C O L E C C IÓ N EL POSTULANTE
Q U ÍM IC A
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C O LE C C IÓ N EL POSTULANTE
QUÍMICA
E ditorial
Q
u Im ic a
C o le c c ió n E l P o s t u la n t e S a lv a d o r T im o te o V a le n tí n
©
S a lv a d o r T im o te o V alentín, 2 007
©
E ditorial S an M arco s E. I. R. L., e d ito r Jr. D á va lo s Lissón 135, Lim a, Lim a, Lim a T eléfono: 331 -1 5 2 2 RUC: 20260100808 E -m ail: in fo rm e s @ e d ito ria lsa n m a rco s.co m D ise ñ o de porta d a : M ig ue l B e ndezú C o m p o s ic ió n de interiores: B la n ca Llanos R e s p o n s a b le de ed ició n : A le x C u b a s
P rim e ra e d ición: 2007 S e g u n d a ed ició n : 2 013 P rim e ra reim p re sió n: d icie m b re 2 015 T iraje: 3 00 e je m p la re s H e ch o el d e p ó s ito legal en la B ib liote ca N a cional del Perú N.° 2 0 1 5 -1 8 6 3 0 ISBN: 9 7 8 -6 1 2 -3 0 2 -9 5 2 -4 R e g istro de P ro ye cto E ditorial N.° 3 1 5 0 1 0 0 1 5 0 1 4 3 8 P ro h ib id a la re p ro d u cció n to ta l o p a rcia l de e sta obra, sin p revia a u to riza ció n e scrita del a u to r y el editor. Im pre so en el Perú / P rin te d in P e rú Pedidos: Av. D á va lo s L issón 135, Lim a T eléfono: 433-7611 E-mail'. v e n ta s @ e d ito ria isa n m a rco s.co m w w w .e d ito ria ls a n m a rco s.co m Im pre sió n : E d ito ria l S an M arco s de A n íb a l Je sú s P a re d es G alván Av. Las L o m a s 1600, Urb. M an g o m a rca , S an Juan de L u rig a n ch o , Lim a, L in R U C : 1 0 0 90 9 8 4 3 4 4 M arzo 2016
ÍNDICE
Teoría a tó m ic a ......................................................................................................................................................
9
Tabla p e rió d ic a ...........................
23
Enlace q u ím ic o .....................................................................................................................................................
32
Nom enclatura inorgánica....................................................................................................................................
38
Reacciones q u ím ic a s ..........................................................................................................................................
50
Unidades quím icas de m asa-C om posición centesim al-D eterm inación de fó rm u la s .........................
58
E ste q u io m e tria .....................................................................................................................................................
66
Estado g a seoso....................................................................................................................................................
70
S o lu cio n e s..............................................................................................................................................................
77
Cinética química - Equilibrio q u ím ic o ...............................................................................................................
86
Acidos y b a s e s .....................................................................................................................................................
95
E lectroquím ica-P ilas electroquím icas.............................................................................................................
99
Química o rg á n ic a .................................................................................................................................................
107
PRESENTACIÓN
Editorial San M arcos presenta al público la Colección El Postulante, elaborada íntegramente pensando en las necesidades académ icas de los jóvenes que aspiran a alcanzar una vacante en las universidades, institutos y centros superiores de estudio a nivel nacional. La Colección El Postulante reúne los tem as requeridos por los prospectos de admisión, los cuales son desarrollados didácticam ente, con teoría ejem plificada y ejercicios propuestos y resueltos, de alto grado de dificultad, con los cuales se busca dotar a los jóvenes de los conocim ientos básicos necesarios para enfrentar no solo los diversos exám enes de admisión, sino afianzar los saberes de su form ación escolar y alcanzar una form ación integral que les permita, en el futuro próximo, desarrollar una vida universitaria exitosa. Finalmente, deseam os hacer un reconocim iento al staff de docentes liderados por Salvador Timoteo, Pe dro de Castro, Jorge Solari y Nathali Falcón, profesores de amplia trayectoria en las m ejores academ ias de nuestro país, quienes han entregado lo m ejor de su experiencia y conocim ientos en el desarrollo de los contenidos.
- E L E D IT O R -
TEORÍA ATÓMICA siglo XVII. En este siglo m uchos científi cos corroboraron las ideas de Demócrito y rechazaron las ideas de Aristóteles, es decir, aceptaron la existencia del átomo; entre estos científicos tenem os a Boyle, Gassendi, Newton, etc.
MODELOS ATÓMICOS Las primeras ideas acerca de la estructura de la materia fueron dadas a conocer hace aproxim a dam ente unos 500 años a. C. por filósofos de la antigua Grecia quienes ansiosos del saber, viaja ron por los centros de culturas del M edio Oriente y obtuvieron mucha inform ación al respecto. Luego, al final, por discusión y deducción procedieron a arm ar un conjunto de teorías sobre la materia. I.
Cada uno de estos filósofos indicaba de acuerdo a sus deducciones cuál era la sus tancia básica del Universo; por ejemplo: Tales de Mileto
-------- ► agua
•
A naxim edes
---------►
•
Heráclito
•
Em pédocles
aire
► fuego ---------►
de agua, aire, fuego y tierra
Posteriormente, en la Edad Media princi palmente, los alquimistas, antiguos perso najes precursores de los químicos m oder nos, buscaron la p ie d ra filo s o fa l, la cual convertiría cualquier objeto que tocara en oro. Buscaban además la panacea que les p roporcionaría la ju ve n tu d y vida eterna.
Cuando estos elementos se unían lo hacían por fuerza de am or y se separaban por fuerza de odio. D e m ó c ríto y L e u c ip o . El concepto atóm i co de la materia aparece cuando el filósofo griego Leucipo (Leucipo significa el m aes tro) afirm aba que todo cuerpo está form a do por pequeñas partículas indivisibles e im penetrables a quienes llamó áto m o s. De esta manera se inicia la teoría atomista que fundam enta la división limitada de la materia. Esta teoría fue propagada por Demócrito que fue discípulo de Leucipo (Demócrito significa el alumno). De modo similar, en la India, el filósofo Kanada (devorador de átomos) sostenía que la divisibilidad infinita de la materia era un absurdo. •
A ris tó te le s . No aceptaba la existencia del átomo y se inclinó a favor de la teoría de Empédocles. Señalaba que la base m ate rial era un agua primitiva y que luego se le daba una form a original de 4 elementos que se distinguían por sus características de caliente, frío, seco y húmedo. En aquellos tiem pos las ideas de Aristóte les tuvieron prioridad sobre otras ideas y por ese motivo se m antuvo en silencio la existencia del á to m o hasta mediados del
II.
Entre los modelos atómicos de m ayor im por tancia tenem os al de: Jo h n D a lton (1808). Nos da a conocer un mo delo atóm ico basándose en 4 postulados, de los cuales sólo uno de ellos actualm ente es válido. 1.
La m ínima parte de la división de la ma teria es el átomo y se caracteriza por ser indestructible, indivisible e im penetrable (a ctu a lm e n te fa lso ).
2.
Un elem ento está form ado por átomos si milares, especialm ente de igual masa, ta maño y otra cualidad, pero defieren de los átomos de otros elementos (actu a lm e n te fa lso ).
3.
Por más violenta que sea una reacción química el átomo perm anece indestruc tible, indivisible e im penetrable (a c tu a l m ente fa lso ).
10
| C
4.
•
o l e c c ió n
E l Po stu lan te
Una combinación química es un reordenam iento de átomos en proporciones numé ricas sim ples (actu a lm e n te vá lid o ).
J o s e p h J o h n T h o m s o n (1897). Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues se componen de varios tipos de partículas elementales. La primera en ser descubierta fue el electrón en el año 1897 por el investigador Sir Joseph Thom son, quien recibió el premio Nobel de Física en 1906.
El experim ento se denom inó Pan de Oro; Rutherford bombardeó con partículas alfa a una lámina de oro y pudo observar que la gran mayoría de estas partículas atravesaba la lá mina, m ientras que el resto se desviaba de su trayectoria normal. Rutherford deduce que el átomo posee un núcleo y por ese motivo nos señala un nuevo m odelo atómico. Lám ina de A u
El átomo es una esfera compacta dentro de la cual se encuentran incrustados los electro nes, la carga positiva se distribuye hom ogé neamente a través de toda la esfera. A este m odelo se le conoce como B u d ín de Pasas.
\~
\)
-j
S usta ncia ra d iactiva
x i
C á m a ra de Pb
R a yos a
/
"n A i
Ha,, •'
\ _ j¡F
P antalla con ZnS
El m odelo atóm ico de Rutherford presenta las siguientes características: 1. Considera al átomo como un sis te m a p la n e ta rio en m in ia tu ra .
P errín - N agoaka (1903). Perrín realizó una pequeña modificación al m odelo de Thomson, al sostener que los electrones no se hallan distribuidos en todo el átomo, sino en las par tes externas; pero no dio m ayores explicacio nes como para descartar dicho modelo; luego cuando se descubre el núcleo atómico, queda desechado definitivam ente el m odelo atómico de Thomson. •
E rn e s t R u th e rfo rd (1911). El núcleo del áto mo se descubre gracias a los trabajos realiza dos en la Universidad de Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los años 1909 a 1911. El experim ento utilizado con sistía en dirigir un haz de partículas de cierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que tal barrera desviara la trayectoria de las partículas, se dedujo la distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos.
2.
El átomo posee un núcleo dim inuto y po sitivo, donde se concentra casi la totalidad de su masa (99,99%).
3.
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares y concéntricas.
4.
El diám etro del átomo es 10 - 1 0 m.
5.
El diám etro del núcleo es 1CT1 4 m.
N ie ls B o h r (1913). Conservó la representa ción del m odelo de Rutherford y explicó las deficiencias que este tenía a base de los si guientes postulados:
P rim e r p o s tu la d o : los electrones giran al rededor del núcleo en niveles circulares de energía. La fuerza de atracción electrostática es contrarrestada por la fuerza centrífuga de su m ovimiento circular.
Q
S e g u n d o p o s tu la d o : un electrón no puede estar en cualquier lugar, sólo en lugares con valores específicos de energía.
|
11
(orbitales, subniveles y niveles). Los electro nes tienen carga negativa, se encuentran a distancias no definidas respecto al núcleo y siguiendo trayectorias también ¡ndefinid
T erce r p o s tu la d o : el electrón gira en órbitas de energía estacionaria (constante), esta no se emite ni se absorbe.
NÚCLEO Contiene:
C u a rto p o s tu la d o : el electrón sólo emite energía cuando se acerca al núcleo y absorbe energía cuando se aleja de él. El m odelo atóm ico propuesto por Bohr, sólo es válido para el átomo de hidrógeno o aque llos átomos que tienen un solo electrón. B o h r-S o m m e rfie ld (1913). Arnold Somm erfield com pletó el m odelo atómico de Bohr form ulando la existencia de los subniveles de energía. Sostuvo tam bién que los electrones adem ás de seguir órbitas circulares seguían también órbitas elípticas.
u ím ic a
4 protones
©
5 neutrones
%
ZONA EXTRANUCLEAR (Contiene 4 electrones© )
m n+ k 1836 m .
CARACTERISTICAS DE LAS PARTICULAS FUNDA MENTALES
Partícula
Símbolo
Masa(kg)
Carga(C)
Descubridor
Electrón
e~
9 ,1 1 x10 31
—1,6x1(f19 Thomson
Protón
P+ n°
1,672x10-27
+ 1,6x10-19 Rutherford
1,675x10-27
Neutrón
0
Chadwick
N ú m ero a tó m ic o (Z). Representa la carga nuclear relativa de un átomo. Cada elem ento posee un nú mero atómico característico que lo diferencia del resto de elementos. M o d e lo a tó m ic o a ctu a l. El átomo actual es representado como un sistema energético en equilibrio constituido por una parte central donde prácticam ente se concentra toda su masa, llam ada núcleo y una región de espa cio exterior llamada nube electrónica donde existe la m áxima probabilidad de encontrar electrones. PARTES DEL ÁTOMO N ú cleo. Representa el 99,99% de la masa del átomo y contiene alrededor de 2 0 0 nucleones dentro de los cuales se tiene a los protones (p+) y neutrones(n°) llam ados nucleones fun damentales. Tiene carga positiva, es muy pe queño y pesado. •
Z on a e x tra n u c le a r. Constituye el 99,99% del volumen atóm ico donde se encuentran los electrones en ciertos estados de energía
Z = p+
Z < > Carga nuclear
E je m p lo s: Cl —> (Z = 17)
K —> (Z = 19)
p + = 17
p + = 19
N úm ero de m asa (A). Indica la cantidad de nu cleones fundam entales de un átomo. Para nom brar a un átomo se utiliza el número de masa. A = Z + n°
A < > Nucleones fundam entales
E je m p lo s: C —►(A = 12)
C —> (A = 14)
p+
P+ = 6
= 6
n° =
6
12
| C
E l Po stu lan te
o l e c c ió n
El carbono tiene 12
El carbono tiene
nucleones
2.
Los isótopos del hidrógeno son:
14 nucleones Carbono -1 4
Carbono -1 2
Representación
ION Es un átomo que posee carga, si la carga es po sitiva recibe el nombre de catión y si la carga es negativa recibe el nombre de anión.
Átom o neutro: p+ = e
Nombre
Protio (H)
Deuterio (D)
Tritio (T)
99,98%
0,018%
0,002%
P+ = 1
p+ = 1
P+ = 1
Partículas fundamentales
e~ = 1
e
e~ = 1
Principal compuesto
Z
= 1
n° = 0
n° = 1
n° = 2
H20
D20
T20
(HOH)
(DOD)
(TOT)
Agua
Agua
Agua
común
pesada
hiperpesada
b.
Is ó b a ro s : son átom os de elementos diferen tes, que presentan igual número de masa. Isóbaros-------
REPRESENTACION DE UN ATOMO A
i H
Abundancia
Un ion se genera por ganancia o pérdida de elec trones. El átomo se cargará positivam ente si pierde electrones y negativam ente si los gana. Se dice que un átomo es neutro si no posee carga, es decir, la cantidad de protones es igual a la can tidad de electrones.
i H
?H
X
!|M n
E
N
p += 24
p+= 25
° = 31
n° = 30
0
e“ = Z - X Cantidad de nucleones: 55
X < > carga iónica
Is ó to n o s : son átomos de diferentes elem en tos que tienen el m ismo número de neutrones.
TIPOS DE ÁTOMOS a.
Cantidad de nucleones: 55
Is ó to p o s o h ílid o s . Son á to m o s de un m is mo e le m e n to que p resentan igual núm ero a tó m ico (Z) y d ife re n te n ú m ero de m asa, es decir, d ife re n te ca n tid ad de neutrones. No to d os los e le m e n to s tie n e n isó to p os na
- Isótonos -
54 F p
52pr
n° = 28
n = 28
26' e
turales.
24^'
E je m p lo s : 1.
PRINCIPIOS EN LOS QUE SE BASA LA TEORIA
Los isótopos del carbono son:
ATÓMICA MODERNA N o m bre
A
Z
n°
r
Carbono -1 2
12
6
6
13^ 6 L»
Carbono -1 3
13
6
7
u r 6 ^
Carbono -1 4
14
6
8
Is ó to p o 12
1.
P rin c ip io d u a l de la m a te ria (1924). Fue propuesto por Louis de Broglie y sostiene que los cuerpos m ateriales que viajan a una cierta velocidad poseen un carácter dual: propiedad de partícula (propiedad m ecánica) y propiedad de onda. Estas ondas no viajan a la velocidad de la luz.
Q
k = -Ü mv
|
13
ESTRUCTURA DE LA NUBE ELECTRÓNICA 1.
longitud de onda
u ím i c a
S u b n ive l de e n e rg ía (G). Contiene a los elec trones que tienen la m isma energía.
h: constante de Planck = 6 ,6 3x1 0-34 J.s = 6.63.1CT27 erg.s
Tipo
v: velocidad, m: masa
e
Forma orbital
0
Esférica
1
Dilobular
Representación
mv: cantidad de movimiento Sharp
E je m p lo :
(s)
Jf"
C alcular la longitud asociada a una pelota cuya velocidad es de 60 m/s y una masa de 2
x
1 0 -2
kg. J f~ y
Resolución: v = 60 m/s; m = h A, = — = mv 2,
—
Principal 2
x
1 0
“ 2 kg
Py
6,63 x 10 - 3 4 . . , n _ 34 1-------------------- = 5 ,5 x 1 0 4 4 m x 10 ) (60)
Pz
(2
P rin c ip io de in c e rtid u m b re (1927). Fue propuesto por W erner Heisenberg y sostiene que es im posible determ inar con exactitud la velocidad y la posición del electrón en forma simultánea.
Difuso (d)
Fundamental
3.
Px
(P)
E s ta d o s c u a n tiz a d o s de en e rg ía . Fue dado por Bohr y establece que los electrones sólo pueden estar en estados cuantizados de energía. Si pasan de un estado energético a otro deben em itir o absorber valores específi cos de energía.
ORBITAL 0 REEMPE Es la región del espacio atóm ico en donde existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón. Un orbital puede contener a lo más dos electrones.
(0
2
3
Tetralobular
Octolobular
n { X í
Número de electrones por subnivel = 4
C+
2
Número máximo de orbitales por subnivel = 2 C + 1
E je m p lo :
Subnivel (4)
Número m áxim o de orbitales
Número m áxim o de electrones
C la se s de o rb ita le s : 0 (3 )
1 orbital "s"
2
1 (P)
3 orbitales "p"
6
2 (d)
5 orbitales ”d"
10
3 (f)
7 orbitales " f
14
4 (g )
9 orbitales "g"
18
Orbital lleno [ñ
(2
electrones apareados)
Orbital semilleno □
(1
electrón desapareado)
Orbital vacío
14
| C
E l Po s t u l a n t e
o l e c c ió n
N ive le s de e n ergía (n). Contiene a los elec trones con semejante alejam iento máximo prom edio respecto al núcleo. 1
2
3
4
5
6
7...
K
L
M
N
0
P
Q...
Notación cuántica (n)
2
2 1 4 1
p5
orbitales llenos orbital sem illeno electrones apareados electrón desapareado
Notación espectroscópica
6d2
□
□
□
4 f9
□
□
□
6
©
□
□
□
□
□
□
s’ Q
] Aum enta la energía
NUMEROS CUANTICOS
Núcleo 1
'
Es un conjunto de valores (n, í, m(, y ms) que des criben cada uno de los estados posibles para un electrón haciendo posible el ordenam iento electró nico de cualquier átomo denom inado configuración electrónica.
Número de electrones por nivel = 2n Número m áximo de orbitales por nivel = n2 Número de subniveles por nivel = n
asociado al electrón en form a independiente por
Número de subniveles
Número máximo de orbitales
1
1 (s)
1 (1s)
2
2 (s y p)
4 (1 s + 3p)
3
3 (s , p y d )
9 (1 s + 3p + 5d)
4
4 (s, p, d y f)
16 (1 s + 3p + 5d + 7 f )
G oudsm lt y Uhlenbeck, siendo obtenido en forma experim ental por Stern y Gerlach. C a ra c te rís tic a s de lo s n ú m e ro s c u á n tic o s \
Número N^cuántico Principal
CaracterisN.
REGLA DE HUND Se le conoce con el nombre de el p rin c ip io de la m áxim a m u ltip lic id a d y establece que los electro nes de un átomo al llenar los diferentes niveles y subniveles de energia lo hacen tratando de ocupar el mayor número posible de orbitales.
Símbolo
n
Secundario Magnético Spin electrónico 0 Azimutal (*) G
Valores permitidos
1; 2; 3; 4; 5; 6; 7;...
0; 1; 2; 3; ...(n-1)
Número de valores
Teórica mente infinito
n
Describe para
Tamaño
Forma
el orbital
-A
. N úm ero de electrones contenidos
2p‘ Nivel _
(n)
7 *
Subnivel (C )
Determina para Nivel de el electrón energía
m£
ms
—G ; 0; ...+ G,
+ N5J.-V i ro |-x
E je m p lo s : Nivel
Los tres primeros números cuánticos fueron Intro ducidos para dar solución a la denom inada ecua ción de onda. El número cuántico ms de spin fue
2G + 1
2
Orientación No está asociado
espacial Subnivel de energía
Sentido de Orbital (REEMPE) giro alre dedor de su eje propio.
Q
(*)
t: también se llama número cuántico de mo mento angular.
Según su energía: 4s < 3dxy =
3
d2 2 <
]
u ím i c a
6
15
pz
d egenerados
n
—> Determina el nivel
nyG
—* Determinan el subnivel
n, G y m¡
—> Determinan el orbital
n, G, m( y ms
—> Determinan al electrón
P rin c ip io de e x c lu s ió n de Pauli. En un mismo átomo no pueden existir dos o más electrones que presenten los cuatro números cuánticos iguales. Al menos se deben diferenciar en el número de rota ción ms. Horario
(Inestables)
Spines antiparalelos (Estables)
E nergía re la tiv a (ER). La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los nú meros cuánticos principal y azimutal. ER = n + G P ro p ie d a d e s
Según su estabilidad: 4s > 3dxy =
Si dos o más orbitales presentan igual suma n + G, entonces su energía aumenta en el or den creciente de n.
dz 2 >
6
pz
degenerados
Una especie es param agnética si presenta orbita les semillenos. Si no los tiene es diamagnética. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Consiste en ordenar a los electrones de un siste ma atóm ico de acuerdo al principio de form ación de AUFBAU (el verbo alemán Aufbauen significa construir) el cual establece que los electrones de ben ordenarse de menor a mayor energía. Dos átomos son isoelectrónicos si tienen la misma con figuración electrónica. Niveles
1
2
3
4
5
6
Capas
K
L
M
N
0
P
Q
S2
S2
S2
S2 s2- - s 2 I S is T7
S U N I V E L E S Número, máximo de electrones por nivel
'
■
P6/
2
8
18
32
'Y ' Niveles completos Capacidad máxima
2
8
18
7
V /
\ / f14
A menor energía relativa, mayor estabilidad de los orbitales atómicos. Los orbitales de un mismo subnivel son d e g e n e ra d o s porque tienen la misma energía relativa.
3
> 6
s c ¡r
d 10
V 32
18
8
V Niveles incompletos 32
50
72
98
1s2 1s22p6 3s23p6 4s23d103p6 5s24d105p6 6s24f145p106p6 7s25 f 46p107p6
[He]
[Ne]
[Ar]
[Kr]
[Xe]
[Rn]
E je m p lo O rdenar de mayor a m enor estabilidad:
E je m p lo s: Realizar la distribución electrónica del azufre
O rb ita l
n
G
3dxy
3
2
5
4s
4
0
4
pz
6
1
7
3dz2
3
2
5
6
n + G
(Z = 16) Nivel
1
2
Subnivel
s2_ s 2
3
Contiene 3 niveles
s2 Contiene 5 subniveles P6 ^ P 4
1s22s22p6 3s23p4
I
I
[He]
[Ne]
— [Ne]3s2 3p4
16
| C
E l Po stu lan te
o l e c c ió n
Cantidad de niveles
3
Cantidad de niveles
5
Cantidad de subniveles
5
Cantidad de subniveles
10
Cantidad de orbitales llenos
7
Cantidad de orbitales llenos
18
Cantidad de orbitales semillenos
2
Cantidad de orbitales semillenos
6
R ealizar la distribución electrónica del Cu(Z = 29) Nivel
1
Subnivel
2
2
3
2
2
1/ p6
1 / p6/
Contiene 4 niveles
4
Contiene 7 subniveles
2
/
d9
Para ubicar a un elem ento de transición inter na en la Tabla Periódica la distribución elec trónica de un elem ento no debe term inar en un subnivel f. Si esto ocurriese un electrón del subnivel f pasará al siguiente subnivel d. R e a liz a r la d is trib u c ió n Gd (Z = 64)
1 s2 j 2s2 2p 6 1 3s2 3p6 1 4s® 3d10 [Ne]
[Ne]
[Ar]
[Kr]
[Xe]
— [Xe] 6 s24 f75 d 1
[Ar]
[Ar]4s13d10
Cantidad de niveles
6
Cantidad de subniveles
14 28
Cantidad de niveles
4
Cantidad de orbitales llenos
Cantidad de subniveles
7
Cantidad de orbitales semillenos
Cantidad de orbitales llenos
14
Cantidad de orbitales semillenos
1
Mo(Z = 42) Nivel
1
2
3
4
5
Contiene 5 niveles
Subnivel
s2^
s2
s2
s2
s2
Contiene 10 subniveles
\ / \ ^ / / x yy
p6
8
Para realizar la distribución electrónica de un anión se procede así: 1.
Se determ ina la cantidad de electrones del anión.
2.
Se realiza la configuración electrónica.
Realizar la distribución electrónica del
V o
del
1s2| 2 s 2 2p6| 3 s 2 3p6j 4 s 2 3 d 104 p 6j5 s 2 4 d 105p6 j6 s :
He]
-[H e ]
e le c tró n ic a
Realizar la distribución electrónica del sO Nivel
1
2
Contiene 2 niveles
Subnivel
y
s2 —
s2 i
3 subniveles
1
s
2
s
2
p
1
I
[He]
[Ne]
-[N e ]
P6
1s2 1 2s2 2p6j3 s 2 3p6 j 4s2 3d10 4pe 1 5s14d5 [He]
[Ne]
[Ar]
[Kr]
Para realizar la distribución de un catión se procede así: 1.
Se hace la configuración electrónica del átomo neutro.
2.
Se quitan los electrones del último nivel.
— [Kr]5s14d5
Q
Realizar la distribución electrónica del 1
Nivel
Subnivel
2
S2—
3
S2
4
S2
S2
2 2 Ti + 2
2.
u ím ic a
|
17
¿Cuál de las siguientes propiedades corres ponde a las radiaciones gam m a (y)?
Contiene 4
I.
Su carga e s - 1 .
niveles
II.
Su carga e s +1.
Contiene 6
III. Su masa es 1. IV. Son partículas de masa m uy pequeña.
subniveles P6 /
V.
a
Son radiaciones electrom agnéticas.
Resolución: Los rayos gamm a (y) son radiaciones electro m agnéticas que no poseen carga eléctrica.
1s2 j 2s2 2p 6 1 3s2 3p6 1 4s° 3d2 [He]
[Ne]
Rpta.: V
[Ar]
3.
— [Ar]4s° 3d2 ó [Ar] 3d2
•
Realizar la distribución electrónica del 1
Nivel
2
3
4
2 6 Fe + 3
Contiene 4
Los rayos emitidos por una fuente radiactiva pueden desviarse por un cam po eléctrico. ¿Cuál de las siguientes sentencias, es (son) verdadera (s)? (a, alfa; p, beta; y, gamma) I.
Los rayos a se desvían hacia la placa ne gativa.
II.
Los rayos p se desvían hacia la placa po sitiva
niveles Subnivel
S2—. S2
S2
* y
ps
/
S2
^ y ¿ y
Contiene 7
III. Los rayos y no se desvían.
subniveles
Resolución: Los rayos a positivos se desvían al polo ne gativo; los rayos p negativos, se desvían al polo positivo; los rayos y no son desviados por cam pos eléctricos.
v
.-. I, II y III son verdaderas.
1s2 1 2s2 2p6 j 3s2 3p6 j 4s° 3d5 [He]
[Ne]
[Ar]
4.
— [Ar]4s° 3d5 ó [Ar] 3d5
¿Cuántos y qué tipos de isótopos o partículas deberla perder el núcleo del ner
222
2 g2U
I.
La energía liberada en la fusión nuclear es m ayor que la de la fisión nuclear.
II.
Las partículas a ionizan las m oléculas ga seosas quitándoles sus electrones.
III. Los rayos X se producen por la captura K.
EJER CICIOS RESUELTOS
1.
Señale lo falso:
para obte
IV. Las fuerzas nucleares son las más débiles del universo. V. La e m isión de un p o sitró n se pro d u ce según:
Rn ?
¿X -
z A Y + +i P
Resolución:
Resolución: Form ando la reacción:
- * 2 ° , p + 2 ¡ 4 Pu
En el núcleo atóm ico se dice que están con centradas las fuerzas m ás grandes del uni verso.
238
Rpta.: IV
18
| C
5.
¿Cuántos elem entos tienen 4 subniveles p com pletam ente llenos?
o l e c c ió n
El Po s tu lan te
l Z + a -*• 1 9 7 Au + neutrón ¿Cuál es el valor de a + b?
Resolución: Resolución:
Haciendo la configuración electrónica hasta llenar 4 subniveles p:
De la reacción: j jz + j a —* 19g Au + (jn
1s22 s22p6 3s23p6 4s2 3d104p6 5s24d105p6 6s24f14 5d10 6p5
L —j _ _ _t
Por balance: a + 4 = 198 => a = 194
í
1 elemento
b + 2 = 31 elementos
El total de elem entos es 32 6
.
C alcular la cantidad de ergios que pueden transportar un fotón de coloración roja.
10. Si un e“ posee el número cuántico magnético igual a - 3. ¿Cuál es el menor nivel de ener gía que puede ocupar? Resolución:
Resolución:
Para m( = - 3 , el m enor valor de í que lo puede contener es t = 3; entonces el m enor valor de n que puede contener a C= 3 es 4.
he
^ , para la luz roja: X = 7000 A
Como: fMotón
Efotón = (6 ,6 3 x 1 0 Efotón = 2 ,8 4 x 1 0
-27 J
)
12
3 X 1 0 10 7000x10" |jJE R C IC IO S PROPUESTOS T |
erg
Hallar la energía de un fotón cuya longitud de
1.
onda es 6 x 1 0 “ 2 A.
c _ hc Como: Motón — y
b) La nube electrónica es el espacio prácti camente vacío del átomo ocupado por los electrones.
Efotón = (6 ,6 3 x 1 0 " 27) ( ^X2 1 ° ; n\ 6 x 10 x 10"
.
c)
Los protones y neutrones determ inan la masa de un átomo.
Efotón = 3 ,3 1 5 x 1 0 “ 7 erg
d) Los protones, neutrones y electrones son las únicas partículas subatómicas.
¿Qué núclido se producirá por emisión de una
e) Con gran aproxim ación el tam año de un átomo es 1 0 0 0 0 veces mayor que el ta maño del núcleo.
partícula P“ del núclido de uranio 235: [23;í u j? 236
92
U-’
235
93
NoP’
235
91
Pa-
239
Pu'
94r U ’
231
90
Th 2.
Resolución: Si un átomo emite una radiación p “ , se dice que un neutrón se transm uta a protón, au m entando el número atómico. 235 U ^ P + ^ N p 92
9.
Sobre el m odelo atóm ico actual, señale la afir m ación incorrecta: a) Los protones determ inan la carga eléctrica nuclear.
Resolución:
8
79 => b = 77
luego: a + b = 194 + 77 = 271
Un isótopo § Z es bom bardeado con partícu las a originándose la reacción:
Señale la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones: I.
Un átomo eléctricam ente neutro tiene la misma cantidad de protones y electrones.
II.
El número atóm ico sólo indica la cantidad de protones y neutrones de un átomo.
III. Conociendo el número de masa podremos saber la cantidad de protones, neutrones y electrones de un átomo.
Q
a) V W d) VFF 3.
b) W F e) FFF
Un átomo neutro de número atómico 31 y nú mero de masa 70, tiene: a) 31 p+ y 32 e~ c) 32 e~ y 39 n° e) 39 p+ y 31 n°
4.
El átomo de paladio tiene 46 p+, 60 n° y 46 e". Determ ine el número atóm ico y número de masa, respectivam ente. b) 46 y 46 d) 60 y 92
Un átomo con número de masa 24 y nú m ero atómico 1 1 tiene 13 n°.
II.
Un átomo con 16 p + y 16 n° tiene número de masa 32.
III. El átomo con 26 p+ y 23 e~ tiene número atóm ico 26. a) Solo I d) II y III 6
.
c) I y III
9.
b) e)
39 30
c) 36
Los núm eros de masa de dos átomos suman 96, y sus neutrones suman 54. Hallar el nú mero atóm ico m ayor si uno de los átomos tie ne 1 0 protones más que el otro. a) 16 d) 27
b) e)
2 2
Un átomo Q es isóbaro con el átomo 4 8 C d 1 1 2 e isótono con el átomo 5 0 S n 118. Determine el número atómico Q. a) d)
68
48
b)64 e)44
d) 50
10. Dos átomos que son isóbaros tienen núm e ros atóm icos consecutivos y sus números de masa suman 80. Si el átomo de menor núm e ro atómico tiene 2 2 neutrones; hallar el núm e ro atómico del otro átomo. a) d) 11.
18 2 1
b) 19 e) 2 2
c)
2 0
Aquellos átomos diferentes que tienen igual n ú m e ro ......................................... , pero diferente núm ero ......................son d e nom inados isó baros. a) atóm ico - de masa b) de neutrones - atómico
c) de masa - atómico d) de neutrones - de masa
El número de masa de un átomo excede en 9 unidades al doble de su número atómico. Si dicho átomo tiene 42 neutrones, hallar su número atómico. a) 42 d) 33
7.
b) I y II e) I, II y III
19
e) Cada elem ento tiene 3 isótopos.
¿Cuáles de las siguientes proposiciones son correctas: I.
|
d) Uno de los isótopos del hidrógeno no tie nen neutrones.
b) 31 p + y 39 e~ d) 31 e~ y 39 n°
a) 46 y 60 c) 60 y 106 e) 46 y 106 5.
c)VFV
u ím ic a
c) 26
32
e) atóm ico - de neutrones 12. Para un átomo, el número atóm ico y el núm e ro de neutrones están en la relación de 2 a 3. Determ inar su número atómico si su número de masa es 135. a) 27 d) 62
b) 52 e) 78
c) 54
13. Para los siguientes iones: 5 5 . . +7 25M n
3 1 .. _3 15M n
señale la alternativa que no se cumple: a) El catión tiene 25 protones. b) El anión tiene 16 neutrones.
8
.
Sobre los isótopos de un elemento, señale la proposición que no se cumple: a) Tienen la misma posición en la tabla perió dica. b) Tienen igual número de protones. c) Algunos son radiactivos.
c) El catión tiene 30 neutrones. d) El anión tiene 18 protones. e) Son isoeléctrónicos. 14. Un ión de carga + 2 tiene la misma cantidad de electrones que otro ion de carga - 2 y de
20
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
número atóm ico 16. ¿Cuál es el número ató mico del ion positivo? a) 14 d) 2 0
b) e)
16 c) 18 2 2
1 0
. b
13. d 14. d
17. d
. d
3. d
7. c
1 1
. c
15. d
19. d
4. e
8
. e
1 2
. c
16. b
2 0
1
. d
5. e
2
. d
6
9. e
18. c . c
15. Un átomo neutro R es isóbaro con el átomo 2 ®Fe
y tiene la misma cantidad de electrones
que el ion
3 oZn+2.
Determine el número de
["EJERCICIOS PROPUESTOS 2~ l
neutrones del átomo R. a) 24 d) 30 16. El átomo
b) 26 e) 32 33
c) 28
1.
K es isótono con un ión dipositivo
de número de masa 42. ¿Cuántos electrones tiene el ion? a) 19 d) 22
b) 20 e) 24
c) 21
Son correctas:
señale la alternativa incorrecta: 2.
II.
e) Y, R no son isóbaros
a) F V W d) F W F
C s . Determ ine el número de
c) 131
3.
19. El ión X ' 3 tiene 36 electrones y 42 neutrones. Determ ine su número de masa.
b) 30 e) 35
b) W V F e) FFFF
c) W W
6
.° nivel de energía y subnivel p.
e “ en el subnivel p del tercer nivel de energía.
d)
6
6
.° nivel.
e ' desapareados en el 3er nivel.
e) 3 pares electrónicos en el nivel
c) 31
elec
6
c) 3 e “ en el subnivel p del
c) 42
20. La suma de electrones de los iones E + 3 y M “ 1 es 28. Hallar la suma de electrones de los io nes E- 2 y M +1.
8
La notación 3p 6 significa: a) 3 e~ en el b)
28 32
Un subnivel difuso puede contener trones.
IV. El orbital p tiene form a esférica.
masa del ion.
a) d)
Un orbital principal contiene como m áximo electrones.
III. En el nivel 3 hay 3 subniveles.
18. Un ion pentapositivo es isoelectrónico con un átomo neutro de número atóm ico 48 e isótono
b)36 e) 78
c) II, III
6
d) Y, Q son isótopos
a) 33 d) 75
b) I, IV e) II, IV
Con respecto a la zona extranuclear, Indica verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I.
c) Q, R son isótonos
b)1 2 2 e) 141
Un elemento, generalm ente, está form ado por 2 o más tipos de átomos.
a) Todas d) I, II
a) X, Y son isóbaros b) X, Q + 3 sin isoelectrónicos
a) 1 1 2 d) 133
II.
IV. El electrón del plomo es más pesado que el del hidrógeno.
40 y . 40 y - 45 q + 3. 46 n 1 8 A ’ 20 T> 2 1 U ’ 22
13 3
El número atóm ico siem pre indica el nú mero de electrones.
III. La nube electrónica (electrósfera) determ i na las propiedades quím icas de un átomo.
17. Se tiene ias siguientes especies químicas:
con el átomo
Dadas las siguientes proposiciones: I.
4.
6
.
Determ inar el mínim o y m áximo número de electrones que tiene un átomo que posee 4 capas energéticas. a) d)
19 y 30 18 y 36
b) 19 y 36 e) 10 y 36
c) 19 y 40
Q
5.
Un átomo X posee 14 electrones en la capa energética N. Si su número de masa es 98, ¿cuántos neutrones posee su núcleo? a) 52 d) 55
6
.
b) 53 e) 56
c) 54
Si se sabe que el ion A + 3 tiene 10 electrones, entonces la configuración electrónica del ele mento A es: a)
1
s2
2
s2
2
11.
p6
1
s2
2
s2
2
p3
d)
1
s2
2
s2
2
p1
7.
Un ion tripositivo E + 3 presenta 16 orbitales lle nos. ¿Qué número atóm ico posee? a) 17 d) 47
8
.
b) 27 e) 57
9.
a) 4s 2 3d 7
b) 4p 6 5d 7
d) 4p 6 5s 2
e) 4p 6 5s 1
c) 3d 1 0 4p 6
a) 48 e~ d) 53 e~
b) 50 e e) 45 e~
c) 56 e~
10. La configuración electrónica de un átomo neu tro en su estado basal es: 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 A partir de esta única inform ación deduzca en el orden respectivo: I.
Núm ero de electrones no apareados.
II.
Núm ero de electrones en la capa de va lencia.
III. Núm ero atómico. a) 4; 4; 14 d) 3; 6 ; 28
b) 2; 4; 14 e )4 ;8 ;1 4
c) 3; 2; 14
b) 33 e) 40
c) 35
a) [Ar] 4s 2 3d 9
b) [Ar] 4s 2 3d ) 0
c) [Kr] 5s 2 4 d 1 0
d ) [K r ]5 s 2 4 d 9
14. Considerando el número m áximo de electro nes de un átomo E, determ inar la carga nu clear de dicho átomo que solam ente posee 4 orbitales saturados en la capa N. a) 41 d) 47
Hallar el número m áxim o de electrones para que un átomo tenga 3 subniveles p llenos y 10 electrones s.
c) 3d
e) [Ar] 4 s 1 3d 1 0
según la distri
bución de electrones de los orbitales: s, p, d y f. Hallar cuáles son los dos últimos térm inos de la distribución.
b) 3p e) 4p
13. Un átomo E es isótono con el átomo G, el cual posee una carga nuclear igual a 33 y la cantidad de sus nucleones es 70. Adem ás es isóbaro con el átomo 6 6 R. Determ inar la confi guración electrónica del átomo E.
c) 37
Si tenem os el elem ento
21
12. ¿Cuál es el número de protones de un átomo que posee 5 electrones en su cuarto nivel de energía? a) 31 d) 37
e) 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4 s 1
|
Dos isótopos tienen por número de neutrones 18 y 20 respectivam ente. Si la suma de sus números de masa es 72, ¿cuál será el nivel y orbital en el que se encuentra su electrón de m ayor energía? a) 4s d) 2p
b) 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 c)
u ím ic a
15.
b) 43 e ) 51
c)45
¿Cuántos orbitales sem illenos tiene un átomo, sabiendo que su número de masa es 2 0 0 y la sem idiferencia entre la cantidad de neutrones y protones es 60. a) 3 d) 2
b) 5 e) 1
c) 4
16. La suma del número de masa y el número atómico de un elem ento es 180. Calcular el número de neutrones, sabiendo que en su cuarto nivel tiene 14 electrones. a) 47 d) 56
b) 6 8 e) 92
c) 89
17. Un elem ento tiene en su quinta y última capa 3 electrones desapareados y 2 apareados. Si la cantidad de neutrones equivale a los 5/3 de
22
| C
o l e c c ió n
El Po stulante
su número atómico, halle su número de masa mínimo. a) 124 d) 150
b) 136 e) 164
c) 142
18. Determ inar la suma de los neutrones de los átomos isótopos de un elemento: 30X y 3 4 X, sabiendo que el átomo tiene 1 0 electrones distribuidos en 6 orbitales principal. a) 61 d ) 32
b) 28 e) 8
c) 13
19. ¿Cuántos protones tiene un átomo como mí nimo, si posee 4 subniveles p completam ente llenos?
a) 10 d ) 54 20.
b) 18 e) 8 6
c) 36
El átomo de un elem ento tiene 10 electrones en la capa energética N. Dicho elem ento es: a) Z r (Z = 40) c) Ag (Z = 47) e) Cs (Z = 55)
1
. c
5. c
2
. d
6
b) Cl( Z = 17) d) Au(Z = 49)
1 0
. b
13. e 14. b
17. b
. b
9. d
3. b
7. c
1 1
. b
15. d
19. d
4. b
8
. e
1 2
. b
16. e
2 0
18. d . a
TABLA PERIÓDICA Los quím icos han agrupado a los elem entos quí micos en grupos o fam ilias y los han ordenado en una tabla llamada Tabla Periódica de los elem en tos de ella obtienen información necesaria sobre su estructura interna y propiedades ya sean físicas o químicas.
ocho columnas dejando espacios vacíos para elementos no descubiertos. Grupo I T Al
Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales o no metales. Hay más elem entos m etálicos que no metálicos. Los m is mos elem entos que hay en la Tierra existen en otros planetas del Universo.
■EKA - aluminio (galio)
La tabla de M endeléiev se basa en las propiedades químicas de los elementos.
BREVE RESEÑA HISTORICA •
Una de las desventajas de esta tabla es que el hidrógeno no tiene lugar adecuado; no hay una clara separación entre los elem entos me tálicos y no metálicos, los elem entos tenían una sola valencia.
Dóbereiner (1817). Agrupa a los elementos conocidos en grupos de 3 en 3 a los cuales llamó tríadas. Sea la tríada: Li
Na
K
A = 7
A = 23
A = 39
TABLA PERIÓDICA ACTUAL Moseley (1913). En el siglo pasado se des cubrió que las propiedades periódicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos o carga nuclear (Z). Esta ley periódica llamada moderna fue dada por Henry M oseley luego de realizar trabajos con los rayos X.
Tienen propiedades quím icas semejantes.
•
Chancourtois (1862). Plantea que los ele m entos deberían estar ordenados en forma de espiral (helicoidal) de acuerdo al orden de creciente de sus m asas atómicas.
•
Newlands (1865). Agrupa a los elem entos co nocidos en grupos de 7 en 7, donde el primer elem ento de una octava tiene propiedades quím icas sim ilares al octavo elem ento de una segunda octava.
•
Werner. La tabla periódica actual que cono cemos fue diseñada por Werner. Esta clasi ficación permite apreciar con más facilidad la periodicidad de las propiedades de los ele mentos. Esta tabla en form a larga tiene 16 grupos ( 8 grupos A y 8 grupos B).
Sean las octavas: ( ü ) Be
B C
( n)
o
F:
1.a octava
Características básicas de la tabla periódica Metales:
Tienen propiedades similares (Na) Mg Al •
Si (
p)
S Cl: 2.a octava
M endeléiev (1869): ordena a los elementos conocidos de acuerdo al orden creciente a sus m asas atómicas; observa que sus pro piedades físicas y quím icas dependían de sus m asas atómicas (ley periódica antigua); se distribuyó los elem entos en una tabla de
Representan el 80% del total de los elementos. Son buenos conductores del calor y la electri cidad, que dism inuye con la temperatura. Son dúctiles y maleables, poseen altos puntos de fusión. Presentan brillo metálico (plateado) excepto el cobre (rojo) y el oro (amarillo). Son sólidos a la tem peratura ambiente (25°C) excepto el Hg.
24
| C
o l e c c ió n
El Po stu lan te
Son reductores (se oxidan), es decir, pierden electrones con facilidad.
El único elem ento que se puede absorber en form a pura es el oxígeno. Existen 90 elem entos quím icos en la natu raleza de los 92 primeros con excepción del tecnecio (Z = 43) y el prom etió (Z = 61).
No metales: Son m alos conductores del calor y electrici dad, excepto el grafito (especie alotrópica del carbono).
El He; Ne; Ar, Kr; Xe; Rn son gases m onoató micos. El H2; 0 2; N2; F2 y Cl2 son gases diatómicos.
Tienen punto de fusión más bajo que los me tales.
Existen dos elem entos líquidos: el m ercurio (metal) y el brom o (no metal).
Son buenos aislantes térmicos. Son oxidantes (se reducen), es decir, ganan electrones.
REGLAS BÁSICAS DE UBICACIÓN EN LA TABLA
Existen no metales sólidos, líquidos y gases.
PERIÓDICA ACTUAL 1.
Periodo. Son siete filas horizontales señala das con números arábigos (1; 2; 3; 4; 5; 6 y 7). Se cumple: Periodo = Núm ero de niveles Ejemplo: 15
P: [Ne]3s 2 3p 1
2 6 M n:[Ar]4s 2
t Sem im etales o metaloides. Poseen ciertas pro piedades físicas interm edias de los metales y no metales, especialm ente la conductividad eléctrica a temperatura ambiente; la conductividad es baja pero conform e aumenta la tem peratura su conduc tividad aumenta, por lo que se emplea en la fabri cación de transistores. Estos elementos son:
2.
Tiene 3 niveles
Tiene 4 niveles
3,er periodo
4 ° período
Bloques. Está determ inado por el subnivel de la última notación de su distribución electrónica. Elementos representativos
F]
“ L^ s
Elementos de Transición d
P
Elementos de transición interna o tierras raras
Los elem entos en la naturaleza:
Ejemplo:
El elem ento más abundante en el universo es el hidrógeno.
1 6 S:
El elem ento más abundante en la atmósfera es el nitrógeno.
term ina en p, elem ento representativo.
El elem ento metálico más abundante en la corteza terrestre es el aluminio
2 6 Fe:
El elem ento no metálico más abundante en la corteza terrestre es el oxígeno.
3d 5
f
[Ne] 3s 2 3p 4
t
[Ar] 4s 2 3d 6
t term ina en d, elem ento de transición.
----------------------------------------------------------------------------
3.
Grupos. Es la secuencia vertical de los ele m entos que generalm ente tienen propiedades quím icas semejantes.
Q
u ím ic a |
25
<=Yloia/:......................................................„ |
•
El grupo IB term ina su configuración elec trónica en d 9 pero es inestable; para lo
a.
Subgrupo A. Son los elem entos donde su distribución electrónica termina en los subniveles s o p; también se les llama elementos representativos.
grar su estabilidad, 1 e~ del último s pasa al subnivel d: ns1(n - 1 )d10. I
•
El grupo VIB term ina su configuración electrónica en d4 pero es Inestable; para lograr su estabilidad,
Número de grupo = Número de e del último nivel
al subnivel d: ns1(n •
Ejemplos: •
12
3 4 Se:
ns1
•
El grupo IB: se le llama m etales nobles o de acuñación. Cu, Ag, Au
L¡
Na K
Rb Cs Fr
II
ns2
Alcalinos térreos
Be Mg Ca Sr Ba Ra
III
ns2np1
Boroides o térreos
B
Al
Ga In
•
El grupo IIB: se le llama metales puente.
•
El grupo VIIIB: se le llama fam ilia del hie
¡
Zn, Cd, Hg rro o elem entos ferrom agnéticos. Fe, Co, Ni
TI
IV
ns2np2
Carbonoides
C
Si
Ge Sn Pb
V
ns2np3
Nitrogenoides
N
P
As Sb Bi
VI
ns2np4
Anfígenos o calcógenos
0
S
Se Te Po
Cl
Br I
VII
ns2np5
Halógenos
F
VIII
ns2np6
Gases nobles
He* Ne Ar Kr Xe Rn
At
c.
Subgrupos de tierras raras. Son los elem en tos donde su distribución electrónica term ina en el subnivel f. También se les llama elem en tos de transición interna; pertenecen al gru po IIIB y se dividen en dos series: Lantánldos:
Subgrupo B. Son ios elem entos donde su distribución electrónica termina en el subnivel d; también se les llama elementos de transición. Número de = grupo
i
i
* El helio termina en 1s2.
b.
;
[Ar] 4s 2 3d 1 0 4p 4
Alcalinos
N.° de electrones N.° de e del último + del subnivel d incompleto subnivel s
Actínidos:
4 #
3 #
/
/
.°: periodo de La (Z = 57)
7.°: periodo de A c (Z = 89) a Lr (Z = 103).
Ejemplo: 6 3 Eu:
6
¡ : [Ar]
6
a L u (Z = 71).
Ejemplos: 22T
)d5.
d6, d7, d8, es decir, tiene 3 columnas.
tiene 6e~ de valencia => VIA (anflgeno) I
e~ del último s pasa 1
El grupo VIIIB: contiene a las notaciones
Mg: [Ne] 3s 2
tiene 2e~ de valencia => HA (metal alcalino térreo).
•
1
[5 4 Xe]
6
s 2 4 f 7 — Elem ento de transición interna
/ °: periodo, serie lantánidos
-> IVB Es inestable para lograr su estabilidad.
último nivel incompleto 6 3 Eu
41N : [Kr]
5 # /
4 #
— VB
/
último nivel Incompleto
[ 5 4 Xe] 6 ^ 4 f « 5 d ^ ^ | l i B
/ Ultimo nivel completo
/ Incompleto
26
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
El argón y criptón se usan para tubos de flash fotográfico.
Cuando la distribución electrónica termina en f entonces 1 e~ del subnivel f pasa al subnivel d.
El xenón mezclado con el criptón tam bién son usados para los tubos de flash fotográfico. El radón se usa en radioterapia de tejidos can cerosos.
FAMILIAS REPRESENTATIVAS Metales alcalinos (IA) Tienen un solo e~ en su última capa.
Halógenos (VIIA) El nombre halógeno proviene de un térm ino griego que significa form ador de sales.
No se encuentran libres en la naturaleza, son muy reactivos; se oxidan con suma facilidad.
Poseen m oléculas diatómicas: F2; Cl2; Br2; l2.
Se pueden obtener como metales puros me diante procesos electroquím icos a partir de sus sales, y luego se les conserva en líquidos apolares (queroseno) o dentro de una atm ós fera inerte (sin oxígeno)
Tienen alta reactividad: F 2 > Cl2 > Br 2 > l2. Su poder oxidante dism inuye al descender en el grupo. En general, son tóxicos y antisépticos.
Poseen baja densidad, son metales ligeros o livianos.
El flúor es un gas amarillo pálido, tóxico y ve nenoso. Se em plea en la fabricación de ga ses refrigerantes (freón), teflón (plástico resis tente al calor); el ion fluoruro F ~ 1 se usa en la profilaxis de las caries dentales.
Reaccionan con el agua violentamente. Metales alcalinos tórreos (HA)
El calcio y el m agnesio son los m ás abun dantes.
El cloro es un gas am arillo verdoso altamente tóxico e irritante; se usa como blanqueador (de papeles y fibras textiles), purificador de agua, también en el DDT, anestésico (cloro form o), etc.
Son de color blanco plateado, maleables, dúc tiles, tienen baja densidad; son metales livia nos.
El bromo es un liquido rojo marrón, tóxico, denso y corrosivo; quema la piel, es desinfec tante, eficaz para piscinas.
Son m enos reactivos que los m etales del gru po IA.
El yodo es un sólido de color gris negruzco con cierto brillo parecido a los metales. Fácil mente se sublima form ando un vapor de color violeta. La sal de mesa (sal yodada) contiene aproxim adam ente 0,02% de Kl, que ayuda a evitar el bocio (enfermedad de la glándula tiroides, que se produce por deficiencia de yodo); se emplea como antiséptico y germ i cida en form a de tintura de yodo (mezcla de alcohol y yodo).
Tienen 2 e~ en su último nivel. No se encuentran libres en la naturaleza, se encuentran form ando compuestos.
El Ca, Sr, Ba reaccionan lentamente con el agua a 25 °C para fo rm a r hid ró xid o e hidró geno. Gases nobles (VINA) Son gases incoloros, insípidos e inodoros; tie nen puntos de ebullición y de fusión extrem a dam ente bajos. Se denom inan también raros, por la escasez que tienen respecto a los otros elementos. El helio se em plea en los term óm etros de gas para m edir tem peraturas muy bajas; mez clado con el oxígeno para la respiración de los buzos a grandes profundidades; también como cam bio de transferencia de color para reactores nucleares. El neón se usa para anuncios lum inosos (ge nera color rojo y anaranjado).
PROPIEDADES PERIÓDICAS 1.
Carácter metálico (CM). Indica la tendencia de un átomo a adquirir las propiedades de un metal, como por ejem plo perder electrones.
2.
Carácter no m etálico (CNM). Indica la ten dencia de un átomo a adquirir las propiedades de un no metal como por ejemplo ganar elec trones.
Q
4.
u ím i c a
|
27
E nergía de io n iz a c ió n (El). Es la energía que se necesita para desalojar un electrón de un átomo gaseoso. J0(8) +^ El'
-
'+ 1
(g)
+
1
e_
También se le llama potencial de ionización. E je m p lo :
3.
R adio a tó m ic o (RA). Es una propiedad del átomo cuya longitud no tiene dimensiones definidas. Los radios atómicos reportados se basan en la distancia prom edio del núcleo a la capa más externa del átomo.
Q + El,
Q
Q 1 + El2
Q + 2 + 1e-
+
1
e-
Se cumple: E l2 > El-i
Según Lennar-Jones, aproxim adam ente es igual a la mitad de la distancia de m áximo acercam iento entre los núcleos de dos áto mos idénticos enlazados químicam ente. P ro p ie d a d e s: Para un m ismo átomo se cum ple que: l < RaíOI E je m p lo : Radio S
< Radio S < Radio S
Para átomos con igual cantidad de electrones, el radio atóm ico es inversam ente proporcional al número atómico. E je m p lo : Radio
12
M g + 2 > Radio 1 3 AI + 3
Para cationes de un mismo elemento, el radio dism inuye cuando aumenta la carga del ión. E je m p lo : Radio S + 6 < Radio S + 4 < Radio S + 2 Para aniones de un mismo elemento, el radio aumenta con la carga del ion. E je m p lo : Radio P ~ 1 < Radio P ~ 3
5.
A fin id a d e le c tró n ic a (AE). Es la energía obtenida o liberada por un átomo neutro en fase gaseosa cuando acepta un electrón; ge neralm ente la primera afinidad electrónica es negativa (exotérmica) y la segunda y tercera afinidad e lectrónica son p ositivas (en d o té r m ica). E le c tro n e g a tiv id a d (EN). Mide la capacidad relativa de un átomo para atraer los electro nes de enlace de una m olécula. Fue descrita por Pauling en 1932 y sus valores son de gran utilidad para hacer com paraciones cualitati vas entre los átomos. Oficialm ente, el elem ento más electronegativo es el flúor (EN = 4,0). Sin embargo, en condi ciones especiales la EN del neón es 4,4. Los no metales son más electronegativos que los metales.
TABLA PERIÓDICA
| C o l e c c ió n
TRANSURÁNIDOS
DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
28 El Postulante
Q
pertenece al grupo.............................. do ...................................
EJERCICIOS RESUELTOS
1.
u ím ic a
D eterm inar el número atóm ico de un elem en to que está ubicado en el grupo VIIB y perio do 6 .
I.
4 f1; IIIB;
III. 5d1; IIIB;
29
y perío
IV. 4 d 1; IVB; 4
6
II. 5 f1; IVB; 4
Resolución:
|
V. 4 f1; VIB; 5
6
Resolución:
Haciendo la distribución parcial:
Haciendo la distribución electrónica:
[Xe] 6 ^ 4 f ^ 5 d ^ l__ Grupo: VIIB Periodo:
6
°
.-. Rpta.: I
Z = 75 2.
¿Cuál de las proposiciones no corresponde al 65 30
?
I.
G rupo IIB; periodo 4 °
II.
Metal
III. Elem ento de transición IV. Diam agnético V. Tiene orbitales semillenos
5.
De los elementos con número atóm ico 11; 12; 36; 38; 52 y 56 diga cuáles pertenecen al mis mo grupo de la tabla periódica. Resolución: Al efectuar sus configuraciones electrónicas, van a pertenecer al m ismo grupo, todos aque llos que term inen en el m ismo orbital:
Resolución:
(Z = 12): [Ne] 3s 2
Analizando, observam os que al hacer la confi guración electrónica:
(Z = 38): [Kr] 5s 2 (Z = 56): [Xe]
6
- grupo: IIA
s2
30Zn : 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 0 No tiene orbitales semillenos. ["
Rpta.: V 3.
El Ion X - 3 posee estructura de gas noble en su última capa, entonces dicho elem ento X pertenece al grupo:
|
proposiciones: I.
Las propiedades de los elem entos quím i cos son función periódica de sus m asas atómicas.
Para el Ion: X -3: ns 2 np 6 II.
La ubicación de los elem entos químicos en la tabla periódica depende de su confi guración electrónica.
X - 3: l— ¡Grupo: VA
4.
PROPUESTOS
Señale la verdad o falsedad de las siguientes
Resolución:
Entonces para el elem ento neutro:
e j e r c ic io s
El e le m e n to con n úm ero a tó m ico 57 te rm i na su configuración en ................por lo tanto
III. Los elementos representativos term inan su configuración en subniveles s o p. a) d)
VW FVF
b) VFV e) FVV
c) VFF
30
| C
2.
Sobre la conform ación de la tabla periódica señale la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones:
o l e c c ió n
El Po s tu lan te
---------------------------------------
e)
I.
Tiene 7 periodos de diferentes tamaños.
II.
Hay 16 grupos, cada uno con la misma cantidad de elementos.
Una de las siguientes proposiciones no co rresponde a las propiedades de los metales; diga cuál es:
III. Los grupos B corresponden a los elem en tos de transición.
a) Son buenos conductores del calor y la electricidad.
a) V W d) VFF
b) El mercurio es liquido a la tem peratura ambiental.
b) W F e) FFF
8
.
c) VFV
c) 3.
b) 14
.
9.
c) 15
d) 18
e) 33
b) Y, Z e) X, W
Sobre la electronegatividad, señale qué pro posiciones son correctas; I.
La electronegatividad es la fuerza relativa que tiene un átomo para ceder sus electro nes de valencia.
II.
Los no metales tienen mayor electronega tividad que los metales.
III. En un grupo, la electronegatividad aum en ta hacia arriba.
Se tiene los elem entos X, Y, Z, W cuyos nú meros atóm icos son 5; 9; 16 y 17 respectiva mente. ¿Qué elem entos pertenecen al mismo grupo? a) X, Y d) Y, W
6
c) VIIA; 4
e) Son maleables y dúctiles.
¿Cuál es el número atómico de un elemento que está ubicado en el tercer periodo y grupo VA de la tabla periódica? a) 12
5.
b) VA; 4 e) VIIB; 5
Poseen elevada tem peratura de fusión.
d) Son form adores de aniones.
Determine el grupo y periodo ai cual pertene ce un elem ento cuyo número atóm ico es 35. a) VA; 3 d) VIA; 3
4.
El silicio, germ anio y antimonio son meta loides.
a) Solo I d) II y III
b)Solo II e)I, II y III
c) I y II
c) Z, W 10. Señale la alternativa que no se cumple: a) Conducen la electricidad y el calor: Al, Fe, Cu.
Se tiene los elem entos Q y R cuyos números atómicos son 20 y 34 respectivam ente; señale la alternativa que no se cumple:
b) Son gaseosos a la tem peratura ambiental: H, Cl, I.
a) Q es alcalino terreo
c) Son form adores de aniones: O, F, N
b) R es anfígeno c) Q y R pertenecen al mismo periodo
d) Son líquidos a la tem peratura ambiental: Hg y Br.
d) Q y R son elem entos representativos
e) Son metaloides: B, Si, Ge.
e) Q es un no meta. 11. 7.
Indicar el periodo y grupo al que pertenece el
Señale la proposición que no se cumple:
siguiente catión:
4 7 E+ 1
a) Los m etales tienen la tendencia a perder sus electrones de valencia.
a) 5 - NA d) 5 -V IIIA
b) 4 - VIB d) 5 - IB
b) Hay m enor cantidad de elem entos no me tálicos. c) Todos los metales son sólidos a la tem pe ratura ambiental. d) Existen 11 elem entos gaseosos a tem pe ratura ambiental.
c)
6
- IA
12. La siguiente configuración electrónica: [5 4 Xe]
6
s 1 corresponde a:
a) Un halógeno b) Un metal alcalino
Q
c)
e) Un metal alcalinoterreo Hallar el número atómico de un átomo que se encuentra en el quinto periodo y posee 6 elec trones en su último nivel. a) 50
b) 51
c) 52
d) 53
e) 54
a) Li; C d) S; Te
a) Sb
a) Pierden electrones y tienen bajo punto de ebullición.
19.
b) No conducen el calor y son altamente electronegativos.
b) P; Al e) P; S
b) B
c) S
e) Son muy electronegativos y oxidantes.
e) La fam ilia del boro
d) 28
e) 29
16. Un elem ento presenta tres isótopos. Sabien do que la suma de sus números de masa es igual a 195 y el prom edio de sus neutrones es 31. Determinar el periodo y grupo al que pertenece: a) d)
5 - VIIB 4 - VIA
b) 7 - VIA e) 6 - IVB
c )3 -V A
e) i
b) La fam ilia del oxígeno c)
c) 27
d )A u
¿Qué fam ilia química contiene mayor número de átom os no metálicos?
d) Poseen elevado punto de fusión y son poco electronegativos.
15. Si un átomo pertenece al grupo IllA y al cuarto periodo, ¿cuántos electrones posee su átomo cuando se ioniza a catión trivalente?.
c) F; C
a) Los halógenos
c) Ganan electrones y reaccionan violenta mente con el agua.
b) 26
31
18. ¿Cuál de los siguientes elem entos sería el más dúctil a la tem peratura ambiental?
14. Los metales se caracterizan porque:
a) 25
|
17. ¿Cuál de las parejas siguientes tiene los ele m entos más sim ilares químicam ente, como resultado de sus configuraciones electrónicas semejantes?
Un gas noble
d) Un metal de transición
13.
u ím i c a
Los gases nobles
d) Los alcalinos
20.
El elem ento más m etálico en el tercer perio do es: a) d)
K b) Al e) Cl
Na
c) P
9. d
13. c
17. d
. e
10
. b
14. d
18. d
3. c
7. c
1 1
. e
15. d
19. c
4. c
8
. d
1 2
. b
16. d
2 0
1
. e
5. d
2
. c
6
. d
ENLACE QUÍMICO 3.
ESTRUCTURA DE LEWIS Para realizar las estructuras o fórm ulas de Lewis, se deben seguir ciertas pautas: 1.
Elegir un cuerpo razonable (simétrico) para la m olécula o ion poliatómico, teniendo en cuen ta lo siguiente:
Calcular N, el número de electrones dispo nibles en las capas de valencia de todos los átomos. En los aniones se debe añadir al to tal, el número de electrones igual a la carga del anión. Para iones cargados positivamente, restar al total un número de electrones igual a la del catión. Este número coincide con el número de grupo en la Tabla periódica.
El elem ento menos electronegativo es ge neralm ente el átomo central.
Ejemplos:
Ejemplo: en el C 0 2 el cuerpo sería:
•
O
C
O
1
El hidrógeno nunca es átomo central y ge neralm ente se ubica en los extremos. •
•
2 [por la carga] = 32 •
S
O
•
4(1) [por el hidrogeno] - 1 [por la carga] =
En los ácidos ternarios, el hidrógeno ha bitualm ente se enlaza a un átomo de oxí geno no al átomo central, excepto en el H 3 P 0 3.
4.
Ejemplos: C 2 H 6 y P2 0 H
H C C H H
Calcular el número de pares de electrones compartidos:
Para el H 2 S 0 4: P = — ■— ^2 =
6
pares de
electrones.
5
O O
8
p _ M - N
Para iones o m oléculas que tienen más de un átomo central, se usan cuerpos que sean lo más sim étricos posibles.
H
Para el N H ^1: N = 1 (5) [por el nitrógeno] +
H
O •
Para el SO~2: N = 1 (6 ) [por el azufre] + 4(6) [por el oxígeno] +
O O
(6 ) [por el azufre] +
4(6) [por el oxígeno] = 32
Los átom os de oxígeno no se enlazan en tre sí, excepto en las m oléculas de 0 2 , 0 3 y en los peróxidos. Para el H 2 S 0 4 tendría mos el siguiente cuerpo:
H
Para el H2 S 0 4: N = 2(1) [por el hidrógeno] +
P
5.
O O
P
O
H
Se colocan los pares de electrones en el cuer po como pares compartidos. Usar enlaces dobles y triples si fuera necesario y se debe tener la mínim a cantidad de enlaces dativos. Para el ácido sulfúrico (H 2 S 0 4)
2.
Calcular M, el número de electrones necesa rios para que todos los átomos consigan el octeto o sus excepciones.
Cuerpo O
Ejemplos:
H O S O H
Para el H 2 S 0 4:
Fórmula con enlaces O t H -O -S -O -H i
O
M = 2(2) [por el H] + 1(8) [por el S ]+
O
4(8) [por el O] = 44 6
Para el C 0 2: M = 1(8) [por el C] + 2(8) [por el O] = 24
.
C om pletar los electrones adicionales en el esqueleto hasta com pletar el octeto de cada elem ento (o sus excepciones). Para el H 2 SQ4.
Q
Sustancias
O -H
1 :0 :
Existen reglas prácticas para reconocer si una m olécula es polar o apolar; para esto es necesa rio saber la estructura de Lewis de la m olécula. Sin embargo, estas reglas sólo son validas para m oléculas heteroatóm lcas (form adas por átomos
H I C — H
C3 3 > H
Cuando el átomo central posee uno o más pa res de electrones no com partidos (pares no enlazantes o solitarios), podem os indicar que la molécula es polar. Cuando el átomo central no presenta pares de electrones solitarios, podem os indicar que la molécula es apolar, pero todos los ligandos deben ser iguales. Si los ligandos son diferen tes, entonces la m olécula será polar.
EJEM PLO S ó;
*
c -
/ H
C Z3 Moléculas apolares
l_l
H -C I-N :* (+ 3 )
h
\
Tetracloruro de carbono
No polar
Á Cl
O No soluble en agua
CI Cl
Simétrica Hexano ch2 ch2 ch3 / \ / \ / ch3 ch2 ch2
O No polar
No soluble en agua
Simétrica
+
( 3 3
—
Se les llama también fuerzas de Van der Waals, son de naturaleza atractiva y básicam ente eléc tricas. Aum entan de magnitud conform e aumenta el peso m olecular de la sustancia. Las fuerzas in term oleculares intervienen en el punto de fusión, punto de ebullición y solubilidades.
H
Criterio de solubilidad. Las sustancias de polari dad sem ejantes se disuelven entre sí. Los solven tes polares disuelven a sustancias tam bién polares (e iónicos) y los solventes no polares disuelven a sustancias no polares.
Mezcla de compuestos Aceite _ apolares _
Agua
Soluble en agua
FUERZASINTERMOLECULARES
:p - c -
Moléculas polares
Dipolo
jj- H
Cl
* (+ 3 )
Condición
Asimétrica
diferentes); así:
H - Cl:
Polaridad
Metanol
POLARIDAD Y APOLARIDAD DE MOLECULAS
2.
33
í
H - O -S -
1.
|
Ejemplos:
:0 : ..
u ím ic a
Compuesto polar
y
No se solución
Fuerza dipolo-dipolo. Las interacciones (fuerzas) dipolo*dipolo perm anentes tienen lugar entre m olé culas polares debido a la atracción de los átomos 8 +de una molécula con los átom os 5“ de otra mo lécula. Enlaces de Hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno llam ados enlaces puentes de hidrógeno (EPH) son un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo muy fuertes. El enlace puente de hidrógeno tiene lugar entre m oléculas polares que contienen H y uno de los siguientes elementos: N; O y F. Esta fuer za es aproximadamente el 5% del enlace covalente. El enlace de hidrógeno es el responsable de los puntos de ebullición inusualm ente altos de ciertas
34
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
A
sustancias frente a otras de peso m olecular y geo metría similar. •c r (IVA)
(VA)
Pto. e b u llició n (°C)
Pto. e b u llició n (” C)
ch4
-1 6 1 ,5
nh3
- 3 3 ,4
s íh 4
-1 1 1 ,8
ph3
- 8 8 ,0
CeH4
-9 0 ,0
A s H3
- 5 5 ,0
SnH4
-5 2 ,0
S bH 3
- 1 7 ,0
Puente de hidrógeno
Y
íe
(VIA)
(VIIA)
Pto. e b u llició n (°C)
Pto. e b u llició n (°C)
100
HF
19,6
h 2s
-6 1 ,8
HCI
-8 3 ,7
H2Se
-4 2 ,0
HBr
-6 7 ,0
H2Te
- 2 ,0
Hl
-3 6 ,0
H20
F uerzas de L o n d o n . Las fuerzas de London son fuerzas atractivas débiles que son im portantes sólo a distancias interm oleculares pequeñas. Las fuer zas de London se presentan en m oléculas apolares. Aunque el térm ino fuerza de Van der Waals norm alm ente se refiere a todas las atracciones in term oleculares, tam bién se Intercambia a menudo con el térm ino fuerzas de London, como lo hacen los térm inos fu e rza s de d is p e rs ió n y fu e rz a s d ip o lo -d ip o lo in d u c id o .
EJER CICIOS RESUELTOS
Los compuestos líquidos que presentan puente de hidrógeno reciben el nombre de líquidos aso ciados.
1.
E je m p lo :
Si se tiene el elem ento Se (Z = 21), ¿cuál será su número de oxidación característico? Resolución:
H*‘
I -i
Haciendo la configuración electrónica: (Z = 21): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 Se observa que para alcanzar el octeto, debe perder 3 electrones. 2.
¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis son correctas? :F :B :F : H=N:H
Se observa que cada molécula de H20 form a 4 puentes de hidrógeno con las m oléculas de agua adyacentes.
H
: 0 : : 0 : :N : : N: :O ::C ::0 : (1)
(2)
(3)
(4)
:F:
H
(5)
(6 )
Dato: números atómicos: E je m p lo :
H = 1; O =
En el agua sólida o hielo, las m oléculas del agua tienen una distribución hexagonal y atraídos por las fuerzas puente de hidrógeno quedando vacio al centro lo que explica que el hielo tenga menos densidad que el agua.
Analizando las estructuras de Lewis indica das, se observa que todas están correcta m ente representadas.
8
; N = 7; C =
6
; F = 9; I = 53; B = 5
Resolución:
.-. Rpta.: Todas
Q
3.
Señale cuál de los com puestos no correspon de a una m olécula polar.
35
IV. En él, los átomos comparten sus electrones. V.
Resolución: H I y?C \ H -C C -H I II H -C C -H ■Ve/ I H
4.
|
II. Por lo general se da entre líquidos o gases. III. Poseen dirección.
H 2 0 ; C 6 H6; HF; HCCI3; CH 3 C O CH 3
Analizando, el com puesto apolar es el bence no (C 6 H6)
u ím ic a
Es característico entre los elem entos del grupo VIIA con los del IA.
Resolución: Analizando las alternativas podem os observar que los elem entos del grupo VIIA con los del IA form an enlace iónico. .-. Rpta.: IV 8
.
De los siguientes pares de átom os marque aquellos que al enlazarse form en enlace ió nico.
Si tenem os los siguientes elementos X (Z = 7), Y (Z = 10) al reaccionar ¿qué tipo de enlace pueden formar? Resolución: Com o el elem ento Y es un gas noble (Z = 10 => Ne) no form an enlace.
Cl y O; Al y Li; Br y K; F y S Resolución:
I” EJERCICIOS PROPUESTOS
De los pares indicados el único que puede for m ar enlace iónico es: Br y K 1. 5.
De los com puestos binarios que vienen a con tinuación, ¿cuáles tienen fu e rte ca rá cte r ió nico? NH3; NaBr; BaCI2 Resolución:
.
¿Cuál sería la form a correcta según la repre sentación de Lewis, de escribir la molécula del NaCI?
Hay liberación de energía.
II.
Los electrones de la capa de valencia par ticipan en la form ación del enlace.
a) d) 2.
Como el cloro tiene 7e“ de valencia y el sodio
7.
I.
IV. Solam ente form an enlace quím ico los áto mos que tienen 8 electrones de valencia.
Resolución:
solo 1 , el cloro tiende a ganar 1 e " form ando un anión y el sodio pierde su electrón form an do un catión.
Señale las proposiciones que no se cumplen en la form ación de enlace químico.
III. Los átomos al enlazarse adquieren mayor estabilidad.
El enlace iónico generalm ente se produce en tre un alcalino o alcalino térreo, con un anfígeno o halógeno; entonces de los com puestos solo el NaBr tiene enlace iónico. 6
l
3.
Solo II III y IV
b) Solo IV e) I, II y III
c) I y II
¿Cuál será la notación de Lewis del átomo de un elem ento E cuyo número atóm ico es 14? a)
E•
b) - E -
d)
-É -
e) -E -
c) *É *
Indique la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones con respecto al enlace iónico.
••• I M [ N a ] +
I.
O curre entre un átomo metálico y otro no metálico.
Cuál de los siguientes conceptos no corres ponden al enlace covalente:
II.
El m etal se convierte en catión y el no me tal en anión.
I.
III. Los iones enlazados son inestables.
Puede ser polar.
3 6
| C
o l e c c ió n
El Po s tu la n te
a) V W d) FVF 4.
b) W F e) VFF
c) VFV
¿Cuál de las siguientes alternativas no con cuerda con las propiedades de los com pues tos iónicos?
a) Covalente polar c) Covalente dativo e) Metálico 9.
La molécula donde no se cum ple el octeto es: a ) Cl 2 d) PH 3
a) Son solubles en agua. b) N ecesariam ente contienen átom os m etá licos.
10.
c) A la tem peratura ambiental (25 °C) son só lidos. d) Solam ente cuando están disueltos en agua son buenos conductores de la co rriente eléctrica. e) Poseen elevada tem peratura de fusión. 5.
Sobre el enlace covalente señale la proposi ción incorrecta: a) Ocurre entre átomos no m etálicos sola mente. b) Los átom os enlazados comparten uno o más pares de electrones. c) O curren fuerzas de atracción electrostáti ca entre los núcleos y los electrones com partidos. d) No hay form ación de Iones. e) Los átom os que se enlazan deben tener electrones desapareados.
6
.
c) S r+2; F“
. El dicloruro de azufre (SCI2) se emplea en el proceso de vulcanización. La expresión co. rrecta es: a) Presenta enlace Iónico entre el catión sul furo y el anión cloruro. b) El azufre no cum ple con la regla del oc teto. c)
Presenta 2 enlaces covalentes no polares.
d) Presenta 2 enlaces covalentes dativos. e) Presenta 2 enlaces covalentes polares. 12. La proposición correcta es: a) Todas las m oléculas diatóm icas presentan enlace covalente no polar. b) La molécula de HF presenta una distribu ción sim étrica de electrones.
I.
II. Son compuestos covalentes: S 0 2, C 0 2, H2 0 .
d) El metano (CH4) presenta enlace electro valente.
III. Son solubles en agua: KCI, CaCI2, NaOH
e) El sodio es más electronegativo que el litio.
Son compuestos iónicos: NaCI, CaO, BeH2.
VW VFV
b) W F e) VFF
c) F W
La relación correcta es:
El am onio (N H 4 ) presenta un enlace da tivo.
13. Los elem entos A, B, C tienen números ató micos consecutivos. Si B es un gas noble, el enlace que form ará A y C es: a) Iónico
a) N aC I: electrovalente
b) Covalente polar
b) C 0 2: covalente polar
c) Covalente no polar
c)
d) Covalente dativo
0
2: covalente polar
e) HCI: covalente apolar .
b) Ba+2; C P e) Br+; O " 2
c)
d) KF: covalente
8
c ) Hl
e) BH 3
Indique la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones.
a) d) 7.
b ) N2
El grupo que no form a com puesto Iónico es: a) FT; K+ d) L i+; F“
1 1
b) Covalente apolar d) Iónico
Los átom os transfieren electrones y se man tienen unidos por atracción electrostática. Co rresponde a un enlace:
e) Iónico y covalente 14. Se tiene las siguientes configuraciones elec trónicas: A: 1s 2 B: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
D: 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Q
El tipo de enlace que form ará A y D ; D y B ; A y B, respectivam ente, son:
u ím i c a
|
37
18. Los enlaces entre el sodio y el fosfato en el Na 3 P 0 4, son de carácter:
a) Covalente dativo, apolar y polar.
a) Iónico d) Híbrido
b) C ovalente polar, apolar y electrovalente.
b) Covalente c) Metálico e) Todas las anteriores
c) Covalente apolar, iónico y covalente polar. d) Iónico, covalente polar y apolar. e) Covalente polar, iónico y apolar.
19. El átomo central en el ion clorito (C I0 2)"1, está rodeado por: a) Dos pares de electrones de enlace y dos pares no compartidos.
15. El com puesto que presenta enlace iónico y electrovalente es: a) d)
NH 3 NH 4 CI
b) Na20 e) C 2 H2
b) Tres pares de electrones de enlace y uno no compartido
c) C 0 2
c)
d) Dos enlaces dobles y ningún par de elec trones no compartidos.
16. S a b ie n d o las e le c tro n e g a tiv id a d e s (E N ) de A y B.
Átom o
A
B
EN
0 ,8
3,5
El tipo de enlace que form ará A y B al com bi narse es:
Un par de electrones de enlace y uno no compartido.
e) Cuatro pares de electrones de enlace y cuatro pares aislados. 20.
Para la m olécula del ácido carbónico H 2 C 0 3, cuál de las siguientes afirm aciones es co rrecta: a) Hay dos enlaces dativos.
a) c) e) 17.
Electrovalente Covalente polar Metálico
b) Covalente apolar d) Covalente dativo
¿Qué tipo de enlace quím ico form ará un ele mento alcalino con un halógeno? a) b) c) d) e)
Covalente normal Iónico Metálico Covalente coordinado No form a enlace
b) Tiene 10 electrones enlazantes. c)
El carbono form a dos enlaces simples.
d) Tiene 10 electrones no enlazantes. e) Existe un átomo que no cumple con la re gla del octeto.
1
. b
5. a
2
. d
6
. c
9. e
13. a
17. b
1 0
. e
14. e
18. a
3. b
7. a
1 1
. e
15. d
19. a
4. d
8
. d
1 2
. c
16. a
2 0
. c
NOMENCLATURA INORGÁNICA VALENCIA
ESTADO DE OXIDACIÓN
De acuerdo a la concepción clásica proviene del
Es un parám etro numérico que presenta signo el cual nos representa la carga real o aparente que adquieren los átomos de un elem ento al form ar en laces quím icos con otros.
latín valentía, que significa vigor, capacidad o ap titud que poseen los átomos de un elem ento para com binarse quím icam ente con otros. En la actua
c Y lo ta /: .....................................................................
lidad, la Interpretación más aceptable es aquella que nos indica a la valencia como una represen
El signo del EO queda determ inado por la
tación de la cantidad de electrones que el átomo de un elem ento puede dar, recibir o com partir con otro átomo cuya cantidad es un número entero que
;
carece de signo.
¡
los átom os enlazantes. En m uchos casos: valencia = |EO|
i ;
TABLA DE ESTADOS DE OXIDACIÓN
Grupo
IA 1
HA 2
G rupo B
IIIA 3
IVA
VIA
VIIA
-3
- 2
- 1
+4
+5
+ 6
+7
Cd, Zn - +2
+ 2
+3
+4
+5
+ 1
+ 2
+3
Au - +1; +3
+
VINA
0
-4
Fe, Co, NI — +2; +3
EO
VA
Cu, H g - + 1 ; +2
Ag — +1
1
Pt - +2; +4 Se — (-3 P „ R
B*
C
N
O*
F*
He
Al
Si*
P
s
Cl
Ne
Ga
Ge*
As*
Se
Br
Ar
In
Sn-
Sb*
Te
I
Kr
TI*
Pb-
E L
1
N „ C
1 P A L E S
E Li
Be
Na
Mg
N
K
Ca
T
Rb
Sr
O
Cs
Ba
M E
S
¡
comparación de las electronegativldades de
Xe Rn
*± 3
* + 4
* + 3,
•
+ 1
* +2 ,
+5
+3
+4
*-2
* -1
Q
Elem entos anfóteros Elementos
Metal
u ím ic a
|
39
Ejemplos: No m etal
Cromo
+2; +3
+3;
M anganeso
+2; +3
+4; + 6 ; +7
Vanadio
+2; +3
+4; +5
Bismuto
+3
+5
+ 6
Existen reglas prácticas para determ inar el EO del átomo, ion y molécula
Regla 2. El EO del hidrógeno al com binarse es + 1 , excepto en los hidruros metálicos don de es - 1 .
•
Regla 3. El EO del oxígeno al com binarse es - 2 , excepto:
—■
Óxido
—-
Grupo funcional O" 2
Ácido
—■
H+ 1
Hidróxido
—-
OH~
1
CLASIFICACIÓN DE LAS FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS Las funciones químicas inorgánicas se pueden cla sificar de la siguiente manera: I.
Funciones oxigenadas. Estos son com pues tos que se originan de la combinación del oxí geno en la etapa inicial de su formación.
II.
Funciones hidrogenadas. Estos son com puestos que se originan de la combinación con el hidrógeno en la etapa inicial de su for mación.
Regla 1 . Para todo átomo sin combinación, su EO es cero. •
Función
a) Cuando form a peróxidos en donde es -1 b) Cuando se combina con el flúor en donde es + 2 . •
Regla 4. El EO de toda molécula sim ple o com puesta es cero. Se cumple: S (E O ) = 0 Regla 5. El EO de todo ion, positivo o negati vo, es igual a su carga.
FUNCIÓN QUÍMICA Es un conjunto de compuestos que se caracterizan por tener en su estructura un determ inado núme ro de átomos agrupados de la misma forma, por lo que recibe el nombre de grupo funcional, y por ende tienen propiedades análogas. Ejemplos: Función hidruro Función óxido Función hidróxido. Grupo funcional. Se denom ina grupo funcional a todo agregado de uno o más átom os de una m o lécula que confiere a estas unas propiedades y un com portam iento quím ico característico.
40
| C o le c c ió n
El
P o s t u la n t e
4.
Sistem a IUPAC. Emplea prefijos numerales cuando en una sustancia existen varios cons tituyentes idénticos. Los prefijos numerales indican la cantidad de átomos que hay de cada elem ento en el com puesto y son: mono
1
penta
5
di
2
hexa
6
tri
3
hepta
7
tetra
4
etc.
Si hay un solo átomo del elem ento en la fór mula, entonces se omite el prefijo mono.
cYlota/:............-........................................ r Los sistem as que generalm ente recomienda la IUPAC son:
i
i
¡ a.
Sistema s to c k : recomendado para compuestos iónicos.
j
| b. i
Sistema IUPAC: recomendado para compuestos covalentes.
j !
REGLAS BÁSICAS DE NOMENCLATURA 1.
Para nom brar a un ion monoatómico negativo se coloca primero el nombre del elem ento y luego se usa el sufijo uro.
2.
Para nom brar a un ion m onoatóm ico positivo de un núm ero de oxidación, solamente se usa el nombre del elemento.
3.
Para nom brar a un ion monoatómico positivo que tiene más de un número de oxidación, uti lice: •
•
5.
E«
Prefijo
Todos
Sufijo
Valencias 1
Hipo
Per
Nombre del elemento
2
ico ico
X
Ey Qx
Ejemplos: Fe + 3 O
6
.
2
-
Fe 2 0
Cu+ 1 O - 2
-
C u jO ,
3
Para indicar ei nombre del compuesto, se empieza por el negativo y se term ina con el positivo.
4
FUNCIÓN HIDRURO Son com binaciones binarias de un elem ento quím i co con el hidrógeno.
X
X
X
X
X
X
X
X
/_____
X
Elem ento + Hidrógeno — Hidruro
oso oso
3
E ; x Q xy -
q -y -
Si x e y son pares, se simplifican.
Sistem a s to c k : primero se menciona el nombre del elem ento y luego entre parén tesis la valencia en números romanos. Sistem a com ún: se utiliza las term inacio nes oso e ico de la siguiente manera:
Al form ar un com puesto se deben unir, res pectivamente, un ion positivo (catión) y un ion negativo (anión), los cuales realizan el aspa de tal manera que el número de oxidación re sulte cero.
Q
Solo para esta función el elem ento actuará con una de sus valencias, la cual está determ inada de acuerdo al número de enlaces que realiza con el átomo de hidrógeno. Grupo Valencia
IA
IIA
MIA
IVA
VA
VIA
VIIA
1
2
3
4
3
2
1
De acuerdo al tipo de elem ento que se combina, los hidruros se pueden clasificar en hidruros m etá licos e hidruros no metálicos.
u ím i c a
|
41
En los hidruros no metálicos, el hidrógeno ac túa con número de oxidación de + 1 , mientras que el elem ento no m etálico actúa con su me nor número de oxidación. Notación: E“ V + H + 1 Donde:
EHy
E: no metal y : EO del no metal
Los hidruros no m etálicos se clasifican en: I.
Hidruros m etálicos. Son com puestos bina rios form ados por la com binación del hidró geno con ciertos m etales, especialm ente con elem entos del grupo IA y HA. Los hidruros m e tálicos generalm ente son sólidos. Metal + Hidrógeno — Hidruro metálico En los hidruros m etálicos, el hidrógeno actúa con número de oxidación de - 1 . Notación: M +*+ H ~ 1 -
MHX
a. Hidruros especiales. Son los hidruros que se form an con los elem entos de los grupos: GRUPO
IIIA
IVA
VA
EO
-3
-4
-3
Estos hidruros llevan nombres especiales, así tenemos: G rupo MIA: B ~ 3 + H + 1 — BH 3
Donde: M: metal
B2 H 6
: Borano (Inestable) : Diborano (Estable)
x : EO del metal G rupo IVA: Nom enclatura. Para nombrar los hidruros m etálicos se antepone al nombre del metal correspondiente el térm ino Hidruro. Hidruro d e ........................................ (nom bre del metal) Ejemplos: Na + 1 + H "
1
— NaH : hidruro de sodio
C " 4 + H+ 1 -
CH 4
Metano
S i" 4 + H + 1 -
S¡H 4
Silano
N "3 + H+ 1 -
NH 3
Am oniaco
P" 3 + H+ 1 -
PH 3
G rupo VA:
Fosflna
A s" 3 + H+ 1 -
A sH 3
Arsina
Sb~ 3 + H+ 1 -
SbH 3
Estibina
C a + 2 + H “ 1 — CaH2 : hidruro de calcio A l+ 3 II.
+ H ~ 1 — AIH 3 : hidruro de aluminio
Hidruros no m etálicos. Son com puestos binarios form ados por la combinación de un elem ento no m etálico con el hidrógeno, se presentan en estado gaseoso. No metal + Hidrógeno — Hidruro no metálico
b. Anfigenuros y haluros de hidrógeno. Son los hidruros form ados por los elem en tos del grupo V IA y VI IA, excepto el oxíge no. Su estado natural es gaseoso. GRUPO EO
VIA - 2
VI IA —1
42
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
Nomenclatura:
Donde:
M: metal x : EO del metal
........................................ uro de hidrógeno (Nombre del no metal)
Nomenclatura: Nom enclatura común
Grupo VIA: H +1 + S
-2
Nom enclatura stock — H 2 S(g) : Sulfuro de hidrógeno
Ejemplos:
H + 1 + Se - 2 — H2 Se(g): Selenuro de hidrógeno
•
H + 1 + Te~ 2 — H2 Te(g): Telururo de hidrógeno
Óxido de plomo (IV): Pb+4 0
“2
-
Pb 2 0
-
4
Pb02
Grupo VIIA: H + 1 + F _ 1 — FIF(g)
•
: Fluoruro (inestable)
H + 1 + C l- 1 — HCI(g) H + 1 + Br ~ 1
Óxido cúprico: C u(+1; + 2 ) C u+ 2 O 2 -
H2 F2 (g) : Difluoruro de hidrógeno
Cu 2 0
2
-
CuO
: Cloruro de hidrógeno — HBr(g): Bromuro de hidrógeno
H + 1 + T 1 — Fll(g)
•
Cuando los anfigenuros y haluros de hidró geno se encuentran m ezclados con el agua form ando soluciones acuosas se denom inan ácidos hidrácidos. Nomenclatura: Ácido .................................. hídrico
Óxido de potasio: K (+ 1 ) K+ 1 O'
: Yoduro de hidrógeno II.
2
-
K20
Óxidos ácidos. Se denom inan óxidos ácidos a las com binaciones binarias de un elem en to no metálico con el oxígeno. Se denom inan óxidos ácidos porque al reaccionar con el agua originan a los ácidos oxácidos. A los óxidos ácidos antiguam ente se les deno m inaba anhídridos.
(nom bre del no metal) No metal + O xígeno — Óxido ácido H 2 S(ac) — Ácido sulfhídrico H2 Te(ac) — Ácido telurhídrico
Notación:
HCI(aC) - * Ácido clorhídrico FUNCIÓN ÓXIDO
E+x 0 Donde:
Los óxidos son com puestos binarios form ados por un elem ento con el oxígeno.
~2
-
E2 Ox
E: no metal x : EO del no metal
Nomenclatura: Elem ento + Oxígeno — Óxido I.
Óxidos básicos. Se denom inan óxidos bási co» a las com binaciones binarias de un ele mento metálico con el oxígeno. Se denom inan óxidos básicos porque al reac cionar con el agua originan a las bases o hidróxidos.
Nomenclatura común •
Nom enclatura IUPAC
Ejemplos: •
Óxido sulfuroso: S (+2; +4; + 6 ) S +4
• Metal + Oxígeno — Óxido básico
o 2— s2o4— so2
Óxido perclórico: C l(+1; +3; +5; +7) C l+ 7 O " 2 -
Notación:
Cl2 0
7
Pentóxido de difósforo: P2 0 M+x O - 2 -
M 2 Ox
•
Trióxido de dibrom o: Br 2 0
3
5
Q
FUNCIÓN HIDRÓXIDO
C la se s de á c id o s
Los hidróxidos o tam bién denom inados bases se caracterizan por la presencia del grupo hidroxilo u oxidrilo.
I.
Los hidróxidos provienen de la reacción que ocurre entre el óxido básico y el agua.
|
43
Á c id o s h id rá c id o s . Son los anfigenuros y haluros de hidrógeno en solución acuosa, los que se nombran usando la terminación hídrico. N o m e n cla tu ra :
Por lo tanto: M 2 Ox + H20 Donde:
u ím i c a
Á c id o ....................................hídrico
M (O H)x
H2S(ac)
M: metal x : EO del metal
----- —► Ácido sulfhídrico
U 2 Se(aC) — —► Ácido selenhídrlco — - Ácido telurhídrlco
l"l2 T"6 (ac)
A los hidróxidos también se les puede considerar como una combinación binaria de elem entos me tálicos con grupo oxidrilo.
UP(ac) ---
,
Ácido fluorhídrico
HCI(ac)
,
Ácido clorhídrico
,
Ácido iodhídrico
,
Ácido hrom híririm
Ul(ac)
F orm a p rá c tic a :
UBpac)
-----
Mx (O H ) - 1 — M (OH)x II. Los hidróxidos se caracterizan por:
Á c id o s o x á c id o s . Llamados también oxiácidos y se obtienen de la reacción:
1.
Ser jabonosos al tacto.
2.
C olorear de azul el papel de tornasol y tom ar un color rojo grosella a la fenolftaleína.
N o m e n cla tu ra :
3.
Poseer uno o más grupos funcionales llamado oxidrilos o hidroxilos.
En este caso solo cam biarem os la palabra del óxido ácido por ácido.
E je m p lo s :
C la s ific a c ió n de lo s á c id o s o x á c id o s :
Hidróxido de sodio: Na+1 (O H )- 1 -
Óxido ácido + H20 — Ácido oxácido
NaOH
a.
Hidróxido cúprico: C u +2(O H )-1 -
S im p le . Se obtiene: 1
Óxido ácido +
1
H 2 0 — Ácido simple
C u (O H )2
E je m p lo s: Hidróxido de aluminio: AI+3 (O H ) - 1 -
1. Ácido sulfuroso: S (+ 2; +_4; +
AI(O H ) 3
S +4 Ó - 2 -» SÓ 2 + H20 -
6
)
H2 S 0 3
FUNCIÓN ÁCIDO 2. Ácido nítrico: N (+ 1; + 3; + 5)
Esta función está form ada por com puestos que se caracterizan por:
n + 5o
-2-
n 2o 5
+
h 2o
-
h 2 n 2o 6 -
hno3
1.
Tener un sabor agrio.
2.
Enrojecer el papel de tornasol y decolorar la solución de la fenolftaleína.
P o lih id ra ta d o . Se obtiene al reaccionar los óxidos ácidos con 1, 2 o 3 m oléculas de agua.
3.
Poseer uno o más hidrógenos sustituibles por m etales o radicales electropositivos para la form ación de sales.
Óxido ácido + nH20 — Ácido polihidratado
b.
4 4
| C
El Po stulante
o l e c c ió n
Nomenclatura:
•
Ácido Prefijo (.............................................. ) (Nombre del óxido ácido)
Los cationes m onoatóm icos se deben nom brar de la m isma manera que el ele m ento correspondiente N a+1: Ion sodio C a +2: Ion calcio A l + 3 : Ion aluminio
Para formular, utilizar el siguiente cuadro: • PREFIJO
EO IMPAR
EO PAR
META
1 Óxido ácido + 1H20
1 Óxido ácido + 1H20
PIRO
1 Óxido ácido + 2H20
2 Óxido ácido + 1H2Ó
ORTO
1 Óxido ácido + 3H2Ó
1 Óxido ácido + 2H20
Si el m etal puede form ar varias clases de iones monoatómicos, se emplea el siste ma s to c k M o+2: Ion m olibdeno (II) M o + 3 : Ion m olibdeno (III) M o + 4 : Ion m olibdeno (IV) M o + 5 : Ion m olibdeno (V)
•
Casos especiales en la nom enclatura de los ácidos polihidratados Elem ento
La IUPAC acepta, pero no recom ienda el uso de sufijos oso e ico para diferenciar cationes en aquellos casos en que sólo existen dos núm eros de oxidación. C u+1: Ion cuproso
P, As, Sb, B, Si
C u +2: Ion cúprico
Prefijo META
Es obligatorio nom brar
ORTO
No es obligatorio nom brar
•
A veces por excepción se utiliza el sufijo ico para designar cationes de elem entos que sólo form an un tipo de iones: N a+1: Ion sódico K+ 1
Ejemplos: 1. Ácido pirosulfuroso - S(+2; +4; + 6 ) S +4 0
“2
- 2 S 0 2 + H20 -
H2 S 2 0
•
5
“2
-
l2 0
+ 3H20 -
7
H 6 l2 O 1 0 -
Los radicales onio provienen de agregar un protón (H +1) a los hidruros no m etálicos del grupo VA
2. Ácido ortohiperyódico — l(+ 1 ; +3; +5; + 7) l+7 0
: Ion potásico
C a+2: Ion cálcico
h 3 io 5
NH 3 +
H+ 1 -
NH 4 1
: Amonio
PH 3
H+ 1 -
PH 4 1
: Fosfonio
+
3. Ácido fosfórico — P(+1; +3; +5) p+s0 - 2 _ p 2 o
5
+ 3H 2 0 — H6 P2 0 6— H3 PO 4
NOMENCLATURA DE IONES
A sH 3 +
H + 1 — A sH 41: Arsonio
SbH 3 +
H + 1 — SbH 41: Estibonio
Otros:
Los nombres de los iones están estrecham ente
H2S + H + 1 -
H 3 S + 1 : Sulfonio
ligados a los nom bres de los com puestos de los
H20 + H + 1 -
H 3 0 +1: Hidronio
que provienen. Los iones pueden ser:
II.
Aniónicos. Estos a su vez se clasifican en: 1.
I.
Catiónicos. Para los cationes seguirem os las siguientes pautas:
Radicales neutros. Se obtienen cuando el ácido original pierde todos sus átomos de hidrógeno.
Q
u ím ic a
|
45
Ejemplos:
Nom enclatura
Ácido
Radical neutro
H ip o ..................... oso
Hipo....................¡to
................................oso
............................ ¡to
................................Ico
...........................ato
Per........................... Ico
Per..................... ato
..........................hídrico
........................... uro
•
,,
-2 H + 1
H3PO4 ---------------- H PO “
,
Ácido fosfórico a. Fosfato ácido b. Hidrógeno fosfato c. Hidrofosfato •
H3 B 0 3 — llT l— - H 2 BO ¡
1
Ácido bórico Ejemplos: •
a. Borato di ácido
H2 S 0 4
b. Di hidrógeno borato
S 0 42: Sulfato
c. DI hidroborato
Ácido sulfúrico •
•
HCIO - 7 .1 .- .. CIO - 1 : Hipoclorito
^|^+1 •
•
a. Sulfuro ácido
H B r0 2 BrO “ 1: Bromlto Ácido bromoso H3 M n 0 5
b. Hidrógenosulfuro c. Hidrosulfuro
. M nO s . Q r t 0 perman.
Ácido orto permanganlco •
ganato
HCI —l i l i ’— C l“ 1: Cloruro
Las sales son com puestos que por lo general son sólidos a tem peratura ambiente y se obtienen al do por m etales o radicales. Se obtienen generalm ente por una reacción de
H2S .7_2_h_1_. S2_: Sulfuro
neutralización ácido-base o por reacción de co rrosión.
Ácido sulfhídrico 2.
FUNCIÓN SAL
sustituir total o parcialm ente los hidrógenos del áci
Ácido clorhídrico •
H 2 S — r l H. l. . . HS “ 1 Ácido sulfhídrico
Ácido hipocloroso
Radicales ácidos. Se producen cuando los ácidos originales pierden en form a par cial átom os de hidrógeno.
1.
Reacción de neutralización Ácido + Base — Sal + H2Q
Nomenclatura: Ejemplo: H que quedan
Prefijo
1
Ácido (Hidrógeno)
2
Di ácido (Di hidrógeno)
3 *
Mitad
f
T __________ I Ácido Hidróxido nítrico
Tri ácido (Trl hidrógeno) • B¡
1
H N 0 3 + NaOH - NaNOa + H20
2.
de sodio
Nitrato de sodio
Reacción de corrosión Ácido + Metal — Sal + H 2
46
| C
o l e c c ió n
E l P ostulante
í 1 H 2 S 0 4 + Mg
---------------------------------------
F orm a p rá c tic a : — M g S 0 4 + H2
T _________________________ í Ácido Magnesio sulfúrico
Sulfato de magnesio 2.
F orm a p rá c tic a /Radical \+* + /Radical \“ y _ [ r m ] [R AI Vdel m etal/ \del ácido/ y x
•
H2 S 0 4
+ Ca+ 2 -
C aS04
•
H3 P 0 4
+ M g+ 2 -
Mg 2 (P 0 4 ) 3
•
H3 N 0 4
+ Na + 1 -
Na 3 N 0 4
Sal h a lo id e a. Son aquellas que provienen de los ácidos hldrácidos. Estas sales pueden ser neutras, ácidas, básicas, múltiples. Ácido hidrácldo + Hidróxido — Sal haloidea + H20
NO M ENC LATUR A N o m e n cla tu ra
Se m en cio n a p rim ero al anión y luego el catión.
................................ URO D E ................................. Nom bre del ácido
TIPOS DE SALES INORGÁNICAS 1.
Sal o x is a l. Provienen de los ácidos oxácidos.
Cy ia t a x -............................................................. „ En la form ación de las sales haloideas ! I ácidas sólo se consideran los ácidos I ; hidrácidos del grupo VIA: H2 S; H 2 Se, I \ H2Te j
Ácido oxácido + Hidróxido — Sal oxisal + H20 OSO — ICO
Nombre del metal
ITO — ATO
Sales n e u tra s : se obtienen cuando el ele mento m etálico sustituye en form a total los hidrógenos liberales del ácido.
E je m p lo s: Bromuro de calcio:
E je m p lo s : •
HBr —
. B r1
Sulfato de calcio: C a + 2 + Br - 1 -
H2S 0 4 + Ca(OH)2 - C a 2(S 0 4)2 - C a S 0 4 + H20
Ácido sulfúrico
•
Sulfato de calcio
CaBr 2
Sulfuro de zinc: h 2s ..- ? h ;. 1 . . . s
Fosfato de magnesio
Zn+ 2 + S“ 2 -
- 2
ZnS
H 3 P 0 4 + M g(O H ) 2 - Mg 3 (P 0 4 ) 2 + H20 Ácido fosfórico •
Fosfato de magnesio
EJERCICIOS RESUELTOS
1.
Orto nitrato de sodio
¿Cuál es el estado de oxidación del azufre en el siguiente radical (S 0 4 ) ~ 2 ?
Form ando el ácido: N2 0
5
+ 3H20 -
H6 N 2 0
8
-
H3 N 0 4
Resolución:
Form ando la sal:
En una molécula iónica, la suma de cargas debe ser igual a la carga del ión:
H 3 N 0 4 + NaOH - Na 3 N 0 4 + H20
(S 0 4 ) ~ 2 -
x + 4 (—2) = - 2 =» x = +
6
Q
2.
P2 Os + 3H20 -
[ "
Indique la relación incorrecta: I.
Fe 2 (S 0 4 ) 3 : Sulfato férrico
II.
C aC 03
1.
H3 P 0 4
III. H C I0 4
: Ácido perclórico : Nitrito de sodio
V.
: Ácido sulfúrico
H2 S 0 4
PROPUESTOS
I. SO III. CO
: Carbonato de calcio
IV. N a N 0 3
e j e r c ic io s
|
De los siguientes compuestos, indique los óxi dos básicos:
a) I y II d) II y III 2.
II. FeO IV. PbO b) III y IV e) II y IV
c) I y IV
Analizando las alternativas se observa:
De los siguientes óxidos, ¿cuáles form an áci dos al com binarlos con el agua?
N a + 1 + (N 0 3 ) “ 1 — N a N 0 3 (Nitrato de sodio)
I.
.-. Rpta.: IV Indique la fórm ula del sulfuro ácido tribásico doble mercurioso plúmbico. 3.
Resolución: Formulando: (Hg+1Pb+4)+5 + [(OH)-1(H S r1p - (HgPb)4[(OH)4(HS)]5
S03
II. Na20
III. CaO
IV. C 0 2
V. a i 2 o
a) III, IV d) I, IV
b) II, III, IV e) II, III
3
c ) l, III
Con respecto a las funciones químicas, indi que lo no correcto. a) Hidróxido + ácido
-» sal
b) Elem ento + oxígeno
— óxido
La fórm ula del carbonato férrico es Fe 2 (C 0 3)3.
c) Elem ento + hidrógeno — hidruro
D e te rm in a r la fó rm u la del ca rb o n a to de Cs ( + 1).
d) Anhídrido + agua
— peroxácido
e) Metal + oxígeno
-» óxido básico
Resolución:
4.
Del: Fe 2 (C 0 3 ) 3 , se deduce que el ion carbo nato es (C 0 3 ) ' 2
Indique qué com puesto no aparece correcta mente nombrado. I.
H2 S 0 3
II.
HBr
: Ácido brom hídrico
III.
PCI5
: Pentacloruro de fósforo
IV.
H3 P 0 4
V. K 2 Cr 2 0
5.
: Ácido sulfuroso
: Ácido fosforoso 7
: Dicromato de potasio
¿Qué m olécula no es un óxido ácido en las siguientes alternativas? a) Cl 2 0 7 d) C r 0 3
Entonces: C s + 1 + (C 0 3 ) ~ 2 — Cs 2 C 0 3 .
-
— Ácido clorhídrico;
Resolución:
6
8
.-. Rpta.: V
H2S — Ácido sulfhídrico
5.
H 6 P2 0
Ácido ortofósforico o ácido fósforico
Analizando, los ácidos hidrácidos carecen de oxígeno, entonces:
4.
47
Analizando las alternativas se observa:
Resolución:
3.
|
Resolución:
La clasificación más grande entre ácidos es oxácidos e hidrácidos. ¿Qué nombre tienen el HCI y el H 2 S?
HCI
u ím ic a
.
c) Mn 2 0
3
Al reaccionar el óxido niquélico con el agua, form a su respectivo hidróxido. ¿Cuál es la atomicidad de la sustancia form ada? a) d)
6
b) Cr 2 0 3 e) Mn 2 0 7
3 6
b) e)
4 c) 5 7
Respecto a los hidróxidos, indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda:
4 8
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
E
Poseen grupo funcional al ion OH
d) Cloruro
cr
II.
El papel de tornasol se enrójese en medio básico.
e) Sulfato ácido
hso
III. Se obtienen a partir de los óxidos metálicos. IV. Algunos se emplean como antiácidos ca seros. a) VFFV d) F F W 7.
b) e)
FVFV VFW
c) VFVF
12.
:
Respeto al compuesto: N a H C 0 3 I.
Es una sal oxisal ácida.
II.
Su ácido fue ácido carbónico
III. Es el carbonato de sodio.
Indique el hidróxido mal nombrado:
IV. Se antepone Bi a su radical de ácido para nombrarlo.
a) C o(O H ) 3
Hidróxido de cobalto (III)
Son verdaderas a) Solo II d) I, II y IV
b) Ba(O H ) 2
Hidróxido de bario
c) LiOH
Hidróxido de litio
d) C r(O H ) 3
Hidróxido crom oso
e) Fe(O H ) 3
Hidróxido férrico
b) Solo III c) Solo I e) Todas son correctas
13. La atomicidad del sulfuro ácido de amonio es:
Diga, ¿cuál de los siguientes com puestos pre senta m ayor atom icidad?
a) 5 d) 8
b) 6 e) 9
c )7
14. ¿Cuál será la fórm ula del peróxido de plomo?
a) Anhídrido sulfúrico b) Pentóxido de dinitrógeno
a) PbO d) P b 0 3
c) Peróxido de hidrógeno
b) P b 0 2 e) Pb 2 0 6
c) P b 0 4
d) Óxido sódico e) Anhídrido carbonoso
15. ¿Cuántas de las siguientes sales son deriva das de ácidos hldrácldos?
Indique verdadero (V) o falso (F) según co rresponda:
I. A g N 0 3
I.
III. HgCIÓ 3
IV. AIKSe 2
V. C aBr 2
VI. AI2 (S 0 4 ) 3
Ó xido de azufre (IV): S 0 2
II. Ó xido m angánico: Mn 2 0
3
III. Trióxido de dialumlnlo: A l2 0 IV. Anhídrido perclórico: Cl2 0 a) F W F d) V W F 10.
11.
3
a) 1
5
b) F F W e) W F F
d) 4
II. (NH4)2S
c) 3
b) 2 e) 5
c) VFVF 16. Indique la sal que no lleva su nombre corres pondiente:
Indique el com puesto que presenta mayor atomicidad:
a) C ul 2
Yoduro cúprico
b) Fe 2 ( C 0 3 ) 3
Carbonato férrico
a) c) e)
c) N iS 0 3
Sulfito de níquel (IV)
d) C o(H S ) 3
Bisulfito de cobalto (III)
e) A g N 0 3
Nitrato de plata
Ácido sulfuroso b) Ácido hipocloroso Ácido arsenioso d) Ácido bórico Ácido perm angánico
¿Cuál de los siguientes Iones está mal nom brado?
17. ¿Cuántas de las siguientes sales son hialoi deas?
a) Cromato
CrO
b) Fosfato
po¡
III. A IK S 0 4
IV. NaBr
c) Carbonato
co :
V. K 2 CrQ 4
VI. H g C I0 3
I.
MgCI2
II. K N 0 3
Q
a) I, IV y V d) II, III y IV 18.
b) I y V e) II, III y VI
c) I y IV
¿Cuántos átom os de oxígeno existen en una m olécula de ácido mangánico? a) 2 d) 6
b) 3 e )7
c) 4
19. La atom icidad del ácido dicróm ico y ácido pentacrómico respectivam ente es: c) 11; 23
a) H 2 M n 0 4
b) H 4 M n 0 4
d)
e) H2 Mn 2 0
H4 M n 2 Og
1
. e
5. e
2
. d
6
3. d 4. c
. e
7. d -O
b) 10; 23 e) 11; 25
|
49
¿En cuál de las sig u ie n te s fó rm u la s el m an g a n eso actúa com o m ayo r e sta do de o x id a ción?
00
a) 11; 21 d) 12; 22
20.
u Im i c a
c) H 4 M n 0 6
7
9. d
13. c
. d
14. c
1 1
. c
15. c
19. c
1 2
. d
16. c
2 0
10
17. c 18. c . d
REACCIONES QUÍMICAS Son cambios o transform aciones en los cuales una o más sustancias iniciales llam adas reactantes, mediante choques efectivos ocurridos entre sus átomos o moléculas, originan la ruptura de enla ces produciendo la form ación de nuevos enlaces químicos, los que darán lugar a la form ación de nuevas sustancias denom inadas productos con propiedades distintas a las Iniciales.
ECUACIÓN QUÍMICA
Desprendim iento de un gas Cam bio de olor Cam bios de color Liberación de calor Form ación de precipitados TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS I.
Por la naturaleza de los reactantes
1.
Reacciones de síntesis, adición o com po sición. Ocurre cuando dos o más reactantes se unen para form ar un solo producto.
Los sím bolos y fórm ulas químicas sirven para des cribir las reacciones químicas, al identificar las sus tancias que intervienen en ellas. Tomemos como ejemplo la reacción química en la que el metano (CH4) arde con el oxígeno ( 0 2) form ando dióxido de carbono (C 0 2) y agua (HzO). Si consideram os que solo intervienen estas cuatro sustancias, la fór mula (en general, form as abreviadas de sus nom bres) sería: CH 4 + 0
Ejemplos: N2(g) + 3H2(g) - •2NH 3(g) (Síntesis de H a b e r-B o sch ) 2H 2(g) + 0 2(g) — 2H 2 0 (|) (Síntesis de Lavoisier)
da C 0 2 + H20
2
Como los átom os se conservan en las reacciones químicas, a cada lado de la ecuación debe apare cer el mismo número de ellos. Por lo tanto, la reac ción puede expresarse del siguiente modo: 1CH 4 + 2 0 2 da 1 C 0 2 + 2H2Q
2 M g(s) + 0 2(g) — 2M gO (s) (Reacción de oxidación)
2.
Reacciones de descom posición o análisis. Se caracteriza porque a partir de un reactante se form an dos o más productos.
Los quím icos sustituyen la expresión da por una flecha y borran todos los 1 para obtener la ecua ción química ajustada: Ejemplos: CH 4 + 2 0 2 -
C 0 2 + 2H 20
Pirólisis: Por acción del calor: 2KCI03(S) — 3 0 2(g) + 2KCI(S)
SIGNIFICADO DE UNA ECUACION QUIMICA Reactantes Sólido-, CaCO-,,,
Acuoso-, 2HC!.
Productos ^ -
Gas—i Líquido-, CO. H20 ,i,
1 Carbonato de calcio
Ácido clorhídrico
Dióxido de carbono
1 Agua
Fotolisis: por acción de la luz:
Acuoso-, CaCU,ac,
I Cloruro de calcio
2H 2 0 2(|)— » 2H 2 0(|) + 0 2 (g) Electrólisis: por acción de la electricidad: 2NaCI (i)
electricidad
2Na(i)+ C l2(g)
EVIDENCIAS DE QUE OCURRE UNA REACCION QUÍMICA Las evidencias de que una reacción química ha ocurrido son:
Reacciones de sustitución o desplaza m iento simple. Es la reacción de una sus tancia simple (elem ento) con un compuesto,
Q
donde el elem ento desplaza a otro que se
AH A + BC - AC + B I___________ t
Ejemplos:
Hproductos
Hreactantes
Com plejo activado (CA). Es un estado tran sitorio de reactantes a productos. En esta condición ocurre la form ación y ruptura de nuevos enlaces.
2NaOH + H 2 2NaF + Cl2
Serie de actividad química de los metales
51
Energía de activación (Ea). Es la m ínima energia necesaria que deben absorber los reactantes para iniciar la reacción.
Actividad química : A > B
F2 + 2NaCI -
|
Cam bio de entalpia (AH). Se le llama calor de reacción y determ ina la energía absorbida o liberada por una reacción química.
encuentra form ando parte del com puesto de pendiendo de la actividad química.
2Na + 2H20 -
u ím ic a
1.
L¡ > K > Ca > Na > Mg > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Ag > Hg > Pt > Au
Reacción exotérm ica (AH < 0). Es aquella reacción en donde se libera energía en form a de calor. G ráficamente:
Serie de actividad química de los halógenos F 2 > Cl2 4.
Br 2 1* l2
Reacciones de doble desplazamiento, do ble descom posición o m etátesis. Es la reacción de dos com puestos donde existe un Intercambio de elem entos generando dos nuevos compuestos. Energía de activación: Ea = 100 - 0 = 100 kJ/mol
I \ AB + CD — AD + CB t I
Com plejo activado: C A = 100 kJ/mol Algunas reacciones exotérm icas son:
Reacciones especiales de m etátesis •
Neutralización
•
Reacciones de neutralización
Ácido + Hidróxido — Sal + Agua
•
Reacciones de corrosión de metales
Hidrólisis
•
Por la variación de la energía (entalpia)
Reacciones de com bustión. Es una reac ción exotérm ica que se origina al reaccionar un com bustible con el oxígeno, se caracteriza por ser rápida y existe emisión de luz y calor. Se denom ina com bustible a todo aquello ca paz de arder. El que produce la combustión es conocido como comburente, que generalm en te es el oxígeno.
Entalpia (H). Indica el contenido calorífico ca racterístico de cada sustancia química.
Si la com bustión se desarrolla con suficiente cantidad de oxígeno, se dice que la com bus
•
Sal + A gua — Ácido + Hidróxido Ejemplo: C H 3C O O N a + H zO - C H 3 C O O H + N aO H
II.
52
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
tión es completa y genera una llama azul no luminosa.
por tener doble flecha. Se estudian con dete nim iento en el equilibrio químico.
La com bustión com pleta de sustancias orgá nicas produce C 0 2 y agua.
Ejemplos: H 2 + l2 -
N 2 + H 2 = NH 3
Ejemplos: C3Hg + 5 0 2 —* 3 C 0 2 + 4H 20
Hl
+ Calor
Sg + 1 2 0 2 —- 8 S 0 3 -l Calor
2.
Reacciones irreversibles. Son aquellas que se realizan en un solo sentido. Se caracteri zan por tener simple flecha.
Si la com bustión se desarrolla con poca canti dad de oxígeno, se dice que la com bustión es incompleta y genera una llama amarilla lum i nosa.
Ejemplos: KClOa -
Ejemplos:
KCI + 0
H N 0 3 + l2 -
2
h io 3 + n o + h 2o
2C3H8 + 7 0 2 - 2CO + 2C 02 + 2C + 8H20 + Calor Sg + 1202 — 8S03 + Calor
La segunda reacción es incom pleta puesto que el azufre no actúa con el m ayor número de oxidación. 2.
IV.
Por la variación del estado de oxidación
1.
Reacciones redox. Son aquellos procesos en los que se verifica una ganancia y pérdida de electrones sim ultáneam ente por lo que hay cam bios en los núm eros de oxidación.
Reacción endotérm ica (AH > 0). Es aquella reacción en donde se absorbe energía en for ma de calor.
Oxidación. Es el fenóm eno quím ico por el cual el número de oxidación aumenta por pér dida de electrones.
Gráficamente: Ejemplos: *Fe
Fe + 2
*2 C L 1 . “ 2e„
Cl 2
*M ne+
M n+ 7
*N ~ 3 - I 8- ! ” . N+s
Reducción. Es el fenóm eno quím ico por el cual el número de oxidación dism inuye por ganancia de electrones. Energía de activación:
Ejemplos:
Ea = 950 - 10 = 940 kJ/mol *M n + 7 -A .---*
M n+ 2
* l° - +-2e_. 2I ~ 1
Com plejo activado: *C r + 6
CA = 950 kJ/mol Algunas reacciones endotérm icas son:
C r+ 3
*S +e - +-4e/_ . S + 2
c Y i o i a / : - - .....................................................................%
Reacciones de descom posición •
Reacciones de sustitución simple.
III.
Por el grado de reversibilidad
i
1.
Reacciones reversibles. Son aquellas que se realizan en dos sentidos. Se caracterizan
I
•
Se denom ina agente oxidante a la sustancia que contiene al elem ento que se reduce
i !
Se denom ina agente reductor a la sustancia que contiene al elem ento que se oxida.
; j i
Q
Ejemplo: Reducción
(o j
'd k S
©
@ ©
0
S n 0 2 + NO + H20
Sn + H N 0 3 -
Forma oxidada
Agente Agente reductor oxidante
Forma reducida
TIPOS DE REACCIONES REDOX Redox interm olecular. Cuando el elemento que se oxida y se reduce está en especies químicas diferentes. 0 ©
®
H2 S + AR
b)
0
0
-
l2 AO
FR
00 FR
AO AR
2
FO
® 0 @ 0 @ ©@ 0 0 @ 0 l2 + KOH — KIO 3 + Kl + H20 FO
FR
Reacciones no redox. Son aquellas reac ciones en donde ningún elem ento cambia su número de oxidación. © 0 © 0 NaCI + H20
—
Con catalizador
Con catalizador Ea3 positivo Ea2 A + B ¡T fa Reactantes AH 1 C+D Productos Avance de la Reacción
Características de los catalizadores
®
Dism utación, desproporción o autoredox. Cuando un mismo elem ento se oxida y se re duce a la vez.
AO AR
Si el catalizador acelera la velocidad de la reacción dism inuyendo la energía de activación se dice que es positivo o catalizador y si la retarda aum entando la energía de activación se dice que el catalizador es negativo o inhibidor.
Sin catalizador
FO
KCI + 0
KCIO 3
2.
53
Son aquellas reacciones que se realizan en pre sencia de un catalizador. Un catalizador es una sustancia que altera la velocidad de una reacción quím ica sin sufrir en sí ningún cambio químico. Las enzimas que se encuentran entre los catalizadores más importantes, tienen una función esencial en los organism os vivos donde aceleran reacciones que de otra form a requerirían tem peraturas que podrían destruir la mayoría de la materia orgánica.
®
Hl + S
Redox intram olecular. Cuando en una m is ma especie química se encuentra el elemento que se oxida y se reduce (pero en elementos diferentes). t jk S k
C)
|
REACCIONES CATALÍTICAS
Oxidación
a)
u í m ic a
0 0 0 0 0 NaOH + HCI
El catalizador no se consume, en el curso de la reacción su cantidad perm anece invariable. Un catalizador no se transform a quím icam en te en el curso de una reacción, aunque puede sufrir cambios físicos y puede perder activi dad. Una cantidad m inúscula de catalizador cam bia considerablem ente la velocidad de una reacción. La acción de un catalizador es específica, no obstante hay algunos que se utilizan en mu chas reacciones. Los catalizadores modifican la energía de ac tivación. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS Es el proceso que consiste en igualar el número de átom os de cada elem ento quím ico en ambos lados de la ecuación química, sirve para hacer cum plir la ley fundam ental de las reacciones quím icas que es la ley de consen/ación de la masa.
54
| C
o l e c c ió n
El Po stulante
Métodos para balancear ecuaciones químicas
Finalm ente la ecuación quedará:
1.
6
M étodo del tanteo. Se le llama tam bién mé todo de sim ple inspección y consiste en tan tear coeficientes hasta que la ecuación quede balanceada. Se recomienda el siguiente or den de balance:
3.
Metal — No metal — H — O
M étodo de oxidación - reducción (redox). Se aplican a ecuaciones que no son tan sim ples, donde se presentan sim ultáneam ente los fenóm enos de reducción y oxidación. Para balancear ecuaciones por este método se siguen los siguientes pasos:
(No H ni O)
Se colocan los números de oxidación de cada átomo.
Ejemplos: • H3 PO 4 + Ca —* Ca 3 (P 0 4 ) 2 T H 2 Balanceamos el calcio:
•
Se ubican a aquellos elem entos que cam bian de carga y se realiza con ellos un balance electrónico reem plazándose los coeficientes obtenidos en la ecuación ori ginal.
•
Se term ina de balancear por tanteo.
• H 3 P 0 4 + 3Ca —- Ca 3 (P 0 4 ) 2 + H 2 Balanceam os el fósforo: • 2H 3 P 0 4 + 3Ca -
KOH + 3CI 2 — 5KCI + K C I0 3 + 3H20
Ca 3 (P 0 4 ) 2 + H 2
Balanceam os el hidrógeno finalmente: Ejemplo: •
2
H 3 PO 4 + 3Ca -
Ca 3 (P 0 4 ) 2 + 3H 2 @ ® @ © @ @ @ @
2.
M étodo de coeficientes indeterm inados. Se le llama también método algebraico y se basa en el planteo de ecuaciones algebraicas.
®
® @
4H2S 0 4 + 3N H3 -
3H N 03 + 4S + 7H20
Agente oxidante
Forma Forma oxidada reducida
tanteo Agente reductor
Ejemplo: /+ 6
Balancear la siguiente ecuación: KOH + Cl2 -
0\
KCI + K C I0 3 + /-3
a b
+6e -
4 ^ S ........... ►Sy Reducción
c
-8 e -
+5 \
3 ^ N ........... - Ny Oxidación
d
N.° e~ transferencia = 24 K : a= c + d O : a
3d - e .................... (2)
H : a - 2e C l:
.................... (1) .................... (3)
2b = c + d ................. (4)
Se escoge la ecuación más sim ple y se le asigna un valor numérico a una letra; es acon sejable dar el valor de uno: En (3): e = 1 => a = 2 En (2): d = 1/3 En (1): c = 5/3 En (4): b = 1 Multiplicando los valores hallados por 3 con el fin de que sean enteros se tiene: a =
6
; b = 3 ;c = 5 ;d = 1 ;e = 3
4.
M étodo de io n -ele c tró n . Se utiliza para ba lancear ecuaciones Iónicas. El balance de pende del m edio donde se realice la reacción (medio ácido o m edio básico). Medio ácido. Por cada átomo de oxígeno en exceso se agrega una molécula de agua en el otro m iembro y se com pleta la ecuación agre gando iones hidrógeno donde sea necesario. Medio básico. Por cada átomo de oxígeno en exceso se agrega una m olécula de agua en el m ismo m iembro y en el otro el doble de Io nes oxidrilo. El exceso de hidrógenos se anula agregando la misma cantidad de iones oxidri lo y de agua.
Q
5.
EJERCICIOS RESUELTOS
1.
u í m ic a
Si en la siguiente reacción quím ica después de b a lancear se observa que la sum a de sus coeficientes es igual a 6 . ¿Cuál es el valor de x? Fe 2 0
3
+ H20 -
Fe(OH)x
; N H ,, . + 22kcal/m ol 3(g)
Resolución:
Resolución:
De la ecuación; balanceando en función de x:
De la reacción se observa que:
Fe 2 0
AH = - 2 2 kcal/mol
3
+ xH 2 0 - 2 F e ( 0 H ) x
Entonces: 1 + x + 2 =
Entonces podem os decir que es de com bus tión exotérmica.
6
=>x = 3
[~ E J E R C IC IO S PROPUESTOS
1.
Señale la alternativa que no corresponde a una reacción química:
¿Qué valor tiene n?
a) Se form an nuevos enlaces.
Resolución:
b) La ebullición del agua no es una reacción química. c) En el proceso se form an nuevas sustan cias químicas.
Balanceando en función de n: n C 0 2 + (3n + 1)H 2 —- CnH2n + 2 + 2nH20 Entonces: n + 3n + 1 + 1 + 2n = 26 =>
6
d) Las sustancias originales sufren cambios solo en sus propiedades físicas.
n = 24
=» n = 4
e) Cam bio de color en las sustancias.
Hallar el coeficiente del dióxido de carbono en la com bustión completa de un hidrocarburo de tipo C xH2x.
2.
¿Cuál de las siguientes reacciones no es de síntesis?
H2 0 (i)
a) H2(g) + 0 2(g)
Resolución:
b) C 0 2(g) + H 2 0 „)
H 2 C 0 3(ac)
Haciendo la reacción de com bustión y balan ceando:
c) Cl2(g) + 0 2(g)
C l2 ° (g )
d) K N 0 3 + Li
K + L iN 0 3
e) NH 3 + HCI
NH4CI
C xH 2x + f °
2
-X
C ° 2
+
* H 20
3.
.-. Rpta.: x 4.
l
Si la suma de todos los coeficientes que ba lancean la siguiente reacción es 26: C 0 2 + H2 — C nH2n + 2 + H20
3.
55
¿Qué tipo de ecuación es? N 2(g) + H 2 ( g ) ;
2.
|
Una de las siguientes reacciones no es de do ble sustitución:
Sea: H N 0 3 + H2S — S + NO + H20
a) A g N 0 3 + K2 C r0 4 —* Ag 2 C r0 4
Hallar el coeficiente del agente oxidante.
b)
4
KNQ 3
Na2S + F e N 0 3
- FeS + N a N 0 3
Resolución:
c)
Mg + HCI
- MgCI2 + H2
Haciendo el balance Redox:
d)
H2 S 0 4 + BaCI2
- B a S 0 4 + HCI
e)
Kl + P b (N 0 3 ) 2
- Pbl2 + K N 0 3
+ 1 -2 (+5) "l" Reduce Oxida
Rpta.: 2
-2
+ 1 -2
3S + 2NO
4H 2 O
-1
2 H N 0 3 + 3H 2 S (-2)
(0)
(+ 2 )
(gar a 3 e )> 2 | (pfc rde 2e ) x3
4.
Indicar la reacción que es endotérmica: a) CH 4 + 0 2 b) n 2 + h 2 c)
CuO
-
C 0 2 + H20
-
nh3
-
Cu + 0
—d) h 2 + 0 2 e) NaOH + HCI -
2
h 2o
NaCI + H20
56
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
5.
Indicar verdadero (V) o falso (F) según corres ponda a las reacciones químicas. I.
---------------------------------------
11.
Los átom os que participan mantienen su Identidad.
a) K 2 S 0 4 d) FeS 2
II. Son fenóm enos que perm iten la transfor mación de las sustancias. III. Toda reacción va asociada a cam bios de energía en alguna de sus m anifestacio nes. a) V W d) VFF 6
.
b) F W e) FFF
12.
c) VFV
b) A g N 0 2 y HCIO
c) A g N 0 3 y HCIO
d) A g N 0 3 y HCI
13.
Corrosión de metales por ácido.
II.
Neutralización.
III. Com bustión. a) 1 , 1 1 1 d) 1,11 y III
b) I, II e) III
c) II, III
Fe 2 0 3 + CO — Fe + C 0 2
II.
M n 0 2 + CO —* Mn + C 0 2 5
+ CO -
c) K 2 S 2 0
P +
3
co2
b) III e) I; II
c) II; III
Balancear la siguiente ecuación e indicar el número de electrones transferidos: Cl 2 + H N 0 3 -
Indique los fenóm enos quím icos que son redox: I.
I.
a) II d) I
e) Ag20 y HCI 7.
b) Fe 2 C 3 e) Fe 2 S 3
Luego de balancear por el método del tanteo indique la ecuación que represente mayor coeficiente con relación al CO y C 0 2.
III. P2 0
Al reaccionar el cloruro de plata y el ácido ní trico indique los productos. a) A g 20 y H C I0 4
Luego de hacer reaccionar sulfuro de potasio acuoso y sulfato de hierro (III) acuoso, ¿cuál es el precipitado que se form a?
a) 5 d ) 14
H20 + n o 2 + H C I0 4 b) 7 e) 1
c) 12
14. Balancear la siguiente ecuación e indicar la relación molar: Agente reductor Agente oxidante
8
.
Hallar el valor de la ecuación (a + c).
HN03 + HMn04 + KHS04 -» K 2S20 8 + Mn(N03)2 + H20
aK + bH20 - cKOH + dH 2 a) 3 d) 6 9.
b) 4 e )7
15.
Indicar la relación incorrecta: a) S + 0
2
a) 2 d)
c) 5
b) 4 5 e)
En la siguiente reacción redox: K M n 0 4 + HCI -
—* S 0 2: Adición
MnCI2 + KCI + Cl2 + H20
b) C a C 0 3 — CaO + C 0 2: Descomposición
Hallar la suma total de coeficientes:
c) C 3 H 8 + 0 pleta.
a) d)
2
— CO + H2 0 : Combustión com
d) H 2 + AgCI — Ag + HCI: Desplazamiento simple e) HCI + NaOH -
NaCI + H 2 0 : Metátesis
2 0
30
b) 26 e ) 35
Balancear la siguiente ecuación e Indique la sum atoria de sus coeficientes: NH 3 + 0 a) 17 d) 16
2
-
b) 19 e) 1 2
H20 + NO
10
CP + Fe + 3
a) El gas cloro pierde electrones. b) El F e + 2 es el agente oxidante. c)
c) 18
c)
16. Señale la afirmación correcta respecto a la ecuación: Fe + 2 + Cl2 -
10.
c)1/2 10
El gas cloro es el agente reductor.
d) El Fe + 2 gana electrones. e) El gas cloro es el agente oxidante.
Q
17.
Luego de balancear la siguiente ecuación:
19.
KM n04 + N aN 02 + H20 - M n 02 + N aN 03 + KOH
18.
b) e) 2
c)
10
HCI + N aO H -
NaCI + H20
II. S 0 3 + H20
-
H2 S 0 4
III. H 2 + 0 2
-
H20
IV. k c i o 3
-
KCI + 0
3
b) 4
d)
e) 7
6
N 0 2 + S + H20
HNO , + H ,S b) e)
a) 14 d) 1 0 1
. d
5. a
2
. d
6
2
c) I, IV
c) 5
Hallar la suma de los coeficientes estequiom étricos de la siguiente ecuación balanceada.
. d
c)
12
8
15 9. c
13. d
17. d
. b
14. d
18. d
10
3. c
7. e
1 1
. e
15. e
19. b
4. c
1 2
. b
16. e
2 0
.O
b) II, III e) II, III, IV
57
AICI3 + H20
00
a) I, III d) III, IV
a) 20.
De las siguiente reacciones químicas, ¿cuán tas se consideran de oxidación y reducción? I.
HCI + A I(O H ) 3 -
6
|
En la siguiente ecuación la suma de los coefi cientes de los productos en la ecuación balan ceada es:
Hallar la suma de coeficientes del agente oxi dante y agente reductor. a) 13 d) 5
u ím ic a
. c
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA COMPOSICIÓN CENTESIMAL - DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Los cálculos quím icos están relacionados con las m asas de los átomos, moléculas, iones, etc., estas partículas son extrem adam ente pequeñas y por lo tanto sus m asas también. Cuando las m asas de estas partículas se expre san, por ejemplo, en gramos, kilogramos, resultan cantidades muy engorrosas de operar m atem áti camente. Por este motivo, hubo la necesidad de crear unidades de masa para estas entidades tan pequeñas, es así que se crea la unidad de masa atómica.
Para realizar los cálculos químicos, donde están involucrados átomos, moléculas, etc., debem os tener una masa que represente a cualesquiera de los isótopos de un elem ento. Por este m otivo se define esta masa como masa atóm ica promedio. Principales pesos atóm icos promedio Elemento
H Na
UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u)
K Mg Ca Fe
Esta unidad se define tom ando como base la masa del isótopo más abundante del carbono, es decir, el carbono - 1
2
( 1 2 C ), para esto se consideró arbi
trariam ente la siguiente equivalencia:
Ag Mn Br
Una unidad de masa atómica equivale a la doceava parte de la masa del isótopo del carbono - 1 2 . 1u O
— de la masa del12C = 1,66 x 10 27 kg = 1,66 x 10 24 g 19 6
Entonces, al expresar la masa de los átomos de un elem ento en esta nueva unidad , resulta una masa que es llam ada masa atómica relativa. Masa o Peso atóm ico relativo (PA). Viene a ser la masa relativa de un átomo de un elem ento cuan do esta se expresa en unidades de masa atómica y representa las veces que la masa de un átomo contiene a la unidad de masa atómica, es decir: PA = Peso de un átomo en (u)
Elem ento
Masa o Peso atóm ico
1
u
Al
27
23 39
u u
C N
1 2
u u
24
u
P
14 31
u u
40
u
O
16
u
56 u 108 u
S Cl
32
u
55 80
Zn F
u u
35,5 u 65 u 19
u
Masa o peso m olecular (M). Se determ ina su m ando las m asas atóm icas de los elementos que form an un com puesto covalente (estructurado en moléculas), multiplicando cada uno por su respec tivo subíndice. Ejemplos: 1.
H20 => M = (1 )2 -t- (16) 1= 18 u l
\ 16
1
2.
H2 S 0 4 =» M = (1 )2 + (32)1 + (16)4 = 98 u / i \
Ejemplo:
1 32 16
Si la masa de un átomo de plata (Ag-109) es 1 ,8 0 7 9 x 1 0 -25 kg, ¿cuál será su masa atóm ica re lativa? Resolución: Pasamos la masa del átomo de plata a la unidad de masa atómica, entonces: 1 ,8 0 7 9 x 1 (T 25kg I \
Masa o Peso atómico
1 ,6 6
x
— ----------) = 108,91 u 10 kg /
Masa o peso fórm ula (PF). Se determ ina su mando las masas atóm icas de los elem entos que form an a un com puesto iónico (estructurado en unidades fórm ulas), m ultiplicado cada uno por su respectivo subíndice. Ejemplo: 1.
Luego: La masa atóm ica relativa de la A g -1 0 9 es 108,91 u.
Ca C 0 3 =* PF = (40)1 + (1 2 ) 1 + (16)3 = 100 u / i\ 40 12 16
Q
2.
Fe2(S 0 4)3
/
PF = (56) 2 + (32) 3 + (16) 12 = 400 u
i \
56 32 16
u ím i c a
|
59
La cantidad de moles de átom os o el número de átomos gram os se puede determ inar con la si guiente fórmula: N ° at-g (E) = P esodel E = N.° de átomos
Observación: Por facilidad en lo sucesivo se tom ará el peso fór mula como peso molecular. También se puede decir que el peso m olecular es el peso de una m olécula de un com puesto expre sada en unidades (u). Ejemplo:
Molécula gram o (mol-g). Una m olécula gramo de un com puesto tiene un peso que equivale al peso de un mol de m oléculas del com puesto o a su peso m olecular expresado en gramos. Ejemplos:
M (H 2 0 ) = 18 u peso de 18 u
1
m olécula de agua tiene un
1.
M (C 0 2) = 44 u =» 1 mol-g (C 0 2) = 44 g
T
CONCEPTO DE MOL Es una unidad del Sistem a Internacional de Uni dades que se utiliza para indicar la cantidad de sustancia. En un mol existen 6,0 23 x1 023 unidades. Este número es conocido con el nombre de núm e ro de Avogadro (NA).
T
Peso de una molécula de C 0 2
2.
M (NH3) = 17 u
=7
T
Peso de 6,023x1023 moléculas de C 0 2
1 mol-g (NH3) = 17 g
T
Peso de una molécula de NH3
Ejemplo: Para el elem ento calcio (Ca) tendremos: 6,023x1023 átomos de Ca
_e_ 1 mol de Ca
Peso de 6,023x1023 moléculas de NH3
El número de moles o número de m oléculas gramo (se representan con n), se calcula de la siguiente forma: Peso del compuesto _ Número de moléculas
M T V
~
Na
Observación: Cuando se considera 1 mol-g de un com puesto los subíndices de los elem entos que form an al com puesto indican la cantidad de m oles de átom os o cantidad de átomos gram os que hay de cada ele mento.
Ejemplos:
Ejemplo:
1.
SI se tiene 1 mol-g de Pl3 P 0 4, entonces se cumple:
PA (Ca) = 40 u => 1 at-g (Ca) = 40 g
Peso de un átomo de Ca
2.
Peso de 6,02 3x1023 átomos de Ca
PA (Fe) = 56 u => 1 at-g (Fe) = 56 g
Peso de un átomo de Fe
Peso de 6,023x1023 átomos de Fe
h3
P
o4
Total
N.° de átomos
3Na
1 na
4Na
co Z >
Átom o gramo (at-g). Un átomo gram o de un ele mento tiene un peso que equivale al peso de un mol de átomos del elem ento o a su peso atómico expresada en gramos.
Masa
3g
31 g
64 g
98 g
N.° de moles
3
1
4
8
N.° de at-g
3
1
4
8
60
| C o le c c ió n
El
P o s tu la n te
Condiciones norm ales (CN). Son condiciones especiales de presión y tem peratura a las cuales se encuentra sometida una determ inada muestra. A condiciones norm ales se cumplen los siguientes valores:
Resolución: 1mol-g C a C 0 3 100 g de C a C 0 3 20 g C a C 0 3 -------- - x
Presión (P) = 1 atm = 760 m m Hg = 101,3 kPa Temperatura (T) = 0 °C = 273 K
Volumen m olar normal (Vm). Un mol-g de un gas que se encuentra en condiciones norm ales ocupa rá un volumen de 22,4 litros.
►3 at-g O
" X= S
3.
Vm = 2 2 ,4 L/mol-g
) X 3 = ° '6 a t'9 °
El número de m oléculas en 4 g de CH 4 es: Resolución: M (CH4) = 12 + 4(1) = 16 u => 1 mol-g CH4 = 16 g
Ejemplos: 1 mol-g de 0
2
a CN < > 22,4 L de 0
16 g ------- ►6 ,0 2 3 x 1 0 23 m oléculas
2
4 g -------- - x 5 m ol-g de C 0 2 a CN < > 5 (22,4 L) < > 112 L de C 0 2
=> x =
El número de mol-g de un gas, som etido a CN, puede ser calculado de la siguiente manera: Volum en del gas ngas =
x 6,023 x 10 2 3
x = 1 ,5 0 5 7 5 x1 0 23 m oléculas 4.
Vm
¿Cuántos at-g de fósforo existen en 15 m o les de fo s fo rita C a 3 ( P 0 4)2? PA(P) = 31; PA (Ca) = 40 Resolución:
EJERCICIOS RESUELTOS
1 mol Ca 3 (P 0 4 ) 2
-------- „ 2 at-g P
15 mol C a 3 (P 0 4 ) 2 -------1.
Si se consum ieron 2 ,4 0 9 2 x 1 0 25 átom os de oxígeno solo en la form ación del dióxido de m anganeso, ¿cuántos kg de este com puesto se form aron? PA (Mn) = 55 Resolución:
x
=> x = ± p > < 2 = 30 at-g P
5.
Dióxido de m anganeso => M n 0 2
¿Cuántos at-g de Ca existen en 224 g de cal cio? PA(Ca) = 40 Resolución:
M = 55 + 2(16) = 87 u; 1 mol-g M n 0 2 = 87 g
1at-g C a
►40 g
x --------
87 g — 2 at-g O -^ 2 (6 ,0 2 3 x 1 023 átomos) m Mno 2 ---------- 2,4 0 9 2 x 1 0 23 átomos
=>
40
1
224 g x = 5,6 at-g Ca
m Mno2 = 1740 g = 1,74 kg 6
2.
¿ C u á n to s at-g de o xíg e n o c o n tie n e 20 g de C a C 0 3? P A (C a) = 40; PA (C ) = 12; PA(O) = 16
.
¿Qué peso de plata tendrá una muestra im pu ra de 600 g de AgCI que contiene 40% de éste com puesto? PA(Ag) = 108; PA(CI) = 35,5
Q
|
61
Resolución:
COMPOSICIÓN CENTESIMAL (CC)
ÑT(AgCI) = 108 + 35,5 = 143,5 u
La com posición centesim al de un elem ento es el porcentaje que tiene su peso en toda el peso del compuesto. Para poder determ inar la composición centesim al de un elem ento se debe conocer la fór mula quím ica del com puesto y tener presente que la com posición centesimal debe ser la misma inde
143,5
gAgCI
----- . 1 0 8 g A g
40% (600 g A g C I)
-m Ag
240 x 108 = 180,6 2 g 143,5
A9
COMPOSICIÓN CENTESIMAL - DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS Análisis cuantitativo de una fórm ula química. Nos indica la relación existente entre las cantida des que presentan los elem entos con las cantida des de sus com puestos al cual constituyen. Ejemplos: 1.
u ím ic a
pendiente del peso de la m uestra que se tom e del com puesto, es decir, es una propiedad intensiva. Ejemplo: Determ inar la com posición centesim al para el dió xido de carbono. I — - 2PA(0) = 32 C 02 -
m co2
o/oC = f ñ e x ioo%
= 44
De: Recordando: _
/— * 2PA(H)
\
PA(C) = 12
%0 =
2
^ A (0 ) X 1 0 0 %
1at-g < > PA en g
Mh2o \
PA(O)
1 m o l-g < > M en g
Entonces: CC(C) = I | x 1 0 0 % = 27,27%
Entonces: 1mol-g H20 * i .— ►2 g H < > 2 at-g H
CC(O ) = | | x100% = 72,73%
i
18 g de H20 ■16 g O < >
1
at-g O
FÓRMULA EMPÍRICA (FE) Se le conoce tam bién como la fórm ula m ínima de
Se concluye: I — ►2 at-g H 1
mol-g H 2 0 \ — ►1 at-g O
2.
En form a similar, se tiene: .— >2(1 at-g de S) = 2 at-g de S 2 mol-g de S 0 2
bido a que nos indica la mínim a proporción existen te entre los átomos de los elem entos que form an un com puesto y com únm ente se halla a partir de la com posición centesimal. Ejemplos: Para el benceno: Form ula em pírica
Fórm ula m olecular
CH
c 6h6
\ — >2(2 at-g de O) = 4 at-g de O O bservación: Los subíndices que presentan los elem entos en las fórm ulas quím icas de los com puestos nos in dican sus cantidades de átom os gram os por cada m olécula gram o (m oi-g) o fórm ula gram o de d i chos com puestos.
Para la glucosa: Form ula em pírica c h 2o
Fórm ula m olecular C eH i 2 0
6
62
| C
o l e c c ió n
El Po stu lan te
Para el monóxido de carbono:
2,17
FE: K 2 C 0 3
0,72 Formula empírica
Fórm ula m olecular
CO
CO
Para determ inar la fórm ula em pírica se debe tener en cuenta los siguientes pasos: Paso 1: Se debe obtener el número de átomos gram o de cada elem ento en el compuesto, para lo cual se empleará la com posición centesim al o el peso del elem ento en dicho com puesto y se debe recordar:
FORMULA MOLECULAR (FM) Es la fórm ula real o verdadera, que indica el núm e ro exacto de átomos de cada elem ento presentes en una molécula de un compuesto. No es raro que la fórm ula m olecular sea la m isma que la fórm ula empírica. Si la fórm ula m olecular no es la misma, será un múltiplo de la fórm ula empírica. Entonces:
Donde: N.° at-g
FM = (FE)K
^
Peso del elemento PA
”
M fe
Ejemplo: Paso 2: Para obtener la proporción entre los nú meros de átomo gram os obtenidos se debe dividir a todos ellos con el m enor valor obtenido. Paso 3: SI los valores obtenidos, después de rea lizar el paso anterior, no son núm eros enteros se debe m ultiplicar a todos ellos por un m ismo valor tal que se logre obtener los m enores núm eros en teros posibles.
El propeno es un hidrocarburo que tiene un peso m olecular Igual a 42 y presenta la siguiente com po sición centesimal: C = 85,7% ; H = 14,3% Sea la fórmula:
FE: CxHy
Paso 1: N.°at-g(C) = x = ^ 1 = 7 , 1 5
N.°at-g(H) = y =
Ejemplo: El análisis de una sal indica que contiene 56,58% de potasio, 8 ,6 8 % de carbono y 34,73% de oxig e no. D eterm inar la fórm ula empírica de dicha sal.
Paso 2: x =
Paso 1: cálculo del N.° de átom os-gram o m o * ,¡s\ 56,58 N.°at-g(K) = x = - ^ - =
7.15
. .c 1,45
1 4 ,3
. = 1
y = !M = 2 s 7,15
FE: KxCyOz
Sea la fórmula:
7.15
=
FE: CH 2
Cálculo de la fórm ula molecular: FM = (FE)K donde: K = - | | = 3 ^ F M
= (CH2) 3 = C 3 H 6
FM: C 3 H<;
N . ° a t - g ( C ) = y = M ® = 0,72
^4 N .°a t-g (0 ) = z = ^ ¿ = 2 , 1 7 EJERCICIOS RESUELTOS Paso 2: dividiendo por el menor valor obtenido 1. x =
0,72
2
; y = ° iZ £ = y 0,72
1
¿Cuántos gram os de un com puesto que con tiene 52,17% de carbono deben quemarse para obtener 6,25 g de dióxido de carbono?
Q
Resolución:
mc = ^ | x 16,92
u ím i c a
|
63
.-. mc = 4,615 g
Hallando la masa de carbono presente en el C 0 2: • M (C 0 2) = uC
12
M (H 2 0 ) = 2(1) + 16 = 18
+ 2(16) = 44
12
2 u H
►44 u C 0 2
mH mc
►18 u H20 -------- ►3,465 g H20
-------- ► 6,25 g C 0 2 = mH = — x 3,465
u
.-. m H = 0,385 <
18
=> m r = 4 4 x 6 , 2 5 = 1 ,7 0 g 44
Determ inando la FE: Entonces de los datos:
. _ 4 ,6 15 0;385 ,. N. at-g C = = t — = 11 12 0,385
1,70 g C --------►52,17% m CQ m p ue sto
*
100 52
Compuesto
17
[^EJERCICIOS PROPUESTOS 1.
Haciendo la reacción de com bustión y balan ceando:
Entonces: 16 = 2n + n + 1
1
)H 2 0
|
¿Cuántos átomos hay en 5 g de oxígeno? b) 188 x 1023 d) 1,88 x 102'
a) 18,8 x 1 023 c) 1,88 x 1022 d) 1 , 8 8 x 1023
Resolución:
C nH2n + n 4" 0O 2 “ * n C 0 2 + (n +
es [CHl
, u 0,385 0,385 . N. at-g H = — = —------- = a 1 0,385
x 1,70 = 3,267 g
El hidrocarburo saturado CnH 2 n + 2 arde con un número de moles de oxígeno, ocho veces m ayor que el suyo. El porcentaje de masa de hidrógeno que contiene el hidrocarburo en m ención será: Pesos atómicos: C = 12; H = 1
¿Cuántos at-g de m ercurio hay en una botella que contiene 1 0 0 0 g de mercurio?
.-. n = 5
PA(Hg) = 200,5 Para el hidrocarburo: C 5 H 1 2
a) 3,97 d) 6,39
=* M (C 5 H12) = 5(12) + 12(1) = 72 ■1 0
72 u 12
0
%
12
x = ^ x
10 0
%
x = 16,6%
Hallar la FE de un hidrocarburo que al ser quem ado con oxígeno produce 16,92 g de C 0 2 y 3,465 g de H 2 0 .
a) 32 d) 90 4.
Resolución:
1 2
u C -----------►44 u C 0 2 ► 16,92 g C 0 2
b) 64 e) 80
c) 84
¿Cuántos moles de ácido sulfúrico habrá en 250 mi de una solución de ácido concentrado al 95% en volumen, de densidad 1,84 g/ml?
a) 4,46 d) 5,17
M (C 0 2) = 12 + 2(16) = 44
mc
c) 5,47
Pesos atómicos: S = 32; O = 16; H = 1
Hallando las m asas de C y H que había en el hidrocarburo: •
b) 4,97 e) 3,56
Se sabe que un frasco contiene 2,5 at-g de azufre. ¿Cuántos gram os de azufre contiene el frasco?
•x
u-
_
2.
La fórmula
í 09 A
5.
b) 7,25 e) 25,0
c) 6,23
¿Cuántos átom os hay en 1 cm 3 de plomo, de densidad 11,3 g/cm 3?
64
| C
o l e c c ió n
E l Po s tu lan te
PA(Pb) 206 Na: Núm ero de Avogadro a) 5 ,4 5 x 1 0 ^ 2 Na c) 207 N a e) 0,545 Na 6
.
.
b) 78 y 104 d) 50 y 180
b) 42 e) 64
c) 48
b) 37,5 e) 48
b) 320 g e) 176 g
c) 280 g
14. Se tiene 2 kg de óxido de aluminio (Al2 0 3) al 86,7% de pureza. Determ ine el peso de alu m inio puro que se puede obtener a partir de dicha muestra. a) 270 g d) 918 g
b) 540 g e) 1 058 g
c) 722 g
15. Determ inar el valor de x si el peso m olecular del com puesto C u 3 (P 0 4)x es 380,5. Pesos atómicos: Cu = 63,5; P = 31; O = 16.
Se ha descubierto 3 ,7 5 x 1 0 1 9 átom os de un elem ento de masa 2,5 mg. Determ inar el peso atóm ico del elemento. a) 25 d) 42,5
9.
a) 352 g d) 242 g
Una mezcla contiene 0,25 at-g de oxígeno y 1,25 at-g de azufre. ¿Cuál es el peso de la m ezcla? a) 22 d) 44
8
Pesos atómicos: C = 12, S = 32; O = 16
¿Cuántos gram os de iones M g + 2 y iones S - 2 hay en 3,25 m oles de MgS? a) Igual cantidad c) 39 y 52 e) 80 y 1 1 2
7.
b) 3 ,2 8 x 1 0 23Na d) 5,45 NA
13. Determ ine el peso de anhídrido carbónico (C 0 2) que contiene el m ismo número de m olé culas que 352 gram os de anhídrido sulfuroso (S 0 2).
a) 1 d )4
b) 2 e )5
c) 3
c )4 0 16. Cuál de las siguientes m asas contiene mayor núm ero de átomos.
Determ ine el peso de aluminio que contiene el m ism o núm ero de átom os que 6,35 kg de cobre. PA(Cu) = 63,5
a) 780 g de platino (Pt: 195) b) 260 g de crom o (Cr: 52) c) 591 g de oro (Au: 197)
a) 2,35 kg c) 5,00 kg e) 8 , 0 0 kg
b) 2,70 kg d) 6,35 kg
10. Determine-el peso en gram os de un millón de átomos de carbono. a) 2 x 1 0 - 1 2 g c ) 2 x 1 0 “ 17g e) 4 x 1 0 - 2 2 g 11.
e) 595 g de uranio (U: 238) 17.
b ) 3 x 1 0 '15g d) 6 x 1 0 - 1 9 g
Determ ine el peso en gram os de 4 x 1 02 2 áto m os de potasio. PA(K): 39 a) 1,3 d) 4,2
d) 414 g de plomo (Pb: 207)
b) 2,6 e) 5,2
c) 3,9
Determ ine ia masa de carbono que está con tenido en 18 kilogram os de carbonato de cal cio, C a C 0 3. PA(Ca = 40; C = 12; O = 16) a ) 1 ,8 kg d) 9,42 kg
18.
b) 2,16 kg e )1 2 ,0 k g
c)
8 ,0
kg
Determ inar el número de átomos de fósfo ro contenido en 2,79 kg de fosfato de calcio Ca 3 (P 0 4 ) 2 N a : Núm ero de Avogadro PA(Ca = 40; P = 31; O = 16)
12.
Determ ine el número de m oléculas gram o contenidos en 880 gram os de anhídrido car bónico C 0 2. a) 1 2 d) 30
b) 2 0 e) 40
a) 3 N a d) 13,5 NA
b) 4,5 NA e) 18 N a
c) 9 NA
19. Se tiene un kilogramo de una m uestra de áci do sulfúrico H 2 S 0 4 que tiene el 2% de impu-
Q
rezas. Determ inar el número de m oléculas de ácido en la muestra. NA: Número de Avogadro a) 1 Na d) 13 N a 20.
b) 2 NA e) 20 Na
i i
b) 20,67 e) 16,05
|
c) 17,56
c) 5 NA
¿Cuántas veces más pesado es un átom o de uranio que un átomo de carbono 1 2 ? PA(U) = 238
a) 19,83 d) 12,00
u ím ic a
1
. e
5. a
2
. b
6
. b
9. b
13. d
10
. c
14. d
17. b 18. e
3. e
7. d
1 1
. b
15. b
19. d
4. a
8
. c
1 2
. b
16. b
2 0
. a
65
ESTEQUIOMETRÍA La estequiom etría se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química.
les que es constante o definida, esa propor ción queda determ inada por la estequiom etría de la reacción.
Para realizar cualquier cálculo estequlom étrlco la ecuación quím ica deberá estar correctam ente ba lanceada.
Sea la siguiente reacción:
La estequiom etría, para su análisis, se fundam enta en las siguientes leyes:
Ejemplo:
2H2
+
o2
Relación en mol-g: 2 mol-g Relación en masa: 4 g
-
1 mol-g 32 g
2 H2o 2 mol-g 36 g
LEYES PONDERALES Estas leyes analizan las relaciones entre las ma sas o mol-g de las sustancias que intervienen en una ecuación química. Estas leyes son: 1.
Ley de la conservación de la masa (Lavoisier). La ley establece que La masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma, apli cando este criterio a una ecuación química balanceada se observará que la suma de las masas de los reactivos es Igual a la suma de las m asas de los productos.
Según Proust, se deduce:
n H2 _ n 0 2 _ n H20
~ 2 ~ ~ r~
. , . mH2 n0 2 mH2 0 Adem as: —— = —— = —— 4 32 36
Simplificando: - y - = ■
Ejemplo
LEYES VOLUMETRICAS
Sea la reacción balanceada.
Estas leyes establecen la relación entre los volú menes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, todo a igual condición de presión y tem peratura (condiciones de Avogadro).
Datos: M (CH4) = 16; M (0 2) = 32
Relación en mol-g: Relación de masa:
Por Lavoisier:
+
1
CH4
N> 0
M (C 0 2) = 44; M(H 2 0 ) = 18 C 02
+
2H20
1mol-g
2mol-g
1 mol-g
2mol-g
1(16) g
2(3 2 )g
1(44)g
2(18) g
16 g
64 g
44 g
36 g
80 g
80 g
Las relaciones entre los volúm enes de las sustan cias gaseosas se basan en la ley volum étrica de Gay-Lussac, conocida como ley de los volúm e nes de com binación, la cual establece que a las mismas condiciones de presión y temperatura, el volumen estequiom étrico con el cual Interviene una sustancia gaseosa en una ecuación quím ica está dado por el coeficiente que tiene dicha sustancia en la ecuación balanceada.
Se cumple: Z masas reactantes = Z m asas productos
Ejemplo: De la siguiente reacción en fase gaseosa:
2.
2
Ley de las proporciones definidas y cons tantes (Proust) Muestras diferentes del m ismo com pues to contienen siem pre los m ismos elementos constituyentes en las m ismas proporciones en masa. Si acondicionam os este enunciado a una ecuación quím ica se observará que cuan do los reactantes y productos se combinan existe una proporción entre sus m asas o mo
N 2 (g) + 3H2(g) Relación en volumen:
1 vol
3 vol
2NH3(g) 2 vol
_ . Mj2 Mh2 M4 H3 Entonces: —- - = —- = —— 1 3 2 n N2
También se cumple: —
n H2
= —
n NH3
= —
Q
Observación:
2.
Esto demuestra que la relación en volumen de sus tancias gaseosas es igual a la relación en moles de estas sustancias.
Relación m asa-m asa. En los problem as de masa-masa, las cantidades que se conocen y las que se desconocen están en unidades de masa. Los pasos que debem os aplicar depen den de que la cantidad conocida esté en masa o en moles.
Ejemplo:
2C 2 H 2 + 5 0 2 — 4 C 0 2 + 2H20
Entonces: y - = ^ p » V0 2 = 30 L
2C 2 H 6 + 7 0 2 - 4 C 0 2 + 6H20 224 g m02
3.
Relación masa-volum en: Cuando la reacción se lleva a cabo en condi ciones norm ales (P = 1 atm y T = 0 °C) Ejemplo:
79 m0 9 Entonces: — = — — =* m 0„ = 268,8 g 60 224 2 •
Qué volumen de NH 3 se obtiene en CN cuan do reaccionan 3 moles de H2, según la si guiente reacción:
Ejem plo de mol-mol Determine las moles de C 0 2 que se producen cuando reaccionan 4 moles de 0 2, según la siguiente reacción:
H 2 + 3N2 Por la estequiom etría: 1 m o l Del Problema:
C 3 HQ + 5 0 2 —- 3 C 0 2 Por la estequiom etría:
5 mol - 3 mol
Del Problema:
4 mol - n c c ,2
Entonces: ^
n C 0 2 = 2 ,4 mol
que reacciona con
Por la estequiom etría: 2 L - 5 L Del problema: 12 L - V 0 2
Dato: M(C 2 H6) = 30; M (0 2) = 32
72 g _______
2
12 L de C 2 H2, según la siguiente reacción:
Ejem plo de m asa-m asa
Del problema:
67
Relación volum en-volum en:
Calcule el volum en de 0
Calcule la masa de oxígeno que se necesita para quem ar 72 g de C 2 H6, según la siguiente reacción:
Por la estequiom etría: 60 g
|
En los problem as de volumen-volumen, las cantidades que se conocen y las que se des conocen están en unidades de volum en (li tros, mL, cm 3, m3, etc.), todas las sustancias gaseosas deben estar a igual presión y tem peratura.
RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS 1.
u ím ic a
2NH 3 2(22,4 L)
3 mol _____ V N H 3
4H 20 Entonces: |
-
V NH3= 1 3 4 ,4 L
REACTIVO LIMITANTE
•
Es aquel reactivo que se consume totalm ente en una reacción química, y por lo tanto al consumirse term ina la reacción.
Ejem plo de masa-mol Determine la masa de oxígeno que debe reac cionar con 5 moles de Fe para producir Fe 2 0 3 , según la siguiente reacción: 4Fe + 3 0 2 —* 2Fe 2 0 Por la estequiom etría:
4 mol - 96 g
Del problema:
5 mol - m 0 2
3
REACTIVO EN EXCESO Es aquel reactivo que no se consume totalm ente y por lo tanto de él sobra una determ inada cantidad, esta cantidad es llamada el exceso. FORMA DE CALCULAR EL REACTIVO LIMITANTE Y EL REACTIVO EN EXCESO
Entonces:
k
m 0o
4
96
=> m 0 2 = 120 g
Se divide la cantidad que se da como dato entre la cantidad estequiom étrica que plantea la reacción
68
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
para cada reactivo, entonces el cociente menor será el que corresponda al reactivo limitante.
C a C 0 3(S) —4 - — CaO(S) + C 0 2(g)
Para calcular la cantidad de otro reactivo o produc to se tom a en cuenta al reactivo limitante.
Prim ero calculam os la masa de C a C 0 3 en el mi neral: mCaco3 = ^
Ejemplo:
x
1
0 0 0
= 800 g
Para la siguiente reacción: Luego, de la reacción:
H 2 S 0 4 + 2NaOH - N a 2 S 0 4 + 2H zO
Estequiometria: 100 g de C a C 0 3 — 56 g de CaO Si interviene 100 g de H 2 S 0 4 y 100 g de NaOH, de term ine ¿qué masa de agua se debería obtener?
Problema:
800 g de C a C 0 3 — mCao
Ent0nCeS: S
=
De la reacción: H2 S 0 4 + 2 N a 0 H -
Na 2 S 0 4 + 2H20
^ mca0 = 4489
Por la RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
estequiom etría: 98 g — 80 g Del problema: 100 g — 100 g Dividiendo: H 2 S 0 4: 2
98
1,02; NaOH: M = 80
1,25
El cociente menor corresponde al H2 S 0 4, entonces él es el reactivo lim itante y el NaOH es el reactivo en exceso.
Problema:
Entonces:
98 g de H 2 S 0 4 — 36 g H20 100 g de H 2 S 0 4 — mH2o
~
El m aterial donde se llevó a cabo la reacción estaba sucio. La cantidad de un reactivo no reacciona total mente.
Luego de la reacción: Estequiometría:
Hasta ahora todos los ejercicios vistos se han re suelto considerando que el rendim iento de la reac ción es del 1 0 0 %, realm ente una reacción química no se puede desarrollar con este rendimiento, esto se debe a m uchos factores, los cuales pueden ser:
=> mH2 o = 36,72 g
Cierta masa de un reactivo se perdió en reac ciones no deseadas. En el aislam iento o purificación de un produc to, etc. Entonces, definirem os los siguientes parámetros:
PUREZA DE REACTIVOS En algunas reacciones químicas una o más de las sustancias que intervienen se encuentran impuras, pero de estas solo debe reaccionar estequiom étricam ente la cantidad pura, por lo tanto las impure zas quedan sin reaccionar. El porcentaje de pureza (%P) de una sustancia se determ ina con la siguien te relación: Masa pura de la sustancia Masa total de la sustancia
x 100%
Ejemplo: Se tiene 1 kg de_un m ineral cuya pureza es del 80% en C a C 0 3 (M = 100), determ ine la masa de CaO que se obtiene al decom ponerse el C a C 0 3, según la siguiente reacción:
Rendim iento teórico (RT). Es la cantidad de un producto que se espera obtener si todo el reactivo lim itante form a el producto, sin que sobre nada de reactivo y sin que alguno de los productos se pier da durante su aislam iento y purificación. Rendim iento real (RR). Es la cantidad de produc to que se obtiene en una reacción quím ica real; siem pre es m enor que el rendim iento teórico debi do a las pérdidas durante las etapas de aislam iento y purificación, y a la producción de subproductos menores. Porcentaje de rendim iento (%R). Este viene a ser el cociente entra el rendim iento real con el ren dim iento teórico. %R =
Rendimiento real x 10Q% Rendimiento teórico
Q u ím ic a
Ejemplo:
2 K C I0 3 -
Del ejem plo que se vio en pureza de reactivos, si el rendim iento de la reacción fuera del 75%, ¿cuál seria la masa de CaO que se obtendría?
2(122,5 g )
| 69
2KCI + 3 0 2
mpura
3(22,4 L) -------------112 L
Entonces, el rendim iento teórico de CaO es 448 g Luego, aplicando la fórmula: 75% :
(RR) 448
x
10 0
" p » - 3 ( s r i ) ’<2<' 12’ 5>
% =* mpura — 408,3 g
RR = 358,4 g
Hallando la masa del mineral:
EJER CICIOS RESUELTOS
C2 0 %>______ 408,3 g -----------80%
Al reaccionar 240 g de anhídrido sulfúrico con agua, qué masa de solución de H2 S 0 4 al 90% en masa se podrán preparar. Resolución:
Im purezas/____KCI0 3 mrnineral-----------100%
-
"m ineral = ^ 4 0 8 , 3
Planteando la reacción: h im¡nerai — 510,4 g
¿Cuántos gram os de ácido sulfúrico obten drem os a partir de 600 g de pirita (FeS2) se gún las siguientes reacciones: m =
x 98 = 294 g (ácido puro)
FeS 2 + 0
Preparando la solución:
90%m H2S 0 4 +
294 g .
- 90%
m Total -
_
100 %
_A m Total "
10 0
H ,0
90
x 294
m-rotai = 326,6 g
—* Fe2 0
2
502+
0 2
so3 +
h 2o -
3
+ S02
so3
—■
H2 S 0
4
Resolución: Balanceando las ecuaciones: 4FeS 2 + 1 1 0 2 -
2Fe 2 0
2S02 + 0
3
+ 8 S 0 2 .................. (I)
2
-
2 S 0 3 ....................................(II)
5 0 3 + H20
-
H2 S 0 4 ............................... (III)
Operando: 2.
¿Qué masa de un m ineral que contiene 80% en masa de clorato de potasio se requieren para obtener 112 L de oxígeno m edidos a CN según:
4FeS 2
-
8H 2 S 0 4
4(120 g) 600 g
8(98 g) -------
m
K C I0 3(s) 3(si -?-al? L KCI(S) + O; Resolución: Balanceando la ecuación:
=>" = —
y * 8(98) = 980 g
7 0
| C
o l e c c ió n
E l Po s tu lan te
[ " " e j e r c i c i o s PROPUESTOS
C a C 0 3 —*■ GaO + G 0 2
|
¿Cuántos gram os de piedra caliza se requie ren? 1.
Al com bustionar 5 moles de metano (CH4) con suficiente cantidad de oxígeno, hallar los mo les de C 0 2 desprendidos. a) 1 d )5
2.
10
b) 50 e) 40
b) 19,6 e) 29,4
c)
28
b) C 2 H4 e) C 5 H 1 0
c)
C 3 H6
Según el proceso: ZnS + 0 2 —- Zn + S 0 3
PA(Zn = 65,5; S = 32; O = 16) a) 880 g d) 680 g
b) 780 g e) 1 0 2 0 g
¿Cuántos litros de amoniaco se producirán a partir de 60 litros de nitrógeno? b) 140 L e ) 170 L
c) 60 L
Cuántos m ol-gramo del gas se producirán a partir de 177 gram os de estaño, según:
PA(Sn) = 118 a) 4 mol d) 3 mol 10.
c) 460 g
Se desea obtener 224 gram os de CaO a partir de piedra caliza que contiene 80% de C a C 0 3.
b) 1 mol e) 1,5 mol
c) 2 mol
¿Cuántos litros de aire con 20% en volumen de oxígeno se requiere para reaccionar con 40 litros de hidrogeno y así form ar agua? a) 20 L d) 50 L
11. c) 54 g
La blenda es un mineral que contiene 50% de pureza de ZnS. ¿Cuántos gram os de blenda se necesita para producir 320 gram os de S 0 3 según la reacción indicada?
7.
9.
c) 500 g
H20 + Sn + H N 0 3 - H 2 S n 0 3 + NO
La com bustión completa de 4 litros de un alqueno gaseoso (CnH2n) libera 12 litros de gas. Hallar la form ula del alqueno. a) CH 2 d) C 4 H 8
.
b) 9 g e) 36 g
b) 300 g e) 600 g
a) 120 L d) 80 L
Se hace reaccionar 46 gram os de sodio com pletamente con agua. Hallar la masa de agua que se necesita.
a) 18 g d) 4,5 g
6
.
c )1 0 0
PA(Na = 2 3 ; O = 16, H = 1)
5.
8
¿Qué volumen en litros ocupará a condicio nes norm ales el oxígeno empleado, si la com bustión es completa para 1 1 gram os de gas propano? a) 14 d) 21
4.
c)
Al reaccionar el sodio con suficiente ácido sul fúrico, se desprende 50 m oles de gas hidróge no. Hallar los moles de ácido requerido. a) 25 d) 30
3.
b) 2 e) 2 0
a) 200 g d) 400 g
b) 100 L e ) 150 L
c )1 2 L
¿Cuántos litros de S 0 2 se obtendrá a partir de 1 2 1 litros de oxigeno gaseoso de acuerdo a la siguiente reacción?
F e S 2+ a) 11 L d) 15,1 L
02—*■ Fe 203 + S 02 b) 121 L e) 352 L
c)
88
L
12. ¿Cuántos gram os de am oniaco se form arán al reaccionar 50 gram os de N 2 y 30 gram os de H2? a) 80 g d) 60,71 g
b) 10,71 g e) 19,29 g
c )4 0 ,7 1 g
13. Se hace reaccionar 50 gram os de sodio m etá lico con 40 gram os de agua. ¿Cuál es el volu men de H2 obtenido a 2 atmósferas y 27 °C? a) 5,34 L d) 13,37 L
b) 18,23 L e) 42,4 L
c) 41,32 L
14. A partir del proceso o síntesis de Haber-Bosch qué volumen de N2 a 127 °C y 2 atmósferas
Q
de presión serán necesarios para reaccionar con todo el H 2 existente en un balón de 18 L de capacidad a la presión de 1,5 atm ósferas a 27°C. a) 7 L d) 5,96 L
b) 6,2 L e) 4,3 L
Fe + H2 S 0 4 —- F e S 0 4 + H2 a) 70% d) 15%
b) 20% e) 50%
c) 30%
FeS 2 + 0 a) 19,2% d) 80%
FeS 2 + 0
2
—* Fe 2 0
502 + 0
2
—- S 0 3
5 0 3 + H20 a) 2,46 d) 4,32 17.
3
H2 S 0 4 b) 1,63 e) 6,32
c )2 ,9 6
¿Cuántos gram os de soda cáustica se podrán obtener a partir de 1 kg de Na 2 C 0 3 con 20,5% de im purezas, si rea ccio n a con la cal a p a gada? a) 754,7 g d ) 795 g
b) 452 g e) 800 g
c) 600 g
—- Fe 2 0
3
+ S02
b) 83,47% e) 23 %
c)41 ,6 %
a) 12,5 g b) 0
+ S02
2
19. Se hace saltar una chispa eléctrica en una mezcla que contiene 100 g de Fl2 y 100 g de 0 2, de modo que se form a agua. ¿Cuánta agua se form ó?
c) 16. ¿Cuántos kg de H 2 S 0 4 se obtendrá a partir de 1 kg de pirita según:
71
18. En la tostación de 36 g de sulfuro de hierro, se obtiene 0,12 NA unidades fórm ulas de óxido férrico. Determ inar el rendim iento de la reac ción:
c ) 7 ,1 L
15. Un clavo de hierro que tiene una masa de 40 gram os cae en un recipiente que contiene 59,5 g de ácido sulfúrico hirviendo. ¿Qué por centaje del clavo no reacciona?
|
u ím ic a
2
en exceso; 12,5 g
10 0
g
d) 112,5 g e) Exceso en H2; 12,5 g 20. Cuando se calienta cobre con un exceso de azufre, se form a Cu 2 S. ¿Cuántos gram os de CuS se producirá si se calienta 100 g de co bre con 50 g de azufre? a) 300 d) 180
b) 12,5 e) 1 0 0
1
. d
5. c
2
. d
6
c) 125
9. c
13. d
. b
1 0
. b
14. d
17. c 18. d
3. c
7. c
1 1
. c
15. d
19. d
4. a
8
. a
1 2
. d
16. b
2 0
. c
ESTADO GASEOSO En ciertas condiciones de presión y temperatura, la mayoría de las especies quím icas pueden existir en los tres estados de agregación de la materia. Las propiedades físicas de una sustancia depen den generalm ente de su estado.
Son sustancias que se caracterizan por presentar form a y volumen variable. Presentan un m ovim ien to caótico y desordenado (en todas direcciones), debido a que las fuerzas de repulsión predominan sobre las fuerzas de cohesión. La palabra gas fue empleada inicialm ente por el físico belga Van Helmont para referirse a las sus tancias que se desprendían al quem ar madera. Según la term odinámica, se consideran 3 parám e tros o variables de estado, los cuales rigen el com portam iento de los gases. Este com portam iento es independiente de su com posición química; siendo dichas variables de estado la presión, el volumen y la temperatura. Algunos com puestos com unes que son gases Fórmula
Nombre
Características
HCN
Cianuro de
Muy tóxico
Cloruro de
Tóxico, corrosivo,
hidrógeno
olor asfixiante
Sulfuro de
Muy tóxico
ch4
M onóxido
Tóxico, incoloro,
de carbono
Inodoro
Metano
Incoloro, inodoro, inflamable
so2
Dióxido de
p
o
»
Fr »
Fa
O If)
0
Poseen grandes espacios interm oleculares, las m oléculas de un gas están m uy separa das. Poseen alta energía cinética molecular, puesto que las m oléculas se m ueven m uy rá pidamente. La presión que ejerce un gas es el resultado del choque de sus m oléculas contra las paredes del recipiente que las contiene. Esta presión es igual a cualquier punto de la masa gaseosa. Expansión: todo gas ocupa todo el volumen disponible del recipiente, por lo tanto no tiene ni form a ni volum en definido.
Difusión: consiste en que las m oléculas de un gas debido a su alta energía cinética atra viesan fácilm ente la masa de otro cuerpo ma terial (sólido, líquido o gas). Efusión: consiste en que las m oléculas de un gas escapan a través de un orificio practicado en la pared del recipiente que las contiene.
hidrógeno CO
&
Compresión: mediante una fuerza externa se reduce el volumen de un gas debido a que hay grandes espacios intermoleculares.
hidrógeno
H2S
Q ,/3 o « b
CONCEPTO DE GAS
HCI
que el m ovim iento es desordenado o caótico (gas significa caos):
Incoloro, olor irritante
Se denom ina atm ólisis a la separación de los com ponentes de una mezcla gaseosa por di fusión a través de una m em brana porosa. El gas más ligero es el que se difunde primero a través de dicha m em brana porosa.
azufre
nh3
Am oniaco
Incoloro, trante
olor
pene
PROPIEDADES GENERALES DE LOS GASES Entre sus m oléculas existe alta entropía, las fuerzas de repulsión (Fr) predom inan sobre las fuerzas de atracción o cohesión (Fa), por lo
Gas real. Es todo gas existente sujeto a las interac ciones propias de su naturaleza molecular. Tiende
Q
a comportarse copio gas ideal a bajas presiones y elevadas temperaturas y cuando el peso molecular es pequeño.
PV
Gas ideal. Cumple perfectamente la Teoría Ciné tica Molecular, no existen en realidad, gozan de perfecta elasticidad y compresibilidad.
•
m
| 73
P2 V2
T2
Ti
Relación con la densidad (D): P1
TEORÍA CINÉTICA 0 MOLECULAR DE LOS GASES. Fue desarrollada por muchos científicos (Claussius, Maxwell, Boltzman) para comprender mejor las propiedades de los gases, y para lo cual crea mos un gas perfecto o gas ideal con las siguientes características:
PARA 2 ESTADOS
= cte.
u ím ic a
T1D 1
2.
Las moléculas tienen masas puntuales, es de cir, dimensiones despreciables.
p2 t2d2
Procesos restringidos. Son aquellos donde la masa de gasees constante y una de las fun ciones de estado (P, T o V). Ley de Boyle - M ariotte. Si la temperatura permanece constante (proceso isotérmico), la presión absoluta varia inversamente propor cional al volumen.
Las fuerzas intermoleculares (Fr y Fá) son nulas por lo que poseen movimiento libre en todas las direcciones.
PV = cte.
Las moléculas están en movimiento continuo, rápido y al azar, con movimiento rectilíneo. La energía cinética promedio.de las molécu las sólo depende de la temperatura:
PARA 2 ESTADOS
P iV i = P2V 2
Ley de Charles. Si la presión permanece constante (proceso isobárico) el volumen va ría directamente proporcional a la temperatu ra absoluta.
K: constante de Boltzman Y = cte. K = 1,38x10~23 J/mol.K •
La velocidad cuadrática media-depende de la temperatura absoluta y la masa molecular.
'
V, = Y, Ti
T2
Ley de Gay - Lussac. Si el volumen perma nece constante (proceso isócoro o isométrico), la presión absoluta del gas varia directa mente proporcional a la temperatura.
3RT
v
PARA 2 ESTADOS
M
R: constante universal del gas ideal Y = cte.
R = 8,31 J/mol.K
PARA 2 ESTADOS
ñ = ü
Ti
T2
LEYES DE LOS GASES IDEALES 3. 1.
Ecuación general de los gases o ecuación de ClauSsIus. Se cumple para todo proceso donde la masa de gas es constante, es decir procesos jsomásicos (n = cte.).
Ecuación universal de los gases ideales (Ecuación de Clapeyron). Relaciona mate máticamente las propiedades macroscrópicas (P, V y T) o variables de estado y la cantidad de gas (masa o número de moles):
74
|C
o l e c c ió n
E l Po stu lan te
Presión parcial (P|): es la presión que ejer cen las moléculas de uno de los componen tes, cuando está ocupado todo el volumen de
PV = RTn n: número de moles => n = ^ r M
mezcla a la misma temperatura. Pt = 2 P¡ = P i + P2 + P3 + ... + P„
R: constante universal de los gases
Principales valores de R:
2.
Ley de Amagat. Esta ley plantea que cada componente de una mezcla gaseosa ocupa un volumen parcial igual al que ocuparía si
•
R = 0,082
L.atm mol.K
estuviera s^lo a la misma temperatura y pre sión total de la mezcla. B volumen total dé la mezcla es la surtía de los volúmenes parciales de todos tos componentes.
rv ^ L
Volumen parcial (V¡): Es el volumen que ocu
R = 62 4 L mmHg j P -> m m H g o Torr
molK
•
R = 8 ,3
L.kPa mol.K
I t~ k
pa cada gas componente (i) fuera de la mez cla (aislado), cuando se encuentra sometido
V ~ L
a una presión Igual a la de la mezcla y a la misma temperatura..
P -» kPa VT = 2V ¡,= V , + V 2 + V 3 + ...+ Vn
T— K
Otras formas de expresar:
DEFINICIONES IMPORTANTES DE MEZCLAS 1.
PV =
Fracción molar (fm)
R T =» PM = ^ R T M
Se define: fm(i) = nT
En función de la densidad (D): En el ejemplo: fm (N 2) =
fm (C 0 2) = ^
DflasDP P PM = DRT
Relación de Avogadro:
También se cumple:
Doas IP T \ ^ = \4 n 1
P¡ = fm(i) x PT
n 2
MEZCLA DE GASES
fm (i)= ^
Es una mezcla homogénea, donde cada compo nente tiene un comportamiento individual, como si se encontrara solo en el recipiente.
1.
Se demuestra que:
Ley de Dalton. Esta ley plantea que cada componente de una mezcla gaseosa ejerce una presión parcial igual a la que ejercería si estuviera solo en el mismo volumen del reci piente, y la presión total de la mezcla es la suma de las presiones parciales de todos los componentes.
V¡ = fm(i) x Vi-
Zfm(i) = 1
2.
fm(1) + fm(2) +... = 1
Identidad de Avogadro %n¡ = %P¡ = %V¡ = fm (i)x100
Q
3.
|
75
Masa molecular promedio o aparente de una mezcla (Mr ) M t = fm (t) M 1 + fm(2) M2 + fm(3)M3 + ...
4.
u ím ic a
1.
Masa total y número de moles totales
La densidad de un gas es 9,7g/L a 10 atm de presión y 127 °C. Calcular la densidad dél gas en condiciones normales. '• Resolución:
mtotai= m i + m2 + m3 + ... + mn
Por la ley general de los gases Ideales:
ntotai — ni + n2 + n3 + ... + nn
Pi D.,T|
VELOCIDAD DE EFUSIÓN 0 DIFUSIÓN (v) Indica el volumen difundido o efundido de una masa gaseosa en una unidad de tiempo.
P2 D2T2
10
1
(9,7) (400)
D2(273)
D2 = 1,421 g/L
„v = volumen difundido v = „— V -...............=) tiempo de difusión t 2.
Un gas sigue el proceso (2) — (1). Si P2 = 3P 1 y T, = |
LEY DE DIFUSIÓN GASEOSA (THOMAS GRAHAM)
t 2,
hallar: V ,/V 2
A las mismas condiciones de presión y temperatu ra,' la velocidad de difusión o efusión d e los gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus masas moleculares o de sus densidades. Para 2 gases A y B:
VA _ vs
m b
y Ma
:>
Resolución: Del gráfico, aplicando la ley general de los ga-
El método de difusión fue empleado por Aston para separar los isótopos del neón basándpse en las di ferentes velocidades de cada isótopo. Aunque son los elementos más abundantes en el universo, el hidrógeno y el helio se presentan como gases solo en trazas en nuestra atmósfera. Esto es debido a las velocidades moleculares medias elevadas que resultan de sus masas moleculares bajas. A las temperaturas de nuestra atmósfera, estas moléculas alcanzan velocidades que exce den la velocidad que requieren para escapar de la fuerza gravitacional terrestre y difundirse en el espacio interplanetario.
Ejemplo: De los gases: N2 (M = 28); CI2(M = 71) y C 0 2 (M = 44), el menos veloz es Cl2 (mayor M ) y el más veloz es N2(menor M).
ses:
PYi
pi vi ! t 3 2 3.
P2 V2
3
pi v T2
2
b i t ) -
Se tiene un gas a 304 mmHg y - 2 3 °C, si su présión aumenta a 2,4 atm y su volumen se reduce hasta la tércera parte, determine la temperatura final T2 del gas.
Resolución:
PV PV Por la ley general de los gases: - ^ 4 = *1 T2 (304) V
(2,4 )(7 6 0 ) V/3
250
T2
= *T 2 = 5 0 0 K
76
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
4.
En un recipiente de 32, 8 L de capacidad se tiene gas oxígeno a 640 torr y 131 °F. Deter minar la masa del gas en el recipiente. 2.
Resolución:
b) II e) IV
c) I y II
Indique la proposición correcta:
Pasando la temperatura a grados K y aplican do la Ec. Universal de los gases, tenemos:
a) Todos los gases obedecen exactamente la leydeB o yle.
F - 32 _ K - 273 9 5
b) Los gases en el cero absoluto y una at mósfera de presión obedecen la ley de Boyle.
=* K = 328 K
5.
a )l d) I, II y til
1 3 1 -3 2 9
K - 273 5
=> PV = RTn
c) La difusión de los gases no es espontá nea.
(640)(32,8) = (6 2 ,4 )(3 2 8 > (g ) » m = 32 g
d) La efusión no es una propiedad del estado gaseoso. ,
Se tiene un balón con 123 L de oxigeno ga seoso a 27 °C y 10 atm de presión. Si dejamos escapar un kilogramo del gas. ¿Cuánto marca rá el manómetro finalmente? (T = ote)
e) La téúria cinética molecular del gas ideal ignora las colisiones intermoieculares. 3.
Respecto a la ley de Boyle, señale la expre sión correcta:
Resolución: Caso inicial: P,V =
a) El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas.
... (a)
(10X123) = ( 0 ,0 8 2 )(3 0 0 )(g )
b) La presión es directamente proporcional a la temperatura del gas.
=> m, = 1600 g = 1,6 kg
c) El cociente del volumen entre la tempera tura del gas es constante.
Caso final: P2V = R T x | m!_ ^j... (p)
d) El producto del volumen y la presión de un gas es constante. e) b y d
Dividiendo (a ) -r- (P): 4.
¿Cuál es el volumen molar de un gas ideal a 91 °C y £ 4c m H g ? a) 68 L d) 70 L
5.
[^EJERCICIOS PROPUESTOS
1.
Respecto a la teoría cinética molecular de los gases ideales, indiqué lo que corresponde: I.
Poseen forma y volumen variable.
II. Son considerados como fluidos. III. Las moléculas poseen alta energía cinética. IV. Se pueden comprimir hasta licuarlos a cualquier presión y temperatura.
6.
c )3 0 L
¿Cuántos átomos hay en un litro de C 0 2 a 100 °C y 2 atm d é presión? a) 11.79X 1022 0 )1 1 ,7 9 x 1023 e )6 ,5 3 x 1022
l
b )2 7 L e) 24 L
b) 3,93 x 1 o 22 d) 0,01
Un recipiente de 10 L de capacidad está por ser llenado con C 0 2 a 300 °C y 500 mmHg por introducción de un trozo de hielo seco (C 0 2(S))- ¿Qué masa de hielo seco se usará? a) 1 g d) 0,615 g
b) 0,1 g d) 0,7 g
c )6 ,1 5 g
Q u ím ica | 7 7
7.
Un globo soporta una presión máxima de 4,1 atm. Si se infla con aire testa un volumen de 5 L y a 37 °C, calcular la masa de aire en 20 globos. M(aire) = 29 g/mola) 467,74 g d) 507,74 g
8.
c) 541,5 g
Un balón de acero de 32 L puede soportar una presión de 24,6 atm. Si en el balón se coloca 20 moles de 0 2(g), ¿cuál es la máxima tem peratura que soportarla el balón sin llegar a explosionar? a ) 247 °C d) 227 °C
9.
b) 476,74 g e )4 9 1 ,3 4 g
b) 4 8 0 °C e) 237 °C
c) 207 °C
Un balón de acero de 3 L de capacidad, tiene 0 2(g) a 27 °C y 2,05 atm de presión. Por un agujero se escapa el gas a razón de 0,36 L/min medidos a C N durante 2,5 minutos. Determi nar las moles finales de 0 2(g) en el balón. a j 0,25 moles c) 0,21 moles e ) 2,8 moles
b) 0,04 moles d) 2,05 moles
10. Un gas ideal se encuentra a 1,5 atm 27 °C, ocupando un volumen de 10 L, si se somete a 0,25 atm y 127 °C, ¿qué volumen ocupará? a) 150 L d )8 0 L
b) 160 L e ) 277,7 L
c) 75 L
11. El aire en un tanque estaba a una presión de 540 mmHg a 25 °C. Al exponerlo a la luz solar la temperatura aumenta a 50 °C. ¿Cuánto es la presión del tanque? a)¡ 270 mmHg c) 585,3 mmHg e) 1100 mmHg
b) 1080 mmHg d) 540 mmHg
12. Se tiene 500 L de un gas ideal a 27 °C y 1 atm. Si se triplica su volumen al igual que su pre. sión. Determinar la nueva temperatura. a) 2700 °C d) 1200 K
1)) 2427'K e) 900 K
a) 45,2 mL d )4 4 ,8 m L
b) 84,2 mL e )7 0 ,8 m L
c) 22,4 mL
14. En un balón de acero se tiene 340 g de Cl2(g) a 17 °C; si al calentarse la presión aum en ta en 100% , hallar la tem peratura final del gas en “C. a ) 340 d) 370
b )3 3 0 e) 307
c )5 8 0
15. Se tiene un balón de acero de 10 L e í cual contiene He a 14 atm de presión y 37 °C. ¿Cuántos globos de 700 mi se podrá llenar a 760 mmHg y a la misma temperatura? a) 200 d) 275
b) 240 e) 315
c) 250
i 16. Se tiene 4 L de gas oxigeno a 912 mmHg y 47 °C; luego por un proceso isobárico se in crementa la temperatura hasta 177 °C y por último por un proceso isotérmico se aumenta la presión hasta 1140 mmHg. ¿Cuál es el vo lumen final que ocupa el gas? a) 3,9 L d) 4,5 L
b) 4,0 L e) 4 ,9 L
c) 4,2 L
17. ¿Cuántos globos esféricos de goma de 5 litros de capacidad pueden llenarse a condiciones normales, con el hidrógeno procedente de un tanque de 6 00 litros a 5 atm y 27 °C? a) Í0 0 d) 2730
b) 273 e) 5460
c) 546
18. Se tiene amoniaco
b )8 ,2 g e ) 16,4 g
c )1 0 ,4 g
c )2 4 2 7 ° C
13. Un gas ocupa un volumen de 30 mL a 30 °C y 1990 torr. Calcular el volumen del gas a CN.
19. Se tiene un balón de acero con la válvula ave riada, conteniendo inicialmente cierta masa de gas acetileno C2H2 a 4 atm y 37 °C. Luego de aumentar la presión a 5 atm y la tempera
78
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
tura a 192 °C, se observa que escapan 5 g de gas. Hallar la masa inicial del C2H2. a) 30 g d) 15 g
b) 25 g e) 5 g
a) 5 g
b) 12 g
d)
e) 8 4 g
70 g
c )3 5 g
c) 20 g
20. En un recipiente se tiene 5 g de hidrógeno a ciertas condiciones de presión y temperatura. ¿Qué masa de nitrógeno se tendrá en otro re cipiente del mismo volumen y en las mismas condiciones?
1. d
5. a
9. c
13. e
17. c
2. c
6. c
10. d
14. e
18.- c
3. d
7. a
11. c
15. a
19. a
4. b
8. c
12. c
16. d
20. d
I
SOLUCIONES
ello es debido a la poca afinidad que existe entre la fase dispersa y la fase dispersante.
DISPERSIONES Es el ordenamiento de las partículas de un cuer po en el seno de otro cuerpo, lo que se reparte se denomina fase dispersa y quien permite la disper sión se denomina fase dispersante.
Tamaño de partícula: d > 1
2.
CLASIFICACIÓN DE U S DISPERSIONES Según el tamaño de la partícula dispersa, las dis persiones se clasifican, en suspensiones^ solucio nes y coloides.
1.
p
Coloides. Es un tipo de dispersión donde las partículas dispersas llamadas micelas se en cuentran en constante movimiento tipo zig zag, lo cual le da estabilidad al coloide, este mo vimiento se denomina browniano; otra pro piedad importante de los coloides es la difrac ción de lo§ rayo? de la luz, fenómeno llamado efecto Tyndall.
Suspensiones. Es un tipo de dispersión que tiene como característica la sedimentación,
Tamaño de partícula: 1 nm < d < 1 pm
SISTEMAS COLOIDALES \ M"
j
EJEMPLOS
3.
Sólido
Liquido
Sol
Detergente en agua, pinturas, tinta de boligrafo.
. Liquido
Líquido
Emulsión
Leche homogeneizada, mayonesa, crema para la cara.
Gas
Liquido
Espuma
Crema batida, espuma para afeitar, espuma de cerveza.
Sólido
Sólido
Sol sólido
Esmeralda, rubí, gemas de color, ciertas aleaciones (du raluminio).
Líquido
Sólido
Emulsión sólida
Ungüentos, geles (queso, gelatina), mantequilla.
Gas
Sólido
Espuma sólida
Piedra pómez, esponja, hule, lava, pasta de dientes.
Sólido
Gas
Aerosol sólido
Humos, partículas de polvo en el aire, virus aéreos.
Liquido
Gas
Aerosol liquido
Nubes, neblina, vaho, Spray.
Gas
Gas
No. existe
Completamente miscibles, forman soluciones gaseosas.
Soluciones. Es un tipo de dispersión homo génea, también se le denomina dispersión fina, en la solución se mezclan dos o más es pecies químicas (átomos, iones, moléculas). Tamaño de partícula: d < 1 nm.
COMPONENTES DE U SOLUCIÓN • . Soluto (Sto). Es el componente que se di suelve. Por lo general, se encuentra en menor proporción, la solución puede contener más de un soluto y además da el nombre a la solución.
Solvente (Ste). Es el componente que disuel ve. Por lo general, se encuentra en mayor pro
porción, la solución solo puede contener un solvente. El solvente más utilizado es el agua (sol vente universal) debido a que disuelve a casi todas las sustancias debido a su alta constante dieléctrica y a la polaridad de su molécula.
Ejemplo: Agua de mar NaCI Na2 COa Na2 SO„ Kl NaBr
80
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
COEFICIENTE DE SOLUBILIDAD (S)
Solución iónica. Es aquella que tiene como
Es una propiedad física muy importante de las solu ciones, indica la concentración de una solución satu rada. Por convención, la solubilidad se define como la masa máxima en gramos de soluto que se disuelven en 100 g de agua a una determinada temperatura.
soluto a un compuesto el cual al disolverse se disocia o ioniza por lo cual estas solucio nes son conductoras de la electricidad.
Ejemplos: NaCI(ac); CaSO 4(a0)
T (°C ):
masa máxima de soluto
Solución molecular. Es aquella que tiene como soluto a un compuesto el cual al di solverse se disgrega a nivel molecular por lo cual estas soluciones son no conducto ras de la electricidad.
Solubilidad del soluto: La solubilidad de la mayoría de solutos sóli dos y líquidos es directamente proporcional a la temperatura. La solubilidad de los gases en los líquidos es inversamente proporcional a la temperatura y directamente proporcional a la presión (ley de Henry).
Ejemplo: C-feHáaOinac)
2.
CLASIFICACIÓN DE U S SOLUCIONES 1.
agua azucarada
Por la naturaleza del solvente: Solvente •
Sólido • - Liquido ■ - Gaseoso ■
►Solución sólida ►Solución liquida ►Solución gaseosa
Por la naturaleza del soluto:
Solución 'S O iS t e ”
s ó 1
Sólido-
1 D A
"►
s
Acero (C + Fe)
ó
Latón (Zn + Cu)
1 Liquido
D O
Gas L 1 Q U I D A
Sóllrin
Liquido
Amalgama (Hg + Metal)
L 1 Q U | D 0
Salmuera (NaCI + H20 ) Dextrosa (C6H i20 6 + H20 ) Aguardiente (Etanol + H20 )
•
Vinagre (ácido acético + H20 ) Agua oxigenada (H20 2 + H20 ) Agua gaseosa (C 0 2 en liquido)
Sólido Líquido ,
Gas
Bronce (Sn + Cu)
Oclusión de H2 en Pd
Gas G A S E O S A
—
G A S E O S 0
i2 en el aire Aire húmedo (H20 de aire)
Aire seco (N2, 0 2, Ar)
80
| C
o l e c c ió n
E l Po stu lan te
•
COEFICIENTE DE SOLUBILIDAD (S) Es una propiedad física muy importante de las solu ciones, indica la concentración de una solución satu rada, Por convención, la solubilidad se define como la masa máxima en gramos de soluto que se disuelven en 1 0 0 g de agua a una determinada temperatura.
Solución iónica. Es aquella que tiene como soluto a un compuesto el cual al disolverse se disocia o ioniza por lo cual estas solucio nes son conductoras de la electricidad. Ejemplos: NaCI(aC); C a S 0 4(ac)
T t ° r ' \ _ masa máxima de soluto ( ’ 1 00g H20
•
Solubilidad del soluto: La solubilidad de la m ayoría de solutos sóli dos y líquidos es directam ente proporcional a la temperatura. La solubilidad de ios gases en los líquidos es inversam ente proporcional a la tem peratura y directam ente proporcional a la presión (ley de Henry).
Solución molecular. Es aquella que tiene como soluto a un com puesto el cual al di solverse se disgrega a nivel m olecular por lo cual estas soluciones son no conducto ras de la electricidad. Ejemplo: C 1 2 H 2 2 O 1 K. 0
2.
Por la naturaleza del solvente:
<
CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES 1.
Por la naturaleza del soluto:
Solución S Ó L
Soluto
Sólido
1
D A
Líquido
Solvente S Ó L I D 0
Gas L í Q U
Sólido
---------- . Solución sólida .Solución liquida
Gaseoso--------- ►Solución gaseosa
Ejem plo (STO + STE) Acero (C + Fe) Latón (Zn + Cu) Bronce (Sn + Cu) Am algam a (Hg + Metal) O clusión de H2 en Pd
L f Q U
Líquido
Salm uera (NaCI + H 2 0 ) Dextrosa (C 6 H 1 2 0
6
+ H2 0 )
Aguardiente (Etanol + H 2 0 )
D
Vinagre (ácido acético + H 2 0 )
0
Agua oxigenada (H 2 0
Gas G A S E O S A
Sólido Liquido
1
1
D A
— agua azucarada
Sólido Líquido
+ H2 0 )
Agua gaseosa (C 0 2 en liquido) G A S E
l 2 en el aire Aire húmedo (H20 de aire)
0
Gas
2
S 0
Aire seco (N2, O z, Ar)
Q
3.
4.
u í m ic a
|
81
Ejemplo:
Por su naturaleza química: Solución ácida Ejemplo: H2SO„(aci
[l-T1] > [O H 1]
Solución básica Ejemplo: NaOHlaol~
[H '1j < [O H -1]
Solución neutra Ejemplo: NaCI(ac|
[H1+] = [OH1-]
Una solución de H N 0 3 al 10% en masa, es la que contiene 10 g de H N 0 3 en 100 g de solución. •
Porcentaje en volumen (%V) Expresa el volum en del soluto que hay en 1 0 0 m L d e solución.
Por la cantidad de soluto: Solución diluida. Es aquella solución cuya cantidad de soluto se encuentra muy alejada de lo que indica la solubilidad a una determ i nada temperatura. Solución concentrada. Es aquella solución cuya cantidad de soluto se encuentra muy cercana a lo que Indica la solubilidad a una determ inada temperatura. Solución saturada. Es aquella solución cuya cantidad de soluto que contiene es lo que in dica la solubilidad a una determ inada tem pe ratura. Solución sobresaturada. Es aquella solu ción cuya cantidad de soluto que contiene es mayor a lo que Indica la solubilidad a una de term inada temperatura.
Ejemplo: Una solución de H 2 0 2 al 3% en volumen es aquella que contiene 3 mL de H 2 0 2 en 100 mL de solución. Porcentaje masa en volum en (%m/V) Expresa la masa en gramos de soluto en 100 mL de volumen de solución.
CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN Las unidades de concentración se utilizan para ex presar la cantidad de soluto en una solución. Ac tu a lm e n te se utilizan varias unidades de concen tración, dependiendo de la naturaleza y uso de la solución y éstas se expresan en unidades físicas y químicas. Para cada solución es una propiedad in tensiva (una vez determ inada, no cambia al variar la cantidad de la solución).
Ejemplo: Una solución al 15% m A / de Kl, significa que por cada 100 mL de solución hay 15 g de Kl. Masa de soluto en volum en de solución
UNIDADES FISICAS DE CONCENTRACION Porcentaje en masa (%m). Expresa la masa de soluto que hay en 1 0 0 gram os de solución.
%m = —
x100
m Sol
mSoi — msto+ mste
Cuando la concentración se expresa en mg/L, esta expresión es equivalente a una parte del millón (ppm)
82
| C
o l e c c ió n
E l Po s tu lan te
Una solución 5 N de Ca(OH)2, significa que en 1 litro de solución hay disueltos 5 equivalentes-gram o de Ca(OH)2.
UNIDADES QUIMICAS DE CONCENTRACION 1.
M olarldad (M). Es el número de moles del so luto por litro de solución. 3. M = V„
M olalidad (m). Es el número de moles de so luto en 1 kg de solvente.
Ejemplo:
1 kg de Ste
Hallar la m olaridad de una solución que con tiene 196 g de H 2 S 0 4 en 800 mL de solución. M = - ? - = 2 ,5 — 0,8 L
= 2 ,5 M
Ejemplo: Hallar la molalidad de una solución que con tiene 0,2 moles de NaOH disueltos en 400 mL de H 2 0 .
Significa que por cada litro de solución están disueltos 2,5 mol o 2,5 mol-g de H 2 S 0 4
- Soluto
Con fines prácticos la molaridad también se
_ Solvente: 400 mL = 400 g = 0,4 kg
expresa:
M =
10 x (%m) x DSoí Mctn
DSo|: densidad de la solución expresada en (g/mL) 2.
Norm alidad (N). Es el número de equivalen tes-gram o de soluto por litro de solución.
Significa que se tiene 0,5 moles de NaOH por 1 kg de H 2 0 . OPERACIONES CON SOLUCIONES Dilución de soluciones. Consiste en bajar o dism inuir la concentración de una solución va lorada agregando una cantidad determ inada de solvente. En estos procesos eí número de moles del soluto perm anece constante. ^Sto(concentrada) — 73Sto {diluida;
# E q -g (Sto) N = V=,
Por lo tanto se deduce: N = M x 9 0
: capacidad de com binación de las sus tancias
Mcv c = MnV, 'dv d
Ejemplo: ¿Qué volumen de agua se debe agregar a 50 mL de NaOH 6 M, para obtener NaOH 2 M?
Ejemplos: •
HCI (4M ) = > 0 = 1
.-. N = 4 (1 ) = N
Significa que en un litro de solución hay disueltos 4 equivalentes-gram o de HCI. Ca (O H ) 2 (2,5M) => i = 2
MCV C = M dV d => (6)(50) = 2(50 + x) x = 100 mL
.-. N = 2,5(2) = 5 N
Se debe agregar 100 mL de agua
Q
u ím i c a
|
83
m asa de H2 S 0 4, para preparar un litro de áci do sulfúrico a 1 molar.
Lo mismo se aplica cuando se trabaja con so luciones cuya concentración está expresada en térm inos de normalidad:
Resolución:
NCV C = N dV d
C o m o :M = ^
^
n s t 0 = (1)(1)
V Sol
Mezcla de dos o más soluciones del mismo soluto
nsto = 1 = —,S,-° =» m sto = 98 g M s to
En este caso no hay reacción química, se conservan los moles de los solutos. Así para dos soluciones, se tiene: n Sto(1) +
En el ácido concentrado: 98 g H2 S 0 4 -
n Sto(2) = r^sto (mezcla)
98%
rhÁcidoic) “ *• 100%
+ M 2 V 2 = MmVm
=> mÁcido(C) = 1 0 0 g
Ejemplo:
C alculando el VÁC¡d0(c):
Se mezclan 2 L d e HBr 4M y 3 L d e HBr 0,2 M. Indicar la molaridad de la mezcla resultante.
_
m Á c id o (C )
D = _
_
,,
m Á c id o (C )
=» v = -
ü-
- í~’r l , * W JHBr* W - m
S 9'
- __^ 2 L
VAcido(C) = Y ^ = 54,34 cm 3
* '* - * ♦ * H B r’ » * <* »
L * , * >> 3 L
3.
5 L
Resolución: Para el á cid o n ítrico ( H N 0 3): N = M x 9 como: 0 = 1 =» Nhno 3 = Mhno 3
Se cumple: (4)(2) + (0,2)(3) = M m(5) .-. M m = 1,72 M
De los datos. nAc¡d0 (i) — hAcido(2 ) (MV)ac¡(Jo(1 ) = (MV)Acido(2 ) =» (4)(2) = (1 ,5)(2 + x)
EJER CICIOS RESUELTOS
1.
¿Cuál es la m olaridad de una solución de ácido sulfúrico, cuyo volumen es de 500 mi y contiene 19,6 g de ácido? Resolución: Como: M = ^ 3 Vsol 19,6
Se tiene 2 litros de ácido nítrico 4 M. Calcúle se el volumen de H 2 0 a agregarse para obte ner el m ismo ácido al 1,5 N.
8 = 3 + 1,5 x x = 3,3 L H20
4.
Una dilución de alcohol etílico en H20 es 1,54 molal, ¿Cuántos gram os de alcohol C 2 H 5 (OH) están disueltos en 2,5 litros de H 2 0 ? Resolución: Como: (m) =
=> n s t 0 = (m )x m ste M ste
Adem ás: 2,5 litros H20 < > 2,5 kg H20 Reem plazando en la expresión:
M = 0,4 m ol/L
nsto = (1,54)(2,5) = 3,85 Pero: n s t 0 = ^
2.
C alcular el volumen de H2 S 0 4 concentrado de densidad 1,84 g/cm 3, conteniendo 98% en
=, m s , 0 = n s , 0 x M M
msoiuto = (3,85)(46) = 177,1 g
84
| C o le c c ió n
El
P o s t u la n t e
[^E JE R C IC IO S PROPUESTOS
1.
Se han disuelto 196 g de ácido sulfúrico (H 2 S 0 4) en agua, hasta form ar 10 L de solu ción, C alcular la m olaridad y norm alidad de la solución. a) 0,1 M; 0,4 N c) 0,2 M; 0,3 N e) 0,05 M; 0,1 N
2.
3.
4.
d) .
6
.
c ) 4 5 ,6 g
c) 2,4 M
c) 4 N
e) 7 N
Se tiene una solución de ácido pirofosfórico H 2 P 2 0 7 8 N. C alcular la molaridad. b) 6 M e )5 M
c) 4 M
Se han mezclado 6 litros de C a(O H ) 2 4M con 4 litros de C a(O H ) 2 6 M. ¿Cuál es la norm ali dad de la solución resultante? a) 9,6 N d) 6,9 N
8
b) 8,4 M e) 5,5 M
b) 2 N N
a) 3 M d) 2 M 7.
b )3 0 ,5 g e) 32,7 g
Se tiene una solución de AI(O H ) 3 2 M. Calcu lar su normalidad. a) 1 N
6
c) 37,8 g
A 6 litros de hidróxido de sodio 4 M se le han agregado 4 litros de agua. Determ inar la nue va molaridad. a) 6,4 M d) 4,4 M
5.
b) 68,4 g e) 25,6 g
¿ C uántos g ra m o s de h id ró xid o de c a l cio está n co n te n id o s en 70 m ililitro s de C a (O H ) 2 2 N? a) 49,5 g d) 51,8 g
9.
b) 0,2 M; 0,4 N d) 0,4 M; 0,2 N
¿Cuántos gramos de ácido nítrico están conte nidos en 200 mi de una solución de H N 0 3 3 M? a) 40,5 g d) 73,3 g
a) 18,5 M y 30 N c) 40,8 M y 39, 6 N e) 12 M y 24 N
1
b) 8,5 N e) 7,5 N
c) 3,4 N
Se tiene una solución de ácido sulfúrico al 90% con una densidad de 1 , 8 g/cm 3. Calcular la molaridad y la norm alidad de la solución.
b) 16,5 M y 33 N d) 60 M y 47 N
Una solución concentrada de ácido sulfúrico tiene 95% en masa y una densidad de 1,84 g/ml. ¿Qué volumen de esta solución contiene 360 g de ácido sulfúrico? a) 120 mi d) 204,8 mi
b) 205,9 mi e) 310 mi
c) 313,6 mi
10. Se ha efectuado la neutralización de 20 mi de hidróxido de sodio em pleando 40 mi de ácido clorhídrico 0,1 N. Calcular la norm alidad del hidróxido de sodio. a) 5,2 N d) 10,4 N 11.
b) 0,2 N e) 12,5 N
c ) 3 ,5 N
Se añade 6 gram os de cloruro de potasio a 80 gram os de una disolución de cloruro de pota sio al 12% en masa. Hallar el porcentaje en masa de KCI de la solución resultante. a) 18,1% d) 10,5%
b) 10% e) 12,7%
c) 25,2%
12. ¿Qué masa de Na 2 C r0 4 se requiere para pre parar 150 mi de solución 0,4 M? a) 10,64 g d) 18,53 g 13. El ácido nítrico ralm ente tiene su densidad es com posición en a) 25,6% d) 37,5%
b) 11,64 g e) 13,5 g
c) 15,05 g
com ercial concentrado gene la concentración 15,5 M. Si de 1,409 g/ml. ¿cuál será su porcentaje en masa de agua? b) 35,7% e) 28,5%
c) 30,7%
14. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 16 g de alcohol metílico (CH 3 OH) en 2 0 0 mi de solución? a) 4,6 M d) 1,3 M
b) 2,5 M e) 7,7 M
c ) 6 ,2 M
15. Se necesita 21 mi de un ácido 0,8 N para neu tralizar 1,12 g de una m uestra impura de CaO. ¿Cuál es el porcentaje de CaO en la m uestra?
Q
a) 52% d) 38%
b) 72% e) 47%
c) 32%
16. Se añade 3 litros de HCI, 6 M a dos litros de HCI 1,5 M. Hallar la normalidad resultante considerando que el volumen final es 5 litros. a) 1,8 N d) 4,2 N
b )3 N e) 5 N
18.
b) 6 N e) 2,5 N
c) 3 N
a) 30% NaOH ; 70% KOH b) 40% NaOH ; 60% KOH c) 50% NaOH ; 50% KOH e) 25% NaOH ; 75% KOH 20.
¿Qué volumen de alcohol al 95% en masa y densidad 0,809 g/ml debe utilizarse para pre parar 150 mi de alcohol al 30% en masa y densidad 0,957 g/mL? a) 53 mi d) 56 mi
Calcular el equivalente gramo del ácido. b) 2 0 0 g e )1 6 0 g
85
d) 35% NaOH ; 75% KOH
Para la neutralización de 2,7 g de un ácido se usaron 45 mi de una disolución de KOH 0,3 N.
a) 1 2 0 g d )1 4 0 g
|
19, Se tiene una mezcla alcalina form ada por soda cáustica y potasa cáustica cuya masa es 1 2 0 g; esta solución se neutraliza con 1 2 0 mi de H2 S 0 4 2N. ¿Cuál es la composición por centual en masa de la solución?
c) 3,7 N
17. Se hace una solución con 3 litros de HCI 2N y 2 litros de HCI 1,5 N. Si a la solución así form ada se le agrega 5 litros de agua. ¿Cuál será la normalidad de la nueva solución? a) 1,75 N d) 0,9 N
u ím i c a
c )1 8 0 g
b) 58 mi e ) 50 mi
1
. b
5, d
2
. c
6
9. b
c) 46 mi
17. d
. d
1 0
. b
13. c 14. b
3. d
7, a
1 1
. a
15. b
19. a
4. c
8
. b
1 2
. b
16. d
2 0
18. b . d
CINÉTICA QUÍMICA - EQUILIBRIO QUÍMICO Características:
CINETICA QUIMICA Es la parte de la Química que estudia los m ecanis mos de reacción y los factores que Influyen en la velocidad de una reacción química. VELOCIDAD DE REACCIÓN (v) Representa la rapidez en el cambio de concentra ción con respecto al tiempo. Para un com ponente A de la reacción: / A [A ] Va
A
=
.— ►(-): reactante (se consume) '
Los valores de K, x e y se determ inan experi mentalmente. Al inicio la velocidad de reacción es máxima. A m edida que se consumen los reactantes, la velocidad disminuye. Orden de reacción: representa la dependen cia m atemática de la velocidad de reacción con respecto a la concentración. Es num éri cam ente igual a la suma de exponentes de las concentraciones en la ecuación de velocidad. Molecularidad: Indica el número de m olécu las que intervienen, está determ inada por los coeficientes estequiom étricos.
------------- 1
At
\ ___„(+ ): producto (se forma)
Reacción elemental: es aquella reacción en la que coinciden num éricam ente el orden y la molecularidad. También se considera que de sarrollan en una sola etapa. Orden = Molecularidad => reacción elemental Para el esquema: - v )
[A]t - [A],
At
intervalo de tiempo de reacción
LEY DE ACCIÓN DE MASAS (GULDBERG-WAAGE)
aA + bB —- — ► cC + dD v = K[A]X [B]y Si la reacción es elemental: x = a; y = b
Establece que la velocidad instantánea de una reacción quím ica es directam ente proporcional al producto de las concentraciones gaseosas que sus reactantes tengan en dicho instante. Para la reacción química representada por:
Orden
M olecula
n
ridad (d)
1
1
2
2
3
3
2A — productos
3A - productos
: velocidad instantánea.
2A + B - productos
K
: constante específica de velocidad, K = f(t)
A + B + C - productos
x
: orden de reacción respecto al com ponente A
y
: orden de reacción respecto al com ponente B
x + y : orden total de la reacción.
Velocidad
A - productos
A + B - productos
v = K[A]X [B]y Donde: v
Reacción
<
La ley de velocidad es:
Cuadro de reacciones elem entales
ll >
aA + bB — - — ► cC + dD
v = K[A]a [B]b
ll
A [A]
ll
N
.> £
concentración molar
< <
Donde: [A]
V = K[Af V = K[A]2 [B] V=K[A][B][C]
La m ayoría de reacciones no ocurren en un solo paso, tal como lo observam os en una ecuación química, sino en varios pasos. A la secuencia de pasos por los cuales los reacti vos se convierten en productos se denominan m ecanism os de una reacción.
Q u ím ic a |
Reacción de orden cero: es aquella que no depende de la concentración de los reactantes y se desarrolla a velocidad constante. G e neralm ente se produce sobre la superficie de
Con catalizador i. negativo''^
Con catalizador Ea3 positivo jE a2
A+B n & s Reactantesl ,,, AH
En las expresiones de velocidad de reacción no se incluyen a los com ponentes sólidos o líquidos puros presentes en las reacciones heterogéneas debido a que se considera que su concentración es constante. Las velocidades de los com ponentes de una reacción se relacionan de acuerdo a sus coeficientes: aJ + bL — cM
a
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN 1.
= ^L = _^M b e
Los iones se encuentran en un estado ac tivado por lo tanto reaccionan rápidamente.
En aquellas reacciones que se desarrollan por
Los ácidos inorgánicos generan reaccio nes rápidas. Los metales más activos son los alcalinos (IA), por ejem plo el sodio se disuelve vio lentamente en el agua.
TEORÍAS SOBRE LA CINÉTICA QUÍMICA Teorías de choques. Establece que para que se produzca una reacción química, las especies reac-
Los m etales de transición son m enos reactivos. 2.
Tam año de partícula: a mayor grado de di visión de las partículas de los reactantes, au menta la velocidad de reacción debido a que se incrementa la superficie total de contacto entre las sustancias.
3.
Concentración de los reactantes: según la ley de acción de masas, a m ayor concentra ción de los reactantes, m ayor velocidad de reacción. Se debe a que al haber un mayor número de m oléculas se increm enta el núm e ro de choques efectivos.
4.
Tem peratura: al aum entar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas y por lo tanto aumenta el número de choques efectivos. En m uchas reacciones se cumple que por cada 10 °C de increm ento de tem pe ratura, se duplica la velocidad de reacción.
5.
Acción de catalizadores: los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de
tos se denom inan choques efectivos y tienen las siguientes características: Suficiente energía cinética. O rientación espacial adecuada al m om ento del choque. Para lograr un m ayor grado de conversión de reactantes a productos, se requiere increm en tar el número de choques efectivos. Teoría del com plejo activado. Sostiene que a los reactantes se les debe sum inistrar cierta cantidad de energía llam ada de activación de tal manera que adquieran un estado energético que les per mita generar los productos. Adem ás se form a una estructura intermedia entre reactantes y productos llamado complejo activado que en la m ayoría de casos tiene vida m edia muy corta, aproxim ada _1 3 s.
Naturaleza de los reactantes: depende de la com posición y estructura quím ica de las sus tancias. Se puede observar que: Por lo general las reacciones inorgánicas son más rápidas que las reacciones orgá nicas.
etapas, la etapa más lenta determ ina la cinéti ca de la reacción.
tantes tienen que colisionar adecuadam ente. Los choques que conllevan a la form ación de produc
C+D Productos
Avance de la reacción
Relación estequiom étrica
10
Sin catalizador ''
sólidos.
mente
87
88
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
una reacción química sin experim entar en sí algún cam bio químico. Características: •
Los catalizadores modifican la energía de activación.
•
M uchos catalizadores contienen metales de transición en estado puro o combinado: Fe, Ni, M n 0 2, FeCI3, V 2 0 5,... Un catalizador interviene en reacciones quím icas que son factibles de realizar.
•
La acción de un catalizador es específica, aunque algunos influyen en m uchas reac ciones. No se consum e en la reacción. Una cantidad pequeña de catalizador in fluye considerablem ente en la velocidad de reacción. No modifica el estado de equilibrio de las reacciones reversibles.
TIPOS DE CATALIZADOR C atalizador positivo: es aquel que acelera la velocidad de reacción dism inuyendo la ener gía de activación.
•
Catalizador negativo: dism inuye o retarda la velocidad de una reacción porque aumenta la energía de activación, se llama inhibidor.
TIPOS DE CATÁLISIS Catálisis hom ogénea: se produce cuando el catalizador y los com ponentes de la reacción se encuentran en una sola fase. Ejemplo: esterificación del ácido acético
3
25
CH C O O H (i) + C H O H (|)
H2S04(aC)
3
Zimasa . 2C 2 H5OH + 2 C 0 2
EQUILIBRIO QUÍMICO En una reacción reversible, los reactivos reaccio nan para form ar productos y los productos reaccio nan para form ar reactivos hasta que alcancen un estado de equilibrio dinámico; todo a una determ i nada temperatura. Cada una de estas reacciones se desarrollan a una determ inada velocidad; a la velocidad con la cual reaccionan los reactivos se le llama velocidad de la reacción de avance o directa (vd) y a la velocidad con la cual reaccionan los productos se le llama velocidad de la reacción inversa (vi). Sea la reac ción reversible:
Entonces la reacción: A + B — C + D e s conside rada reacción de avance o directa y se desarrolla a la velocidad vd. La reacción: C + D — A + B e s considerada reac ción inversa y se desarrolla a la velocidad vi. Ahora, al ¡nielo de la reacción la vd es m ayor que la vi, pero a m edida que transcurre la reacción la con centración de los reactivos dism inuye y por lo tanto la vd dism inuye mientras que la concentración de los productos aumenta y por lo tanto la vi aumenta, luego de un determ inado tiem po se llegan a Igua lar la vd y vi, justo en este m om ento se alcanza el e q u ilib rio q u ím ico .
2
Catálisis heterogénea: ocurre cuando el ca talizador y los componentes de la reacción se encuentran en diferentes fases. Ejemplo: hidrogenación de acetileno
C2H2(g) + H2(g) --------C2H4(g) •
6
. CH C O O C H6(i) +
H2 0(|) •
C6 H 1 2 0
A + B =»C + D
•
•
E je m p lo : ferm entación enzim ática de la glu cosa.
Catálisis enzim ática: las enzimas son com puestos orgánicos que catalizan de manera específica a una o m uy pocas reacciones.
CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO A nivel m olecular o iónico es un equilibrio di námico porque ambas velocidades siguen de sarrollándose. Desde el punto de vista físico es un equilibrio estático al mantenerse constantes la presión, volumen y temperatura. Es Independiente de las cantidades Iniciales. Adem ás, tam bién se alcanza si se empieza con los productos. Una vez alcanzado el equilibrio las concentra ciones se mantienen constantes.
Q
Equilibrio A
u ím ic a
|
89
Al expresar el equilibrio de una ecuación que con tiene un sólido, el sólido no se considera en la ex presión de equilibrio. Se omite el sólido porque, a tem peratura constante, su concentración (que se determ ina por su densidad) en m ol/L es constante y no cambiará. El valor de la concentración de un sólido se incluye autom áticam ente en la constante
<5% /'producto
de equilibrio. Si el valor de Kc para una reacción es:
No es afectada por un catalizador.
M ayor que 1; entonces en el equilibrio existe
Se altera con el cam bio de temperatura.
mayor cantidad de los productos que de los reactivos, por lo tanto la reacción tiene una
CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO Aunque dos reacciones diferentes pueden alcan zar el equilibrio, las cantidades con las cuales las sustancias llegan al denom inado equilibrio quím i co pueden ser diferentes; entonces un parámetro para m edir cuantitativam ente el estado de equili brio es la expresión de la constante de equilibrio. Sea la reacción: vd aA + bB — cC + dD vi vd = K ^ A ] 3 [B]b; vi = K 2 [C]C[D]d Llegado al equilibrio químico, se cumple: vd = vi Kn[A]a [B]b = K 2 [C]° [D]d La constante de equilibrio será :
Ki
=>
Ke =
buena eficiencia. M enor que 1 pero m ayor que cero; enton ces en ei equilibrio existe mayor cantidad de reactivos que de productos. •
Igual a 1; entonces en el equilibrio es igual al producto de las concentraciones de los pro ductos y reactivos.
En el caso que en una reacción reversible tenga una sustancia gaseosa o todas sean gaseosas, entonces se puede determ inar la constante de equilibrio en función de las presiones (Kp), cuyo cálculo es sim ilar al Kc sólo que en vez de con centraciones se coloca la presión de los gases que intervienen. De la reacción general anterior: Kp=^
[Productos] [Reactantes]
w
( Pa ) W
P¡ : presión parcial del gas
Para la reacción:
K p : constante de equilibrio en función de las P¡ Kc _ [C ]c[D]d [A ]a[B ]b
RELACIÓN ENTRE Kp y Kc: Kp = Kc (RT)An
Kc: constante de equilibrio en función de las con centraciones. Donde los corchetes [ ] indican la concentración m olar de las sustancias contenida en ellas y los exponentes son los coeficientes que tiene cada sustancia en la ecuación química balanceada. Para una determ inada temperatura, el valor de K es constante. A m edida que cambia la tem peratu ra, el valor de K se modifica.
Donde: R : constante de los gases. T : tem peratura de la reacción en Kelvin. An: diferencia entre la suma de los coeficientes de los productos con la suma de los coefi cientes de los reactivos de la ecuación ba lanceada.
9 0
| C
o l e c c ió n
E l Po s tu lan te
An = ^coeficientes - X coeficientes (Productos) (Reactantes)
En una reacción por etapas la constante de equilibrio de la reacción total es igual al pro ducto de las constantes de equilibrio de las etapas.
O bservación: G eneralm ente por comodidad la constante de equilibrio se escribe sin unidades, pero no significa que sea adimensional.
Etapa 1 : A + B « C = > K i =
re í ¡[A ][B ]
TIPOS DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Etapa 2: C = D + E = K , = M E ] [C]
1.
Reacción total:
Equilibrio hom ogéneo. Las sustancias par ticipantes, están en la misma fase o estado (gaseoso o líquido).
A + B — D + E=> Ktota|
[DP] [A p ]
Ejemplo: PRINCIPIO DE LE CHATELIER
N 2(g) + 3H2(g) — 2N H 3(g)
kc . - C S lL
kp- A
[ N lllH lP An = 2 - (3 + 1) = - 2 2.
2aL
íPnJIP » , ) 3 .-. Kp = Kc(RT ) " 2
Equilibrio heterogéneo. De las sustancias participantes, al menos dos de ellas están en diferentes fases.
Ahora analizarem os cada factor que altera el equi librio químico:
Ejemplo: P4(S) +
6
Si sobre un sistema que se encuentra en equilibrio quím ico se realiza alguna perturbación que tienda a alterar dicho estado; el sistema reacciona contra rrestando la variación producida para restablecer el estado de equilibrio. Se puede interpretar como un principio de acción y reacción en los procesos químicos; es decir, que ante un cam bio efectuado sobre un estado de equilibrio el sistem a reacciona en sentido contrario.
CI2(g) = 4PCI3(|)
Kc =
= _ A ; [C l2f
[C I 2 ]6 [P4] An = 0 -
(6
+ 0) =
- 6
Kp = — (Pc l 2 )6 .-. Kp = Kc (RT ) " 6
PROPIEDADES DEL EQUILIBRIO QUÍMICO Su valor solo depende de la temperatura. La constante de equilibrio no depende del me canismo de reacción. Al invertir el sentido de la reacción, la nueva constante es recíproca de la anterior. Ejemplo: A = B + C=>K-| =
[B][C ] [A ]
B + C=-A^K
2
=
[A ] [B][C ]
A mayor temperatura; si la reacción es exo térmica, se desplaza hacia el lado de m enor energía, es decir hacia los reactantes. Si la reacción es endotérmica, se desplaza hacia el lado de mayor energía, es decir hacia los productos. A m ayor presión, la reacción se desplaza ha cia el m iembro de menor número de moles gaseosos. Al aum entar la concentración de un com po nente; si se trata de un reactivo, la reacción se desplaza hacia la derecha. Si se trata de un producto, la reacción se desplaza hacia la izquierda. La presencia de un catalizador varía la veloci dad de reacción en ambos miembros, con la m isma intensidad, m anteniendo constante las concentraciones de ios componentes; por lo tanto el equilibrio no se altera.
Q
2 N 0 (g) + O 2 (8 )
4.
2 N 0 2(g)
En un recipiente se tiene una mezcla de 1 mol de A y 1 mol de B al reaccionar am bas sustan cias se consum en 0,2 moles de A establecién dose el siguiente equilibrio a 400 °C.
B,(g) ■ 2C (9)
ya)
Resolución: Calcular Kc.
Por la ley de acción de masas: v = K[NO ] 2 [ 0 2]
Resolución: Analizando la reacción:
Entonces, si el volumen dism inuye 3 veces, se tiene: K
\ V/3 ' 1V /3 '
A (g) +
3hNo \ 2 / ^ nQ2 v' = K V
v' = K x 9[N O ]2 x 3 [0 2] De (a): v' = 27v
=> aumenta 27 veces
Temperatura, viscosidad, densidad.
II.
Presión, volumen, catalizador.
III. Tensión superficial, presión, catalizador. IV. Temperatura, densidad, concentración.
mol
B(g)
~
C(g)
1
Avance
0 ,2
mol
0 ,2
mol
—
Equilibrio
0 ,8
mol
0 ,8
mol
2
Entonces: Kc =
mol
2
Inicio
Los tres factores más im portantes en el au mento de la velocidad de las reacciones quí micas son: I.
91
.-. Rpta.: III
Si el volumen del recipiente en el cual se rea liza dicha reacción dism inuye 3 veces.
/ n NO \2 1í n 0 2 \
|
tam año de las partículas que reaccionan y el efecto de un catalizador.
EJERCICIOS RESUELTOS ¿En cuántas veces se Incrementará la veloci dad de la reacción?
u ím ic a
1
—
(0
,2
[C 2]
(O A f _________
[A ][B ]
(0 ,8 )(0 ,8 )
mol)
Kc = 0,25 5.
En un recipiente de 1 litro se mezclan 0,5 mo les de N 2 0 4 y 0,1 m oles de N 0 2, a una de term inada temperatura, estableciéndose el siguiente equilibrio:
N'*2'-'4(g) 2 0 4i
V. Concentración, temperatura, catalizador.
5=1
2 N 0 2 (g)
Resolución:
Si la concentración final de N 0 2 en el equili
Las más im portantes son concentración, tem peratura y catálizador.
brio es 0,3 M, ¿cuál(es) de la(s) siguiente(s)
.-. Rpta.: V
I.
R especto a la ley de acción de m asas y la c in é tica de una rea cció n ; no es de im p or tancia: I.
afirm acion(es) es (son) correcta(s)? El valor de la constante de equilibrio es
0,225. II.
La concentración del N2 0 4 en el equilibrio es 0,4 M.
III. Reaccionan 0,4 m oles de N2 0 4 inicial.
Temperatura
II. Concentración (actividad) de sustancias
Resolución:
III. Tipo y material del reactor
Según los datos, analizam os en la reacción:
IV. Tamaño de partículas de reactantes
N 2°4(g)
0,5 mol
11
2N 0 2 (g)
Resolución:
Inicio
0,1 mol
La velocidad de reacción está determ inada por la naturaleza de las sustancias reactantes,
Avance :
x
—
Equilibrio:
0 ,5 -x
0 ,1 + 2 x
9 2
| C
o l e c c ió n
El Po stu lan te
a) II d) Ninguna
0,1 + 2x = 0,3 =» x = 0,1 [ N 0 2 ]2 (0 ,3 f => Kc = A - 2J , = ------------’------ = 0,225 [N 2 0 4] (0 ,5 -0 ,1 )
4.
Rpta,: I y II
b) I c) Iguales e) No se puede precisar.
En la siguiente reacción química, decir en cuál de ellas es m ayor la velocidad de reacción de los reactantes. I.
C 3 H8 (1 M) + 0 2(g) ( 2 0 % ) C 0 2 + h 2o
II. C 3 H 8 (1 M) + 0 2(g) (90%) =* C 0 2 + H20 [" 1.
e j e r c ic io s
PROPUESTOS " l
Indicar cuántas proposiciones son no inco rrectas: I.
La velocidad de una reacción química al inicio es mayor.
II.
El em pleo de un catalizador altera la ener gía de activación.
a) I d) Am bos 5.
III. Tipo y material del reactor IV. Orden de la reacción y catalizador V. Tamaño de partículas de reactantes VI. Naturaleza de sustancias
IV. La velocidad del consumo es constante en el desarrollo de la reacción.
a) 1 d) 4 2.
b) 2 e )5
a) Solo I d) IV y V 6
.
C + 0
2
— C 0 2 (Ocurre a 80 °C)
II.
C + 0
2
= C 0 2 (Ocurre a 100 °C)
a) Imposible precisarlo c) Ninguna e) II
c) Solo III
En la siguiente reacción elemental, ¿cómo
De las siguientes reacciones químicas, ¿cuál de ellas tiene una velocidad de reacción de
I.
b) II y III e) Solo VI
cam biará la velocidad respecto a J, si el vo lumen del recipiente en el que se realiza la reacción dism inuye a la mitad?
c) 3
2J -» 2Q + L a) Aum enta 9 veces c) Aum enta 4 veces e) Disminuye 4 veces
los reactantes lenta al inicio del proceso quí mico?
3.
Temperatura
II. Concentración de sustancias
al grado de división de los reactantes.
La ve lo cid a d de una reacción quím ica d e pende de la naturaleza de los reac tantes.
Respecto a la ley de acción de m asas y la ci nética de una reacción; no es de im portancia: I.
III. La cinética de una reacción es indiferente
V.
b) II c) Iguales e) Imposible precisarlo
7.
b) I d) Iguales
b) Aum enta 3 veces d) Aumenta 27 veces
Para la reacción sencilla: A -Q La velocidad de reacción es 1,05 x 10 - 2 mol/L.s. Si: K = 3 ,5 x 1 0 3 s-1 , ¿cuál es la concentra ción de A en m ol/L?
Para las siguientes reacciones, ¿cuál de los catalizadores usados es un inhibidor?
a) 3 ,0 x 1 0 d ) 3 ,0 x 1 0 " 1
b) 3 ,0 x 1 0 ~ 5 e) 3 ,0 x 1 0 - 2
c ) 3 ,0 x 1 0 2
h 2s o 4
I.
I.
H2 0
---------►H20 + H2 lenta
2
H2 0
2
Kl — H20 + H 2 rápida
8
.
Para la reacción sencilla: 2A — B, cuando la concentración de A es 0,1 M, la velocidad de la reacción es 0,02 M .s-1. Calcule la constan te de velocidad K. a)
2 ,0
M - 1 .s - 1
b ) 0 ,2 NT 1 .s “ 1
Q
d)
c) 2,0 M .s ~ 1 e)
9.
1
0 ,2
u ím i c a
s“
93
( Ps o 2f
IV. Kp :
III. Kc = 1
,0 M .s ~ 1
|
( po 2f
En el sistema: C O (g) + Cl 2 (g) — CO CI 2
V. Kp =
La c o n c e n tra c ió n de CO a u m e n ta d e sd e 0 ,0 3 m ol/L hasta 0,12 mol/L y la del cloro desde 0,02 hasta 0,06 mol/L. ¿cuántas veces aumenta la velocidad directa? a) 5 d) 1 2
b) e)
c)
8
10
( p s o 2f
b) II e) V
a) I d) IV 14.
c) I
El siguiente equilibrio se realiza a 327 °C:
15 M g C 0 3(s) + calor — M gO (s) + C 0 2(g)
10.
0¿En cuántas veces se increm entará la velo cidad de la reacción?
Determ ine la expresión Kc
2NO(g) + 0 2 (g) — 2N 0 2
a)
Kc = 1
b) Kc = Kp
c)
Kc = [C 0 2]
d) Kc :
[M gCQ 3] Si el volumen del recipiente en el cual se rea liza dicha reacción dism inuye 3 veces.
b) 9
a) 27 d) 2 1 11.
[M g O ][C 0 2
c) 15
e) Kc =
e) 33
En la reacción de síntesis de Haber-Bosch:
15.
N 2 + H 2 = NH 3
b) 2,4 e) 0 , 1
0 ,8 0 ,2
c)
Sea la reacción en equilibrio, a cierta tem pe ratura:
[
] mol/L: 2 M
a) 0,5 d) 1,5
Se cumple: Kc = Kp
II.
Es un equilibrio homogéneo
a) V W d) FVF
17.
b) FFF
2PbO (s) + 2 S 0 2(g)
[PbO ] 2 [S Q 2 l 2 II. [PbS] [ 0 2
b) 41 e) 1
c) 0,041
El siguiente equilibrio se realiza a 527 °C: N 0 2(g) ~
13. Indique cuál de las alternativas corresponde a la expresión de la constante de equilibrio en:
I. Kc
1
c) VFF
e) FFV
2PbS(s) + 3 0 2(g) *
c)
b) 2 e) 3
*S®(g) + dztg) — C O C f2(g) a) 0,082 d) 82
III. Kc = [NaF ] 2
1M
16. Hallar Kc/Kp a 727 °C para el sistema en equi librio:
NaF(s) + Fi2 S 0 4 (i) = N a H S 0 4(s) + HF(g) I.
3 M
Hallar el valor de Kc
1,6
12. Marque verdadero (V) o falso (F) para la si guiente reacción en equilibrio a 900 K.
[M gCQ 3]
CO CI 2 (g) — CO |a) + Cl;
Si la v e lo cid a d de co n su m o de N 2 es 0 ,8m ol-g/L.m ¡n ca lcu la r la ve lo cid a d de fo rm a ció n del N H 3. D ar la resp u e sta en m ol-g/L.m in. a) d)
[M gO]
Kc =
l°2 }2
[S 0 2 ] 2
N 2 0 4 (g )
Si la Pn2 o4= 2 atm y Kp = a) 0 , 1 d) 0,3
b) e)
8
; hallar PN 0 2
0 ,2 0 ,8
18. Determ ine el valor de Kp en:
N204(g) — 2 N 0 2(g)
c) 0,5
94
| C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
20.
si en la reacción: 2 N 0 2(g) — N 2 0 4(g) Kp = 0,25 a la misma tem peratura
a) 1
b) e)
d) 4
2
c)
3
5
19. Cuál de las siguientes alternativas es necesa rio aplicar para dism inuir la concentración del am oniaco en: 2NH 3 (g)- 1 N 2
Se tienen las siguientes reacciones en equili brio, cuál(es) de las reacciones se desplazarán hacia la izquierda al disminuir la temperatura.
I-
Pds(g) + 92,5 kJ = PCI3(g) + C l2(g)
II-
H2(g) + l2 (g)= 2 H I (g) + 9 ,4 5 kJ Císt 20 ,(g) '( s ) + h 2'-’
a) Solo I d) I y II
a) A gregar NH 3 b) A um entar la presión c) Dism inuir la presión d) A gregar un catalizador e) Aum entar el volumen
131 kJ — CO M H2(g) (g) + T n b) Solo I e) I y III
1
. c
5. c
2
. b
6
c) Solo II
9. d
13. d
17. c
. b
10
. a
14. c
18. d
3. b
7. d
1 1
. c
15. d
19. b
4. b
8
. a
1 2
. b
16. d
2 0
. e
ÁCIDOS Y BASES Algunos de los procesos más im portantes de ios sistemas químicos y biológicos son reacciones ácido-base en disolución acuosa. Pero pregunté
Ácido: sustancia que dona protones (H +)
monos, ¿qué son ácidos y qué son bases? Vamos a intentar establecer las propiedades de los ácidos y de las bases a partir de nuestras observaciones
Esquem a de una reacción de protolisis
Base: sustancia que acepta protones
H+1
ordinarias. Ácido, + Base 2 ^ Características de los ácidos
l
Base, + Ácido 2 t
Tienen sabor agrio. Cambian de color a los pigmentos vegetales. Oxidan a los metales produciendo sal e hidró geno (corrosión). Reaccionan con los hidróxidos form ando sal y agua (neutralización). Enrojecen el papel indicador tornasol. Características de las bases Tienen sabor amargo. Son jabonosas al tacto. Reaccionan con ácidos (neutralización).
Anfoterism o. Es el térm ino general que describe la habilidad de una sustancia para reaccionar como ácido o como base. Se dice que una sustancia es anfiprótica cuando exhibe anfoterism o aceptando o donando un protón, H+1. Ejemplo: H 2 0 ; HCIO; H S 0 3“ 1; etc. Son anfóteros los hidróxidos de elem entos de tran sición y los alcoholes.
Ponen de color azul al papel tornasol. •
Actúan en form a opuesta a los ácidos frente a los pigmentos vegetales.
Existen diversas teorías para identificar un ácido y una base.
ÁCIDOS Y BASES FUERTES: Son aquellas sustancias que en solución se en cuentran prácticam ente disociadas en un 1 0 0 % m ediante una reacción irreversible. Los ácidos más fuertes son: HCIO 4 > Hl > HBr > HCI > H 2 S 0 4 > H N 0 3
TEORÍA DE ARRHENIUS Se aplica principalm ente a las soluciones de las sustancias, generalm ente acuosas. Es un criterio funcional, es decir basado en ciertas funciones químicas. Ácido. Sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógeno (H +) H N 0 3 - H + + NO " Base. Sustacia que en solución acuosa libera io nes oxidrilo (O H ")
Las bases más fuertes son: NaOH; KOH; RbOH; CsOH; C a(O H ) 2 diluido ÁCIDOS Y BASES DÉBILES: Se caracterizan porque en solución se encuentran disociados generalm ente en m enos del 5%. Desa rrollan una reacción de disociación reversible que queda descrita mediante una constante de equili brio de disociación o ionización K¡ que se deno ta Ka para los ácidos débiles y Kb para las bases débiles.
NaOH — O H " + Na+ Ejemplos: TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY Tiene aplicación en las reacciones de transferencia del ion hidrógeno (H +1) llam ado tam bién protón. A estas reacciones se les denom ina protolisis.
HAc + H20 = H 3 0 + + A c " 1 _ [H 3 Q +][A c " 1] [HAc][H 2 0 ]
96
| C o le c c ió n
El
P o s tu la n te
A mayor pOH, m enor es la basicidad de la solución
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA (Kw) [H 30 +][A c “ 1]
Ka =
nh
El agua se puede considerar como un ácido o una base m uy débil. A 25°C su disociación se puede representar:
[H A c ]
3 + h 2o .- n h 4+1 ín h
1
UV -
H20 *
: 1 [O H “ 1]
Se llama producto iónico del agua a:
[N H 3][I H20 ]
Kw = [H +1] [O H -1]
N H 4 1j[C
K c [H 20 ] nh
en el agua o en una solución acuosa se cum ple a 25"C: Kw = (10 " 7 )(1 0 "7) = 10 " 1 4
3
Kb
nh
Kb =
H+ 1 + O H" 1 (10 " 7 M )(1 0 " 7 M)
[H +1] [O H "1] = 10 “ 1 4
; 1| O H " 1]
además, aplicando logaritm os y ordenando:
[ n h 3]
pH + pOH = 14
POTENCIAL DE HIDROGENO (pH)
para el agua [H +1] = 10 " 7 M =» pH = 7
Es una forma de representar la concentración de iones hidrógenos (H +1) o hidronio (H 3 0 +1) en solu ciones muy diluidas. Fue propuesta por Sórensen mediante la siguiente expresión: pH = - lo g [H +]
[H +
10
“ pH
Escala de pH Ácido
0
Base
7
14
NEUTRO
Ejemplos: [H +1] = 1 0 "2 M
=> pH = 2
INDICADORES COLORIMÉTRICOS ÁCIDO - BASE
[H +1] = 10“ 6 M
=> pH
Son sustancias generalm ente de origen orgánico que tienen la propiedad de adoptar una coloración característica frente a un ácido y diferente colora ción al interactuar frente a una base.
= 6
[H 3 0 +1] = 10“ 3 M => pH = 3 A m ayor pH, m enor acidez de la solución
Indicador POTENCIAL DE OXIDRILO (pOH) En form a análoga al pH, se expresa m ediante la expresión: pOH = - lo g [OH
]
[OH"
10 -
Medio ácido
Medio básico
Papel tornasol
Rojo
Azul
Fenoltaleína
Incoloro
rojo grosella
Rojo de metilo
Rojo
Am arillo
anaranjado de metilo
Anaranjado
Am arillo
p° h
Ejemplos: [O H “ 1] = 10“ 1 M => pOH = 1 [O H "1] = 1 0 " 5 M ^
pOH = 5
Q
u ím ic a
|
97
NEUTRALIZACIÓN
Resolución:
Es una reacción entre un ácido y una base que ge neralm ente se emplea para hallar la concentración de una solución (titulación volumétrica). Al com ple tarse la neutralización se cumple:
Un ácido de Lewis es cualquier entidad quí mica que sea un receptor de electrones. Del problem a anterior, podem os Indicar que el BF 3 está en capacidad de aceptar un par de electrones para com pletar su octeto.
^ ^ Q "9 (á c id o ) ~ $ E q - g {base)
.'. BF 3
NAv A =
n bv b
[^ E J E R C IC IO S PROPUESTOS ~ |
EJERCICIOS RESUELTOS 1. 1.
En la siguiente reacción indicar ¿cuáles son las especies quím icas ácidas, según Brónsted-Lowry? C 0 3= + H20
a) Con sabor ácido b) Con sabor amargo c) Que aumenta la [H +] en el agua
H C 0 3 + OH
d) Que aumenta la [O H“ ] en el agua
Resolución:
e) Que contiene hidrógeno
Según Brónsted-Lowry: COJ + H20 I Ácido
1
Base
De acuerdo al concepto de Arrhenius un ácido es una sustancia:
=
HCO¡ +
OH"
2.
I I Ácido Base conjugado conjugada
Según Brónsted-Lowry una base es una: a) Especie aceptadora de protones b) Especie donadora de protones c)
Sustancia que libera H+
d) Sustancia que presentan O H "
H20 y H C O "
e) Sustancia que tiene su base conjugada 2.
El BF 3 e s .................... según la teoría d e ......... I. Base, Arrhenius III. Ácido, Lewls V. Base, Brónsted
II. Ácido, Brónsted IV. Base, Lewis
3.
En la siguiente reacción: NH3(ac) + H 2 0 (l) *
N H ; ac) + OH"ac)
Se cum ple que:
Resolución:
a) Agua es una base de Brónsted-Lowry
Las m oléculas en las que el átomo central tie ne un octeto incompleto, son ácidos de Lewis. Entonces:
b)
NH+
c)
OH^"ac) es el ácido conjugado
4(ac)
es la base conjugada
d) NH3(ac) es una base de Brónsted-Lowry : F: x / — El boro tiene su octeto íF>—xB incompleto
e) NH3(ac) y el agua son el par ácido-base conjugada. 4.
I :f: Rpta.: III 3.
¿Cuál de los siguientes com puestos es un ácido, de acuerdo a la teoría de Lewis: NCI3; PF3; PH3; NH3; BF 3
5.
Indique la alternativa que corresponde a un ácido de Brónsted-Lowry: a)
P043
b) Cl"ac)
c) N H ;
d)
C IO ¡
e) NaOH
El ácido carbónico puede disociarse de acuer do a las ecuaciones: H 2 CQ 3 + H2Q
H3 0 + + H C O j
98
| C
o l e c c ió n
El Po stu lan te
H C 0 3 + H20
H30* + C 0 3 2
Señale lo correcto:
10. Com pletar la expresión: “En una solución......... el pH es mayor q u e y se neutraliza con una solución ”
a). El agua se comporta como ácido b)
El H C O 3 e s u n a e s p e c i e a n f ó t e r a
c)
El HCO 3 siem pre acepta un protón
a) b) c) d) e)
d) El agua es una especie anfótera e) El H 3 0 + es la base conjugada. 11. 6
.
Para la siguiente reacción: NH3(|) + NH3(|) 5=t
NH 4 + NH 2
a) El NH 3 sólo es una base de Bronsted b) El N H 2 es el ácido conjugado El NH 4 es la base conjugada
12.
d) El NH 3 y N H 4son pares conjugados e) El N H " y N H "so n pares conjugados en
En la reacción que se da a continuación: H 2 0 (l) + H 2 0 (l) ^
Se conoce como autoionización del agua
II.
La [H 3 0 4] es igual a la [OH ]
III. El agua actúa como ácido y base IV. El producto iónico Kw = [H 3 0 4] [O H "j es la constante iónica del agua.
8
.
¿Cuál es el pH de una solución 0,001 N de H N 0 3?
13.
b) 11 e) 1
c) 3
¿Cuál es el pH de una solución de NaOH, que tiene una concentración 0,01 M?
H 3 0 4ac) + 0 H -ac)
I.
a) VFFV d) VFVF
neutralizan - anfóteros mezclan - reactantes ionizan - electrólitos débiles ionizan - electrólitos fuertes autoionizan - electrólitos débiles.
a) 2 d) 4
tre sí. 7.
Cuando un ácido o una base s e total mente en el agua se dice que s o n ............... a) b) c) d) e)
Se cum ple que:
c)
ácida - siete - básica neutra - cero - ácida ácida - cero - neutra básica - siete - ácida básica - catorce - básica
b) F W F e) FVVV
c) V V W
Respecto al agua se puede decir que: a) Tiene sólo propiedades ácidas
a) 2 d) 13 14.
b) 1 e) 14
c)
12
Una solución de ácido clo rhíd rico tiene un pH = 2. Entonces su concentración será: a) d)
1 1
x x
b) e)
10 2 1 0 " 12
1 1
x x
c)
10 " 2
1
x
1 0 12
10 9
15. Los mL de HCI(ac) 0,15 N requeridos para neu tralizar 30 mL de KOH 0,25 M son: a) d)
50 300
b) 30 e) 150
c) 500
b) Es un electrólito fuerte c) Su producto iónico es alto d) Kw = [H +][O H " ] e) Tiene sólo propiedades básicas. 9.
El pH indica:
16. ¿Cuántos gram os de NaOH se necesitan para neutralizar 0,5 equivalentes gramo de H N 0 3? Dato: PF(NaOH) = 40 a) 20 d ) 300
a) La cantidad de soluto b) La cantidad de solvente c) La concentración de H 4 d) Que la solución es ácido si es mayor que 7 e) Que la solución es básica si es menor que 7
b) 30 e) 150
1
. c
5. b
2
. a
6
. d
c) 500
9. c
13. c
1 0
. d
14. b
3. d
7. c
1 1
. d
15. a
4. c
8
. d
1 2
. c
16. a
ELECTROQUÍMICA - PILAS ELECTROQUÍMICAS Por definición:
ELECTROQUÍMICA Es aquella parte de la Química que estudia la interconversión entre la energía eléctrica y la energía química, m ostrándonos múltiples aplicaciones.
Ánodo; es el electrodo donde ocurre el fenóm eno de la oxidación (se pierden electrones)
ELECTRÓLISIS
Observación:
Es el proceso por el cual una sustancia quím ica lla m ada electrólito se descom pone por el paso de la corriente eléctrica continua, siendo el proceso una reacción redox no espontánea.
El ánodo y el cátodo se definen de acuerdo al pro ceso que se verifica, y no, por el signo.
Cátodo; es el electrodo donde ocurre el fenóm eno de la reducción (se ganan electrones).
Estos procesos se efectúan en las denom inadas celdas electrolíticas, las que contienen al electrólito y los electrodos respectivos.
ELEMENTOS DE LA ELECTRÓLISIS •
Celda o cuba electrolítica. Es el recipiente donde se realiza el proceso electrolítico. Electrólitos. Son aquellas sustancias que contienen iones en m ovimiento cuando están disueltas en agua o fundidas, lo que las hace conductoras. Una sustancia, dependiendo del estado físico en el que se encuentra puede ser electrólito o no. Por ejem plo el NaCI en estado sólido no es electrólito, pero sí lo es liquido o disuelto en agua.
•
Electrodos. Son superficies conductoras que al entrar en contacto con el electrólito logran que éste entre en reacción. Si el electrodo participa en la reacción y sufre cambios quím icos en el proceso se dice que es soluble o reactivo (Zn; Cu; Ag; Fe; Sn; etc.) Si el electrodo no participa en la reacción y por lo tanto no sufre cambios quím icos se dice que es inerte (grafito; Pt; Pd; etc.).
íc itiA iy ¡Electrólito) (Cuba)
Ejemplos: Electrólisis del cloruro de sodio fundido. En el estado fundido, el cloruro de sodio, se disocia en iones N a + 1 y C l “ 1 En el ánodo, se obtiene cloro: 2CI " 1 — Cl 2 + 2e~ En el cátodo, se produce sodio: Na " 1 + 2 e " -
2Na„ 4(i)
La reacción neta es: 2Na
+ 2C I“
2Na,'(I)'
Cl 2(9)
2NaCI (g)
El sodio producido es un líquido, y flota en la superficie. El cloro gaseoso que se libera, bur bujea en el electrodo respectivo. Amperímetro
- + - e
n
Batería
Cátodo
J -> Energía
NaCI(ac) Electrólito
Energía
C, 2 H220 11(ac) No electrólito
<—I- A
Ánodo
Voltímetro Nan> 8 1 ° t-i| Na +1 !
6
l2(g)
cr
100 | C
•
o l e c c ió n
E l Po stulante
Observaciones:
La reacción neta es: 2H 2 0 (|) — 2H:'2 (g )
•
Un gas verde pálido, que es el cloro, Cl2, se libera en un electrodo (ánodo).
Observe que no hay consum o neto de H 2 S 0 4
•
Se form a sodio metálico fundido, Na, de aspecto blanco-plateado en el otro electro do (cátodo) y flota sobre el cloruro sódico fundido,
-
H2(g) + 2 0 H -a1c)
La reacción neta es: 2H 2 0 (I) + 2C|-a1 c) -
H 2 ( g ) + CI2(g)+ 2 0 H (; 1 c)
Durante el proceso de electrólisis, la concen tración de los iones CI" 1 dism inuye y la de los iones O H " 1 aumenta, por ello se puede obte ner NaOH como subproducto. -
Ánodo Pt
(+ )
(-) S5 °oH+ so; o° -2
?o
( f i o
O
h
O H " tl]
2 e ~
En el cátodo, se produce hidrógeno e iones O l- r 1 2H 2 0 (I) + 2 e - -
+
Cátodo Pt
En el ánodo, se produce cloro: C l 2<9) +
0 2 (g )
Batería
Electrólisis del cloruro de sodio acuoso. Tanto en el ánodo como en el cátodo, pueden ocurrir varias reacciones. Las reacciones más probables son:
2 C I (a1=) -
+
+
Observaciones: •
Los gases hidrógeno y oxígeno aparecen como pequeñas burbujas en los electrodos. Por estequiom etría, el volumen del hidró geno es el doble que el del oxígeno.
APLICACIÓN INDUSTRIAL DE LA ELECTRÓLISIS: En la obtención de ciertos metales con alto grado de pureza. Por ejemplo, suspendien do ánodos de cobre m etalúrgico (blister) en cubas con solución de C u S 0 4, y cátodos de cobre puro, se obtiene en el cátodo cobre con m ás de 99,5% de pureza. G alvanoplastia. Es la técnica de recubrim ien to de superficies, m ediante electrólisis: platea do; crom ado; niquelado; zincado; etc. LEYES DE FARADAY Primera ley. La cantidad de sustancia que se libe ra o se deposita en un electrodo es proporcional a la carga que pasa por la celda electrolítica.
Observaciones: •
•
1 faraday = 96 500 coulom bs =
Se libera H 2 gas en un electrodo (cátodo). La disolución se hace más básica en esa vecindad, por la form ación de NaOH.
E
Se libera Cl2 gas en el otro electrodo (ánodo).
Electrólisis del agua. Se verifica en una di solución 0,1 M de H 2 S 0 4. En ei ánodo, se obtiene oxígeno.
6
, 0 2 3 x 1 0 23e "
q en coulombs I en amperios t en segundos
# E q -g = - ^ - = n x O = Q --a a Peq 96 500 Recordar:
2H 2 0(|, — 0 2(g) + 4H (^ 1C) + 4 e " En el cátodo, se obtiene hidrógeno: 2H 2 0 (|) + 2 e " — H2(g) + 2 0 H (a1c)
W M
N. mol2bulas N„
V Vm
Q
Segunda ley. Si por dos o más celdas electrolíti
| 101
e-
Voltímetro
cas conectadas en serie pasa la misma carga, la cantidad de sustancia depositada en cada electro
u ím ic a
— © --------- Cátodo
do es proporcional a sus masas equivalentes.
Puente salino
(+)
(Conexión en serie)
Ánodo
Cátodo
(-)
Ánodo (+)
(+)
Cátodo ( - )
1M B 'y Electrodo de B
Electrodo de A
En el puente salino generalm ente existe una solu ción salina del KCI. Cuando el sistema funciona se verifican: En el ánodo, hay oxidación (pérdida de elec trones): A (s) Peq(A)
Peq(B)
Peq(C)
Peq(D)
Consideraciones: 1.
2.
3.
En el cátodo hay reducción (ganancia de elec trones): B+yc) ye B,'(*) La reacción neta es igualando previam ente los electrones ganados y perdidos.
Al paso de 1 faraday de corriente eléctrica, se deposita o se libera 1 Eq-g de sustancia. Al paso de 1 coulomb de carga eléctrica, se deposita o se libera 1 Eq-g de sustancia. SI circula 1 faraday, están pasando 6,0 23 x1 023 electrones.
A ’ *j + xe~
y. VA (s) ■ xB’(ac)
y7 A(ac) /x.
xB,(s)
DIAGRAMA DE CELDA Es la notación convencional para representar una celda galvánica. A la izquierda, se escribe el ánodo (donde ocurre oxidación), y a la derecha, el cátodo (donde ocurre reducción).
PILAS ELECTROQUÍMICAS A ( s ) / A « / / B y ayc ) / B (s) Celda galvánica o pila electroquím ica. En este dispositivo la espontaneidad de las reacciones redox generan corriente eléctrica continua. Para ello las reacciones de oxidación y de reducción se efectúan en recipientes físicam ente separados.
Pila de Daniell. Consiste en una barra de zinc su mergida en una disolución de Z n S 0 4 y una barra de cobre sum ergida en una disolución de C u S 0 4. Esta pila produce 1,1 V.
p-
Los electrodos están sum ergidos en soluciones
Voltímetro
p-
electrolíticas y ambos se interconectan externa mente mediante alam bres conductores a un voltí metro y además las soluciones electrolíticas están conectadas por un puente salino cuya función es
Ánodo
(-)
Zn
Puente salino
Cu
evitar la polarización de las sem lceldas m antenien do la electroneutralidad del circuito tal como se muestra en la figura: Disolución
Disolución
ZnS0 4
CuS0 4
Cátodo
(+)
1 0 2 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
En el ánodo, hay oxidación: Zn,(S)
+2
■
En el cátodo, hay reducción: Cu (ac) +2
La reacción neta, es: Zn(s) + Cu (ac)
Zn (ac) 2
e“ -
e~
El gas hidrógeno se burbujea a una presión de 1 atm a través de una disolución de HCI 1 M. El
C u (s)
electrodo de platino es parte del electrodo de hi drógeno.
2
+2 ’ Z n (ac) + C u (s)
Potenciales estándar de reducción, a 25 °C
y el diagram a de celda es: Zn(S) / Z n ; 2c)1 M / / C u ; 2c)1 M /C u ,(S )
Es la diferencia de potencial entre los dos electro dos, También se llama voltaje de la celda o fuerza electrom otriz (fem). Potencial estándar o normal de electrodo. Co rresponde a una reacción de reducción, o de oxi dación, en una disolución 1 M de sus iones, cuyos gases están en 1 atm y 25 °C. Para medir el potencial estándar de un electrodo, se usa como referencia al Electrodo de hidróge no, el cual consiste de gas H2 a 1 atm, que se bur bujea por un tubo dentro de una solución acuosa 1 M de HCI, a 25 °C, y en cuyo interior hay un electrodo de platino. Por definición, el potencial del electrodo de hidró geno, es cero.
Br-2 ( 0
+1,36
'
■2e~ -
2Br,(ac)
+1,07
Ag (ac) ■e
-Ag
■ 2 ' 1 (ac)
+0,80
Cujt J(aV ■2 e -» CU(S)
+0,34
2e~ — H 2 (8 )
0,00
■2e — Sn,(S)
-0 ,1 4
C o(ac) tí, + 2e~ - Co,(s)
-0 ,2 8
Fe'(ac)
■2 e - » Fe,(s)
-0 ,4 4
+2 Zn'(ac)
2 e_ - Zn,(S)
-0 ,7 6
2 (8)
Aumento de la
2 H (a V
fuerza
+2 Sn (ac)
del agente oxidante
Voltímetro
Puente salino
2CI (ac)
+1
+
2
+0,53
+3
Cu H2 gaseosoa 1 atm
2 e“ -
O 2(8)
POTENCIAL DE UNA CELDA GALVANICA
e
e° (V)
Sem irreacción
(+)
1
Al (ac) + 3e — AI(S)
-
Ca (ac) + 2e — C a(s)
-2 ,8 7
1,66
Potencial estándar o normal de una celda. Es la suma del potencial estándar de oxidación y el potencial estándar de reducción:
Electrodo de P t(-) 1 M HCL
Electrodo de hidrógeno
L celda
Electrodo de Cu
La figura m uestra un electrodo de hidrógeno ope rando en condiciones de estado estándar:
L o x¡cj + £ reduc.
De acuerdo a la ecuación estequiom étrica de la celda o al diagram a de celda, se escribe la semirreaccion de reducción y la de oxidación, cada una con su respectivo potencial de electrodo.
H2 gaseoso . a 1 atm
Si
£ ° ceida
es positivo, es un proceso espontáneo.
S¡ s°ceida es negativo, es un proceso no espontáneo. Disolución de HCI 1 M Electrodo^ de platino
Observación: El potencial de celda, es una propiedad intensiva. Es independiente del volumen de la solución y del tam año de los electrodos.
Q
BATERIAS Son celdas electroquím icas, o varias celdas conec tadas en serie, que pueden ser usadas como fuen te de corriente, a un voltaje constante. Funcionan con el mismo principio que las celdas galvánicas; son autosuficientes y no requieren de com ponen tes auxiliares como los puentes salinos. La batería de pilas secas. La pila seca más co mún, es decir, una celda que no tiene un fluido como componente, es la pila de Leclanché, que se usa en lám paras y radios de transistores. El ánodo de la celda consta de una lata o conte nedor de zinc que está en contacto con dióxido de m anganeso (M n 0 2) y un electrólito. El electrólito contiene cloruro de am onio y cloruro de zinc en agua, a los que se añade alm idón para que la disolución adquiera una consistencia de pasta, de tal form a que no se derrame. Com o cátodo se utiliza una barra de carbón, que está inmersa en el electrólito en el centro de la cel da. Las reacciones de la celda son: Anodo: Zn(s)
+2
Zn (ac)
2e~
Cátodo: 2NH 4(ac) + 2 M n O 2(s) +2©
Global: Zn,( S ) '
2NH 4(ac)
2
u ím i c a
| 103
El acum ulador de plomo. La batería de plomo que se usa com únm ente en autom óviles consta de seis celdas idénticas unidas en serie. Cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo de dióxido de plomo (P b 0 2) empacado en una placa de metal. Tanto el ánodo como el cátodo están inmersos en una disolución acuosa de ácido sulfúrico, que actúa como electrólito. Las reacciones de la celda son: +2
Ánodo: Pb,(s)
1 SO wv4(ac)
Cátodo: P b 0 2(s) + 4 H
(ac)
PbSO,4(s)
■
S 0 7(ac), +
e“
2
2
e
P b S 0 4(s) + 2H 2 0(|) Global: Pb,(s)
'
PbO'2(s)
'
4H(ac)+ 2S0¡(ac, 2 P b S 0 4(aC) + 2H 2 0(|)
En condiciones norm ales de operación, cada celda produce 2 V; un total de 12 V de las 6 celdas se utiliza para el circuito de encendido del m otor de un autom óvil y sus demás sistem as eléctricos. El acum ulador de plomo puede proporcionar gran des cantidades de corriente por un corto tiempo, como el que se necesita para encender el motor.
—* Mn'2'~,3(s) 2 0‘ 2NH3(ac) + H 2 0,(O
MnO-2(s)
'
Mn 2 0 3(Sj +
2NH 3(ac) + H 2 0(l) + Mn'2 0: 0 3 (s) De hecho, esta ecuación es una sobresim plificación, ya que las reacciones que ocurren en la celda son muy complicadas.
La figura muestra la sección interior de un acu m ulador de plomo. En condiciones de operación normal, la concentración de la disolución de ácido sulfúrico es aproxim adam ente de 38% en masa. La tapa puede quitarse para agregar agua y áci do sulfúrico Cátodo
Ánodo
El voltaje producido por una celda seca es aproxi m adam ente de 1,5 V. Tapa metálica
Pb02 (placas positivas)
Cátodo de carbono Pasta húmeda de NH4CI, ZnCI2 y Mn0 2
Anodo de Zn
Pb (placas negativas) Disolución de H2 S 0 4
1 0 4 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
EJER CICIOS RESUELTOS
1.
. 19 300 = ' 3 000
¿Qué intensidad de corriente (am perios) ne cesitam os para d e p osita r 90 g de alum inio en 5 h? 4.
6
67,25
x 9 6 500
,43 amperios
Por la 1.a Ley de Faraday:
¿Cuántos gram os de cobre se pueden form ar al pasar una corriente de 9,65 A a través de una solución de C u S 0 4 durante 1 h?
96 500 C -------- ►1 E q -g A l
Resolución:
Ix t
Para el C uS 04, la valencia del Cu es 2; entonces:
Resolución:
~
-
►90 g Al
1X 5
= 27 x
96 50 0
T
96 500 C
►1 Eq-g Cu
Ix t
>.mCu _ (9 ,6 5 )(3 6 0 0 )
. _ 965 000 = 53,61 amperios 5 (3600) 2.
13 46
Ix ( 5 0 x 6 0 )
mcu ~
¿Cuántas horas se necesitarán para que una corriente de 3 A descom ponga e le c tro lític a m ente 18 g de H 2 0 ?
96 500
63,5 X
2
mCu = 11,43 g 5.
Resolución: Al descomponerse electrolíticamente 18 g H2 0 , se producirán 2 g de hidrógeno o 16 g de oxí geno, entonces:
Una corriente de 5 amperios fluye exactam en te 30 minutos y deposita 3,05 g de Zn en el cátodo. Hallar el Eq-g del zinc. Dato: 1 faraday = 96 500 coulombs Resolución: Por la 1.a Ley de Faraday:
96 500 C ■
■1 Eq-g H2
Ix t
• 2 g H2
« ir -7„ 96 500 „ , nc # E q -g Z n = (5 )(3 0 x 6 0 )X 3 '° 5 # Eq-g Zn = 32,70
=> I x t = 4 x 96 500
1
t = 193
0 0 0
= 64
3 3 3 ,3
6
S X ; 1 hora 3600 s
.
t = 17,87 h
El metal sodio se obtiene com ercialm ente por electrólisis del NaOH fundido. Calcular la masa en gram os de sodio form ado en 690 se gundos en una corriente de 965 A. Resolución:
Calcular la intensidad de la corriente que se necesita para descom poner 13,45 g de cloru ro cúprico en disolución acuosa en un tiempo de 50 minutos. PA(Cu) = 63,5
Por la 1.a Ley de Faraday: 96 500 C ------ ►1 Eq-g Na Ix t
Resolución:
_ (965) (690)
Para el CuCI2:
Na
M
"134,5
c
Por la 1.a Ley de Faraday 96 500 C -------- ►1 Eq-g CuCI2 --►13,45 g
96 500
23 1
m Na = 158,7 g
0
1 Eq-g ( C )= — = — — = 67,25 g
Ix t
>-mNa
7.
Cuando se electroliza una disolución acuosa de NaCI, ¿cuántos faradays hacen falta en el ánodo para producir 0,025 m oles de Cl2 ga seoso?
Q u ím ic a | 1 0 5
a) d)
Resolución: m Hallando la masa Cl2 producido: n _, = = M
b) e)
10 0 ,1
Determ inando la cantidad de faradays: 1 F -------- ►1Eq-g Cl2
.
2
C u 4 2 + 2e~
Cu
-------- ►1,775 g
=» x = ^ 1 ^ x 35,5
8
c)
Determ inar el número de moles de Cu que se obtiene luego de hacer circular 4 F de co rriente eléctrica, en una solución acuosa de C u S 0 4.
=» mc ,2= 0,0 25 x7 1 =* m cl, = 1,775 g
x
5 0 ,2
1
a) 2 d) 5
= 0 ,0 5 F
b) e)
3
c) 4
6
¿Cuántos electrones deben circular por un electrólito para depositar 655 g de Zn, a partir de una solución acuosa de Z n S 0 4?
Una corriente de 25 mA circula por 60 s en solución de CaCI2, ¿cuántos átom os de Ca se depositarán?
PA(Zn) = 65,5
Resolución:
a)
Aplicando la 1.a Ley de Faraday:
1
,2 x
1 0 24
d ) 2 ,4 x 1 0 1 5
b) 3 ,4 x 1 0 1° e)
1
,8 x
c)
2 ,2
x
10
10 5
96 5 0 0 ------- ►lEq-g Ca Ix t
►mea
Ca
5.
_ ( 2 5 x 1 0 " 3) (60) 96 500
40 2
usa una corriente de 40 amperios. a )1 0 0 s d) 104 s-
mCa = 3,109 x 10 - 4 g Hallando la cantidad de átomos de calcio con, tenidos: 3,109
X
10- 4
/
\
6,023 X 10 40 g
\
_
4
g8
Calcular el tiempo necesario para que pasen 40 000 coulom bs por un baño electrolítico que
x
Qi 8
1
6
.
/fcm os
/
b) 1 0 2 s e) 105 s
Al electrolizar agua acidulada se emplearon 3 x 1 0 2 4 electrones. ¿Qué masa de oxígeno gaseoso se obtiene en el ánodo? 2H20 - 4 e _ — 0
[^ E J E R C IC IO S PROPUESTOS
a) d)
|
En la obtención comercial del aluminio, el óxi do de alum inio A l 2 0 3 se som ete a electrólisis a 1000 °C. La reacción en el cátodo es:
2,
a) 3,35 d) 16,75
b) e)
6,70 20,15
c) 11,13
c) 400
¿Cuántos m oles de electrones deben circular en una electrólisis para depositar 10,8 g de Ag? La reacción en el cátodo es: PA(Ag) = 108 A g 4 1 + 1e“ - A g
o) 80 g
acuosa de C r(S 0 4). PA(Cr) = 52.
Al
b) 300 e) 600
b) 40 g e) 1 1 0 g
+ 4H+
Determ ine la cantidad de corriente eléctrica,
¿Cuántos faraday se requiere para producir 3,6 kg de aluminio? a) 500 d) 2 0 0
2 0 g 160 g
2
en amperios, para que se depositen en dos horas 7,2 g de cromo a partir de una solución
PA(AI) = 27 A l4 3 + 3 e " -
c) 103 s
8
.
Se dispone dos cubas electrolíticas en series cuyos respectivos electrolíticos son A g N 0 3, C u S 0 4. Cuando en la primera cuba se depo sitan 54 g de plata, ¿cuántos gram os de cobre se depositaran en la segunda? PA(Ag = 108; Cu = 63,5)
1 0 6 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
a) 9,3 d) 7,89 9.
b) 15,9 e) 8,15
c) 31,7
c) Evitar la form ación de gases d) Neutralizar la carga de los iones e) M antener el flujo de corriente eléctrica
Respecto a una pila o celda galvánica: I.
El cátodo es el polo positivo
II.
El ánodo es el polo negativo
13.
III. El sentido de la corriente eléctrica es de ánodo a cátodo.
a) eletroquímica - electrones b) galvánica - átomos
Es(son) correcta(s): a) Solo I d) I y II 10.
c) electroquím ica - iones
b) Solo II e) Todas
c) Solo III
d) galvánica - iones e) galvánica - agua
Entre los m encionados a continuación señale un elem ento no indispensable en toda celda galvánica. a) C onductor metálico c) Electrólito e) Electrodo metálico
14.
b) Puente salino d) Batería
I.
Una celda galvánica produce voltaje.
II.
En una celda galvánica, la reducción ocu rre en el ánodo.
III. El puente salino en una celda galvánica sirve para m antener la neutralidad en las soluciones. Es(son) correcta(s): b) Solo II e) Todas
Indicar las proposiciones correctas: I.
El voltaje de las pilas com unes se relacio nan con su tamaño.
II.
Las pilas secas son recargables.
III. Una batería de autom óviles, es un ejemplo de la celdas galvánicas.
11. De:
a) Solo I d) I y III
Una pila galvánica es una celda .................y por el puente salino pasan...............................
a) Solo I d) I y II 15.
a) F e - C u c) Grafito - Ag e) Zn - grafito
b) Dism inuir el voltaje
b )Z n -A u d) Cu - grafito
c) Solo III
¿Qué función cum ple el puente salino en una celda galvánica? a) A um entar el voltaje
c) Solo III
Una pila seca, conocida tam bién como la pila de Leclanché contiene como electrodos:
1
12.
b)Solo II e) I, II y III
. c . d
5. a
9. e
13. d
. b
10
. d
14. c
3. a
7. c
1 1
. d
15. e
4. a
8
. c
1 2
. d
2
6
QUÍMICA ORGÁNICA Son com bustibles CCI4 ).
QUÍMICA DEL CARBONO Es la parte de la Química que estudia a los com puestos del carbono que se encuentran en los seres vivos. La Química orgánica no estudia a los siguientes com puestos carbonados:
(no todos
por ejemplo
Son más abundantes que los com puestos in orgánicos. Son aproxim adam ente 7 millones de com puestos orgánicos. Sus reacciones son m uy lentas por lo que re quieren el uso de catalizadores.
CO: Óxido de carbono C 0 2: Dióxido de carbono NH 4 CNO: Cianato de amonio
E l carbono
H 2 C 0 3: Ácido carbónico Carbonatas: (K 2 C 0 3; C a C 0 3; N a H C 0 3)
Representación: 6C Z =
Antiguamente se creía que los compuestos orgáni cos solo podían obtenerse a partir de los seres vi vos. Esta teoría fue dada por Berzelius y recibió el nombre de teoría de la fuerza vital. En 1828 W ohler obtuvo la primera sustancia orgá nica en laboratorio, la urea, a partir de una sus tancia inorgánica, desechando de esta manera la teoría vitalista.
6
Isótopos:
e~ = 12
C
p+ =
6
13
C
14
6
C
Configuración electrónica: 1s 2 Periodo: 2
2
s2
2
p2
Grupo: IVA
Familia: carbonoides Valencias: 2 y 4 (com puestos inorgánicos); 4 (com puestos orgánicos)
Primera ecuación NH4CNO + C alor - (NH2)2CO Cianato de amonio
F ormas del carbono
Urea
Segunda ecuación Pb(CNO)2 + 2NH3 + 2H20 - 2(NH2)2CO + Pb(OH)2 Cianato plumboso
Amoniaco
Urea
Hidróxido plumboso
Elem entos organógenos. Son aquellos elem en tos que se encuentran como com ponentes princi pales en los com puestos orgánicos. Estos elem en tos son: C; H; O; N. Elem entos biogenésicos. Son aquellos que se encuentran en m ínima proporción en los compues tos orgánicos. Estos elementos son: Ca; Mg; Fe; Cl; Br, etc. C aracterísticas de los com puestos orgánicos: Están form ados por pocos elementos: C; H; O; N Utilizan enlace covalente, es decir, comparten electrones. G eneralm ente son m alos conductores del ca lor y la electricidad. G eneralm ente son insolubles en agua pero solubles en otros solventes orgánicos. No resisten altas temperaturas. Presentan el fenómeno de isomería.
1.
Cristalizadas (alotrópicas)
a.
Naturales Diamante. Es una de las sustancias más duras que se conocen. Es incoloro, mal con ductor de la electricidad y más denso que el grafito. Forma cristales tetraédricos. Es que bradizo y tiene elevado punto de fusión y ebu llición.
Grafito. Es el más estable de las form as del carbono. Es suave, negro y resbaloso. Su densidad es 2,25 g/mL frente a los 3,51 g/mL del diamante. Se emplea como lubricante, como aditivo de aceites para autos, como mina para lápices y es un buen conductor eléctrico.
108 | C
b.
o l e c c ió n
El Po stulante
Artificiales Fullerenos. Son estructuras de 60; 70 y 76 átomos de carbono form ando figuras seme jantes a una pelota de fútbol. Se les llama también Buckyball. Los fullerenos pueden actuar como superconductores y lubricantes a altas tem peraturas, y como catalizadores.
2.
Am orfos. No poseen estructura cristalina de term inada.
a.
Naturales
covalente lo que le perm ite la form ación de enlaces simples, dobles y triples.
Enlace simple
Antracita. Constituye la form ación más an tigua, posee m ayor composición de carbono puro (96% ) y posee mayor contenido calorífi co. Se encuentra en depósitos de carbón.
Enlace doble
Hulla. Es el tipo de carbón más importante debido a su abundancia y su alto poder calo rífico por lo que se le usa como combustible. Posee 86,5% de carbono. Lignito. Contiene 60,5% de carbón puro. Po see bajo rendim iento como combustible. Turba. Se le llama carbón joven. Es muy buen abono y poco útil como com bustible (59% de carbono puro). Se utiliza para fabricar cartones. 2.
Artificiales Negro anim al. Es el producto de la carboni zación de los huesos de los animales. Negro de hum o. Se le llama hollín y se obtie ne por com bustión incompleta de sustancias orgánicas, principalm ente del gas natural. Carbón vegetal. Se obtiene de la madera. Coque. Se obtiene como residuo de la desti lación de la hulla. Carbón activado. Tiene gran poder de adhe rencia superficial, se usa como filtro.
'&
1
—C f C -
Enlace triple
Autosaturación. Un átomo de carbono pue de llenar cualquiera de sus enlaces con otros átom os de carbono form ando cadenas car bonadas las cuales tienen diversas form as y diferentes longitudes, por esta propiedad se logran gran cantidad de compuestos orgánicos. Cadena saturada. C uando los enlaces entre átom os de carbono son simples. Cadena insaturada. Cuando presenta al me nos un enlace n. I I I I I Cadena _ C - C - C - C - C - lineal I I I I I saturada
P ropiedades del carbono
1.
Tetravalencia. El átomo de carbono en com puestos orgánicos puede form ar hasta cuatro enlaces.
c - c= c - c -
cadena lineal insaturada
I I l I I cadena c - C - C - C - C - ramificada l I I I I saturada -c
Representación de Van’t Hoff 2.
-
i
Covalencia. El átomo de carbono en com puestos orgánicos se une m ediante enlace
I C= I
I I Ci l
C -
I C= I
- c-
I i
cadena CC - ramificada insaturada
1 1 0 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
A mayor peso m olecular es mayor las fuerzas de Van der Waals, lo cual significa una mayor cohesión m olecular y un m ayor punto de ebu llición.
H idrocarburos acíclicos
Son aquellos hidrocarburos que presentan cadena abierta. Fórmula general de hidrocarburos acíclicos (alifáticos):
c h 3 — CH2 — c h 2 — c h 3
ch3 — ch2 — ch3
Butano (I)
Propano (II)
CnH nn 2n + 2 - 2d + 4t
TEb (l)> T Eb(M) Donde: n: número de carbonos El m enos ramificado, tiene m ayor superficie de contacto, una m ayor cohesión m olecular y m ayor punto de ebullición.
d: número de enlaces dobles t: número de enlaces triples
CH 3
ALCANOS 0 HIDROCARBUROS PARAFÍNICOS
i
Estructura. Enlace sim ple entre carbonos (C - C)
CH 3 - C H - C H
Hibrldización: sp 3
Metilpropano (I)
Fórmula general:
1
Butano (II)
T Eb( l ) < T Eb(ll)
C „H 2
Los átomos ligados al carbono pueden girar libremente alrededor del enlace slgma gene rándose varias conform aciones como las de caballete o Newman.
Serie hom ologa de aléanos de cadena lineal: n=
c h 3 — c h 2— c h 2 — c h 3
3
— CH 4 metano (formeno o gas de los pantanos)
CH4 + Aire — Gas grizú (explosivo) —CH 3 CH 3 etano n = 3 — C 3 H8 —CH 3 CH 2 CH 3 propano n = 4 — C4 Hio - * CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 butano n = 5 — C 5 H32 — CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 pentano
Conform ación eclipsada
n = 2 — C 2 H6
Otros aléanos de cadena ramificada CH 3— CH— CH 3
En caballete
Metilpropano (¡sobutano)
CH,
Newman
Conform ación alternada
CH,— CH— CH3— CH 3 3 | 3 3 Metilbutano ^ (isopentano)
CH 3 C H — C— CH 3
Dimetilpropano (neopentano)
O btención de alcanos
Hidrogenación de alquenos. Con catalizadores.
CH,
Ejemplo: P ropiedades físicas
Los alcanos son compuestos apolares. Los estados en que se encuentran son:
ch
2
= ch
2
+ h2 - c h
3
— ch
Eteno
3
Etano
Síntesis de W urtz. M ediante alcalinos (Na; K)
de C-i a C4, son gases
Ejemplo:
de C 5 a C 17, son líquidos
2CH3CI + 2Na - CH 3 — CH 3 + 2NaCI
de C 1 8 en adelante, son sólidos
Clorometano
Etano
Q
u ím ic a
| 111
Ejemplos:
P ropiedades químicas
Son poco reactivos, por ello se les denomina parafinas (del latín parum affinis, poca afinidad). Las principales reacciones, son las de sustitu ción, además, de combustión, de pirólisis.
Fórmula
Nombre
ch4
Metano
c 2h6
Etano
Reacción de sustitución. Con halógenos cloro y bromo. Ejemplos: Cloración
Butano
0
X •'T
O
R eacciones químicas de los alcanos
Para dar el nombre a los hidrocarburos ram i ficados se escoge la cadena más larga conti nua y se enum era em pezando por el extremo más próxim o a la ram ificación de modo que este quede con el menor número posible.
CH 4 + Cl2
C H3CI + HCI clorometano
Ejemplo:
Bromación. Br
2-metil butano
Luz
C H ,C H 2 CH 3 + Br,
cadena principal
. C H ,C H C H , + HBr 2
-bromopropano
Nota. El orden de sustitución, según el tipo de car bono es: C terciario > C secundario > C primario Reacción de com bustión. El hidrocarburo es el com bustible y el oxígeno es el comburente. Es un proceso de oxidación, y además exotérm ico. Si la cantidad de oxígeno es suficiente se dice que la combustión es completa, en caso contrario es in completa.
ubicación de la rama
Nota. Entre números y letras se utiliza el guión y entre números se utiliza la coma. C uando un radical se repite con una misma ram ificación en la cadena, se indica mediante los prefijos di, tri, tetra, etc. Ejemplos:
O
© ®
©
©
CH,“C H - C H - C H 2-CH, 2, 3 - dimetil pentano
Com bustión com pleta CH 4 + 2 0 2 -
C 0 2 + 2H20
Com bustión incompleta C5 H12 + 7 0 2 -
©
2CO + 3 C 0 2 + 6H20
Cracking o pirólisis. Los alcanos al ser sometidos a altas tem peraturas y altas presiones en ausencia de oxígeno se fragm entan en alcanos y alquenos de menor masa molecular. CioH 2 2 Decano
—* C 3 H 3 Propano
+
(CH,!
C7 H 14 Hepteno
N om enclatura IUPAC de lo s alcan os
Los nombres están form ados por la raíz que denota el número de átomos de carbono que seguido por el sufijo ...ano.
C? © © © h 2- c h - c - c h 3 2, 2, 3 - trimetil
c h 3- c
pentano
Para nom brar varios radicales o ram ificacio nes distintas, se ordenan en orden alfabético. El prefijo de multiplicidad no se toma en cuenta para el orden alfabético. Ejemplos:
ffi © ©
© © ©
CH,“CH - CHj- CH- C H r CH, 1 _ |_
>ch3;
,
- i -. -------
rc 3H;>
4 - etil - 4, 6 - dimetil hexano
1 1 2 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
Iso, seguidos del nombre del m ismo número total de carbonos.
íc 2hc
O
©
©
©
©
®
C H j- C H - C H - C H - C H - ' c
fe IC H .I
fe _•>
h
© O - C H —CH,
Ejemplos:
f e -----------> C H ,i s___•>
CH, ^
3 - etil - 4, 6 - dimetil octano
CH — CH 2— CH 3 Isopentano CH,'
Cuando exista coincidencia en el número de carbonos de la cadena principal, se escoge aquella que contenga m ayor número de radi cales.
-
ch 2s — C H -C H j-C H
CH— CH,
Isobutano
CH,'
A los alcanos que poseen dos grupos metil en el segundo carbono, se les nombra con el pre fijo Neo seguido del nombre del número total de carbonos.
Ejemplo:
íc h ,
C H ,\
- itH w
@¿ ’ CH,-CH, 'T itHjT
CH 3
©CH:
I
CHs— C — CH j
3 - etii - 2, 2, 5 - trimetil heptano
Neopentano
I
ch3
Cuando existan radicales iguales en posicio nes equivalentes, la numeración empezará por el extrem o más cercano a otro radical y si se tratara de radicales diferentes en posi ciones equivalentes, entonces se utilizará el criterio alfabético. Ejemplos:
ch3
I
CH 3— CH— CH 2— CH 3
Neohexano
I
CH 3
ALQUENOS 0 HIDROCARBUROS OLEFÍNICOS Estructura: Enlace doble entre carbonos (C = C)
© ch
3-
©
(4)
ch
ch
© © 2 - C H -C H
© CH,
Fórmula general: C „H ,
más cerca posiciones a |a derecha equivalentes 2, 3, 5 - trimetil exano
©
©
©
®
©
©
Serie homologa de alquenos normales (con 1 solo enlace doble) (D
c h 3— c h — c h — c h 2—c h 2- c h — c h — c h 3
fe
N omenclatura
(con un solo enlace doble)
i
n = 2-
C 2 H4 -
CH 2
CH 2
eteno
n = 3-
C 3 H6 -
CH 2
C HCH 3
propeno
n = 4 — C4 H8 -
CH 2
C HCH 2 CH 3
buteno
3 - etil - 6 - metil octano
n = 5-
común de los alcanos
P ropiedades físicas
Los hidrocarburos no ram ificados se nom bran con una n delante del nom bre del hidro carburo. CH 3 — CH 2 — CH 2 — CH 2 — CH 3
n-pentano
CH 3 — (CH 2 ) 4 — C H 3
n -h e x a n o
A los alcanos que poseen un grupo metil en el segundo carbono se les nombra con el prefijo
CSH 1 0 -
CH 2 C HCH 2 CH 2 C H 3
penteno
Los alquenos son apolares. Son ligeram ente solubles en agua, debido a los electrones n, algo expuestos. Los estados en que se encuentran son: de C 2 a C4, son gases de C 5 a C 15, son líquidos de C 1 6 en adelante, son sólidos
Q
u ím ic a
| 113
Ejemplo:
A mayor peso molecular, es m ayor las fuerzas de Van der Waals, y es mayor el punto de ebu llición.
CH 2 = CH 2 + HX — CH 3 CH2X El orden de reactividad de los halogenuros de hidrógeno es:
O btención de alquenos
•
Hl > HBr > HCI > HF
Deshidratación de alcoholes. En m edio áci do, se le llama reacción de eliminación.
CH 3 — CH = CH 2 + HCI - CH 3 — CH — CH 3 Propeno (Un alqueno asimétrico) Cl 2 -cloropropano
Ejemplo: h2s o 4
c h 3 c h 2 c h 2o h •
►CH3CH = c h
+ H20
2
Peróxido CH3 - CH = CH2 + HCI-------- ►CH3 — CH2 — CH2CI Propeno 1-cloro propano
Deshidrogenación de aléanos. Por calenta miento. Ejemplo: C H 3 CH 3 -
•
CH 2 = CH 2 + H 2
Hidratación. El agua se adiciona a los alque nos en presencia de un catalizador como el H 2 S 0 4.
P ropiedades químicas
CH 3 — CH = CH 2 + H20 - C H 3 — CHOH — CH 3
Son más reactivos que ios aléanos, debido a la presencia del enlace doble. Son características las reacciones de adición, hacia el enlace doble (sobre el enlace n).
Propeno
HOH
2-propanol
Peróxidos
Regla de Markovnikov. En la adición de un halogenuro de hidrógeno a un alqueno asimétrico, el hidrógeno se une al carbono del enlace doble que tenga más hidrógenos. Si la reacción se realiza en presencia de peróxidos se produce lo contrario y recibe el nombre de reacción de antimarkovnikov.
CH3 — CH = CH2 + H20 --------- * CH3 — CH2 — CH2OH Propeno
•
R eacciones químicas de los alquenos
•
Hidrogenación. El H2 se adiciona en presen cia de catalizadores como el níquel.
HOH
1-propanol
Reacciones de com bustión. Son sim ilares a las de los aléanos, pero con una llama menos calorífica, amarilla y humectante. Puede ser com pleta e incompleta. Com bustión com pleta c 3h6 + o
2
—*• C 0 2 + H20
Ejemplo: ch2 = chch
3
Propeno
•
+ h 2 - c h 3c h 2c h
Com bustión incompleta
3
C 3 H6 + 0
Propano
Halogenaclón. Con Cl2 o Br2, produciendo derivados dihalogenados.
2
= chch Propeno
3
+ Cl2 - c h
2
— chch
O xidación de alquenos. Se oxida mediante el reactivo de Baeyer (K M n 0 4 diluido y frío).
Eteno
1
Etanodiol
3
i
Cl
•
Ozonólisis. Se realiza en presencia del ozono
Cl CH 3 — CH = CH 2 + 0 3 —CH 3 CHO + HCHO + 0 2
, 2 -dlcloro propano
• •
—- CO + C 0 2 + H20
CH2 = CH2 + KMn04 + H20 - CH2OH — CH2OH + Mn02 + KOH
Ejemplo: ch
•
2
Hidrohalogenación. Es la adición de un halogenuro de hidrógeno (HX). Se produce un halogenuro de alquilo.
Polim erización. Los polím eros son com puestos de alta m asa m olecular form ados a partir de subunidades que se denom inan m onóm eros.
1 1 4 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
Polimerización
ch2 = ch
.
2
N omenclatura común de los alquenos
[— CH 2 — CH2— ]„
Eteno (etileno)
CH 2 = CH 2 CH 2 = CH — CH 3 CH 3 = CH — CH 2 — CH 3
Polietileno
Etileno Propileno Butileno
N omenclatura IUPAC de los alquenos
Para nom brar los alquenos ram ificados se es coge primero la cadena más larga y continua que contenga el máximo número de dobles enlaces y se empieza a numerar del extrem o más cercano al doble enlace. La ubicación del doble enlace se debe indicar al nombrarlo, debe tener la menor numeración posible. ©
©
©
©
©
c h 3- c h - c h = c h - c h 3
ALQUINOS 0 HIDROCARBUROS ACETILÉNICOS Estructura: Enlace triple entre carbonos (C = C) Fórmula general: C„H2i
(con un solo enlace triple)
Serie hom ologa de alquinos norm ales (con un solo enlace triple) n = 2 — C 2 H 2 — CH = CH
etino (acetileno)
'C H , i
LL
4 - metil - 2 - penteno
sufijo
-►raíz de cadena principal ubicación del doble enlace
►ubicación de la rama
n = 3 — C 3 H 4 — CH = C CH 3
propino
n = 4 — C 4 H6 - C H = C CH 2 CH 3
butino
n = 5 — C 5 He — CH = C CH 2 CH 2 CH 3
pentino
P ropiedades físicas
Los alquinos son ligeram ente solubles en agua, debido a la existencia de electrones n, algo expuestos.
Cuando aparecen dos o más dobles enlaces se usan las term inaciones dieno, trieno, tetraeno, etc.
Los estados en que se encuentran son: ©
0
I
4
©
@
©
de C 2 a C4, son gases
(C H ,; — CH— C = C H — CH = C H , ©
ch2
de C 5 a C 15, son líquidos
CH.
de C 1 6 en adelante, son sólidos
©CHS
Son solubles en disolventes orgánicos.
4, S-dimetil-1, 3-heptadieno
Las tem peraturas de ebullición son m ayores que en los aléanos correspondientes.
Si las posiciones del doble enlace son equiva lentes, la numeración empieza por el extrem o más cercano a otro doble enlace y si no existe otro doble enlace, se numerará por el extrem o más cercano a un radical.
O btención de alquinos
•
Deshldrogenación de alquenos Ejemplo: CH 3CH = c h 2 -
© CH2 = CH — CH = CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH = CH2 1, 3, 8 - nonatrieno
© ch2
© © © © © = C H - c h 2- CH - CH - c h 2
• CH 3C = CH + H 2 Propino
Propeno
Reacción de alquilación. Un acetiluro metá lico se hace reaccionar con un halogenuro de alquilo. Ejemplo: chispa
CH3C e CCH3 + NaCI
CH3 CeC — Na + CH3CI 3 - metil - 1 , 5 - hexadieno
Propinato de sodio
eléctrica
Propino
Q
Hidratación del carburo de calcio. Permite obtener etino o acetileno, el alquino más im portante.
•
Etino
•
P ropiedades químicas
| 115
Reacciones de com bustión. Son similares a las de aléanos y alquenos, pudiendo ser com pleta (produce C 0 2 y H 2 0 ) o incompleta (produce CO, C 0 2 y H 2 0 ).
C = C + 2H20 -------- ►CH = CH + C a(O H ) 2 \ / Ca Carburo de calcio
u ím ic a
C 2 H2 + 0
2
— C 0 2 + H20
Completa
C 2 H2 + 0
2
— CO + C 2 + H20
Incompleta
Oxidación de alquinos. Se oxida mediante el reactivo de Baeyer (K M n 0 4 diluido y frío)
Son más reactivos que los aléanos y alquenos, por la presencia del enlace triple.
CH = CH4 + K M n04 + H20 - HCOOH + HCOOH + M n 0 2 + KOH
A los alquinos les son características las reac ciones de adición, hacia el enlace triple (sobre los enlaces
Ozonólisis. Se rompe el triple enlace y se for man ácidos carboxílicos.
ti) .
CH = C — CH2— CH 3 + O 3 — HCOOH + COOH — CH 2 — CH 3 + 0 2
R eacciones químicas de los alquinos
•
Formación de acetiluros. Los alquinos ter minales (tienen el triple enlace en el primer carbono) reaccionan con ciertos metales.
Hidrogenaclón. En presencia de catalizado res. Puede ser total (aléanos) o parcial (alquenos).
CH = C — C H 3+ Na — Na — C = C — CH 3 + H2
CH = C CH 3 + H 2 - CH 2 = CHCH 3 (Parcial) Propino
Propeno N omenclatura IUPAC de los alquinos
Para nombrar los alquinos con ramificaciones, se escoge la cadena más larga y continua que contenga el máximo número de triples enla ces y se empieza a num erar del extrem o más
CH = C C H 3 + H2 - CH 3 — CH 2 — CH 3 (Total) Halogenación. Se producen derivados halogenados.
cercano al triple enlace. CH = C CH 3 + Cl2 - CH = C CH 3 Propino
Cl 1
© © CH, - C H
Cl
© © C sC H
, 2 -dicloropropeno
© h '; •
Hidrohalogenación. Se adiciona un halogenuro de hidrógeno.
3 metil -1 - butino
_________
CH = CH + HCI - CH = C H f
©
Etino
® ©© l ©
©
©
©
C H ,- C S C - C - C s c - C s CH
-------------
Cl
■CH,;
Cloroeteno
5, 5 - dimetil - 1 , 3 , 6 - octatriino
Hidratación CH = C — C H 3 + H20 -
Cuando existen triples enlaces en posicio nes equivalentes, entonces se debe tener en cuenta la posición de otro triple enlace o de un radical,
CH3— CO — CH 3
o — h2 Peróxidos
CH = C — CH 3 + H20 --------- ►CHO — CH 2 — CH 3
O — H2
©
©
©
©
©
CH = C — CH 2 — CH 2 — C 1, 4,
8
© ee
©
©
©
C — CH 2 — C = CH
- nonatriino
1 1 6 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
III
\
RADICALES ALQUILICOS ( R - )
0
'CH3
©
Son grupos monovalentes. Se pueden obtener, quitando 1 hidrógeno de un hidrocarburo.
X
©
Se nombran dando la term inación: il ó iio.
1, 5 - hexadlino
- metil
3
© CH
(J
i
c -
1
©
©
X o
© CH
CH3—
metil o metilo
ALQUENINOS
CH 3 CH2—
etil o etilo
Presentan enlaces dobles y triples, tienen la si guiente fórmula general.
CH 3 CH 2 CH2—
propil o propilo
CH 3 CH 2 CH 2 CH2—
butil, butilo o n-butilo
Algunos radicales ramificados:
C nH 2n + 2 - 2 d - 4 t
CH3\ N om enclatura IUPAC de lo s alqueninos
CH—
Isopropil
CHCH 2
Isobutil
CH©
Si la posición del doble y triple enlace son equivalentes, entonces se empezará a enu m erar del extrem o más próxim o al doble en lace.
CH3\
Ejemplo:
CH 3 CH 2 CH —
©
©
CH©
Sec butil
© ©
CH 3
CH 2 = CH — C s C H ch3
1 - buten - 3 - ino
I
Cuando las posiciones del doble y triple enla ce no son equivalentes entonces se em peza rá por el extrem o más cercano al doble o triple enlace.
CH 3 — C —
Ter butil
I CH 3
Algunos radicales insaturados:
Ejemplos: CH 2 = CH —
CH 2 — C s C —
©
© © ©
© ®
CH 3
CH 2 = CH —
etenil o vinil
CH s C —
etinil
CH 2 = CH — CH2 —
propenil o alil
1 - hexen - 4 - ino
COMPUESTO CÍCLICOS CH 3 — CH = CH — C = CH
©
©
©
© ©
3 - penten -1 - ino
Cuando las posiciones del doble y triple enlace
Son c o m p u e s to s cuya ca d e na ca rb o n a d a es ce rra d a o cíclica , d ich a ca d e n a p u ede e sta r c o m p u e sta p o r p u ro s á to m o s de c a rb o n o o p u e de te n e r uno o m ás á to m o s de e le m e n to s d ife re n te s al c a rb o n o en el ciclo.
son equivalentes y existe un sustituyente cerca del triple enlace, entonces la numeración em
A licíclicos
pezará por el extrem o más cercano al triple enlace.
Son c o m p u e s to s q ue se e s tru c tu ra n con s im ple, d o b le o trip le e n la c e e n tre á to m o s de c a r bo n o, d e b id o a e sto se lla m a n :
1
X
® 0
o
II X
© o
©
-
© CH -
© 0 C = CH
i'CHC 3 - metil - 5 hexen -1 - ino
Cicloalcanos. Estos compuestos forman enlaces sim ples entre átomos de carbono y son los com puestos más representativos de los alicíclicos y por lo tanto son los más estudiados.
Q u ím ic a | 1 1 7
Cicloalquenos. Forman cadenas cerradas de un número variable de eplaces dobles. Cicloalquinos. Forman cadenas cerradas de un número variable de enlaces triples. Antiguam ente se pensaba que los com puestos cí clicos eran estructuras planas o que los átomos de carbono se encontraban en un mismo plano (teoría de las tensiones angulares de Baeyer). Luego se dem ostró que realm ente para que estos com pues tos sean estables los átomos de carbono no deben estar en un m ismo plano, resultando así que los cidoalcanos más estables son los que tienen a los átom os de carbono en diferentes planos, es así que los que tienen 3 y 4 átom os de carbono son los más Inestables. Cíelo propano
Ciclo butano
Conformación silla (más estable)
Conformación bote (poco estable)
N omenclatura
Considerarem os la nomenclatura de cidoalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos. Para la nomencla tura de estos com puestos se procede en forma sim ilar que los alcanos, alquenos y alquinos, con la diferencia que para el nombre de la cadena se antepone la palabra ciclo. Para los cicloalifáticos no ramificados, se pro cede de la siguiente manera:
iC k Cidoalcanos Cicloalquenos Cicloalquinos
O
O
C Mucha tensión ^ IA en el enlace es inestable
Mucha tensión en el enlace .-. es inestable
En cam bio los de 5; 6 y m ás átom os de carbono son más estables. Los de 5 y 6 átom os de car bono son los más im portantes siendo estos más estables en determ inadas conform aciones. Las siguientes conform aciones son las conocidas y las más im portantes de los cicloalifáticos:
A A A □ □ O O O
Ciclopropano
Ciclopropeno
Ciclopropino
Ciclobutano
Ciclobuteno
Ciclobutino
Ciclopentano
Ciclopenteno
Ciclopentino
Radical clcloalquino: Para el ciclopentano C ic lo
¡lo
prefijo
Forma plana (inestable)
Conformación tipo sobre (inestable)
Ciclopropilo
Para el ciclohexano /
Ciclopentilo
\
\ /
Forma plana (inestable)
Ciclobutilo
f
Ciclohexilo
Para los cidoalcanos ramificados, se enum e Conformación bote retorcido (inestable)
ra la cadena cíclica com enzando por aquel sustltuyente que dé la m enor para los sustitu-
118 | C
o l e c c ió n
E l Po s tu lan te
yentes y en caso de estar en igual posición los sustituyentes se considera el orden alfabético.
Nombre
Ciclopropano
1, 2, 4 Trimetilciclo hexano
1 - etil - 2,2 dimetilclclo pentano
1 - Cl - clclopropeno
Para los cicloalquenos y cicloalquinos ram ifi cados se comienza a enum erar por el doble o triple y se toma aquel sentido que dé menores posiciones para los sustituyentes.
Temp. de fusión °C
Fórmula
c 3h 6
Temp. de ebullición °C
-127,7
-33,3
Densidad relativa 0,689 (a 40 °C) 0,703
Ciclobutano
c 4h 8
-90,2
+ 12,9
Ciclopentano
c 5h 10
-93,8
49,3
0,745
Ciclohexano
C6H12
+ 6,5
80,7
0,779
Ciclononano
C9H18
11
178
0,850
56
-
0,854
Ciclotriacontano ^30^60
P ropiedades químicas
Los ciclos reacciones ruptura del respectivas
pequeños se inclinan hacia las de adición produciéndose una ácido form ándose las parafinas y sus derivados.
Adición de halógenos 1 etil -1,4 ciclohexadleno
3 metil -1 ciclohexeno
3 metil -1 ciclopentino
A
+ Br 2 - BrCH 2 — CH 2 — CH2Br
□
+ Br 2 - BrCH 2 — CH 2 — CH 2 — CH2Br
Adición de los halogenuros de hidrógeno
A
+ H I-C H
3
-C H
2
— CH2I
O btención de cicloalcanos
En forma natural se encuentran en la destilación del petróleo y en alquitrán. El método quím ico más común de obtención de los cicloparafinas es la ac ción de metales sobre los derivados dlhalogenados de las parafinas, por ejemplo: CH2Br H2C
\
+Zn
Adición de hidrógeno
A
+ H2 —
□
+ H2 ■■■-— , ch 3 - ch 2 - ch 2 - CH3
CH,Br
P ropiedades físicas
El ciclopropano y el ciclobutano son gases. De 5 carbonos a 10 carbonos son líquidos y los superiores son sólidos. La tem peratura de ebullición, la tem peratura de fusión y la densidad son algo m ayor que las parafinas con igual número de átomos de carbono. Al igual que las parafinas, son prácticam ente insolubles en agua. El siguiente cuadro m uestra las propiedades físi cas de algunos de los cicloalcanos:
3
CH2 - CH,
180 °C
0
*
í—CH -
80-120 °C
+ H2- -ü— CH3 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3 300 °c
O b s e rv a c ió n . Esta última reacción ilustra bien el aum ento gradual de la estabilidad de los ciclos, desde 3 carbonos hasta el de 6 carbonos, para producirse la ruptura de los anillos bajo acción del hidrógeno se requiere una tem peratura cada vez más alta, lo que demuestra el aum ento de la es tabilidad. Los ciclos con mayor número de carbono (de 5 a más carbonos) se inclinan más hacia las reaccio nes de sustitución, como las parafinas. Halogenación por sustitución:
Q u ím ic a | 1 1 9
AROMATICOS Los compuestos arom áticos están estabilizados en gran m edida por deslocalización de enlaces ti. La energía de resonancia de un com puesto arom ático es una medida de su aum ento en estabilidad. Sistema localizado
Sistema aromático
0 .
l
.
.
.
Es 36 kcal/mol más estable que el imaginario
La regla de Huckel. Un com puesto cíclico para ser arom ático debe tener 4n + 2 electrones n, donde n es un número entero. Según esta regla, un anillo con 2; 6 ; 10 ó 14 elec trones te puede ser aromático, pero un anillo de 8 ó 12 electrones n no puede serlo. Com o esta es una regla, se debe entender que tiene excepciones. Ejemplos:
Es 61 kcal/mol más
I ü j estable que el Imaginario ^ N 6e
6e
6e
ti
71
Es 22 kcal/mol más jg-' estable que el Imaginario, 0
Q
C aracterísticas estructurales de las moléculas aro
I
máticas
6e
71
10
e
n
La m olécula debe ser cíclica y plana, es decir, los átomos que form an el ciclo deben tender a ubicarse en un plano. Cada átomo del anillo o anillos deben tener un orbital p perpendicular al plano del anillo (tienen hibridación sp2).
1 2 e~ n (No es aromático)
Son aromáticos:
O No son aromáticos:
8e n (No es aromático)
Observación: Para los iones cíclicos se analizará si uno de los átomos que form a el ciclo, puede ser el carbono u otro elemento, tenga electrones apareados con los cuales complete el número de electrones ti que indica la regla de Huckel para ser aromático. Ejemplo:
H
'J1'
Sale H+
Anión clclopropenilo tiene 4e~ n no es aromático Catión ciclopropenilo tiene 2e“ tc .\ es aromático
1 2 0 | C o l e c c ió n E l Po s t u l a n t e
h
'„h ;
Anión ciclopentadienilo tiene 6e~ n es aromático
Sale H*
\ J
^
jj
NH2
Es el representante más sim ple de los hidrocarbu ros arom áticos fue descubierto por Faraday en el año 1825 en el gas de alumbrado.
amino benceno
benzaldehido ácido benzoico
Disustituldos. Se sustituye dos hidrógenos por dos radicales.
isr
C aracterísticas del benceno
La estructura que tiene el anillo del benceno fue determ inada por Kekulé (1865). De acuer do a la cual el benceno representaba un hi drocarburo cíclico de seis carbonos con tres dobles enlaces conjugados, nombrado 1, 3, 5-ciclohexatrieno. Debido al sistem a arom ático que tiene no da reacciones características a los compuestos no saturados, no decolora el agua de bromo ni la solución alcalina de K M n 0 4.
COOH
é é é
Catión ciclopentadienilo tiene 4e~ n . no es aromático
BENCENO
CHO
Posición: 1, 2 orto (O- )
Posición: 1, 3 meta (rrr)
Posición: 1, 4 para (p~)
Ejemplos: ch3
OH
é
ch3
metadimetil benceno
ortodihidroxi benceno
La reacción más común del benceno es la sus titución de sus hidrógenos por sustituyentes. En condiciones determinadas es posible las reacciones de adición del benceno, por ejemplo:
K3E
C2H5 paradietil benceno
O bservaciones: Para un com puesto su form a para es la más esta ble y su form a orto es el de mayor T.
H,/Pt
C6 H6
Polisustituidos
El benceno es un liquido, volátil, inflamable, su tem peratura de ebullición es 80,1 °C y den sidad igual a 0,879 g/mL. Es usado como di solvente de sustancias orgánicas. 139 pm
Formas resonantes
Cl
HO
coi Cl
IO J
Cl
HO
1,3,5 tri Cl-benceno
HO
1,3,5 tri hidroxi benceno
Benceno C6H6 Híbrido de resonancia no2
P rincipales derivados d e l benceno
2,4,6 trinitro - tolueno
M onosustituidos. Se sustituye un hidrógeno por un radical. a J L c , C I'^ Y ^ C I Cl Tolueno
vinil - benceno
alcohol bencílico
1,2,3,4,5,6 hexaclorociclohexano (lindano)
Q
Anillos bencénicos fusionados
u ím ic a
| 121
P ropiedades químicas
Por su carácter arom ático teniendo con esto esta bilidad por resonancia, estos com puestos se incli nan por las reacciones de sustitución. Halogenación ci
+ cl¡- í £ £ M o j Nitración NO; h 2s o 4
p HN03—
-— 1
O j + H2°
3,4 - Benzopireno
Sulfonaclón P ropiedades físicas ,
El benceno y sus homólogos más cercanos son líquidos incoloros con olor característico, los hom ólogos superiores son sustancias sólidas. Las tem peraturas de ebullición y de fusión dependen de la longitud e isomería de las ca denas laterales y tam bién de la disposición de las cadenas laterales del ciclo.
i- h 2s o 4
Todos son poco solubles en agua, pero son m iscibles, en todas proporciones con los di solventes orgánicos, alcohol, éter, etc. Se inflaman fácilm ente y arden con llama lu m inosa y muy humeante. PROPIEDADES FÍSICAS DE ALGUNOS ARENOS Nombre Benceno Tolueno Etilbenceno Xileno (dimetilbenceno) ompPropilbenceno Cumeno (¡sopropilbenceno) Estireno (vinilbenceno) Fenilacetileno
Punto de fusión (°C)
Punto de ebullición (°C)
Densidad relativa
+5,5 -9 5 -9 4
80,1 110,6 136,2
0,879 0,866 0,866
-2 5 -4 7 -1 3 +99 -9 6
144,4 139,1 138,4 159,2 152,4
0,896 0,881 0,854 0,861 0,862
-31
145,0
0,906
-4 5
142,0
0,930
[ 0
) + H 20
A lq u lla cló n por la reacción de F riedel-C rafts CH,
Los isómeros para poseen las tem peraturas de fusión más altas. Las densidades de los árenos (arom áticos) siem pre son m enores que la unidad.
1
s o 3h
hCH,CI
AICI,
O j +HCI
COMPUESTOS HETEROCICLICOS Son com puestos cíclicos en cuyos anillos además de tener átom os de carbono poseen otros átomos diferentes form ando parte de la estructura cíclica. En su mayoría son com puestos arom áticos como el benceno, incluso a condiciones de presión y tem peratura estándar son líquidos. Las moléculas más com unes son cíclicas pentagonales o hexago nales que contienen al nitrógeno, oxígeno o azufre form ando parte del anillo. Ejemplo: Nombre los siguientes compuestos:
OOO N I
H Pirrol
O
Furano
S
Tiofeno
Observación: Estos tres com puestos son arom áticos (cada uno tiene 6 electrones n).
122 ] C
E l Po stu lan te
o l e c c ió n
Otros ejemplos:
OH
I
c h 3- c h = c h
< C >
Enol
oh
ch
Fenol
= c-
oh
No existe
No son los alcoholes
C lasificación de alcoholes
a.
Purina
Furfural
Según posición del grupo hidroxilo en el carbono Fórmula general
Alcoholes
H
FUCIONES OXIGENADAS
I R — C — OH CH3 — CH2 — OH I
Primario
Cuadro de reconocim iento Función
Alcohol
R-CO-R'
/Q - c H Carbonilo primario )c = o Carbonilo secundario
b. 1.
— ch3
C 2 H5
Por el núm ero de OH M onoles. Contiene un grupo OH. Ejemplos:
C H 3 C H 2 OH
CH3 — COOH
'0 — H Carboxilo pN
2. c h 3— c o o
—
Dioles. Contienen dos grupos OH, también se les denom ina glicoles.
ch3
IOI i
R-COOR'
I
C H 3 OH
-c
I
Éster
OH c h3— c
CH3 — CHO
*0 R-COOH
IR— C— R I R
Terciario
X O I O O
Ácido carboxílico
R-CHO
H OH
L X 0
Cetona
CH3 — OH
- 0 Oxi
R-O-R'
OH
I OH I R— C — R I CH3 — CH — CH3
Secundario
—0 - H Hidroxilo
R-OH
H
Ejemplo
1 O I 0
Aldehido
Grupo funcional
1 O
Éter
Fórmula general
Ejemplos
Ejemplos:
Donde R, R' son radicales (iguales o diferentes)
ch I OH
FUNCIÓN ALCOHOL (R -O H ) Los alcoholes son compuestos que contienen un grupo hidroxilo (OH) unido a un átomo de carbono saturado. Se debe tener en cuenta que el enlace que mantiene unido al OH con el átomo de carbono es covalente y no iónico.
2
— ch
2
I OH
CH 3 — CHOH — c h 2o h Nom enclatura de alcoholes
Sistem a común:
A lc o h o l...............ílico Raíz del N.° de C
Ejemplos: OH ch3 — ch
2
— ch
Es alcohol
2
Sistem a IUPAC:
.............ol Raíz del N.° de C
Q u ím ic a | 1 2 3
Ejemplos: CH 3 OH
Común
IUPAC
Alcohol metílico
Metanol O btención de alcoholes
(Espíritu de madera) CH 3 CH 2OH
Etanol
El m etanol se obtiene a gran escala a partir del monóxido de carbono e hidrógeno a tem peraturas y presiones elevadas (300 °C y 300 atm) en presen cia de catalizadores.
Butanol
CO(g) + H2(g) ------- ►CH3OH(g)
Alcohol etílico (Espíritu de vino)
c h 3 c h 2 c h 2 c h 2o h
coholes al igual que el agua, pueden disolver com puestos iónicos, pero en menor proporción.
Alcohol
ZnO
butílico c h 3c h c h 2c h 3 I OH
Alcohol sec-butílicol
Cr2 0 3 2
-butano
Es m uy utilizado como solvente y en las reaccio nes químicas. Es venenoso, causa ceguera y la muerte. El etanol se puede obtener por ferm entación anaeróbica de los glúcidos o carbohidratos,
Otros ejemplos: CH2OH — CH2OH
etanodlol (etllengllcol)
CH2OH — CHOH — CH2OH propanotrlol (glicerina)
zinasa
CgH-j2Og
*- C2H5OH + C 02
(Glucosa)
(Etanol)
Tam bién se o btiene etanol por hidratación de eteno.
©I T ftl 5 - etil - 3 - octanol
CH2 =CH2 + H2Q
^
. CH3 — CH2OH
Eteno
P ropiedades físicas de los alcoholes
Los alcoholes pueden form ar puentes de hidrógeno con otras m oléculas de alcohol, y tienen puntos de ebullición mayores que los halogenuros de alquilo ( R - X ) y éteres de peso m olecular Igual. Los alco holes de bajo peso m olecular son miscibles con el agua, esta solubilidad es directam ente atrlbuible a los enlaces de hidrógeno entre los alcoholes y el agua. La porción hidrocarbonada de un alcohol es hldrofóblca, es decir, repele las m oléculas de agua. Al crecer la porción hidrocarbonada de la m olécula de un alcohol, la solubilidad del alcohol en agua dism inuye. SI la cadena hidrocarbonada es bas tante larga, supera las propiedades hidrofílicas (de afinidad por el agua) del grupo hidroxilo. La ram i ficación de la porción hidrocarbonada aum enta la solubilidad en el agua. Un increm ento del número de grupos hidroxilo - O H Incrementa tam bién las propiedades hidrofílicas y la solubilidad. El enlace O - H es polar y proporciona el dipolo necesario para disolver cationes y aniones. Los al
Etanol
El etanol es muy utilizado como solvente. Se en cuentra en las bebidas alcohólicas. Es menos tóxi co que los otros alcoholes. P ropiedades químicas de los alcoholes
Reacción con ácidos hidrácidos (Se forma halogenuros de alquilo) R - OH + HX -
R - X + H2Q
X: halógeno Ejemplo: CH 3 OH + HCI - C H 3CI + H20 Metanol
Cloruro de metilo
Deshidratacíón de alcoholes (Formación de alquenos)
I
1
— c —c —
H+ 1
1
I I H OH
c = c + h 2o I I ^
Alcohol
Alqueno
1 2 4 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
Ejemplo: c h 3 — c h 2 — c h 2o h - c h 3 — CH = CH2 + H20 Propanol
Propeno
Común: ciclobutil feniléter IUPAC: ciclobutiloxibenceno
Formación del éter R — OH + R — O H - - R — O — R' + H20 Éter
Ejemplo: c h 3— o h + h o — c h 3
c h 3 — o — c h 3 + h 2o Eterdimetílico
P ropiedades físicas de los éteres
Los éteres por lo general son sustancias de olor agradable, más ligeros que el agua y de puntos de ebullición bajos, ya que no están asociados.
Observación: Los alcoholes tam bién originan reacciones de oxi dación como de esterificación las cuales se indica rán más adelante a m edida que vam os conociendo las demás funciones oxigenadas. FUNCIÓN ÉTER (R - 0 - R') Son com puestos que poseen dos grupos (R y R') unidos al oxígeno, estos grupos pueden ser ¡gua les o diferentes y tam bién alifáticos o aromáticos. El com puesto más conocido de esta fam ilia es el éter etílico, (CH 3 CH 2 )2 0 , que frecuentem ente se llama éter. Nom enclatura de los éteres Sistema común:
Común: butil propil éter IUPAC: propoxibutano
Los éteres tienen m enor punto de ebullición que los alcoholes de igual peso molecular. Un éter no pueden form ar enlaces puente de hidrógeno con sigo mismo, porque no tiene hidrógenos unidos al oxígeno, sin em bargo puede form ar enlaces de hidrógeno con agua o un alcohol, lo cual origina cierta solubilidad en estas sustancias. Los éteres no pueden disolver com puestos iónicos.
O btención de los éteres
Síntesis de W illiam son R -O N a + R 'X — R - 0 - R ' + NaX X: halógeno
R — R' — Éter Ejemplo:
Los radicales se indican en orden alfabético
Sistema IUPAC:
CH 3 - ONa + C 2 H5CI - C H
Radical alcoxi El radical alcoxi debe tener el m enor N.° de car bonos.
3
- O - C 2 H 5 + NaCI
etil - metil éter
R — OXI — R'
Deshidratación de alcoholes
2R - OH A A . R - O - R’ + H20 calor
Ejemplos: ch
3
— o — c 2h5
Esto es útil solo para la preparación de éteres simétricos.
Común: etil metil éter IUPAC: m etoxietano CH 3 — CH 2 — CH 2 — O — CH 3 Común: metil propil éter IUPAC: m etoxipropano
Ejemplo: h 2s o 4
2CH 3 OH — — t CH 3 - O - CH 3 + H20 calor dimetil - éter
Q u ím ic a | 1 2 5
P ropiedades físicas de los aldehídos
P ropiedades químicas de los éteres
Son com puestos muy estables (poco reacti vos), siendo esta, otra de las razones im por tantes por la que se les usa como disolventes para las reacciones. No reaccionan con metales alcalinos. Resistentes a álcalis (bases) No reaccionan con agentes oxidantes ni re ductores. Reaccionan con ácidos (Hl; HBr; H2 S 0 4) dando lugar a la ruptura del éter. R - O - R' + 2HI — - R - I + R' - I + H20 Éter
loduros de alquilo
FUNCION ALDEHIDO (R -
CHO)
Son com puestos orgánicos caracterizados por te ner el grupo funcional -C H O . Nom enclatura de aldehidos Sistem a común:
.....................................aldehido (Raíz común del N.° de C)
Sistem a IUPAC:
................................ al (Raíz del N.° de C)
La mayoría de los aldehídos más conocidos son lí quidos a temperatura ambiente. Los aldehídos de bajo peso molecular tienen generalmente, olores pe netrantes y desagradables, en tanto que los de peso molecular elevado se encuentran en ciertos perfumes. Las características especiales del grupo carbonllo influyen en las propiedades físicas de los aldehi dos. El grupo carbonllo presenta polaridad, por lo que los aldehídos tienen m ayor punto de ebullición con respecto a aquellos hidrocarburos y éteres de peso m olecular comparable, pero m enor punto de ebullición que los alcoholes de igual peso m olecu lar, ya que los aldehídos no pueden form ar puen tes de hidrógeno entre sí. También tienen puntos de ebullición m enores que los ácidos y alcoholes de peso m olecular similar. En una pequeña pro porción, algunos com puestos iónicos pueden ser disueltos por estos compuestos orgánicos. El oxigeno del grupo carbonilo puede form ar puen tes de hidrógeno con m oléculas de agua. Esto ori gina que los aldehídos de bajo peso m olecular (con menos de cinco átomos de carbono) sean solubles en agua. O btención de los aldehidos
Los aldehidos son com puestos que se obtienen por una oxidación controlada de un alcohol primario.
Ejemplos: Común
IUPAC
H— C => HCHO SH
Formaldehído
Metanal
C H j — CHO
Acetaldehído
Etanal
CH 3 CH2CHO
Propionaldehldo
Propanal
Metanal: Es un gas incoloro de olor irritante. Disuelto en agua al 40% en volumen se deno mina formol.
Teóricamente se obtienen al sustituir 2 átomos de hidrógeno en un carbono primario por un átomo de oxigeno. P ropiedades qu Imicas de los aldehídos
Se oxidan con facilidad. Por lo general son reactivos. Oxidación. Form ación de ácidos carboxíllcos.
4-metil butanal
KMn04 R — CHO
CH,
Aldehido
CH 3 — CH = CH — CHO
+H20
Alcohol primario
•
Otros ejemplos: CH 3 — CH — (CH2 ) 2 — CHO
R— c —[H! R —C | K2Cr20 7 [otffj
R — COOH ácido carboxillco
2 -butenal
Ejemplo: /V W CHO
CHO
2
-octadial
KM n0 4
C H 3 CH2 CHO -------- ► CH 3 C H2 COOH
1 2 6 I C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
Reducción. Forman alcoholes primarios. R — CHO h2/N' . R — OH Aldehido
O btención de las cetonas
Se obtienen por la oxidación de un alcohol secun dario.
Alcohol primario H
Ejemplo:
R _
c -R '
1
■ h 2 /n¡
CH 3 — C H O
¡o
►CH3 - - OH
h
0 II
[0 ]/H --------------------
R - C -
K2Cr207
R ' + H 20
Cetona
!
Alcohol secundario
FUNCION CETONA (R - CO - R') Las cetonas son com puestos caracterizados por la presencia 0 1 del grupo carbonilo ( - C - ) . N om enclatura de la s cetonas
Sistem a común:
P ropiedades químicas de las cetonas
O xidación. Forman ácidos carboxílicos a condiciones más energéticas, con ruptura de la cadena carbonada.
R — R' — Cetona
Los radicales se nombran en orden alfabético.
Sistem a IUPAC:
Teóricamente se obtiene ai sustituir los dos átomos de hidrógeno de un carbono secundario por un áto mo de oxígeno.
...............................ona (Raíz del N.° de C)
O II R — C — R' '
V
R — COOH
' CH3COOH '
Cetona
Ácido carboxílico
Ejemplo:
Ejemplos:
O
C H 3 — CO — C H 3 Dimetil cetona
RH 3 — C — CH 3
C r° 3
,C H 3 COOH
Propanona Propanona
Sustancia líquida soluble en agua, disolvente de esm altes y barnices.
Reducción. Forman alcoholes secundarios.
R — C — R' CH 3 — CH 2 — CO — CH 3
>
Etilmetil cetona 2
,
<
R — CHOH — R' H,0___ n_______ ._______ -
Cetona
Alcohol secundario
-butanona Ejemplo: II
o
O 11
LÍAIH4/H*
C H 3 — C — C2 H5 h 2o
P ropiedades físicas de las cetonas
Son sustancias líquidas y sólidas a tem pera tura ambiental, sus m oléculas son polares y debido a esto son solubles en agua, dism inu yendo tal solubilidad al aum entar el peso mo
OH I CH 3 — CH — C2 H5
Observación: Para diferenciar experim entalm ente a los aldehi dos y cetonas se utilizan:
lecular.
R eactivo de Tollens: n itra to de plata a m o niacal.
Poseen mayor tem peratura de ebullición que los aldehidos correspondientes.
Reactivo de Fehling: iones C u + 2 en ácido tar tárico.
Q
u ím ic a
| 127
ACIDOS CARBOXILICOS
O btención de los ácidos carboxílicos
Se c a ra c te riz a n p o rq u e p o seen ei g ru p o fu n
Se obtienen por oxidación de alcoholes primarios.
c io n a l - C O O H , lla m a d o c a rb o x íllc o , cu ya fó r
K M n0 4
R - CH2OH + 2 [O] -------- ►RCOOH + H2Q
m ula g e n e ra l es R - COH. O
Ejemplo:
N om enclatura de lo s ácidos carboxílicos
Sistem a IUPAC:
KMn0 4
CH 3 CHzOH + 2 [O ] -------- ►CH 3 COOH + H20
.................................OICO
(Raíz del N.° de C)
P ropiedades químicas
Son ácidos débiles (se ionizan parcialmente). RCOOH « R C O O " + H +
Ejemplos: HCOOH — ácido metanoico
El ácido fórm ico es el más fuerte de ellos.
CH 3 CH 2 COOH — ácido propanolco
Reaccionan con bases form ando sales orgá nicas y con alcoholes form ando éster.
Sistem a común
Las sales que se form an generalm ente son solubles en H2 0 .
Estructura
Nombre com ún
HCOOH
Ac. fórmico
CH 3 COOH
Ac. acético
CH 3 CH2COOH
Ac. propanoico
CH 3 CH 2 CH2COOH
Ac. butírico
Reducción a alcoholes RCOOH
AILiH 4
1 R - OH
Ejemplo: AILiH 4
CH 3 C O O H CH 3 (CH2)3COOH
Ac. velerlco
CH 3 (CH2)4COOH
Ac. caprolco
CH 3 (CH2)6COOH
Ac. caprílico
CH 3 (CH2)8COOH
Ac. cáprico
CH 3 (CH2)10COOH
Ac. laúrico
CH 3 (CH2)12COOH
Ac. mirístico
CH 3 (CH2)14COOH
Ac. palmítico
CH 3 (CH2)16COOH
Ac. esteárico
P ropiedades físicas
Formación de sales R -C O O H + NaOH -
CH 3 CH 2 COOH + NaOH -
CH 3 CH 2 COONa + H20
ÁCIDOS SUPERIORES 0 GRASOS Son de alto peso molecular, de aspecto grasiento son insolubles en H2 0 , los más com unes son: C 12, C-|4 , C-|6 , C 17, C 1 8 tenemos. •
c
{ C „ H 23COOH [C H 3 - ( C H 2) 10- C O O H
C, — C 10: son líquidos solubles en H2 0 , los demás son sólidos de aspecto grasiento.
Forman entre sus m oléculas EPH (líquidos asociados).
RCOONa + H20
Ejemplo:
Estado físico a 25 °C.
C u — más: los de bajo M son solubles en H 2 0 , a partir de 1 0 carbonos son grasos, aceitosos.
►CH 3 OH
ác. dodecanolco (ác. láurico) .
c
ÍC 1 3 H27COOH } c h 3 ( c h 2) 12c o o h
ác. tetradecanoico (ác. mlrístlco)
1 2 8 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
.
c
ÍC 1 5 H3lCOOH
COMPUESTOS HETEROFUNCIONALES
[C H 3 (C H2) 12COOH
Las norm as para nom brar los com puestos que po seen varios grupos funcionales distintos son esen cialm ente las mismas que las utilizadas para los com puestos que tienen grupos funcionales igua les. La única salvedad es que se hace necesario definir uno de ellos (que es el que determ inará la cadena principal y el orden de numeración) como el grupo principal, considerándose los restantes grupos funcionales como sustituyentes.
ác. hexadecanoico (ác. palmítico) ,
q
ÍC 1 6 H33COOH [C H 3 (C H2) 15COOH
ác. heptadecanoico (ác. m argárico) .
c
Naturalm ente, un m ismo grupo funcional puede actuar como principal o como sustituyente, depen diendo de cuáles sean los otros grupos funcionales presentes en la molécula.
fC 1 7 H35COOH }C H 3 (C H 2) 16COOH
ác. octadecanoico (ác. esteárico) ESTERES (R - C 0 0 - R') Son com puestos que proceden de la reacción en tre ácidos carboxílicos y alcoholes. R eacción de esterificación
Ácido orgánico + alcohol « áster + agua RCOOH + R'OH A
HCOOR' + H20
Hidrólisis
N omenclatura
CH 3 COOH + CH 3 OH = C H 3 CO O CH 3 + H20 ácido acético
Metanol
Acetato de etilo Parte ácida
Parte alcohólica
El olor y el sabor característico de m uchos alim en tos se debe a la presencia de ásteres. Los ásteres de bajo peso m olecular tienen olores frutales, mu chos ásteres del ácido fórm ico aportan un sabor a ciruela, los acetatos, un sabor a pera, los buriratos un sabor a piña, etc. Ejemplo:
Grupo principal. Para seleccionar el grupo princi pal de entre los que existen en un com puesto de term inado, se hace uso del orden de preferencia que se indica en la tabla 1 , donde ios grupos fun cionales están ordenados por prioridad decrecien te. Se muestra también los prefijos y sufijos que se han de usar cuando un grupo actúa como sus tituyente o como grupo principal respectivamente. A efectos de utilizar la tabla 1, debem os saber que R representa un grupo sustituyente y que (C) de signa un átomo de carbono incluido en el nombre de la cadena principal y que no pertenece al grupo designado por el sufijo correspondiente. Ciertos grupos funcionales se describen por su prefijo ex clusivam ente. Algunos otros con esa misma carac terística figuran en la tabla 2 . En ambas tablas 1 y 2 figuran algunos grupos fun cionales. Su inclusión perm itirá nombrar, por sus titución, esos compuestos, siguiendo las mismas reglas que en los demás casos. Formación del nombre. El nombre de un com puesto que posea grupos funcionales distintos se construye sobre el del hidrocarburo correspondien te a la estructura fundam ental, añadiéndole los lo calizadores, prefijos y sufijos correspondientes. Se sigue los siguientes pasos: 1.
Se selecciona el grupo funcional principal, que dará nom bre al com puesto (nom encla tura por grupo funcional) o se utilizará como sufijo (nom enclatura por sustitución), e iden tifica a los sustituyentes que se citarán por sus prefijos.
2.
Definirem os la cadena principal anillo princi pal, utilizando los criterios generales. Resum i dos de un modo breve, son los siguientes:
CH 3COOH + C 6 H 6 - C H 3 CO O CC 6 H 5 + H20 Acetato de bencilo (olor a jazmín)
Saponificación. Es el proceso de fabricación de jabones (reacción inversa a la esterificación). Grasa + Base — Jabón + Glicerina (Éster de glicerina)
Q
Si el grupo principal está presente en dos o más cadenas o sistemas cíclicos, la cadena principal es la que lo contiene el m ayor núm e ro de veces. De no poder seleccionar la ca dena de este modo, se aplicarán los primeros criterios.
Tabla 1
Fórm ula —COOH —(C)OOH
S ufijo
Prefijo
carboxi-
Ácido ...carboxilico Ácido ...oico
1
Aniones i Cationes i Ácidos carboxilicos
I Haluros de ácido
-C O - X -(C )O - X
halocarbonii-
Haluro de ...carbonilo Haluro de .. oilo
i Amidas
-c o - nh2 -(C )O - n h 2
carbamoil-
-carboxamlda -am ida
l Nitritos
-C N -(C )N
cia n o -
I Aldehidos
-C H O
formil_
i Cetonas
-(C )H O >
oxo _ oxo-
-a l -o n a
i Alcoholes, fenoles
-O H
hidroxi-
-o l
i Trioles
-S H
sulfaníl-
—tiol
I Hidroperóxidos
- O - OH
hidroperoxi-
Aminas
-n h
amino
-am ina
1
= NH = NR
im ino (R )-im in o -
-¡mina
-O R
(R )- o x i-
-S R
(R )-s u lfa n il-
- 0 - OR
(R )-peroxi
qO
1
(R) oxicarbonil ...carboxilato (de R) ...oato (de R)
o ó
-C O O R -(C)O O R
0 0
I Esteres
1
1
Anhídrido ...carboxilico Anhídrido ...ioico
i Anhídridos
-carbonitrilo -nitrito -carbaldehído
1
Iminas
2
1
Éteres 1
Sulfuras 1
Peróxidos
| 129
Si el grupo principal está en un sistema cícli co, el anillo es la estructura fundamental.
En com puestos acíclicos, se utiliza los mis mos criterios que para seleccionar la cadena principal de alcoholes, cam biando sim ple mente los radicales — OH por el grupo princi pal que corresponda. Si el grupo principal está en una cadena alifática que contiene un sustituyente cíclico el com puesto se nombra como com puesto alifático y el anillo como prefijo (radical).
G rupo fun cional
u ím ic a
1 3 0 [ C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
Tabla 2 G ru p o
-F -C l -B r -I 3.
Prefijo fluoroclorobromoiodo-
G rup o = n2 -n 3 -n o -n o 2
4. Prefijo diazoazidonitrosonitro-
Enum era la cadena principal y asigna los lo calizadores. Recuerda que los localizadores más bajos deben corresponder a las siguien tes características estructurales consideradas sucesivam ente en el orden de m ayor a menor preferencia. Num eración propia de algunos sistemas (sis tem as arom áticos, policiclos, etc.). Grupo funcional principal citado como sufijo.
Los prefijos identifican los sustituyentes. Colo carlos en la cadena principal ayudándose de los localizadores.
FUNCIONES INTROGENADAS Los com puestos nitrogenados constituyen uno de los más relevantes, ya que se encuentran los grupos funcionales derivados del nitrógeno am plia mente distribuidos en todo ser viviente y tiene una extensa aplicación en la industria química y farm a céutica. F unción amina
Se reúne bajo el nombre de am inas a las sustan cias que pueden ser consideradas como resultado de la sustitución parcial o total de los átomos de hidrógeno del amoniaco (NH3) o del hidróxldo de amonio (NH 4 OH) por radicales hidrocarbonados.
Insaturaciones ( -e n o /-in o ) . Sustituyentes citados como prefijos. 4.
El nombre se form a em pezando por los sus tituyentes en orden alfabético, precedidos por sus localizadores y prefijos numéricos (di, tri, etc.). Recuerda que los localizadores se colocan (salvo cuando se utilizan contraccio nes) Inmediatamente delante de la parte del nombre a la que se refieren. El localizador 1, cuando señala la posición del grupo principal (sufijo), no es necesario citarlo, aunque se suele poner si existen en el mismo nombre otros localizadores.
Estructura y clasificación. Las aminas son sus tancias que tienen una apreciable basicidad y se clasifican de acuerdo al número de grupos unidos al nitrógeno trivalente. Tipos de aminas / R N - H — R - NH 2
R / N - R' — R - NH - R' \
Representación de un com puesto heterofuncional a partir de su nom bre sistem ático Según seguirán los siguientes pasos: 1.
Localizar en el nombre los prefijos y sufijos y sepáralos del mismo. Lo que queda es el nombre de cadena principal, dibújala y enu mérala. Si tiene numeración sistemática propia (siste mas arom áticos, biciclos, etc.), se utiliza. Si es un com puesto acíclico, se numera a par tir de un extremo. Si es cíclico, el grupo principal fijará la posición 1.
2.
Se debe situar las insaturaciones utilizando sus localizadores.
3.
El sufijo identifica el grupo principal. Colocarlo en la posición adecuada de la cadena prin cipal.
Am ina primaria
H
Am ina secundaria
H
/ R T N -R '-»R -N -R ' \ R"
Am ina terciaria
Donde: R, R', R" pueden ser un grupo alquilo o arilo. Nomenclatura. Para la nom enclatura de las am i nas existen diversas reglas, dependiendo de cada tipo de amina. Se nombra el o los grupos alquilos o arilos unidos al nitrógeno y luego se coloca la pala bra amina. Ejemplos: C 3 H7 N -H —
Propilamina
\
H
(primaria)
Q
/C H , N Nh
— Metilciclobutilamina (secundaria)
u ím ic a
| 131
Entonces los demás son considerados como sustituyentes, pero se indica con N para espe cificar que se encuentra unido al nitrógeno. E je m p lo s:
/C ,H 7 N - (CH 2)2 - C H 3 —- Etilpropilfenilamina x) / q ^ (terciaria)
c h 3- c h 2 - c h 2
c h 2- c h 3 I - N - CH 3
N-metil-N-etil propilamina
Para aminas más com plejas se considera al grupo - N H 2 como el grupo amino, pero se tie ne que elegir la cadena m atriz que contenga dicho grupo.
CH 3 I CH 3- CH 2 - N - CH 3 N. N-dimetiletilamina
E je m p lo s :
CH,
NH 2
N — CH,
I
i
CH 2- CH 2 - CH 2 - COOH 4 3 2 1
N, N-dimetil-(3-naftilamina
Ácido 4-am¡no butanoico
NH 2 I CH3- CH 2 - CH - CH 2 - OH 4 3 2 1 2
En algunos casos se colocan nombres deri vados de una amina importante. Se usa ge neralm ente para aminas arom áticas como la anilina.
-amino-1 -butanol
NH 2 I CH 3- CH - CH 2 - CHO 4 3 2 1
-
NH,
3-amino butanol n - c 2h 5
NH 2 n h 2 I I CH 3- CH - CH 1 2 3
Fenilamina (Anilina)
N-metil, N-etilanilina
- CH 2 - CH 3 4 5 2, 4, 6 -tr¡bromoanilina
2, 3-d¡amino pentano OH
3-amino ciclohexanol
V 1
2
3
4
c h 3- c h - c h 2- c h
2
P ro p ie d a d e s Las am inas son com puestos polares, esto les permite form ar enlaces puente de hidrógeno (a excepción de las aminas terciarlas).
4-amino-2-fenilbutano
Las aminas m enores son solubles en agua, teniendo un lim ite para unos seis átomos de carbono.
En otros casos se escoge el radical de m a yor número de carbonos en form a continua.
Las aminas alifáticas m enores tienen olores desagradables característicos, que recuerdan al amoniaco (NH3) y al pescado poco fresco.
nh2
132 | C
o l e c c ió n
El Po s tu lan te
Ejemplos:
0
En la descom posición del pescado se libera trimetilam ina. En la descom posición de la carne se produce 1,4-diam inobutano (putrescina) y 1,5-diaminopentano (cadaverina). Las am inas arom áticas son generalm ente muy tóxicas, al ser absorbidas a través de la piel producen resultados fatales. Las am inas arom áticas se oxidan fácilm ente con el aire, por eso se les encuentra general mente coloreadas por productos de oxidación, son incoloros en estado puro. Las am inas tienen punto de ebullición más alto que los com puestos no polares de peso m olecular semejante, pero son Inferiores a los alcoholes y ácidos carboxílicos. F unción amida
La im portancia de las amidas radica en su relación con la quím ica de peptidos y proteínas. La función amida está form ada por un grupo carbonilo y un grupo amino. Es considerado como un derivado de los ácidos carboxílicos, por sustitución del grupo - O H por - N H 2.
R -C
7
R’
-
R - CO - N - R"
R'-N 1 R" Amida terciaria
Nomenclatura. De acuerdo al sistema IUPAC se cambia la term inación oico, del ácido que origina el grupo acilo, por la term inación amida. SI existen otros grupos unidos al átomo de nitrógeno se indi can con la letra N. Ejemplo: CO - c h / N —H \ H
3
Etanamida
CO - C H 3 / N — CH 2 — CH 3 — N-etiletanamida \ H /C 0 - < 0 ) R -C H 2 -C H 2- C H
3
—
N-etil, N-propilbenzamida
X CH 2 - C H 3 Estructura y clasificación. Al igual que los ésteres, las am idas son derivados funcionales de los ácidos carboxilicos. En el caso de las amidas se tienen grupos acilo unidos al nitrógeno trivalente, el grupo acilo es aquel que se obtiene al elim inar el grupo oxidrilo del grupo carboxilo.
R -C
* 0
\
,0 — R -C
ÍO H )
\
grupo acilo
Tipos de amidas O // R - CO — R - CO - NH 2 nh2 Amida primaria
0 // R -C
Propiedades: A excepción del m etanam ida (H - CO - N H 2) las am idas sencillas son todas sólidas. Las am idas tienen un elevado punto de ebu llición, superior a los ácidos respectivos, esto se debe a la form ación de fuertes enlaces puente de hidrógeno. La más importante es la urea o carbodiam ida (NH 2 - CO - NH2), se encuentra en la ori na, se usa para la elaboración de resinas y plásticos, como abono y en la fabricación de medicamentos. El grupo - C - le confiere polaridad, esto le perm ite ser soluble en el agua. La solubilidad límite en el agua es de cinco a seis carbonos en las amidas. Una de las propiedades de las amidas es la trem enda facilidad para dar reacciones de po lim erización.
— R - CO - NH 2 NH 1 R' Amida secundaria
F unción nitrilo (R -C N )
Estructura y clasificación. Los nitritos o cianuros orgánicos se consideran como derivados de los
Q u ím ic a | 1 3 3
ácidos carboxilicos, esto se debe a que su hidróli sis conduce en último térm ino a dichos ácidos. Su fórm ula general es: R -C s N
R: grupo alquilo o arilo
Nomenclatura. Para su nomenclatura, el sistema IUPAC utiliza el nombre del ácido del que derivan cam biando la term inación ico por nitrilo, en otros casos se considera como cianuros de alquilo o ari lo ( -C N : cianuro), o tam bién como ciano aléanos o árenos ( -C N : ciano).
ISOMERIA Los isóm eros son aquellos com puestos que tienen la misma fórm ula global pero diferente fórm ula de sarrollada (del griego: isos: igual y m eros: parte). Los isóm eros tienen propiedades físicas y quím i cas diferentes, pero contienen igual número de la misma clase de átomos, pero estos están unidos entre sí de manera diferente. Tipos de isóm eros. De acuerdo a la estructura m olecular y a la distribución espacial de los átomos en la molécula, tenemos:
Ejemplos: CH 3 - C H
2
-ChÑ
Isomería f Isomería de cadena estructural j Isomería de posición [ Isomería funcional Isomería | Isomería geométrica espacial (estereoisomería)
Propanonitrilo (IUPAC)Cianuro de etilo Cianoetano
Isomería .
2-metilbutanonitrilo (IUPAC) Cianuro de isobutilo 2 -cianobutano
Clases de ¡somería estructural
CH, CH, - C H 2 - C s N
Br ~ < O ^ C = N
Isomería
1.
P-bromobenzonitrilo (IUPAC) Cianuro de p-bromofenilo P-cianobromobenceno
estructural
Isom ería de cadena. Son aquellos isómeros que poseen distintas cadenas carbonadas tie nen propiedades quím icas parecidas. Este tipo de isom ería se presenta en aléanos y para calcular el número de isómeros de ca dena se calcula con la siguiente relación.
Propiedades: Los nitrilos hasta 14 carbonos aproxim ada mente son líquidos, y los superiores son só lidos, todos ellos insolubles en agua.
N.° isóm eros = 2n
El más importante de los nitrilos es el acrilonitrilo, se utiliza en polim erización.
N.° isóm eros = 2n
Propenotrilo acrilonitrilo
El más conocido es el m etanonitrilo o ácido cianhídrico, se encuentran en m uchos vegeta les como en las alm endras amargas, es muy venenoso se usa como fungicida e insecticida y en metalurgia.
H+
CH 3- C = N + 2H20 -
CH 3 COOH + NH 3
+ (n -
6
) ; 7 < n < 10
Ejemplos: a-
C5 H 12 N.° de isóm eros = 2 5 _ 4 + 1 = 2 + 1 = 3 isómeros Los isóm eros son:
•
CH 3 - CH 2 - CH 2 — CH 2 — CH 3 — Pentano
•
CH 3 I CH 3 - CH — CH 2 — CH 3 — Metilbutano
HC = N Sus puntos de ebullición son m enores que los ácidos correspondientes que se obtienen por su hidrólisis.
4
n: N.° de átomos de carbonos
CH 2 = C H - C s N
Los de bajo peso m olecular son solubles en agua, tienen olores agradables o tipo etéreo.
+ 1 ; 4
CH 3 I CH 3 - C — CH 3 — Dimetilpropano l CH,
1 3 4 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
b.
C 8 H -|4
no2
N.° de isóm eros = 2 6 "
4
+ 1 = 2 2 +1
N 02
é r NOí
= 5 isómeros
o - dinitrobenceno
no2
éi
ú
m - dinitrobenceno
Los isómeros son: •
C H 3 — ( C H 2 ) 2 — C H 3 — H e xano
3.
CH 3 I •
C H 3 — C H — ( C H 2)2 — C H 3 —♦ 2-m e tilp entano
no2 p - dinitrobenceno
Isom ería funcional o de com pensación. Son aquellos que pertenecen a funciones di ferentes, tienen propiedades físicas y quími cas diferentes. Alcohol y éter
ch I •
3
ch I
3
C H 3 — C H — C H — C H 3 — 2 , 3 -dim etilbutano
y * C H 3 — C H 2 — C H 2O H
1-P ro p a n o l
V » C H 3 — O — C H 2C H 3
M etil-oxi-etil
c 3 h 8o
CH3 i
•
C H 3 — C H — C H — C H 3 — 2, 2-dim etilb utano
ch ch
3
y> C H 3 — C H 2 — C H O
Pro p anal
Y»CH 3 — CO — CH 3
P ro p an o n a
c 3 h 8o 3
C H 3 - C H 2 - C H - C H 2 - C H 3 — 3 -m etilpentano
2.
Aldehido y cetona
Isom ería de p o s ic ió n . Estos isóm eros tienen la m isma cadena carbonada, pero se diferen cian en la posición que ocupa su grupo sustltuyente.
Ácido y éster y » C H 3 - C H 2 - C O O H Á cid o propanoico C 3H 60 2 Y» C H 3 — C O O —C H 3
M etanoato de metilo
Estereoisom ería
•
c 3 h 8o
Pertenecen a esta clase de ¡somería los isómeros que difieren en la distribución espacial de los áto mos, poseen propiedades quím icas sem ejantes pero diferentes propiedades físicas.
— 1-p rop anol
C H 3 — C H 2 — C H 2O H
C H 3 — C H — C H 3 — 2 -p rop anol
l OH
Clases de estereoisom ería C 4 H9CI C H 3 — C H 2 — C H 2 — C H 2C I — 1-dorobutano C H 3 — C H 2 — C H - C H 3 — 2-clo ro b utano
Cl Es natural que puedan presentarse sim ultá neamente Isómeros de cadena y de posición. Dentro de los isóm eros de posición tenem os a los derivados dlsustltuldos del benceno, con sus respectivas posiciones: orto, meta y para. c h
3
ch
3
c h
Isom ería geom etría. Son aquellos isóm eros que se generan debido a la rigidez del doble enlace y existen dos clases. Para que exista isom ería geom étrica es necesario que se cumplan ciertas relaciones entre los ligandos de los carbonos doblem ente enlazados. Existe isomería:
3
Existe isomería: é
r CH-
o - xlleno
é v cH_
(o )
m - xlleno p - xlleno
c
a
d
Q u ím ic a | 1 3 5
nerales de carbono, de donde se form a el CO, este reaccionaria con el hidrógeno proveniente de com
No existe isomería: \
c=c
/
\ /u c= c o/ \
Isóm ero cis. Cuando los átomos o radicales, se encuentran a un m ismo lado (cis: de este lado).
puestos inorgánicos con la presencia de calor y de una fuerte presión que al com binarse dan origen a variadas form as de hidrocarburos que asociados constituyen al petróleo. nCO + (2n + 1 )H 2 — Cn4 2 n -
\
Isóm ero trans. Cuando los átomos o radicales se encuentran en lados opuestos (trans: al otro lado).
Ejemplos: /C H 3
h 3c x
c=c - i/ hr NH
HOOC
E stado natural h
C=Q x h
Cis -2 - butenodioico (Ácido maleico)
Teoría orgánica. También llam ada teoría animalvegetal o moderna, sostiene que el carbón y el hidrógeno que constituyen el petróleo provienen
drocarburos presentes en el petróleo.
Trans -2 - buteno
HOO^ c=c h'
/I
c=c NX H 3
u /' H
Cis -2 - buteno
^ nh^O
de restos de la vida anim al-vegetal preexistente, el agua y la capa de sedim entos protegieron a las sustancias orgánicas de una rápida destrucción por oxidación, mientras tanto la acción del calor y de las bacterias causaron la form ación de los hi
\ H3C x
2
Z
c=c
El petróleo es un líquido que se encuentra en de pósitos subterráneos, retenidos en capas im per m eables mezclado con gas natural y agua.
Trans -2 - butenodioico (Ácido fumárico)
PETRÓLEO La palabra petróleo etim ológicam ente proviene de dos voces latinas: petrum : piedra
oleum: aceite
Es decir aceite de piedra por lo que tam bién se le llama aceite mineral. ¿Q ué es e l p e tró le o ? El petróleo es una mezcla completa constituida principalm ente de hidrocarburos parafínicos, ciclo parafínicos o nafténicos y arom áticos; predom inan do los aléanos desde los más livianos a los más pesados, un petróleo se distingue de otro por el tipo de hidrocarburo que posee. Los aléanos o paraflnas gaseosas inferiores (gas natural) acom pañan al petróleo y están parcial mente disueltos en él. T eorías de su origen
Teoría inorgánica. También llamada teoría de ori gen mineral, se fundam enta en que a partir de m¡-
P ropiedades generales
El petróleo crudo es un líquido oleoso, más li gero que el agua, cuya densidad varía de 0,7 a 0,9 g/mL. El petróleo es un líquido a veces poco colo reado y fluido, otras veces es verdoso o rojizo con fluorescencia verde-azulada, o tam bién lo es espeso y negro, lo que explica por su varia da y compleja constitución.
1 3 6 | C o l e c c ió n E l P o s t u l a n t e
Com posición.
El petróleo contiene
pequeñas
cantidades de oxígeno, azufre y nitrógeno, sales inorgánicas e Incluso agua, siendo el azufre un ele mento inconveniente porque puede dar lugar a la corrosión. La mayor parte de los hidrocarburos del petróleo son líquidos; sin em bargo existen también hidro carburos sólidos (asfaltos y paraflnas) disueltos en hidrocarburos líquidos.
O btención del petróleo
Exploración. En la cual se trata de ubicar la zona petrolífera, a través de pruebas sísmicas, gravim étrlcas, geológicas, etc. Perforación. Una vez ubicada la zona, se perfora el subsuelo, en la industria petrolífera se distinguen dos sistemas de perforación: el de percusión y de rotación. Al perforar y alcanzar la capa petrolífera, generalm ente la presión del gas hace surgir es pontáneam ente al petróleo, lo que ocurre a veces en form a violenta, alcanzando el líquido grandes alturas; por ello es útil la armadura en la boca del pozo, m ediante la cual regulando la presión se le hace surgir en form a controlada. Si la presión del gas resulta insuficiente para elevar el petróleo, se Inyecta aire o gas natural o si no, se extrae el petró leo por medio de bombas. Explotación. El petróleo obtenido se almacena en grandes depósitos anexos y se le hace reposar para elim inar la m ayor parte del agua y la arcilla que a veces arrastra; luego se transvasa m ediante
Separación del agua por el m étodo de grave dad (el agua es más densa que el petróleo). Separación de algunas partículas por filtración. Endulzamiento, que consiste en la elim inación de sales como NaCI, CaCI2, MgCI2. Es necesario la elim inación de sales porque al po nerse en contacto con el agua form a HCI siendo esto totalm ente corrosivo. Destilación fraccionada. También se denom ina topping o destilación primaria, consiste en la se paración del petróleo crudo en sus componentes, lo cual se basa en las diferentes tem peraturas de ebullición que tienen los com ponentes de la m ez cla petrolífera, obteniéndose gas combustible, keroseno, aceites lubricantes y residual, toda refine ría hace uso de este proceso. En el Perú tenem os la refinería de Talara, La Pam pina, y Pucallpa en la Selva. La destilación del pe tróleo empieza cuando en la columna de fracciona miento, ingresa el crudo caliente a la tem peratura de 420 °C a 450 °C proveniente del horno. En la columna de destilación los com ponentes se sepa ran según la diferencia de tem peraturas de ebu llición de cada componente. Por la parte superior se desprende la fracción de menor tem peratura de ebullición y por el fondo se obtiene la fracción de mayor tem peratura de ebullición. torre de destilación
o
topping Petróleo crudo
bombas a los tanques de alm acenam iento, para después ser enviado a las destilerías o puestos de expedición, por cañerías especiales; oleoductos de gran longitud. R efinación del crudo
Consiste en la separación de impurezas del petró leo y obtener las fracciones útiles, tiene las siguien tes fases: Tratam ientos previos. El petróleo en su conjunto como mezcla lleva sedim entos como arcilla, agua emulsionada y sales, su elim inación está sujeta a los tratam ientos previos como:
Residuos de destilación. Alquitrán de crudo (as falto, fuel, oil, coque de petróleo), parafinas sólidas y otros productos betuminosos. P rincipales derivados
M encionar los derivados del petróleo, es enum erar cerca de 700 000 sustancias diferentes entre ga ses, líquidos y sólidos, para evitar tan seria tarea, Indicaremos las principales fracciones obtenidas en la destilación, de acuerdo a un rango de tem peraturas.
Q
Fracción
Temperatura
Cadenas carbonadas
Usos
Gas de petróleo
Hasta 40 °C
Ct a C4
Combustibles, el C3H8 principalmente
Éter de petróleo o ligroina
40 °C - 70 °C
C5 a Cg
Disolvente - Quitamanchas Lavado en seco
Cg a C10
Combustible de motores
Cu a C15
Combustible doméstico, motores diesel
120 °C - 180 °C
Keroseno
180°C - 2 70 °C
Gas oil (aceite diesel)
270 °C - 360 °C
Aceites lubricantes
Por sobre 360 °C
C2o en adelante
Lubricación
Vaselinas o petrolatos
Por sobre 360 °C
C12 a C15
Pomadas - lubricación
Parafinas
Por sobre 360 °C
C20 a C30
Velas (ceras) e impermeables
Alquitrán o brea
Por sobre 360 °C
Asfalto - impermeabilización
Coque de petróleo
Por sobre 360 °C
Combustible - electrodos
O
Otras gasolinas
03
70 ° C - 100 °C 100 ° C - 120 °C
p
Gasolina aviación Gasolina de automóviles
Obtención de aceites lubricantes; combustible diesel
D e riva d o s del p e tró le o
u í m ic a
| 137
1 3 8 | C o le c c ió n E l P o s t u la n t e
G as n a tu ra l
Í ndice de octano o poder antidetonante
Contiene los aléanos más volátiles, siendo su composición: Com ponente
Porcentaje
CH 4
—
80%
C 2 H6
—
13%
C 3 H8
—
3%
C4 H 10
—*
1%
—•
3%
Nitrógeno
La calidad de una gasolina se expresa por su octanaje. Para determ inar el octanaje de una gasolina, se prueba en un m otor de ensayo y se miden sus propiedades detonantes, esta prueba se funda menta en la comparación con una mezcla patrón form ada por n-heptano (detonante) y el 2, 2, 4 trimetil pentano (antidetonante) al que los técnicos del petróleo han dado el nombre inadecuado de isoctano. Escala de octanaje. (Según API)
Se obtiene del petróleo, al momento de la ex tracción o por destilación fraccionada a bajas tem peraturas (menos de 30 °C).
Componente
Se usa como combustible, en calefacción, como materia prima en la síntesis de muchos productos (petroquímica). Com bustiona com pletam ente sin producir hollín, los gases propano (C 3 H8) y butano (C4 H 10) se comprim en y se venden como gas licuado, com únm ente se le conoce como gas propano.
Isoctano
Hidrocarburo
ch 3- c
-
c h 2- c h - c h 3
Gasolina de 84 octanos. Tiene el mismo rendim iento en un m otor de prueba, que una mezcla de 84% en volumen de isoctano y 16% en volumen de n-heptano. •
Gasolina de 95 octanos. Tiene el mismo rendim iento en un m otor de prueba, que una m ezcla form ada por 95% de isoctano y 5% en volum en de n-heptano.
Variación de octanaje. En el siguiente cuadro se tiene los octanajes de algunos hidrocarburos:
Estructura molecular
Tipo de estructura
Octanaje
(CH2)5 -
ch3
Lineal
0
n-hexano
ch3 -
(CH2)4 -
ch3
Lineal
25
Ramificada
42
Ramificada
93
Ramificada
100
Aromático
106
Aromático
120
ch3 I CH3 - CH - (CH2)3 - CH3 ch3
2, 2, 4-tr¡metilpentano
Benceno
Tolueno
I c h 3 - c h c h 2c h 3 ch3 ch3 I I CH3 - c - c h 2 - c I I ch3 h
©
100
Donde el porcentaje de isoctano determ ina el oc tanaje, para lo cual ilustram os con dos ejemplos:
ch3-
2-metílbutano
0
ch3
n-heptano
2-metílhexano
Octanaje ch3
ch3
Es la fracción más im portante del petróleo, se obtiene entre 70 °C y 180 °C. Se usa como combustible en los m otores de combustión interna.
CH3 - (CH2)5 ch3
GASOLINA Es una mezcla de hidrocarburos líquidos de 5 carbonos hasta 10 carbonos, siendo los constituyentes más im portantes los de 6 ; 7 y 8 carbonos.
Fórmula
n-heptano
ch3
Q
2.
Del cuadro, se concluye que: 1.
C ra c k in g catalítico
En cadenas lineales
La ruptura de la cadena, es por la presencia de catalizadores como: S ¡0 2, A l 2 0 3, arcilla na tural, Cr 2 0 3, MgO.
En cadenas ram ificadas A mayor número de ram ificaciones =* M ayor octanaje ,
3.
| 139
Se realiza a tem peraturas entre los 430 °C y 400 “ C y a una presión de 1,4 a 3,4 atm ósfe ras de presión.
A m enor M => M ayor octanaje
2.
u ím i c a
El objetivo es bajar la tem peratura de ope ración para obtener una m ejor gasolina, no afectar la superficie del reactor que está for mada por m etales sensibles: Fe, Cr, Ni y por últim o reducir el costo de operación.
A nivel de hidrocarburos 400 ° C
Arom áticos Hidrocarburos insaturados Ciclo alcanos
C 1 8 H3 8 -------- ► C 8 H i 8 + Ck)H 2 6
Aumenta el octanaje
n-octadecano
Isoctano 2 metil-2 noneno
Alcanos ram ificados
Observación:
Alcanos lineales
Con el cracking catalítico se produce gasolina de m ayor octanaje.
T écnicas para mejorar la calidad de la gasolina
c. a.
Alquilación. En este proceso una cadena li neal o ramificada de bajo peso molecular, se une con otra que puede ser arom ática o no arom ática, obteniéndose gasolina de buena calidad.
Adición de sustancias antidetonantes. La adición de ciertas sustancias mejoran la cali dad de la gasolina tales como: Plomo tetraetilo: Pb(C 2 H 5 ) 4 Gasohol (90% gasolina + 10% alcohol) Éter terbutllm efílico
ch3-
ch3 ch3 ch3 ch3 i i i i c - c h 3 + c h 3- c = ch2- c h 3- c - ch 2 - ch - c h 3
I H Isobutano
Benceno
I CH3
Isobutileno
Isoctano
Observaciones: El plomo tetraetilo produce contam inación ambiental por em itir partículas de Pb (metal pesado).
d.
La gasolina ecológica de 90 octanos no tiene plomo y es m enos contam inante que la gaso lina de 84 octanos que usa plomo tetraetilo.
Isom erización. Los hidrocarburos normales se transforman en sus isóm eros ramificados m ediante una acción catalítica, m ejorándose el octanaje. a i 2o 3
U8 H-|8
* c 8h
n-octano
b.
C ra c k in g . Llamado craqueo o pirólisis, con siste en rom per la cadena de m oléculas pesa das de los hidrocarburos, generándose molé culas pequeñas que sirven en la obtención de la gasolina. El
1.
cracking puede
ser:
C ra c k in g térm ico También llam ado pirolítico, se realiza a altas tem peraturas entre 470 °C y 510 °C y elevada presión entre 20 a 50 atmósferas. Se obtiene etileno y alcanos ligeros.
e.
13
Isoctano
Gasolina arom ática. Permite la transform a ción de cualquier gasolina pesada en una de m ayor octanaje por uso de catalizadores como Pt/Al2 0 3 o Pt/Si3 AI 4 y funciones asocia das como hldrogenación e isomerización, el resultado es gasolina aromática.
c
t
^
Metil ciclo hexano
c
o
Tolueno
a
»,
1 4 0 | C o le c c ió n E l P o s t u la n t e
Metil ciclopentano
Cicloexano
Benceno
I mportancia del petróleo en la vida moderna
Sirve como m ateria prima para la obtención de productos sintéticos que com parándolos con los naturales resultan más económ icos y m uchas veces de m ejor calidad. Ejemplos: Fertilizantes, plásticos, etc. Se obtienen com bustibles con un poder calo rífico superior al carbón (hulla). Da lugar a la aparición de una nueva industria, la Petroquím ica y por ende nuevos productos en el mercado, que sustituyen a otros con igual fin. Ejemplo: solventes, fibras sintéticas, etc. Para los países desarrollados, esta fuente energética ha sido determ inante en su evolu ción industrial y económica. P etroquímica en el P erú
El térm ino Petroquím ica etim ológicam ente quiere decir quím ica de las rocas; pero se refiere a la industria de productos químicos derivados del petróleo o del gas natural princi palmente. La industria petroquímica en el país se redu cía a la obtención del hidrógeno a partir del petróleo residual, para la síntesis del am onia co que se lleva a cabo en Fertisa del Callao, hasta que Petroperú se dedicó a convertir a Talara en prim er polo de desarrollo petroquímlco de nuestra patria. Teniendo en consideración la dem anda de fertilizantes para el desarrollo de nuestra agricultura, se ha construido una planta que produce am oniaco, una unidad de craqueo catalítico que perm ite obtener adem ás de gasolina de alto octanaje, negro de humo y solventes. La enorm e im portancia para el desarrollo industrial de un país significa la im planta ción de la industria petroquím ica, por estar
basada en la transform ación quím ica del pe tróleo, gracias a estas industrias, obtenem os productos prim arios como: etileno, butileno, m etano, hidrógeno, com puestos arom áticos y productos finales como: solventes, líquidos anticongelantes, fibras sintéticas, líquidos para frenos, plastificantes, detergentes, cau cho artificial, negro de humo, películas, ais lantes eléctricos, productos farm acéuticos, fertilizantes, etc. C ontaminación que causa el petróleo
Una de las causas de la contam inación am biental es la presencia de sustancias extra ñas en el m edio ambiente por el uso masivo del petróleo y sus derivados, que caracteriza nuestra época. La contam inación con petróleo y con aceite de petróleo, de lagos, ríos y mares, ha traí do como consecuencia la mortandad de los peces, así como de las aves y m am íferos acuáticos y la desaparición de la vegetación en varios sectores. El petróleo, como agente contam inante de los m edios acuáticos, ejerce su acción sobre los seres vivos en tres form as: im pide la oxigena ción del agua al flotar en la superficie, consu me el oxígeno disuelto en el agua al descom ponerse en sus elem entos y ejerce una acción tóxica sobre los organism os al ser ingerido con los alimentos. Otra manera de contam inación a causa del petróleo se encuentra en su uso industrial como combustible, debido a los productos de la combustión, tales como el hollín, negro de humo y los gases de óxido carbonoso y carbó nico que contam inan el aire. ECOLOGÍA La ecología es una parte de la biología, que estu dia las relaciones existentes entre los organism os y el m edio en que viven. La población de cualquier especie animal depende de la disponibilidad de alim entos y del número de depredaciones naturales. Cuando estos dos facto res perm anecen constantes, la tasa de natalidad y la tasa de mortalidad son iguales.
Q
En el ámbito de la salud pública, la persona huma na es el objetivo principal, la protección del indivi duo y el m edio en que se desenvuelve. De aquí que sea necesario m antener su m edio ambiente: el suelo, el aire, el agua, los alim entos y los elem en tos externos que usa, debidam ente protegidos de contam inación. En el objetivo de lograr lo anterior, la participación de la Química es preponderante para la identifica ción y cuantificación de las sustancias, la adap tación de las m ism as a los requerim ientos del ser humano a la adición de cantidades definidas de ellas. Adem ás, en cuanto a la identificación y cuantificación de los organism os vivos, la aplica ción de la quím ica es necesaria, por cuanto estos se identifican por los cambios quím icos que produ cen en el m edio en el cual viven o por los cambios producidos por el uso de determ inadas sustancias quim icas. Todo lo descrito anteriorm ente requiere la realización de análisis quím icos de acuerdo a norm as especiales. La presión creciente sobre las extensiones cul tivables disponibles, el aum ento del uso de pro ductos quím icos, la expansión de los desiertos y la deforestación, están dism inuyendo la producti vidad del suelo en m uchas partes del m undo. El talado de bosques, el uso poco cuidadoso de pro ductos quím icos y fertilizantes y la erosión están destruyendo el suelo y el potencial agrícola de la tierra, por lo cual en los últim os años se ha hecho hincapié en la necesidad de encontrar m edios con los cuales se pueda detener e invertir estos pro cesos de deterioro ecológico. C ontaminación química
Cuando hablamos de contam inación o polución nos referim os a cualquier tipo de im pureza presen te en el aire, el suelo o el agua que altera o daña los ecosistem as afectando a los seres humanos, plantas y animales. Por extensión también aplicam os el térm ino a otros casos, como la contam inación de los alim entos, de nuestros vestidos, m ateriales diversos, etc. Mu chas sustancias dañinas o venenosas se encuen tran en form a natural, sin que sean consecuencia de la actividad humana, pero cuando hablamos de contam inación nos referim os específicam ente a la presencia de sustancias tóxicas que se encuentran
u ím ic a
| 141
en nuestro ambiente por causa del hombre, las cuales tienen efectos más rápidos y notorios que los que pueden causar sustancias tóxicas natura les, las que muchas veces toleram os porque nos hemos adaptado a ellas. Nuestro propio cuerpo, en form a natural, contie ne sustancias tóxicas, como arsénico, m ercurio y otros metales pesados sin que afecten nuestra sa lud. M uchas veces contiene tam bién nuestro orga nismo productos químicos como el insecticida DDT en cantidades que toleramos. Históricamente, la contam inación de nuestro pla neta así entendida, se inicia con la Revolución Industrial que tiene lugar a mediados del siglo pasado, al introducirse en las fábricas, máquinas accionadas por energía obtenida de com bustibles sólidos (carbón) cuyos residuos afectan a la bios fera. A esto hay que añadir la em igración de los habitantes del campo a la ciudad, tal como viene ocurriendo en nuestro país en las últimas décadas, form ándose grandes centros urbanos e industria les donde los hombres se aglomeran rom piendo la arm onía con la naturaleza; luego con el aumento de producción de bienes y el consumo, aumentan tam bién los desechos industriales que contribuyen a aum entar la contam inación. Este últim o fenóm e no se agrava con el desarrollo alcanzado en el úl tim o medio siglo por las industrias químicas, cuyos residuos son altamente contam inantes. Actualm ente el problem a de la contam inación ha alcanzado niveles alarm antes por su extensión geográfica, pues cubre todo el planeta incluyendo los océanos. Por ello, los ecologistas más preocu pados por la degradación del medio ambiente afir man que el hombre va en cam ino de envenenar toda la Tierra, autodestruyéndose. C ontaminación del aire
Entre los contam inantes prim arios del aire, es decir que causan la mayor parte de la contam inación, en una proporción mayor del 90% se señalan cinco tipos de sustancias: monóxido de carbono, óxido de nitrógeno, óxidos de azufre, m acropartículas y freones. a.
Monóxido de carbono. Es un gas muy peli groso para ei hombre, en primer lugar por su toxicidad, pues en alta concentración en el
142
| C o le c c ió n E l P o s t u la n te
ambiente puede ocasionar la parálisis de los órganos de respiración y también sofocación por insuficiencia de oxígeno, llegando incluso a causar la muerte, y también es peligroso por sus propiedades engañosas, ya que es inodo ro, insípido e incoloro. El monóxido de carbono (CO) se encuentra en el aire en forma natural, proveniente de la putrefacción de la materia orgánica y la clo rofila de las plantas, pero sin llegar a niveles peligrosos, sin embargo, este gas es también producido por los automóviles y otros vehículos con motores a petróleo o gasolina. De allí que las zonas urbanas muy pobladas con elevada circulación de automóviles y otros vehículos de transporte presentan mayor concentración am biental del monóxido de carbono. b.
Óxidos de nitrógeno. Los óxidos de nitróge no: monóxido (NO) y dióxido (N 0 2) son tam bién contam inantes del aire por ser tóxicos. Otros óxidos de nitrógeno existentes también en el aire no son tóxicos. La toxicidad del NO es relativam ente baja, pero su peligro radica en que puede oxidarse con el oxígeno del aire, convirtiéndose en N 0 2 cuya toxicidad es cuatro veces mayor. El N 0 2 produce irritaciones en nariz, garganta y ojos, y causa congestión y enferm edades pulm ona res que, en caso de contam inación extrem a pueden causar la muerte. Como sabemos, el aire contiene N2 y 0 2 en grandes cantidades, pero la reacción entre ambos gases para producir óxidos no se pro duce a las temperaturas ambientales, sino que requiere de altas temperaturas. Luego, los pro cesos de combustión, ya sea en los motores de los automóviles o en las plantas térmicas de energía eléctrica en que se quema grandes cantidades de petróleo, proveen la energía (ca lor) necesaria para que el N2 del aire produzca NO que luego se convierte en el aire en N 0 2. De allí la im portancia de la producción de ener gía eléctrica en centrales hidroeléctricas que no contaminan el aire.
c.
Óxidos de azufre. El óxido de azufre que se encuentra en mayor proporción en la atm ós fera es el dióxido (S 0 2), el cual se oxida en el aire convirtiéndose en trióxido ( S 0 3) y este
rápidam ente reacciona biental para convertirse cam bio se favorece en dad atmosférica, como central del Perú.
con la humedad am en H2 S 0 4. Este último lugares de alta hume es el caso de la costa
Además de los efectos tóxicos sobre los seres hum anos y las plantas, la presencia de S 0 2 y S 0 3 en la atmósfera causa un problema de contam inación ambiental que se conoce como el fenóm eno de la lluvia ácida, un Indi cador es la determ inación del pH del agua de lluvia, que con la sola presencia del C 0 2 en estado de equilibrio es un valor de 5,5. El principal daño que causa el S 0 2 en el hom bre es la irritación de las vías respiratorias y es m ayor aún cuando las personas respiran por la boca, por lo que afecta más a las per sonas que tienen males respiratorios (asm á ticos), así como a los ancianos que tienen tendencia a respirar más por la boca. El H 2 S 0 4, de otro lado, afecta también las vías respiratorias y es corrosivo. Los com bus tibles más comunes: carbón, petróleo y gas natural provienen de los organism os vivos entonces contienen algo de azufre y al arder se form arán el S 0 2 y el S 0 3. Es por eso que los principales contam inantes del aire con óxidos de azufre son los com bustibles fósiles ya mencionados que se queman en grandes cantidades en las plantas térm icas de energía eléctrica. Esta es además la razón por la cual el petró leo que tiene alto contenido de azufre se co tiza a más bajos precios, porque requiere de una refinación previa (para elim inar parte del azufre) si se quiere evitar la contam inación del aire. M uchas industrias, así como los autom óviles y otros vehículos emiten gases tóxicos y den sas humaredas que pasan a la atmósfera. Cuando estos humos tóxicos se mezclan con la niebla frecuente en m uchos lugares de alta humedad atmosférica, se produce una espe sa niebla llamada sm og (en inglés: smoke: humo; fog: niebla), que no solo dificulta la visi bilidad sino que causa trastornos respiratorios sobre todo en los ancianos y personas con afecciones pulmonares. Basta señalar que el
Q u ím ic a
una concentración de C 0 2 y de vapor de agua m ayor que en las otras subcapas.
sm og form ado sobre Londres en diciem bre de 1952 causó más de 4000 muertos. • d.
Freones. Con el nombre de freones se cono ce a un tipo de sustancias quím icas que con tienen cloro, flúor y carbono las cuales son uti lizadas por la industria en m uchos productos de uso doméstico. Estas sustancias se utilizan como ¡mpelentes en las latas de aerosoles lo que hace que continuam ente se pulvericen en la atmósfera, los freones son compuestos estables a tem peraturas bajas, por lo que no causan ningún daño inmediato, pero una vez en la atm ósfera se dispersan y llegan a la es tratosfera donde se encuentran con la capa de ozono; que nos preserva de los efectos de las radiaciones ultravioletas que irradia el Sol, destruyéndola.
EL OZONO El ozono 0 3 es un gas inestable de color azul claro a tem peratura ambiente. Se forma al hacer pasar una descarga eléctrica por 0 2(g). El ozono tiene m ayor densidad que el 0 2 (g), y es un agente oxidante muy fuerte. El ozono se descom pone con facilidad en el ambiente;
2 0 3 — 2 (0 2 + O *) — 3 0 2
Las radicales de oxígeno (O *) que son átom os interm edios en esta reacción y con gran ca p a cidad para c a p tar electrones, actúan así com o fu e rte s oxidantes, siendo em pleados en la des trucció n de bacterias en el proceso de p u rifica ción del agua. Destrucción de la capa de ozono de la atm ósfe ra. La Tierra y su entorno pueden ser divididos en
| 143
Estratosfera. Subcapa interm edia (de 15 km a 40 km de altura). Contiene en su parte infe rior, a unos 2 0 km sobre el suelo terrestre, una concentración o capa form ada por ozono que actúa como filtro de la mayor parte de radia ciones ultravioletas del Sol. Ionosfera. Subcapa superior (de 40 km a 4 0 0 0 km de a ltu ra ). C o n tie n e g a se s Io n i za d o s.
El ozono se form a en la atm ósfera superior (es tratosfera) cuando las m oléculas de 0 2 absorben radiación electrom agnética ultravioleta (UV) pro veniente del Sol, form ando una capa constante de pequeño espesor que envuelve a la Tierra. Esta capa de ozono absorbe parte de la radiación UV, en lo que constituye una operación de filtración esencial para la vida en el planeta. De llegar esta radiación con mayor intensidad a la superficie provocaría daños en los seres vivos. Se estima que la presencia de cáncer a la piel se eleva en form a directam ente proporcional a la dism inu ción de la concentración de ozono en dicha capa. Los com puestos orgánicos clorofluorocarbonados existen en la sociedad de consum o en la forma co mún de rociadores (spray) para diversos usos. Los com puestos gaseosos freones (CFCI3; C 2 F4 CI2; etc.), al ser liberados de sus recipientes, se difun den lentamente hacia la estratosfera. Ahora bien, la radiación UV que llega a la Tierra provoca diversas reacciones fotoquím icas en la estratosfera, como la form ación natural de ozono, según las reacciones:
0 2 0 2
+ luz — 2 + O* - o
0
*
3
las siguientes regiones: 1.
Litosfera. Los suelos (continentes).
2.
Hidrosfera. El agua (mares, lagos, etc.)
3.
Atm ósfera. Envoltura gaseosa que rodea a la Tierra. Esta contiene a su vez las siguientes subcapas:
Al Incidir la radiación UV sobre los freones, se li bera el cloro atóm ico altam ente reactivo el cual ataca al ozono generando el siguiente ciclo de reacciones:
Troposfera. Subcapa Inferior (unos 15 km de
CFCI 3 + luz — CFCI 2 + Cl* CI* + 0 3 - C I O * + 0 2
espesor). Vivim os inm ersos en ella. Hay aquí
CIO* + Q * - C I * + 0 2
1 4 4 | C o le c c ió n El P o s t u la n t e
El gas de clorofluorcarbono destruye la capa de ozono, perm itiendo que la radiación UV llegue con toda su intensidad (no filtrada) a la superficie de la Tierra. Así aunque el ozono puede renovarse en form a natural en la atm ósfera (debido a la misma ener gía de la radiación UV), su velocidad de descom posición actual en la capa de ozono a causa de los com puestos orgánicos clorofluorocarbonados generados por el hom bre es dem asiado elevada, por lo que hay partes en la capa de ozono que presentan agujeros, y cuya reparación será muy lenta.
en el aire podrían producir un efecto invernadero. Los científicos especulan que una elevación en la tem peratura en la atmósfera y por consiguiente en la superficie terrestre, podría originar que la nieve de los glaciares y el hielo de los polos de la Tierra, se derritieran, aum entando el nivel de los océanos que inundarían sectores continentales. C ontaminación del agua
Las aguas naturales no son puras sino que con tienen una serie de sustancias disueltas, princi palm ente sales, y adem ás suelen tener sólidos en suspensión, m uchos de ellos de origen orgánico (residuos vegetales o animales).
Exceso de ozono. Si bien el 0 3 es necesario en la estratosfera, el ozono form ado por las reaccio nes entre diversos com puestos orgánicos e Inor gánicos producidos y tam bién producto de reac ciones en cam pos eléctricos, representa en el aire que respiram os un tipo de contam inación, pues, contribuye a la form ación de sm og urbano (una mezcla contam inante de niebla y humo). Cuando la concentración de ozono en el aire aum enta, se
Tal como se ha dicho antes para el caso del aire, cuando hablamos de la contam inación del agua, nos referim os a la presencia en ella de sustancias que por su naturaleza o por su cantidad la hacen perjudicial para sus diversos usos, ya sea como agua potable, de uso agrícola o industrial. En el caso de ríos, lagos, m ares u océanos, la conta minación afecta o impide tam bién el desarrollo de plantas o animales acuáticos.
produce irritación en todo el tracto respiratorio.
Debemos anotar que algunos contam inantes se descom ponen gracias a procesos químicos o bio lógicos que ocurren en el agua, pasando a form as m ás sim ples que pueden perder su efecto perjudi cial. A estos contam inantes se les denom ina degradables o biodegradables. La biodegradaclón de la materia orgánica en el agua se produce en es pecial por acción de bacterias y otros organism os presentes en ella.
El e fe c to invernadero En nuestros estudios de Química no hemos consi derado venenosos al dióxido de carbono (CO 2 ) y al agua que, al contrario, nos da la vida. No obstante, la concentración del C 0 2 en el aire ha aumentado un 12% a 14% en los cien años pasados. El C 0 2 en la atm ósfera puede funcionar como el vidrio de un invernadero de plantas que deja pasar la luz so lar pero no sus radiaciones infrarrojas. Los rayos infrarrojos producidos en el invernadero elevan la tem peratura en el interior de este con referencia al m edio ambiente. En igual forma, el C 0 2 transm i te la luz visible pero no los rayos infrarrojos. Por esto se dice que m ayores concentraciones de CQ 2
Cuando se trata de bacterias aeróbicas, que ac túan en presencia del oxigeno disuelto en el agua, los productos resultantes de la biodegradación son inocuos, en cambio en ausencia de oxígeno ac túan bacterias anaeróbicas que liberan gases per judiciales, agravando la contam inación y emitiendo m alos olores.
Este libro se term inó de im prim ir en los talleres gráficos de Editorial San Marcos, situados en av. Las Lomas 1600, Urb. Mangom arca, S. J. L.; Lima, Perú. RUO 10090984344
