ácido + H2O Óxido ácido + 2H2O 2óxido ácido + H2O Óxido ácido + 3H2O Óxido ácido +2H2O

Son especies químicas que poseen carga eléctrica neta diferente de cero, pueden ser monoatómicas y poliatómicas.

YY Catión:

Se genera cuando un átomo pierde uno o más electrones.

CATIÓN MONOATÓMICO

Donde: n = 1, 2, 3

año

E.O. (PAR)

YY Iones:

I.4 Polihidratados Se obtienen al reaccionar los óxidos ácidos con 1, 2 o 3 moléculas de agua. ácido polihidratado Óxido Ácido + nH2O

5.°

E.O. (IMPAR)

Ejemplo: ●● Ácido piroclórico: (Cl = +5) H4Cl2O7 Cl2O5 + 2H2O ●● Ácido ortosulfuroso: (S = +4) H4SO4 SO2 + 2H2O ●● Ácido ortofosfórico: (P = +5) H6P2O8 H3PO4 P2O5 + 3H2O

donde: n = 2, 3, 4,…

STOCK Ácido trioxoclórico (V) Ácido tetraoxoclórico (VII) Ácido Dioxonítrico (III) Ácido Trioxonítrico (V) Ácido Trioxocarbónico (IV) Ácido Tetraoxosulfúrico (VI) Ácido Tetraoxofosfórico (V)

27

N. STOCK

N. TRADICIAONAL

Ca+2

ion calcio

cálcico

Cu+2

ion cobre (II)

cúprico

Fe+3

ion hierro (III) férrico

QUÍMICA

5

NOMENCLATURA INORGÁNICA II YY Anión

ÁCIDO

Ácido clorhídrico HCl

Cl S–2 Ácido sulfhídrico: H2S HS– Ácido clórico: HClO3 ClO–3 SO2–3 Ácido sulfuroso: H2SO3 HSO–3 SO2–4 Ácido sulfúrico: H2SO4 HSO–4

Se genera cuando el ácido pierde hidrógeno en forma de H+1 1. Según el ácido del cual proviene

TIPO DE ÁCIDO

TERMINACIÓN EN ÁCIDO

TERMINACIÓN EN ÁCIDO

-oso -ico Hidrácido -hídrico

-ito -ato -uro

Oxácido

TIPO DE SAL QUE FORMA

Oxisal

–

NOMBRE

cloruro Sulfuro bisulfuro Clorato Sulfito bisulfito Sulfato bisulfato

YY PROPIEDADES: ●● Tienen sabor agrio ●● Cambian a rojo el papel tornasol azul ●● Atacan a los metales liberando hidrógeno ●● Neutralizan a las bases formando sales. ●● Tienen olor penetrante e irritan la piel y

Haloidea

2. Según el número de hidrógeno que quedan, esto es para aniones ácidos. 1H 2H 3H

RADICAL

Ácido Diácido Triácido

mucosas.

II. SALES:

Son compuestos iónicos sólidos y cristalinos a temperatura ambiente. LOS RADICALES ÁCIDO

Derivan de ácidos oxácidos o de hidrácidos al perder total o parcialmente sus hidrógenos (H+1).

Se nombran combinando: …oso

___ito

…ico

___ato

…hídrico

___uro

II.1. Sales haloideas: Por fórmula: M+a + X–b

Metal no metal

MbXa

–uro – oso – ico

Por reacción: Ácido hidrácido + hidróxido Sal haloidea + Agua

Ejemplos:

Ejemplo: Fe + Cl Fe+3 + Cl–1 Cu+1 + Br–1 Cu+2 + Br+1 +2

–1

FÓRMULA FeCl2 FeCl3 CuBr CuBr2

TRADICIONAL Cloruro ferroso Cloruro férrico Bromuro cuproso Bromuro cúprico

SISTEMÁTICA (IMPAR) Dicloruro de hierro Tricloruro de hierro Bromuro de cobre Dibromuro de cobre

STOCK Cloruro de hierro (II) Cloruro de hierro (III) Bromuro de cobre (I) Bromuro de cobre (II)

Otra forma: Cloruro de potasio: HCl(ac) + ácido clorhídrico

5

QUÍMICA

KOH

KCl

hidróxido de potasio

cloruro de potasio

28

+

H2O agua

5.°

año

NOMENCLATURA INORGÁNICA II II.2. Sales oxisales Por fórmulas: M+a(XOn)–b

Mb(XOn)a

Metal oxianión

-oso → -ito -ico → -ato

Por reacción Ácido Oxácido + hidróxido

Otra forma:

Clorato de potasio: HClO3 + KOH ácido hidróxido clórico de potasio

KClO3 + H2O clorato de agua potasio

Propiedades:

Sal oxisal + Agua

YY Son compuestos iónicos, solubles en agua

Ejemplos: FÓRMULA +2 Fe + (CO2)2– FeCO2 Fe+3 + (CO3)2– Fe2(CO3)3 Au+1 + (NO2)– AuNO2 +3 – Au + (NO3) Au(NO3)3

YY Tienen alto punto de fusión y ebullición

TRADICIONAL Carbonito ferroso Carbonito férrico Nitrito Auroso Nitrito Aúrico

YY Estructuralmente están formadas por redes

cristalinas

Trabajando en clase 1. Identifica al ácido sulfúrico. Datos: (E.O.: S = +2 +4 +6)

5. Establece la correspondencia: fórmula-función I. KClO3 ( ) sal haloidea II. HNO3(ac) ( ) ácido hidrácido III. Fe Cl3 ( ) ácido oxácido IV. HCl(ac) ( ) sal oxisal a) I, II, IV, III b) III, IV, II, I c) I, II, III, IV d) III, IV, I, II e) IV, III, II, I Resolución: Analizando las fórmulas tenemos: I. KClO3 sal oxisal II. HNO3(ac) ácido oxácido III. FeCl3 sal haloidea IV. HCl(ac) ácido hidrácido Orden: III – IV – II – I Rpta: b

UNALM 2010 – II c) H2SO4

a) H2SO2 b) H2SO3 d) H2S2O7 e) HSO3 Resolución: Para elaborar la fórmula de ácido sulfúrico, tomamos lo siguiente: H+1S+6O–2 H2SO(2+6/2) H2SO4 Rpta: c 2. Identifica al ácido Perclórico Dato: (E.O.: Cl = +1+3+5+7) a) HClO b) HClO2 c) HClO3 d) HClO4 e) H2ClO2 3. Calcula el número de átomos en el ácido fosfórico. Dato: (E.O.: P = +1 +3 +5) UNALM 2011- II a) 7 b) 3 c) 5 d) 8 e) 4

6. Establece la correspondencia fórmula – función química y marca la secuencia correcta. I. Na OH ( ) sal haloidea II. CuBr2 ( ) sal oxisal III. H2SO3(ac) ( ) hidróxido IV. Cu(BrO3)2 ( ) ácido oxácido a) I, II, III, IV b) IV, III, II, I c) III, IV, I, II d) II, IV, I ,III e) IV, II, I ,III

4. El ion carbonato CO32– reacciona con el ión cuproso Cu1+ obteniéndose el compuesto: UNALM 2006 – II a) (CO3)2Cu b) Cu2CO3 c) CuCO3 d) CuCO2 e) Cu2(CO3)3 5.°

año

29

QUÍMICA

5

NOMENCLATURA INORGÁNICA II 7. Se sabe que los estados de oxidación de los elementos carbono y nitrógeno son E.O. (C = +2+4) (N = +3 +5). Halla la atomicidad total de los siguientes compuestos: YY Ácido nitroso: YY Ácido carbónico: a) 6 b) 8 c) 10 d) 12 e) 14

a) F V F b) V F V c) V V V d) V V F e) V F F Resolución: ●● Br2O5 + H2O H2Br2O6 H BrO3 ( V) ●● HBrO3 + NaOH NaBrO3 + H2O ( V) +1+5-2 ●● HBrO3: Ácido brómico ( V) Rpta: c

8. ¿Cuántos átomos en total poseen los siguientes compuestos? YY Sulfito cúprico: YY Fosfato de sodio: a) 11 b) 12 c) 13 d) 14 e) 15 Resolución: Tomando en consideración las sales respectivas, tenemos: CuSO3 5 Cu+2(SO3)–2 Na3PO4 8 Na+1(PO4)–3 Rpta: c

13. En relación con los compuestos I y II, indica vedadero (V) o falso (F) a las proposiciones. Compuesto (I) Compuesto (II) HClO4 Cl2O3 ●● I al reaccionar con el agua origina el compuesto II ( ) ●● II al reaccionar con KOH puede formar el ( ) compuesto KClO4 ●● El nombre de II es ácido perclórico ( ) a) F V V b) V V V c) V V F d) F V F e) F F F

9. ¿Cuántos átomos en total poseen los siguientes compuestos? YY Carbonato de magnesio: YY Clorito de calcio: a) 10 b) 11 c) 12 d) 13 e) 14

14. Indica la correspondencia correcta entre la fórmula y el nombre de las siguientes sales: UNI 2002- II

10. Si el nitrato de un metal posee 9 átomos. ¿Cuantos átomos posee el hidróxido del metal? a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7

I. KClO – hipoclorito de potasio II. Na2SO3 – sulfito de sodio III. Al2(SO4)3 – sulfato de aluminio a) Solo I b) Solo II c) I y II d) II y III e) I, II y III

11. Completa la siguiente reacción del ácido oxácido : ----------- CO2 + H2O b) H2CO3 a) H2CO2 c) H2C2O3 d) HCO3 e) HCO2 12. En relación con los compuestos I y II indica verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones: Compuesto (I) Compuesto (II) HBrO3 Br2 O5 YY I al reaccionar con el agua, origina el compuesto II. ( ) YY II al reaccionar con NaOH puede formar el compuesto NaBrO3 ( ) YY El nombre de II es ácido brómico ( )

5

QUÍMICA

15. Considerando que A es un metal de estados de oxidación 2 + 4 + y B un no metal de estados de oxidación 3 + 5 + 6 +. Señale la relación correcta. a) El óxido A ico es AO b) El hidróxido A oso es A(OH)4 c) El anhídrido B ico es B2O5 d) El ácido B oso es H2BO4 e) El B ato A oso es A(BO4)

30

5.°

año

6 Unidades químicas de masa (u.q.m.) MARCO TEÓRICO:

Ejemplo:

Es la parte de la química que se encarga del estudio de la cantidad de partículas (átomos, moléculas, p+, e-, n°, iones, etc.) masas y volúmenes que están presentes en toda sustancia química

mA

A1 Z

A2 Z

E

An Z

E ...

E

Número de masa A1

A2

An

Masa Isotópica mA1

mA2

mAn

Abundancia Natural a1 a2… mA(E) =

mA(E) =

an

A1. a1 + A2.a2 +………+ An.an a1 + a2 +………+ an

mA1. a1 + mA2.a2 +………+ mAn.an a1 + a2 +………+ an

Ejemplo: Los Isótopos del Cloro son:

40 g Ca

35 17

II. MASA ATÓMICA(mA) O PESO ATÓMICO (PA) DE UN ELEMENTO.

C l(liviano)

37 17

a1 = 75 % mA(Cl)=

Es la masa relativa de un átomo y se expresa en uma (unidad de masa atómica). La uma representa la doceava parte de la masa del átomo de carbono –12; esto significa que un átomo de carbono tiene una masa relativa de 12 uma.

año

uma

1 átomo de C = 12 uma = 12(1,66×10–24g) 1 átomo de O = 16 uma = 16(1,66×10–24g) Ojo: Masa atómica promedio o masa aparente de un elemento: Isótopos

6,022×1023 átomos

5.°

N 14

1 gramos = 1,66×10–24 gramos) NA

1 uma =

Donde: NA = constante del número de Avogadro NA = 6,022×1023 = 6×1023 Las partículas discretas pueden ser: átomos, moléculas, iones, p+, e-, n°…. etc. Un mol es la cantidad de partículas de una sustancia que contiene tantas entidades elementos (átomos, moléculas u otras particular) como átomos hay en 12 gramos de isótopo del carbono -12. Esta cantidad es: 6,022×1023 partículas, equivale a seiscientos dos mil doscientos trillones. Ejemplo: ●● 1 mol Ca NA átomos de Ca ●● 1 mol H2O NA moléculas de H2O Graficando:

O 16

La masa absoluta se expresa en gramos, y la conversión de uma a gramos equivale a la inversa del número de Avogadro. Ejemplo:

Es la cantidad de sustancia; es decir, el número de partículas que pueda haber en una determinada masa de sustancias. ⇒ 1mol <> 1 NA de partículas discretas

1 mol Ca

H 1

I. CONCEPTO DE MOL:

C 12

a2 = 25%

(33) (75) + (37)25

∴mA(Cl)=

31

C l(pesado)

75+25 3550 100

=

2625 + 925 100

= 35,5 uma

QUÍMICA

6

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA (U.Q.M)

III. MASA MOLECULAR (M/) Y PESO MOLECULAR Es la masa relativa de una molécula, se expresa en uma. Se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que forman la molécula. M = Suma mA(elementos)

1 mol gas (CN)

Calcular la M de la glucosa, C6H12O6

M(C6H12O6) = 6(12UMA) + 12(1UMA) + 6 (16UMA)

= 72 + 12 + 96 = 180 UMA

Se conoce como masa fórmula o peso fórmula (PF) a la masa relativa de una unidad fórmula, se expresa es uma y se obtiene sumando las masas atómicas de los átomos que forman dicha unidad fórmula.

Ejemplo: Calcula el PF de fosfato de calcio [Ca3(PO4)2]

+ 2(31 uma)

22,4 litros

ZZ Para elementos

átomos: mA (E)g 6,022×1023 átomos

1Mol(E)

Por fórmula: n(E) =

masa(g) # átomos = mA(E) NA

ZZ Para compuesto

1 Mol(Comp) CN moléculas

PF(Ca3(PO4)2) = 3(40 uma) + 8(16 uma)

A condiciones normales (CN),o sea:

P = 1atm ; T = O°C = 273K

Ejemplo:

V. VOLUMEN MOLAR (Vm)

moléculas: M/(g)

6,022×1023

{

Ejemplo: 1 mol de Ca = 40 g 1 mol de C6H12O6 = 180 g 1 mol de Ca3(PO4)2 = 310 g

= 120 + 62 + 128 = 310 uma

Por fórmula: n(comp) =

IV. MASA MOLAR:

Caso:

Es la masa en gramos (masa absoluta) de un MOL de partículas y siempre es igual a la masa de la fórmula (masa atómica o masa molecular) expresado en gramos.

22,4 Vm masa(g) # moléculas = = 22,4l M ó PF NA Compuesto

Relación M (s) # moléculas

Elemento mA(s) # átomos

Trabajando en clase 2. ¿Cuántas mol de magnesio hay en 1,2 kg de dicho elemento? (mA: Mg = 24 uma)

1. ¿Cuántas mol de calcio hay en 240 gramos de dicho elemento? (mA: Ca = 40 UMA) (UNALM 2003 – II) a) 3 b) 6 c) 2 d) 1 e) 4 Resolución: 40 g 1 mol Ca

c) 15

d) 20

3. En 3 moles de metano (CH4) calcular el número total de átomos. a) 11 NA

b) 12 NA

c) 13 NA

d) 14 NA

e) 15 NA

Rpta. B

QUÍMICA

b) 10

e) 50

X 240g 240 = 6 mol X= 40

6

a) 5

32

5.°

año

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA (U.Q.M) 4. ¿Cuántos átomos en total existen en 195 gramos de potasio? (K = 39 uma) (NA = 6×1023) a) 3×1023 átomos b) 3×1024 átomos c) 3×1025 átomos d) 3×1026 átomos e) 3×1027 átomos

Resolución: CH3COOH

1mol

60 g

32g

Rpta. d

9. ¿Cuántos gramos de potasio hay en 112 gramos de hidróxido de potasio (KOH)? Datos: K = 39; O = 16; H = 1 a) 32 g b) 78 g c) 48 g d) 56 g e) 39 g

x

23 x = (4)(6×10 ) = 1,7×1022 moléculas 142

1mol

360 g x (360)(32) X= = 192 g 60

5. El número de moléculas existentes en 4 gramos de CCl4 es: (mA: C = 12 uma; Cl = 35,5 uma) a) 1,5×1023 b) 6×1022 c) 16×1023 d) 24×1023 e) 1,7×1022 Resolución: 142g 6×1023 moléculas 1 mol CCl4 4g

O2

6. Calcular en número de moléculas que existen en 900 gramos de agua. a) 3×1025 b) 3×1024 c) 3×1023 d) 3×1022 e) 3×1021

10. Los huesos de una persona adulta pesan 13 kg y contienen 50% de fosfato de calcio. Determina cuántos gramos de fósforo hay en los huesos de dicha persona. Fórmula: fosfato de calcio = Ca3(PO4)2 mA(Ca = 40; P = 31) a) 1200 b) 1500 c) 1000 d) 1300 e) 650

7. Con 12 gramos de hidrógeno, ¿cuántas moles de agua se obtendrá? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6

11. Calcula cuántos átomos de hidrógeno existen en NH3, si se sabe que contiene 28 gramos de nitrógeno. a) 60 NA b) 3 NA c) 6 NA d) 2 NA e) 10 NA

8. ¿Qué cantidad de oxígeno estará contenido en 360 gramos de ácido acético? Dato: PF (CH3COOH) = 60 g/mol (UNMSM 2004-II) a) 19,2 g b) 182 g c) 172 g d) 192 g e) 17,2 g

12. Un kilogramo de cierto mineral contiene 80% de carbonato de calcio. Si el resto es impureza, ¿cuántos gramos de calcio contiene dicho mineral? Fórmula: CaCO3(carbonato de calcio) a) 180 g b) 320 g c) 160 g d) 200 g e) 360 g

5.°

año

Rpta. e

33

QUÍMICA

6

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA (U.Q.M) Resolución:

14. ¿Cuántos neutrones hay en 92 gramos de sodio, 23 23 11 Na? Número de Avogadro (NA) = 6 × 10 (UNI 2009 – I) 24 a) 72×10 b) 144×1020 c) 288×1020 d) 144×1023 e) 288×1023

Mineral = 1kg =1000g (80/100) = 800g CaCO3 puro CaCO3 Ca 100g

40g

800g

X

X = (800)(40) = 320 g Ca 100

15. Dados 0,2 Moles de gas mostaza,(ClCH2CHO)2S. señala las proposiciones que son verdaderas (V) o falsas (F) en el orden en que se presentan. I. La masa de cloro es 14,2 g II. El contenido de azufre es 12,8 g III. El número de átomos de azufre es 1,2×1023 Datos: mA: H = 1; C = 12; S = 32; Cl = 35,5 NA = 6,0×1023 a) FVV b) VVF c) VFV d) FFV e) FVF

Rpta: b 13. Una mena de plomo tiene 30% de galena (PbS).¿Cuántas toneladas de Pb se extraerán a partir de 2390 TM de mena en un proceso, con un rendimiento de 80%? mA: Pb = 207 ; S = 32 a) 496,8 b) 776 c) 552 d) 663 e) 1035

6

QUÍMICA

34

5.°

año

7 Estado gaseoso MARCO TEÓRICO:

ZZ Efusión: La efusibilidad de un gas consiste en atra-

vesar agujeros pequeños, cambiando de una alta a baja presión. Pinchado

Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan solo débilmente entre sí.

PALTA

1. Propiedades de los gases:

Las fuerzas de repulsión molecular (Fr) son mayores que las de atracción (Fa) lo que hace que el gas se expanda y ocupe todo el volumen disponible del recipiente donde está contenido.

Fr Fa

PBAJA

Globo Globo desinflado inflado Sus moléculas poseen energía cinética, ya que viajan a velocidad constante, poseen fuerzas elásticas y pueden chocar contra las paredes del recipiente.

2. Parámetros: unidades

P: Presión : 1atm = 760 mmHg = 760 torr Absoluta 1KPa = 1000 Pa V: Volumen : 1 l = 1000 ml = 1000 cm3 1m3 = 1000 l

ZZ Compresibilidad: Los gases son fluídos altamente

compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y temperatura.

GAS

T: Temperatura : K = °C + 273 Absoluta R = °F + 460 Los parámetros anteriores son conocidos como variables de estado, ya que alteran las características físicas de los gases.

GAS

3. Concepto de gas ideal o perfecto

«A mayor presión, menor volumen»

ZZ Expansibilidad: Los gases adoptan la forma y el

volumen del recipiente que los contiene por la alta energía cinética, debido a un aumento de la temperatura.

GAS

5.°

año

GAS

35

Es un gas hipotético que cumple con las leyes de Boyle, Charles y Gay Lussac. Las características para un gas ideal son: ●● Baja presión ●● Elevada (alta) temperatura ●● Elevada energía cinética entre sus moléculas ●● Las fuerzas intermoleculares de repulsión y atracción son nulas ●● El volumen de cada una de sus moléculas es igual a cero ●● Los choques moleculares son elásticos

QUÍMICA

7

ESTADO GASEOSO

4. Ecuación universal de los gases ideales (Clausius-Clapeyron)

Se denomina también ecuación de estados de los gases ideales, porque nos permite tener una relación de variables de estado.

1molGas (CN)

Llamado también volumen molar (Vm)

6. Ecuación general gases ideales

●● Las condiciones de un gas (P, V, T), en un mo-

P.V = R.T.n

mento dado, pueden cambiar debido a que no son estáticas. ●● La ecuación general relaciona los cambios que sufren un misma masa de gas (proceso isomásico). P1 P2

Donde: P: presión : (atm, mmHg, kPa)

V: volumen : (l, ml, m3)

T: temperatura

: (K = °C + 273)

n: número de mol = masa (gramos) M R: constante universal de los gases ideales (Regnoult) 0,082 valores de R

l×atm mol×K

62,4 l×mmHg mol×K 8,3

T1

(atm)

Condición inicial

(mmHg)

l×KPa mol×K

(KPa)

Partiendo de lo siguiente: P.V. = R.T.n....reemplazar en «n» Tenemos: P.V = R.T. Despejamos:

T2 P1.V1 T1

=

P2.V2

Condición final

T2

En todo proceso gaseoso, aparte de la masa que es invariable, también se puede dar el caso que otra variable sea constante, para lo cual se deben dar los siguientes procesos:

7.1 Proceso isotérmico (T = cte) m M

P.M m = =D R.T V

Ley de Boyle-Marriotte: «En todo proceso gaseoso, si se mantiene constante la temperatura; entonces, a mayor presión menor volumen» P1 P2

4.2 Fórmula para calcular la masa molecular de un gas R.T.m P.V

V1

5. Gas a condiciones normales (CN)

T1 Gráficamente: P Fórmula

Un gas se encuentra a condiciones normales (CN) bajo estos parámetros: P: 1atm = 760 mmHg = 101,3 kPa T: 0° C = 273 K

QUÍMICA

V2

7. Procesos restringidos

P.M ∴ DGAS = R.T

M=

(m = cte)

V1

4.1 Fórmula para calcular la densidad de un gas ideal

7

22,4l

(T = cte)

V2 T2

Isoterma

P1.V1 = P2.V2 V

36

5.°

año

ESTADO GASEOSO 7.2 Proceso isobárico (P = cte) Ley de Charles «En todo proceso gaseoso, si se mantiene constante la presión; entonces, a mayor temperatura, mayor volumen»

V1

(P = cte)

T1

P1.V1 T1m1

P2.V2

=

T2m2

2. Para mezcla de gases, tenemos: 1

n1

V2

2

n2

T2

3

n3

Fracción molar(Xi) n Xi = i nT

nT = n1 + n2 + n3 Gráficamente:

∴ X1 =

V

Isóbara

X1 + X2 + X2 = 1

fórmula V1 V = 2 T1 T2

Presión parcial de un gas (Pi) P1= X1 . PT

T

V

P3= X3 . PT

Volumen parcial de un gas (Vi) V1= X1 . VT VT = V1 + V2 + V3

V2= X2 . VT V3= X3 . VT

Peso molecular de una mezcla gaseosa. ( MT)

V

(V = cte) P

PT = P1 + P2 + P3

P2= X2 . PT

7.3 Proceso isocórico (V = cte) Ley de Gay-Lussac «En todo proceso gaseoso, si se mantiene constante el volumen; entonces, a mayor temperatura, mayor presión. P2 P1

T1

n1 n n ; X2 = 2 ; X3= 3 nT nT nT

Como:

T2

n=

Isócora

mT = mA + mB ....(1) m M

m = n. M ....(2)

(2) en (1) nT . MT = nA.MA + nB . MB

fórmula P1 P = 2 T1 T2

T

Casos especiales:

MT =

nA n + B . MB nT nT

MT = XA. MA+XB.MB

A+B

1. Si la masa no es constante y varía; entonces, la fórmula es:

5.°

año

37

QUÍMICA

7

ESTADO GASEOSO

Trabajando en clase Resolución: Tenemos los siguientes datos: V1 = 10 l V2 = x T1 = 273 + 273 = 546 K T2 = 273 K P1 = 3 atm P2 = 1 atm Aplicando la fórmula de la ecuación general; tenemos:

1. Cuando un gas se traslada de un lugar a otro por medio del aire, se denomina: a) Compresibilidad b) Expansibilidad c) Elasticidad d) Difusibilidad e) Efusibilidad Resolución: Cuando un gas se traslada de un lugar a otro, se denomina difusibilidad. Rpta.: d

P1.V1 T1

2. Cuando un gas se encuentra sometido a altas temperaturas y su presión se mantiene constante; ¿qué pasa con su volumen? a) Aumenta b) Disminuye c) No pasa nada d) Explota e) Se convierte en líquido

T2

⇒

(3)(10) 546

∴ V2 = 15l

=

(1)(V2) 273 Rpta.: d

7. En un balón de 50 ml, herméticamente cerrado, se colocó un gas ideal; luego, se incrementó la temperatura absoluta del gas en 100% ¿En qué porcentaje se incrementará la presión? a) 0% b) 50% c) 200% d) 25% e) 100%

4. En un proceso isotérmico, un gas varía su presión de 2 a 4 atm.¿Cuál es el volumen final si el inicial es 16 litros? a) 8 l b) 4 l c) 16 l d) 32 l e) 2 l

8. Calcula la presión (en atmósferas) de 160 gramos de gas metano (CH4) contenidos en un recipiente de 2 litros, a temperatura de 27 °C. (Dato: R = 0,082 l ×atm/mol×K) (UNMSM 2006 – II)

5. Diez litros de oxígeno se encuentran a 273 °C y 3 atm de presión. Si la temperatura varía hasta O °C y la presión hasta 1 atm, calcula el volumen final. (UNMSM 2007 – II) a) 3 l b) 2 l c) 1,5 l d) 15 l e) 30 l QUÍMICA

P2.V2

6. En un tanque de acero se encuentran 30 litros de gas helio a 27 °C y 2 atm de presión. Si se traslada todo el gas a otro tanque a 127 °C y 4 atm de presión, ¿qué volumen ocuparía? a) 15 l b) 4 l c) 5 l d) 10 l e) 20 l

3. Halla el número mol de CO medidos a condiciones normales que ocuparán un volumen de 336 litros. (UNALM 2007 – II) a) 1,5 mol b) 10 mol c) 12 mol d) 15 mol e) 30 mol

7

=

a) 121 b) 120 c) 125 d) 118 e) 123 Resolución: Teniendo los siguientes datos:

38

5.°

año

ESTADO GASEOSO P = x M =16 Og M(CH4) =16 Aplicando: (P).(2) =

∴ P = 123 atm.

Resolución: Teniendo en cuenta los siguientes Datos: P2 = 120 % P1 = 100 % V2 = 60 % V1 = 100 % T1 = 27 + 273 = 300K T2= X Aplicando: P1.V1/T1 = P2.V2/T2

V = 2l T = 27 + 273 = 300K R = 0,082 l×atm/mol×K P. V = R. T. n 82

(300) 160 1000 16

(100)(100) 300

Rpta.: e

X

Rpta.: c

13. Un gas aumenta su temperatura en 30% y su volumen en 10%. Si la presión inicial es de 5 atm, calcular la presión final. a) 5,9 atm b) 4,9 atm c) 6,9 atm d) 3,9 atm e) 1,9 atm

10. El volumen de 280 gramos de gas etano (C2H4) a condiciones normales es: (UNMSM 2009 – II) a) 3,2 l b) 1,2 l c) 22,4 l d) 2,24 l e) 224 l

14. ¿Qué presión en atm ejerce el NO2(g) cuando su densidad es 1,25g/l a 187 °C? (Dato: R = 0,082 l × atm/mol × K) a) 0,1 b) 10,25 c) 1,03 d) 102,50 e) 0,01

11. ¿Cuántos gramos de CO hay en un recipiente de 1,64 litros de capacidad, que contiene gas CO a la temperatura de 7° C y 2 atm de presión? (Dato: R = 0,082 l × atm/mol × K) (UNMSM 2008 – I) a) 2 b) 1/4 c) 7 d) 4 e) 1/2

15. Una cierta cantidad de N2, se encuentra almacenada en un tanque sellado de 20,5 litros a una presión de 2 atm y a la temperatura de 250 K. Calcula la masa del N2. (Datos: PF(N2) = 28 g/mol ; R = 0,082 l × atm/mol × K) a) 28 g b) 56 g c) 14 g d) 36 g e) 70 g

12. Un gas aumenta su presión en 20% mientras que en su volumen disminuye en 40 %. Si la temperatura inicial es de 27 °C, ¿cuál es su temperatura final? a) 127 °C b) – 27 °C c) – 57 °C d) 73 °C e) – 73 °C

año

(120)(60)

∴X = (3) (12) (6) = 216 K Convertido a °C = 216 – 273 = –57 °C

9. Calcula la presión (en atmósferas) de 440 gramos de dióxido de carbono (CO2) contenidos en un recipiente de 4 litros, a una temperatura de 127 °C. (Dato: R = 0,082 l ×atm/mol×K) a) 41 b) 82 c) 8,2 d) 4,1 e) 10

5.°

=

39

QUÍMICA

7

8 Repaso 5. Halla las atomicidades de los siguientes compuestos: ●● Pentóxido de difósforo ●● Hidróxido de cobre (II) a) 7 y 6 b) 7 y 3 c) 7 y 5 d) 5 y 5 e) 5 y 3

1. Si el número atómico del átomo X es 16 y el del átomo Y es 9, la posible fórmula y el tipo de enlace que formarán son: a) XY2 : covalente b) XY : iónico c) X2Y : iónico d) XY3 : covalente e) X2Y3 : covalente

6. Halla la fórmula del compuesto: ácido cloroso: (Cl = +1+3+5+7) a) HCl b) HClO c) HClO2 d) HClO3 e) HClO4

Y

Y

2. La representación de Lewis de XY3 es: X

Y

Entonces es cierto que: a) X tiene 3 electrones de valencia b) Y tiene 1 electrón de valencia c) La molécula no cumple con la regla del octeto d) La valencia de Y es 1 e) La valencia de X es 5.

7. Si la fórmula del ácido fosfórico es H3PO4; entonces, la fórmula del fosfato aúrico es: (Au = +1+3) a) AuPO4 b) Au(PO4)3 c) Au(PO4)2 d) Au3PO4 e) Au2PO4

3. La geometría electrónica del carbono en el formal dehído es: O H C H a) Lineal b) Plana trigonal c) Tetraédrica d) Bipiramidal triangular e) Octaédrica

8. Si la fórmula del cloruro férrico es FeCl3, la atomicidad (número de átomos por fórmula) del cloruro de plomo (IV)es: a) 7 b) 6 c) 5 d) 4 e) 3

4. En la molécula del SCl2, el ángulo de enlace es:

9. El número de átomos totales que existen en 5 moles de CaSO4 . 5H2O son: a) 6,022×1024 b) 2 c) 105(6,022×1023) d) 105 e) 906×1023

Cl

Cl

S a) 180° b) 90° c) 120° d) Mayor que 109,5° e) Menor que 109,5°

8

QUÍMICA

40

5.°

año

REPASO 16. Un volumen de oxígeno midió 360 ml a 27 °C. El gas se enfrió a –23 °C manteniendo la presión constante. Determina el volumen del gas a la nueva temperatura. a) 400 ml b) 540 ml c) 220 ml d) 300 ml e) 600 ml

10. ¿Cuántos gramos de CO2 están presentes en 10 moles de éste compuesto? a) 440 b) 420 c) 220 d) 110 e) 1200 11. ¿Cuántas moléculas de CH4 están contenidos en 360 gramos de este compuesto?(Dato: NA = 6×1023) a) 12×1022 b) 12×1023 24 c) 12×10 d) 12×1025 e) 12×1026

17. Una muestra de un gas que ocupa 20 cm3 a 1 atm y a 300 K, se comprime a 2 atm y se calienta a 400K. ¿Cuál será su volumen final? b) 8 cm3 a) 5 cm3 c) 22,3 cm3 d) 15 cm3 3 e) 13,3 cm

12. El volumen ocupado por 176 gramos de gas propano (C3H8) en condiciones normales es: a) 44 l b) 22,4 l c) 4 l d) 4,48 l e) 89,6 l 13. Los gramos de cobre (Cu = 64) contenidos en 100 gramos de CuO (PF = 80) son: a) 100 b) 80 c) 40 d) 64 e) 8

18. ¿Cuántas moléculas existen en 4,1 litros de etano (C2H6) a 27 °C y 3 atm de presión? (NA = número de Avogadro) b) 1 NA a) 0,5 NA c) 1,5 NA d) 1,75 NA e) 0,75 NA

14. Se extraen 1 TM de pirita (de 88% pureza de Sulfuro ferroso (FeS)) de un socavón.¿Cuántos kilogramos de hierro se pueden extraer de este mineral? (Dato: m A: S = 32 ; Fe = 56) a) 280 b) 140 c) 560 d) 360 e) 420

19. ¿Qué volumen ocupan 8 mol de moléculas de gas propano (C3H8) a 27°C y 624 mmHg? (Dato: R = 62,4 l×mmHg/mol× K) a) 360 l b) 240 l c) 180 l d) 224 l e) 112 l

15. Cuando la presión de un gas se incrementa de 2 a 6 atm y la temperatura de 27 °C a 177 °C, ¿cuál será el porcentaje de variación del volumen? a) 40 % b) 50 % c) 25 % d) 80 % e) 75 %

20. Se tiene gas metano (CH2) a 4,1 atm y 127°C.

Determine la densidad de dicho gas en g/l. a) 1 g/l b) 2 g/l c) 2,5 g/l d) 1,5 g/l e) 0,5 g/l

Bibliografía 1. KENNET WHITTEN: Química General. España, McGraw-Hill, Edic. 2010. 2. SEVERIANO HERRERA: Química. Bogotá, Colombia, Editorial Norma, 2012. 3. PAMER: Ciencias. Lima, Perú, 2013, Editorial Paz.

5.°

año

41

QUÍMICA

8

Química

1 Reacciones químicas

Ejemplos de algunas reacciones químicas: ZZ La formación de un sólido insoluble (precipitado) en los recipientes para hervir agua. ZZ Las reacciones de transferencia de electrones (redox) en la respiración de las células. ZZ La formación de burbujas de CO2 gaseoso cuando una tableta efervescente se disuelve en agua.

Evidencias que demuestran una reacción química ZZ ZZ ZZ ZZ

ambio de color, olor o sabor C Aparición de burbujas Liberación de energía Formación de precipitados

Ecuación química

      

      

Reactivos o reactantes

Productos

Reactantes

    

        

2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l)

año

O O

O H H

→

O H H

          

+

    

H

H

2 moléculas + 1 molécula → 2 moléculas

Clasificación 1. Por su naturaleza

a) Reacción de composición

Forma general:

A + B → AB

a. De combinación o síntesis Producido por dos sustancias simples: Ejemplos: 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(l)

1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

b) De adición Producida por la suma de las atomicidades de las sustancias. Ejemplos: SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(ac)

2. Por el grado de sustitución A) Reacción de sustitución o desplazamiento simple: Forma general: A + BC → A C + B Ejemplos: Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl2(s) + H2(g) ↑

Ejemplo:

5.°

H

C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)

Es la representación en forma concisa de una reacción química, o sea los cambios que sufre la materia e implica la formación de nuevas sustancias. ⇒ aA + bB + ... → cC + dD + ...

H

        

Son cambios o transformaciones que sufre la materia por la acción de un agente energético. En todo cambio, «la materia no se crea ni se destruye solo se transforma»,; los cambios que ocurren durante cualquier reacción solo implican un reacomodo de los átomos. Es así que la ley de conservación de la materia (formulada por Lavoisier en 1789), es una de las leyes fundamentales del cambio químico.

Producto

Ca(s) + 2HNO3(a) → Ca(NO3)2(s) + H2(g) ↑

169

QUÍMICA

1

REACCIONES QUÍMICAS

B) Reacción de sustitución o doble desplazamiento (metátesis) Forma general:

+–

+–

+–

∆H = Hfinal

Ejemplos:

(productos)

2AgCl(s) + H2S(ac) → Ag2S(s) + 2HCl(ac)

Ejemplo: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) + 890,4 KJ

3. Por el sentido de la reacción A) Reacción irreversible (completa)

Es aquella que va en un solo sentido (→), solo el 5% de las reacciones son irreversibles.

∆H = –890,4 KJ/mol (Rx. exotérmica)

B) Reacción reversible (incompleta)

Va en el doble sentido (→ ← ), el 95% de las reacciones son reversibles. Ejemplo: PCl5(g) → ← PCl3(g) + Cl2(g)

4. Por la transferencia de energía A) Reacción exotérmica

A + B → C + D + energía

B) Reacción endotérmica

1

Sentido de la reacción

Reactivos Sentido de la reacción Endotérmica

Exotérmica

Exotérmicas ZZ ZZ ZZ ZZ ZZ

ombustión C Reacción de los metales alcalinos con agua Neutralización Oxidación Formación del amoniaco (N2 + H2 → NH3)

Endotérmicas

5. Reacciones de combustión

Son reacciones exotérmicas de oxigenación muy violenta (rápida) con desprendimiento de luz, calor y también fuego.

Ejemplos:

A + B + Energía → C + D

QUÍMICA

Productos

∆H= positivo

ZZ F ormación de ozono (O2 + UV → O3) ZZ Fotosíntesis ZZ Descomposición de óxidos, sales, etc.

Es aquella donde la energía de los productos es mayor que la de los reactantes, debido a que ha ganado o absorbido energía del medio externo, razón por la que después de la reacción este medio externo se siente más frío. ⇒

∆H= negativo

C(s)

  

Productos

Reactivos

Algunas reacciones

Es aquella donde la energía de los productos es menor que la energía de los reactantes, lo que significa que dicha reacción ha liberado energía. Se le conoce porque el medio que lo rodea se siente más caliente luego de la reacción. ⇒

Entalpía (H)

Ejemplo: Ca(OH)2(ac) + 2HCl(ac) → CaCl2(s) + 2H2O (l)

(reactantes)

O sea: Si ∆H > O; Rx. endotérmica ∆H < O; Rx. exotérmica

Ca(OH)2(ac) + H2SO4(ac) → CaSO4(s) + 2H2O(l)

– Hinicial

Entalpía (H)

+–

AB + CD → AD + CB

La entalpía (H) es una función de estado de la termodinámica que no se puede medir directamente. La variación de entalpía (∆H) de una reacción expresa la energía absorbida o liberada a presión constante, y en el sistema internacional se mide en KJ.mol–1 y se calcula de la siguiente manera:

+

O2(g)

→ CO2(g)

  

Concepto de entalpía (H)

Combustible Comburente

170

5.°

año

REACCIONES QUÍMICAS Esta semana nos ocuparemos de dos métodos:

1. Método del tanteo

  

Combustible Comburente luz

  

→ 2HF(g)

Combustible Comburente

A) Combustión completa

Se da con exceso de oxígeno, de manera que se queme completamente el combustible.

⇒ combustible + O2 → CO2 + H2O (llama azul)

●● C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)

2. Método redox

B) Combustión incompleta

La reacción se produce con defecto de oxígeno. ⇒ combustible + O2 → CO + H2O (llama amarilla) luego: C (hollín)

Aquella que contiene uno o más elementos cuyos núemros de oxidación (N.O.) varían. Ejemplos: o

o

+1 –2

H2 + O2 → H2 O (redox intermolecular) +3 –2

0

N.O. aumenta

Mn

0

+4

→ Mn

Agente reductor (AR)

Forma reducida (FR)

+7

+ 3e–

Forma oxidada (FO)

pierde electrones

–3

P4 → H3PO4 + PH3

e– + Agente reductor (AR)

Balanceo de ecuaciones químicas

Considerando el principio de conservación de la materia de Lavoisier: en una reacción, los átomos se reacomodan al romperse los enlaces; por lo tanto, podemos comprobar que el número de átomos de un mismo elemento debe ser el mismo en el reactante y producto.

+

→ Agente

+ oxidante → (ARO)

Ce– Especie reducida

Especie oxidado

OJO: Las reacciones de dismutación o desproporción (autoredox) son aquellas que presentan un mismo elemento que se reduce y oxida. Ejemplo:

Método de balanceo de ecuaciones

–1

1. Tanteo 2. Coeficientes indeterminados 3. Redox 4. Ion-electrón

año

+ 2e– → Fe

Agente oxidante gana (AO) electrones

Se presentan cuando en la misma sustancia, algunas moléculas se oxidan y otras se reducen. Ejemplo:

5.°

+2

  

Fe

Reacción de desproporción, dismutación (autoredox)

+5

Oxidación ZZ El N.O. aumenta ZZ Pierde electrones ZZ Constituye el agente reductor Ejemplo:

N.O. disminuye

0

Al2 O3 → Al + O2 (redox intramolecular)

0

Es aquella en la que el estado de oxidación (número de oxidación) de uno o más elementos cambia debido a la transferencia de electrones. Toda reacción redox tiene una semirreacción de oxidación y otra de reducción.

Reducción ZZ El N.O. disminuye ZZ Gana electrones ZZ Constituye el agente oxidante Ejemplo:

6. Reacción redox

Consiste en igualar el número de átomos de un mismo elemento en el reactante y producto. Se sugiere el siguiente orden: YY Metales y no metales YY Hidrógenos YY Oxígeno Ejemplo, balancear por tanteo: ●● N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

        

F2(g)

  

H2(g) +

  

  

  

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

–2

0

2H2O2 –1 → 2H2O + O2 Agente oxidante y reductor

171

Se reduce

Se oxida

QUÍMICA

1

REACCIONES QUÍMICAS Para resolver un problema por redox: i. Se coloca el N.O. a cada elemento que interviene en la reacción Considerar: H+1 (excepto, hidruros metálicos MH–1) O–2 (excepto: peróxidos O–1 y O+2F–1)

Todo elemento que se encuentra libre, N.O. igual a cero

YY Metales alcalinos: Na+1, K+1, Li+1 YY Metales alcalinos térreos: Ca+2, Mg+2

ii) Toda molécula tiene carga cero iii) Se establecen las semirreacciones de reducción y oxidación. iv) Se iguala el número de electrones ganados y perdidos. v) Los coeficientes se colocan en la ecuación principal y se completa balanceando por tanteo.


UNMSM 5. De acuerdo con las siguientes semirreacciones: N3+ → Na + 1e– S2+ + 2e– → Sb los números de oxidación del nitrógeno (a) y del azufre (b) son: a) +4 y –4 c) +2 y 0 e) +6 y 0 b) +4 y 0 d) +2 y –2

1. Señala una reacción de adición: I. 2H2 + O2 → 2H2O II. CaCO3 → CaO + CO2 III. CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl IV. C2H4 + H2 → C2H6 a) Solo I c) Solo III e) II y IV b) Solo II d) Solo IV

Resolución: En la reacción de adición, las atomicidades se suman. ⇒ C2H4 + H2 → C2H6

2. Señala una reacción de descomposición: I. 2H2 + O2 → 2H2O II. Cl2 + H2 → 2HCl III. 2KClO3 → 2KCl + 3O2 a) Solo I c) Solo III e) I y III b) Solo II d) I y II 3. Balancea la siguiente reacción e indica la suma de coeficientes de los productos. CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + HF a) 2 c) 4 e) 6 b) 3 d) 5 4. Señala los coeficientes luego de balancear la siguiente reacción: Ni(OH)3 + H2CO3 → Ni2(CO3)3 + H2O a) 1 - 3 → 2 - 6 d) 1 - 3 → 1 - 6 b) 1 - 5 → 2 - 6 e) 3 - 2 → 1 - 3 c) 2 - 3 → 1 - 6

1

QUÍMICA

Resolución: Al igualar las semirreacciones, tenemos lo siguiente: Nitrógeno: +3 = a – 1 → a = +4 Azufre: +2 – 2 = b → b = 0 ⇒ a = +4 y b = 0

6. De acuerdo con las siguientes semirreacciones: UNMSM 2000-I Cl20 → Cla + 10e– Mn+7 + 5e– → Mnb los números de oxidación del cloro (a) y del manganeso (b) son: a) 0 y +2 d) –5 y +2 b) +10 y +2 e) +5 y +2 c) –10 y –2 7. ¿Qué semirreacción está correctamente escrita? a) S–2 + 2e– → S0 b) Fe+2 + 1e– → Fe+3 c) Cr+3 → Cr+6 + 3e– d) I20 → I+5 + 5e– e) Mn+7 + 5e– → Mn0 8. Después de haber efectuado el balance de la reacción por redox, indica los coeficientes del agente oxidante y la forma oxidada. HNO3 + I2 → HIO3 + NO + H2O

172

5.°

año

REACCIONES QUÍMICAS a) 10 y 10 b) 3 y 6

c) 3 y 10 d) 10 y 6

e) 10 y 3

Resolución: Colocamos el N.O. a cada elemento que interviene en la reacción: – (AR) (–10e )×3 (FO) +1 +5 –2

0

+1 +5 –2

+2 –2

+1 –2

H N O3 + I2 → 2 H I O3 + N O + H2O (AO)

(+3e )×10 –

(FR)

Colocamos los coeficientes delante de cada sustancia y completamos la ecuación balanceando por tanteo al agua. Por lo tanto, tenemos: 10HNO3 + 3I2 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O Coef. (AO) = 10 Coef. (FO) = 6

9. Después de haber efectuado el balance de la reacción por redox, indica los coeficientes que llevan las sustancias en la siguiente ecuación química manteniendo el orden en que se encuentran ubicados. HNO3 + Ag → AgNO3 + NO + H2O a) 4 - 3 - 1 - 3 - 3 d) 4 - 2 - 2 - 1 - 3 b) 4 - 3 - 3 - 1 - 2 e) 4 - 3 - 1 - 1 - 3 c) 4 - 1 - 3 - 1 - 3 10. Cuando el amoniaco (NH3) reacciona con el óxido de cobre caliente (CuO), se produce el cobre metálico (Cu). Este fenómeno indica que el amoniaco es un agente: a) Catalizador d) Reductor b) Deshidratante e) Nitrante c) Oxidante 11. Luego de balancear las siguientes ecuaciones por tanteo, halla la suma total de los coeficientes de ambas reacciones. YY C7H16 + O2 → CO2 + H2O YY H3PO4 + Ca(OH)2 → Ca3(PO)4 + H2O a) 39 c) 37 e) 41 b) 38 d) 40

UNI 12. Dada la siguiente ecuación redox: aKI + bKMnO4 + cHCl → qKCl + rMnCl2 + sI2 + tH2O Indica la alternativa correcta respecto a la formación de 5 mol de I2. 5.°

a) Se transfieren 2 electrones en el proceso redox. b) El coeficiente de q = 2 c) q + r + s = 6 d) Se forman 4 moles de moléculas de H2O e) El cloro se reduce

año

Resolución: Se coloca el N.O. a cada elemento que interviene en la reacción: +1 –1

+1 +7 –2

+1 –1

+2 –1

+1 –1

10K I + 2K MnO 4 + 16HCl →

12KCl + 2MnCl 2 + 5I 2 + 8H 2O

2I → 5I2 + 2e– (5) 2Mn+7 + 5e– → 2Mn+2 (2)

10

–1

0

+10e–

0

+1 –2

–10e–

a) Falso: se transfieren 10e– b) Falso: el coeficiente de q = 12 c) Falso: q + r + s = 12 + 2 + 5 = 19 d) Verdadero E) Falso: el cloro ni se oxida ni reduce 13. En el siguiente proceso químico, indica lo incorrecto: 2K + Br2 → 2KBr a) Por cada átomo de K, se pierde 2e– b) Por cada molécula de Br2, se gana 2e– c) El Br2 se oxida d) El KBr es el agente reductor e) El K se reduce 14. En la siguiente ecuación de óxido-reducción: Cu + NHO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O señala la proposición correcta. a) Cu es el agente oxidante y gana 2 electrones b) Cu es el agente reductor y pierde 2 electrones c) HNO3 es el agente reductor y pierde 1 electrón d) NHO3 es el agente oxidante y pierde electrones e) El hidrógeno se reduce 15. A partir de la siguiente reacción redox: UNI 2001 - I C3H8O3 + K2Cr2O7 + HCl → CO2 + CrCl3 + KCl + H2O calcula la relación molar: AO AR a) 2 : 2 c) 3 : 9 e) 9 : 2 b) 2 : 9 d) 7 : 3

173

QUÍMICA

1

2 Estequiometría I La palabra estequiometría fue introducida en 1792 por Jeremías Richter para identificar la rama de la ciencia que se ocupa de establecer relaciones ponderales (o de masa) en las transformaciones químicas. La estequiometría es la rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos (reactantes) y los productos en una reacción.

Leyes estequiométricas A) Leyes gravimétricas (ponderaes)

1. Ley de la conservación de la masa (Lavoisier, 1789) «En toda reacción química, la suma total de la masa de los reactantes es igual a la suma de los productos». Ejemplo:

   ⇒

Es decir:

→

+

La reacción sucede a nivel atómico; es decir, que los átomos y las moléculas de los reactivos rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces para generar los productos.

Interpretación de la estequiometría a nivel (macroscópico)

↓

QUÍMICA

1(6,022×10 ) moléculas de O2 23

→

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

    

2 mol de CO

2 mol ↓

↓

↓

4g

32 g

  

para producir

↓

reacciona con

32 gramos de O2

para producir para producir

   ↓

2(12) gramos de carbono 2(6,022×1023) átomo de carbono

2

reacciona con reacciona con

   ↓

1 mol de O2

34 g

2. Ley de las proporciones definidas, fijas o constantes (Proust, 1799) «Cuando dos o más sustancias se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación o proporción fija constante». Ejemplo:

2C(s) + 1 O2(g) → 2CO(g) 2 mol de carbono

=

2(28) gramos de CO

⇒

    

+

  

  

2 moléculas de CO

34 g

  

para producir

    

  

  

reacciona con

1 molécula de O2

2NH3(g)

28 gramos + 6 gramos → 2(17 gramos)

2C(s) + 1 O2(g) → 2CO(g) 2 átomos de carbono

  

N2(g) + 3H2(g) →

Interpretación de la estequiometría a nivel (nanoscópico)

1 mol

2 mol

↓

↓

8g

64 g

↓

36 g ↓

(relación molar) (relación de masa)

72 g

↓ 2(6,022×1023) molécula de CO

O sea: +

174

→

5.°

año

ESTEQUIOMETRÍA I

  

  

  

  

  

   → 32 1 ⇒ 96 = 3 96 g

  

  

  

C + O2 → CO2 ⇒

12 g

32 g

    

  

  

1 mol → 1V →

2 mol 2V

O sea: (5 l) (5 l) 10 l Sabiendo que V = 5 l

5.°

año

    

    

  

VR = suma de coeficientes gaseosas de los reactantes VP = suma de coeficientes gaseosos de los productos Ejemplo: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) VR = 1 + 3 = 4 ⇒ CV = 4 – 2 = 2 = 1 = 50% 4 4 2 VP = 2

→ átomos coef×NA× atomicidad ZZ Resolver por regla de tres simple directa.

1. Ley volumétrica a presión y temperatura constante: «A temperatura constante, los volúmenes de los gases que reaccionan están en la misma proporción que sus coeficientes estequiométricos». Las proporciones pueden ser molares y volumétricas. Ejemplo:

1 mol 1 V

VR – VP VR

mol → vol(P, T, cte.) → Vol(CN) coef coef coef × 22,4 l

Ca 80 g 20 = = C 12 g 3

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

CV =

ZZ La ecuación debe estar escrita y balanceada. ZZ Aplicar casos estequiométricos.

H2 4 g 1 = = 3 C 12 g

B. Leyes volumétricas (Gay-Lussac)

4 mol 4(22,4 l)

Pasos para resolver problemas de estequiometría:

  

     

32 g

3 mol 3(22,4 l)

Contracción volumétrica (CV)

⇒

Ca 80 g 20 2Ca + O2 → 2CaO ⇒ = = H2 4 g 1 80 g 32 g 4g

1 mol 5 mol 1(22,4 l) 5(22,4 l)

238 g

4. Ley de las proporciones recíprocas (Richter, 1792) «Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento, dan la relación de masas de estos elementos cuando se combinan entre sí (o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas)». Ejemplo: Dada las siguientes reacciones independientes:

2H2 + O2 → 2H2O ⇒

C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)

«Es una proporción que se obtendrá de la disminución del volumen en una reacción gaseosa respecto al volumen de los reactantes».

142 g 32 g → 174 g 2Cl2 + 3O2 → 2Cl2O3 142 g

2. Ley volumétrica a condiciones normales (CN) «En toda reacción química, los volúmenes molares equivalen a 22,4 litros». Ejemplo:   

3. Ley de las proporcionales múltiples (Dalton, 1804) «La razón entre los pesos de un elemento que se combinan con un peso fijo de un segundo elemento, cuando se forman dos o más compuestos, es una razón entre números enteros sencillos», Ejemplo: 2 : 1; 3 : 1; 3 : 2; 4 : 3 Ejemplo: 2Cl2 + O2 → 2Cl2O

→ masa → moléculas coef× masa coef × NA molar

Casos especiales 1. Pureza de reactivos

Se trabaja con reactantes puros para obtener productos puros. 100% Muestra % pureza Puro

2. Rendimiento de la reacción (RR)

175

Es la relación expresada en porcentajes de las cantidades reales (CR) frente a los teóricos (CT). ⇒ RR = CR × 100% CT

QUÍMICA

2

ESTEQUIOMETRÍA I

Trabajando en clase

a) 6 mol b) 12 mol

c) 15 mol d) 18 mol

e) 24 mol

3. Halla la masa en gramos del Fe2O3 formado a partir de 56 gramos de Fe metabólico. (mA: Fe = 56; O = 16) UNALM: 2007 - II 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) a) 40 g c) 560 g e) 160 g b) 112 g d) 80 g 4. ¿Qué masa de sulfato de sodio (Na2SO4: PF = 142) se obtiene a partir de media mol de hidróxido de sodio (NaOH: PF = 40)? H2SO4(ac) + NaOH(ac) → Na2SO4(s) + H2O(l) a) 22,4 g c) 35,5 g e) 45,5 g b) 32,5 g d) 40,5 g

    

2KClO3 → 2KCl + 3O2 3(22,4 l) 2(122,5 g) x 490 g ⇒ x = (490)(3)(22,4) = 134,4 l 2(122,5) 6. ¿Qué volumen en litros de CO2 dedido a condiciones normales se obtiene en la combustión de 40 gramos de metano (CH4)? CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) + calor a) 22,4 l c) 4,8 l e) 19,6 l b) 56 l d) 11,2 l 7. ¿Cuántos litros de CO2 se producen al quemar el butano (C4H10) con 2,6 litros de O2 a condiciones normales? C4H10(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v) a) 1,6 l b) 2,8 l

5. ¿Cuántos litros de oxígeno (O2), en condiciones normales, se obtienen al calentar 490 gramos de KClO3? Datos: (mA: K = 39; Cl = 35,5; O = 16) QUÍMICA

c) 4,8 l d) 5,4 l

e) 2,4 l

8. En la reacción: K(s) + H2O(l) → KOH(ac) + H2(g) ¿Cuántos gramos de potasio son necesarios para producir 1,5 mol de hidrógeno (H2) si el rendimiento es del 80%? (mA: K = 39) a) 117 g c) 94 g e) 123 g b) 78 g d) 46 g Resolución: Para la reacción: mol masa 2K + 2H2O → 2KOH + H2

UNMSM

2

vol(CN)

176

⇒x=

78 g x (78)(1,5) 1

    

2. Determina las moles de hidrógeno (H2) que se forman por la reacción de 24 mol de ácido clorhídrico (HCl): 2Al(s) + 6HCl(ac) → 2AlCl3(s) + 3H2(g)

e) 134,4 l

Resolución: Para la reacción: masa

    

    

Resolución: Para la reacción: mol → mol N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 2 ⇒ 3 x 12 ∴ x = (12)(2) = 8 mol 3

c) 56 l d) 112 l

    

1. ¿Cuántas mol de NH3 se producen en la reacción de 12 mol de H2 con N2? N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) a) 2 mol c) 8 mol e) 20 mol b) 4 mol d) 10 mol

a) 1344 l b) 224 l

    

Integral

1 mol 1,5 mol = 117 g

5.°

año

ESTEQUIOMETRÍA I 9. Según la reacción: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Si reaccionan 381 toneladas de cobre, ¿qué masa de agua obtendrá si el proceso rinde el 70%? (mA: Cu = 63,5; H = 1; O = 16) a) 112 TM c) 144 TM e) 381 TM b) 64 TM d) 86 TM 10. De acuerdo con la reacción: C2H5OH + O2 → CO2 + H2O las moles de H2O que se producen a partir de 92 gramos de C2H5OH son: a) 3 c) 92 e) 6 b) 2 d) 276 11. La cantidad de H2, a condiciones normales, formada a partir de 65,4 g de Zn con suficiente HCl (mA: Zn = 65,4 uma) según la ecuación es: Zn(s) + HCl(ac) → ZnCl2(g) + H2(g) a) 2 mol H2 d) 22,4 l de H2 b) 1 g H2 e) 6,02×1023 átomo de H c) 2 moléculas de H2

14. En la siguiente reacción química: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)

∆H = –1400 KJ/mol.

Por cada balón de gas propano (M = 44) que reacciona _____________. (Dato: el balón contiene 10,12 kg de propano). a) se absorben 1400 KJ b) se liberan 1400 KJ c) se absorben 322 000 KJ d) se liberan 322 000 KJ e) se liberan 14 168 KJ

15. Según la reacción:

UNI 12. De acuerdo con la reacción: 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O los litros de O2 en condiciones normales para obtener 6,022 × 1023 moléculas de N2 son: a) 33,6 l c) 44,8 l e) 2,4 l b) 22,4 l d) 1,5 l

13. La masa en gramos de oxígeno (M = 32) que se requiere para que reaccionen totalmente 1,2044 × 1024 moléculas de H2 según la ecuación: 2H2 + O2 → 2H2O es: a) 32 c) 16 e) 2 b) 64 d) 4

3H2S + 2Al(OH)3 → Al2S3 + 6H2O

Resolución: Para la ecuación:

Vol(CN)→ moléculas     

    

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O 3(22,4 l) → 2(6,022 × 1023 moléculas) x → 6,022 × 1023 moléculas ⇒x=

5.°

año

(6,022 × 1023)(3)(22,4) 2(6,022 × 1023)

= 33,6 l

177

Según las siguientes proposiciones, escribe verdadero (V) o falso (F). YY Por cada mol de H2 que reacciona se forman 2 ( ) moles de H2O. YY Se necesitan 5 mol de Al(OH)3 para producir ( ) 10 moles de Al2S3. YY Por cada mol de Al(OH)3 que reacciona, reaccionan también 1,5(6,022 × 1023) m oléculas de H2S. ( ) YY Se necesitan 12 moles de H2S y 8 moles de Al(OH)3 para obtener 24 moles de agua. ( ) YY Por cada mol de agua que se produce, se pro( ) ducen también 6 moles de Al2S3.

QUÍMICA

2

3 Estequiometría II Reactivo limitante (RL)

Estequiometría con gases

Es aquella sustancia que al reaccionar se consume totalmente sin dejar residuo.

Como se encuentran en condiciones diferentes a las normales, se debe utilizar la ecuación de estado de los gases ideales:

Reactivo en exceso (RE) Es aquella sustancia que la reaccionar se consume parcialmente y deja residuo. Para encontrar los reactivos se puede calcular de la siguiente manera: menor → RL ⇒

Dato = COCIENTE teórico

P . V = R. T. n R es la constante universal de los gases y tiene distinto valores según las unidades de presión que podemos usar: R = 0,082 atm ⋅ l mol⋅K

mayor → RE

R = 62,4 mmHg ⋅ l mol⋅K

Para la reacción de obtención del agua se han usado 8 gramos de H2 y 80 gramos de O2 según: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

R = 8,3 KPa ⋅ l mol⋅K i) Se buscan las moles por estequiometría

¿Quién es el RL y RE?

ii) Luego se aplica: PV = R.T.N

⇒ Sea la ecuación:

  

4g 8g

32g 80g

  

  

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) 36g

(CT) (Dato)

80 8 = 2 32 = 2,5 4 ↓ ↓

⇒

menor cociente

∴ RL = H2

Advertencia pre

mayor cociente

∴ RE = O2

Para resolver un problema de estequiometría, primero la ecuación debe estar escrita y balanceada.

Exceso: O2: 80 – 64 = 16 g % exceso =

3

16 ⋅ 100 = 20% 80

QUÍMICA

178

5.°

año

ESTEQUIOMETRÍA II


UNMSM

1. Según la reacción: A + 2B + 3C → 4D + 5E se combinan 4 mol de A con 8 mol de B y 16 mol de C. ¿Quién es el reactivo en exceso (RE)? a) A c) C e) E b) B d) D

5. Cuando se combinan 22,4 litros de H2 con 11,2 litros de O2 a condiciones normales, ¿cuántos gramos de agua se obtienen? UNMSM 2005-II a) 27 g c) 33 g e) 64 g b) 36 g d) 18 g

4 mol 8 mol 16 mol

(CT) (Dato)

8 16 =4 = 5,3 mol 2 3 ↓ mayor cociente

a) N2; 4 moles c) N2; 2 moles e) H2; 6 moles b) N2; 6 moles d) H2; 4 moles 3. Si reaccionan 10 moles de N2 con 10 moles de H2 para formar 4 moles de NH3; el rendimiento de la reacción es: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) a) 20% c) 50% e) 40% b) 30% d) 60% 4. Según la ecuación: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 si reaccionan 12 gramos de magnesio (mA = 24) con 4 moles de HCl; calcula los gramos de MgCl2 (PF = 95) producidos. a) 47,5 g c) 73,5 g e) 56 g b) 52,5 g d) 35,5 g

año

44,8 l 22,4 l 22,4 l 11,2 l RL = 1/2 RL = 1/2

  

  

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

∴ RE = C 2. En la síntesis del amoniaco (NH3), al reaccionar 8 moles de N2 con 6 moles de H2; determina quién es el reactivo en exceso (RE) y cuántas moles de dicho reactivo sobran. N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

5.°

Resolución: La reacción es la siguiente:   

1 mol 2 mol 3 mol 4 mol 5 mol

4 =4 1

  

        

  

Resolución: Para la reacción: A + 2B + 3C → 4D + 5E

36 g x

(CT) (Dato)

∴ x = 36 × 1 = 18 g 2 2

6. Al hacer reaccionar 4 gramos de H2 con 16 gramos de O2, según: H2(g) + O2(g) →H2O(l) la cantidad de agua que se obtiene en gramos es: a) 20 g c) 12 g e) 18 g b) 36 g d) 9 g 7. Se ponen en contacto para que reaccionen; 46 gramos de sodio (mA = 23) con 180 gramos de H2O (M = 18). Determina el reactivo en exceso y los gramos de este reactivo que quedan sin reaccionar cuando la reacción se ha completado. La reacción es: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 a) H2O; 36 g d) Na; 46 g e) H2O; 150 g b) H2O; 144 g c) Na; 23 g 8. Los litros de O2 a 300 K y 166 KPa que se desprenden a partir de 4 moles de KClO3 según la reacción: 2KClO3 → 2KCl + 3O2 son: (Dato: R = 8,3 KPa ⋅ l ) mol⋅K

179

a) 60 l b) 90 l

c) 89,6 l d) 134,4 l

e) 6 l

QUÍMICA

3

ESTEQUIOMETRÍA II

⇒n=

    

2 mol 8 mol

(4)(3) = 6 moles 2

∴ Aplicando: PV = R.T.n

2 3 83 (300)(6) ⇒ (166)(V) = 10

∴ V = 90 l

⇒n=

9. ¿Qué volumen de H2 litros medido a 27º C y 4,1 atm se puede obtener con 2 moles de aluminio de acuerdo con el siguiente reacción? 2Al(s) + 6HCl(ac) → 2AlCl3(ac) + 3H2(g) a) 20 l c) 16 l e) 12 l b) 18 l d) 14 l 10. ¿Cuántos kilogramos de CO se producirán por toneladas de carbón (C) que contiene 90% de carbón? C(s) + H2O(x) → CO(g) + H2(g) a) 1100 kg c) 2030 kg e) 4030 kg b) 2100 kg d) 1003 kg 11. ¿Cuántos gramos de CaO se obtendrán a partir de 1200 gramos de caliza con 90% de pureza de CaCO3? (mA: Ca = 40) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) a) 712,5 g c) 630,9 g e) 604,8 g b) 612,8 g d) 640,9 g UNI 12. En la reacción de 8 moles de sodio con suficiente agua, solo se forman 240 gramos de NaOH (PF = 40) según: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; entonces, el rendimiento porcentual de NaOH es: a) 50 % c) 80 % e) 40 % b) 75 % d) 60 %

3

QUÍMICA

mol

2Na + 2H2O →

3 mol 4n

mol

    

2 mol 4 mol

    

    

2KClO3 → 2KCl + 3O2

Resolución: Para la reacción:

    

mol

2NaOH + H2 (CT) (Dato) 80 g x     

mol

    

Resolución: Sea la ecuación balanceada:     

(8)(80) = 320 g (Cr) 2 240 g (CR)

3 CR 240 ∴ RR = × 100 = × 100 = 75% CT 320 4

13. Se tiene la siguiente reacción de descomposición: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

determina los gramos de CaCO3 (PF = 100) requeridos para obtener 67,2 litros de CO2 en condiciones normales y con rendimiento porcentual de 60%. a) 250 g c) 800 g e) 500 g b) 600 g d) 400 g

14. Según la ecuación: N2(g) + H2(g) → NH3(g)

los litros de NH3(g) a 127º C y 83 KPa que se producen a partir de la reacción de 18 gramos de H2 son: a) 600 l c) 240 l e) 300 l b) 120 l d) 500 l

15. Según la reacción: C(s) + O2(g) → CO2(g)

180

Determina cuántos litros de CO2 gaseoso se producirán al quemar 0,1 kg de coque que contiene 84% de carbono (C), si la reacción tiene un rendimiento del 90%. a) 22,4 l c) 149 l e) 179,2 l b) 141 l d) 156,7 l

5.°

año

4 Teoría de las soluciones Una solución es una mezcla homogénea formada por dos componentes: soluto y solvente. El solvente es el que se encuentra en mayor proporción; además, determina el estado de la solución.

C) Solución saturada Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto disuelta a una temperatura dada.

El soluto es la sustancia que está en menor proporción y del cual depende el nombre y el grado de disociación de la solución. ⇒

D) Solución sobresaturada Es aquella que contiene disuelto un peso mayor que el indicado por su solubilidad a una temperatura dada. Masa STO = Azúcar → 50 g STE = Agua → 250 g SOL = Agua dulce T = 20 ºC

Solución = STO(1) + STO(2) + ... + STE (SOL)

Soluto (STO) Solvente (STE)

  disolución  

⇒ Disolución = STO + STE

2. Por la naturaleza del soluto A) Solución iónica

Clasificación de las soluciones 1. De acuerdo con la cantidad de soluto

A) Solución diluida El soluto se encuentra en pequeñas (despreciables) cantidades dentro de la solución.

T = 20º C

Masa STO = NaCl → 2 g STE = H2O → 100 g SOL = salmuera

5.°

año

El soluto de esta solución se disocia o ioniza, por lo cual estas soluciones son conductoras de la electricidad. Ejemplo: NaCl(ac); MgSO4(ac); HCl(ac); NaOH(ac)

B) Solución molecular

B) Solución concentrada El soluto se encuentra en apreciables cantidades dentro de la solución.

T = 20 ºC

T = 20 ºC

Masa STO = Azúcar → 5 g STE = Agua → 100 g SOL = Agua dulce

El soluto de esta solución se disgrega a nivel molecular, por lo cual estas soluciones son «no conductoras» de la electricidad, es decir, no forma iones. Ejemplo: C6H12O6(ac): dextrosa

Masa STO = NaCl → 10 g STE = H2O → 100 g SOL = salmuera

Advertencia pre Teoría de las soluciones en un tema que se plantea en las universidades, para lo cual tienes que diferenciar entre un soluto y solvente

181

QUÍMICA

4

TEORÍA DE LAS SOLUCIONES

3. De acuerdo con el estado físico

El estado de la solución está determinado por el solvente. SOLUCIÓN

SOLVENTE

SOLUTO

EJEMPLO

Líquido

Acero (C+ Fe) Latón (Zn + Cu) Bronce (Sn + Cu) Amalgama de oro (Hg + Au)

Gaseoso

Oclusión de H2 en Pt

Sólido Sólido

Sólido

Salmuera (NaCl + H2O) Dextrosa (C6H12O6 + H2O)

Sólido

Líquido

Líquido

Gaseoso

Gaseoso

Líquido

Vinagre (CH3COOH + H2O) Aguardiente (CH3CH2OH + H2O) Agua oxigenada (H2O2 + H2O) Agua regia (HCl + HNO3)

Gaseoso

Agua carbonatada (CO2 + H2O)

Gaseoso

Aire seco (N2, O2, Ar, ...)

Solubilidad (S)

Es la cantidad máxima del soluto que se solubiliza en 100 gramos de solvente a una temperatura dada: ⇒

S=

masa (soluto) 100 g H2O

Unidades físicas de concentración 1. Porcentaje en masa (% msto) ⇒

msto %msto = ⋅ 100% msol

3. Partes por millón (ppm) ⇒

ppm =

sto (miligramos) sol (1 litro)

sto = masa del soluto en miligramo sol = volumen de la solución (1 litro) ppm = parte por millón

Otra forma para calcular el soluto SOLUCIÓN

100%

↓ STO + STE

msto = masa del soluto msol = masa de la solución %msto = porcentaje en masa del soluto

SOLUTO

x%

2. Porcentaje en volumen (%Vsto) ⇒

%Vsto =

Advertencia pre

Vsto ⋅ 100% Vsol

Las unidades físicas de concentración deben trabajarse utilizándose la regla de 3 simple y directa.

Vsto = volumen del soluto Vsol = volumen de la solución % Vsto = porcentaje en volumen del soluto

4

QUÍMICA

182

5.°

año

TEORÍA DE LAS SOLUCIONES

Trabajando en clase Integral 1. Tipo de solución donde la cantidad de soluto es casi despreciable: a) Diluida d) Sobresaturada b) Concentrada e) Molecular c) Saturada

Resolución: Cuando la cantidad de soluto es despreciable en una solución, es característica de las soluciones diluidas.

2. Tipo de solución donde la cantidad de soluto es mayor que el indicado por su solubilidad; es un exceso de la máxima cantidad: a) Diluida d) Sobresaturada b) Concentrada e) Iónica c) Saturada 3. Respecto a la solución: I. Solo pueden ser líquidas II El soluto más usado es el agua. III. El estado físico lo determina el solvente. IV. El vinagre es una solución sobresaturada. Son incorrectas: a) I y II c) III y V e) II y IV b) III, IV y V d) I, II y IV

⇒ %msto = 80 × 100 = 20% 400

5.°

año

825 ml (alcohol 1 botella → 750 ml 11 = etílico) 100 10 vino ∴ En 10 botellas: 825 × 10 = 825 ml 10

9. Una botella de cerveza cuyo volumen es de 630 ml, contiene una solución al 5% en volumen de alcohol etílico. En una caja (12 botellas) de cerveza, ¿cuántos mililitros de alcohol etílico están presentes? a) 378 ml c) 370 ml e) 420 ml b) 374 ml d) 520 ml

5. A 320 gramos de agua se agregan 80 gramos de NaOH. Determina el porcentaje en masa de soluto en esta solución. a) 80% c) 40% e) 65% b) 20% d) 60%

8. Una botella de vino cuyo volumen es de 750 ml, contiene una solución al 11% en volumen de alcohol etílico. En 10 botellas del mismo tipo de vino, ¿cuántos mililitros de alcohol etílico están presentes? a) 750 c) 825 e) 925 b) 725 d) 800

UNMSM

7. Con 20 mol de ácido nítrico al 80%. ¿Cuántos ml de ácido nítrico puro se prepararon? a) 50 ml c) 16 m e) 12 ml b) 15 ml d) 32 ml

Resolución:

4. ¿Cuáles son los componentes del acero? a) Cu + Zn d) Fe + Cu b) C + Fe e) Fe + Ag c) H2O + H2O2

Resolución: Al mezclar tenemos:

6. ¿Cuántos gramos de una sal inorgánica se necesitan para preparar 180 gramos de una solución al 20% en masa? a) 72 c) 18 e) 20 b) 36 d) 45

10. Se disuelven 60 gramos de hidróxido de magnesio en 240 ml de agua destilada. Determina el porcentaje en masa del hidróxido en la solución. a) 10 % c) 30 % e) 8 % b) 20 % d) 15 % 11. ¿Cuántos gramos de una sal deberán disolverse en 315 ml de agua para darnos una solución al 25% en masa? a) 100 g c) 105 g e) 120 g b) 96 g d) 115 g

183

QUÍMICA

4

TEORÍA DE LAS SOLUCIONES UNI 12. Se tiene una solución de agua oxigenada, cuya masa es 648 gramos y densidad 1,08 g/ml. Si el porcentaje en volumen de soluto es 4%, ¿cuál es el volumen del soluto (H2O2)? a) 12 ml c) 6 ml e) 20 ml b) 24 ml d) 18 ml

Resolución: Conociendo la masa y la densidad de la solución, calculamos el volumen: m 648 g = 600 ml VSOL = = d 1,08 g/ml ⇒ 600 ml x

100% 4%

⇒ x = (600)(4) = 24 ml 100

4

QUÍMICA

13. Se tiene una solución de vinagre cuya masa es de 360 gramos y densidad 0,9 g/ml. Si el porcentaje en volumen de soluto es 8%, ¿cuál es el volumen del soluto (ácido acético). a) 16 ml c) 32 ml e) 64 ml b) 24 ml d) 40 ml 14. Una solución acuosa contiene 25% en volumen de etanol (C2H5OH). Si tenemos 400 ml de solución, calcula el porcentaje en masa de etanol si su densidad es de 0,8 g/ml a) 20% c) 25% e) 14% b) 18% d) 21% 15. Si 0,5 litros de una disolución acuosa contiene 4,4 mg de ion cloruro (Cl–), ¿cuántos ppm de cloro contiene? a) 2,2 ppm c) 8,8 ppm e) 1,2 ppm b) 4,4 ppm d) 1,1 ppm

184

5.°

año

5 Unidades de concentración química A) Fracción molar (Xi)

Nos indica la relación del número de moles de un componente respecto al número de moles totales de la mezcla. nSTO ⇒ XSTO = n SOL

Relación entre normalidad y molaridad N=M⋅θ Donde q es el parámetro (valor entero y positivo) y depende del soluto.

nSTE XSTE = n SOL

Óxidos

Para soluciones líquidas volátiles: ∴

Determina el número de mol de soluto disuelto en un litro de solución.

Al2(SO4)3 → θ = 6 Redox

Además, si nos dan como dato: Dsol (densidad de la solución) %msto (porcentaje en masa de soluto) M sto (masa molecular del soluto) ⇒ M=

(10) (DSOL) (% mSTO)

5.°

año

θ=5

Determina el número de moles de soluto disuelto en 1 kilogramo de solvente. ⇒ m=

MSTO

nSTO WSTE

; m = mol/kg

Advertencia pre

Determina el número de equivalente de soluto disuelto en un litro de solución. ⇒ N=

#e– transferidos Mn+7 → Mn+2

D) Molalidad (m)

C) Normalidad

FeO–2 → θ = 2 Al2O3–2 → θ = 6

+3

masa(g) n(STO) mol ⇒ M= = M ; [ ] = VSOL(l) VSOL(l) l

carga total del oxígeno

Bases o #(OH) Ca(OH)2 → θ = 2 hidróxidos sustituibles Al(OH)3 → θ = 3 Ácidos # H sustituibles HCl → θ = 1 H2SO4 → θ = 3 Sales Carga neta del +2 Ca(NO3)2 → θ = 2 catión

XSTO + XSTE = 1

B) Molaridad (M)

Ejemplos

θ

Sustancia

#Eq–g (STO) VSOL(l)

; N = #Eq–g/l

185

Para calcular la molaridad, debemos conocer las masas moleculares de las sustancias, también conocer los parámetros de las funciones inorgánicas.

QUÍMICA

5

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN QUÍMICA

Aplicaciones 1. Dilución de una solución

Sea:

Es el procedimiento que se usa para preparar soluciones muy concentradas. El proceso consiste en añadir agua a una solución de alta concentración hasta alcanzar la concentración deseada. Sea: VH O

C1 V1

nsto(1) = nsto(2) ∴ C1 ⋅ V1 = C2 ⋅ V2

Es una reacción entre un ácido y una base, lográndose una titulación. Se cumple lo siguiente: #Eq–g(ácido) = #Eq–g(base) Ácido

∴

Vácido ⋅ Nácido = Vbase ⋅ Nbase

+

Donde C1 y C2 = concentraciones químicas

2. Mezcla de soluciones

C1 ⋅ V1 + C2 ⋅ V2 = C3 ⋅ V3

Se cumple lo siguiente:

2

C3 V3=(V1+V2)

3. Neutralización

C2 V2=V1+VH O

C1 V1

C2 V2

Se cumple que: nsto(1) + nsto(2) = nsto(3) ∴

2

+

Base

Se obtienen al unir dos o más soluciones de un mismo soluto, pero de concentraciones diferentes.

Trabajando en clase Integral 1. En un recipiente se mezclan 5 moles de etanol y 3 moles de éter etílico. Halla la fracción molar del etanol. a) 3/5 c) 1 e) 3/8 b) 5/3 d) 5/8 Resolución: Al mezclar:

Moles etanol éter

5 3 nT = 8

5

QUÍMICA

∴ Xetanol =

5 8

2. En un recipiente se mezclan 36 gramos de pentano (C5H12) y 72 gramos de agua (H2O). Halla la fracción molar del pentano. a) 0,5 c) 0,33 e) 0,2 b) 0,45 d) 0,11 3. Se disuelven 20 gramos de NaOH en 200 ml de solución. Halla la molaridad (PF: NaOH = 40) UNALM 2006-II a) 10 M c) 2,5 M e) 1 M b) 5 M d) 2 M 4. Determina la normalidad de una solución de 200 ml de hidróxido de sodio NaOH el cual presenta 8 gramos. (M NaOH = 40)

186

5.°

año

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN QUÍMICA a) 2 N b) 3 N

c) 1 N d) 4 N

e) 5 N

UNMSM 5. Se tiene una solución de NaOH 2M. Halla la masa de hidróxido de sodio contenida en 500 ml de solución. (Masa molar NaOH = 40) a) 10 g c) 40 g e) 60 g b) 20 g d) 80 g

UNI

⇒ mSTO = (2) ⋅ 500 ⋅ (40) = 40 g 1000

6. En la siguiente solución de Ca(OH)2 0,1 N, determina la masa de soluto presente en 2 litros de solución. mA (Ca = 40; O = 16; H = 1) a) 74 g c) 37 g e) 8,4 g b) 84 g d) 7,4 g 7. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (PF = 98) (H2SO4) serán necesarios para preparar 2 litros de solución 4M? a) 98 g c) 392 g e) 78,4 g b) 196 g d) 784 g 8. Se tienen 800 ml de una solución 1M. Si se le añade agua destilada hasta completar 1 litro de solución, indica la concentración molar de la solución resultante. a) 0,6 M c) 0,8 M e) 0,7 M b) 0,4 M d) 0,65 M Resolución:

VH O 2

C1 = 1M V1=800ml

⇒ C1 . V1 = C2 . V2 (1)(800) = (C2)(1000) ∴ C2 = 0,8 M 5.°

año

C2 = x V2=1 l = 1000 ml

10. ¿Qué volumen en litros de una solución de HCl 1,5 M se obtiene a partir de la dilución de 2 litros de HCl 4,5 M? a) 2 l c) 4 l e) 6 l b) 3 l d) 5 l 11. Se mezclan 2 litros de HCl 4M con 8 litros de HCl 2M. Halla la concentración final de la solución. a) 1 M c) 2 M e) 3,6 M b) 4 M d) 1,8 M

Resolución: Para calcular la masa del soluto, tenemos: ⇒ mSTO = (M) . (VSOL(l)) . (M ) ↓ ↓ molaridad masa molar

9. Si a 100 ml de NaOH 1M se le agrega suficiente agua hasta completar un volumen de 500 ml, ¿qué molaridad tendrá esta nueva solución? a) 0,2 M c) 0,5 M e) 0,215 M b) 0,25 M d) 0,1 M

12. Calcula la molaridad de una solución de KOH (PF = 56 g/mol) que tiene 40% en peso y una densidad de 1,4 g/ml. a) 5 M c) 15 M e) 16 M b) 25 M d) 10 M

Resolución: M o PF = 56

⇒M=

M=

(10)⋅(DSOL)⋅(% mSTO) M STO

(10)⋅(1,4)⋅(40) 56

= 10 M

13. Calcula la molaridad de una solución de NaOH (PF = 40 g/mol) que tiene 20% en peso y una densidad de 1,2 g/ml. a) 1 M c) 2 M e) 6 M b) 4 M d) 3 M 14. Con 400 ml de una solución de 2N de HCl, ¿qué volumen de solución de 0,2 N se podrá preparar? a) 3 l c) 4 l e) 5 l b) 2 l d) 2,5 l 15. ¿Qué volumen de H2SO4 0,1 N se requiere para neutralizar 5,83 gramos de Mg(OH)2? Dato: PF: Mg(OH)2 = 58,3 g/mol a) 0,2 l c) 20 ml e) 22 ml b) 2 l d) 2 ml

187

QUÍMICA

5

6 Cinética y equilibrio químico Historia

Donde: ∆ [ ] = [ ] final – [ ] inicial ∆t = intervalo de tiempo

En 1864, Guldberg y Waage hallaron la relación entre la velocidad de reacción y las concentraciones de sustancias reaccionantes que les sirviera tres años más tarde para deducir la ley de acción de Masas. En 1884 Van’t Hoff publica su libro Estudio de dinámica química. En 1889, Arrhenius fue el primero en proponer la relación entre la constante de velocidad k y la temperatura. Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), químico industrial francés, formuló por primera vez el principio de los sistemas en equilibrio que ahora lleva su nombre.

Definición

ZZ La ciencia química es una rama de la química que

estudia la velocidad de las reacciones químicas. ZZ El equilibrio químico es un estado dinámico donde la velocidad de formación de reactantes y productos en una reacción química son iguales.

1. Cinética química

La cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y el mecanismo (pasos o etapas), describiendo la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o reactantes al transcurrir el tiempo. Estudia la velocidad de reacción de los componentes de una reacción química y también los factores que afectan dicha velocidad.

YY En los reactantes se usa signo (–), porque sus

concentraciones disminuyen con el tiempo.

YY En los productos se usa signo (+), porque sus

componentes aumentan con el tiempo. Ejemplo: Sea la reacción: A + B → C

6

QUÍMICA

∆[A] ∆t

VC = +

∆[C] ∆t

VB = –

∆[B] ∆t

VD = +

∆[D] ∆t

t 0 1

[A] 4 3

[B] 3 2

∆[A] –(3 – 4) mol = =1 ∆t 1–0 l⋅s

VB =

–∆[B] –(2 – 3) mol = =1 ∆t 1–0 l⋅s

VC =

+∆[C] (1 – 0) mol = =1 ∆t 1–0 l⋅s

188

[C] 0 1

1 t(s)

VA = –

Expresa la rapidez con la que varía la concentración molar de las sustancias (∆ [ ]) en relación con la variación del tiempo. Sea la reacción: aA + bB → cC + dD VA = –

C

0

a) Velocidad de reacción (V)

[ ] (mol/L) A B

4 3 2 1

b) Velocidades de reacción y estequiometría

Sea la reacción: aA + bB → cC + dD Se cumple: VA VB VC VD a = b = c = d

Ejemplo: En la reacción: 2A + 3B → C + 4D Si VA = 4 mol/L. S, calcula las velocidades de B, C y D Resolución: Sabemos: VA VB VC VD 2 = 3 = 1 = 4 4 VB VC VD = 3 = 1 = 4 2 5.°

año

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO De donde: VB=6 mol/l.S Vc=2 mol/l.S VD=8 mol/l.S

●● Temperatura:

A mayor temperatura, mayor velocidad de reacción. ●● Catalizadores: Acelera la reacción y los inhibidos desaceleran la misma.

c) Ley de la velocidad de reacción (Ley de acción de masas)

Deducida por los noruegos Maximilian Guldberg y Peter Waage, esta ley expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de la velocidad y la concentración de los reactivos elevados a una potencia. Para la reacción general. aA + bB → cC + dD La ley de velocidad tiene en general la forma: V = K[A] x[B]y

2. Equilibrio químico

Donde: K: constante de velocidad específica. X: orden de la reacción respecto de A. Y: orden de la reacción respecto de B. X + Y: orden de la reacción.

d) Ley de velocidad para pasos elementales

Sea la reacción elemental: aA + bB → cC + dD la ley de velocidad será: V = K[A] a[B]b

Keq =

El orden de la reacción es a + b. Ejemplo: Para la reacción elemental 2A + 3B → C + 2D Expresa la ley de acción de masas y halla el orden de la reacción Resolución: La ley de acción de masa será: V = K[A]2 [B]3 Orden de la reacción 2 + 3 = 5 reacción de 5.º orden.

e) Factores que afectan la velocidad de una reacción ●● Naturaleza de los reactantes:

La velocidad de una reacción depende de las propiedades de los reactivos. ●● Concentración de los reactantes: A mayor concentración de los reactantes, existirá mayor frecuencia de colisiones, ello produce mayor velocidad de reacción. ●● Grado de división de los reactantes: A mayor grado de división se tendrá mayor superficie de contacto, lo cual origina mayor velocidad de reacción. 5.°

año

En una reacción reversible, la velocidad de la reacción directa disminuye con el paso del tiempo, debido a que sus concentraciones de los reactantes disminuyen; en cambio, debido a que las concentraciones de los productos aumentan, la velocidad de la reacción inversa aumentará con el tiempo. Cuando ambas reacciones, tanto la directa e inversas se produzcan a la misma velocidad, se observa que ninguna de las concentraciones cambia con el tiempo, en consecuencia se ha alcanzado el equilibrio químico, debido a ello se dice que el equilibrio químico es un proceso químico. Sea la reacción general: cC + dD aA + bB [C]c [D]d [A]a[B]b

Donde: Keq: constante de equilibrio Si en la reacción química hay sustancias gaseosas: cC(g) + dD(g) aA(g) + bB(g) [C]c⋅[D]d K = (Pc)c ⋅ (PD)d ⇒ Kc = p [A]a⋅[B]b (PA)a ⋅ (PB)b ∴ Kp = Kc (RT)∆n Donde: ∆n = (c + d) – (a + b) Kp = constante de equilibrio en función de las presiones parciales. Kc = constante de equilibrio en función de las concentraciones molares. T = temperatura (Kelvin) R = 0,082 l × atm mol × K

189

a) Clasificación de equilibrios químicos ●● Equilibrio homogéneo:

En un equilibrio homogéneo, todas ls sustancias que participan se encuentran en la misma fase. QUÍMICA

6

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

2NO(g) + O2(g) ⇒ Kc =

2NO2(g)

a) Cambios de concentración de un reactivo o producto

[NO2]2

A+B Cambio de la concentración [A] ↑ [A] ↓ [C] ↑ [C] ↓

[NO]2 ⋅ [O2]

●● Equilibrio heterogéneo:

En un equilibrio heterogéneo, las sustancias que participan se encuentran en fases diferentes.

Ejemplo: SnO2(s) + 2CO(g) ⇒ Kc =

Sn(s) + 2CO2(g)

[CO2]2 [CO]2

b) Características de la constante de equilibrio

1. Si Keq > 1; → el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Existe gran cantidad de productos y muy poca cantidad de reactantes. 2. Si Keq < 1; ← el equilibrio desplaza hacia la izquierda. Existe gran cantidad de reactantes y muy poca cantidad de productos. 3. La constante de equilibrio solo depende de la temperatura.  Aumentar T da como resultado   que Keq aumente, en caso   contrario, Keq disminuye.  

Reacción endotérmica Reacción exotérmica

      

Aumentar T da como resultado que Keq disminuya, en caso contrario, Keq aumenta.

donde: T: temperatura

Sea la reacción exotérmica: A + B → C + calor Cambio de la Desplazamiento del temperatura equilibrio ← T↑ → T↓

QUÍMICA

Desplazamiento del equilibrio → ←

c) Cambio de la presión y volumen

Sea la reacción: A + 2B 3 moles Cambio de la concentración P↑V↓ P↓V↑

3C + 2D 5 moles

Desplazamiento del equilibrio ← →

Advertencia pre

Si un sistema en equilibrio es perturbado por un factor externo (cambio de temperatura, presión, concentración), este reaccionará desplazándose en el sentido que contrarreste el efecto de la perturbación, de esta manera se alcanza nuevamente el equilibrio.

6

Sea la reacción endotérmica: A + B + calor → C Cambio de la temperatura T↑ T↓

3. Principio de Le Chatelier

C+D Desplazamiento del equilibrio → ← ← →

b) Cambios de la temperatura

    

Sea la reacción:

     

Ejemplo:

190

El principio de Le Chatelier es una aplicación de un sistema en equilibrio basándose en los factores que alteran las reacciones y se solicitan en universidades que tienen carreras de ingeniería.

5.°

año

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

Trabajando en clase Integral 1. ¿Qué factor influye en la velocidad de una reacción? a) Punto de ebullición b) Número de Avogrado c) Temperatura d) Densidad e) Presión

Resolución: El factor que influye en la velocidad es la temperatura, si esta es mayor, entonces, mayor es la velocidad.

2. ¿Cuáles de los siguientes factores no influyen en la velocidad de la reacción? I. Temperatura II. Presión III. Grado de división de los reactantes IV. Catalizadores a) Solo I c) I y IV e) I y II b) Solo II d) II y III

c) Kc =

4. Para la reacción: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) señala el orden de esta reacción: a) 1 c) 3 e) 5 b) 2 d) 4 UNMSM 5. Considera la reacción: C(g) + 2D(g) 2A(g) + B(g) la expresión correcta de la constante de equilibrio es: [A] ⋅ [C] [A]2⋅[B] d) Kc = a) Kc = [B] ⋅ [D] [C] [C]⋅[D]2 [D]2⋅[C] b) Kc = e) Kc = [A]2 [A]2⋅[B]

Resolución: Para la reacción: C(g) + 2D(g) 2A(g) + B(g)

⇒ Kc =

[C]⋅[D]2 [A]2⋅[B]

6. En la siguiente reacción: NH3(g) N2(g) + H2(g)

indica la expresión correcta de la constante de equilibrio. [NH3] d) Kc = [NH3] a) Kc = [N2]⋅[H2]2 [NH3] [N2]2 e) K = b) Kc = c [N2]3⋅[H2]2 [NH3]3 [NH3]2 c) Kc = [N2]⋅[H2]3

8. En una reacción del tipo: 2C(g) A(g) + B(g) se encuentran en equilibrio 3 moles de C; 1 mol de A y 2 moles de B en un recipiente de 0,5 litros. ¿Cuál es el valor de Kc? a) 9 c) 0,67 e) 18 b) 4,5 d) 6 Resolución: Para la reacción: Volumen = 1/2 litro 2C(g), se tiene: A(g) + B(g)

año

[A]2

7. Para la reacción: 2A(g) + 3B(g) → C(g) + 4D(g) si K = 3 × 10–1; [A] = 3 × 102 M [B] = 2 × 10–1 M Halla la velocidad de la reacción: a) 27 c) 108 e) 2 b) 54 d) 216

3. En la reacción: 2A + 4B → 3C + 5D Si VA = 4 mol/l.s, calcula la Vc = ? a) 3 mol/l.s d) 6 mol/l.s b) 12 mol/l.s e) 2 mol/l.s c) 5 mol/l.s

5.°

[D]2

191

[A] = 1/1/2 = 2M [C] = 3/1/2 = 6 M [B] = 2/1/2 = 4 M [C]2 (6)2 36 → Kc = = ⇒ Kc = 8 [A]⋅[B] (2)(4) ∴ Kc = 4,5 QUÍMICA

6

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO 9. En una reacción del tipo: 2C(g) A(g) + B(g) se encuentran en equilibrio 6 moles de C; 2 moles de A y 4 moles de B en un recipiente de 1 litro. ¿Cuál es el valor de Kc? a) 9 c) 6 e) 4,5 b) 0,67 d) 3 10. En la siguiente reacción en equilibrio: CO2(g) C(s) + O2(g)

Si [C] = 2M; [O2] = 4 M; [CO2] = 8 M, calcula Kc a) 1 c) 1/2 e) 1/7 b) 2 d) 8

11. A 450 ºC las presiones parciales de H2; I2 y HI en equilibrio son respectivamente 0,1; 0,1 y0,8 atm. Halla la constante Kp del proceso. 2HI(g) H2(g) + I2(g) a) 0,64 b) 2

c) 32,25 d) 64

e) 60

UNI 12. En la siguiente reacción en equilibrio HCl(g) H2(g) + Cl2(g) si Kc = 1/7, calcula Kp a) 0 c) 2 e) 1/7 b) 7 d) 1/9

6

QUÍMICA

Resolución: Balanceando la reacción: 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g)

si: Kp = Kc (RT)∆n; ∆n = 2 – 2 = 0 ∴ Kp = Kc = 1/7

13. El siguiente sistema en equilibrio se encuentra a 227 ºC A(g) + B(g) → A2B(g) Halla Kp; si Kc = 41 c) 1/414 e) 41 a) 1/413 2 d) 1/41 b) 1/41 14. En un recipiente a 25 ºC para la reacción: 2NO2(g) N2O4(g) la concentraciones en equilibrio fueron respectivamente 0,6 M y 1,5 × 10–3 M. Calcula la constante de equilibrio Kc. d) 2,25 × 10–6 a) 3,75 × 10–6 b) 2,5 × 10–3 e) 2,25 × 10–3 –3 c) 4,17 × 10 15. En un recipiente de 1 litro se han introducido 4 moles de N2 y 8 moles de H2, para efectuar la siguiente reacción: NH3(g) N2(g) + H2(g) Al llegar al equilibrio, se obtienen 4 moles de amoniaco. Calcula Kc para el equilibrio gaseoso. a) 0,4 c) 1 e) 0,1 b) 0,2 d) 10

192

5.°

año

7 Ácidos - bases Historia

Desde hace miles de años, se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor agrio. Sin embargo, no fue sino, hasta hace unos cientos de años, que se descubrió por qué estas sustancias tenían ese sabor. La palabra ácido se deriva de la voz latina acidus, y la palabra álcali con que se designa a las bases, proviene de la palabra al - gili, que significa cenizas de una planta, y que muy pronto se demostró que tenía propiedades opuestas a la de los ácidos.

Ejemplo: YY HCl(ac)+NaHCO3(s)→NaCl(ac)+H2O(l)+CO2(g)

2. Bases

YY P oseen sabor amargo. YY Se sienten jabonosas al tacto. YY Las bases producen cambios de color en los

pigmentos vegetales.

YY C ambian de color al tornasol, de rojo a azul. YY Las soluciones acuosas de las bases conducen

la electricidad. YY Neutralizan a los ácidos. Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O

Definición 1. Ácidos

YY P oseen sabor agrio YY El vinagre debe su sabor al ácido acético (CH3

– COOH)

YY Los limones y otros frutos cítricos contiene

ácido cítrico. COOH CH2

HO – C – COOH CH2 COOH YY Los ácidos producen cambio de color en los

pigmentos vegetales.

YY C ambian de color al tornasol, del azul al rojo. YY Las soluciones acuosas de los ácidos condu-

Teoría de ácido-base 1. Arrhenius (medio acuoso) – 1884

→ Ácido: libera iones H+ en el agua. → Base: libera iones OH– en el agua. Ejemplo: HCl(ac) → H+(ac) + Cl–(ac) Ejemplo: H2SO4(ac) → 2H+(ac) + 2SO2–4(ac) Ejemplo: NaOH(ac) → Na+(ac) + OH–(ac) Ejemplo: H+(ac) + OH–(ac) H2O(l)

2. J. N Brönsted - T.M. Lowry (reacción química) - 1923

→ Ácido: dona un protón → se convierte en base conjugada → Base: acepta un protón → se convierte en ácido conjugado Ejemplo cede H+

cen la electricidad.

YY Los ácidos reaccionan con ciertos metales

como el Zn, Mg, Fe, para producir hidrógeno gaseoso (H2). Ejemplo: YY HCl(ac) + Mg(s) → MgCl2(ac) + H2 YY Los ácidos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos (Na2CO3, CaCO3NaHCO3) para producir CO2 Ejemplo: YY HCl(ac) + CaCO3(s) → CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g) 5.°

año

NH3(ac) + H2O(l) Base

Ácido

NH+4(ac) + OH–(ac) Ácido conjugado

Base conjugada

193

QUÍMICA

7

ÁCIDOS - BASES

B. Potencial de iones oxidrilos (pOH)

Pares conjugados: YY NH3; NH+4 YY H2O, OH– Ejemplo: cede H+ H2CO3(ac) + H2O(l) Ácido

HCO–3(ac) + H3O+(ac) Base conjugado

Base

pOH = log

Ácido conjugada

Pares conjugados: YY H2CO3, HCO–3

H2O YY H2O, OH+

Un ácido es la especie que puede aceptar un par de electrones, y una base es la especie que puede donar un par de electrones. Ejemplo: NH3 + BF3 → BF3NH3

..

H

H

H

F

Equilibrio (1–10–7)mol (1–10–7)mol (1–10–7)mol l l l iónico

F

[H2O]

Kw = [H+][OH–]

Kw = 10–14

[H+][OH–] = 10–14

Electrolito

Son sustancias que se descomponen en el agua en iones, haciendo a la solución buena conductora del calor y la electricidad. ZZ Electrolito fuerte ZZ Electrolito débil

pH + pOH = 14

Advertencia pre

A. Potencial de iones hidrógeno (pH)

En este capítulo se requiere de conocimiento de logaritmos comunes en base decimal. La aplicación de ésta permitirá encontrar la concentración de las soluciones.

Es aquel factor numérico que indica el grado de concentración de iones H+ de una solución. pH = log

[H+][OH]

Keq = [H2O] = [H+][OH–]

Ácido

1mol _____ _____ l Avance de 10–7 mol 10–7 mol 10–7 mol l l l la reacción

Keq =

F

+ B – F → H – N : B – F

N H

H

F

H+ + OH–

Inicio

3. G. N. Lewis (1923)

1 = –log[OH] ⇒ [OH] = 10–pOH [OH]

C. Producto ionico del agua (Kw) a 25 ºC, 1 atm

Es aquel factor numérico que indica el grado de concentración de iones (OH)– que posee una solución.

1 = –log[H+] ⇒ [H+] = 10–pH [H+]

Trabajando en clase Integral 1. Es un ácido según Arrhenius: d) HCl a) CH3OH e) KOH b) H2O2 c) NH3

7

QUÍMICA

Resolución:

Un ácido es aquella sustancia que disuelta en el agua libera iones H+.

⇒ HCl(ac) → H+(ac) + Cl–(ac)

194

5.°

año

ÁCIDOS - BASES 2. Es una base según Arrhenius a) HCl c) HNO3 d) KCl b) H2SO4

e) NaOH

3. Indica la base conjugada de la siguiente reacción: CH3COOH(ac) + H2O(l) a) CH3COOH b) H2O c) CH3COO–

CH3COO–(ac) + H3O+(ac) d) H3O+ e) Cl

4. Para la siguiente reacción, indica el par conjugado ácido-base conjugado NH3(ac)+CH3CH2O–(ac) NH–2(ac)+CH3CH2OH(ac) a) NH–2/NH3 b) CH3CH2OH/CH3CH2O– c) NH–2/CH3CH2O– d) NH3/CH3CH2OH e) NH–2/CH3CH2OH

Resolución: Para calcular el ácido conjugado, consideramos el NH3 como base: acepta un H+ NH4+     

    

base

ácido conjugado

6. Halla el ácido conjugado del bicarbonato (HCO–3) d) CO22– a) HCO32– b) H2CO3 e) CO2– c) CO32– 7. Halla la base conjugada del agua (H2O). a) H2O– c) OH– e) H+ + 2– b) H3O d) O 8. Calcula el pH de una solución 0,01 M de HCl. a) 3 c) 0,1 e) 2 b) 4 d) 1

5.°

año

11. ¿Qué solución es más básica? a) pOH = 2,6 d) [OH–] = 10–10 + –3 b) [H ] = 10 e) pOH = 3,6 c) pH = 6

12. Determina el pH de una solución HCl 0,04 M. (Considera log2 = 0,3) a) 2,5 c) 3,1 e) 1,35 b) 2,7 d) 1,4

5. Halla el ácido conjugado del amoniaco (NH3) c) NH+4 e) N2H a) NH–2 2– d) NH b) NH

⇒ NH3(ac)

10. Calcula el pOH de una solución 0,01 M de HNO2. a) 6 c) 8 e) 2 b) 4 d) 12

UNI

UNMSM

Resolución: Calculamos el pH de la siguiente fórmula: pH = –log[H+] = –log(10–2) = –(–2)log10 ∴ pH = 2 9. Calcula el pH de una solución 0,001 M de HNO3. a) 1 c) 3 e) 5 b) 2 d) 4

Resolución: ⇒ pH = –log[H+] = –log(4 × 10–2) = –log(22 × 10–2) = –log(22) – log(10–2) = –2log2 – (–2)log10 = –2(0,3) + 2(1) = –0,6 + 2 = 1,4 ∴ pH = 1,4 13. Determina el pH de una solución HNO3 0,08 M. (Considera: log2 = 0,3) a) 1,1 c) 2,3 e) 4,7 b) 15 d) 2,6 14. ¿Cuál es el pH de una solución de HCl cuya concentración es 3,65 g/l? (Dato: PF: HCl = 36,5 g/ml) a) 2 c) 1 e) 10 b) 0,1 d) 0,2 15. Se diluyen 20 ml de HNO3 0,2 M hasta un volumen de 400 ml. Determina el pH de la solución diluida. a) 3,3 c) 2 e) 4,64 b) 1 d) 1,3

195

QUÍMICA

7

8 Repaso 1. Luego de balancear la siguiente ecuación, halla la suma de coeficientes de toda la reacción: C6H6 + O2 → CO + H2O a) 20 c) 22 e) 24 b) 21 d) 23 2. ¿Qué semirreacción está correctamente escrita? a) Fe+2 + 1e– → Fe+3 b) Mn+7 + 5e– → Mn–2 c) H2O + 2e– → 2H+1 d) Cuo + 2e– → Cu+2 e) 2Cl–1 → Cl2O + 2e– 3. En la siguiente reacción: HNO3 + H2S → NO + S + H2O ¿Qué proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F)? I. En el proceso se transfieren 6e–. II. El H2S es el agente oxidante. III. El S es la forma oxidada. a) FFF c) VFV e) VVV b) FVV d) VVF 4. Para la reacción de combustión completa de 440 gramos de propano, C3H8, determina: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(g)

I. las moles de O2 gaseoso que se necesitan. II. Las moles de CO2 que se generan. a) 60 y30 c) 40 y 20 e) 60 y 20 b) 50 y 30 d) 70 y 30

5. Para la reacción: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ¿Qué volumen de CO2 a CN se obtienen de la reacción de 1 kg del mineral caliza que contiene 90% de pureza de CaCO3? (Dato: PF: CaCO3 = 100 g/mol) a) 201,6 l c) 112 l e) 560 l b) 224 l d) 448 l 6. Se combinan 12 gramos de H2 con 64 gramos de O2 para formar H2O. Determina el reactivo en exceso y cuánto de este exceso no reacciona.

8

QUÍMICA

a) O2; 4g b) H2; 2g c) H2; 4g

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) d) O2; 8g e) H2; 1g

7. Determina la masa de amoniaco (NH3) producido cuando se combinan 42 gramos de N2 y 16 gramos de H2, en la síntesis de Haber-Bosch. 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) a) 49 g c) 90 g e) 58 g b) 51 g d) 47 g 8. Determina cuánto es el volumen de vapor de agua que se produce al reaccionar 100 litros de H2 con O2 según: H2 + O2 → H2O a) 300 l c) 100 l e) 50 l b) 200 l d) 150 l 9. Halla el parámetro «θ» de las siguientes sustancias: I. CaO II. Al(OH)3 III. H2SO4 IV. FeCl3 V. Ca3(PO4)2 a) 2-3-2-3-6 d) 2-3-2-3-3 b) 2-3-3-3-6 e) 3-2-2-2-2 c) 1-3-2-2-6 10. Se prepara una solución disolviendo 7,4 gramos de hidróxido de calcio Ca(OH)2, en suficiente cantidad de agua, obteniendo un volumen de 50 ml. Determina la concentración molar de la solución. (Dato PF: Ca(OH)2 = 74) a) 0,25 M c) 2 M e) 1 M b) 0,2 M d) 0,75 M 11. Halla la molaridad y normalidad de una solución de 2000 ml de volumen que contiene 490 gramos de ácido sulfúrico H2SO4. (PF: 98 g/mol) a) 0,25 M - 0,5 N d) 0,025 M - 0,025 N b) 5 M - 7,5 N e) 2,5 M - 5 N c) 2,5 M - 2,5 N

196

5.°

año

REPASO 12. Calcula la cantidad en gramos de NaOH que se necesita para preparar 5 litros de una solución 0,1 M. (PF: NaOH = 40 g/mol) a) 40 c) 20 e) 5 b) 30 d) 10

16. En la siguiente reacción en equilibrio: CO2(g) + H2O(v) CH4(g) + O2(g) Halla Kp; si PCH4 = PO2 = 2 atm PCO2 = PH2O = 1 atm a) 1/8 c) 2 e) 4 b) 8 d) 1/2

13. ¿Qué volúmenes de HCl 0,5 N y 0,1 N deben mezclarse para dar 2 litros de HCl 0,2 N? a) 0,7 y 1,3 l d) 1 y 1 b) 0,5 y 1,5 e) 0,8 y 1,2 e) 0,3 y 1,7

17. Calcula el pH de una solución cuyo pOH es 4,5. a) 8,5 c) 9,5 e) 12,5 b) 10,5 d) 7,5

14. Calcula el volumen de agua que se debe agregar a 2 litros de solución acuosa de peróxido de hidrógeno (H2O2) al 18%, en volumen de soluto, para reducir su concentración al 3% en volumen. a) 1 l c) 5 l e) 8 l b) 10 l d) 15 l 15. Halla Kc para la siguiente reacción en equilibrio: 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g) si: [H2] = 0,4 M; [Cl2] = 0,2 M [HCl] = 2 M a) 10 c) 150 e) 25 b) 125 d) 50

18. Según Bronsted y Lowry: ClO–4(ac) + H3SO+4(ac) HClO–4(ac) + H2SO4(ac) ¿Quién es el ácido conjugado? d) H3SO4+ a) HClO4 b) H2SO4 e) H2O – c) ClO4 19. Se disuelven 4 gramos de NaOH en 1 litro de solución. Halla el pOH. a) 1 c) 12 e) 10 b) 13 d) 2 20. Calcula el pH de 500 ml de solución acuosa donde se ha disuelto 0,28 gramos de KOH. (PF: KOH = 56 g/mol). a) 12 c) 11 e) 10 b) 13 d) 9

Bibliografía 1. CHOPPIN, Gregory. Química. México D. F.: Pearson Educación, 2006. 2. HERRERA, Severiano. Química. Bogotá: Norma, 1980. 3. WHITTEN, Kenneth. Química general. México D. F.: Mc-Graw Hill, 1998.

5.°

año

197

QUÍMICA

8

Química

1 Electroquímica La electroquímica es parte de la química que se encarga de estudiar las transformaciones de la energía eléctrica en energía química o viceversa.

Electrólisis

Es el proceso en el cual se usa corriente eléctrica continua para producir una reacción Redox y gracias a esto se descompone una sustancia. La electrolisis es un proceso químico no espontáneo.

3. Conductor metálico: Es el medio por donde circulan los electrones (FEM). Ejemplo de un proceso de electrólisis Electrólisis del NaCl fundido e

Cátodo(–)

Celda electrolítica

e

–

Cátodo(–) (Reducción) Electrodo

Semireacciones:

Fuente electromotriz (F.E.M)

º Cátodo: 2Na(1)+ + 2e– → 2Na(s) º Ánodo: 2Cl(1)– – 2e– → Cl2(g)

Conductor metálico (+)Ánodo (Oxidación) AB

Reacción neta: 2Na(l)+ + 2Cl(l)– → 2Na(s) + Cl2(g) ↑ 2NaCl(l) → 2Na(s) + Cl2(g)

Electrodo

Unidades eléctricas 1. Intensidad de corriente (I)

A+ B

–

Celda o cuba electrolítica

Electrólito

1. Electrólito: Es la sustancia que se reduce u oxida (generalmente), y que se encarga de lograr el circuito eléctrico. Los electrólitos son en su mayoría sustancias iónicas fundidas o en soluciones acuosas. 2. Electrodo: Es el material que se encarga de transmitir el flujo electrónico y es el lugar donde se produce la oxidación (ánodo) y reducción (cátodo). A. Electrodos activos: si participan en la reaccicón química, como por ejemplo: Cu, Fe, Pb, Zn, etc. B. Electrodos inertes: no participan en la reacción química, como por ejemplo: Pt, C, Cd, etc.

5.°

año

(+)Ánodo

⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ Na+ Cl ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅

Es el dispositivo donde la energía eléctrica se convierte en energía química.

Parte de una celda electrolítica

F.E.M

–

Es la cantidad de electricidad que atraviesa cierta sección en la unidad de tiempo:

Q Donde: I= t Q: carga (Coulomb) t: tiempo (segundos) i: intensidad (amperio)

2. Coulomb (C)

193

Es la cantidad de electricidad que se necesita para que se deposite o libere un equivalente electroquímico o electroequivalente de alguna sustancia. 1C < > 1eq – q Eq – g(sus) Eq – q(sust) = 96 500

QUÍMICA

1

ELECTROQUÍMICA

3. Faraday (F)

Es la cantidad de electricidad que se necesita para se deposite o libere un equivalente gramo de cierta sustancia. 1F <> 1eq–g <> 6,022×1023 e– <> 96500 C

F.E.M.

Leyes de Faraday A. Primera ley La masa que se libera o deposita en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa por la celda.

⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅

ZZ #eq – g =

⋅⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅

⋅ ⋅ ⋅ ⋅

⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ AgNO3

#Eq – g(Cu) = #Eq – g(Ag)

masa(Ag) Masa (Cu) = P.E.(Ag) P.E.(Cu)

B. Segunda ley Si conectamos dos o más celda en serie, las masas depositadas o liberadas son proporcionales a los pesos equivalentes.

Nota:

⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ CuSO4

Masa depositada P.E.I.t P.E.Q. = = o liberada 96 500 96 500

(+)Ánodo

(+)Ánodo Cátodo(–)

Cátodo(–)

masa P.E.

M P.A. o P.E. = θ Val Nsto ZZ M = Vsol ZZ P.E. =

Trabajando en clase Integral 1. Señala verdadero (V) o falso (F) según corresponda, acerca del proceso de electrólisis. I. Es un proceso no espontáneo. II. Al cátodo migran los cationes y ocurre la reducción. III. Al ánodo migran los aniones y ocurre la oxidación. a) FVV c) VFV e) VVF b) VVV d) FVF Resolución: I. (V) es un proceso químico no espontáneo porque se necesita de la corriente eléctrica para que se produzca la reacción. II. (V): el cátodo es el polo negativo y ahí migran los cationes (+) y ocurre la reducción.

1

QUÍMICA

III. (V): el ánodo es el polo positivo y ahí migran los aniones (–) y ocurre la oxidación.

Rpta: VVV

2. De las siguientes proposiciones: I. En una celda electrolítica el ánodo tiene carga eléctrica negativa y el cátodo tiene carga eléctrica positiva. II. En el cátodo se lleva a cabo la reducción. III. Al ánodo generalmente migran los aniones y ocurre la oxidación. Son correctas: a) Solo I c) Solo III e) I, II y III b) Solo II d) II y III

194

5.°

año

ELECTROQUÍMICA 3. ¿Cuántos faraday se necesitan al circular 965 coulumbs de carga eléctrica? a) 0,1 c) 1 e) 0,001 b) 0,01 d) 10 4. ¿Cuántas mol de electrones existen en 9650 coulombs de carga eléctrica? a) 0,1 c) 1 e) 1000 b) 0,01 d) 10 UNMSM 5. ¿Cuántos equivalentes de CuCl2 se pueden descomponer con 28 950 coulombs? a) 1,5 c) 1,25 e) 2,5 b) 0,25 d) 0,3 Resolución: Sabiendo que: 1 eq–g → 96 500 C x → 28 950 C 28 950 × 1 eq – g = 0,3 eq-g 96 500

∴x=

Rpta. d

6. ¿Cuántos equivalentes de NaCl se pueden descomponer con 77 200 coulombs? a) 0,8 c) 0,3 e) 1 b) 0,4 d) 0,7 7. ¿Cuántos equivalentes de NaCl se descomponen con 9,65 amperios durante 1 hora? a) 0,036 c) 0,18 e) 0,004 b) 0,36 d) 0,09 UNI 8. ¿Cuántos gramos de cobre se depositan en el cátodo al pasar 19 300 C sobre una solución con iones (Cu2+). mA(Cu = 63,5) a) 63,5 c) 19,05 c) 6,35 b) 38,1 d) 12,7 Resolución: Aplicando la primera ley de Faraday

mEq.Q 96 500 63,5 ⇒ mEq(Cu2+) = 2 ∴ mdepositada = 63,5 ⋅ 19 300 = 6,35 g 2⋅96 500

mdepositada =

Rpta.: e

5.°

año

9. ¿Cuántos gramos de aluminio se depositan en el cátodo a partir de una solución que contiene (Al3+) en 965 segundos por una corriente de 10 amperios? mA(Al = 27) a) 0,9 c) 2,7 e) 4 b) 1,8 d) 3,6 10. ¿Qué intensidad de corriente se debe usar durante 50 minutos sobre una sal para depositar en el cátodo 0,06 equivalente? a) 10,5 A c) 3,51 A e) 3,86 A b) 2,57 A d) 1,93 A 11. Calcula el volumen del gas que se desprende en el ánodo por electrólisis de HCl con 12 Faraday a condiciones normales. a) 89,6 l c) 134,4 e) 672,4 b) 134,4 d) 40 12. ¿Cuántas horas aproximadamente serán necesarias para depositar 14,2 gramos de cobre (Cu2+) en el cátodo de una solución de CuSO4 si la intensidad de corriente es 3A? (mA: Cu = 63,5) a) 1/2 c) 2 e) 8 b) 1 d) 4 Resolución: mEq(Cu2+) = 63,5 = 31,75 2

⇒ Aplicando la primera ley de Faraday 14,2 = (31,75) (3) (t) 96 500 ∴ t = 14386 s → en horas = 14 386 3600 aprox. = 4 h

13. ¿Cuánto tiempo se demora en depositar 390 gramos de (K+1) en el cátodo si circulan 10A de intensidad (mA: K = 39) a) 95 500 s c) 92 400 s e) 91 100 s b) 95 600 s d) 93 200 s 14. ¿Cuánto tiempo se necesitará para completar descomposición de 2 moles de agua con una corriente de 2A de intensidad? a) 53,6 h c) 13,4 h e) 6,19 h b) 26,8 h d) 59,2 h 15. Se tiene cuatro celdas electrolíticas conectadas en serie, cuyos electrolitos son: NaCl(ac); AgNO3(ac); CuCl2(ac); CrCl3(ac) Si en la primera celda se liberan en total 46 gramos de (Na+1), entonces determina la masa total de los metales depositados. a) 314,17 g c) 319,5 g e) 316,5 g b) 320 g d) 315,28 g Datos: mA: Na = 23; Ag = 108; Cu = 63,5; Cr = 52

195

QUÍMICA

1

2

Química orgánica (Propiedades del átomo de carbono)

Es una rama de la química que se encarga del estudio del carbono y de sus compuestos (naturales y artificiales). Así como también de sus estructuras internas, características, propiedades y las transformaciones que experimentan.

º 3,4A

Estructura del gráfito

Antecedentes

En 1807 el químico Jöns J. Berzelius (1807), propuso denominar «Orgánico» a las sustancias que se obtenían de fuentes vivientes, como los animales y plantas, ya que creía que la naturaleza poseía cierta fuerza vital y que solo ella podía producir compuestos orgánicos. En 1828 el químico alemán F. Wöhler, discípulo de Berzelius, sintetizó por primera vez un compuesto orgánico (úurea), a partir de un compuesto inorgánico (cianato de amonio), con lo cual la doctrina idealista sobre «La fuerza vitalista», sufrió plena derrota por lo que paulatinamente perdió vigencia y dio paso a la era de la Química Orgánica moderna. NH4CNO Cianato de Amonio (Inorgánico)

calor

O H2N – C – NH2 urea (orgánico)

Estudio del carbono

El carbono es el elemento más importante de la química orgánica y se puede encontrar en forma natural y artificial.

1,42Aº

ZZ Todo los compuestos orgánicos tienen carbono, exZZ ZZ

ZZ

ZZ ZZ ZZ ZZ

Propiedades físicas I. Carbono natural

1. Carbono cristalino Son sustancias simples y existen en dos formas cristalinas denominadas Alótropos. Grafito: Es un sólido negro, resbaloso, suave, con brillo metálico, conductor de la electricidad. Se utiliza como lubricante y en la fabricación de electrodos. Su suavidad y su conductividad están relacionadas con su estructura interna que son láminas con disposición hexagonal de los átomos de carbono, su densidad es de 2,25 g/cm3.

2

QUÍMICA

Características de los compuestos orgánicos

196

cepto: CO, CO2, carbonatos, carburos y cianuros. Los compuestos orgánicos son covalentes. La mayoría de los compuestos orgánicos no se disuelven en el agua; pero son muy solubles en disolventes apolares como el benceno, ciclohexano, tetracloruro de carbono, etc. Se descomponen con facilidad al ser calentados (<300º C). En algunos casos se carbonizan (termolábiles). Generalmente son inflamables. En comparación con los compuestos inorgánicos, los orgánicos reaccionan más lentamente. No conducen la electricidad. Es frecuente que compuestos diferentes presenten la misma fórmula global con diferentes propiedades físicas, e incluso químicas. A estos se les denomina Isómeros.

Advertencia pre El estudio del átomo de carbono es un tema recurrente en los exámenes de admisión de universidades nacionales y privadas.

5.°

año

QUÍMICA ORGÁNICA (PROPIEDADES DEL ÁTOMO DE CARBONO)

Diamante

Es un sólido transparente, mal conductor de la electricidad. Es la sustancia más dura que existe en la naturaleza, por lo que se usa para cortar vidrios, pulido de herramientas. La dureza del diamante se le atribuye a su estructura interna, la cual es tetraédrica. Su densidad es de 3,51 g/cm3. º 1,5A

2. Carbono natural amorfo Son carbonos impuros que se producen por la descomposición de las plantas durante cientos de miles de años, en un proceso llamado «Petrificación». % de carbón

Características

Antracita

90-96

Carbón sólido de color negro, brillante, duro y compacto.

Hulla

75-90

Carbón sólido, negro y brillante. Es usado como combustible industrial.

Lignito

55-75

Carbón sólido de color negro pardo. Arde pero con mucho humo y olor desagradable.

Turba

45-55

Carbón formado por vegetales parcialmente descompuestos. De color pardo.

II. Carbono artificial

5.°

Propiedades químicas del átomo de carbono I. Covalencia

El átomo de carbono se enlaza con los elementos organógenos (C, H, O, N) por compartición de electrones, formándose entonces enlaces covalentes. Ejemplo: metanol H CH2OH

H – C – O – H H

II. Tetravalencia

El átomo de carbono, por tener 4 electrones de valencia, puede enlazarse formando enlaces simples, dobles y triples, y así completando su octeto electrónico.

– C – C –

C=C

–C≡C–

Saturado

Insaturado

Insaturado

(enlaces simples)

(enlace doble) (enlace triple)

III. Autosaturación

Es el resultado de cambios químicos a nivel doméstico e industrial de las sustancias que contienen carbono. Se caracteriza por su estructura interna amorfa. 1. Carbono vegetal Se obtiene cuando la madera se calienta a altas temperaturas en ausencia de aire. 2. Carbono animal Se obtiene por destilación seca de los huesos de animales.

año

3. Negro humo Conocido también como hollín, se produce por combustión incompleta (cantidad limitada de oxígeno) de hidrocarburos. Se usa en la industria de los neumáticos. 4. Coque Se obtiene por destilación seca de la hulla. Es un buen agente reductor, por cual se usa en ciertas operaciones metalúrgicas. 5. Carbón activado Es una forma pulverizada del carbón mineral, que posee un área superficial muy porosa; por lo cual se utiliza en la absorción de sustancias. Se emplea, en filtros para absorber impurezas que dan color o mal sabor al agua, y también en el refinado del azúcar.

Aumenta la antigüedad

Mineral

Es la capacidad que posee el átomo de carbono de enlazarse consigo mismo formándose cadenas carbonadas cortas, medianas y largas como es el caso de los polímeros. Esta propiedad explica del porqué los compuestos orgánicos son los más abundantes, respecto a los inorgánicos. Ejemplo:

197

– C – C – C – C – Cadena lineal saturada (enlaces simples) QUÍMICA

2

QUÍMICA ORGÁNICA (PROPIEDADES DEL ÁTOMO DE CARBONO) – C –

C

– C – C – C – C – C – – C –

C

C

C C

Cadena saturada ramificada

– C – C – C ≡ C – C = C –

C

Cadena cíclica

OJO: La concatenación se realiza cuando los carbonos al unirse generan cadenas enormes.

Cadena lineal insaturada (enlaces dobles y/o triples)

IV. Hibridación

Es aquel fenómeno químico mediante el cual dos o más orbitales atómicos puros (2s, 2px, 2py, 2pz). Se combinan para generar orbitales híbridos de la misma forma y energía relativa. Sirve para poder explicar la tetravalencia del átomo de carbono en los compuestos orgánicos. Geometría molecular

Hibridación

Representación plana α σ

sp

3

Tipos de enlace

Ángulo de enlace (α)

4σ

α = 109º28’ α = 109,5º

3σ y 2π

α = 120º

2σ y 2π

α = 180º

σ σ C σ

Tetraédrica α p σ σ C σ

sp2 Triangular plana o trigonal

p σ

sp

α Línea o diagonal

σ C

C p p

p σ σ

Tipos de carbono tetraédricos I. Carbono primario

Es aquel átomo de carbono que está unido por enlace simple a un átomo de carbono. Se halla en los extremos o en las ramificaciones de una molécula. Se reconoce también por la presencia de: CH3. Ejemplo: H H H H – C – C – C – H o

1º

2

H

QUÍMICA

H

H

1º

C H3 – CH2 – C H3 1º

1º

198

5.°

año


II. Carbono secundario

Es aquel átomo de carbono que está unido por enlaces simples a dos átomos de carbono. Se reconoce también la presencia de: CH2 Ejemplo: H

H

H

H – C – C – C – H

H

H

o

CH3 – C H2 – CH3

H

2º

2º

III. Carbono terciario

Es aquel átomo de carbono que está unido por enlaces simples a tres átomos de carbono. Se reconoce también por la presencia de: CH Ejemplo: 3º H

H

H

H

3º

H – C – C – C – C – H

H

o

CH3 – CH2 – C H – CH3 CH3

HH C H H H

IV. Carbono cuaternario

Es aquel átomo de carbono que está unido por enlaces simples a cuatro átomos de carbono. Se reconoce también por la presencia de: C Ejemplo: H

H

H H C H H

H – C – C – C – C – C – H

H

CH3

H

CH3 – CH2 – C – CH2 – CH3

o

CH3

H H H C H 4º

4º

H

Trabajando en clase Integral 1. Indica con verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Es posible producir ciertos compuestos orgánicos a partir de compuestos inorgánicos. II. Los compuestos que contiene el ion carbonato, el ion bicarbonato y el ion cianuro son inorgánicos. 5.°

año

199

III. Los óxidos de carbono, CO y CO2 son combustibles. UNALM 2005-II a) FVV c) VFV e) FFF b) VVF d) VFF Resolución: I. (V) del cianato de amonio (inorgánico) se obtuvo la urea (orgánico) QUÍMICA

2


II. (V): son inorgánicos los iones carbonatos (CO32–), bicarbonatos (HCO3–) y cianuros (CN–) III. (F): el CO y CO2 son inorgánicos. Rpta: VVF (b)

2. Indica verdadero (V) o falso (F) respecto a los compuestos orgánicos: I. El carbono bajo la forma del grafito es un buen conductor de la corriente eléctrica. II. Sus reacciones son rápidas e instantáneas. III. Tienen puntos de fusión y ebullición elevados con relación a los compuestos inorgánicos de similar masa molecular. IV. Son combustibles e inflamables a) VVFF c) VFFV e) FFVV b) VFVF d) FVVF 3. Marca la alternativa incorrecta para el átomo de carbono en los compuestos orgánicos: a) El carbono utiliza sus 4 electrones de valencia. b) El carbono forma enlace covalente. c) Puede formar enlace simple, doble y triple. d) Presenta hibridación sp, sp2, sp3. e) Es trivalente

(– CH – ); por lo tanto tenemos: 4 carbonos secundarios y 2 carbonos terciarios.

CH2 – CH3 a) 4-6-1 b) 3-6-2

UNMSM 5. El siguiente compuesto presenta ____ carbonos secundarios y _____ carbonos terciarios respectivamente: UNMSM 2005-I CH3 CH2 – CH3

CH – CH3 CH3 a) 6-4 b) 4-6

2

QUÍMICA

c) 4-2 d) 2-4

e) 6-2

e) 4-5-2

CH2 – CH – CH2 – CH2 – C – CHCl – CH3 CH3

CH3– CH – CH2Br a) 2-5-5 b) 2-6-5

C2H5

c) 5-1-5 d) 3-7-1

7. Señala secuencialmente, el número de carbonos terciarios, primarios y secundarios para el compuesto: CH2–CH2Cl CH3

OH

CH3 – C – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH3

Rpta.: c

6. Halla el número de carbonos primarios, secundarios y terciarios respectivamente en el siguiente compuesto: CH3 – (CH2)5 – CH – CH2 – CH3

4. Determina la fórmula global en el siguiente compuesto orgánico: UNALM 2004-II a) C7H11O b) C7H14O c) C7H13O d) C7H12O e) C7H10O

Resolución: Para el gráfico, los carbonos secundarios son representados como (– CH2 –) y los terciarios como

c) 2-5-6 d) 3-5-5

e) 3-6-4

8. Halla el número de enlaces sigma (σ) y pi (π) en la siguiente cadena: CH ≡ C – CH2 – CH = C = CH2 a) 9 y 6 c) 11 y 4 c) 12 y 3 b) 10 y 5 d) 4 y 12 Resolución: Para la siguiente estructura tenemos:

π π

π σ

π σ

σ CH = C = CH2 CH ≡ C σ– CH2 –

σ = 5 + 6 = 11 π=4 ∴ existen 11 σ y 4 π Rpta.: e

9. Halla el número de enlaces sigma (σ) y pi (π) en la siguiente estructura: CH3 – C ≡ C – C ≡ C – CH = CH2 a) 11 y 5 c) 13 y 5 e) 10 y 5 b) 12 y 5 d) 14 y 5

200

5.°

año

QUÍMICA ORGÁNICA (PROPIEDADES DEL ÁTOMO DE CARBONO) 10. Señala secuencialmente el número de carbonos con hibridación sp, sp2 y sp3 en el siguiente compuesto: CH3

13. ¿Cuál de las siguientes anotaciones muestra la propiedad de autosaturación del átomo de carbono? O – C – O a) – C – OH d)

CH3 – C = CH – C = C = C – C ≡ CH

a) 4-4-3 b) 3-4-3

O b) – C – e) C=C

CH3

CH3

c) 3-4-4 d) 2-5-4

c) – C ≡ N

e) 4-5-2

11. ¿Qué tipo de hibridación tiene el carbono señalado con el asterisco? * * CH3 – C = C = CH – CH – CH3 CH3 a) sp - sp2 b) sp - sp3

14. Halla la fórmula global del siguiente compuesto:

CH3

c) sp - sp d) sp2 - sp3

e) sp2 - sp2

UNI 12. ¿Cuál de las siguientes notaciones muestra la propiedad de autosaturación del átomo de carbono? a) – C – H d) – C – OH O

b) – C – e) – C – C– c) – C ≡ N

Resolución: La autosaturación es la propiedad del carbono de unirse consigo mismo, y la única notación que muestra esta unión es: – C – C–

Rpta.: e

5.°

año

a) C18H34 b) C18H36

c) C18H32 d) C18H30

e) C18H38

15. Relaciona correctamente según corresponda: x: Tetravalencia y: Hibridación z. Covalencia u. Autosaturación I. Compartición de electrones II. Orbitales sp, sp2 y sp3 III. Cumple el octeto electrónico IV. Se enlaza consigo mismo a) xIII, yII, zIV, uI b) xIII, yIV, zII, uI c) xIII, yII, zI, uIV d) xI, yII, zIII, uIV e) xII, yI, zIII, uIV

201

QUÍMICA

2

3 Hidrocarburos Función hidrocarburos

Hidrocarburos alifáticos I. Hidrocarburos saturados o alcanos (parafínicos)

Hidrocarburos Aromático

Alifático Acíclico

Cíclico

ZZ Benceno ZZ Naftaleno ZZ Antraceno

Fórmula global CnH2n+2

ZZ Ciclo alcano ZZ Alcano ZZ Alqueno ZZ Cilo alqueno ZZ Alquino

Alcano

Fórmula global

Son hidrocarburos que solo poseen enlaces simples, poseen poca afinidad para reacciones a temperatura ambiental, resisten al ataque de ácidos fuertes, bases fuertes, oxidantes, por lo cual se denominan parafinas.

Donde: n = 1,2,3,...

Fórmula semidesarrollada

Estructura –C–C– enlace simple

Nomenclatura Prefijo (# C)... ANO

Fórmula desarrollada H

Metano

CH4

H – CH3

H–C–H H

H H Etano

C2H6

CH3 – CH3

H–C–C–H H H

H H H Propano

C3H8

CH3–CH2–CH3

H – C – C – C –H H H H H H H H

Butano

3

QUÍMICA

C4H10

CH3–CH2–CH2–CH3

202

H–C–C–C–C–H H H H H

5.°

año

HIDROCARBUROS # de carbonos 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

Prefijos Met Et Prop But Pent Hex Hept Oct Non Dec Undec Dodec Tridec Tetradec Pentadec Hexadec Heptadec Octadec Nonadec Eicos

Para el caso de alcanos mayores a 20 carbonos, se utiliza la siguiente nomenclatura: ZZ C25H52: 5 + 20 = pentaeicocano ZZ C34H70: 4 + 30 = butatricontano ZZ C46H94: 6 + 40 = hexabutacontano ZZ Hexaeicosano: 6 + 20 = C26H54 ZZ Penta tricontano: 5 + 30 = C35H72 ZZ Nona octacontano: 9 + 80 = C89H180

1. Radicales alquilo (–R)

Son especies químicas que resultan de eliminar un hidrógeno a un alcano normal. Fórmula global: CnH2n+1 Terminación ANO por IL o ILO

Ejemplos: –H YY CH4 metano YY C2H6

–H

YY C3H8

–H

etano propano

Nomenclatura

Regla para nombrar alcanos ramificados 1. Elegir la cadena principal continua, quiere decir la que contenga el mayor número de carbonos, la encierras y todo lo que queda afuera son radicales alquilos. 2. Se empieza a enumerar la cadena principal por los radicales alquilos más cercanos. 3. Si los radicales iguales se repiten 2; 3; 4; ..., entonces se utilizan los prefijos di, tri, tetra, ... 4. Se empieza a nombrar los radicales en orden alfabético y luego se nombra la cadena principal.

CH3– metil C2H5– etil C3H7– propil

CH3 metil

etil

CH3

CH2

metil

3 4 6 CH3 – CH2 – CH – CH – CH2 – CH – CH3 5 2 1 CH CH2 – CH3 2

CH2

etil

CH – CH3 metil CH3

Advertencia pre Los hidrocarburos alcanos o parafinicas y los alqueninos vienen constantemente en los exámenes de admisión de las universidades Nacionales y Privadas.

5.°

año

el nombre es: 4,5 - dietil - 2, 6, 9 - trimetildecano

Regla para hallar la fórmula global de los alcanos 1. Se indica el número de carbonos de los radicales; si tiene prefijos matemáticos se multiplican. 2. Se suma todo esto a la cantidad de carbonos de la

203

QUÍMICA

3

HIDROCARBUROS

II. Hidrocarburos insaturados

cadena principal. Formular: 3 – etil – 4 – metilnonano ⇒ 2C + 1C + 9C – 10C ∴ FG: C12H26

1. Alquenos u olefinas

Ojo:

1. Los 4 primeros alcanos son gases y forman parte del gas natural. 2. Del C5 – C16 son líquidos. 3. A partir del C17 son sólidos. 4. El carbono de los alcanos presenta hibridación sp3. 5. Son moléculas apolares, hidrofóbicos e insolubles en agua. 6. Sufren reacciones de sustitución. 7. Son menos densos que el agua.

Fórmula global CnH2n


Eteno

C2H4

CH2 = CH2

C4H8

CH2=CH–CH2– CH3 CH3– CH=CHCH3

La nomenclatura internacional (nomenclatura IUPAC) para alquenos, nos indica que se debe de tener en cuenta la ubicación de enlace doble en la cadena principal. Dicha cadena debe numerarse iniciando del extremo más cercano al enlace doble. Si existen 2 enlaces dobles, su terminación será «dieno», con tres enlaces dobles será «trieno»... Aplicación de la nomenclatura IUPAC para alquenos Ejemplo: Nombrar según IUPAC, al siguiente Alqueno: CH3 – CH = C – CH2 – CH3 CH3

Prefijo(#C)...ENO

enlace doble

Fórmula desarrollada H

CH2=CH–CH3

Nomenclatura

C = C

H

C3H6

Nomenclatura de alquenos ramificados

Estructura

Donde: n = 1,2,3,...

Fórmula global

Buteno

QUÍMICA

Son compuestos que en su estructura presentan por lo menos un enlace doble, siendo sustancias quimicamente activas.

Alqueno

Propeno

3

Se caracterizan por presentar enlace donde y/o triple en su estructura:

C = C

H H

H

H

H C = C – C – H H H H H H

H

H

H

C = C – C – C – H H

H

H

Resolución: I. La cadena principal es la cadena lineal de 5 carbonos, conteniendo el enlace doble; así la numeración de esta cadena inicia en el extremo izquierdo porque está más cercano al enlace doble. II. El nombre IUPAC será: 1

2

3

4

5

CH3 – CH = C – CH2 – CH3 CH3

204

3-metil-2-3penteno (1979) Otra nomenclatura: 3-metilpent-2-eno (1993) 5.°

año

HIDROCARBUROS Ojo: 1. Los alquenos son más reactivos que los alcanos y alquinos por la presencia del enlace pi (π). 2. Son ligeramente solubles en agua por la presencia del enlace pi (π). 3. Los 4 primeros alquenos son gases. 4. Olefinas significa «formador de aceites». 5. Son menos densos que el agua. 6. Sufren reacciones de adición.

Etino

Fórmula global C2H2

Propino

C3H4

Alqueno

2. Alquinos o acetilénicos

Son hidrocarburos insaturados, llamados también acetilénicos compuestos, porque en su estructura presentan por lo menos un enlace triple, siendo sustancias poco ativas (pero más que los alcanos). Fórmula Estructura Nomenclatura global –C≡C– CnH2n–2 Donde: Prefijo(#C)...INO enlace n = 2,3,4,... triple


Fórmula desarrollada

CH ≡ CH

H–C≡C–H H

CH ≡ C – CH3

H–C≡C–C–H H H H

Butino

C4H6

CH ≡ C – CH2–CH3

H–C≡C–C–C–H H H

Nomeclatura de alquinos ramificados

Se aplica la nomneclatura IUPAC. Este caso es similar a la forma como se nombran los alquenos; quiere decir que el enlace triple (C --- C) debe estar en la cadena principal y la numeración se debe iniciar del extremo más próximo a este enlace. Si existen 2 triples enlaces, su terminación será «diino», 3 triples enlaces erá «triino». Aplicación de la nomenclatura IUPAC para alquinos. Ejemplo: Nombrar según IUPAC al siguiente alquino: CH3 CH ≡ C – CH – CH3 I. La cadena principal es la cadena lineal de 4 carbonos y que contiene al enlace triple. La numeración de esta cadena inicia del extremo izquierdo porque el está más cercano al enlace triple. II. El nombre IUPAC será: CH3 CH ≡ C – CH – CH3 1

5.°

año

2

3

4

3-metil-1-pentino. (1979) otra nomenclatura: 3-metilpen-1-ino. (1993)

Ojo: 1. Los alquinos son los más reactivos por la presencia del enlace pi (π). 2. Son insolubles en agua. 3. La Tº ebullición con igual # carbonos: Teb: alquino > alcano > alqueno Alqueninos Otros casos con dobles y triples enlaces Nombrar según IUPAC 5 4 3 2 1 1. CH ≡ C – CH – CH = CH pen-1-en-4-ino 2 2 (1993) 1-penten-4-ino (1979) 1 2 3 4 5 6 7 2. CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH2 – C ≡ CH hept-1-en-6-ino (1993) 1-hepten-6-ino (1979)

205

QUÍMICA

3

HIDROCARBUROS Ojo: Fórmula general:

Hc cadena abierta donde: d = # enlaces dobles t = # enlaces triples

CnH2n+2–2d–4t


UNMSM

1. La fórmula global de los hidrocarburos parafínicos saturados es: UNALM 2007-III d) CnH2n+1 a) CnH2n+2 b) CnH2n e) CnH2n–4 c) CnH2n–2 Resolución: Los hidrocarburos parafínicos y saturados son los alcanos; por lo tanto la fórmula es CnH2n+2 Rpta.: a 2. La fórmula global del 2-metiloctano es: UNALM 2009-I d) C9H20 a) C8H18 b) C8H16 e) C8H14 c) C9H18

5. Nombrar por IUPAC el siguiente compuesto: CH3 CH3 H3C – CH2 – CH – CH – CH – CH3 CH2

H

C = C

UNMSM 1999-I a) 3-metil-4-isopropilhexano b) 2,4-dimetil-3-etilhexano c) 3-isopropil-4-metilhexano d) 3-etil-2,4-dimetilhexano e) 4-etil-3,5-dimetilhexano Resolución: Según la cadena: CH3

3. Con respecto al eteno: H

CH3

metil

CH3

H3C – CH2 – CH – CH – CH – CH3

H

CH2

H

CH3

Señala lo correcto: a) El carbono forma hibridación sp3. b) La geometría molecular es tetraédrica. c) El enlace doble presenta covalente polar. d) El enlace C – H es covalente polar. e) Contiene 4 enlaces pi y 1 enlace sigma.

etil

su nombre es: 3-etil-2,4-dimetilhexano Rpta.: d 6. Nombra por IUPAC el siguiente compuesto: CH3

4. Halla la fórmula global del siguiente compuesto:

CH2

CH3 CH3

CH2 – CH2 – C – CH – CH2 a) C6H30 b) C6H28

3

QUÍMICA

c) C16H34 d) C16H28

CH2

e) C16H26

CH3

CH3

206

5.°

año

HIDROCARBUROS a) 1,3,4-trietil-3-metilpentano b) 2,3-dietil-3-metilheptano c) 3,3,5-trimetil-3-etilpentano d) 4-etil-3,4-dimetiloctano e) 2,3,5-trimetil-3-metilnonano

a) 3-etilhexa-1,4-dieno b) 3-etilhexa-1,5-dieno c) 3-metilhexa-1,5-dieno d) 4-etilhexa-1,5-dieno e) 4-etilhexa-1,4-dieno

7. ¿Cuál es la nomenclatura correcta del siguiente compuesto? CH3

10. Nombrar: C2H5

CH2– CH3

CH ≡ C – CH – CH2 – CH – CH2 – CH3

CH2 – C – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3

CH3

CH

CH3– CH2

CH3

a) 3-etil-5-metilhept-6-ino b) 3-etil-5-metilheptino c) 2-etil-3-metilhept-5-ino d) 5-etil-3-metilhept-1-ino e) 5-etil-4-metilhept-1-ino

CH3

a) 5-isopropil-3,3-dietiloctano b) 4-isopropi-6,6-dietiloctano c) 3,3-dietil-5-isopropiloctano d) 2-3metil-3-propil-5,5-dietilheptano e) 3,3-dietil-5-propil-6-metilheptano 8. De acuerdo con la nomenclatura de la IUPAC, el nombre correcto del siguiente compuesto: CH3

UNI

CH3 – C = CH – CH = CH – CH = CH2

12. Nombrar el siguiente compuesto:

es: UNMSM 2005-I a) 2-metilhepta-3,4,6-triino b) 2-metilhepta-2,3,5-triino c) 1,3,5-heptatrieno-6-metil d) 6-metilhepta-1,3,5-trieno e) 6-metilhepta-3,4,6-trieno Resolución: Según el compuesto: metil

CH3 7

6

11. Halla la fórmula global del siguiente compuesto: 3-etil-2-metilocta-1,5-dieno c) C11H24 e) C11H16 a) C11H20 b) C11H22 d) C11H18

5

4

3

2

1

a) 3-etil-4,11-dimetil-3,11-heptadecadien-1-ino b) 3-etil-9-metilheptadecadien-4-ino c) 12-etil-9-metilheptadecadien-5-ino d) 12-etil-9,11-dimetil-3,14-hexadecadien-4-ino e) 12-etil-9,11-dimetil-3,14-heptadecadien-5-ino Resolución: Según la estructura:

CH3 – C = CH – CH = CH – CH = CH2

5.°

año

4

9

11 17

9. ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto orgánico? CH2 = CH – CH2 – CH – CH2 – CH3 CH = CH2

13 12

16

su nombre es: 6-metilhepta-1,3,5-trieno Rpta.: d

15

14

10

8 7 6 5

3 2

1

el nombre es: 12-etil-9,11-dimetil-3,14-heptadecadien-5-ino

207

Rpta.: e QUÍMICA

3

HIDROCARBUROS 13. Nombrar:

14. ¿Cuál es la atomicidad del siguiente compuesto? 2,58-trimetil-3-dodecen-6-ino a) 41 d) 46 b) 42 e) 50 c) 45

a) 12-isopropil-7,13-dimetil-8,15-hexadecadien-3-ino b) 12-isopropil-7-metil-15-hexadevadieno c) 12-ispropil-7,13-dimetil-8-hexadecadiino d) 5-is opropi l-3,9-dimet i l-1,7-hexade cadien-12-ino e) 5-isopropil-4,19-dimetil-1,8-hexadecadien-13-ino

3

QUÍMICA

15. Al quemar 2 moles de un alcano, se utilizaron 13 moles de oxígeno. Señala la atomicidad del alcano. a) 14 d) 15 b) 13 e) 16 c) 12

208

5.°

año

4

Hidrocarburos cíclicos y compuestos aromáticos

Son estos cuya estructura principal es una cadena cerrada. Esta cadena puede llamarse también ciclo o anillo:

Hidrocarburos alicíclicos (alifáticos)

    

    

Alicíticos

Compuestos aromáticos

CnH2n – 2d – 4d

CH2

CH2

CH2

⇒

Ciclobutano YY Forman anillos o acomodos cerrados denominados ciclos, los cuales solo contienen enlaces covalentes simples. YY Se antepone la palabra ciclo al nombre de alcano normal con el mismo número de átomos de carbono que hay en el anillo del cicloalcano.

1. Radicales de los cicloalcanos Fórmula global

CnH2n – 1

Se generan por la pérdida de un «H» en un cicloalqueno. Para nombrar se cambia la terminación «ano» por la «il» o «ilo». Ejemplos:

I. Cicloalcanos Fórmula global

CnH2n

perdió

YY S on isómeros estructurales con los alquenos. YY Nomenclatura: «Ciclo ...... ano».

CH2

–H2 CH2

⇒ CH2

1H

CH2

Ejemplos:

CH2

⇒ CH2

CH2

CH–

⇒ C3H5

CH2

Ciclopropano (C3H6)

Ciclopropano

año

–H2 CH2

(Butano)

Son hidrocarburos alifáticos de cadena cerrada cuyas propiedades físicas y químicas son semejantes a los hidrocarburos de cadena abierta. Los que se conocen son: cicloalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos.

5.°



CH3–CH2–CH2–CH3

Donde: n = número de carbonos d = número de enlaces doble t = número de enlaces triples

CH3–CH2–CH3 (Propano)

  Cicloalquenos Insaturados  Cicloalquinos 

→ Benceno (derivados del benceno)

Hidrocarburos alicíclicos Fórmula global

Saturados: Cicloalcanos

209

QUÍMICA

4

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y COMPUESTOS AROMÁTICOS CH3

perdió CH2

CH2

CH2

CH2

⇒

CH2

CH

CH2

CH2

1 H

4

⇒

Ciclo butil (C4H7)

Ciclobutano (C4H8)

Nomenclatura: Para nombrar radicales con ramificaciones: YY Se empieza enumerando el carbono que ha «perdido» el hidrógeno y el radical debe quedar con el menor número posible (posición). Ejemplo: CH3

1 3

5

2 4

2

–

Posición del radical

metil ciclopentilo

CnH2n – 2

Son isómeros estructurales con las alquinas Nomenclatura: «Ciclo...eno» Ejemplos: CH2

–H2 CH

⇒ CH

Ciclopropeno

CH2=CH–CH2–CH3

CH2

CH2

–H2

(Buteno)

⇒

CH

CH

Ciclobuteno YY Forman anillos o acomodos cerrados, los

cuáles contienen enlaces covalentes dobles.

YY Se antepone la palabra «ciclo», seguido del

nombres del hidrocarburo con terminación «...eno».

III. Cicloalquinos Fórmula global

CH2–CH3 4

1

3

2

CnH2n – 4

Nomenclatura: «Ciclo...ino». Ejemplo: –H2 CH≡C–CH3 (Propino)

CH3

metilciclopentano 1-etil-3-metilciclobutano

QUÍMICA

Cl

Fórmula global

CH3

4

1 - cloro-3-metilciclohexano

1

CH2=CH–CH3 (Propeno)

Para nombrar cicloalcanos con radicales: YY Se enumera la cadena comenzando por el radical sustituyente en orden alfabético y que esta numeración contenga a los radicales más cercanos. YY Se nombra a los radicales en orden alfabético, seguido del nombre del cicloalcano respectivo. YY En caso que se presenta solo un radical, no es necesaria la numeración del hidrocarburo cíclico. YY Si se presentan radicales orgánicos e inorgánicos, mandan en la numeración por orden alfabético.

6

2

II. Cicloalquenos

CH3 Cadena de 5 carbones

Ejemplos:

5

3

CH2 C

⇒ C

Ciclopropino

210

5.°

año

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y COMPUESTOS AROMÁTICOS

cuales contienen enlaces covalentes triples.

general líquidas, que se obtienen a partir del alquitrán de hulla que viene a ser una mezcla de hidrocarburos aromáticos y heterocíclicos; además el petróleo es otra fuente natural de hidrocarburos aromáticos. El más importante es el Benceno (C6H6). La química de los compuestos aromáticos es, ante todo, la química del benceno, naftaleno, antraceno, etc. y de sus derivados.

nombre del hidrocarburo con terminación «...ino».

I. El benceno (C6H6)

(Butino)

CH2

CH2

C

C

⇒

Ciclobutino

YY Forman anillos o acomodos cerrados, los YY Se antepone la palabra «ciclo», seguida del

Para nombrar cíclicos con sustituyentes: YY Se enumera por donde empiezan los enlaces con el número «1» y los radicales deben quedar con la menor numeración posible, es decir, lo más cercano. 2 1

3

3-metil ciclo hexano 2

HC

6

5 7

1,3,5 ciclo hexatrieno Benceno 3-etil-5-metilciclooctino

<>

Estructura real

2 estructuras resonantes

Radical aromático

6

Propiedades generales: YY Los cicloalcanos hierven normalmente a temperaturas más elevadas que los correspondientes alcanos. YY Los cicloalcanos son poco estables, aumentando su estabilidad a medida que el anillo se hace más grande. YY Los cicloalquenos y cicloalquinos presentan enlaces σ y π.

Son compuestos que presentan en sus moléculas una agrupación cíclica estable, mucghos de ellos de olor fuerte y agradable. Los compuestos aromáticos son sustancias por lo

año

<>

⇒

HC HC

Compuesto aromáticos

5.°

HC

HC

4

8

Estructura Kakulé

HC

5-metil-1,3-ciclo hexadieno 5-metil ciclohexano-1,3-dieno

CH3

Es uno de los compuestos más importantes de la química, es un líquido volátil incoloro, de olor no muy agradable (como muchos de sus derivados, es casi insoluble en agua, su temperatura de fusión es 5º C y la ebullición 80º C. Fue descubierto por primera vez por Michael Faraday en 1825, F. Kekulé propuso una estructura cíclica para el benceno con 3 dobles enlaces alternados.

CH3

C2H5

3

1

5 1

5

4

2

4

6

3

CH3

    

CH≡C–CH2–CH3

–H2

211

pierde 1 «H»

Fenil (radical)

Benceno

CH3

CH2 –1 «H»

Metil benceno

Rad. Bencil

QUÍMICA

4

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y COMPUESTOS AROMÁTICOS Nota: El benceno está conformado por 12 enlaces sigma y 3 enlaces pi. Cualquier compuesto que contenga el anillo bencénico se denomina aromático por el olor agradable o fuerte que presenta.

Derivados del benceno

1. Monosustituidos C6H5–CH3

C6H5OH

C6H5–NH2

C6H5–NO2

C6H6–C2H3

CH3

OH

NH2

NO2

CH=CH2

Metil benceno

Hidroxibeneno

Amino benceno

Nitro benceno

Vinil benceno

Tolueno

Fenol

Anilina

______

Estireno

C6H5COOH

C6H5–C3H7

C6H5–CHO

COOH

CH2–CH–CH3

CHO

HSO3

Carboxibenceno

Isopropil benceno

____

Ácido benceno sulfúrico

Ácido benzoico

Cumeno

Benzaldehído

2. Disustituidos Presentan 3 isómeros de posición: I S Ó M E R O S

1

x

x

x 2

x

1

1 2 3

4

x

2 3

x

Posición

(1,2)

(1,3)

(1,4)

Prefijo

Orto (o)

Meta (m)

Para (p)

4

QUÍMICA

212

5.°

año

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y COMPUESTOS AROMÁTICOS

3. De anillos fusionados

Ejemplos:

1

2

CH3

CH3

CH3 Cl

1

1

2 3

4

Cl

2 3

Cl

O-Clorotolueno

m-clorotolueno p-clorotolueno

2-clorotolueno

3-clorotolueno

Proviene de la condensación de dos anillos bencénicos.

CH3

CH3

6

m-xileno

5

9

1

10

4

2 3

Menciona los nombres de los siguientes compuestos:

OH Cl

CH3

Br

1. CH3 O-Cresol

8

C14H10

OH

OH

3

Fórmula global

p-xileno

Presentan 1 OH y un CH3.

4

Antraceno

CH3

Los cresoles

10

2

C10H8

CH3

O-xileno

5

1

9

Fórmula global

7 → 6

CH3

8

7

4-clorotolueno

Los xilenos o dimetil bencenos CH3

Naftaleno

m-Cresol

CH3

______________________

Cl

p-cresol Cl 2.

Practicando: NO2

C2H5

CH3 NO2

I

COOH

____________________

I

COOH

Nomenclatura IUPAC NO2

5.°

año

Por lo general se enumera el núcleo bencénico del 1 al 6, comenzando por el sustituyente principal y siguiendo en dirección al sustituyente más próximo, si son equidistantes, seguir el orden de precedencia.

213

QUÍMICA

4

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y COMPUESTOS AROMÁTICOS Ejemplos: Cl 3

2 1

6

NO2 5 4

6

1

4 5

Br

5 6

4-bromo-3-cloronitrobenceno

4 1

3

Cl

2

CH3 IUPAC: 3-clorometilbenceno

CH3

IUPAC: 1,2-dimetilbenceno 2 Común: O-xileno 3 CH3

Común: m-clorotolueno

Trabajando en clase Integral 1. Las fórmulas globales de los compuestos; ciclobutano y ciclopenteno son: d) C4H10 y C5H8 a) C4H8 y C5H10 b) C4H8 y C5H8 e) C4H8 y C5H6 c) C4H6 y C5H10 Resolución: La fórmula de un cicloalcano es CnH2n y la de un cicloalqueno es C4H8 y del ciclopenteno es C5H8.

c) 5-etilcicloheptano d) 3-ciclopropilheptano e) 3-propilheptano UNMSM 5. El nombre común del compuesto de la fórmula CH3 adjunto es: a) 3-clorotolueno b) 4-clorotolueno

Rpta.: b

2. La fórmula global y atomicidad del ciclohexano es respectivamente: d) C6H8; 14 a) C6H14; 20 e) C6H12; 18 b) C6H6; 12 c) C6H10; 16

c) 3-clorofenol d) 4-clorofenol

Cl e) 4-cloroanilino Resolución: El compuesto formulado es el metilbenceno conocido como tolueno:

3. La fórmula global del siguiente hidrocarburo cíclico es: a) C4H10 b) C7H10 c) C6H15 d) C7H15 e) C7H11

C2H5

4

3

Cl

CH3–CH2–CH–CH2–CH–CH2–CH3 C2H5 a) 3-ciclopropil-5-etilheptano b) 5-ciclopropil-3-etilheptano QUÍMICA

1 el nombre es: 2 6 4-clorotolueno 5

4. Nombra el siguiente compuesto:

4

CH3

6. El nombre común del compuesto de la fórmula adjunta es: CH3 a) 3-bromofenol b) 4-bromotolueno c) 3-bromotolueno d) 4-bromofenol e) 3-bromoanilino Br

214

5.°

año

HIDROCARBUROS CÍCLICOS Y COMPUESTOS AROMÁTICOS 7. Sobre el benceno, que proposición es falsa: a) Es una molécula plana. b) Presenta 3 enlaces pi y 12 sigmas c) Su carbono presenta hibridación sp2 d) Es un líquido volátil y disolvente e) Presenta 2 enlaces dobles alternados

11. Nombra el siguente compuesto:

CH3

8. Indica el nombre correcto de: UNMSM 2006-II

C2H5 a) 1-etil-3-metilciclooctano b) 1-metil-3-etilciclooctano c) 2,5-dietilciclooctano d) 1-etilcicloocteno e) 3-metilcicloocteno

CH3

CH3

a) 1,3-dimetil-2,4-ciclopentano b) 1,2-dimetil-3,4-ciclopentadieno c) 1,3-dimetilciclopenta-2,4-dieno d) 3,5-dimetilciclopenta-1,3-dieno e) 2,5-dimetilciclopenta-1,3-dieno Resolución: El siguiente compuesto se enumera por los enlaces dobles. 3 2 CH3 4

1

CH3 El nombre es: 2,5-dimetilciclopenta-1,3-dieno

9. Indica el nombre correcto de: a) 4-clorociclohexeno b) 4-clorociclohexino c) 5-clorociclohexino d) 4-clorociclooctino e) 5-clorocilooctino

14. Nombra:

Cl

10. De los enunciados: I. Los cicloacanos tienen por fórmula general CnH2n II. El benceno es el cicloalcano más estable. III. El cicloalcano más simples es el cicloetano. Es verdadero: a) Solo I d) I y II b) Solo I e) II y III c) Solo III

5.°

año

12. Halla la fórmula global del α-cloronaftaleno c) C10H6Cl e) C10H9Cl a) C10H8Cl d) C10H10Cl b) C10H7Cl Resolución: El α-cloronaftaleno es: Cl

la fórmula es: C10H8 + Cl = C10H7Cl 13. Halla la fórmula global del: 1-etil-2-metilnaftaleno c) C13H12 e) C13H14 a) C13H16 b) C13H15 d) C13H13

5

UNI

a) 1,2-diciclopropilciclobutano b) ciclopropilciclobutano c) 1,2-propilbutano d) ortociclopropilbutano e) 1-ciclopropilbutano 15. Halla la masa molecular en uma del compuesto: 3-etilfenol a) 120 c) 122 e) 124 b) 121 d) 123

215

QUÍMICA

4

5

Compuestos oxigenados I (AlcoholesAldehidos-Cetonas)

I. Alcoholes (R–OH)

3. Y finalmente, es terciario, si el átomo de hidrógeno (H) sustituido por el grupo oxidrilo (–OH) pertenece a un carbón (C) terciario:

Son aquellos compuestos que derivan de un hidrocarburo que han sustituido uno o más hidrógenos por un grupo funcional hidroxilo (–OH). Si es una rama se nombra como hidroxi.

R1

Normas de nomenclatura

Se nombran como los hidrocarburos de los que proceden, pero con la terminación –ol, e indicando la posición del grupo alcohólico con el número localizador más bajo posible. Si en la molécula hay varios grupos hidroxilo se coloca di–, tri–..., delante de la terminación –ol. Los radicales se nombran antes que la principal, con su número localizador delante, y si hay dos o más iguales se les pone di–, tri–..., y se les termina de nombrar con –il o –ilo. Los radicales si son distintos se nombran por orden alfabético (no se tie en cuenta di–, tri–...)

R2 – CH R3

Fórmula CH2

H2C – OH HC – OH CH3 H2C – OH H2C – OH

2. Es secundario, si el átomo de hidrógeno (H) sustituido por el grupo oxidrilo (–OH) pertenece a un carbón (C) secundario:

R2 R2

5

QUÍMICA

CH3 2-metil-2-propanol (alcohol terbutílico)

Nombre

Clasificación

1 - propanol

monol

1,2 propanodiol (propilen glicol)

diol

1,2,3 propanotriol (glicerina)

triol

CH3

R – CH3 R – CH2 – OH H3C – CH2 – OH etanol alcohol etílico

HC – OH

R3

H3C – C – OH

H2C – OH

1. Un alcohol es primario, si el átomo de hidrógeno (H) sustituido por el grupo oxidrilo (–OH) pertenece a un carbón (C) primario.

CH2

R2 – C – OH

ma molécula, resultando monoles, o alcoholes monovalentes; dioles, o alcoholes bivalentes; trioles, o alcoholes trivalentes, etc.

Alcoholes primarios, secundarios y terciarios

R1

CH3

YY La función alcohol puede repetirse en la mis-

Tipos de alcoholes

R1

R1

H2C – OH Observaciones

CH3 HC – OH CH3 2 – propanol alcohol isopropilíco

216

Alcohol Metanol Etanol Butanol Octanol

Solubilidad en agua En todas proporciones En todas proporciones 8,3% Prácticamente insoluble

5.°

año

COMPUESTOS OXIGENADOS I (ALCOHOLES-ALDEHIDOS-CETONAS)

Interpretación

Los alcoholes de pocos átomos de carbono son solubles en todas las proporciones. La solubilidad del alcohol reside en el grupo –OH incorporado a la molécula del alcano respectivo. Las uniones puente de hidrógeno también se manifiestan entre las moléculas de agua y alcohol. H3C – O - - - - H – O H - - - - O - - - CH3

H

H

EPH

ácido crómico constituye el procedimiento más eficiente para oxidar alcoholes secundarios en el laboratorio. El ácido crómico se prepara disolviendo dicromato de sodio en una mezcla de ácido sulfúrico y agua. La especie activa en la mezcla probablemente sea el ácido crómico, o bien el ion cromato ácido, se lograría el mismo resultado con trióxido de cromo en solución diluída de ácido culfúrico. La oxidación de un alcohol secundario origina una cetona y la semejante de un primario origina un aldehído. Este se oxida fácilmente para dar un ácido carboxílico.

A partir del exanol (incluido) son prácticamente insolubles. Los miembros superiores de la serie son solamente solubles en solventes polares.

Propiedades químicas de los alcoholes

Comparación entre los alcoholes primarios, secundarios y terciarios Los alcoholes secundarios se oxidan fácilmente para dar rendimientos excelentes de cetonas. El reactivo

Para oxidar

a

Alcohol 2º

Cetona

Alcohol 1º

Aldehído

Alcohol 1º

Ácido

Reactivo que usa Ácido crómico o reactivo de Jones Reactivo de Jones o clorocromatoÁcido crómico

Ejemplos: Ejemplo

CH3–OH

CH3–CH2–OH

CH3–CH2–CH2–OH

CH3–(CH2)2–CH2–OH

UIPAC

metanol

etanol

n-propanol

n-butanol

Común

alcohol metílico

alcohol etílico

alcohol propílico

alcohol butírico

Ejemplo

OH

CH3

CH3

CH3 – CH2 – CH – CH3

CH3 – CH2 – CH – CH2 – OH

CH3 – C2 – OH CH3

OH CH3 – CH – CH3

UIPAC

2–butanol

2 – metil – butanol

2 – metil – 2 – propanol

2 – propanol

Común

alcohol sec-butílico

isopentanol

alcohol terbutílico

isopropanol

2. Aldehído (R – CHO) = formil

Los aldehídos son compuestos orgánicos caracterizados por poseer el grupo funcional –CHO. Se denominan como los alcoholes correspondientes, cambiando la terminación –ol por –al: H O C R

5.°

año

F.G.: CnH2nO

217

QUÍMICA

5


Es decir, el grupo carbonilo H – C = O está uni-

utilizar la terminación –dial, pero si son tres o más, se utiliza el prefijo formil– para nombrar los grupos laterales. YY También se designa con el prefijo formil– cuando no actúa como grupo principal.

R’ do a un solo radical orgánico. Se pueden obtener a partir de la oxidación suave de los alcoholes primarios. Esto se puede llevar a cabo calentando el alcohol en una disolución ácida de dicromato de potasio (también hay otros métodos en los que se emplea Cr en el estado de oxidación +6).

Ejemplos: HCHO: metanal (formaldehido) CH3CHO: etanal (acetaldehido) CH3 – CH2 – CH – CHO (butanal) 1

2

3

4

5

CHO – CH – CH – CH2 – CH2 – CH3

Etimológicamente, la palabra aldehído proviene del inglés aldehyde y a su vez del latín científico alcohol hydrogenatum (alcohol deshidrogenado).

CH3 C2H5

Propiedades físicas

⇒ 3 -etil - 2 - metilhexanal

parte covalentes y en parte iónicas dado que el grupo carbonilo está polarizado debido al fenómeno de resonancia. YY Los aldehídos con hidrógeno sobre un carbono sp3 en posición alfa al grupo carbonilo presentan isomería tautomería. Los aldehídos se obtienen de la deshidratación de un alcohol primario, se deshidratan con permanganato de potasio la reacción tiene que ser débil, las cetonas también se obtienen de la deshidratación de un alcohol, pero estas se obtienen de un alcohol secundario e igualmente son deshidratados como permanganato de potasio y se obtienen con una reacción débil, si la reacción del alcohol es fuerte el resultado será un ácido carboxílico.

CHO – CHO: etanodial

YY La doble unión del grupo carbonilo son en

Propiedades químicas

YY Se comportan como reductor, por oxidación

al aldehído da ácido con igual número de átomos de carbono. YY La reacción típica de los aldehídos y las cetonas es la adición nucleofílica.


YY Se parte del hidrocarburo del que procede,

pero terminado en –al. Hay que tener en cuenta que la cadena se empieza a nombrar por el extremo que lleva el grupo carbonilo. YY Cuando hay dos grupos aldehídos en los dos extremos de la cadena carbonada, se puede

5

QUÍMICA

6

1

2

3

4

5

CHO – CH – CH2 – CH2 – CHO

CH3

⇒ 2 - metilpentanodial

3. Cetonas (R – CO – R’) = oxo

Contienen al grupo funcional

F. Global: CnH2nO

O

unido ne–C– cesariamente a dos átomos de carbono alifático o aromático.

Nomenclatura

Sistema común

Se deben nombrar los grupos alquilo o arilo unidos al grupo carbonilo en orden alfabético y luego adicional la palabra cetona.

IUPAC

Se nombran como derivados de un hidrocarburo, con la terminación –ona y un número localizador: el menor posible. Aunque también es válido nombrando los dos radicales unido al grupo carbonilo seguidos de la palabra cetona.

218

5.°

año


Cetona O CH3 – C – CH3

IUPAC

Común

Propanona

Dimetilcetona

Butanona

Etilmetilcetona

3-pentanona (pentan-3-ona)

Dietilcetona

O CH3–C–CH2CH3 O CH3–CH2–C –CH2–CH3

Propiedades 1. 2. 3. 4.

A 20º C la cetonas oliféticas de 3 a 10 átomos de carbono son líquidos, los superiores son sólidos. Las cetonas de menor masa moléculas son solubles en agua. Tienen mayor punto de abullición que los aldehidos. Se obtienen por la oxidación de un alcohol secundario. [O] ⇒ R – CH – R’ R – C – R’ OH

O

Trabajando en clase 3. Nombra el siguiente compuesto:

Integral 1. Respecto a los alcoholes indica verdadero (V) o falso (F): I. Son líquidos e incoloros. II. Solubles en el agua en proporciones variables. III. Al aumentar la masa molecular disminuye sus puntos de fusión y ebullición. a) FFV c) VVF e) FFF b) VVV d) VFV Resolución: I. (V): son líquidos e incoloros II. (V): son solubles en H2O III. (F): al aumentar la masa molecular aumentan sus puntos de fusión y ebullición.

CH3– CH – CH2 – CH2 – CH3 OH a) 2 - pentanol b) 4 - pentanol c) 2 - pentanal d) 4 - pentanal e) 2 - pentanona 4. Nombra el siguiente compuesto:

OH

Rpta.: VVF

2. El alcohol de botiquín (medicinal) es el etanol cuya fórmula global es: d) C3H6O a) C2H6O e) C2H5O2 b) C2H5O c) C2H4O 5.°

año

CH3– CH – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3

219

CH3

a) 4 metil - 2 - heptanona b) 4 - metil - 6 - heptanol c) 4 - metil - 6 - hexanol d) 4 - etil - 2 - heptanol e) 4 - metil - 2 - heptanol

QUÍMICA

5

COMPUESTOS OXIGENADOS I (ALCOHOLES-ALDEHIDOS-CETONAS) UNMSM 5. ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto? OH

OH

CH2 – CH2 – CH – CH – CH – Br CH3

CH3

6

1CH

1

O

CH2 = C – CH2 – C – CH3 O

CH3

6

a) 2-metilpent-4-en-2-ona b) 2-metilpent-1-en-4-ona c) 3-metilpent-2-en-3-ona d) 4-metilpent-4-en-2-ona e) 4-metilpent-2-en-4-ona

CH3

6. Indica la nomenclatura correcta de la siguiente fórmula estructural: OH CH3 CH3 CH – C – C – CH3 OH CH3

a) 2,2,3 - trimetil - 2,3 - diolpentano b) 1,2,3,3 - tetrametil - 2,3 - diolbutano c) 1,2 - diol - 3,4,4 - trimetilbutano d) 3,4,4 - trimetilpentan - 2,3 - diol e) 1,2,2,3,3 - dioltrimetilpentano

10. Indica el nombre del compuesto: CH2OH – CH = CH – CH2OH – CH2 – CH3 a) 2hex - 2 - en - 1,4 - diol b) hex - 4 - en - 3,6 - diol c) hex - 2 - en - 1,4 - diol d) hex - 4 - en - 1,4 - diol e) pent - 2 - en - 1,4 - diol 11. Halla la masa molecular de la acetona (propanona) en uma. a) 54 c) 60 e) 62 b) 56 d) 58

7. Un alcohol y una cetona se representan en general con las siguientes fórmulas funcionales: a) ETOH y NaOH b) R–COOH y R–CO–R’ c) R–OH y R–COOH d) R–CHO y R–OH e) R–OH y R–CO–R’

UNI 12. Indica el nombre correcto para:

8. Indica el nombre correcto para: CH3 – C = CH – C – CH2 – CH3

QUÍMICA

2

9. Indica el nombre correcto para:

se tiene: 5 - bromo - 3 - metilhexan - 1,4 - diol

CH3

3

el nombre es: 5-metilhex-4-en-3-ona Rpta.: b

–2 CH2 –3CH –4CH –5CH – Br 2

CH3

4

CH3

OH

CH3

5

5

CH3 – C = CH – C – CH2 – CH3

UNMSM 2008 - II a) 2 - bromo - 4 - metilhexano - 3,6 - diol b) 5 - bromo - 3,5 - dimetilpentan - 1,4 - diol c) 1 - bromo - 1,3 - dimetilpentan - 2,5 - diol d) 1 - bromo - 4 - metilhexan - 3,6 - diol e) 5 - bromo - 3 - metilhexan - 1,4 - diol Resolución: Para nombrar el compuesto: OH

a) 2-metilhex-2-en-4-ona b) 5-metilhex-4-en-3-ona c) 3-metil-1-etil-butanona d) 3-metilhex-2-en-4-ona e) 4-metilhex-3-en-2-ona Resolución: Para nombre elegimos la cadena principal:

O

220

CHO – CH – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3 CH3

C2H5 a) 4 - etil - 2 - metilheptanal b) 4 - etil - 2 - metilheptanol c) 4 - etil - 2 - metilheptanona d) 4 - etil - 6 - metilheptanal e) 1 - alheptano 5.°

año


Resolución: Para nombrar elegimos la cadena principal: 1

2

3

4

5

6

14. Nombra correctamente el siguiente compuesto: CH3 O

7

CHO – CH – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3 CH3

metil

CH3 – C – C – CH – CH = CH – CH3

C2H5

el nombre es: 4 - etil - 2 - metilheptanal

CH3

CHO – CH – CH – CH2 – CH2 – CH3 CH3 C2H5

5.°

año

CH3

a) 2,2 - dimetil - 4 - icopropil - 6 - octen - 3 - ona b) 2,2 - metil - 4 - propil - 6 - octen - 3 - ona c) 4 - isopropil - 2,2 - dimetil - 6 - octen - 3 - ona d) 2,2 - dietil - 4 - isopropil - 6 - octen - 3 - ona e) 2,3 - dimetil - 5 - isopropil - 6 - octen - 3 - ona

13. Indica el nombre correcto para:

a) 3 - etil - 2 - metilhexanol b) 3 - etil - 2 - metilhexanona c) 3 - etil - 2 - metilhexanal d) 4 - etil - 5 - metilhexanal e) 4 - etil - 2 - metilhexanal

CH

CH3

etil

15. Halla la masa molecular en uma del formol (metanal). a) 30 c) 34 e) 26 b) 32 d) 28

221

QUÍMICA

5

6 Función

Compuestos oxigenados II (Ácidos carboxílicos - Éteres - Ésteres) Grupo Nomenclatura funcional

Alcohol

R - OH oxidrilo

Aldehído

R - CHO formil

Cetona

R - CO - R’ carbonilo

Ácido carboxílico

RCOOH carboxilo

Ácido ... –ico

Éster

R - COO - R’

O ato de la sal y nombre del radical alquilo R–C–O–R’

Éter

R - O - R’ oxi

Éter radicales ico

–ol

cuentemente descubrió en 1275. Fue sintetizado por primera vez por Valerius Cordus en 1540. Fue utilizado por primera vez como anestésico por Crawford Williamson Long el 30 de marzo de 1842.

Estructura

R - OH O

–al

R–C–H

Nomenclatura

La nomenclatura de los éteres según las recomendaciones de 1993 de la IUPAC (actualmente en vigencia) especifican que estos compuestos pertenecientes al grupo funcional oxigenado deben nombrarse como alcoxialcanos, es decir, como si fueran sustituyentes. Se debe especificar al grupo funcional éter como de menor prioridad frente a la mayoría de cadenas orgánicas. Cada radical éter será acompañado por el sufijo oxi. Un compuesto sencillo, como por ejemplo CH3 – O – C6H6 según las normas de la IUPAC se llamaría; metoxibenceno.

O –ona

R – C – R’ O R – C – OH

R - O - R’

1. Éter

En química orgánica y bioquímica, un éter es un grupo funcional del tipo:

R – O – R’

QUÍMICA

La nomenclatura tradicional o clásica (también aceptada por la IUPAC y válida para éteres simples) específica que se debe nombrar por orden alfabético los sustituyentes o restos alquílicos de la cadena orgánica al lado izquierdo de la palabra éter.

El compuesto anterior se llamaría según las normas antiguas (ya en desuso) de esta manera: fenil metil éter.

Los éteres sencillos de cadena alifática o lineal pueden nombrarse al final d ela palabra éter el sufijo –ílico luego de los prefijos met, et, but, según lo indique el número de carbonos. Un ejemplo ilustrativo sería el siguiente:

(OXI)

En donde R y R’ son grupos que contienen átomos de carbono, estando el átomo de oxógeno unido y se emplean pasos intermedios. Al igual que los ésteres, forman puentes de hidrógeno. Presentan una alta hidrofobicidad, y no tienden a ser hidrolizados. Los éteres suelen ser utilizados como disolventes orgánicos. Suelen ser bastantes estables, no reaccionan fácilmente, y es difícil que se rompa el enlace carbono – oxígeno. El término «éter» se utiliza también para referirse solamente al éter llamado «dietiléter» (según IUPAC en sus recomendaciones de 1993 «etoxietrano»), de fórmula química CH3CH2OCH2CH3. El alquimista Raymundus Lullis lo aisló y subse-

6

222

CH3 – CH2 – CH2O – CH2CH2 – CH3 Éter dipropilico

5.°

año

COMPUESTOS OXIGENADOS II (ÁCIDOS CARBOXÍLICOS - ÉTERES ÉSTERES) Ejemplos: metoxietano etil metil éter etoxieteno etenil etil éter etil vinil éter

CH3–O–CH2–CH3 CH2=CH–O–CH2–CH3

metoxibenceno fenil metil éter

O – CH3 CH3–CH–O–CH2–CH–CH3

1– isopropoxi – 2 – metil propano isobutil isopropil éter

CH3

CH3 CH2 – O

bencil fenil éter

CH3 – O – CH – CH = CH – CH3

4 – metoxi – 2 – penteno

CH3

Éter

laterales, se nombran utilizando el prefijo carboxi– y con el correspondiente número localizador.

R – O – R’ : R – O – R’

Fórmula general: CnH2n+2O

Nomenclatura: éter radical ico; además: –oxi; – ano. Obtención: Se originan por la deshidratación de un alcohol.

    

R – OH R–OH alcohol

→ R – O – R’ + H2O 3 carbonos

éter

Son todos los compuestos orgánicos que finalizan su cadena con uno o dos (refiriéndose a los extremos) grupos funcionales carboxilo: –COOH.


CH3–COOH HOOC– COOH HCOC–CH2– COOH CH3–CH–CH3 COOH

Se nombran anteponiendo la palabra ácido al nombre del hidrocarburo del que proceden y con la terminación –oico. Si hubiera dos grupos carboxilos, se indicaría con la terminación –dioico. Cuando los grupos se encuentran en las cadenas

5.°

año

Ácido metanoico Ácido etanoico Ácido etanodioco Ácido 1,3 propanocioico Ácido 2 - metil propanoico

O

2. Ácidos carboxílicos (R – COOH) carboxilo

H–COOH

2 carbonos

    

1 carbono

R – COOH: R – C – OH

223

Fórmula general: CnH2nO2 Nomenclatura: ácido ... –oico Obtención: Constituido el segundo grado de oxidación del alcohol primario.

R-CH2OH

K2Cr2O7

R-CHO

K2Cr2O7

O -C-OH

QUÍMICA

6

COMPUESTOS OXIGENADOS II (ÁCIDOS CARBOXÍLICOS - ÉTERES ÉSTERES)

Obtención: esterificación

Ácido carboxílico + Alcohol → Éster + Agua

Ejemplo:

Son todos los compuestos orgánicos que provienen de reacción de un ácido con un alcohol.

    

CH3CH2COO CH3 propanoato de metilo

    

CH3(CH2)4COO C2H5

3. Ésteres (R – COO – R’) Carbalcoxi

    

1. A 20º C, 1 atn, los 9 primeros ácidos monocarboxílicos son líquidos y los superiores son sólidos. 2. Son solubles en agua porque presentran puente de hidrógeno, presentan polaridad. 3. Al aumentar el número de carbonos la solubilidad disminuye debido al incremento del grupo –R–. 4. Tienen punto de ebullición alto. 5. Se obtienen por oxidación de alcoholes primarios.

    

Propiedades

hexanoato de etilo

Propiedades

1. Los de bajo peso molecular por ser líquidos incoloros, volátiles y poseer olor a frutas, se emplean como esencias en refrescos, bebidas, etc. 2. Sus moléculas son polares, presentan enlaces dipolo-dipolo. 3. Los de menor masa molecular son poco solubles en agua y son buenos disolventes descompuestos orgánicos. 4. La temperatura de ebullición se encuentra entre los aldehídos y cetonas.


Se nombran partiendo del radical ácido, terminando en –ato, seguido del nombre del radical alcohólico. O R – COOR’: R – C O – R’

Fórmula general: CnH2nO2 Nomenclatura: [1a parte: raíz (#C)...ato] de [2a parte: raíz (#C)... ilo]


2. Nombrar según IUPAC:

1. Nombrar según IUPAC

O

O

CH3 – CH2 – C – OH a) Ácido metanoico b) Ácido etanoico c) Ácido propanoico d) Ácido butanoico e) Ácido pentanoico

H – C – OH

a) Ácido metahoico b) Ácido etanoico c) Ácido fórmico d) Ácido propanoico e) Ácido butanoico Resolución: Según IUPAC es un ácido carboxílico cuya representación es: H – COOH ⇒ su nombre es: Ácido metahoico

6

QUÍMICA

3. Halla la masa molecular en uma del ácido acético presente en el vinagre (ácido etanoico). a) 60 c) 56 e) 64 b) 58 d) 62

224

5.°

año

COMPUESTOS OXIGENADOS II (ÁCIDOS CARBOXÍLICOS - ÉTERES ÉSTERES) 4. Nombra según IUPAC: CH3 – CH2 – CH – COOH

CH3

a) Ácido - 2 - metilbutanoico b) Ácido - 3 - metilbutanoico c) Ácido - butanoico d) 2 - metil ácido butanoico e) 2 - etil ćido butanoico

UNMSM 5. Nombra según IUPAC: CH3CH2CH2 – O – CH3 a) metocietano b) metoxipropano c) propoximetano d) etoxibutano e) butoxietano Resolución: Para nombrar un éter, se considera lo siguiente:

propano

    

    

CH3CH2CH2 – O – CH3 oxi

met

⇒ metoxipropano

6. Nombra según IUPAC CH3CH2 – O – CH2CH2CH2CH3 a) etoxibutano b) butoxietano c) etoxietano d) hexoxietano e) butoximetano

5.°

año

CH3CH2COO

C4H9

↓ Propano de butilo

9. Nombra según IUPAC CH3(CH2)5COOC3H7 a) heptanoato de pentilo b) butanoato de propilo c) heptanoato de etilo d) heptanoato de propilo e) butanoato de hexilo 10. Nombra según IUPAC CH3(CH2)7COOCH3 a) nonanoato de metilo b) nonanoato de etilo c) octanoato de metilo d) octanato de etilo e) butanoato de octilo 11. Nombrar: CH2 = CH – CH2 – COOH a) ácido - 3 - butenoico b) ácido - 1 - butenoico c) ácido - 3 - propenoico d) ácido buten - 3 - oico e) ácido propanoico UNI 12. Nombra el siguiente compuesto: O C – O – CH

CH3 CH3

7. Nombra: CH3CH2 – O – CH2CH2CH3 a) etil propil éter b) dimetil éter c) propil etil éter d) éter metílico e) propil éter 8. Nombra según IUPAC: CH3CH2COOC4H9 a) propanoato de etilo b) propanato de butilo c) pentanoato de propilo d) pentanoato de butilo e) butanoato de pentilo

Resolución: Para nombrar el siguiente compuesto se debe formar en cuenta el grupo carbalcoxi (R – COO’)

a) benzoato de isopropilo b) acetato de propilo c) benzoato de metilo d) benzoato de propilo e) benzoato de pentilo Resolución: Se nombra de la siguiente manera: O C – O – CH

CH3 CH3

225

QUÍMICA

6

COMPUESTOS OXIGENADOS II (ÁCIDOS CARBOXÍLICOS - ÉTERES ÉSTERES) 13. Nombra el siguiente compuesto: O C – O – CH2 CH3 a) benzoato de etanol b) benzoato de metanol c) benzoato de etilo d) benzoato de metilo e) benzoato de propilo

6

QUÍMICA

14. Es un éster: a) R – O – R’ b) R – C ≡ C – R’ c) R – COO – R’ d) R – CHO e) R – OH 15. Halla la masa molecular en uma del compuesto: etanoato de metilo. a) 72 c) 76 e) 80 b) 74 d) 78

226

5.°

año

7 Compuestos nitrogenados Funciones nitrogenadas

para el nombre de la amina. Ejemplo: 1. CH3

Son grupos funcionales derivados del nitrógeno.

I. Aminas

Grupo funcional: R – NH2: Amino Los aminas son bases orgánicas derivadas del amoniaco (NH3) en el que uno o más átomos de hidrógeno se han reemplazado por grupos alquilo o arilo (R) y tienen la fórmula general R3N. ⋅⋅ H–N–H

⋅⋅ R – N – R’

H Amoniaco

R’’ Amina

2. Fenilamina Bencenamina (Anilina) F. G.: C6H5NH2

Depende el número de grupos alquilo o arilo ligados al nitrógeno. Amina Primaria Secundaria Terciaria

Fórmula R – NH2 R – NH – R’ R – N – R’ R’’

(R–) puede ser un grupo hidrocarbonado igual o diferente.

Nomenclatura

1. Se nombra los grupos alquilo o arilo y luego se añade el sufijo «amina». También se puede nombrar colocando el sufijo –amina al nombre del grupo carbonado. Ejemplo: etil amina CH3 – CH2 – CH2 etanamina

5.°

año

LL e tilmetil propilamina LL N - etil - N - metilpropanamina

NH2

Clasificación:

CH3CH2 N – CH2CH2CH3

Si hay dos o más grupos diferentes, se nombran como aminas primarias con sustituyentes en el nitrógeno. En este caso se elige el de mayor número de carbonos en cadena lineal


1. Son gases, metilamina, dimetilamina, trimetilamina y etilamina. La mayoría son líquidos. 2. Son líquidos asociados, pero no en igual dimensión que los alcoholes debido a que pueden formar el enlace puente - hidrógeno. 3. Son solubles en agua, como resultado de la formación puentes de hidrógeno con el agua. 4. Recordar el olor al amoniaco, otros tienen olor a pescado y otros son repugnantes, (cadaverina) son compuestos que se forman debido a la putrefacción de la materia orgánica animal.

Propiedades químicas

1. Son compuestos de carácter básico, mayor que el amoniaco. Los aromático son bases débiles. 2. Las aminas primarias verifican reacciones de alquilación para producir aminas secundarias y terciarias. Usos Son de mucha importancia en la industria, se usan como catalizadores, disolventes, colorantes, medicamentos. Se encuentran en la naturaleza en forma de aminoácidos, proteínas y alcaloides. Poseen valor biológico; vitaminas, antibióticos, drogas, etc.

227

QUÍMICA

7

COMPUESTOS NITROGENADOS

II. Amidas

Grupo funcional: R – CONH2: Amido las amidas se consideran como derivados de los ácidos orgánicos y amoniaco, donde formalmente se sustituye el grupo –OH del ácido por el grupo –NH2 del amoniaco. Fórmula general

CONH2

Propiedades

1. La mayoría son sólidas 2. Tienen puntos de ebullición mayores que los ácidos correspondientes 3. La mayoría son insolubles en agua excepto las de baja masa molecular. 4. Las amidas son neutras

O

R – C – NH2 O

Tipos de amidas

R–C

O

NH2

R–C

R – CONH2

Usos Se usa en la fabricación de resinas de urea – formaldehído, plásticos, fertilizantes y en la industria farmacéutica en la preparación de barbitúricos.

→ R – CO – NH2 Amida primaria

Nota La urea es la diamida del ácido carbónico, primer compuesto orgánico sintetizado CO(NH2) o NH2 – CO – NH2 Carbodiamida (urea)

O NH2 → R – CO – NH – R’

R’

Amida secundaria

III. Nitrilos Grupo funcional R – CN: Ciano

O

R–C R–N

R’’

Son compuestos ternarios, derivados funcionales de los ácidos en quienes el oxígeno y el grupo – OH, se sustituyen por el nitrógeno trivalente ---N.

Fórmula general: R–C≡N

R’’ → R – CO – N – R’

–Benzamida o Benzanamida

Amida terciaria

o

RCN

Nomenclatura

A partir del nombre del ácido original cambia la terminación oico por amida, eliminando la palabra ácido. Ejemplo: etanamida o CH3CONH2 común: acetanamida

Si el nitrógeno tiene un sustituyente alquino o arilo, éste va precedido por: N– o N, N– Ejemplo: CH2CH3

CH3CONH IUPAC: N – etil etanamida Común: N – etil acetamida

7

QUÍMICA

grupo cianuro: –CN o –C ≡ N

Ejemplos: O CH3 – C – OH

Ácido acético

CH3 – C ≡ N

Nomenclatura

A partir del nombre del ácido original cambiar ico por nitrilo. Ejemplo: CH3 – C ≡ N

228

5.°

año

COMPUESTOS NITROGENADOS

HCN CH3C2CN IUPAC: etanonitrilo Común: acetonitrilo metanonitrilo (formonitrilo) Propanonitrilo (propionitrilo) CN


1. Los de baja masa molecular son líquidos. 2. Presentan puntos de ebullición menor que el ácido correspondiente. 3. No son solubles en agua, excepto en HCN y CH3CN 4. Son de olor agradable, de tipo etéreo. Son venenosos.

Benzonitrilo

Trabajando en clase Integral 1. El grupo funcional amino se representa por: a) R – OH d) R – CN e) R – CONH2 b) R – NH2 c) R – COOH Resolución: El grupo amino se representa por: R – NH2

2. La relación correcta sobre los compuestos orgánicos nitrogenados es: a) NH3: amina b) H – CN: amida c) NH2CONH2: amida d) CN: amino e) NH4: amino

H

CH3CH2CH2CH2 – N – CH2CH3 H a) N – etil butanamina b) N – metil butanamina c) N – etil pentanamina d) N – butil etanamina e) N – butil pentanamina

4. La fórmula global de la trimetilamina es: c) C3H3N e) C3H8N a) C3H6N2 d) C3H9N b) C3H6N

5. El nombre del siguiente compuesto es: ⋅⋅ CH3CH2 – N – CH2CH2CH3 H

5.°

año

⇒ N – etilpropanamina

6. El nombre del siguiente compuesto es:

3. En las aminas el tipo de hibridación que sufre el átomo de nitrógeno es: c) sp e) sp3d2 a) sp2 3 3 b) sp d) sp d

UNMSM

a) dietilamina b) nitropenteno c) N – etilpropanamina d) N – pentilamina e) N – etil – N – propilamina Resolución: Para nombrar el compuesto se debe tomar en cuenta lo siguiente: ⋅⋅ CH3CH2 – N – CH2CH2CH3

7. El nombre del siguiente compuesto es: CH3(CH2)6NH2 a) octanamina b) heptanamina c) heptanamida d) octanamida e) octanonitrilo

229

QUÍMICA

7

COMPUESTOS NITROGENADOS 8. Nombra el siguiente compuesto: O CH3 – N – C – CH2 CH3

11. La fórmula global de la butanamina es: d) C4H10N a) C4H8N e) C4H11N b) C4H9N2 c) C4H9N

CH3

UNI

a) dimetil etanamida b) N, N – dimetil etanamida c) N, N – dimetil propanamida d) N – metil propanamida e) N – metil etanamida Resolución: El siguiente compuesto se elige así: O CH3 – N – C – CH2 CH3 CH3

12. El nombre del compuesto es: CH2CH2CH2CH2 –CN a) pentanonitrilo b) pentanamida c) pentanamina d) pentanal e) pentanona Resolución: El compuesto representra a un nitrilo de 5 carbonos, su nombre es: pentanonitrilo 13. El nombre del compuesto es: CH3 – CH – (CH2)6 – CN CH3

y el nombre es: N, N – dimetil propanamida

a) 2 – metil nonanotrilo b) 2 – metil octanonitrilo c) 7 – metil nonanonitrilo d) 8 – metil octanonitrilo e) 8 – metil nonanotrilo

9. Nombra el siguiente compuesto: ⋅⋅ CH3CH2CH2CON – CH2CH3 CH3

14. La fórmula global de la siguiente amida es: O

a) N – etil butanonitrilo b) N, N – dimetil butanamina c) N, N – etilbutanamida d) N – etil – N – metil butanamina e) N – etil – N – metil butanamida

C – NH2 a) C7H8NO b) C7H7NO c) C6H7NO d) C7H5NO e) C7H6NO

10. La fenilamina es una amina de tipo: NH2

15. EL nombre de la siguiente amina llamada cadaverina es: CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 NH2 NH2 a) 1,5 – diaminpentano b) 1,5 – diamino pentanonitrilo c) pentadiamino d) 1,5 – dialpentano e) pentano diamino

a) terciaria b) secundaria c) primaria d) simple e) compleja

7

QUÍMICA

230

5.°

año

8 Repaso 1. Coloca verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones: ( ) el cátodo es el polo positivo. ( ) el ánodo es el polo negativo ( ) los aniones se dirigen hacia el polo positivo llamado anedo. ( ) en el cátodo se produce la reducción. a) FFVV c) FFFF e) VVFF b) FFVF d) FVVV

a) Ix - IIy - IIIz - IVu b) Ix - IIz - IIIy - IVu c) Iu - IIz - IIIy - IVx d) Iy - IIx - IIIu - IVz e) Iy - IIu - IIIx - IVz 6. Halla la hibridación de los carbonos señalados con asteriscos: ∗1 ∗2 ∗3 CH ≡ C – CH – CH2 – CH2 – CH3

2. Halla la masa de calcio (Ca2+) depositada en el cátodo al circular una corriente de 965 Amperior en 1 minuto. (mA: Ca = 40) a) 12 g c) 8 g e) 10 g b) 14 g d) 6 g 3. ¿Qué tiempo se demora en depositar 18 gramos de (Al+3) en el cátodo al circular una corriente de 9650 Amperios? (mA: Al = 27) a) 10 s c) 20 s e) 30 s b) 15 s d) 25 s 4. Completa los espacios en blanco: I. El primer compuesto orgánico obtenido en el laboratorio fue la ___ cuya fórmula es _____ conocido con el nombre de _____ II. El ____ es un carbono natural cristalino que es un excelente conductor de la corriente eléctrica. III. La ____ es el carbono natural amorfo de mayor porcentaje y mayor poder de _____. IV. Al negro de humo se le conoce como ____ y es un carbono _____.

CH3 a) sp – sp2 – sp3 b) sp – sp – sp2 c) sp – sp3 – sp3 d) sp2 – sp2 – sp3 e) sp3– sp3 – sp3 7. Indica el número de carbonos secundarios: CH2–CH3 CH3 – (CH2)6 – CH – CH2 – CH3 a) 7 b) 8

año

e) 5

8. Halla la fórmula global de los siguientes compuestos orgánicos I. II.

5. Relaciona correctamente: I. Autosaturación II. Covalente III. Hibridación IV. Tetravalente x. Compartición de electrones y. unirse consigo mismo z. 4 enlaces covalentes u. sp, sp2, sp3

5.°

c) 9 d) 6

a) C4H8 – C7H12 b) C4H6 – C7H14 c) C4H10 – C7H16 d) C4H6 – C7H10 e) C4H8 – C7H10

231

QUÍMICA

8

REPASO 9. Nombrar los siguientes hidrocarburos, según IUPAC: CH3 11. Nombrar:

I. CH3 – CH – CH2 – C – CH3 CH2

Cl

I.

CH3

CH3 Br

II.

II. CH3 – CH = CH – C ≡ C – CH2 – CH3

III.

CH2 – CH3

Cl III. CH2 = C – CH2 – CH – CH2 – CH3

Br

CH3

CH3 Cl

IV.

10. Nombrar los siguientes hidrocarburos según IUPAC: OH I. V. Br

12. Nombrar los siguientes alcoholes I. CH3 – CH – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 II.

OH II. CH3 – CH2 – CH – CH = CH3 OH

III. CH3 – CH – CH – CH2 – CH3 III.

8

QUÍMICA

OH

232

OH 5.°

año

REPASO 13. Nombrar: I. CHO – CH – CH2 – CH – CH3 CH3

CH3

YY CH3CH2CH2CH2COOC2H5 YY CH3CH2CH2CH2CH2COOC7H15

18. Nombrar: O

II. CHO – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3

CH3 – CH – CH2 – CH – C – NH – CH3

C2H5 14. Nombrar: I. CH3CH2CH2 – O – CH2CH2CH3

a) N,2,4 – trimetil pentanamida b) N,2 – trimetilamida c) N,3 – trimetil amida d) N,2,5 – trimetil pentanamida e) N,3 – trietil hexanamida

II. CH3CH2CH2CH2 – O – H2CCH3 15. Nombrar: I. CH3 – C – CH – CH2 – CH2 – CH3 O CH3

19. Nombrar: O

II. CH3 – C – CH2 – CH2 – CH2

CH3 – CH2 – CH – CH2 – CH2 – C – N – C2H5

O

CH3

III. COOH – CH – CH2 – CH2 – CH3

CH3

a) N,4 – dimetil hexanamida b) N – etil – N,4 – dimetil hexanamida c) acetal dehido d) N – etil – N – 4 – dietil hexanamida e) N – etil hexanamida

C2H5 IV. COOH – CH – CH – CH – COOH CH3 CH3 CH3 16. Nombrar el siguiente compuesto: CH3CH2CH2 – O – CH2CH3 a) etanopropoxi d) propoxietano b) etosietano e) etoxipropano c) propoxi pronao

CH3

CH3

20. Nombrar: I. CN – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3 CH3 II.

17. Nombrar: YY CH3COOCH3 YY CH3CH2CH2COOC4H9

CH3 – CH2 – N – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH2 CH2 CH3

Bibliografía 1. BROWN, Theodore: Química: La ciencia central. México D.F. Prentice-Hall, 2004. 2. CHANG, Raymond: Química. Madrid. Mc Graw-Hill, 2002. 3. WHITTER, Kannath, Química general. Madrid: Mc Grand-Hill, 2002

5.°

año

233

QUÍMICA

8

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